第四章电解质溶液课件

第四章电解质溶液第四章电解质溶液1优选第四章电解质溶液优选第四章电解质溶液2

思考:1.金属铜、碳棒都能导电，是否为电解质？不是，电解质不可以是单质，必须是化合物。2.NaCl溶液、NaOH溶液能导电，那么它们是电解质吗？不是，电解质不可是混合物，必须是化合物。电解质必须是化合物！讨论：Na2O溶于水能导电，这说明Na2O是电解质，对吗？那Na2O是电解质吗，原因是什么？不对，导电的是NaOH。但是它是电解质，因为Na2O在熔融状态下可以导电；一般情况下，金属氧化物都是可以导电的。思考:2.NaCl溶液、NaOH溶液能导电，那3

思考:1.蔗糖溶液不导电，所以说蔗糖溶液是非电解质，对吗？不对，蔗糖溶液是混合物，而非电解质必须是化合物。

2.氧气不能导电，那么它是非电解质吗？不是，氧气是单质，而非电解质必须是化合物。非电解质必须是化合物！思考:1.蔗糖溶液不导电，所以说蔗糖溶液是非电解质，对吗4关于电解质的理解1.电解质划定范围是化合物。2.电解质的导电条件：水溶液或熔化状态。3.电解质必须是由于自身电离而导电。概念剖析经验之谈5.酸、碱、盐、金属氧化物等一般都是电解质。如：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CaOCH3COOH;Ca（OH)2、NH3·H2O、CaCO3;水4.能导电的不一定全是电解质,电解质不一定都能导电。关于电解质的理解1.电解质划定范围是化合物。2.电解质的导电5强电解质在水中全部离解，如：

NaCl→Na++Cl–

HCl→H++Cl-H3O+→H+

弱电解质在水中部分离解，离解过程是可逆的，如HAcH++Ac-强电解质弱电解质电解质强电解质在水中全部离解，如：弱电解质在水中部分离解，6酸碱理论电离理论（1884年Arrhenius）质子理论(1923年BrönstedJN)酸碱质子理论到底什么是酸？什么是碱？酸碱理论电离理论（1884年Arrhenius）质子理论(17酸碱质子理论认为：酸：凡能给出质子（H+）的物质。碱：凡能接受质子的物质。酸和碱既可以是分子，也可以是阴离子或阳离子。当一种酸给出1个质子后则变成了碱，而碱得到1个质子则变成了酸，酸和碱之间的关系可表示为：酸碱⇌酸碱质子理论认为：酸碱⇌8酸碱⇌⇌⇌⇌⇌⇌⇌酸、碱并非孤立，酸与碱之间的这种相互对应关系称为共轭关系，我们把仅相差1个质子的一对酸、碱称为共轭酸碱对。酸碱⇌⇌⇌⇌⇌⇌⇌酸、碱并非孤立，酸与碱之间的这种相互对应关9

酸碱反应:

一切包含有质子传递过程的反应

酸1+碱2=酸2+碱1中和反应：HCl+NaOH=H2O+NaClHNO3+NH3=NH4++NO3-离解反应：

HCl+H2O=H3O++Cl-

HAc+H2O=H3O++Ac–水解反应：NH4++2H2O=H3O++NH3·H2OAc-+H2O=HAc+OH–复分解反应：HF+Ac-=HAc+F–上述反应都可以看作为酸碱反应。酸碱反应:上述反应都可以看作为酸碱反应。10当溶液中浓度为1mol/L,lgCb/Ca=0.Ksp=[Mg2+][OH-]2α=—————————×100%HAc+H2O=H3O++Ac–Mg(OH)21.弱电解质在水中部分离解，离解过程是可逆的，如HAcH++Ac-（1）离解度与弱电解质的本性有关。→不变不变复分解反应：HF+Ac-=HAc+F–pOH=pKb–lg（Cb/Ca）注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.c(NH4Cl)=0.CaC2O4·H2O4×10-9HAc+H2O=H3O++Ac–→↓↑按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。例如HAc溶液呈酸性是由于HAc与H2O分子之间发生了质子的传递；NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。酸1碱2酸2碱1碱1酸2碱2碱1⇌⇌当溶液中浓度为1mol/L,按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质11反应可在水溶液中进行，也可在非水溶剂中或气相中进行。强烈向右方进行明显偏向左方⇌⇌反应方向：总是由较强的酸或是较强的碱作用向着生成较弱的酸或较弱的碱的方向进行。反应可在水溶液中进行，也可在非水溶剂中或气相中进行。强烈向右12

