无机化学课件《酸碱反应与沉淀反应》.ppt

文档介绍：第3章酸碱反应和沉淀反应Chapter3 Acid-base Reaction and Deposition Reaction
水的解离与溶液的酸碱性
弱电解质的解离反应
盐类水解
沉淀反应
引导课堂教学的问题
1、大家的日常生活离不开酸、碱、盐,通过实验总结的酸、碱性质的规律,归纳的理论有哪些?
2、水作为最常见的溶剂,水溶液的本质大家是怎样理解的;水中酸碱反应的本质是什么?
3、物质从水中为什么能析出,也就是沉淀出来?饱和溶液性质?
复习、预习提纲
1、复衡的移动规律;
2、回顾酸碱电离理论,认识弱酸、碱的解离平衡;
3、弱酸、弱碱溶液中离子浓度的计算;
4、酸碱反应的本质?沉淀-溶解平衡及其移动;
水的解离与溶液的酸碱性
现代酸碱理论简介
1887年, (仅适用于水溶液中)
1923年, ö:凡能给出质子的物质(分子或离子)都是酸, 凡能与质子结合的物质(分子或离子)都是碱。
1923年, . Lewis提出的酸碱电子理论:凡是能接受电子对的物质为酸,凡是能给出电子对的物质为碱。该理论依据于物质的结构,使酸碱的概念更扩展了。
酸碱质子理论(proton theory of acid-base ) (质子传递理论)
酸碱的定义: 凡能给出质子的物质(分子或离子)都是酸,凡能与质子结合的物质(分子或离子)都是碱。
酸和碱之间的这种关系,称为酸碱共轭关系,这一对酸碱称为共轭酸碱对。酸或碱,可以是分子、正离子或负离子;有些物质还可既是酸又是碱。
酸
碱+ 质子
共轭酸
共轭碱+ 质子
H2PO4- (aq)
HPO42- (aq)+ H + (aq)
HCO3- (aq)
CO32- (aq) + H + (aq)
H3PO4 (aq)
H2PO4- (aq)+ H + (aq)
Ac - (aq) + H + (aq)
HAc (aq)
NH4+ (aq)
NH3 (aq) + H + (aq)
H2O (l)
OH - (aq) + H + (aq)
H3O+ (aq)
H2O (l) + H + (aq)
共轭酸碱对表示一个酸碱半反应。若酸越易给出质子,则其共轭碱就越难接受质子,即酸越强,其共轭碱就越弱;反之,酸越弱,其共轭碱就越强。但是酸不能自动放出质子,必须有碱来接受质子;反之碱也如此。因此两对共轭酸碱对之间的质子传递反应,即质子的受授过程就是常见的酸碱反应。该理论不仅适应于水体系,而且适应于非水体系。
酸1 + 碱2
碱1 + 酸2
H+
HCl + H2O
Cl- + H3O+
H2O + NH3
OH- + NH4+
NH3 + H2O
NH4+ + OH-
HCl + NH3
Cl- + NH4+
OH- + HAc
H2O + Ac-
H2O + H2O
OH- + H3O+
HCl(g) + NH3 (g)
NH4Cl(s)
水的解离反应和溶液的酸碱性
水的解离反应研究表明:纯水有微弱的解离。在纯水或水溶液中,存在着水的解离平衡:
实验测得25℃时纯水中,c(H+)和c(OH-)各等于1. 0×10-7mol · L-1由于水的解离度很小,纯水的浓度可看作常数,因此,Kw称为水的离子积。与其他平衡常数一样, Kw是温度的函数,室温下一般按Kw=×10-14来处理。
H2O (l) + H2O(l)
OH(aq) + H3O+ (aq)
因此,溶液的酸碱性取决溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小:
酸性溶液 c(H+) > 1. 0× 10-7mol · L-1 > c(OH-) pH <7
中性溶液 c(H+) =1. 0× 10-7mol · L-1 = c(OH-) pH = 7
碱性溶液 c(H+) <1. 0× 10-7mol · L-1 < c(OH-) pH >7
水的解离平衡随水中c(H+) 和 c(OH-) 的变化而发生移动。在纯水中c(H+) =c(OH-),若加入酸或碱形成溶液, c(H+) 或 c(OH-)发生变化,水的解离平衡发生移动。达到新平衡是 c(H+) 不等于c(OH-),但是 c(H+) ·c(OH-)= Kw 。
溶液的酸碱性与pH值
定义:pH= - lg[c(H+)/c] ,pOH= - lg[c(OH-)/c],
pKw = - lg Kw , pH + pOH = pKw =14
pH值越大,溶液