天津大学无机化学酸碱反应和沉淀反应
=27.15 kJ·mol-1
ln K
=
-∆rGm RT
-27.15×1000 = 8.314×298.15
=
-10.95
K (HOAc)=1.8×10 202200/047/-65-27
a
无机化学
-5
稀释定律
一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
起始浓度
c
平衡浓度 c-cα
cα
cα
Ki 与浓度无关，与温度有关
由于温度对Ki 影响不大, 室温下一般可不 考虑其影响
2022007/4-5/6-27
无机化学
例
试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值
提示：根据热力学性质计算。
解：
HOAc H+ + OAc-
∆fGm/(kJ·mol-1) -396.46 0 -369.31
∆rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1
pH=-lg [c(H+)/c ]
溶液酸碱性 酸性 中性 碱性
pH
<7
=7
>7
pOH=-lg [c(OH-)/c ]
pH=pK -pOH=14-pOH 202200/047/-65-27
w
无机化学
例１ 0.10 mol·L-1HOAc溶液中, c(H+)=1.34×10-
3 mol·L-1, pH=? pH=-lg[c(H+)/cΘ]=-lg[1.34×10-3]=2.87
c(H )/(mol·L ) +
-1 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-
14
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH能否 < 0, 或 > 14 ?
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出来的H+和OH-程度来衡量
202200/047/-65-27
无机化学
3-1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性
水的解离反应
纯水或稀溶液中
3-1-2H水2O的(l) 解离H反+(a应q) 和+ O溶H液-(aq的) 酸 {c(H+)/c }{c碱(O性H-)/c }=Kw
Kw——水的离子积
Kw与温度有关
一元弱碱溶液中c(H+)的计算
一元弱碱
BOH B+ + OH-
同理
c(OH-)≈ cKbpOH=Fra bibliotek-lg
c(OH-) c
202200/047/-65-27
pH=14 +lgc(cOH-)
无机化学
例 计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-
)、pH和氨水的解离度
解：
NH3·H2O NH4+ + OH-
例2 0.10 mol·L-1NH3·H2O溶液中, c(OH-) = 1.32×10-3 mol·L-1, pH=?
pH=14-pOH=14-(-lg[c(OH-)/cΘ]) =14+lg(1.32×10-3)=11.12
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无机化学
溶液的酸碱性和pH
酸性增强 中性 碱性增强
无机化学
酸碱指示剂
能在一定pH范围内保持一定颜色的某些 有机弱酸或弱碱
3.1 ~ 4.4 甲基橙 红← 橙 → 黄
石蕊
红←5.0 紫~ 8.0→蓝
酚酞
无色←8.0粉~红10.→0 红
pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色
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无机化学
无机化学多媒体电子教案 第三章 酸碱反应和沉淀反应
无机化学多媒体电子教案
第三章 酸碱反应和沉淀反应
第一和节 溶第液水一的的酸解节碱离性反应 水的解离反应 和溶液的酸碱性
202200/047/6-5-27
无机化学
3-1-1 酸碱的电离理论
酸碱理论
阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论
富兰克3-林1-(1F酸ra碱nk的lin电)溶离剂理理论论
布朗斯泰德(Bronsted)质子理论
若Ki >>Kw , 浓度不很小, 可忽略水的解离
一3元-2弱-3酸弱溶酸液或中弱c(H碱+)溶的液计算中离子浓度
一元弱酸
H计A算 H+ + A-
c-x
xx
若(c/c )/Ka ≥500, x << c, c-x≈c [x]2
Ka = [c-x]
x = c(H+)≈ cKa
2020/4/6
无机化学
3-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算