当V离解

=V分子化

达动态平衡，这种平衡称为离解平衡。平衡时，弱电解质的离解程度称为离解度。用α表示：

已离解的分子数

α=—————————×100%

离解前的总分子数HAcH++Ac-弱电解质的解离平衡当V离解=V分子化13例题：在25℃时，称取6.0gHAc固体溶解在1L水中，待HAc充分溶解后，测得该溶液的[H+]浓度为1.8×10-3mol/L，求该溶液中HAc的解离度1234例题：在25℃时，称取6.0gHAc固体溶解在1L水中，待H141、离解度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不同电解质，其离解度不同；电解质越弱，离解度越小。2、弱电解质的离解度受其浓度的影响，浓度愈小，离解度愈大。并非离解度越大，酸（碱）性就越强。3、与溶剂有关。1、离解度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不同电解质，其离15当溶液中浓度为1mol/L,忽略c解离常数当溶液中浓度为1mol/L,解离常数161mol/LNH3溶液的pH值。[H+]＝Kaca向水中加入下列哪些物质，可使水的电离平衡发生移动？怎样移动？AgCl1.例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响?溶解度：S2S若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的离解远大于水的离解,忽略水的离解）3、意义：不是电离平衡[H+]＝Ka[HA]+Kw75–lg(0.不移动不变不变AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)pH=4.注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.pH=7pH=121mol/LNaOH10ml混合，计算溶液的pH。（一）内因：盐的本性（越弱越水解）←↑↓碱的解离平衡1mol/LNH3溶液的pH值。碱的解离平衡17浓度对质子转移平衡的影响（稀释定律）

HA=H++A-

初：c00

平：c–cαcαcα当α很小时，1－α≈1Ka=cα2浓度对质子转移平衡的影响（稀释定律）当α很小时，1－α≈118此式为稀释定律的数学表达式。（1）离解度与弱电解质的本性有关。（2）离解度与浓度的平方根成反比。（3）离解度与温度有关。上式同样适用于弱碱的离解，只需将Ka变为Kb此式为稀释定律的数学表达式。（1）离解度与弱电解质的本性有关19水的解离平衡水的解离平衡20Kw=c（H+）·c（OH-）说明：1.常温（25℃）Kw=1×10-14

2.稀溶液

3.温度升高,Kw变大水的离子积(常数)：温度0℃20℃25℃50℃90℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-143.8×10-131×10-12Kw=c（H+）·c（OH-）说明：1.常温（25℃）K21问题与讨论1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生改变？2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子积是否发生改变？升温呢？3、在酸碱溶液中，水电离出来的c(H+)和c(OH-)是否相等？4、100℃时，水的离子积为10-12，求纯水中c(H+)为多少？

注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.问题与讨论1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生2225℃pH仅适用于表示H+浓度或OH-浓度在1mol/L以下的溶液酸碱性25℃pH仅适用于表示H+浓度或OH-浓度在1mol/L以下23酸碱平衡中有关浓度的计算水溶液的pH值

H2O=H++OH-

室温下纯水中：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/LpH=-lgc(H+)=7加酸后，c(H+)>10-7mol/Lc(H+)>c(OH-)

酸性pH<7加碱后，c(H+)<10-7mol/Lc(H+)<c(OH-)

碱性pH>7酸碱平衡中有关浓度的计算24一元弱酸、弱碱的解离平衡HAc+H2O=H3O++Ac–Ac-+H2O=HAc+OH–BaSO4(s)Ba2++SO42-影响沉淀溶解平衡的因素：→↓↑解：HAc+NaOH=NaAc+H2O一升HAc+NaAc混合液[H+]＝Kaca1mol/LNH3溶液的pH值。HAc+H2O=H3O++Ac–lgCb/Ca=0.Ac-+H2O=HAc+OH–pH=7pH=2酸+碱盐+水1mol/LNH3溶液的pH值。而溶解度的单位有g/100g水，g·L-1，mol·L-1。BaSO4(s)Ba2++SO42-Ca3(PO4)2(s)3Ca2++2PO43-在弱电解质中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质的离解度降低，这一现象称为同离子效应。MnS2.

因为Kw=c(H+)c(OH-)=1.0×10-14pKw=pH+pOH=14pH=14–pOH注意：pH值相差一个单位，c(H+)相差10倍。溶液酸性越强，pH值越小，反之，溶液碱性越强，pH值越大。一元弱酸、弱碱的解离平衡因为Kw=c(H+25测定溶液的pH值方法很多，如用酸碱指示剂、pH试纸可粗略测定，若需精确测定，则可用精密酸度计。测定溶液的pH值方法很多，如用酸碱指示剂、pH试纸可粗略测26一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡27共轭酸碱共轭酸碱28第四章电解质溶液课件29

强酸(碱)溶液pH的计算强酸(碱)溶液pH的计算30

弱酸(碱)溶液pH的计算

一元弱酸(HA)

质子条件式:[H+]=[A-]+[OH-]

平衡关系式精确表达式:[H+]＝Ka[HA]+Kw[H+]=+[H+]Ka[HA][H+]Kw弱酸(碱)溶液pH的计算一元弱酸(HA)平衡关系式31若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的离解远大于水的离解,忽略水的离解）近似计算式:最简式:若:ca/Ka

