電解質溶液和離子平衡

本章重點：1.離子氛和表觀電離度2.水的離子積3.同離子效應和緩沖溶液4.鹽的水解及其應用5.溶度積規(guī)則及其應用

本章難點：1.弱電解質的電離平衡及其應用2.溶度積規(guī)則及其應用目前一頁\總數五十頁\編于十點復習：※電解質與非電解質在水溶液中或在熔融狀態(tài)下能導電的物質叫電解質在水溶液中或在熔融狀態(tài)下不能導電的物質叫非電解質※電解質的分類強電解質和弱電解質目前二頁\總數五十頁\編于十點第一節(jié)強電解質溶液

另一類為強極性鍵的共價化合物。溶于水時，受極性水分子的作用，也會發(fā)生強烈離解?！碛^離解度：強電解質在水溶液中，理論上應是100%離解成離子，但對其溶液導電性的測定結果表明，它們的離解度都小于100%。這種由實驗測得的離解度稱為表觀離解度。一類為離子型化合物。在其晶體中是以離子形式存在，溶于水時理應全部離解成相應的離子?！鶑婋娊赓|離子氛示意圖目前三頁\總數五十頁\編于十點由于離子間的相互牽制，致使離子的有效濃度表現得比實際濃度要小，通常把有效濃度稱為活度(a)，活度與實際濃度(c)的關系為:式中:f為活度系數。一般情況下，a＜c，故f常常小于1。顯然，溶液中離子濃度越大，離子間相互牽制程度越大，f越小。此外，離子所帶的電荷數越大，離子間的相互作用也越大，同樣會使f越小?！疃扰c活度系數如0.1molL-1的氯化鉀溶液，鉀離子和氯離子的濃度都應該是0.1molL-1，但根據表觀離解度計算得到的離子有效濃度只有0.086molL-1。a=fc目前四頁\總數五十頁\編于十點注意：在弱電解質及難溶強電解質溶液中，由于離子濃度很小，離子間的距離較大，相互作用較弱。活度系數f→1，離子活度與濃度幾乎相等，故在近似計算中用離子濃度代替活度。目前五頁\總數五十頁\編于十點第二節(jié)水的離解和溶液的pH一、水的離解平衡與水的離子積水是一種極弱的電解質(有微弱的導電性)，絕大部分以水分子形式存在，僅能離解出極少量的氫離子和氫氧根離子。H2OH++OH-∵極大部分水仍以分子形式存在可看作常數令：則：即在一定溫度下，水中和的乘積為一常數，這一常數叫做水的離子積。在一定溫度下∴目前六頁\總數五十頁\編于十點注意：1、是溫度的函數25℃時=10-142、不僅適應于純水，同樣也適應于電解質稀溶液。(即不任氫離子或氫氧根離子濃度如何變化，但離子積不變。）t/℃01020254050901000.11380.29170.68081.0092.9175.47038.0254.95

/10-14二、溶液的酸堿性和溶液PH值=><=10-7molL-1>10-7molL-1<10-7molL-1溶液為中性溶液為堿性溶液為酸性目前七頁\總數五十頁\編于十點pH=-lg酸性溶液中性溶液堿性溶液=10-7molL-1<10-7molL-1>10-7molL-1PH><7PH=7PH7pOH=-lg常溫（25℃）下，在水溶液中pOHpH+=14目前八頁\總數五十頁\編于十點目前九頁\總數五十頁\編于十點三、酸堿指示劑溶液酸堿性及指示劑變色范圍常用測定溶液pH的方法酸堿指示劑pH試紙pH計1、酸堿指示劑：多是一些有機染料，它們屬于有機弱酸或弱堿。

※變色原理由于溶液pH的改變，指示劑的結構發(fā)生變化而引起顏色改變。※變色范圍目前十頁\總數五十頁\編于十點2、pH試紙將試紙用多種酸堿批示劑的混合物溶液浸透后，經涼干制成。分類：廣泛圍pH試紙精密pH試紙pH范圍1—14pH范圍1—14可識別pH差值約為“1”可判別０.2或0.3的pH差值3、pH計是通過電學系統(tǒng)用數碼管直接顯示溶液pH的電子儀器。特點：快速、準確目前十一頁\總數五十頁\編于十點第三節(jié)弱酸、弱堿的離解平衡一、一元弱酸、弱堿的離解平衡

