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1、2020/9/17,第一節(jié)水的解離反應和溶液的酸堿性,,,第三章 酸堿反應和沉淀反應,2020/9/17,3-1-1酸堿的電離理論,,,,3-1-1 酸堿的電離理論,近代酸堿理論,2020/9/17,,阿侖尼烏斯酸堿電離理論,2020/9/17,3-1-2 水的解離反應和溶液的酸堿性,,,,3-1-2 水的解離反應和溶液的酸堿性,水的解離反應,2020/9/17,,溶液的酸堿性和pH,,1.010-7,1.010-7,<1.010-7,c(OH-)/molL-1,<1.010-7,1.010-7,1.010-7,c(H+)/molL-1,堿性,中性,酸性,溶液酸堿性,,,,,,,,,,,202

2、0/9/17,,,,酸堿指示劑,,,pH試紙在不同的pH溶液中顯不同的顏色,2020/9/17,第二節(jié)弱電解質的解離反應,,,3-2 弱電解質的解離反應,2020/9/17,3-2-1 解離平衡和解離常數(shù),,,3-2-1 解離平衡和解離常數(shù),弱電解質在水中部分解離, 存在解離平衡,解離平衡,2020/9/17,,,,解離常數(shù),,2020/9/17,,,,,,例,2020/9/17,3-2-2解離度和稀釋定律,,,,3-2-2 解離度和稀釋定律,解離度,,解離度可表示弱電解質解離程度的大小 在溫度、濃度相同條件下, 越小, 電解質越弱,2020/9/17,,,,稀釋定律,,起始濃度 c 平衡

3、濃度 c-c c c,若c/Ki 500, 1-1,2020/9/17,3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算,,,,3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算,若Ki Kw 且濃度不很小, 可忽略水的解離,2020/9/17,,,,,2020/9/17,,,,,例,計算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度,pH=-lg(7.510-12)=11.12,2020/9/17,,,2020/9/17,3-2-4多元弱酸的分步解,,,,3-2-4 多元弱酸的分步解離,2020/9/17,,,,,例,已知常溫、常壓下H2S的溶解度為0.10molL-1， 計算

4、H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度,2020/9/17,,,,,例,已知常溫、常壓下H2S的溶解度為 0.10molL-1， 計算H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度,2020/9/17,,,,,常溫下, H2S飽和溶液中, c(H2S)=0.10molL-1,調節(jié)H2S溶液的酸度，可控制c(S2-),2020/9/17,3-2-5 解離平衡的移動同離子效應,,,3-2-5 解離平衡的移動同離子效應,HOAc H+ + OAc- NaOAc Na+ + OAc-,,平衡向左移動,2020/9/17,,,,,例,在0.10molL-1NH3H2O

5、溶液中, 加入固體NH4Cl,使其濃度為0.10molL-1, 計算溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度,x=1.810-5,c(OH-)=1.810-5 molL-1,2020/9/17,,,,c(OH-)=1.810-5 molL-1,未加NH4Cl的0.10molL-1NH3H2O溶液 1.34%,即由于同離子效應，使降低,,利用同離子效應, 調節(jié)溶液的酸堿性, 可控制弱電解質溶液中有關離子的濃度，進行金屬離子的分離和提純。,上此課內(nèi)容回顧:,2.4 化學平衡的移動 化學平衡的影響因素：濃度、壓力、溫度，催化劑。 平衡移動的規(guī)律呂查德里原理 3. 酸堿反應和沉淀反應 3.1水的解離反應

6、和溶液的酸堿性 * 3.2弱電解質的解離反應,解離平衡和解離常數(shù)（Ka、Kb）* 解離度和稀釋定律 弱酸或弱堿溶液中離子濃度的計算* 多元弱酸（弱堿）的分步解離 解離平衡的移動同離子效應,2020/9/17,3-2-6 緩沖溶液,,,,3-2-6 緩沖溶液,,,NaOAc 抵消H+; HOAc 抵消OH-,2020/9/17,,,,,,2020/9/17,,,,,,,例,試計算含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液的pH值。,x=1.810-5,c(H+)=1.810-5 molL-1,2020/9/17,,,,,,,例,,(2) 在含0.100molL-1HOA