>500,则ca-[H+]≈

ca[H+]＝Ka[HA]+Kw精确表达式：[H+]＝Ka(ca-[H+])[H+]＝Kaca若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的离解远大于水32一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算

例1：计算0.1mol/LHAc溶液的pH值。Ka=1.76×10-5例2：计算0.1mol/LNH3溶液的pH值。Kb=1.78×10-5一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算Ka=1.76×10-5例233酸碱平衡的移动浓度对质子转移平衡的影响

HA=H++A-

酸碱平衡的移动341、同离子效应：

在弱电解质中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质的离解度降低，这一现象称为同离子效应。同离子效应和盐效应例：HAc+NaAc,HAc的离解度降低。NH3·H2O+NH4Cl，NH3·H2O的离解度降低。HAc+HCl，HAc的离解度降低。1、同离子效应：同离子效应和盐效应例：352、盐效应

在弱电解质溶液中加入与弱电解质不相同的盐类，使弱电解质的离解度稍稍增大，这种作用称为盐效应。例：HAc+NaClHAc的离解度稍增大。

HAc+NaAc

既有同离子效应也有盐效应。只不过同离子效应比盐效应大得多。2、盐效应例：HAc+NaClHAc的离36缓冲溶液一升HAc+NaAc混合液

加0.01molHCl或加0.01molNaOHpH基本不变（pH试纸检测）一升纯水加0.01molHCl，pH=2

pH=7pH=2加0.01molNaOH，pH=12pH=7pH=120.1mol/L缓冲溶液一升HAc+NaAc混合液加0.01molHC37第四章电解质溶液课件38第四章电解质溶液课件39第四章电解质溶液课件40第四章电解质溶液课件41第四章电解质溶液课件42第四章电解质溶液课件43第四章电解质溶液课件44按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。c(NH3·H2O)=5×1/20=0.lgCb/Ca=0.pH仅适用于表示H+浓度或OH-浓度在1mol/L以下的溶液酸碱性NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。（一）内因：盐的本性（越弱越水解）[H+]=+Ksp=[Mg2+][OH-]2pOH=pKb–lg（Cb/Ca）HCl→H++Cl-H3O+→H+0×10-7mol/LBaSO4(s)Ba2++SO42-强酸(碱)溶液pH的计算AB2(S)A2+(aq)+2B–(aq)电解质必须是由于自身电离而导电。Mg(OH)21.Ksp=c(A+)c2(B–)=S(2S)2=4S3（一）内因：盐的本性（越弱越水解）3、在酸碱溶液中，水电离出来的c(H+)和c(OH-)是否相等？电解质越弱，离解度越小。例：用NaH2PO4和Na2HPO4制备pH=7.51的缓冲溶液，问NaH2PO4和Na2HPO4的浓度比是多少？H3PO4的pK2=7.21

7.51=7.21–lgCa/CblgCa/Cb=-0.3lgCb/Ca=0.3Cb/Ca=2Na2HPO4浓度是NaH2PO4浓度的2倍。按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对45例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mol/LNH4Cl混合，计算混合液的pH.Kb=1.76×10-5解：混合后，c(NH3·H2O)=5×1/20=0.25(mol/L)c(NH4Cl)=0.2×15/20=0.15(mol/L)pOH=pKb–lg（Cb/Ca）

=4.75–lg(0.25/0.15)=4.53pH=14–4.53=9.47例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mo46例：将0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/LNaOH10ml混合，计算溶液的pH。解：HAc+NaOH=NaAc+H2O生成的c(NaAc)=0.1×10/(10+10)=0.05(mol/L)剩余的c(HAc)=(0.3×10-0.1×10)/20=0.1(mol/L)pH=4.75–lg(0.1/0.05)=4.45例：将0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/L47设想1:往水中加CH3COONa,对水的电离平衡有何影响?水中c(H+)

,平衡向

移动,c(OH-)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.减小右增大＜碱为什么不同的盐溶液，表现出不同的酸碱性？？第四节盐类水解设想1:往水中加CH3COONa,对水的电离平衡有何影响?水48设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响?水中c(OH-)

,平衡向

移动,c(H+)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.减小右增大＞酸设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响?水中c(49盐类的水解在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+

或OH-结合生成弱电解质的反应叫“盐类的水解”.水解的条件：水解的实质：水解反应与中和反应的关系:酸+碱盐+水中和水解对概念的理解生成弱电解质。破坏了水的电离平衡()。1、概念促进盐类的水解在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或O502、盐类水解的规律（1）强酸弱碱盐（NH4Cl、AlCl3、CuSO4、FeCl3)CuSO4==Cu2++SO42-H2OOH-+H+

+Cu(OH)2水解离子方程式：Cu2+

＋2H2O＝Cu(OH)2+2H+【结论】强酸弱碱盐水解呈酸性。（2）强碱弱酸盐（CH3COOH、Na2CO3、NaHCO3、K2S、KF、K2SO3)Na2CO3==2Na++CO32-H2OOH-+H+

