【正文】 氧化還原電對(duì)：氧化型 / 還原型（氧化數(shù)高 / 氧化數(shù)低）Zn2+/Zn，Cu2+/Cu，H+/H2，Sn4+/Sn2+，F(xiàn)e3+/Fe2+等三、氧化還原反應(yīng)方程式的配平氧化數(shù)法+210+32+44FeS2+11O2—→2Fe2O3+8SO2↑1+52=114↓22=411（1）步驟：寫出分子式，氧化數(shù)變化氧化劑氧化數(shù)降低總數(shù)=還原劑氧化數(shù)升高總數(shù)原子總數(shù)不變（質(zhì)量守恒定律），配平反應(yīng)前后氧化態(tài)未發(fā)生變化的原子數(shù)。確定氧化數(shù)的一般原則：P1171) 單質(zhì)中，元素的氧化數(shù)為0；如：O2 ，Cl2 ，F(xiàn)e2) 離子中，元素的氧化數(shù)=離子的電荷數(shù)；如：Na+1Cl13) H：一般為+1價(jià)，但在NaH，KH中為1價(jià)；4) O：一般為2價(jià)，但在過氧化物（H2O2，Na2O2）中為1價(jià)；5) 中性分子，各氧化數(shù)代數(shù)和=0，6) 多原子離子，各氧化數(shù)代數(shù)和=電荷數(shù)氧化數(shù)與共價(jià)數(shù)（化合價(jià)）氧化數(shù)共價(jià)數(shù)CH44+4CHCl3+2+4CCl4+4+4另：如SNa2SFeS2Na2SO3Na2S2O3Na2S2O4K2S2O821+4+2+3+7二、氧化還原電對(duì)失電子的過程稱為氧化，氧化數(shù)升高；得電子的過程稱為還原，氧化數(shù)降低。 P179電負(fù)性↑，吸引電子能力↑，其中F最強(qiáng)，χ=規(guī)律：HLiBeBCNOFClBrINaCl：χNa= χCl=，∴Na為+1價(jià)，Cl為1價(jià)。 一、氧化數(shù)的概念定義：氧化數(shù)是指某元素一個(gè)原子的荷電數(shù)，該荷電數(shù)是假定把每一個(gè)化學(xué)鍵中的電子指定給電負(fù)性大（即吸電子能力強(qiáng)）的原子而求得的。溶度積規(guī)則及其應(yīng)用，掌握沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化的條件，溶度積的有關(guān)計(jì)算。 定性了解鹽的水解，水解常數(shù)及水解度的概念。 掌握同離子效應(yīng)和緩沖溶液的含義。 掌握水的電離平衡和水的離子積常數(shù)，溶液的酸堿性和溶液的PH值的計(jì)算。H2O③生成H2O Mg(OH)2（s）+ 2HCl → MgCl2 + H2O發(fā)生氧化還原反應(yīng) 3CuS + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 3S↓+ 2NO↑+ 4H2O生成難解離的配離子 AgBr + 2S2O32 → [Ag(S2O3)2]3 + Br轉(zhuǎn)化為另一種沉淀再行溶解（當(dāng)上述方法都不溶時(shí)） CaSO4（s）+ CO32=CaCO3（s）+ SO42Ksp106109CaCO3（s）+ 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑本章要求 掌握弱電解質(zhì)的特點(diǎn)，弱電解質(zhì)的電離平衡，電離度及其影響因素。四、沉淀的溶解 根據(jù)溶度積規(guī)則，要使沉淀溶解，Q＜Ksp轉(zhuǎn)化成弱電解質(zhì) ①生成弱酸： FeS（s）= Fe2+ + S22HCl → 2Cl + 2H+S2+ 2H+ → 2H2S↑FeS（s）+ 2HCl = FeCl2 + H2S↑②生成弱堿： Mg(OH)2（s） Mg2+ + 2OH2NH4Cl = 2NH4+ + 2Cl2OH + 2NH+ = NH3解得：Ba2+先沉淀這兩種離子可以用分步沉淀法分離。當(dāng)?shù)诙N離子即Ag+析出時(shí)，[SO42]103mol/L，此時(shí)溶液濃度符合兩個(gè)平衡：Ag2SO4（s）= 2Ag+ + SO42BaSO4（s）= Ba2+ + SO42則此時(shí)殘留在溶液中： [Ba2+] = Ksp(BaSO4)/[SO42]=1010/（103） = 108mol/L＜108mol/L∴此時(shí)Ba2+沉淀完全。