弱酸、弱堿在溶液中部分離解，在已離解的離子和未離解的分子之間存在著離解平衡。目前十二頁\總數五十頁\編于十點二、離解度1、對于弱電解質，還可用離解度（a）表示其離解的程度。在溫度，濃度相同的條件下：a↑表示弱電解質相對較強注意：a既是溫度的函數，也是濃度的函數。（故在表示某物質的離解度時必須指明其濃度和溫度。）2、稀釋定律HAH++A-起始濃度平衡濃度C00C（1-a)caca目前十三頁\總數五十頁\編于十點也即：解此方程當電解質弱（即較?。r，則a很小。1-a≈1則：=對于一指定弱電解質，在一定溫度下，、為一定值?？梢姡篊'↓a↑(即溶液越稀，離解度越大）稀釋定律目前十四頁\總數五十頁\編于十點1）2）在上述離解過程中，實際上還存在著水的離解平衡相互影響，但當》而弱本或弱堿又不是很稀時，溶液中的H+或OH-主要由弱本或弱堿離解而產生，所以在計算時可忽略水的離解。注意：3、一元弱酸、弱堿溶液中離子濃度及PH的計算P48例2例3目前十五頁\總數五十頁\編于十點三、多元弱酸的離解平衡多元弱酸在水中的離解是分步進行的。若對多元弱酸或弱堿的相對強弱進行比較時，只需比較它們的第一級離解常數即可，與一元弱酸相似。例：H2S的離解第一步離解：H2SH++HS-第二步離解：H2SHS-H++S2-》目前十六頁\總數五十頁\編于十點例：目前十七頁\總數五十頁\編于十點第四節(jié)同離子效應和緩沖溶液H++Ac-在弱電解質的溶液中，加入含有相同離子的易溶強電解質，使弱電解質離解度降低的現象叫做同離子效應。若在此溶液中加入HCl.例如：HAc一、同離子效應HCl→H++Cl-

會使上述平衡向左移動。例：向1.0L濃度為0.10molL-1的醋酸溶液中加入固體NaAc0.10mol(假定溶液體積不變）計算此時溶液中的H+濃度為多少？將結果與例2（1）比較，可得出什么結論？解：設在此情況下，離解出來的Ac-濃度為xmolL-1.H++Ac-HAc起始濃度：平衡濃度：0.100.10.1-xx0.1+x目前十八頁\總數五十頁\編于十點H++Ac-HAc起始濃度：平衡濃度：0.100.10.1-xx0.1+x∵很小∴0.1-x≈0.10.1+x≈0.1則：=1.75×10-5X=1.75×10-5CH+=1.75×10-5molL-1例2（1）中的a=1.3%目前十九頁\總數五十頁\編于十點二、緩沖溶液緩沖溶液動畫加入1.0ml1,0moll-1的HCl溶液加入1.0ml,1.0molL-1的NaOH溶液11.0L純水pH:7→3.04pH:7.0→11421.0L溶液中含有0.10molHAc和NaAc.pH:4.76→4.750.01pH:4.46→4.770.0131.0L溶液中含0.10molNH3和0.10molNH4Cl.pH:9.26→9.250.01pH:9.26→9.270.01定義：能保持pH值相對穩(wěn)定的溶液稱為緩沖溶液1、2、緩沖作用原理例：HAc—NaAc緩沖溶液。H++Ac-HAcNaAc→Na++Ac-由于同離子效應，在溶液中存在著大量的HAc分子和Ac-目前二十頁\總數五十頁\編于十點

緩沖溶液同時具有抵抗外來少量酸或堿的作用維持pH相對穩(wěn)定現象稱為緩沖作用。1）若加入少量H+討論：上述平衡向左移動，使大量H+與Ac-反應生成HAc,使溶液中的H+濃度保持了相對穩(wěn)定。2）若加入少量OH-上述平衡向右移動，使大量OH-與H+反應生成H2O,使溶液中的OH-濃度保持了相對穩(wěn)定。目前二十一頁\總數五十頁\編于十點3、緩沖溶液pH的計算