+HCO3—水解离子方程式：CO32-＋H2O＝HCO3—+OH—【结论】强碱弱酸盐水解呈碱性。2、盐类水解的规律（1）强酸弱碱盐（NH4Cl、AlCl3、51（3）强酸强碱盐因不能与水所电离出来的H+

或OH-结合生成弱电解质,所以强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。（Na2SO4、KCl、NaNO3等)（4）弱酸弱碱盐（（NH4)2CO3、Mg(HCO3)2等）◎盐类水解的规律：有弱就水解，阴阳离子均发生水解（双水解）。谁强显谁性，都强显中性。（5）盐类的双水解少数强碱弱酸盐溶液和强酸弱碱溶液相混合，双水解程度大，最终生成弱酸和弱碱。无弱不水解，（3）强酸强碱盐因不能与水所电离出来的H+或OH-结合生52C、NaNO3

向水中加入下列哪些物质，可使水的电离平衡发生移动？怎样移动？向左移动向右移动不移动向左移动向右移动A、H2SO4练习B、FeCl3E、KOHD、K2CO3C、NaNO3向水中加入下列哪些物质，可使水的电离平534、水解平衡的影响因素（一）内因：盐的本性（越弱越水解）对应的酸越弱酸越难电离水解后OH-浓度大PH值大酸根离子与H+的结合能力越强碱性强4、水解平衡的影响因素（一）内因：盐的本性（越弱越水解）对应54（二）外因：压强与催化剂对水解平衡无影响CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

吸热①、温度：升温促进水解，降温抑制水解CH3COONa的酚酞溶液加热后颜色：加深②、浓度：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+加水稀释，促进水解,[H+]减小③、酸度：（二）外因：压强与催化剂对水解平衡无影响CH3COO-+551.什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？

一定温度下,一定量的溶剂里不能再溶解溶质的溶液叫饱和溶液。能继续溶解溶质的溶液叫不饱和溶液。第五节沉淀溶解平衡1.什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？56A.定义：在一定温度下,某固态物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量.叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。B.注意：

①条件：一定温度②标准：100g溶剂③状态：饱和状态④单位：g2.固体物质的溶解度：A.定义：在一定温度下,某固态物质在100克溶剂里达到饱和57作用向着生成较弱的酸或较弱c(H+)>10-7mol/Lc(H+)>c(OH-)酸性pH<7例2：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.[H+]=+水中c(OH-),平衡向移动,c(H+),最后c(H+)c(OH-),溶液呈性.pH仅适用于表示H+浓度或OH-浓度在1mol/L以下的溶液酸碱性如：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CaO表示：一方面：少量的An+和Bm-脱离AmBn表面进入水中，另一方面：溶液中的An+和Bm-受AmBn表面的阴、阳离子的吸引回到AmBn的表面→不变不变阴阳离子均发生水解（双水解）。在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应叫“盐类的水解”.→↓↑2×15/20=0.叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。1×10)/20=0.作用向着生成较弱的酸或较弱75–lg(0.一元弱酸、弱碱的解离平衡（二）外因：压强与催化剂对水解平衡无影响15(mol/L)强酸弱碱盐水解呈酸性。溶解性溶解度：0.01g0.1g1g难溶物质微溶物质S﹤0.01g可溶物质易溶物质根据物质在水中溶解度的大小，可将物质分为：易溶物可溶物微溶物难溶物作用向着生成较弱的酸或较弱溶解性0.01g0.1g1g难溶物58

溶解AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)

沉淀Ag+Cl-一定T时:水分子作用下V溶解V沉淀Vt难溶电解质的溶解过程是一个可逆过程以AgCl为例溶解59一、沉淀溶解平衡1、概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。2、表示方法：3、意义：不是电离平衡表示：一方面：少量的An+

和Bm-脱离AmBn表面进入水中，另一方面：溶液中的An+和Bm-受AmBn表面的阴、阳离子的吸引回到AmBn的表面AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)一、沉淀溶解平衡1、概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和60知识回顾知识回顾61练习：分别书写下列物质的电离方程式和沉淀溶解平衡方程式沉淀溶解平衡方程式平衡常数表达式BaSO4CaCO3练习：分别书写下列物质的电离方程式和沉淀溶解平衡方程式平衡常62⑴定义：在一定温度下，难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡时。其离子浓度的化学计量数次方的乘积为一个常数，称之为溶度积常数,简称溶度积，用Ksp表示。溶度积常数(Ksp)对于一般沉淀反应：(aq)mB(aq)nA

(s)BAnmmn-++⑴定义：在一定温度下，难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡时。63通式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

则Ksp(AnBm)=[Am+]n·[Bn-]m试一试

写出下列难溶物的沉淀溶解平衡表达式和溶度积表达式难溶物沉淀溶解平衡表达式Ksp表达式AgIBaSO4Mg(OH)2Ca3(PO4)2AgI(s)Ag++I-BaSO4(s)Ba2++SO42-Mg(OH)2(s)Mg2++

