酸碱反应和沉淀反应
初中化学知识点归纳酸碱中和反应的沉淀反应
初中化学知识点归纳酸碱中和反应的沉淀反应初中化学知识点归纳：酸碱中和反应的沉淀反应酸碱中和反应是化学中的一种重要反应类型。
在此类反应中，酸和碱反应生成盐和水。
而在某些特定条件下，酸碱中和反应还会伴随着沉淀的生成。
本文将重点对酸碱中和反应中的沉淀反应进行归纳和探讨。
一、酸碱中和反应基础知识酸碱中和反应是指酸和碱在一定比例下发生反应，生成盐和水。
在化学方程式中，通常写作：酸 + 碱→ 盐 + 水。
酸是指能够释放出H+离子（即氢离子）的化合物，具有酸性的物质。
碱是能够释放出OH-离子（即氢氧根离子）的化合物，具有碱性的物质。
反应过程中，H+离子和OH-离子结合生成水，而原本存在于酸和碱中的离子则结合形成盐。
二、酸碱中和反应的沉淀反应沉淀反应是指在溶液中生成不溶于溶液的固体产物。
在酸碱中和反应中，沉淀反应常常发生，形成具有沉淀性质的盐。
1. 氢氧化物与酸反应当酸与含有氢氧化物（碱）的溶液发生反应时，产生的产物往往是沉淀。
这是由于酸中的H+离子与氢氧化物中的OH-离子结合形成水的同时，其他阴离子和阳离子结合生成不溶于溶液的盐，沉淀下来。
例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O（氯化钠是可溶于溶液中的盐，不产生沉淀）2. 碳酸氢盐与酸反应碳酸氢盐（如重碳酸氢钠、碳酸氢铵等）与酸反应时，产生的产物也常常是沉淀。
这是因为碳酸氢盐中的HCO3-离子与酸中的H+离子结合生成水的同时，其他阴离子和阳离子结合形成不溶于溶液的盐，沉淀下来。
例如：HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2↑ + H2O（氯化钠是可溶于溶液中的盐，不产生沉淀；而二氧化碳则以气体形式释放）3. 硫酸盐与银盐的反应硫酸盐与银盐发生反应时，常常会生成不溶于溶液的硫酸盐沉淀。
这是由于硫酸盐与银盐中的阳离子结合形成不溶于溶液的盐，沉淀下来。
例如：Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl（硫酸钡是典型的沉淀）三、酸碱中和反应沉淀反应的应用酸碱中和反应和沉淀反应在实际应用中具有广泛的用途。
无机化学酸碱反应与沉淀反应
Ka1 (H2S) 远远大于Ka2(H2S)， 以一元弱酸来处理
c(S2) = 1.3×10-13 mol·L-1
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。
Ka ,Kb称为HA, B-的标准解离常数, Ka ,Kb称为HA, B-的实验解离常数，它们都具有平衡常数的特性，其值越小，表示电解质越弱。电离常数可以通过实验测得，也可以利用热力学方法根据化学热力学数据计算求得。
Kb =
{ ceq(HB)/c } . { ceq(OH- ) /c }
3.2.4 解离平衡的移动
同离子效应 （common ion effect） 在弱电解质溶液中加入具有相同离子的易溶强电解质时，使弱电解质解离度降低的现象。
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
+ H+
三章酸碱反应和沉淀反应
2、溶解度和溶度积间相互换算
换算时浓度单位必须采用mol/L
例： 298 .15K, 25C
同理：c(OH-)=(c/c ×Kb)1/2 pOH=-lg(c/c ×Kb)1/2=1/2[pKb+p(c/c)
例1 计算25℃时，0.1mol·L-1HAc溶液中 c（H+），pH值和HAc的解离度. Ka= 1.76 10-5
解c：K/ca考＝察1.80K.11a05＝5K.5w610所3＝以55可60忽＞略500水的，解可离作近似计算
)
/
c]
Kw 1.310－13
＝
7.710－
2
Kh(2)＝(KKθa(逐1)K(Hw渐2S减)＝小11..01)1100－－174 =9.1×10-8
多一元般弱K h碱(1) ＞盐＞溶K液h(2)的，p因H值此，计只算考多虑元一弱级酸水盐解或
（三）盐溶液pH值的近似计算
方法与解离平衡计算同，先要计算Kh 例：计算0.10mol·lNH4Cl溶液的pH
＋
)
/
c][
c(OH
－
)
/
c]＝K
W
KW=1.0×10-14
c(H＋
)＝
Kw c(OH －
)
(c)2
pH＝H lg[c(H＋ ) / c]
pH＝H
lg[
Kw c(OH
－
)
c ]
pKw=pH+pOH=lg1.0010-14=14
中性溶液 [H+]=[OH-]=1.00 10-7 mol/L pH = pOH = 7
(3)适当稀释溶液
酸碱反应和沉淀反应
