電解質溶液課件

第1頁第一節(jié)水的電離與溶液的pH值第二節(jié)強電解質溶液理論第三節(jié)弱電解質的電離平衡第四節(jié)緩沖溶液第五節(jié)鹽的水解第六節(jié)酸堿質子論與電子論電解質溶液第2頁電解質強、弱電解質可溶性電解質難溶性電解質強電解質弱電解質

說明:電解質的強弱與溶劑有關(一般以水作溶劑)第4頁

弱電解質：在水溶液中只有少部分電離成陰、陽離子，大部分以分子狀態(tài)存在。特點：電離過程可逆，在溶液中存在一個動態(tài)的電離平衡；如HAc、HCN、NH3·

H2O等。例如：醋酸的電離平衡如下式所示：

HAcH++Ac-第6頁KwΘ稱質子自遞平衡常數，又稱水的離子積0℃時KwΘ

=1.15×10-1525℃時KwΘ

=1.01×10-14100℃時KwΘ

=5.44×10-13

第7頁二、溶液的pH值定義所以pH+pOH=pKWΘ=14.00由于25℃時KwΘ=1.01×10-14第8頁

25℃的純水中

中性溶液:

酸性溶液:

堿性溶液:第9頁第11頁幾種常用酸堿指示劑及其在各種pH值下的顏色甲基紅溴百里酚藍酚酞第12頁人體各種體液的pH值第13頁范特霍夫建議引用校正系數i，公式變?yōu)椋骸恰涫请娊赓|稀溶液的滲透壓；i稱作等滲系數；第二節(jié)強電解質溶液理論一、強電解質溶液的依數性第14頁如：計算0.2mol·kg-1的NaCl溶液的凝固點降低值。假設NaCl不電離，則i=1：如果NaCl百分之百電離，則i=2:而實驗測得的ΔT

f卻是0.694K第15頁二、離子氛與離子強度中心離子周圍的那些異號離子群叫做離子氛。-----++++++-第17頁

離子強度：溶液中存在的離子所產生的電場強度的量度，表示當溶液中含有多種離子時，每一種離子受到的所有離子產生的靜電力影響。I—離子強度bi

—各個離子的質量摩爾濃度zi—各離子的電荷數用公式表示如下：

稀溶液中，bB

CB

第18頁三、活度與活度系數活度：電解質溶液中離子實際發(fā)揮作用的濃度

γ叫做活度系數，由于ai<bi，所以γ<1。活度系數表示溶液中離子之間的相互牽制作用的大小。第19頁【例1】計算0.010mol·kg-1

NaCl溶液的離子強度，活度

系數以及活度。解：I=1/2[b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)]=1/2[0.010×(+1)2+0.010×(-1)2]=0.010mol·kg-1第20頁一、一元弱酸(堿)的電離平衡第三節(jié)弱電解質溶液的電離平衡

HAcH++Ac-①電離度：達電離平衡時，已電離的分子數和分子總數之比。單位為1，一般用百分率表示通常0.1mol·kg-1溶液中:強電解質α>30%；弱電解質α≤5%；第21頁

HAc(ag)Ac-(ag)

+H+

(ag)

KaΘ稱為酸電離平衡常數。②電離平衡常數第22頁堿有下列電離平衡NH3·H2O(aq)NH4+(aq)+OH-(aq)KbΘ是堿電離平衡常數。第24頁一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)酸性增強堿性增強第25頁③電離平衡常數與電離度的關系以HA表示一種弱酸，設：濃度為c

、電離度為αHAH++A-開始時c：c00平衡時c：c–cαcα

cα

則有：α

很小時，1－α≈1，∴KaΘ≈c

α2第27頁以弱酸HA為例，設HA的起始濃度為c酸，則平衡時：cH+=cA-

cHA=c酸-cH+

HA(aq)H+(aq)+A-(aq)④一元弱酸、弱堿的近似計算開始時：c酸

00平衡時：c酸

-cH+

cH+cH+

第28頁將各個值代入HA的平衡常數表達式中：當α≤5%時，c酸>>cH+,所以c酸-cH+≈c酸第30頁同樣對于一元弱堿當c堿/KbΘ≥400時：當c堿/KbΘ＜400時，也需解一元二次方程：第32頁將溶液稀釋至體積變?yōu)?倍后:第33頁⑤酸堿平衡的移動同離子效應：在弱電解質的溶液中，加入具有相同離子的易溶強電解質，使得弱電解質電離度降低的現象。加入Ac-平衡左移，HAc的電離度降低第34頁(1)HAc水溶液＋甲基橙（橘紅色）加入NaAc(s)→黃色