第二节 第二节弱电解质的解离反应
弱电解质的
202200/047/6-5-27
解离反应
无机化学
3-2-1 解离平衡和解离常数
解离平衡
弱电解质在水中部分解离, 存在解离平衡
一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
3-2-1 解[c离(H平+)/c衡][和c(A解-)/c离]常数
Ki (HA)=
[c(HA)/c ]
简化为
c(H+)·c(A-) Ki (HA)= c(HA)
Ki —— 标准解离常数
Ka 、Kb——分别表示弱酸、弱碱标准解
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离常数无机化学
解离常数
Ki 表示弱电解质解离限度大小的特性常数
Ki 越小,弱电解质解离越困难,电解质越弱 弱电解质：一般Ki ≤10-4 中强电解质：Ki =10-2~10-3
Ka (HA)=
[c(H+)/c ][c(A-)/c [c(HA)/c ]
]
=(
α2 1-α
c)c
若(c/c )/Ki ≥500, 1-α≈1
Ki ≈( cc)α2
α≈
Ki
c/c
α与 c 有关，Ki 与 c 无关
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无机化学
3-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算
一元弱电解质溶液中离子浓度的计算
路易斯(Lewis)电子理论
皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论
202200/047/-65-27
无机化学
3-1-1 酸碱的电离理论
阿仑尼乌斯酸碱电离理论
酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部
碱：是在3H水-+1的溶-1化液酸合中碱物解的离产电生离的理阴论离子全部
是OH-的化合物
酸碱中和反应的实质：
H+和OH-结合生成H2O 酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离
Kw(298.15K)=1.0×10-14
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无机化学
溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性
溶液酸碱性 酸性 中性 碱性
c(H+)/mpHol·越L-1 小>1，.0×溶10液-7 1酸.0×性10越-7 强<1.0×10-7 c(OH[-c)(p/HmH+o)l/越·cL]-1大[c<(O1，.H0×-溶)/1c0液]-7= 1碱1..00××性110越0--714强>=1K.0w×10-7
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无机化学酸碱反应与沉淀反应
例4：分别计算0.1 mol·L-1 NaAc、H2S水溶液的pH值。 解： Ac + H2O HAc + OH Kb (Ac)= Kh (NaAc) Ka (HAc)· Kb (Ac)= Kw
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+
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+
天大第4版无机化学-教学课件-无机化学电子教案 简介
天津大学编《无机化学》（第四版）教材配套课件
无机化学电子教案
崔建中 主编 崔建中 鲁凡丽 田昀 编制
高等教育出版社
无机化学电子教案 无机化学电子教案 无机化学电子教案
简 介
《无机化学电子教案》为天津大学无机化学教学组编 写的《无机化学》( 第四版 ,2010 年高等教育出版社出版 ) 教材配套的教学软件。 内容涵盖教材中的化学反应基本原理、物质结构基本 理论和元素化学基础知识等内容，其章节划分与教材完全 对应，综合运用了文字、图形、图像、动画、视频录像等 多种媒体技术。适用于高等院校本科(专科)各专业无机化 学教学使用，也可作为学生自学无机化学的参考软件。 本教案由崔建中、鲁凡丽和田昀等修订编制，崔建中 担任主编，杨宏孝、颜秀茹审定。
目 录
第七章 固体的结构与性质 第八章 配位化合物 第九章 氢、稀有气体
第十章 碱金属和碱土金属
第十一章 卤素和氧族元素 第十二章 氮族、碳族和硼族元素
第十三章 过渡元素（一）
无机化学电子教案 无机化学电子教案 无机化学电子教案
目 录
第十四章 过渡元素（二） 第十五章 元素化学综述 第十六章 无机合成
无机化学电子教案 无机化学电子教案 无机化学电子教案
运行环境