7、c、0.100molL-1NaOAc溶液中加入HCl, 使c(Cl-) = 0.001molL-1，計算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來酸的作用，而保持溶液pH值不變。,2020/9/17,,,,,,,(3) 在含0.100molL-1HOAc、0.100molL-1NaOAc溶液中加入KOH, 使 c(K+)=0.001molL-1，計算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來堿的作用，而保持溶液pH值不變。,2020/9/17,,,,,,例,,(4) 在含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液中加入H2O, 使溶液稀釋

8、10倍, 計算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水的稀釋作用，而保持溶液pH值不變。,,掌握弱電解質的解離度、稀釋定律、解離平衡、 同離子效應、緩沖溶液的概念。 重點掌握一元弱酸、一元弱堿解離平衡的計算(包括同離子效應、緩沖溶液pH值的計算)。,本節(jié)內(nèi)容要求,2020/9/17,3-3-1 水解反應和水解常數(shù),,,,3-3-1 水解反應和水解常數(shù),1、水解反應, 顯堿性,3-3 鹽類的水解反應,2020/9/17,,,, 顯酸性,+,2020/9/17,,,,2020/9/17,,,,2、水解常數(shù)*,2020/9/17,,,,水解常數(shù),,2020/9/17,3-3-2 分步

9、水解,,,,3-3-2 分步水解,多元弱酸鹽或多元弱堿鹽水解是分步的,2020/9/17,,,如FeCl3的水解反應式,,2020/9/17,3-3-3 鹽溶液pH的近似計算,,,,3-3-3 鹽溶液pH的近似計算*,,例,計算0.10molL-1NaOAc溶液的pH和水解度,2020/9/17,3-3-4影響鹽類水解度的因素,,,,3-3-4 影響鹽類水解度的因素,1、水解離子的本性,,,-,2020/9/17,,,,Al2S3 +6H2O 2Al(OH)3+ 3H2S,SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl+ HClSbCl3 + H2O SbOCl+ 2HCl Bi(NO3)3 + H

10、2O BiONO3+ 2HNO3,2020/9/17,,,,2、鹽溶液濃度、溫度,一般來說，鹽濃度越小，溫度越高，鹽的水解度越大。,3、鹽溶液酸度,降低溶液的pH，可增大陰離子的水解度,升高溶液的pH，可增大陽離子的水解度,2020/9/17,3-3-5 鹽類水解的抑制和利用,,,,3-3-5 鹽類水解的抑制和利用,1、易水解鹽溶液的配制,為抑制水解，必須將它們?nèi)芙庠谙鄳膲A或酸中,,2020/9/17,,,,易水解鹽溶液的配制,,2020/9/17,,,,易水解鹽溶液的配制,,2020/9/17,,,,易水解鹽溶液的配制,,+ H2O,H2S + OH-,2020/9/17,,,,2、利用鹽

11、類水解進行離子的分離和提純,,如除去溶液中的Fe2+、Fe3+,2. 降低酸度，調節(jié)溶液pH=34，促使 Fe3+水解，生成Fe(OH)3,. 加熱，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3,,本節(jié)內(nèi)容要求,1. 掌握鹽類水解的概念。 *2. 掌握一元弱酸鹽、 一元弱堿鹽溶液 pH值的計算。 3. 熟悉鹽類水解的抑制和利用,2020/9/17,,,,難溶電解質： 溶解度 0.01g/100gH2O,微溶電解質： 溶解度 0.1g0.01g/100gH2O,易溶電解質： 溶解度 0.1g/100gH2O,3-4 沉淀反應,,2020/9/17,3-4-1難溶電解質的溶度積和溶解度,,,