AgCl在NaNO3中的溶解度比在純水中要大，AgNO3 + NaCl = AgCl↓+ NaNO3這是由于離子間相互作用，使離子與沉淀表面碰撞次數(shù)減少，沉淀速率減小，平衡向左移動(dòng)。解得：W = 鹽效應(yīng) 并不是沉淀劑加入越多越好。例5：?！郟H ≥ 解得：PH ≥ 同離子效應(yīng) 例3（2）中，相當(dāng)于在（1）中加入過量SO42，BaSO4(S) =Ba2++SO42XX+≈ 溶液中的[Ba2+]= 108mol/ 105mol/L，即SO42過量時(shí)BaSO4 的溶解度有所下降。解得：（1）[Ba2+] = 105mol/L＞105mol/L ∴未沉淀完全。(2) +SO42過量，反應(yīng)后[SO42] = BaSO4(S) =Ba2++SO42XX+≈[Ba2+] = Ksp/[SO42] = 1010/ = 108mol/L＜105mol/L∴沉淀完全。 解：(1)+混合后[Ba2+] = ，[SO42] = Ba2+與SO42的mol數(shù)相等，生成沉淀后Ba2+ 和SO42全部由BaSO4溶解得到。例3：欲分析溶液中Ba2+離子含量，常加入SO42離子作為沉淀劑。H2O代入數(shù)據(jù)：解得：[ NH4+] = 沉淀的程度 在一定溫度下，Ksp為一常數(shù)，故溶液中沒有一種離子的濃度等于0，即沒有一種沉淀反應(yīng)是絕對(duì)完全的。H2O = NH4++OH平衡向左移動(dòng)，從而減少[OH],使Q ≤ Ksp∴根據(jù)Ksp計(jì)算所允許[OH]max,W(NH4Cl)=1 = 方法2：還可以理解為沉淀后加入NH4+，使平衡移動(dòng)。H2O = NH4+ + OH）Q = [Mg2+][OH]2 = （104 ）2 = 107查表：Ksp[Mg(OH)2]= 1011Q ＞Ksp，∴有Mg（OH）2沉淀生成。例2：，問：（1） 是否有Mg(OH)2的沉淀生成？（2）欲控制Mg(OH)2沉淀不產(chǎn)生，問至少需加入多少克固體NH4Cl（設(shè)加入固體NH4Cl后溶液體積不變）？ 解：（1）剛混合時(shí)： [Mg2+] = [NH3] = [Ag+][Cl]＝Ksp（AgCl），飽和，無沉淀AB型溶解度S（mol/L）AgCl，BaSO4，CaCO3AgBr，BaCO3，CaSO4AB2或A2B型PbI2，Ag2SMn(OH)2，Ag2CrO4AB3或A3B型Fe(OH)3，Ag3PO4Cr(OH)3，Li3PO4（2）不同類型的電解質(zhì)，不能直接由Ksp比較溶解能力的大小；如AgCl與Ag2CrO4溶解度（mol/L）Ksp（AgCl）= 1010= 105Ksp（Ag2CrO4）= 1012= 第八節(jié) 溶度積規(guī)則及其應(yīng)用一、溶度積規(guī)則 判斷沉淀生成和溶解的準(zhǔn)則當(dāng)不同濃度的試劑混合，[Ag+] + [Cl]Ksp的濃度以mol/L表示溶解度S：g/L，g/100g水，mol/L例1：已知25℃時(shí)，103g/L，求Ksp（AgCl）解：S = 103/ = 105mol/LAgCl（S）=Ag++ClC平衡105105Ksp（AgCl）=[Ag+][Cl]=105 105=1010例2：已知：Ksp（AgCl）=1010，Ksp（Ag2Cr2O7 ）=1012，求溶解度。溶度積僅適用于難溶的強(qiáng)電解質(zhì)：即：① ②溶解后全部以離子狀態(tài)存在，而溶液中沒有未離解的分子(MA)或離子對(duì)(M+A)，也沒有顯著水解。但它的缺點(diǎn)：不易確定酸堿的相對(duì)強(qiáng)度； 難以用來判斷酸堿反應(yīng)方向； 不能作定量處理。A+B∶→A∶B酸堿酸堿加合物如：BF3 +∶F → [BF3←F]AlCl3 +∶Cl → [AlCl3←Cl]BCl3 + ∶NH3 → [BCl3←NH3]Fe3+ + 6∶F → [FeF6]3根據(jù)酸堿電子理論：所有的金屬離子都是Lewis Acid； 所有的酸根離子都是Lewis Base。如：SOBF3等酸性物質(zhì)。 Ac：弱堿 H2O：更弱酸 OH堿性比Ac強(qiáng)，HAc酸性比H2O強(qiáng)，∴反應(yīng)向右進(jìn)行。