无机化学第4章
《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
大学无机化学第四章 酸与碱
酸碱质子理论的优点
与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围。如NH4Cl
与NaAc，在电离理论中认为是盐，而质子理论认 为NH4Cl中的NH4+是酸， NaAc中的Ac-是碱。
• 酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都
可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围。
• 建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸
二、 酸-水、碱-水质子传递
弱酸
HA + H2O HA
Ka
H3O+ + A H+ + A
可简写为 平衡常数
H / c A / c
HA/ c
c 1mol L1
Ka,HA
K a 酸度常数，acidity constant
弱碱
B + H2O
BH+ + OH
实质： 两对共轭酸碱对之间的质子（H+）传递反应。
第一节 质子酸碱概念
(1) 电离作用:
H+ HCl + H2O ≒H3O+ + Cl－
酸1 碱2 酸2 碱1
H+ (2) 中和反应: H3O+ + OH－ ≒ H2O + H2O 酸1 碱2 酸2 碱1
H+ (3) 水解反应: H2O + Ac－ ≒ HAc + OH－ 酸1 碱2 酸2 碱1
酸碱的分类
一元弱酸、弱碱 多元弱酸、弱碱 两性物质
第三节 酸碱平衡中的浓度计算
一、一元弱酸、弱碱
例：试计算浓度为c的弱酸HA水溶液的[H+]。 解： (1) 忽略水的质子自递平衡，则： HA ⇋ H+ + A– 起始浓度： c 0 0 电离浓度：[H+] [H+] [H+] 平衡浓度： c - [H+] [H+] [H+]
无机化学第四章课后习题参考答案
第四章氧化和还原1、在下列两种物质中，分别按Mn,N元素的氧化值由低到高的顺序将各物质进行排列：（1）MnO, MnSO4, KMnO4, MnO(OH), K2MnO4, Mn(2) N2, NO2, N2O5, N2O, NH3, N2H42、指出下列反应中的氧化剂，还原剂以及它们相应的还原，氧化产物。
（1）SO2+ I2 + 2H2O →H2SO4 + 2HI（2）SnCl2 + 2HgCl2→SnCl4 + Hg2Cl2(3) 3I2 + 6NaOH →5NaI + NaIO3 + 3H2O3、用氧化值法配平下列氧化还原反应方程式：（1）Cu + H2SO4 (浓)→CuSO4 + SO2 + H2O（2）KMnO4 + S →MnO2 + K2SO4(3) As2S3+ HNO3 + H2O →H3AsO4 + H2SO4 + NO(4) (NH4)2Cr2O7→N2 + Cr2O3 + H2O(5) P4 + NaOH →PH3+ NaH2PO24、用离子-电子法配平下列氧化还原反应方程式：（1）Cr2O72-+ SO32+ + H+→Cr3+ + SO42-(2) PbO2(s) + Cl- + H+→Pb2+ (实际是PbCl42-) + Cl2(3) H2S + I2→I- + S(4) CrO2- + H2O2 + OH-→CrO42-(5) ClO3- + S2-→Cl- + S + OH-(6) KMnO4+ FeSO4+ H2SO4→MnSO4+ Fe2(SO4)3+ K2SO4 + H2O(7) KI + KIO3 + H2SO4→I2+ K2SO4(8) Ca(OH)2 + Cl2→Ca(ClO) 2 + CaCl2(9) Fe(OH)2 + H2O2→Fe(OH)3(10) Al + NO3-→[Al(OH) 4] - + NH3(11) ClO- + Fe(OH)3→Cl- + FeO42-(12) P + CuSO4→Cu3P + H3PO4 + H2SO45、把镁片和铁片分别放入浓度均为1 mol .L-1的镁盐和亚铁盐的溶液中，并组成一个原电池。
无机化学第4章溶液
【例题】 2.6g尿素[CO(NH2)2]溶于50.0g水中，试计 算此溶液在标准压力下的凝固点和沸点，已知尿素的