在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加 入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100mol· L-1， 计算溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· 利用同离子效应 L-1) 0.100-x 0.100+ : x x -)=1.8×10-5 mol· -1 c(OH L 可调节溶液的酸碱性; -5 1.8 × 10 控制弱酸溶液中酸根离子浓度， α = ×100%=0.018% 0.100 达到离子分离、提纯的目的。 -14 1.0 × 10 + -10 mol· -1 c(H ) = =5.6 × 10 L 1.8×10-5 未加NH4Cl的0.100mol· L-1NH3· H2O溶液 α＝1.34%,
2015-1-3
3-2-5 解离平衡的移动
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子 的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 低的现象。 平衡向左移动
如 HOAc H+ + OAcNaOAc → Na+ + OAc2015-1-3
例 在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol· L-1，计算 溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.100-x 0.100+x x x(0.100+x) Kb= 0.100-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500 所以 0.100-x≈0.100, 0.100+x≈0.100 -5 0.100x x =1.8 × 10 -5 =1.8 × 10 0.100 c(OH-)=1.8×10-5 mol· L-1
化学 四大基本反应
化学四大基本反应
化学中的四大基本反应包括酸碱中和反应、氧化还原反应、沉淀反应和分解反应。
首先，酸碱中和反应是指酸和碱在适当的条件下相互中和的化学反应。
这种反应通常会产生盐和水，是化学实验中常见的一种反应，也是生活中许多重要化学过程的基础。
其次，氧化还原反应是指物质失去电子的氧化反应和物质获得电子的还原反应的统称。
这种反应是化学反应中最常见和重要的一种类型，涉及到电子的转移和能量的释放或吸收。
第三，沉淀反应是指在两种溶液混合时，生成一种不溶于溶液的固体沉淀的化学反应。
这种反应常常涉及离子的交换和生成新的化合物，是化学实验中常用的一种反应类型。
最后，分解反应是指一种化合物在适当条件下分解成两种或更多种物质的反应。
这种反应在化学工业生产和实验室研究中都有重要应用，也是化学课程中的重点内容之一。
这四种基本反应在化学中起着非常重要的作用，对于理解化学物质的性质、化学反应的规律以及实际应用都具有重要意义。
通过深入理解和掌握这些基本反应，我们可以更好地理解和应用化学知识。
酸碱反应的类型
酸碱反应的类型酸碱反应是化学中常见的一种化学反应类型，它基于酸和碱之间的相互作用。
在酸碱反应中，酸和碱会互相转化为盐和水，这是由于酸和碱之间的氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的结合释放出了水（H2O）。
酸碱反应的类型主要包括中和反应、酸碱中的氧化还原反应、产生气体的反应和沉淀反应。
下面将依次进行详细说明。
1. 中和反应中和反应是指酸和碱完全反应生成盐和水的反应。
在中和反应中，酸的氢离子和碱的氢氧根离子结合生成水，并伴随形成盐。
这种类型的反应是最常见和最简单的酸碱反应。
例如，硫酸（H2SO4）和氢氧化钠（NaOH）发生中和反应，生成盐（硫酸钠Na2SO4）和水（H2O）的化学方程式如下：H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O2. 酸碱中的氧化还原反应酸碱中的氧化还原反应是指酸和碱反应中伴随氧化还原反应的类型。
在这种反应中，酸或碱中的某些物质会发生氧化或还原。
例如，次氯酸（HClO）和氢氧化银（AgOH）反应，生成盐（氯化银AgCl）和水（H2O），同时氯酸还被还原为氯离子（Cl-）。
化学方程式如下：HClO + AgOH -> AgCl + H2O3. 产生气体的反应产生气体的反应是指在酸碱反应中，酸和碱之间的化学反应会产生气体释放出来。
这种类型的反应通常涉及到酸碱溶液中的氢离子和氢氧根离子结合产生水，并伴随产生气体。