12、3-4-1難溶電解質的溶度積和溶解度,1、溶度積常數(shù),2020/9/17,,,一般難溶物,即: 在一定溫度下, 難溶電解質的飽和溶液 中, 各組分離子濃度冪的乘積是一個常數(shù)。,溶度積常數(shù),2020/9/17,,,溶度積表達式也適用于難溶弱電解質。,,(2),2020/9/17,,,溶解度與溶度積的相互換算,,例,2020/9/17,,,對于AB型難溶強電解質,2020/9/17,,,1.不適用于易水解的難溶電解質,2020/9/17,,,,2020/9/17,,,,只有相同類型、基本不水解的難溶強電 解質，可直接根據(jù)溶度積大小來比較溶 解度的大小。,,2020/9/17,3-4-2沉淀反應,,

13、,3-4-2 沉淀反應,1、溶度積規(guī)則,根據(jù),2020/9/17,,,,,例,在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O,問有無Mg(OH)2沉淀生成？,,有Mg(OH)2沉淀生成,2020/9/17,,,,,例,在10 mL 0.10 molL-1 MgSO4溶液中加入10 mL 0.10molL-1NH3H2O,若使Mg(OH)2沉淀溶解, 最少要加入多少摩爾NH4Cl？,2020/9/17,,,,使沉淀溶解 c(OH-) < 1.110-5 molL-1,c(NH4Cl)(8.210-2-1.110-5)molL-10.082molL-1

14、,平衡濃度/(molL-1) 0.050-1.110-5 y 1.110-5,最少要加入NH4Cl (0.0820.020)mol=0.0016 mol,上此課內(nèi)容回顧:,3.3 鹽類的水解反應,水解反應和水解常數(shù)（Kh）* 分步水解 鹽溶液pH的近似計算* 影響鹽類水解度的因素 鹽類水解的抑制和利用,3.4 沉淀反應,難溶電解質的溶度積和溶解度(Ksp 、S) 沉淀反應：溶度積規(guī)則* 影響沉淀反應的因素*,2020/9/17,,,2、影響沉淀反應的因素,,s =1.110-9molL-1 < s,沉淀完全的概念 一般當c(離子)10-5molL-1,認為沉淀完全。 為使離子沉淀完

15、全, 可利用同離子效應, 加入過量沉淀劑 (一般過量20%50%)。,2020/9/17,,,,如M(OH)n型難溶氫氧化物,2020/9/17,,,,,例,為除去1.0molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+, 溶液的pH應控制在什么范圍？,pH應控制為： 2.81

16、即AgI沉淀完全時AgCl不沉出,2020/9/17,,,,即AgCl開始沉淀時AgI已沉淀完全,2020/9/17,,,,,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使其分離，計算溶 液的pH控制范圍。,例,c2(OH-) < c1(OH-) , Fe(OH)3先沉淀,沉淀次序：不同類型，須計算開始沉淀所 需沉淀劑的濃度，所需濃度小 的先沉淀。,2020/9/17,,,,,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使Ni2+與Fe3+分離， 計算溶液的pH控制范圍。,例,解: (2) 計算Fe(OH)3沉

17、淀完全時的pH,pH=2.81,為使離子分離, pH應控制在3.156.72之間,2020/9/17,3-4-3沉淀的溶解和轉化,,,3-4-3 沉淀的溶解和轉化,1、沉淀的溶解,,生成弱酸 CaCO3(s) + 2H+ Ca2+ + H2CO3,生成水 Fe(OH)3(s) + 3H+ Fe3+ + 3H2O,2020/9/17,,,,PbI2(s) + 2I- PbI42-,2020/9/17,,,2、沉淀的轉化,,在試劑作用下，由一種難溶電解質轉化為另一種難溶電解質的過程。,沉淀轉化趨勢較大,類型相同的難溶強電解質，一般來說，溶度積大的難溶電解質易轉化為溶度積小的難溶電解質。難溶電解質溶度積相差越大, 轉化越完全。,2020/9/17,,,又如 鍶鹽的生產(chǎn) 需先用Na2CO3將SrSO4(不溶于水和一般酸) 轉化為SrCO3,2020/9/17,,,3-4-4 沉淀反應的應用,1、制備難溶化合物,2、除去溶液中雜質,3、離子鑒定,4、離子分離,,第四節(jié)結束,,第三章 結束,作業(yè)：習題6、12、15、16,