第三章第三章酸碱反应和沉淀反应酸碱反应和沉淀反应目 录3-1 水的解离反应和溶液的酸碱性3-2 弱电解质的解离反应3-3 盐类的水解反应3-4 沉淀反应水 的 解 离 反 应 和 溶 液 的 酸 碱 性第一节酸是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+ 的化合物，如HCl、HAc、H2SO4 碱是在水溶液中电离产生的阴离子全部是OH- 的化合物，如NaOH、Ca(OH)21、酸碱电离理论酸碱中和反应实质是H+和OH-结合生成H2O的 反应；酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离H+和OH- 程度来衡量阿仑尼乌斯酸碱理论认为： 一、酸碱理论2、酸碱的质子理论布朗施泰德-劳莱的酸碱质子理论认为：凡是能给出质子(H+)的物质都是酸(质子的给予体) 凡是能接受质子(H+)的物质都是碱(质子的接受体)酸 HClH+Cl-HAc H+Ac-NH4+ NH3+H+H2PO4- H+HPO42-碱： H2O+H+ H3O+H+Ac- HAc NH3+H+ NH4+H+HPO42- H2PO4- 酸 质子(H+) +碱 共轭关系把酸碱之间这种对应互变关系叫做共轭关系，具有 共轭关系的酸和碱叫做共轭酸碱对。注意： (1)质子论中酸和碱可以是分子，也可以是离子； (2) 质子论中没有盐的概念，而是离子酸或是离子碱； (3) 有的离子在一个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中可以是酸； (4) 酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱，它的共轭碱越强。酸中有碱，碱中有酸，知酸便知碱，知碱便知酸酸碱两性物质质：既能给给出质质子，又能接受质质子。 例如HCO3-、H 2O、 NH3 、HSO4-是两性物质质。酸碱反应实质：质质子从酸1转转移给给碱2，从而生 成 酸2 和碱1。 酸1 碱2 酸2 碱1 HCl + NH3 NH4+ + Cl-H2O + NH3 NH4+ + OH-HAc + H2O H3O+ + Ac- Al(H2O)63+ + H2O H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+二、水的解离反应和溶液的酸碱性、水的解离反应纯水或稀溶液中 c(H3O+)/c c(OH-)/c =Kw=1.010-71.010-7=1.010-14H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)Kw水的离子积常数，简称水的离子积Kw的意义为：一定温度时，水溶液中H+和OH- 之积为一常数。 2、溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性7=71.010-71.010-71.010-7c(H+)/molL-1碱性中性酸性溶液酸碱性Kw与浓度无关，与温度有关。当温度升高时Kw 增大。 Kw(298.15K)=1.010-14c(H+)/c c(OH-)/c =Kw pH=-lg c(H+)/c pOH=-lg c(OH-)/c pH=pKw-pOH=14-pOH溶液的pH值若c(H+)=m10-n,那么pH=n-lgmc(H+)/(molL-1)1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14酸性增强 中性 碱性增强0.10 molL-1HAc溶液中, c(H+)=1.3410-3molL-1 pH=-lgc(H+)/c =-lg1.3410-3=2.87例例20.10 molL-1NH3H2O溶液中, c(OH-)=1.3210-3molL-1pH=14-pOH=14+lgc(OH-)/c =14+lg(1.3210-3)=11.12pH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强。（1）酸碱指示剂 一些有色的有机酸或弱碱 ，其颜色会在一定的pH值范围内保持，从而 确定溶液的pH值。指示剂发生颜色变化的pH 的范围，称指示剂变色范围。溶液酸碱性的测定甲基橙 红 橙 黄3.1 4.4石蕊 红 5.0 紫 8.0 蓝蓝 酚酞 无色 粉红红 红红8.0 10.0（2）pH试纸 由多种指示剂的混合液用滤 纸浸透，晾干而成，在不同的pH溶液中显示 不同颜色，将之与标准色卡比较即可测定溶 液的pH值。（3）酸度计 用仪器测定pH值，更精确。第二节弱电解质的解离反应一、解离平衡和解离常数弱电解质在水溶液中部分解离，存在解离平衡。