1. Windows XP中文系统 2. Microsoft Office 2002 XP中的 PowerPoint 2002 3. Windows media player 和 Realplayer 媒体播放器 4. Flashplayer 动画播放软件
无机化学电子教案 无机化学电子教案 无机化学电子教案
目 录
第〇章 绪论 第一章 化学反应中的质量关系和能量关系 第二章 化学反应的方向、速率和限度
无机化学电子教案
崔建中 主编 崔建中 鲁凡丽 田昀 编制
高等教育出版社
无机化学电子教案 无机化学电子教案 无机化学电子教案
简 介
《无机化学电子教案》为天津大学无机化学教学组编 写的《无机化学》( 第四版 ,2010 年高等教育出版社出版 ) 教材配套的教学软件。 内容涵盖教材中的化学反应基本原理、物质结构基本 理论和元素化学基础知识等内容，其章节划分与教材完全 对应，综合运用了文字、图形、图像、动画、视频录像等 多种媒体技术。适用于高等院校本科(专科)各专业无机化 学教学使用，也可作为学生自学无机化学的参考软件。 本教案由崔建中、鲁凡丽和田昀等修订编制，崔建中 担任主编，杨宏孝、颜秀茹审定。
目 录
第七章 固体的结构与性质 第八章 配位化合物 第九章 氢、稀有气体
第十章 碱金属和碱土金属
第十一章 卤素和氧族元素 第十二章 氮族、碳族和硼族元素
第十三章 过渡元素（一）
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目 录
第十四章 过渡元素（二） 第十五章 元素化学综述 第十六章 无机合成
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运行环境
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目 录
第〇章 绪论 第一章 化学反应中的质量关系和能量关系 第二章 化学反应的方向、速率和限度
天津大学无机化学课件0绪论52页PPT文档
(介观)
宏观
由宏观到微观，定性到定量，稳定态到亚稳定态，经验上升到理 论并用理论指导实践，进而开创新的研究。
哪些是关键性的问题呢？
化学反应的性能，化学催化，生命过程中的化学问题等。总之，
化学已成为中心科学，与21世纪科学）都有关。
8
1、化学研究的对象
原子 atom
5
1 化学的研究对象 绪论 2 化学的主要分支
3 怎样学习化学
6
什么是化学？它研究的对象是什么？如何才能学好化 学？这是开始学化学首先要解决的问题。下面就从回答这些 问题来开始我们的化学学习。
一．化学研 究的物质
物质是不依赖于人们的感觉而存在并且可以 被人们的感觉所认识的客观实在。简而言之，物 质是客观存在的东西。
化学研究的物质 一般是指实物
具体地 说物质 包括实 物和场
具有静止质量、体积、占有空间的
实物 物体。如书桌、铁、木材、水、空
气等。
场 没有静止质量、体积、不占有空间。
如电场、磁场、光、声音。
7
物质结构层次：
质子
夸克
原子核
中子 电子
原子 (离子)
纳米 材料
宇宙
(宇观)
分子
单质 化合物
星体
微观 当今化学发展的趋势大致是:
2）化学物质（chemical substance） 不包括物质的另 一基本形态---场。化学研究的是以间断形式存在的物质形 态，而场是以连续形式存在的物质形态，属物理学的研究 范畴。
3）组成（form）包括定性组成和定量组成。弄清物 质的定性组成应确证它含有哪些元素，物质的定量组成包 括各元素的质量百分比、原子个数比、化学式及分子式。
1学时 3学时
天津大学无机化学 课后习题参考答案
� 9.6d
��解� T
�
pV nR
�
MpV mR
= 318 K � 44.9 ℃
��解�根据道尔顿分压定律
p(N2) = 7.6�104 Pa p(O2) = 2.0�104 Pa p(Ar) =1�103 Pa
pi
�
ni n
p
��解��1� n(CO2 ) � 0.114mol; p(CO2 ) � 2.87 � 104 Pa �2� p(N 2 ) � p � p(O2 ) � p(CO2 ) � 3.79 �104 Pa
�
r
H
� m
(298.15
K)
�1573.15
�
r
S
� m
(298.15
K)
= 70759 J ·mol�1
lg K � (1573.15 K) = �2.349, K � (1573.15 K) = 4.48�10�3
10. 解� 平衡分压�kPa
H2(g) + I2(g)
2HI(g)
2905.74 �χ 2905.74 �χ
平衡分压/kPa
x
x
� �� � K � = p (NH 3 ) / p� p (H 2S) / p� = 0.070
则 x = 0.26�100 kPa = 26 kPa
平衡时该气体混合物的总压为 52 kPa
�2�T 不变� K � 不变。
NH4HS(s) � NH3(g) + H2S(g)