如：HAc + OH = Ac+ H2O HAc：弱酸 OH：強(qiáng)堿（1）酸比它的共軛堿多一個(gè)質(zhì)子；（2）酸越強(qiáng)，它的共軛堿越弱，反之則然。HA = H+ + A酸= H+ + 堿如：HCl = H+ + ClHAc = H+ + AcH2CO3 = H+ + HCO3HCO3 = H+ + CO32H2O = H+ + OHH3O+ = H+ + H2ONH4+ = H+ + NH3[Cu(H2O)4]2+ = H+ + [Cu(H2O)3(OH)]+酸堿共軛關(guān)系 一、酸堿質(zhì)子理論質(zhì)子論酸堿的定義 酸：任何能釋放出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)（包括分子和離子）；稱為質(zhì)子酸。第六節(jié) 酸堿質(zhì)子理論經(jīng)典的酸堿理論具有局限性： 在水中電離產(chǎn)生的陽離子全部是H+ → 酸 在水中電離產(chǎn)生的陰離子全部是OH → 堿但不能解釋下列現(xiàn)象：（1）有的反應(yīng)在非水介質(zhì)中進(jìn)行，并不電離，但表現(xiàn)出酸堿性； （2）氨水呈堿性，實(shí)際存在NH3另：SbCl3 + H2O = SbOCl↓+ 2HCl （SbCl3 + 2H2O =Sb(OH)2Cl↓ + 2HCl ） └→ SbOCl↓ + H2OBiCl3 + H2O=BiOCl↓ + 2HCl FeCl3 + 3H2O= Fe(OH)3↓ + 3HCl這些溶液常用酸來配制。如：將FeCl3溶于大量沸水中，生成Fe(OH)3溶膠酸度的影響 鹽類水解能改變?nèi)芤旱乃岫?，那么根?jù)平衡移動(dòng)原理，可以調(diào)節(jié)溶液酸度，控制水解平衡。 濃度對(duì)Kh無影響，對(duì)h有影響。例3：。 水解較復(fù)雜，不作計(jì)算，討論： （1）Ka≈Kb，中性；如NH4Ac，Ka = 105，Kb = 105，PH=7（2）Ka﹥Kb，酸性；如HCOONH4，Ka = 104，Kb = 105，PH=（3）Ka﹤Kb，堿性；如NH4CN，Ka = 1010，Kb = 105，PH=多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解（1）多元弱酸鹽（Na2CO3） CO32 + H2O = HCO3+ OH HCO3+ H2O = H2CO3 + OH∵Ka1 Ka2H2O][HAc][H+][OH]/([NH4+][Ac][H+][OH]) = Kw/(KaKb)Kh = Kw/(KaKb) H2O][HAc]/([NH4+][Ac]) （Kb=[NH4+][OH]/[ NH3 Kh = [NH3H2O （2） HAc =H+ + Ac （3） H2O =H+ + OH （4）方程（1）實(shí)質(zhì)為水解方程，（1）=（2）+（3）+（4）由（1）式得： NH4+ + Ac + H2O = NH3H2O + HAc體系中存在四種平衡： 已知：Kb=105NH4++ H2O =NH3H2O ，而放出H+，呈酸性。 Kb↓，Kh↑，即生成的堿愈弱，水解程度愈大。H2O][H+]/[NH4+] （分子、分母同乘以[OH]） =[NH3 （Kb=[NH4+][OH]/[ NH3 Kh = [NH3 （3）方程（1）實(shí)質(zhì)為水解方程，（1）=（2）+（3）由（1）式得： H2O = H+ + OH H2O = NH4+ + OH （2） NH4+ + H2O =NH3H2O + HCl體系中存在三種平衡： （Ka = 105）Ac+ H2O =HAc+OHC始00C平衡XXKh = X2/（）= Kw/Ka = 1014/(105)= 1010∵X較小，∴ ≈ ∴PH = 14（106）= h = X/100% = 103 %從而可以知道：Ac水解的部分很少，溶液中主要以Ac形式存在。建立平衡時(shí)，H+與Ac結(jié)合成HAc，而放出OH，∴[OH]﹥[H+]，呈堿性。鹽本身不具有H+或OH，但呈現(xiàn)一定酸堿性，說明發(fā)生了鹽的水解作用，即鹽的陽離子或陰離子和水電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)。（6）適當(dāng)稀釋時(shí)，PH變化不大。（5）一定范圍內(nèi)發(fā)揮作用（177。 （4）緩沖溶液的緩沖能力，取決于加