例如，硫酸（H2SO4）和碳酸钠（Na2CO3）反应，产生盐（硫酸钠Na2SO4）、水（H2O）和二氧化碳（CO2）：H2SO4 + Na2CO3 -> Na2SO4 + H2O + CO24. 沉淀反应沉淀反应是指酸碱反应中，在一定条件下产生的沉淀物。
在这种类型的反应中，酸和碱中的某些物质会结合形成沉淀。
例如，硫酸（H2SO4）和氯化钡（BaCl2）反应，生成盐（硫酸钡BaSO4）和水（H2O），同时硫酸钡沉淀出来：H2SO4 + BaCl2 -> BaSO4 + 2HCl总结：酸碱反应的类型包括中和反应、酸碱中的氧化还原反应、产生气体的反应和沉淀反应。
化学反应中的酸碱中和和沉淀反应知识点总结
化学反应中的酸碱中和和沉淀反应知识点总结化学反应是研究物质变化的一门科学，其中酸碱中和反应和沉淀反应是化学反应中的重要内容。
本文将对这两个知识点进行总结。
一、酸碱中和反应酸碱中和是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
以下是酸碱中和反应的几个重要知识点：1. 酸的特性：酸是指能够释放出H+离子的物质，常见的酸包括硫酸、盐酸等。
2. 碱的特性：碱是指能够释放出OH-离子的物质，常见的碱包括氢氧化钠、氢氧化钙等。
3. 盐的特性：盐是酸碱中和反应生成的产物，由阴离子和阳离子组成，如氯化钠、硫酸铜等。
4. 水的生成：酸和碱反应时，产生的H+离子和OH-离子结合生成水，这是酸碱中和反应的基本特点。
5. 中和反应的化学方程式：酸碱中和反应的化学方程式一般形式为：酸 + 碱→ 盐 + 水。
6. pH值的变化：在酸碱中和反应过程中，溶液的pH值会向中性的7靠近。
二、沉淀反应沉淀反应是指溶液中两种溶解度有限的物质反应生成难溶于溶液中的沉淀。
以下是沉淀反应的几个重要知识点：1. 溶解度积：溶解度积是指溶液中产生沉淀所需要的离子浓度乘积，如果离子浓度乘积大于溶解度积，沉淀反应将会发生。
2. 沉淀的性质：沉淀是指在溶液中形成的难溶于溶液的固体物质，常见的沉淀包括氧化物、氢氧化物等。
3. 沉淀反应的化学方程式：沉淀反应的化学方程式一般形式为：离子1 + 离子2 → 沉淀。
4. 沉淀反应的条件：沉淀反应需要满足溶解度积的条件，即离子浓度乘积大于溶解度积。
5. 用沉淀反应分离离子：由于沉淀反应的特性，可以利用沉淀反应将溶液中的离子进行分离和识别。
总结：化学反应中的酸碱中和反应和沉淀反应是化学研究中的重要内容。
酸碱中和反应产生盐和水，通过酸和碱之间的中和作用使溶液的pH值靠近中性。
沉淀反应则是由溶解度积的条件所决定，通过沉淀的形成实现将溶液中的离子分离和识别。
以上是对酸碱中和和沉淀反应的知识点的简要总结，希望对您的学习有所帮助。
酸碱反应和沉淀反应：分步沉淀
4.81109 mol L-1
第四C(节Ag沉) 淀反应
计 算 结 果 表 明,当AgCl开 始 沉 淀 时, c(I _ ) 4.81109 mol L-1
(已 105 mol L-1),可 以 说 溶 液 中I早 已 沉 淀 完 全 ， 所 以 控制
Ag 的 浓 度 ， 即 可 达 到 分 离I和Cl的 目 的 。
K难=溶Ccc((a电CSSOO解O4342质2(--s)))溶=+cc度C((SCO积OO34相232-2-)-差)··cc(越(CCCa大aa2C2+,+)O)转=3(化sKK)ss越+pp((CCS完Oaa全CS42OO-。43))
2021/4/29
例 在含0.20mol·L-1Ni2+、0.30mol·L-1Fe3+
溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶 液的pH控制范围。
解: (2) 计算Fe(OH)3沉淀完全时的pH
c(OH-)
>
3 Ksp×(c c(Fe3+)
)4 3 =
2.79×10-39 10-5
mol·L-1
=1.41×10-11 mol·L-1
生低成c(水S2-)而F使e(O之H溶)3解(s)。+ 3H+ Fe3+ + 3H2O
生成弱碱
Mg(OH)2(s) + 2NH4+ Mg2+ + 2NH3·H2O
2021/4/29
方法： 2. 氧化还原法
3CuS(s) + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 3S + 2NO + 4H2O
3. 生成难解离的配离子
pH=2.81
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例１ 0.10 mol·L-1HOAc溶液中, c(H+)=1.34×10-3mol·L-1