平衡分压/kPa
�2� K c
=
�c
(N
2
)�
1 2
�c
(H 2 )
�3 2
(完整版)无机化学(天津大学版)
第一章化学反应中的质量关系和能量关系[学习指导]1．“物质的量”（n）用于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩[尔]，单位符号为mol。
2.摩尔质量（M) M = m/n3.摩尔体积（V m）V m = V/n4.物质的量浓度（c B）c B = n B/V5.理想气体状态方程pV = nRT6.理想气体分压定律p= Σp B ；p B = (n B/n)p7.化学计量式和化学计量数O = ΣνB B ；νBB8.反应进度（ξ）表示化学反应进行程度的物理量，符号为ξ，单位为mol。
随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量：Δn B = νBξ9.状态函数状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，而与状态变化的途径无关。
10.热和功体系和环境之间因温差而传递的热量称为热。
除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功。
11.热力学能（U）体系内部所含的总能量。
12.能量守恒定律孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总值不变。
13.热力学第一定律封闭体系热力学能的变化：ΔU = Q + WQ > 0, W > 0, ΔU > 0；Q < 0, W< 0, ΔU < 0。
14.恒压反应热（Q p）和反应焓变（Δr H m）H(焓) ≡ U + pV, Q p= Δr H m15.赫斯定律Q p= ∑Q B, Δr H m= ∑Δr H m(B)B B16.标准状况：p = 101.325kPa, T = 273.15 K标准(状)态：pθ= 100kPa下气体：纯气体物质液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。
溶液中的溶质：摩尔浓度为1mol·L-1标准态下17.标准摩尔生成焓（）最稳定的单质─────—→ 单位物质的量的某物质=18.标准摩尔反应焓变（）一般反应cC + dD = yY + zZ=[y(Y) + z(Z)] - [c(C)+ d(D)]=Σνi(生成物) + Σνi(反应物)第二章化学反应的方向、速率和限度[学习指导]1.反应速率：单位体积内反应进行程度随时间的变化率，即：2.活化分子：具有等于或超过E c能量（分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量）的分子。
天津大学无机化学教研室《无机化学》(第4版)课后习题(酸碱反应和沉淀反应)【圣才出品】
第3章 酸碱反应和沉淀反应（一）思考题1．阐述下列化学名词、概念的含义。
解离常数，解离度，分步解离，水解常数，水解度，分步水解，水的离子积，缓冲溶液，溶度积，溶度积规则，分步沉淀，沉淀完全，沉淀转化答：（1）解离常数：在溶液中存在着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，该平衡的平衡常数称为解离常数。
（2）解离度：弱电解质在溶剂中解离达平衡后，已解离的弱电解质分子百分数称为解离度。
（3）分步解离：多元弱酸在水溶液中的解离是分步（或分级）进行的，平衡时每一级都有一个相应的解离平衡常数。
（4）水解常数：对于强碱弱酸盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐，盐的组分离子与水解离出来的H＋或OH－结合成弱电解质的反应的平衡常数称为水解常数。
（5）水解度：盐水解部分的物质的量或浓度与始态盐的物质的量或浓度的比值称为水解度。
（6）分步水解：与多元弱酸（或多元弱碱）的分步解离相对应，多元弱酸盐（或多元弱碱盐）的水解也是分步进行的。
（7）水的离子积：水的解离平衡常数称为水的离子积。
（8）缓冲溶液：弱酸与弱酸盐、弱碱与弱碱盐等混合液保持pH相对稳定作用的溶液称为缓冲溶液。
（9）溶度积：难溶强电解质在水中虽然难溶，但仍有一定数量的构晶离子离开晶体表面而进入水中，当溶解与沉淀的速率相等时，晶体和溶液相应的离子之间达到动态的多相离子平衡，该溶解平衡常数称为溶度积。
（10）溶度积规则：，该规律称为溶度积规则。
（11）分步沉淀：体系中同时含有多种离子，离子可能与加入的某一沉淀剂均会发生沉淀反应，生成难溶电解质，则离子积首先超过溶度积的难溶电解质先沉出，这种在混合溶液中多种离子发生先后沉淀的现象称为分步沉淀。
（12）沉淀完全：在进行沉淀反应时，当离子浓度小于10－5时，可以认为沉淀基本完全。
（13）沉淀转化：借助于某一试剂的作用，把一种难溶电解质转化为另一难溶电解质的过程称为沉淀转化。