摩尔质量为60.0g·mol-1。已知水的Kb=0.512K·kg·mol-1, Kf=1.86K·kg·mol-1 。
解
bB
50.0g
2.6g 60.0g
mol
1
0.867mol
kg 1
应用二：制作防冻剂和冷却剂
盐和冰的混合物可用作冷却剂，在水产 事业和食品贮藏及运输中广泛使用。
原因：冰的表面总附有少量水，当撒上盐后， 盐溶解在水中成溶液，此时溶液的蒸气压 下降，当它低于冰的蒸气压时，冰就会融 化。冰融化时将吸收大量的热，于是冰盐 混合物的温度就会降低。
bB
nB mA
bB —质量摩尔浓度，单位为mol·Kg-1。 nB —溶质B的物质的量，单位为mol mA —溶剂的质量，单位为kg。
（二）物质的量浓度
溶质B的物质的量nB与溶液的体积V之比， 称为溶液的物质的量浓度，用符号cB表示。
cB
nB V
cB
nB V
CB —B的物质的量浓度 ，单位为mol·L-1。
Tb1 0.402K 0.621 bB1
Tb2 0.647K
bB 2
50g 0.6216g
M B2
50g
MB2 96.5g mol1
【例题】已知苯的沸点是353.2K，将2.67g某难挥发 性物质溶于100g苯中，测得该溶液的沸点升高了 0.531K，试求该物质的摩尔质量。
解：
查表得：苯的摩尔升高常数Kb=2.53K·mol-1·kg
0.183kg
mol 1
183g
mol
1
大学无机化学第四章试题及答案
⼤学⽆机化学第四章试题及答案第四章化学平衡本章总⽬标:1:了解化学平衡得概念,理解平衡常数得意义;2:掌握有关化学平衡得计算;3:熟悉有关化学平衡移动原理。
各⼩节⽬标:第⼀节:化学平衡状态1:熟悉可逆反应达到平衡得特征——反应体系中各种物质得⽣成速率分别等于其消耗得速率,各种物质得浓度将不再改变。
2:了解平衡常数、平衡转化率这两个概念得意义。
第⼆节:化学反应进⾏得⽅向学会运⽤标准平衡常数判断化学反应得⽅向:时,反应向逆向进⾏。
向正反应⽅向进⾏。
时体系达到平衡状态。
第三节;标准平衡常数与得关系1:掌握化学反应等温式(),当体系处于平衡状态得时候。
2:重点掌握运⽤公式进⾏热⼒学数据之间得计算。
第四节:化学平衡得移动1:熟悉温度、浓度、压强对化学平衡得影响,2:熟练地根据条件得改变判断平衡移动得⽅向。
习题⼀选择题1、可逆反应达平衡后,若反应速率常数k发⽣变化,则标准平衡常数( )(《⽆机化学例题与习题》吉⼤版)A、⼀定发⽣变化B、⼀定不变C、不⼀定变化D、与k⽆关2、反应:2CO(g)+O2(g)2CO2(g)在300K时得Kc与Kp得⽐值约为( )A、25B、2500C、2、2D、0、043、反应得温度⼀定,则下列得陈述中正确得就是( )(《⽆机化学例题与习题》吉⼤版)A、平衡常数能准确代表反应进⾏得完全程度B、转化率能准确代表反应进⾏得完全程度C、平衡常数与转化率都能准确代表反应进⾏得完全程度D、平衡常数与转化率都不能代表反应进⾏得完全程度4、相同温度下:2H2(g)+S2(g)2H2S(g) Kp12Br2(g)+2H2S(g)4HBr+S2(g) Kp2H2(g)+Br2(g)2HBr(g) Kp3则Kp2等于( )A、Kp1? Kp3B、(Kp3)2/ Kp1C、2Kp1? Kp3D、Kp3/ Kp15、下列反应中,K?得值⼩于Kp值得就是( )(《⽆机化学例题与习题》吉⼤版)A、H2(g)+Cl2(g)== 2HCl(g)B、2H2(g)+S(g)== 2H2S(g)C、 CaCO3(s) == CaO(s)+CO2(g)D、C(s)+O2(g)== CO2(g)6、N2(g)+3H2(g)2NH3(g),H=-92、4KJ?mol-1,473K时,三种混合⽓体达平衡。
无机化学-第四章：酸碱理论
经典的Arrhenius 酸碱理论
• 在水溶液中所有的酸都电离出氢离子， 所有的碱都电离出氢氧根离子，酸碱反 应就是H+和OH-反应生成水。
• 这个理论要求碱必须有OH-基团，但是 NH3这样的物质，虽然没有OH-基团， 但毫无疑问它也是碱。
• Arrhenius 酸碱理论另一个问题是没有 考虑到溶剂（H2O）担当的角色。 电离理论的局限性
OH2 250pm
H
H
259pm
H2O
259pm
H2O
4.1.4 酸碱性强弱与分子结构的关系
如果了解了化合物的酸碱性与其分子结构的关系， 就会发现，化合物的酸碱性与元素在周期表中的位置密 切相关。
1. 二元氢化物的酸性
