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第二章 酸碱反应

第二章 酸碱反应. [引] 本章应用反应一般原理，讨论无机物在水溶液 中的反应规律。 [特点]反应速度较大，故重点集中在反应的方向和限 度上。 [思考]标题含义。 第一节 酸碱理论 一、 电离理论 ( 归纳 ) 1、立论点：水溶液中物质的离解。 2 、要点： ① 电离： 电解质在水中或熔融状态下离解为自 由移动的离子的过程。 ②酸： 在水溶液中电离产生的阳离子全部是H + 的化合物；阴离子全部是 OH — 的化合物是碱。. 即： H + 是酸的特征， OH — 是碱的特征。 ③ 酸碱反应的实质：

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第二章 酸碱反应

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  1. 第二章 酸碱反应 [引] 本章应用反应一般原理，讨论无机物在水溶液 中的反应规律。 [特点]反应速度较大，故重点集中在反应的方向和限 度上。 [思考]标题含义。 第一节 酸碱理论 一、 电离理论(归纳) 1、立论点：水溶液中物质的离解。 2、要点： ①电离：电解质在水中或熔融状态下离解为自 由移动的离子的过程。 ②酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+ 的化合物；阴离子全部是OH—的化合物是碱。

  2. 即：H+是酸的特征，OH—是碱的特征。 ③酸碱反应的实质： H+和OH—结合成水，另一产物称为盐。 二、质子理论 1、立论点：物质与质子的关系。 2、要点： ⑴酸、碱定义： 酸——凡能给出质子的物种 碱——凡能接受质子的物种 两性物——既可给出、亦可接受质子的物种 ⑵共轭关系： 质子酸H+ + 质子碱 酸中有碱，碱可变酸——对应互变关系

  3. ⑶相对强弱：给出或接受质子的相对能力 相互制约关系——共轭的必然结果 ⑷酸碱反应 实质：质子在两共轭酸碱对之间的转移或传递。 [简评] 它揭示了酸碱的对立统一关系，扩大了酸碱范围，解决了非水体系的酸碱及反应问题。 第二节 水溶液的酸碱性 一、水的离解(溶剂质子自递) 1. Kw——水离子积常数 2. Kw的意义 它把酸碱对立统一关系联系起来了。 3. Kw的性质：为温度的函数

  4. 二、酸碱性： [H+]=[OH-]中性，[H+]＞[OH-]酸性，[H+]＜[OH-]碱性 三、pH值（pOH值） [思考] “pH=7.5的水溶液，是碱性溶液” “酸性溶液仅存在H+，碱性溶液仅存在OH-” “中性溶液的含义是什么？” 酸浓度、酸度、酸强度、酸性 四、计算（室温） ①0.01 mol/ HCl的pH值 ②10-8 mol/ HCl的pH值

  5. 第三节 酸碱平衡 一、电离平衡——弱酸(碱)在水中的电离 1、电离常数 表征了弱酸(碱)电离程度，仅为温度的函数。 2、多元酸碱离解的特点 ①电离过程是分步进行的； ②各级电离常数显著减小。 3、有关计算 例：计算10-5MHAc溶液的[H+]和电离度(Ka=1.8×10-5) 例：求室温饱和硫化氢水溶液的[H+]、[OH-]、[S2-]、 [HS-]及电离度。K1=10-8 K2=10-15 例：计算0.1M H2SO4溶液的[H+]、[SO42-]。 K=1.2×10-2

  6. NH4Cl(aq)  NH4+ + Cl- + H2O  OH- + H+  NH3·H2O + H2O  NH3·H2O + H+ NH4+ [NH3][H+] Kw K = = ———— —— [NH4+] Kb 二、水解平衡——化学平衡的又一种形式 [分析] 氯化铵水溶液

  7. 1、水解常数Kh 表征了盐水解程度大小，亦仅为温度的函数。 弱碱强酸盐：Kh=Kw／Kb弱酸强碱盐： Kh=Kw／Ka 弱酸弱碱盐：Kh=Kw／Kb ·Ka 一般Kh并不大。 2、有关计算 多元盐水解计算与多元酸碱电离相似，只考虑第一级水解。 例：计算0.1M NH4Cl的pH值（室温）。 例：计算0.1M Na2CO3的pH值（室温）。 [注]弱减弱酸盐及酸式盐计算不要求，只作定性分析