2．在氨水中加入下列物质时，的解离度和溶液的pH 将如何变化？（1）加（2）加（3）加答：（1）使的解离度下降，溶液的pH 减小；（2）使的解离度下降，溶液的pH 升高；（3）使的解离度增大，溶液的pH 减小；（4）使的解离度增大，溶液的pH 的变化与加水量的多少有关。
天津大学无机化学教研室《无机化学》复习全书(酸碱反应和沉淀反应)
（3）常见的缓冲溶液：NaHCO3-Na2CO3 混合溶液、NaH2PO4-Na2HPO4 的混合溶 液、H2CO3-NaHCO3 混合溶液等等。
三、盐类的水解反应 1．水解反应和水解常数 （1）水解反应 ①定义 盐类的水解反应是指盐的组分离子与水解离出来的 H＋或 OH－结合成弱电解质的反应， 它是中和反应的逆反应。 ②几种水解反应
（2）同离子效应：在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶的强电解质，使弱电 解质解离度降低的作用称为同离子效应。
6．缓冲溶液 （1）定义 缓冲溶液是指具有保持 pH 相对稳定作用的溶液。 （2）缓冲作用的原理
HAc⇌H＋＋Ac－ 根据平衡移动原理，当外加适量酸时，溶液中的 Ac－瞬间即与外加 H＋结合成 HAc，平衡向 左移动；当外加适量碱时，溶液中未解离的 HAc 就继续解离以补充 H＋的消耗，平衡向右 移动从而使溶液的 pH 基本不变。
四、沉淀反应 1．难溶电解质的溶度积和溶解度 （１）溶度积常数 ①按溶解度对物质分类 a．通常把溶解度小于 0.01g/（100gH2O）的物质称为难溶物质； b．溶解度在 0.01～0.1g/（100gH2O）之间的物质称为微溶物质； c．溶解度较大者称为易溶物质。 ②溶解平衡 a．定义 在一定温度下，当溶解与沉淀的速率相等时，物质晶体和溶液相应的离子之间达到动态 的多相离子平衡，简称为溶解平衡； b．溶解平衡通式 对于一般难溶电解质（AmBn），其溶解平衡通式可表示为
或 c（H＋）时，一般只考虑第一级水解。
3．盐溶液 pH 的近似计算
计算盐溶液 pH 时，只要计算出盐的水解常数，具体方法与解离平衡计算相同。
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4．影响盐类水解度的因素 （１）当水解产物——弱酸或弱碱越弱，即 或 越小，则 ，h 越大； （２）当水解产物是很弱的电解质又是溶解度很小的难溶物质或挥发性气体，则水解度 很大，甚至可达到完全水解； （３）一般来说，盐溶液浓度越小，温度越高，盐的水解度越大； （４）降低（或升高）溶液的 pH，可增大阴离子（或阳离子）的水解度。
三、盐类的水解反应 1．水解反应和水解常数 （1）水解反应 ①定义 盐类的水解反应是指盐的组分离子与水解离出来的 H＋或 OH－结合成弱电解质的反应， 它是中和反应的逆反应。 ②几种水解反应
（2）同离子效应：在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶的强电解质，使弱电 解质解离度降低的作用称为同离子效应。
6．缓冲溶液 （1）定义 缓冲溶液是指具有保持 pH 相对稳定作用的溶液。 （2）缓冲作用的原理
HAc⇌H＋＋Ac－ 根据平衡移动原理，当外加适量酸时，溶液中的 Ac－瞬间即与外加 H＋结合成 HAc，平衡向 左移动；当外加适量碱时，溶液中未解离的 HAc 就继续解离以补充 H＋的消耗，平衡向右 移动从而使溶液的 pH 基本不变。
四、沉淀反应 1．难溶电解质的溶度积和溶解度 （１）溶度积常数 ①按溶解度对物质分类 a．通常把溶解度小于 0.01g/（100gH2O）的物质称为难溶物质； b．溶解度在 0.01～0.1g/（100gH2O）之间的物质称为微溶物质； c．溶解度较大者称为易溶物质。 ②溶解平衡 a．定义 在一定温度下，当溶解与沉淀的速率相等时，物质晶体和溶液相应的离子之间达到动态 的多相离子平衡，简称为溶解平衡； b．溶解平衡通式 对于一般难溶电解质（AmBn），其溶解平衡通式可表示为
或 c（H＋）时，一般只考虑第一级水解。
3．盐溶液 pH 的近似计算
计算盐溶液 pH 时，只要计算出盐的水解常数，具体方法与解离平衡计算相同。
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4．影响盐类水解度的因素 （１）当水解产物——弱酸或弱碱越弱，即 或 越小，则 ，h 越大； （２）当水解产物是很弱的电解质又是溶解度很小的难溶物质或挥发性气体，则水解度 很大，甚至可达到完全水解； （３）一般来说，盐溶液浓度越小，温度越高，盐的水解度越大； （４）降低（或升高）溶液的 pH，可增大阴离子（或阳离子）的水解度。
无机化学天津大学03-3盐类的水解反应课件
第3.33章.5酸盐碱类反水应和解沉的淀抑反制应 和第利3章用酸碱反应和沉淀反应
1. 易水解盐溶液的配制