設緩沖溶液由一元弱酸（HA）和相應的鹽（MA）組成，其濃度分別為C酸和C鹽。求該緩沖溶液的pH值。解：設由HA離解出的H+濃度為xmolL-1HAH++A-起始濃度：平衡濃度：C酸C鹽0C酸-xxC鹽-x∵很小∴則：目前二十二頁\總數五十頁\編于十點同理：由一元弱堿和一元弱堿鹽組成的緩沖溶液的pOH的計算為：例：在1.0L濃度為0.10molL-1的氨水溶液中加入0.050mol的（NH4）2SO4固體，問該溶液的pH值為多少？將該溶液平均分成兩份，在每份中加入1.0ml1.0molL-1的HCl和NaOH溶液，問pH值各為多少？解：(1)查表得1.8×10-5C堿=0.10molL-1C鹽=2×0.050molL-1∴pH=14-4.74=9.26目前二十三頁\總數五十頁\編于十點(2)看題※加入HCl后，H+與氨水反應則：C堿=（0.5×0.10-0.001×1.0)/0.50=0.098molL-1C鹽=（0.5×0.10+0.001×1.0)/0.50=0.102molL-1pH=14-4.76=9.24※加入NaOH后,OH-與NH4+離子反應生成NH3.H2OC堿=（0.5×0.10+0.001×1.0)/0.50=0.102molL-1C鹽=（0.5×0.10-0.001×1.0)/0.50=0.098molL-1同理：pH=9.28目前二十四頁\總數五十頁\編于十點說明：①緩沖溶液本身的pH值取決于弱酸或弱堿的離解平衡常數；②緩沖溶液pH的控制主要由或來控制；③緩沖溶液的緩沖能力主要與弱酸或弱堿及其鹽的濃度有關；濃度越大，緩沖溶液的抗酸抗堿能力越強。緩沖能力還與C酸/C鹽或C堿/C鹽的比值有關；其比值等于1時，緩沖能力最大。通?？刂圃?.1—10的范圍之內，過小或過大都會降低緩沖能力，或失去緩沖能力。④各種緩沖溶液只能在一定范圍內（即pKaΘ=±1)發(fā)揮緩沖作用；⑤將緩沖溶液適當稀釋時，其pH值不變。目前二十五頁\總數五十頁\編于十點4、緩沖溶液的組成：①弱酸——弱酸鹽②弱堿——弱堿鹽（例：HAc——NaAc）（例：NH3·H2O——NaAc）③某些正鹽——其酸式鹽（例：Na2CO3——NaHCO3)④多元酸——其酸式鹽（例：H2CO3——NaHCO3）⑤一種多元酸的兩種酸式鹽（例：KH2PO4——K2HPO4）5、緩沖溶液的作用：（自學）目前二十六頁\總數五十頁\編于十點第五節(jié)鹽類的水解定義：鹽類的陰離子或陽離子和水所離解出來的H+或OH-結合并生成了弱電解質，使水的享解平衡發(fā)生移動，導致溶液中的H+和OH-離子溶液不等，而表現出酸、堿性。這作用稱為鹽的水解。例：NaAc→Na++Ac-H2OOH-+H+

+HAcAc-+H2OHAc+OH-水解方程式NaAc溶解于水目前二十七頁\總數五十頁\編于十點例2、NH4Cl的水解NH4Cl→NH4++Cl-H2OOH-+H++NH3·H2ONH4++H2ONH3·H2O+H+※鹽類水溶液的酸堿性：①強堿弱酸鹽②強酸弱堿鹽③弱酸弱堿鹽④強酸強堿鹽發(fā)生水解發(fā)生水解發(fā)生水解不發(fā)生水解溶液呈堿性溶液呈酸性溶液呈酸性、堿性或中性溶液呈中性目前二十八頁\總數五十頁\編于十點一、水解常數與水解度例：NaAc→Na++Ac-H2OOH-+H+

Ac-+H2OHAc+OH-NaAc的水解①②③Ac-+H+HAc④②+③=④∵∴=/同理：強酸弱堿鹽的水解平衡常數為：=/(強堿弱酸鹽）1、水解常數目前二十九頁\總數五十頁\編于十點※弱酸弱堿鹽的水解平衡常數例：NH4Ac的水解NH4Ac→NH4++Ac-H2OOH-+H+