pH=-lg[c(H+)/c ]=-lg[1.34×10-3]=2.87 例2 0.10 mol·L-1NH3·H2O溶液中,
KW =1.0×10-14 100℃纯水： KW =5.43×10-13
T ， KW
2. 溶液的酸碱性和pH值
酸性溶液 c(H+)＞1.0×10-7 molL-1＞c(OH-)
纯水
c(H+) = 1.0×10-7 molL-1 = c(OH-)
碱性溶液 c(H+) ＜1.0×10-7 molL-1＜c(OH-)
雨
5.7 番茄汁 4.2
葡萄酒 3.4 柠檬汁 2.2
胃液 1.3
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。
注意事项
• 1. pH是用来表示水溶液酸碱性的一种标度。 pH愈大，c(OH-)愈大；溶液的碱性越强， 酸
性愈弱。
• 2. pH仅适用于c(H+)或者c(OH)在1molL-1 以下的溶液酸碱性。
3.2.2 解离度和稀释定律
解离度 弱电解质在溶液中解离达平衡后，已解离的 弱电解质分子百分数称为解离度。
解离度(α)＝ 解未解离部离分前弱弱电电解解质质浓浓度度×100%
解离度可表示弱电解质解离程度的大小 在温度、浓度相同条件下,
越小，电解质越弱。
稀释定律
HA = H+ + A-
起始相对浓度(molL-1) c
500
2 (1.0 105 ) 1.8105 1
1.8 1.82 41.8 7.16102 7.16%
2
c(H ) c 1.0 105 7.16% 7.16107 mol L1
结
论
• a 对同一电解质，随着溶液的稀释， 其解离度将增大；
3.2.3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算 例 计算浓度为(1) 0.10molL-1, (2) 0.010
moll-1, (3) 1.010-5 mol L-1HOAc溶液的H+
离子浓度和解离度。
解：（1） c= 0.10 molL-1, Ka=1.8×10-5
∵
c/Ka =0.10/1.810-5 >500
H2O (l) + H2O(l)
或
H2O (l)
H3O+ (aq) + OH－(aq) H+ (aq) + OH－(aq)
KW
c(H ) c
c(OH ) c
或
KW c(H ) c(OH )
KW — 水的离子积常数，简称水的离子积。
25℃纯水：c(H+)= c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1
仍局限于有H+的体系，无H体系不适用。
例如：BF3, [AlF6]3-, [Fe(CN)6]3-, Ni(CO)4 …
酸碱电子理论
酸碱质子概念的核心系于分子或离 子间的质子转移，显然无法对不涉 及质子转移 、但却具有酸碱特征的 反应做解释。这一不足在酸碱质子 理论提出的同年由美国化学家路易 斯提出的另一个更广的酸碱概念所 弥补，但后者直到20世纪30年代才 开始在化学界产生影响。
配合物)
酸碱电子理论的优、缺点
优点: 酸碱范围几乎无所不包，既不局限
于某元素，也不受溶剂限制。
凡“缺电子”的分子或离子都是酸—例如金属阳离 子Mn+, H+, BF3 .... 凡可给出“电子对”的分子或离子都是碱。
大多数无机和有机化合物可视为酸碱配合物。
例如，乙醇C2H5OH可视为： C2H5 OH
∴
K
a
c 2
Ka 1.8105 1.34102 1.34%
c
0.10
c(H ) c 0.101.34% 1.34103 mol L1
（2） c= 0.010 molL-1, Ka=1.8×10-5
∵ c/Ka =0.010/1.810-5 > 500
• 5、了解酸碱质子理论的基本要点，熟悉质子酸、质子碱、两性 物质、共轭酸碱对等基本概念。
• 6、熟悉难溶电解质的沉淀−溶解平衡，掌握标准溶度积常数及其 与溶解度间的关系和有关计算。
• 7、掌握溶度积规则，并用溶度积规则判断沉淀的生成和溶解以 及进行相关的计算；熟悉同离子效应和pH对沉淀反应的影响 （限于难溶金属氢氧化物）。
HOAc H 2 PO4
H NH3
共轭酸碱对
酸
H+ + 碱
一种酸和它给出质子后产生的碱互为共轭，称
为共轭酸碱对，共轭酸和碱之间相差一个H+。
酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越 弱，反之亦然；碱接受质子的趋势越强，生 成的共轭酸越弱， 反之亦然。
• 8、熟悉分步沉淀和沉淀的转化以及有关的简单计算。
本章内容
§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