为抑制水解，必须将它们溶解在相应的 碱或酸中
配制SnCl2、SbCl3溶液,应先加入适量HCl
如
Sn2+ + H2O
Sn(OH)+ + H+
加入
+ Cl-
HCl
Sn(OH)Cl↓
第3章1.酸易碱水反解应和盐沉溶淀液反的应 配第制3章 酸碱反应和沉淀反应 配制SnCl2、SbCl3溶液,应先加入适量HCl
=7.7×10-2
Kh(2)
=
Kw Ka(1)(H2S)
= 11..01××1100--174
=9.1×10-8
KKhh((11))、>>KKhh(2(2) )—通—常分只级需水考解虑常第数一步水解
第3.33章.2酸分碱步反水应和解沉淀反应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
如 FeCl3的水解反应式
Fe3+ + H2O Fe(OH)2+ + H2O
2. 利用盐类水解进行离子的分离和提纯
如 除去溶液中的Fe2+、Fe3+ 1. 加入氧化剂(如H2O2)，使Fe2+→Fe3+
2Fe2+ + H2O2 + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O 2. 降低酸度，调节溶液pH=3~4，促使
Fe3+水解，生成Fe(OH)3↓
３. 加热，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3↓
如 Sb3+ + H2O Sb(OH)2+ + H+
高校无机化学沉淀反应(天津大学第四版)讲义
例 在10mL0.10mol· L-1MgSO4溶液中加入10mL
NH3· H2O NH4 + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.050-x x x x· x x· x -5 Kb = 0.050-x ;0.050-x≈0.050; 1.8×10 = 0.050 x=9.5×10-4 c(OH-)=9.5×10-4 mol· L-1
＋
例 在10 mL 0.10 mol· L-1 MgSO4溶液中加入10
2. 影响沉淀反应的因素 同离子效应——使难溶电解质溶解度降低 平衡移动方向 如 BaSO4(s) Ba2+ + SO24 2Na2SO4 →2Na+ + SO4 例 计算BaSO4在0.10mol· L-1Na2SO4溶液 中的溶解度。(s=1.04×10-5 mol· L-1) 22+ 解： BaSO4(s) Ba + SO4 平衡浓度/(mol· L-1) x x+0.10
应用计算公式应注意:
2.不适用于难溶弱电解质
AB(s)
A+ + B-
s(AB)=c(AB)+c(A+)=c(AB)+c(B-) s=c(AB) + Ksp(AB) ×c
只有相同类型、基本不水解的难溶强电 解质，可直接根据溶度积大小来比较溶 解度的相对大小
Ksp s/(mol· L-1) 类型 难溶电解质 AgCl 1.77×10-10 1.33×10-5 -13 -7 AgBr 5.35 × 10 7.33 × 10 AB AgI 8.52×10-17 9.25×10-9 AB2 MgF2 6.5×10-9 1.2×10-3 A2B Ag2CrO4 1.12×10-12 6.54×10-5
大学无机化学第二章沉淀反应
2.1 微溶化合物的溶解度和溶度积(9)
例：25 °C时AgCl Ksp=1.8×10-10，求其溶解度？
S Ksp ＝ 1.3 × 10-5 mol/L
例：25 °C时Ag2CrO4的Ksp=2.0×10-12，求其溶解度？
Ksp = [Ag+]2[CrO42-] = (2s)2(s)
S
3
K sp 4
大学K无N机O化3学(第m二o章l沉/淀d反m应3) S0: 纯水中的溶解度； S：在KNO3溶液中的溶解度。
2.1 微溶化合物的溶解度和溶度积(12)
在沉淀－溶解平衡态时，
BaSO4 (s)
Ba2+(aq) + SO42－(aq)
Ksp= [Ba2+ ][SO42–]
在非沉淀－溶解平衡态时，离子积 Q＝(Ba2+)(SO42–)
(纯水中，so = 1.3 × 10-5 mol/L )
AgCl (s)
Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Ksp = [Ag+][Cl-] = 1.6 × 10-10 [Ag+] = Ksp/[Cl-] = 1.6 × 10-10 /[0.1]
= 1.6 × 10-9 mol/L
s = [Ag+] = 1.6 × 10-9 mol/L
大学无机化学第二章沉淀反应
2.2.3 沉淀的溶解 (Dissolving Precipitation) (2)
✓ 氧化还原反应
CuS(s) Cu2+ (aq) + S2- (aq)
3S2-(aq) + 8HNO3(aq) = 3S(s)+2NO(g)+4H2O(l)+6NO3-(aq)