2OH-Ca3(PO4)2(s)3Ca2++

2PO43-Ksp=[Ag+][I-]Ksp=[Ba2+][SO42-]Ksp=[Mg2+][OH-]2Ksp

=[Ca2+]3[PO43-]2通式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(64常见物质的KΘspAgCl1.8×10-10AgBr5.2×10-13AgI8.3×10-17Ag2CrO41.1×10-12BaCO35.1×10-9BaSO41.1×10-10CaCO32.8×10-9CaC2O41.46×10-10CaC2O4·H2O4×10-9CaSO49.1×10-6CdS8.0×10-27CuS6.3×10-36HgS4×10-53Fe(OH)28×10-16Fe(OH)34×10-38Mg(OH)21.8×10-11Mn(OH)22.06×10-13MnS2.5×10-13常见物质的KΘspAgCl1.8×1065溶度积与溶解度的关系联系：溶度积与溶解度均可表示难溶电解质的溶解性，两者之间可以相互换算。区别：溶度积是一个标准平衡常数，只与温度有关。而溶解度不仅与温度有关，还与系统的组成、pH值的改变及配合物的生成等因素有关。溶度积和溶解度的相互换算

在溶度积的计算中，离子浓度必须是物质的量的浓度，其单位为mol·L-1；而溶解度的单位有g/100g水，g·L-1，mol·L-1。计算时一般要先将难溶电解质的溶解度S

的单位换算为mol·L-1。对于难溶物质饱和溶液浓度极稀，可作近似处理：(xg/100gH2O)×10/M~mol·L-1溶度积与溶解度的关系联系：溶度积与溶解度均可表示难溶电解质的661.AB型(如AgCl、AgI、CaCO3)AB(S)A+(aq)+B–(aq)

溶解度：SSKsp=c(A+)c(B–)=S2AB2或A2B型(Mg(OH)2

、Ag2CrO4)AB2(S)A2+(aq)+2B–(aq)

溶解度：S

2SKsp=c(A+)c2(B–)=S(2S)2=4S3

1.AB型(如AgCl、AgI、CaCO3)AB2或A673.AB3或A3B型(如Fe(OH)3

、Ag3PO4)A3B(s)3A+(aq)+B3-(aq)

溶解度：3SSKsp=c3(A+)c(B3-)=(3S)3S=27S43.AB3或A3B型(如Fe(OH)3、Ag3PO68例2：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.AgI(s)Ag++I-通式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

则Ksp(AnBm)=[Am+]n·[Bn-]m定义：在一定温度下,某固态物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量.计算时一般要先将难溶电解质的溶解度S的单位换算为mol·L-1。H2O=H++OH-例1：计算0.1×10/(10+10)=0.在溶度积的计算中，离子浓度必须是物质的量的浓度，其单位为mol·L-1；pH=7pH=2注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.定义：在一定温度下,某固态物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量.中和反应：HCl+NaOH=H2O+NaCl上式同样适用于弱碱的离解，只需将Ka变为Kb一升HAc+NaAc混合液[H+]＝Ka[HA]+Kw一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算（1）离解度与弱电解质的本性有关。区别：溶度积是一个标准平衡常数，只与温度有关。例1：25oC时，AgCl的溶解度为1.92×10-3g·L-1，求同温度下AgCl的溶度积。)L/(mol1-SS平衡浓度3.143Mr(AgCl)

=解：已知1513Lmol1034.1Lmol3.1431092.1

----×=×=S)aq(Cl-(aq)Ag+

AgCl(s)

+3.143Mr(AgCl)

=例2：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.例1：2569

2

/(mol·L-1）xx平衡浓度42331.7)CrOMr(Ag=1215Lg102.2Lg331.7105.6----×=××=S5312105.6

,4101.1--×==×xx例2：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.1×10-12，求同温度下S(Ag2CrO4)/g·L-1。)aq(CrO(aq)2Ag

(s)CrOAg4422-++24242)CrO()Ag()CrOAg(-+=cc解：42331.7)CrOMr(Ag=2/(mol·L-1）xx平衡浓度4270影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质（2）外因：温度同离子效应盐效应影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性71AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq)

改变条件平衡移动方向平衡时c（Ag+）平衡时c（Cl-）升温加水加AgCl（s）加NaCl（s）加NaI（s）加AgNO3(s)加NH3·H2O→↑↑→不变不变不移动不变不变←↓↑→↓↑←↑↓→↓↑AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq)72（2）影响沉淀溶解度的因素同离子效应、盐效应

1）同离子效应

沉淀达平衡后，向溶液中加入含某一构晶离子（组成沉淀晶体的离子）的试剂或溶液，使沉淀溶解度降低的现象。（2）影响沉淀溶解度的因素732.盐效应

在KNO3、NaNO3等强电解质存在时，沉淀的溶解度比在纯水中的大，这种加入强电解质而增大沉淀溶解度的现象，称为盐效应。高价离子的活度系数受离子强度的影响较大，构晶离子的电荷越高，对溶解度的影响越大。一般由盐效应引起沉淀溶解度的增加不是很大，与其它化学因素相比，影响要小得多，常可以忽略。2.盐效应74第四章电解质溶液第四章电解质溶液75优选第四章电解质溶液优选第四章电解质溶液76