Ac-+H+HAcNH4++OH-NH3·H2ONH4++Ac-+H2OHAc+NH3·H2O①②③④⑤②③④++=⑤∵∴=說明：溶液近中性溶液呈酸性溶液呈堿性目前三十頁\總數五十頁\編于十點2、水解度鹽類的水解程度稱為水解度，以“h”表示。※h與鹽的濃度及各平衡常數之間的關系：例：Ac-+H2OHAc+OH-起始濃度：平衡濃度：C00C(1-h)ChCh∵很小∴1-h≈1則：故：目前三十一頁\總數五十頁\編于十點同理：強酸弱堿鹽的水解度為：問：弱酸弱堿鹽的水解度是否為下式？請證明。目前三十二頁\總數五十頁\編于十點3、多元弱酸鹽的水解多元弱酸鹽的水解是分步進行的。例：Na2CO3的水解因為H2CO3為二元酸，所以Na2CO3將以兩步水解完成：第一步CO32-+H20HCO3-+OH-第二步HCO3-+H2OH2CO3+OH-=/=/∵《∴》同樣在計算過程中可只考慮第一步水解目前三十三頁\總數五十頁\編于十點強酸強堿生成的鹽鹽溶液pH的簡單計算二、鹽溶液pH的簡單計算目前三十四頁\總數五十頁\編于十點※鹽類水解的通式：一元強堿弱酸鹽一元強酸弱堿鹽目前三十五頁\總數五十頁\編于十點三、影響水解平衡的因素※鹽的本性鹽類水解時所生成的弱酸或弱堿的離解常數越小，水解程度越大。若水解產物為沉淀，則其溶解度越小，水解程度也越大。※濃度濃度越小，水解度越大。換句話說，將溶液進行稀釋，會促進鹽的水解?！鶞囟人釅A中和反應是放熱反應，鹽的水解是中和反應的逆過程，因此是吸熱反應。根據平衡移動原理，升高溫度會促進鹽的水解?！釅A度的影響鹽類水解通常會引起水中的H+或OH-濃度的變化。根據平衡移動原理，調節(jié)溶液的酸堿度，能促進或抑制鹽的水解。四、平衡水解移動及其應用目前三十六頁\總數五十頁\編于十點一、酸、堿定義：質子理論認為：凡能給出質子(氫離子)的物質都是酸（質子酸）；凡能接受質子的物質都是堿（質子堿）。第六節(jié)酸堿質子理論例：HCl、NH4+、H20、HS-質子酸Cl-、NH3、OH-、[Cu(H2O)3(OH)]+質子堿二、共軛酸堿酸給出質子后剩余的部分就稱為堿，因為它具有接受質子的能力；堿接受質子后就變成了酸。此即謂“酸中有堿，堿能變酸”。這種具有相互依存關系的酸和堿互稱為共軛酸堿。請問：下列微粒是質子酸還是質子堿？HCO3-、HPO4-、H2O、[Cu(H2O)3(OH)]+（酸堿電離理論）目前三十七頁\總數五十頁\編于十點酸堿電離理論酸：在水溶液中電離能出來的陽離子全部是H+的物質為酸；堿：在水溶液中電離能出來的陰離子全部是OH-的物質為堿。定義：酸堿反應的本質：酸堿反應的本質是H+與OH-結合生成水。酸堿強弱：以酸、堿在水溶液中離解出H+、OH-的強度大小來衡量。電離理論的局限性：1、電離理論把酸、堿局限在水溶液中，它無法說明非水溶液中物質的酸堿性；2、按酸堿電離理論對酸、堿的定義也無法解釋某些物質在水溶液中的酸堿性。例：硫酸銅、碳酸鈉等返回目前三十八頁\總數五十頁\編于十點HCO3-CO32-+H+HCO3-+H+H2CO3因為①②H2OOH-+H+H2O+H+H3O+③[Cu(H2O)3(OH)]+[Cu(H2O)2(OH)2]+H+[Cu(H2O)3(OH)]++H+[Cu(H2O)4]2+“兩性物質”HCO3-、HPO42-、H2O、[Cu(H2O)3(OH)]+目前三十九頁\總數五十頁\編于十點三、酸堿的強弱給出質子能力越強的酸的酸性越強；接受質子能力越強的堿的堿性越強；強酸的共軛堿為弱堿；強堿的共軛酸為弱酸。目前四十頁\總數五十頁\編于十點四、酸堿反應HCl+NH3→NH4+