  8. 三、沉淀平衡——多相体系 [分析]难溶物在水中的溶解过程(BaSO4) BaSO4(S) Ba(aq)2+ + SO42-(aq) 平衡时：Kc = [Ba2+] [SO42-] = Ksp 1、溶度积常数Ksp——难溶物溶解平衡定量特征 Ksp反映了物质在水中的溶解能力。 2、溶度积规则 Qi(离子积) = Ksp 平衡 Qi≠ Ksp 非平衡 Qi＞ Ksp 直至Qi#= Ksp 即沉淀生成 Qi＜ Ksp 直至Qi*= Ksp 即沉淀溶解 3、溶解度与Ksp的关系 [问题] 不同难溶物能否直接用Ksp比较溶解能力

  9. 例：难溶物氯化银和铬酸银在水中溶解度大小 KspAgCl= 1.56×10-10KspAg2CrO4= 9×10-12 相同类型难溶物可直接用Ksp比较溶解度大小。 4、溶度积规则应用 例：等体积的4×10-3 M AgNO3和K2CrO4混合是否有Ag2CrO4沉淀生成？ KspAg2CrO4= 9×10-12 [注] ①、人眼对混浊度的敏感度 1×10-5 g/ml； ②、可能存在过饱和状态。 例：已知Ca3(PO4)2的Ksp= 2×10-29,求： ①、它在纯水中的溶解度S； ②、它在0.1M Na3PO4溶液中的溶解度。 5、分步沉淀与沉淀转化 [前提]不考虑反应速度

  10. ①分步沉淀：在混合溶液中加入沉淀剂，被沉淀离子 先后沉淀的现象。①分步沉淀：在混合溶液中加入沉淀剂，被沉淀离子 先后沉淀的现象。 例：浓度均为0.1M Cl-、CrO42-混合溶液，加入Ag+，谁先沉淀？ [问题]当第二种离子开始沉淀时，溶液中另一种离子尚存多少？ [小结]掌握了分步沉淀的规律，可控制适当条件，实现分离的目的。 ②沉淀转化：由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程。 遵守溶度积规则。 例：讨论碳酸钡转化为铬酸钡的条件。 KspBaCO3= 5.1×10-9KspBaCrO4= 1.2×10-10 [思考] 能否实现硫酸钡向碳酸钡的转化？ KspBaCO3= 5.1×10-9KspBaSO4= 1.2×10-10

  11. 四、影响酸碱平衡的因素 主要讨论离子浓度对酸碱平衡的影响[为什么] 1、同离子效应 加入与弱电解质或难溶物质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度或沉淀的溶解度减小的作用。 [理解]平衡移动原理 例：讨论用形成MɡF2沉淀除去F-或Mɡ2+的可行性。 KspMɡF2 = 8×10-8 [应用]利用同离子效应，加入过量沉淀剂使被沉淀离子除去或沉淀更完全。 例：0.5M NH3·H2O中加入NH4Cl(s)使之浓度为0.5M，比较加入前后溶液的[OH-]和氨水的电离度。 [OH-]0=1.3×10-3 α=1.34% [OH-]1=1.8×10-5 α=0.02%

  12. 2、盐效应 [问题]0.1M HAc中加入NaCl固体，使之浓度为0.1M， HAc的电离度如何变化？ 氯化银在硝酸钾溶液中的溶解度？ CKNO3 (M) 0 10-3 5×10-3 10-2 SAgCl(×10-5M) 1.28 1.32 1.39 1.43 加入强电解质，使弱电解质的电离度或沉淀的溶解度增大的作用——盐效应。 [理解]有效浓度的变化对平衡的影响 [注意]盐效应较同离子效应影响小，一般不考虑。 3、稀释效应 弱电解质的电离度、盐的水解度增大

  13. 4、缓冲溶液 [问题] ①100ml纯水中加1M NaOH 0.1ml，pH变化？ ②在0.5M NH3·H2O和0.5M NH4Cl混合溶液100ml中， 加入1M NaOH 0.1ml，pH变化？ [结果]纯水的pH变化远大于氨—氯化铵溶液。 缓冲溶液：在一定范围内具有保持体系pH值基本不变的溶液。 范围——少量强酸、碱、稀释。 缓冲原理：因为存在较大量的抗酸和抗碱成分，外加少量酸碱，平衡移动维持pH基本不变。 因此,当抗酸、抗碱成分被消耗完，即失去缓冲能力。 组成：弱酸及其盐、弱碱及其盐、酸式盐等 缓冲容量： [思考]缓冲能力大小与哪些因素有关？

  14. 5、温度对水解平衡的影响 温度升高，促进水解。

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