HAc(aq)

H+(aq)

+Ac-(aq)

加入Ac-使HAc

電離度降低。(2)NH3·H2O+酚酞（粉紅色）加入NH4Cl(s)→無色

NH3(aq)

+

H2O(l)OH–(aq)

+NH4+(aq)

加入NH4+使NH3

電離度降低。第35頁【例3】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入一定量固體NaAc使NaAc的濃度等于0.10mol·L-1,求該溶液的pH值和HAc的電離度。已知0.10mol·L-1HAc的

=1.32%,KaΘ=1.74×10-5解：開始時：0.10

00.10平衡時：0.10-cH+

cH+0.10+cH+

HA(aq)H+(aq)+A-(aq)第36頁=1.74×10-4=0.0174%結論：0.10mol·L-1HAc溶液cH+=1.32×10-3mol·L-1

=1.32%；因同離子效應，cH+

=1.74×10-5

mol·L-1

=0.0174%；均降低為原來的1/76。第37頁即若在上【例3】的HAc溶液中加入強電解質NaCl由于離子強度的影響，要準確計算電離度，必須用活度求算：由于HAc分子不帶電荷，受離子強度影響極小，其活度仍可由濃度代替，故上式變?yōu)椋旱?8頁在弱電解質的溶液中，加入與弱電解質不具有相同離子的強電解質，使弱電解質的電離度略有增大的效應稱作鹽效應。第39頁二、多元弱酸的電離以H2S水溶液為例：一級電離：二級電離：當時，溶液中的H+主要來自第一步電離，cH+的計算可按照一元弱酸來近似處理。第40頁同樣，磷酸在水中存在如下分步電離：一級：

一般情況下多元弱酸，Ka3＜

Ka2＜Ka1，即下一級電離比上一級電離難得多。為什么？（1）第一級電離出來的酸根離子有負電性，使得氫離子更難失去。（2）第一級電離出來的氫離子抑制了第二級電離，即濃度對

化學平衡的影響或同離子效應。二級：三級：第41頁【例4】計算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H+、HCO3-、CO32-、OH-濃度及溶液的pH值。已知H2CO3的Ka1?=4.17×10-7,Ka2?=5.62×10-11解：∵Ka1÷Ka2>103

∴第二步電離可忽略，當一元弱酸處理，并且c/Ka1>400∴pH=4.19第42頁cOH-=1.55×10-10mol·L-1cHCO3-=cH+=6.46×10-5mol·L-1

設：c(CO32-)