思考:1.金属铜、碳棒都能导电，是否为电解质？不是，电解质不可以是单质，必须是化合物。2.NaCl溶液、NaOH溶液能导电，那么它们是电解质吗？不是，电解质不可是混合物，必须是化合物。电解质必须是化合物！讨论：Na2O溶于水能导电，这说明Na2O是电解质，对吗？那Na2O是电解质吗，原因是什么？不对，导电的是NaOH。但是它是电解质，因为Na2O在熔融状态下可以导电；一般情况下，金属氧化物都是可以导电的。思考:2.NaCl溶液、NaOH溶液能导电，那77

思考:1.蔗糖溶液不导电，所以说蔗糖溶液是非电解质，对吗？不对，蔗糖溶液是混合物，而非电解质必须是化合物。

2.氧气不能导电，那么它是非电解质吗？不是，氧气是单质，而非电解质必须是化合物。非电解质必须是化合物！思考:1.蔗糖溶液不导电，所以说蔗糖溶液是非电解质，对吗78关于电解质的理解1.电解质划定范围是化合物。2.电解质的导电条件：水溶液或熔化状态。3.电解质必须是由于自身电离而导电。概念剖析经验之谈5.酸、碱、盐、金属氧化物等一般都是电解质。如：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CaOCH3COOH;Ca（OH)2、NH3·H2O、CaCO3;水4.能导电的不一定全是电解质,电解质不一定都能导电。关于电解质的理解1.电解质划定范围是化合物。2.电解质的导电79强电解质在水中全部离解，如：

NaCl→Na++Cl–

HCl→H++Cl-H3O+→H+

弱电解质在水中部分离解，离解过程是可逆的，如HAcH++Ac-强电解质弱电解质电解质强电解质在水中全部离解，如：弱电解质在水中部分离解，80酸碱理论电离理论（1884年Arrhenius）质子理论(1923年BrönstedJN)酸碱质子理论到底什么是酸？什么是碱？酸碱理论电离理论（1884年Arrhenius）质子理论(181酸碱质子理论认为：酸：凡能给出质子（H+）的物质。碱：凡能接受质子的物质。酸和碱既可以是分子，也可以是阴离子或阳离子。当一种酸给出1个质子后则变成了碱，而碱得到1个质子则变成了酸，酸和碱之间的关系可表示为：酸碱⇌酸碱质子理论认为：酸碱⇌82酸碱⇌⇌⇌⇌⇌⇌⇌酸、碱并非孤立，酸与碱之间的这种相互对应关系称为共轭关系，我们把仅相差1个质子的一对酸、碱称为共轭酸碱对。酸碱⇌⇌⇌⇌⇌⇌⇌酸、碱并非孤立，酸与碱之间的这种相互对应关83

酸碱反应:

一切包含有质子传递过程的反应

酸1+碱2=酸2+碱1中和反应：HCl+NaOH=H2O+NaClHNO3+NH3=NH4++NO3-离解反应：

HCl+H2O=H3O++Cl-

HAc+H2O=H3O++Ac–水解反应：NH4++2H2O=H3O++NH3·H2OAc-+H2O=HAc+OH–复分解反应：HF+Ac-=HAc+F–上述反应都可以看作为酸碱反应。酸碱反应:上述反应都可以看作为酸碱反应。84当溶液中浓度为1mol/L,lgCb/Ca=0.Ksp=[Mg2+][OH-]2α=—————————×100%HAc+H2O=H3O++Ac–Mg(OH)21.弱电解质在水中部分离解，离解过程是可逆的，如HAcH++Ac-（1）离解度与弱电解质的本性有关。→不变不变复分解反应：HF+Ac-=HAc+F–pOH=pKb–lg（Cb/Ca）注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.c(NH4Cl)=0.CaC2O4·H2O4×10-9HAc+H2O=H3O++Ac–→↓↑按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。例如HAc溶液呈酸性是由于HAc与H2O分子之间发生了质子的传递；NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。酸1碱2酸2碱1碱1酸2碱2碱1⇌⇌当溶液中浓度为1mol/L,按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质85反应可在水溶液中进行，也可在非水溶剂中或气相中进行。强烈向右方进行明显偏向左方⇌⇌反应方向：总是由较强的酸或是较强的碱作用向着生成较弱的酸或较弱的碱的方向进行。反应可在水溶液中进行，也可在非水溶剂中或气相中进行。强烈向右86

