化学竞赛专题辅导-《酸碱理论5》课件.ppt

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1、4.盐类的水解4.1水解的概念盐电离出来的离子，与H2O电离出的H+和或OH-结合成弱电解质的过程叫做盐类的水解。水解过程中，溶液的pH值经常发生变化。例如：由于弱电解质HAc的生成，水电离平衡向右移动，溶液中[OH-]>[H+],溶液显碱性。发生双水解，双水解时溶液的酸碱性要根据两种离子与OH－和H+的结合能力来决定。又如：4.2水解平衡的计算（1）一元弱酸强碱盐（以NaAc为例）进一步可以求出pOH和pH值。用水解度h表示水解程度，则例求0.10的NaAc溶液的pH和水解度h。(2)多元弱酸强碱盐（Na3PO4)例1：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值.设

2、达到平衡时有xmol·L-1Na3PO4水解,则:平衡cB/(mol·L-1)0.10–xxx例2求0.10的Na2CO3溶液的[OH-],已知H2CO3的K1=4.2,K2=5.6。（3）弱碱强酸盐（以NH4Cl为例）(4)酸式盐因为解离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性。（注意：Na2HPO4解离小于水解，Na2HPO4溶液显弱碱性。）(5)弱酸和弱碱生成的盐的水解4.3影响盐水解的因素●盐及其水解产物的性质，如Al2S3,(NH4)2S完全水解；●盐的浓度：c盐↓,水解度增大；●溶液的酸碱度：加入HAc或NaOH，平衡向左移动，水解度减小●温度：水解反应为吸热反应，＞

3、0，T↑,平衡向吸热方向移动，T↑、↑，水解度增大。θmHrDθhK（1）平衡常数的影响(一）Ka和Kb的影响水解后生成的弱酸和弱碱，其电离平衡常数Ka和Kb越小，则盐类的水解平衡常数Kh越大，在其它条件相同时，其水解程度越大。例如，同样条件下，NaAc比NaF的水解程度大，生成的溶液的碱性强。这是由于KaHAc=1.8×10-5，KaHF=6.6×10-4要小。（二）温度的影响盐类水解反应吸热，ΔH>0,T增高时，Kh增大。故升高温度有利于水解反应的进行。例如的水解若不加热，水解不明显。加热时颜色逐渐加深，最后得到深棕色的Fe(OH)3沉淀。因为Q

4、度增大。可计算，0.10mol·L-1的NaAc溶液的h=7.45×10-3%,0.010mol·L-1的NaAc溶液的h=2.36×10-2%（2）盐浓度的影响（反应商的影响）稀释的影响：浓度降低水解度增大。（3）溶液pH值的影响水解的产物中，肯定有H+或OH-，故改变体系的pH值会使平衡移动。例如，　　SnCl2+H2O=　Sn(OH)Cl+HCl为了抑制SnCl2的水解，为了抑制Sn(OH)Cl的生成，可以用盐酸来配制SnCl2溶液。另外，在配制、Fe3+、Bi3+、Sb3+、Hg2+等盐的水溶液时，通常时先将它们溶解在浓酸中，然后再稀释可放少量单质金属粒或屑。又如：

5、配制Na2S水溶液时，为了防止产生H2S气体，必须加NaOH。5沉淀溶解平衡5.1溶度积原理（1）溶度积常数(Ksp)沉淀-溶解平衡是当溶解和结晶速度相等时建立的平衡,是一种多相平衡。达到平衡时,溶液是饱和溶液，其平衡关系为：Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]KSP称为溶度积常数，简称溶度积。它反应了物质的溶解能力溶度积的一般定义：溶度积是难溶电解质沉淀—溶解平衡的平衡常数，是难溶电解质溶于水形成的水合离子浓度以平衡方程式中的系数为幂的乘积。溶度积常数的意义：一定温度下，难溶强电解质饱和溶液中离子浓度的系数次方之积为一常数。（2）溶度积原理某时刻有J=c(Ag+)·c(

6、Cl-),J称为离子积（有时也用Qi表示）。根据化学平衡原理可知：J>Ksp时，平衡左移，生成沉淀；J

7、）将已知数据代入后，求值或解方程。(3)同离子效应求AgCl在纯H2O中的溶解度，已知Ksp=1.6×10-10。若在1mol·L-1的盐酸中，AgCl的溶解度又是多少？例:在这种情况下，溶解度S发生变化，但是溶度积不变。可见溶度积的意义更重要。两者的Ksp和S的数值大小关系并不一致，原因是两者的正负离子的个数比不一致。　对于正负离子的个数比一致的难溶盐，Ksp和S的数值大小关系一致。5.2.沉淀与溶解(1)沉淀的生成在理论上，当J>Ksp时，将有生成沉淀。但是，有时J>Ksp，却没有观察到沉淀底物生