=yHCO3-H++CO32-

平衡時:6.46×10-5-y

6.46×10-5+yy∵c酸/Ka2Θ>>400∴6.46×10-5±y≈6.46×10-5

c(CO32-)=Ka2Θ

=5.62×10-11mol·L-1y=5.62×10-11第43頁第四節(jié)緩沖溶液實驗

樣品1：0.10mol·L-1NaCl溶液樣品2：含HAc

和NaAc

均為0.10mol·L-1的混合溶液操作：滴加強酸

HCl

至c(HCl)=0.010mol·L-1

觀察現象：pH的變化第44頁0.10mol·L-1NaCl溶液NaCl溶液中加入HCl到0.010mol·L-1

，溶液的pH由7變?yōu)?，改變了5個pH單位。第45頁0.10mol·L-1

HAc—0.10mol·L-1NaAc溶液0.10mol·L-1HAc—0.10mol·L-1NaAc溶液溶液中加入HCl到0.010mol·L-1

，溶液的pH由4.75變?yōu)?.74，改變僅0.01pH單位。第46頁結論

HAc—NaAc

混合溶液具有抵抗外來少量強酸、強堿而保持pH基本不變的能力。第47頁定義：能夠抵抗外加少量酸堿或水的稀釋，而保持pH基本不變的溶液稱為緩沖溶液。2.組成

抗堿組份——抗酸組分弱酸及其鹽溶液

HAc──NaAc酸式鹽溶液

NaHCO3──Na2CO3酸式鹽及其次級鹽溶液

NaH2PO4──Na2HPO4弱堿及其鹽溶液

NH4Cl──NH3第48頁加入少量OH-

，它與H+結合生成水，平衡向右移動。HAc+H2OH3O++Ac-

+OH-H2O

加入少量H+

，它與Ac-結合生成HAc，平衡向左移動;3.作用原理第49頁4.緩沖溶液pH值的計算a、弱酸及其鹽體系平衡濃度c酸-cH+cH+c鹽+cH+≈c酸≈c鹽cH+＝KaΘ×——c酸c鹽pH=pKa-lg——c酸c鹽HAH++A-初始濃度c酸

0c鹽第50頁b、弱堿及其鹽體系cOH-＝KbΘ×———

c堿c鹽pOH=pKbΘ-lg——c堿c鹽第51頁5.緩沖溶液的性質緩沖溶液的緩沖能力是有限的，只有當c酸(堿)/c鹽的比值在一定范圍內，溶液的緩沖性能才比較顯著。緩沖能力：在保持緩沖溶液的pH值基本不變前提

下，緩沖溶液所能抵抗外加酸堿的量，

又叫緩沖容量。第52頁★

酸(堿)和鹽的總濃度越大，緩沖溶液的緩沖能力

越大?！?/p>

酸(堿)和鹽的總濃度為定值且c酸(堿)/c鹽=1時，緩

沖能力為最大?！?/p>

緩沖溶液的緩沖能力是有限的，當緩沖溶液中的

抗酸(或抗堿)成分消耗完時，則失去緩沖作用。決定緩沖能力大小的因素：第53頁pKa-1<pH<pKa+1的變化范圍稱為緩沖范圍。緩沖范圍第54頁【例6】欲配制pH=7的緩沖溶液，最合適的緩沖對是

KaHAc=1.8×10-5；

KbNH3=1.8×10-5；H3PO4:Ka1=7.52×10-3

；Ka2=6.23×10-8

；

Ka3=4.4×10-13;H2CO3:Ka1=4.30×10-7；Ka2=5.61×10-11；(A)HAc-NaAc(B)NH3-NH4Cl(C)NaH2PO4-Na2HPO4

(D)NaHCO3-Na2CO3第55頁6.緩沖溶液的選擇和配制選擇適當的緩沖對，緩沖溶液的pH應該落在pKa-1<pH<pKa+1之間，并盡量接近弱酸pKa欲配制的緩沖溶液的pH值應選擇的緩沖組分第56頁b.所選擇的緩沖對不能與反應物或生成物發(fā)生作用

藥用緩沖溶液還必須考慮是否有毒性等。緩沖溶液的總濃度控制在0.05mol·L-1~0.20mol·L-1

間較適宜，相應的β值在0.01～0.1之間。d.為了使緩沖溶液具有較大的緩沖容量，應盡量使

緩沖比接近于1。并計算出所需共軛酸、堿的量。e.最后在pH計監(jiān)控下，對緩沖溶液的pH進行校正。第57頁【例7】在研究酸雨造成某低土壤酸化問題時，需要pH=10.00的碳酸鹽緩沖溶液，在500mL

0.20mol·L-1的NaHCO3中，需要加入多少克碳

酸鈉來配制？已知：H2CO3

的Ka1=4.30×10-7

；

Ka2=5.62×10-11；第58頁解：該緩沖溶液中：n(HCO3-)=0.2×0.5=0.10mol所需要碳酸鈉的質量為：0.056×106＝6.0g第59頁溫度系數：指溫度每變化1℃時，緩沖溶液pH值的變化。第60頁下列情況均需pH一定的緩沖溶液：

大多數為酶所控制的生化反應;

微生物的培養(yǎng);