★ 化合物显示的酸性源自失去质子的能力，可以预期
酸的强弱与H—B键的强弱有关，H—B键越强，相 应的酸越弱。
。水合高氯酸HClO4·H2O晶体结构测定结果证实, 其
中的H+以H3O+形式存在。H3O+是NH3的等电子体。另
一个被确定了结构的物种是固体水合物 HBr·4H2O中的
H9O4+。普遍的看法是, 水溶液中水合氢离子的形式随
条件变化而不同。
116o
H
110pm
O
H
100o-120o
H
110pm O
H 116o 105o
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3. 理解路易斯酸碱理论的意义和要点； 4. 了解软硬酸碱的内容和应用； 5. 了解几种有代表性的路易斯酸。 6. 酸碱平衡基础及溶液pH的计算。
回顾： 强电解质溶液理论(在溶液一章已介绍)
宋天佑《无机化学》第4章.
意义 间取向。
m 决定原子轨道的空
l 一定的轨道，如 p 轨道，因 l = 1，m 有 0，+ 1，－1 共 3 种 取值，故 p 轨道在空间有 3 种不同 的取向。
y
x
px
py
z
pz 轨道对应于
m = 0 的波函数
2pz 就是 2，1，0
E = －13.6 eV Z 2 n2
n 的数值大，电子距离原子核 远， 且具有较高的能量。
E = －13.6 eV Z 2 n2
对于 H 原子 n = 1 E = － 13.6 eV
n = 2 E = － 3.40 eV ……
E = －13.6 eV Z 2 n2
n E=0 即自由电子，其能量最大， 为 0。
第四章 原子结构和元素周期律
4. 1 核外电子运动的特殊性
原子结构的一个重要问题是解决 电子在原子核外的排布与运动方式。
所以研究核外电子运动的特殊性 是极其必要的。
4. 1. 1 微观粒子的性质
1924 年，法国年轻的物理学家 德•布罗意（de Broglie）指出：
对于光的本质的研究，人们长 期注重其波动性而忽略其粒子性。
在解方程求 时，要引入三个参 数 n，l 和 m。
且只有当 n，l 和 m 的取值满
足某些要求时，解得的波函数 才
是合理的解。
最终得到的波函数是一系列 三变量、三参数的函数
（r，， ） = R（r）•（）•（） n，l，m
波函数 最简单的几个例子
1，0，0
=
1
解出每一个原子轨道，都同时解 得一个特定的能量 E 与之相对应。
无机化学--第4章溶液与电离平衡
2019/5/10
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3
溶解过程
溶解过程是物理-化学过程，不是单纯物 理过程，常有能量、体积、颜色变化。 例如：
H2SO4(l) + H2O(l) = H2SO4(aq)
△H ø ＜ 0
NH4HCO3(l) + H2O(l) = NH4HCO3(aq)
△H ø ＞0
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32
S.Arrhenius酸碱理论的优点
1. 从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征，OH-是碱的 特征。
2. 解释了“中和热”的值： H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)
△Hø= -55.99 kJ.mol-1 （放热）
3. 找出了衡量酸、碱强度的标度 （酸pKHa、= -碱lgKab(、H+水) 溶液酸碱性pH）。
溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压,导致溶液的沸 点升高：
ΔTb＝kb m
（ΔTb ＝ Tb - Tb* ）
Tb* 为纯溶剂的沸点； Tb 为溶液的沸点；
kmbo：l ·溶kg剂-1时沸的点溶上液升沸常点数升，高即值：。溶液的浓度m = 1
kb取决定于溶剂的本性：与溶剂的摩尔质量、沸点、 汽化热有关。（不同溶剂的kb数值见教材p.71, 表5-1）
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13
溶液的沸点升高示意图
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14
常用溶剂的Kb和Kf值
