第9章 溶液中的离子平衡.ppt

1、第九章 溶液中的离子平衡,一、 强电解质的电离 二 、弱电解质的解离平衡 三、 盐类水解 四、 酸碱质子理论,一、强电解质的电离,1 离子氛和离子强度 1）强电解质及含义： a 强电解质在水溶液中完全电离 b 解离的离子间存在着相互作用（以离子氛的形式存在） 2）离子氛：阳离子的周围存在着阴离子形成离子氛，阴离子周围存在着阳离子形成离子氛,离子氛的影响,在外加电场作用下，由于离子与它的离子氛之间的作用，影响了该离子的迁移速度。 减弱了离子的水合作用。,c 表关电离度 定义：由实验测得的电离度叫表观电离度 d 活度： 定义：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为离子的有效浓度也称活度，以a表示。

2、 a=fc f：活度因子 c：真实浓度 f的大小不仅受本身浓度和电荷的影响，还受溶液中其他离子的浓度及电荷的影响,f 活度的计算,例：求出下列溶液的离子强度 1）0.01molkg-1的BaCl2 2）0.1 molkg-1的HCl和0.1 molkg-1的CaCl2溶液等体积混合后形成的溶液等体积混合后形成的溶液,解：1）mBa+=0.01mol/kg mCl-=0.02mol/kg z Ba2+=2 z Ba2+=-1 则I=1/2mizi2=1/2（0.01*22+ 0.02*22 ） =0.03mol/kg 2)混合液中 mH+=0.05mol/kg. mCa2+=0.05mol/kg

3、 mCL-=0.15mol/kg zH+=1 zCa2+=2 zCl-=-1 z=1/2mizi2 =1/2(0.05*22+0.05*22+0.15*1)=0.2mol/kg,二 弱电解质的解离平衡,1 基本理论 1）根据阿累尼乌斯电离论： HA（aq）=H+（aq）+A-（aq) ki(HA)=H+A-/HAc或 Ki=H+A-/HAc Ki=10-4弱电解质 ki=10-2-10-3中强电解质。Ka:弱酸的解离常数 Kb:弱酸的解离常数,2 电离度和稀释定律,a）电离度（） 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叫电离度。 解离部分弱电解质浓度 未解离前弱电解质浓度,*

4、100%, =,b）影响电离度大小的因素,1）物质的种类： 一般讲： 30% 强电解质 3% 30% 中强电解质 3% 弱电解质 2) 物质的浓度：C下降上升 3）温度：温度对弱电解质影响不大，可忽略不记。,C 稀释定律（电离度和电离常数之间的关系）,AB A+ +B-，求Ki? 与的关系 始态C0 0 0 平衡C0- C0 C0 C0 Ki = C（A+）* C（B-）/ C（AB） =（ C0 * C0 ）/（ K0 - C0 ） = C0 2/（1- ） 当C0 /Ki 500时,则1- =1,上式可改为 Ki = C0 2,2 水的电离和溶液的酸碱性,1) 平衡常数 H2O H+ +O

5、H- KC= C（H+）* C（OH-）/ C（H2O） =1.8*10-16*55.6mol/L =1*10 -14 规定Kw=H+OH- = 10 -14（水的离子积）,Kw与温度的关系,2）pH值,pH=-lgH+ 纯水：pH=7 酸性: pH7 pOH=-lgOH-,3) 酸碱指示剂,溶液的pH值常用酸碱指示剂来确定 几种常用指示剂: 甲基橙:3.14.4 石蕊 :6.08.0 酚酞:8.010.0,3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算,电离常数: A弱酸:当Ka Kw时,且其浓度不是很小时,水的电离平衡可以忽略. B 弱碱:当Kb Kw时,且其浓度不是很小时,水的电离平衡可以忽略.,例

6、题：求0.1mol/L时，HAc溶液中H+，PH， ,解： HAc H+ +Ac- 起：0.1 0 0 平：0.1-x x x 则Ka=H+ Ac-/HAc=x*x/（0.1-X） 解得：x=1.33*10-3 pH=2.88 =x/C= 1.33*10-3/0.1=1.33%,3）多元弱酸的分步解离,（1）H2S H+ +HS- Ka1 =H+HS-/H 2S=1.1*10-7 （2）HS- H+ + S2- Ka2 =H+S2-/HS-=1.3*10-13 （1）+（2） H2S 2H+ +S2- Ka = Ka1 *Ka2 =6.8*10-23 由于Ka1 Ka2 ,所以多元弱酸的强弱主

7、要取决于Ka1 的大小,即 H+主要由第一解离决定,可以认为CH+=C HS-,4 盐效应,定义:在一个弱电解质中存在强电解质,由此而产生的对弱电解质电离度的影响称为盐效应 盐效应的实质:增强了溶液的离子强度,使得离子的有效浓度不足以与分子平衡,只有再解离出部分离子,才能实现平衡,使得弱电解质电离度增大,例:在1L0.1mol/LHAc溶液中加入0.1molNaCl固体(体积不变),解: HAc H+ +Ac- 起 0.1 0 0 反应-x x x 平0.1-x x x K= a(H+ ) a(Ac-)/ a(HAc) =f2x2(0.1-X)= 1.8*10-5 查表得f=0.8,x=0.0