組織切片;

細胞染色;

藥物調劑、研制等;第61頁1.一定溫度下當HAc的濃度變大時，Ka

值:

A.變大B.變小C.不變D.需要計算決定2.0.01mol·L-1某一元弱酸的pH=4，則Ka

是：A.10-10B.10-8C.10-6D.10-3

3.濃度相同的下列溶液中，pH值較大的是:（A）NaAc和HAc

（B）NaHCO3和Na2CO3HAc的KaΘ是1.8

10-5；H2CO3的Ka1Θ是4.17

10-7第62頁4.下列說法正確的是：a.將緩沖溶液無限稀釋，其pH值基本不變;b.在緩沖溶液中加入強酸或強堿時，其pH值基本

不變或變化不大;c.水是一種緩沖溶液;d.緩沖溶液的緩沖能力與組成緩沖溶液的弱酸(或弱堿)及其鹽的濃度有關;第63頁水到底有沒有緩沖能力？pH

=4體系的pH值由7迅速變?yōu)?。在50ml水中加入1滴0.1mol·L-1HCl，計算體系pH的變化。第64頁當加入1滴0.1mol·L-1NaOH時：pH=10體系的pH值由7迅速變?yōu)?0。由此證明：水沒有緩沖能力第65頁

在50mlHAc－NaAc緩沖體系中，也加入1滴0.1mol·L-1

HCl，計算體系pH的變化。假定體系中HAc、NaAc的濃度都為0.1mol·L-1：外加第66頁平衡時Ac－減少0.0001，HAc增加0.0001因此體系的pH值基本不變。所以：第67頁5.已知下列各酸及堿的KaΘ及KbΘ值，欲配制pH值為3的緩沖溶液，應選哪一種弱酸？寫出該緩沖對符號

HCOOH

HAc

NH3·H2O

HCNKaΘ

1.8

10-41.8

10-51.8

10-5(KbΘ)4.9

10-10第68頁第六節(jié)鹽類水解鹽溶液的酸堿性如何?是否都呈中性?酸鹽+水+堿第69頁實驗：分別測出下列物質的pH值結論:鹽溶液不一定都是中性,有的呈酸性,有的呈堿性<7<7=7=7>7>7第70頁一、弱酸強堿鹽1.一元弱酸強堿鹽的水解

H2OH++OH_CH3COONa=CH3COO_+Na++

CH3COOH醋酸鈉在溶液中的變化:第71頁OHHHHHCOO-HHHHCOO-HO++CH3COONa水解示意圖：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO-+H2OCH3COOH+OH-化學方程式：離子方程式：第72頁鹽類的水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。3.實質：弱電解質的生成破壞了水的電離平衡，增大了水的電離程度并且常常使溶液呈酸性或堿性。2.條件：生成弱電解質(弱酸、弱堿)4.水解反應與中和反應的關系:酸+堿鹽+水

中和水解第73頁Ac-+H2OHAc+OH-

平衡時：第74頁鹽類的水解程度，可用水解度h表示：Kh為水解常數，是描述鹽的水解程度大小的物理量，生成的弱電解質越弱，鹽水解的程度越大。第75頁平衡濃度c鹽–x

x

x以NaAc水解為例，設醋酸鈉的起始濃度為c鹽,水解平衡時cOH-為x，則：Ac-+H2OHAc+OH-

起始濃度c鹽

00第76頁因為c鹽/Kh≥400，所以c鹽－x≈c鹽

故第77頁【例7】欲配制2.0LpH值為9.4的NaAc溶液，需要

NaAc多少克？解：NaAc溶液的水解常數為：NaAc溶液中第78頁需要NaAc的質量第79頁2.多元弱酸強堿鹽的水解CO32-+H2O多元弱酸強堿鹽的水解過程與電離相似，也是分步進行的，以Na2CO3為例：第一步水解：HCO3-+OH-第80頁HCO3-+H2O第二步水解：H2CO3+OH-