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15
3. 凝固点下降（教材p.71, 图5-4）
凝固点（Freezing point)：在标准状况下，纯 液体蒸气压与它的固相蒸气压相等时的温度为 该液体的凝固点。
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2-
+H+ →
Mn2+
+ SO4
2-
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4 + H+ → Mn2+ SO3 → SO4
2-
2-
步骤
(2)将反应分解为两个半反应方程式
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等 + → Mn2+ + 4H O MnO+ 8H 2 4
左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+
10HClO3+3P4+18H2O 10HCl+12H3PO4
(1)写出未配平的反应方程式 PbO +MnBr +HNO →Pb(NO ) +Br +HMnO +H O
2 2 3 3 2 2 4 2
例
(2)找出元素原子氧化数降低值与元素 原子氧化数升高值 (+7)-(+2)=(+5) 0-(-1)=(+1)
2. 配平方法
配平原则
(1) 元素原子氧化数升高的 总数等于元素原子氧化 数降低的总数
(2) 反应前后各元素的原子 总数相等
配平原则
(1)写出未配平的反应方程式 HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(2)找出元素原子氧化数降低值与 元素原子氧化数升高值
(-1)-(+5)=(-6) +5 0
+4 +2 -1 +2 0 +7 PbO2+MnBr2+HNO3→Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O
(+2)-(+4)=(-2)
(3) 根据第一条规则，求出各
例
元素原子氧化数升降值的最小公倍数 (+5) [(+5)+(+2)]×2=14 (+1)×2=(+2) +4 +2 -1 +2 0 +7 PbO2+MnBr2+HNO3→ Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (-2)×7=14 (4)用观察法配平氧化数未变的元素原子数目 7PbO2+2MnBr2+14HNO3 7Pb(NO3)2+2Br2+2HMnO4+6H2O
22-
+) 6
2-
2+ → 3+ 3+ 2+ Fe Fe Fe - e → Fe
Cr2O7 + 14H+ + 6Fe2+ 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
返回
氧化还原反应式配平课堂练习
(2) K MnO +H O →KMnO +MnO +KOH 2MnO4 +H O → MnO4 + MnO2+ OH221 MnO MnO + + 2H O→ + 2e → MnO + 4OH HO MnO + OH
HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(+5)-0=(+5)
-1
+5
配平原则
(3)根据第一条规则，求出各 元素原子氧化数升降值的最小公倍数
10HClO3+3P4+H2O →10HCl+12H3PO4
[(+5)×4]×3=(+60) +5
(-6)×10=(-60) 0
-1
+5
(4)用观察法配平氧化数未改变的元 素原子数目
→K2CrO4+K2SO4+H2O
+6 -2
-2
-2
3H2O2 + Cr2(SO4)3 + 10KOH
→ 2K CrO + 3K SO + 8H O
2 4 2 4 2
4-1-2 离子-电子法
原则
（1）反应过程中氧化剂得到
的电子数等于还原剂失 去的电子数 （2）反应前后各元素的原子
总数相等
步骤
(1)写出未配平的离子反应方程式
第四章 氧化还原反应
第一节 氧化还原反应方程式的 基本要求 配平 1. 熟悉氧化值的概念及确定氧化值的规则