+Cl-酸（1

）+堿（2）→酸（2）+堿（1）由此可知：酸堿反應的實質就是質子的傳遞，即質子由酸傳遞給了堿。請問：上述反應到底是從左到右還是從右到左呢？總的原則：是較強的酸與較強的堿反應，生成較弱的酸和較弱的堿。局限性：酸堿質子理論擴大了酸堿的范圍，但它只限于質子的給予和接受，對于無質子參加的酸堿反應不能解釋，因此質子理論仍具有局限性。目前四十一頁\總數五十頁\編于十點第七節(jié)沉淀和溶液平衡一、沉淀和溶解平衡、溶度積AgCl(s)Ag+（aq)+Cl-(aq)溶解沉淀例：在一定溫度下，

AgCl(s)溶解于水速度時間溶解沉淀當溶解和沉淀的速率相等時，建立起平衡，即為沉淀-溶解平衡，此時的溶液為飽和溶液。KΘsp=溶度積通式：AmBn(s)mAn+(ag)+nBm-(ag)注：只是溫度的函數。目前四十二頁\總數五十頁\編于十點三、溶解度與溶度積的相互換算例：已知25℃，AgCl的溶解度為1.92×10-3L-1試求①該溫度下AgCl的溶度積。②Ag2CrO4的溶度積為1.1×10-12,通過計算說明哪一種銀鹽在水中的溶解度較大？解：①∵AgCl的溶解度為1.92×10-3g.L-1∴轉化為物質的量濃度則為：而AgCl(s)Ag+（aq)+Cl-(aq)平衡濃度mol.L-11.34×10-51.34×10-5目前四十三頁\總數五十頁\編于十點②Ag2CrO4的溶解平衡為：Ag2CrO42Ag++CrO42-設Ag2CrO4的溶解度為Smol.L-1平衡濃度mol.L-12SS解得：S=6.5×10-4mol.L-1而：AgCl的溶解度為1.34×10-5mol.L-1故：Ag2CrO4的溶解度比AgCl的溶解度大目前四十四頁\總數五十頁\編于十點第八節(jié)溶度積規(guī)則及其應用(CaCO3)沉淀-溶解平衡離子積:難溶電解質溶液中陽離子和陰離子濃度的乘積稱為離子積。用Q表示。例：CaCO3Ca2++CO32-當加入CaCl2時=Q>平衡向左移動溶液處于過飽和當溶液中加入HCl時由于存在以下反應，使溶液中CO32-減少CO32-+2H+CO2↑

+H2O=Q<溶液處于不飽和平衡向右移動一、溶度積規(guī)則目前四十五頁\總數五十頁\編于十點溶度積規(guī)則Q>過飽和溶液Q<不飽和溶液Q=飽和溶液二、沉淀的生成1、條件：Q>例：向0.50L的0.1molL-1的氨水中加入等體積0.50molL-1的MgCl2。問（1）是否有Mg(OH)2沉淀生成？（2）欲控制Mg(OH)2的沉淀不產生，問至少需要加多少克固體NH4Cl?（設加入固體NH4Cl的體積不發(fā)生變化）解（1）∵C/Mg2+=0.5/2=0.25molL-1C/NH3=0.1/2=0.05molL-1C/OH-=Q=C/Mg2+·C/2OH-=0.25×(9.5×10-4)2=2.3×10-7>有沉淀生成目前四十六頁\總數五十頁\編于十點（2）題①若使溶液中不出現Mg(OH)2沉淀，則Q=C/OH-=OH-離子的最大允許溶液為：②根據下列方程式計算NH4+的最大允許濃度“x”：NH3·H2ONH4++OH-平衡濃度0.05-8.5×10-68.5×10-6X+8.5×10-6解得x=0.11(X+8.5×10-6≈x)起始濃度0.05X0③計算允許加入NH4Cl固體的質量：mNH4Cl=1.0×0.11×53.5=5.9