H2CO3的Ka1Θ=4.17×10-7

Ka2Θ=5.62×10-11第81頁當c鹽/Kh1Θ≥400時，可用如下的簡化計算式：只考慮第一步水解第82頁3.弱酸的酸式鹽水解酸式鹽在溶液中有兩種變化：HCO3-+H2OH2CO3+OH-Kh2Θ=KwΘ/Ka1Θ=2.3×10-8HCO3-H++CO32-Ka2Θ=5.6×10-11Kh2Θ>Ka2Θ,溶液呈堿性cOH-=cH2CO3–cCO32-H2CO3HCO3-+H+CO32-+H+HCO3-第83頁上式表明酸式鹽的pH值與鹽的濃度無關。當Ka2Θ·cHCO3->>KwΘ時第84頁二、弱堿強酸鹽的水解以NH4Cl為例，其水解實質是NH4Cl電離產生的NH4+與水電離產生的OH-結合為氨分子：NH4++H2ONH3·H2O+H+第85頁已知NH3的Kb=1.75×10-5,試計算0.1mol·L-1的NH4Cl的pH值。解：KhΘ=————10-141.75×10-5=5.71×10-10

cH+=KhΘC鹽=7.56×10-6

pH=5.12第86頁三、弱酸弱堿鹽的水解HAc以NH4Ac為例：NH4AcNH4++Ac-H2OOH-+H++NH3H2O+第87頁NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAc總反應：第88頁如何判斷溶液的酸堿性？怎樣計算溶液的pH值？首先將水解分步：NH4++H2ONH3·H2O+H+第89頁Ac-+H2OHAc+OH-∵Ka=Kb∴Kh2=Kh1

溶液顯中性第90頁當Ka＜Kb時，溶液顯堿性，如NH4CN；生成的弱酸越弱，鹽水解的堿性越大。當Ka=Kb時，溶液顯中性，如NH4Ac；當Ka＞Kb時，溶液顯酸性，如HCOONH4；生成的弱堿越弱，鹽水解的酸性越大。第91頁四、水解平衡的移動內因：組成鹽的弱酸根陰離子或弱堿根陽離子水解的難易程度決定鹽水解程度的大小外因：鹽類的水解程度還受到鹽的濃度、溫度及溶液酸堿度的影響第92頁1.同離子效應抑制水解抑制其水解的方法就是在配制溶液時,先用較濃的鹽酸溶解,再稀釋到一定體積。Sn2++2H2OSn(OH)2+2H+Bi(NO3)3+H2OBiONO3↓+2HNO3SbCl3+H2OSbOCl↓+2HClFeCl3+3H2OFe(OH)3↓+3HCl第93頁2.控制溫度酸+堿鹽+水Q<0Q>0第94頁3.控制濃度濃度越小，水解程度越大。第95頁4、水解的應用鋁鹽由于水解強烈，利用其水解產生膠體的吸附作用廣泛用于作凈水劑。硫酸鋁溶液與碳酸氫鈉溶液混合后因強烈水解產生大量氣體和沉淀形成泡沫用于制作滅火劑。Al3++3HCO3-=Al(OH)3

+3CO2

胃酸過多的人可吃小蘇打中和胃酸第96頁鹽類水解的規(guī)律：無弱不水解，誰弱誰水解；都弱都水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱具體定。第97頁第三節(jié)酸堿的質子理論一、酸堿的概念

1.酸堿的定義酸：能給出質子(H+)的物質(質子給體)

第98頁堿：能接受質子的物質(質子受體)第99頁酸釋放一個質子形成其共軛堿；堿結合一個質子形成其共軛酸。酸、堿得失質子的反應式是酸堿半反應式。酸堿半反應兩邊是共軛酸堿對。第100頁2.共軛酸堿的特點：酸比它的共軛堿多一個質子。酸愈強，其共軛堿愈弱；堿愈強，其共軛酸愈弱。某酸堿對中的酸、在另一酸堿對中是堿的物質稱為兩性物質。第101頁酸堿反應的實質酸堿反應是共軛酸堿對之間的質子傳遞反應。例如，HAc在水溶液中：酸堿半反應1HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)

酸1

堿1酸堿半反應2H+(aq)+H2O(l)H3O+(aq)

堿2

酸2H+總反應