2. 掌握氧化还原反应方程式的配平方法 3. 掌握电极电势的概念及影响因素, 并能利 用Nernst方程式进行有关计算 4. 掌握电极电势的应用(包括原电池的正负极、 计算原电池的电动势、判断氧化剂还原剂的 相对强弱、氧化还原反应的方向及限度、计 算氧化还原反应的平衡常数Kθ) 5. 掌握元素标准电极电势图及其应用 6. 了解原电池的概念、组成及符号
Na2O2 Na O +1 -1
1. 氧化数
规则
(3) H的氧化数一般为+1
但 活泼金属氢化物
如 NaH Na H +1 -1 CaH2 Ca H +2 -1
氧化数
1. 氧化数
规则
(4) 中性分子中，各元素原 子的氧化数的代数和为零
如
P23O Fe O54 P O Fe 2x+4 +5×(-2)=0 氧化数 x -2 3 +5 +8/3
eZn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
2.原电池的表示方法
用“||”表示盐桥
负极写在左边
正极写在右边
浓度
(-)Zn | Zn2+(c1)
“| ”
Cu2+(c2) | Cu(+)
表示相与相之间的界面
电极
电极反应
正极(Cu极) Cu2+ + 2e- →Cu 还原反应 (电子流入的电极) e 负极(Zn极) Zn - 2e- →Zn2+ 氧化反应
(电子流出的电极) 电池反应 Cu2+ + Zn →Cu + Zn2+
原电池: 使氧化还原反应产生电流的装置
Zn2+
(氧化型物质) Zn (还原型物质) Zn2+/Zn 氧化还原电对
Cu2+ (氧化型物质) Cu (还原型物质) Cu2+/Cu 氧化还原电对
半电池 半电池 原电池 氧化还原电对： 理论上讲，任何两个氧化还原电对构成的 由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成 电极都可以组成原电池
2 4 2 4 2 2 44 22 2 2 -
+) 2
2-
22- MnO e → MnO MnO → MnO 4 4 4 4 2-
-
MnO4 + 2H2O + 2MnO4 → MnO2 + 4OH- + 2MnO4 整理 23MnO4 +2H2O 2MnO +MnO +4OH 4 2 返回
无机化学多媒体电子教案 第一节 结束
如
NaCl
CaSO4
Ca S O +2 +6 -2
Na Cl 氧化数 +1 –1
1. 氧化数
规则
(1) 在单质中，元素原子的 氧化数为零。
1. 氧化数
但 氟化物 如 O2F2
氧化数
规则
O F -1 +1 OF2 O F -2 +1
(2) O的氧化数一般为-2
过氧化物 氧化数
H2O2 H O +1 -1
2OH- →
SO4 + H2O
2-
2.用加减电子数方法使两边电荷数相等 -， 2右边多 1 个 O 原子， 左边加 2 个 OH MnO4 + e- → MnO4 右边加 1 个 H O 2 22SO3 + 2OH- - 2e- → SO4 + H2O
例
(3)根据原则1，求出最小公倍数，乘
以两个半反应式，并相加 2 MnO4 + MnO4 2- - 2e- → SO2- +H O 1 SO + 2OH +） 2 3 4
电负性
是指分子中元素原子吸引电子的能力
元素原子吸引电子能力越大,其电负性越大
元素原子吸引电子能力越小,其电负性越小
如: H : Cl 共用电子对靠近Cl一边,
电负性
H < Cl
ⅠA
一 H ⅡA 2.1 二 Li Be 1.0 1.5 0.9 1.2
元素的电负性
ⅢA Ⅳ ⅤA ⅥA ⅦA A
B C N O F 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
1. 氧化数
定义
元素的氧化数是指该 元素原子在其化合态中 的形式电荷数。
1. 氧化数
定义
在共价化合物中,元素的氧 化数等于该元素的原子偏近或 偏离的形式电荷数。
如
氧化数
HCl
H Cl +1 –1
C +4
CO2
O -2
1. 氧化数 定义 在离子化合物中,简单阳、 阴离子所带的电荷数即为该元 素原子的电荷数。
1. 氧化数
规则
(5) 复杂离子中，各元素原子 氧化数的代数和等于离子 的总电荷。
如 Cr 氧化数 x +6
2Cr2O7
O -2 2x+7×(-2)=-2
1. 氧化数
注意
(1) 氧化数可以是正数、 负数、整数、分数、零
(2) 氧化数与共价数不同 如 C氧化数 C共价数 CO2 +4 4 CH4 -4 4
Ⅷ ⅠB ⅡB Al Si P