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱 性
3.1.1 酸碱理论 一、经典酸碱理论
28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。
二、酸碱质子理论
1 9 2 3 年 由 丹 麦 化 学 家 B r øn s r e d （ 布 朗 斯 特 ） 和 英 国 化 学 家 L o w r y （ 劳 莱 ） 提 出 。
三、酸碱电子理论
1923年由美国物理化学家Lewis提出，又称“Lewis”酸碱理论。
最初的酸碱直观认识
最初人们对酸碱的认识只单纯的限于从物 质所表现出来的性质上来区分酸和碱。
缺点: 太笼统，酸、碱特征不易掌握。无法 判断酸碱性的强弱。
酸碱理论小结
酸碱理论
应用范围
经典酸碱理论 酸碱质子理论 酸碱电子理论
无机化学：尤其是水溶液体 系酸碱问题。
无机化学, 分析化学：水溶 液体系和非水溶液体系
配位化学,有机化学。
3.1.2 水的解离平衡
1．水的解离反应 在纯水或水溶液中，存在着水的解离平衡：
00
平衡相对浓度(molL-1) c - c c c
K
a
c(H ) c(A ) c(HA)
c2 2 c(1 )
c 2 1
若(c/c )/Ki ≧500, 1-α≈1
Ki ≈( cc)α2
α≈ Ki c/c
稀释定律：在一定温度下( Ka 为定值)，某 弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。
pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色
3.2 弱电解质的解离反应
一、解离平衡和平衡常数 在水溶液中已解离的弱电解质的组分
离子和未解离的弱电解质分子之间的平衡， 称为解离平衡。
一元弱酸，在水溶液中存在下列平衡
HA ⇌ H++A其平衡常数:
Ki
c(H ) c(A ) c(HA)
K
i
—解离常数，一般弱酸的用
Lewis G N 美国物理化学家
酸碱电子理论
路易斯酸(Lewis acid)是指能作为电子对接受 体(Electron pair acceptor)的原子、分子或离子;
路易斯碱(Lewis base)则指能作为电子对给予 体(Electron pair donor)的原子、分子或离子；
酸碱反应的实质：通过电子对的授-受形成配 位键，产生酸碱配合物。
第三章 酸碱反应和
沉淀反应
本章教学要求
• 1、掌握水的离解平衡、水的标准离子积常数和强酸、强碱溶液 pH的计算。
• 2、掌握一元弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡组成的计算，熟悉 二元弱酸的分步解离平衡及其平衡组成的简单计算。
• 3、掌握同离子效应和缓冲溶液的概念，能熟练地计算缓冲溶液 的pH。
• 4、掌握一元弱酸盐和一元弱碱盐的水解平衡及其水解常数及盐 溶液pH的计算，熟悉二元弱酸盐的分步水解及盐溶液pH的近似 计算；掌握盐类水解的影响因素。
2 NH 3
H2
酸？
2. 碱被限制为氢氧化物：
例如：对氨水呈碱性的解释是生成NH4OH， 为强碱，但实验证明不存在NH4OH。
酸碱质子理论
1. 基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原 子的分子或离子的物种，即质子的给予体。 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子 的物种，即质子的接受体。
H (aq) OH (aq) H2O(l) H 55.99kJ mol （1 放热）
3. 找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、 pH）。
经典酸碱理论的局限性
1. 酸碱被限于水溶液,非水体系不适用；
液氨中，Ca与NH4Cl反应，放出H2：
2
NH
4
Ca
Ca 2
K
a
表示，
弱碱用
K
b
表示。
解离常数
Ki 可表示弱电解质解离程度大小。 Ki 越小,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 =10-2 10-3
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。
例
试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值。
c(OH-)=1.32×10-3mol·L-1 pH=14-pOH=14-lg[c(OH-)/c ]
=14-lg(1.32×10-3)=11.12