当V离解

=V分子化

达动态平衡，这种平衡称为离解平衡。平衡时，弱电解质的离解程度称为离解度。用α表示：

已离解的分子数

α=—————————×100%

离解前的总分子数HAcH++Ac-弱电解质的解离平衡当V离解=V分子化87例题：在25℃时，称取6.0gHAc固体溶解在1L水中，待HAc充分溶解后，测得该溶液的[H+]浓度为1.8×10-3mol/L，求该溶液中HAc的解离度1234例题：在25℃时，称取6.0gHAc固体溶解在1L水中，待H881、离解度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不同电解质，其离解度不同；电解质越弱，离解度越小。2、弱电解质的离解度受其浓度的影响，浓度愈小，离解度愈大。并非离解度越大，酸（碱）性就越强。3、与溶剂有关。1、离解度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不同电解质，其离89当溶液中浓度为1mol/L,忽略c解离常数当溶液中浓度为1mol/L,解离常数901mol/LNH3溶液的pH值。[H+]＝Kaca向水中加入下列哪些物质，可使水的电离平衡发生移动？怎样移动？AgCl1.例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响?溶解度：S2S若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的离解远大于水的离解,忽略水的离解）3、意义：不是电离平衡[H+]＝Ka[HA]+Kw75–lg(0.不移动不变不变AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)pH=4.注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.pH=7pH=121mol/LNaOH10ml混合，计算溶液的pH。（一）内因：盐的本性（越弱越水解）←↑↓碱的解离平衡1mol/LNH3溶液的pH值。碱的解离平衡91浓度对质子转移平衡的影响（稀释定律）

HA=H++A-

初：c00

平：c–cαcαcα当α很小时，1－α≈1Ka=cα2浓度对质子转移平衡的影响（稀释定律）当α很小时，1－α≈192此式为稀释定律的数学表达式。（1）离解度与弱电解质的本性有关。（2）离解度与浓度的平方根成反比。（3）离解度与温度有关。上式同样适用于弱碱的离解，只需将Ka变为Kb此式为稀释定律的数学表达式。（1）离解度与弱电解质的本性有关93水的解离平衡水的解离平衡94Kw=c（H+）·c（OH-）说明：1.常温（25℃）Kw=1×10-14

2.稀溶液

3.温度升高,Kw变大水的离子积(常数)：温度0℃20℃25℃50℃90℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-143.8×10-131×10-12Kw=c（H+）·c（OH-）说明：1.常温（25℃）K95问题与讨论1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生改变？2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子积是否发生改变？升温呢？3、在酸碱溶液中，水电离出来的c(H+)和c(OH-)是否相等？4、100℃时，水的离子积为10-12，求纯水中c(H+)为多少？

注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.问题与讨论1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生9625℃pH仅适用于表示H+浓度或OH-浓度在1mol/L以下的溶液酸碱性25℃pH仅适用于表示H+浓度或OH-浓度在1mol/L以下97酸碱平衡中有关浓度的计算水溶液的pH值

H2O=H++OH-

室温下纯水中：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/LpH=-lgc(H+)=7加酸后，c(H+)>10-7mol/Lc(H+)>c(OH-)

酸性pH<7加碱后，c(H+)<10-7mol/Lc(H+)<c(OH-)

碱性pH>7酸碱平衡中有关浓度的计算98一元弱酸、弱碱的解离平衡HAc+H2O=H3O++Ac–Ac-+H2O=HAc+OH–BaSO4(s)Ba2++SO42-影响沉淀溶解平衡的因素：→↓↑解：HAc+NaOH=NaAc+H2O一升HAc+NaAc混合液[H+]＝Kaca1mol/LNH3溶液的pH值。HAc+H2O=H3O++Ac–lgCb/Ca=0.Ac-+H2O=HAc+OH–pH=7pH=2酸+碱盐+水1mol/LNH3溶液的pH值。而溶解度的单位有g/100g水，g·L-1，mol·L-1。BaSO4(s)Ba2++SO42-Ca3(PO4)2(s)3Ca2++2PO43-在弱电解质中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质的离解度降低，这一现象称为同离子效应。MnS2.

因为Kw=c(H+)c(OH-)=1.0×10-14pKw=pH+pOH=14pH=14–pOH注意：pH值相差一个单位，c(H+)相差10倍。溶液酸性越强，pH值越小，反之，溶液碱性越强，pH值越大。一元弱酸、弱碱的解离平衡因为Kw=c(H+99测定溶液的pH值方法很多，如用酸碱指示剂、pH试纸可粗略测定，若需精确测定，则可用精密酸度计。测定溶液的pH值方法很多，如用酸碱指示剂、pH试纸可粗略测100一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡101共轭酸碱共轭酸碱102第四章电解质溶液课件103

强酸(碱)溶液pH的计算强酸(碱)溶液pH的计算104

弱酸(碱)溶液pH的计算

一元弱酸(HA)

质子条件式:[H+]=[A-]+[OH-]

平衡关系式精确表达式:[H+]＝Ka[HA]+Kw[H+]=+[H+]Ka[HA][H+]Kw弱酸(碱)溶液pH的计算一元弱酸(HA)平衡关系式105若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的离解远大于水的离解,忽略水的离解）近似计算式:最简式:若:ca/Ka