、解离平衡一元弱酸 HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)c(H+)/c c(Ac-)/c c(HAc)/c Ka (HAc)= c(H+)c(Ac-)c(HAc)简化为Ka (HAc)= Ka 弱酸标准解离常数，简称酸常数一元弱碱 NH3.H2O(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)c(NH4+)/c c(OH-)/c c(NH3.H2O)/c Kb (NH3.H2O)= c(NH4+)c(OH-)c(NH3)简化为Kb (NH3)= Kb 弱碱标准解离常数，简称碱常数Ki 弱电解质的标准解离常数同一类型，Ki 越小,弱电解质解离越困难,电解质越弱。 弱电解质：一般Ki 10-4 中强电解质：Ki =10-210-3Ki 与弱电解质本性有关，可表示弱电解质解 离程度大小。Ki 与浓度无关，与温度有关。由于温度对Ki 影响不大，一般可不考虑其影响。 rGm =RTlnK2、解离常数例 试计算298.15K、标准态下Ka(HAc)值。解： HAc H+ + Ac- fGm/(kJmol-1) -396.46 0 -369.31rGm=(-369.31)-(-396.46)kJmol-1=27.15 kJmol-1 -rGm -27.151000RT 8.314298.15ln K = = = -10.95Ka (HAc)=1.810-5解离部分弱电解质浓度 未解离前弱电解质浓度解离度() 100%二、解离度和稀释定律1、解离度解离度与弱电解质本性有关，可表示弱电解 质解离程度大小。在温度、浓浓度相同条件下,越小，电电解质质越弱。解离度与温度有关。T升高， 增大。由于弱电解质的解离热效应较小，故T对影响 不大，可忽略.一定温度下，浓度越小，解离度越大。2、稀释定律一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq) 起始c c 0 0 平衡c c-c c c Kic若5000.100-xx 则 x=1.3410-3 例c(OH-)=1.3410-3 molL-1解： NH3H2O NH4+OH- 平衡浓度/(molL-1) 0.100-x x x计算0.100molL-1氨水溶液中的 c(OH-)、pH和氨水的解离度。例c(OH-)=1.3410-3 molL-1Kw 1.010-14 c(OH-) 1.3410-3c(H+)= = molL-1=7.510-12 molL-1pH=-lg(7.510-12)=11.12= 100%= 100%=1.34% x 1.3410-3c 0.100Ka(1)= =1.110-7c(H+)c(HS-)c(H2S) c(H+)c(S2-)c(HS-)Ka(2)= =1.310-13四、多元弱酸的分步解离 多元弱酸在水溶液中分步解离。 如 H2S H+ + HS-HS- H+ + S2-从 Ka(1)、 Ka(2)可以看出： a、 Ka(1)Ka(2)，多元弱酸的强弱主要取决于Ka(1)b、H+主要来自一级电离，即c(H+) c(HS-)，S2-只来自二级电离已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10 molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(HS-) 、 c(S2-) 、c(OH-)和H 2S的解离度。例解：当 时，可忽略二级电离，看成一元酸处理。H2S H+ + HS- 平衡浓度/(molL-1) 0.10-x x xc/Ka(1)=0.10/(1.110-7)500，0.10-xxc(H+)= x= =1.110-4 molL-1c(H+) c(HS-)= 1.110-4 molL-1 (HS-一级产生,二级消耗。二级消耗极弱，可忽略)Ka(1)= = =1.110-7c(H+)c(HS-) xxc(H2S) 0.1-xxx 0.1HS- H+ + S2-因为 Ka(2) Ka(1) 所以 c(HS-) c(H+) Ka(2)= =1.310-13c(H+)c(S2-)c(HS-)c(S2-)Ka(2) = 1.310-13 molL-1Kw 1.010-14c(H+) 1.110-4c(OH-)= = =9.110-11Kic1.110-70.10= =0.11%二元弱酸溶液中: c(A2-)Ka(2)结论： (1)多元弱酸的Ka(1)Ka(2) Ka(3),求c(H+)时，可当作一元弱酸近似处理（Ka(1)/Ka(2)100）。(3) 多元弱酸的酸根浓度极低，当需要大量此酸根时，往往用其盐而不用其酸。(2) 二元弱酸的酸根离子浓度近似等于Ka(2)，与酸的原始浓度关系不大。两式相加 H2S 2H+ + S2- Ka= Ka(1)Ka(2)HS- H+ + S2-H2S H+ + HS- Ka(1)=c(H+)c(HS-)c(H2S)Ka(2)=c(H+)c(S2-)c(HS-)c(H+)与c(S2-)的关系c(