8、017 =1.7%,5 同离子效应,定义:在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,使其电离度减小 如:在HAc H+ +Ac- 若加入NaAc即加入Ac- Ac-增大,平衡向左移动,从而使得H+ 浓度减小,HAc增大,则减小,例:已知有500ml0.2mol/LHAc和500ml0.2mol/LNaAc,求混合后的H+, ,pH,解:HAc H+ +Ac- 起0.1 0.1 变-x x 0.1+x 平0.1-x x 0.1+x Ka =(0.1+x)x/(0.1-x)=1.8*10-5 因为C/ Ka 500 所以0.1*x/0.1 =1.8*10-5 x=1.8*10-5 pH

9、=lg1.8*10-5=4.74 =0.018%,总结,在同离子效应与盐效应是完全相反的作用,而且在发生同离子效应的伴随着盐效应,但盐效应对电离平衡的影响不及同离子效应,因此一般不考虑盐效应,而是优先以同离子效应作为思考问题的着眼点.,6 缓冲溶液,定义:能抵抗少量的强酸强碱和水的稀释而保持体系的pH基本不变 (1)弱酸-弱酸盐 pH=pKa -lgC酸/ lgC盐 (2)弱碱-弱碱盐pOH=pKb -lgC碱/ lgC盐 缓冲溶液的配置: 当C酸/碱/ C盐=1时,缓冲能力最强 所以pH=pKa 1 pH=pKa 1,缓冲溶液的有效范围,配置缓冲溶液的要点,选择一种其pKa 或pKb 值与所

10、要求的pH值相近的弱酸或弱碱及其盐组成的缓冲溶液 使得弱酸或弱碱及其盐的浓度比较相近。 举例说明：根据下列数据来选择那些盐和酸来配置pH=7.22的缓冲溶液，缓冲对比值为多少？ 已知：HAc Ka =1.8*10-5 NH3H2O Kb =1.8*10-5 H3PO4 Ka1 =7.4*10-3 Ka2 =6.3*10-8 Ka3 =3.8*10-15,解答：因为pH=7.22， 则C（H+）=6.0* 10-8 C（H+）与Na3PO4 中的Ka2近似相等 所以选择NaH2PO4 Na2HPO4 因为C（H+）= C酸 /C酸 * Ka2 所以C酸 /C酸= C（H+）/ Ka2 = 6.0

11、* 10-8/ 6.3* 10-8 =0.95 C酸 /C酸称为缓冲对比值,三、盐类水解,1水解常数 水解度 1）弱酸强碱盐水解（阴离子发生水解） NaAc Na+ +Ac- H2O H+ +OH- 水解方程： Ac-+H2O OH- +HAc 水解常数： C（OH-）C（HAc） C（ H+ ） C（Ac-） C（ H+ ） =Kw/ Ka ,Kh=,Kh的含义： 1 它表示水解程度 2 它只与物质的种类、性质、温度有关 3 Ka变小，Kh变大 水解度： h=x/c0 x 发生水解的浓度 盐类水解的程度 c0 盐的初始浓度,例题：求0.1molNaAc溶液中的pH值及水解度h,Ac-+H2O

12、 OH- +HAc 起：0.1 0 0 变：-x x x 平：0.1-x x x Kh=x2（0.1-X）=Kw/ Ka 500 x=7.5*10-6 所以pOH=6-lg7.5 h=x/c0 =7.5*10-6/0.1=0.0075%,2) 多元弱酸强碱盐的水解,CO32-+H2O OH- +HCO3- C（OH-）C（ HCO3- ） C（ H+ ） C（CO32- ） C（ H+ ） =Kw*Ka2 =1.78*10-4 HCO3-+H2O OH- +H2CO3 Kh2=Kw*Ka1 =2.23 *10-8 因为Kh1 Kh2所以只考虑第一步水解,Kh1=,CO32-+H2O OH- +

13、HCO3- 起 0.1 0 0 平 0.1-x x x Kh1=x2/(0.1-x)=1.78*10-4 C0/Kh1=0.1/1.78*10-4500 所以x=4.22*10-8mol/L pOH=2.37 pH=11.63,3) 强酸弱碱盐的水解 NH4Cl NH4+ Cl- H2O H+ +OH- 水解方程式:NH4+ H2O NH4OH+H+ 所以Kh=kw/Kb? 4) 弱酸弱碱盐的水解 Kh=kw/(Ka * Kb ) Ka =Kb 溶液中性 Ka Kb 溶液酸性 Ka Kb 溶液碱性,2 影响水解程度的因素,1）浓度：浓度越小，水解度越大 但对弱酸弱碱盐，水解度与浓度无关 2）温度：水解为吸热反应T升高，水解度上升。 3）溶液的pH 强酸弱碱盐，加酸抑制水解 强碱弱酸盐，加碱可抑制水解 4）本性： Ka Kb 下降，Kh、h上升 5）水解产物为弱电解质，难溶性物质，挥发性气体,3 盐类水解的抑制和利用,1）抑制易水解盐：相应酸或碱中SbCl3时加