>500,则ca-[H+]≈

ca[H+]＝Ka[HA]+Kw精确表达式：[H+]＝Ka(ca-[H+])[H+]＝Kaca若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的离解远大于水106一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算

例1：计算0.1mol/LHAc溶液的pH值。Ka=1.76×10-5例2：计算0.1mol/LNH3溶液的pH值。Kb=1.78×10-5一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算Ka=1.76×10-5例2107酸碱平衡的移动浓度对质子转移平衡的影响

HA=H++A-

酸碱平衡的移动1081、同离子效应：

在弱电解质中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质的离解度降低，这一现象称为同离子效应。同离子效应和盐效应例：HAc+NaAc,HAc的离解度降低。NH3·H2O+NH4Cl，NH3·H2O的离解度降低。HAc+HCl，HAc的离解度降低。1、同离子效应：同离子效应和盐效应例：1092、盐效应

在弱电解质溶液中加入与弱电解质不相同的盐类，使弱电解质的离解度稍稍增大，这种作用称为盐效应。例：HAc+NaClHAc的离解度稍增大。

HAc+NaAc

既有同离子效应也有盐效应。只不过同离子效应比盐效应大得多。2、盐效应例：HAc+NaClHAc的离110缓冲溶液一升HAc+NaAc混合液

加0.01molHCl或加0.01molNaOHpH基本不变（pH试纸检测）一升纯水加0.01molHCl，pH=2

pH=7pH=2加0.01molNaOH，pH=12pH=7pH=120.1mol/L缓冲溶液一升HAc+NaAc混合液加0.01molHC111第四章电解质溶液课件112第四章电解质溶液课件113第四章电解质溶液课件114第四章电解质溶液课件115第四章电解质溶液课件116第四章电解质溶液课件117第四章电解质溶液课件118按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。c(NH3·H2O)=5×1/20=0.lgCb/Ca=0.pH仅适用于表示H+浓度或OH-浓度在1mol/L以下的溶液酸碱性NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。（一）内因：盐的本性（越弱越水解）[H+]=+Ksp=[Mg2+][OH-]2pOH=pKb–lg（Cb/Ca）HCl→H++Cl-H3O+→H+0×10-7mol/LBaSO4(s)Ba2++SO42-强酸(碱)溶液pH的计算AB2(S)A2+(aq)+2B–(aq)电解质必须是由于自身电离而导电。Mg(OH)21.Ksp=c(A+)c2(B–)=S(2S)2=4S3（一）内因：盐的本性（越弱越水解）3、在酸碱溶液中，水电离出来的c(H+)和c(OH-)是否相等？电解质越弱，离解度越小。例：用NaH2PO4和Na2HPO4制备pH=7.51的缓冲溶液，问NaH2PO4和Na2HPO4的浓度比是多少？H3PO4的pK2=7.21

7.51=7.21–lgCa/CblgCa/Cb=-0.3lgCb/Ca=0.3Cb/Ca=2Na2HPO4浓度是NaH2PO4浓度的2倍。按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对119例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mol/LNH4Cl混合，计算混合液的pH.Kb=1.76×10-5解：混合后，c(NH3·H2O)=5×1/20=0.25(mol/L)c(NH4Cl)=0.2×15/20=0.15(mol/L)pOH=pKb–lg（Cb/Ca）

=4.75–lg(0.25/0.15)=4.53pH=14–4.53=9.47例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mo120例：将0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/LNaOH10ml混合，计算溶液的pH。解：HAc+NaOH=NaAc+H2O生成的c(NaAc)=0.1×10/(10+10)=0.05(mol/L)剩余的c(HAc)=(0.3×10-0.1×10)/20=0.1(mol/L)pH=4.75–lg(0.1/0.05)=4.45例：将0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/L121设想1:往水中加CH3COONa,对水的电离平衡有何影响?水中c(H+)

,平衡向

移动,c(OH-)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.减小右增大＜碱为什么不同的盐溶液，表现出不同的酸碱性？？第四节盐类水解设想1:往水中加CH3COONa,对水的电离平衡有何影响?水122设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响?水中c(OH-)

,平衡向

移动,c(H+)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.减小右增大＞酸设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响?水中c(123盐类的水解在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+

或OH-结合生成弱电解质的反应叫“盐类的水解”.水解的条件：水解的实质：水解反应与中和反应的关系:酸+碱盐+水中和水解对概念的理解生成弱电解质。破坏了水的电离平衡()。1、概念促进盐类的水解在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或O1242、盐类水解的规律（1）强酸弱碱盐（NH4Cl、AlCl3、CuSO4、FeCl3)CuSO4==Cu2++SO42-H2OOH-+H+

+Cu(OH)2水解离子方程式：Cu2+

＋2H2O＝Cu(OH)2+2H+【结论】强酸弱碱盐水解呈酸性。（2）强碱弱酸盐（CH3COOH、Na2CO3、NaHCO3、K2