电解质溶液和离子平衡

本章重点：1.离子氛和表观电离度2.水的离子积3.同离子效应和缓冲溶液4.盐的水解及其应用5.溶度积规则及其应用

本章难点：1.弱电解质的电离平衡及其应用2.溶度积规则及其应用目前一页\总数五十页\编于十点复习：※电解质与非电解质在水溶液中或在熔融状态下能导电的物质叫电解质在水溶液中或在熔融状态下不能导电的物质叫非电解质※电解质的分类强电解质和弱电解质目前二页\总数五十页\编于十点第一节强电解质溶液

另一类为强极性键的共价化合物。溶于水时，受极性水分子的作用，也会发生强烈离解。※表观离解度：强电解质在水溶液中，理论上应是100%离解成离子，但对其溶液导电性的测定结果表明，它们的离解度都小于100%。这种由实验测得的离解度称为表观离解度。一类为离子型化合物。在其晶体中是以离子形式存在，溶于水时理应全部离解成相应的离子。※强电解质离子氛示意图目前三页\总数五十页\编于十点由于离子间的相互牵制，致使离子的有效浓度表现得比实际浓度要小，通常把有效浓度称为活度(a)，活度与实际浓度(c)的关系为:式中:f为活度系数。一般情况下，a＜c，故f常常小于1。显然，溶液中离子浓度越大，离子间相互牵制程度越大，f越小。此外，离子所带的电荷数越大，离子间的相互作用也越大，同样会使f越小。※活度与活度系数如0.1molL-1的氯化钾溶液，钾离子和氯离子的浓度都应该是0.1molL-1，但根据表观离解度计算得到的离子有效浓度只有0.086molL-1。a=fc目前四页\总数五十页\编于十点注意：在弱电解质及难溶强电解质溶液中，由于离子浓度很小，离子间的距离较大，相互作用较弱。活度系数f→1，离子活度与浓度几乎相等，故在近似计算中用离子浓度代替活度。目前五页\总数五十页\编于十点第二节水的离解和溶液的pH一、水的离解平衡与水的离子积水是一种极弱的电解质(有微弱的导电性)，绝大部分以水分子形式存在，仅能离解出极少量的氢离子和氢氧根离子。H2OH++OH-∵极大部分水仍以分子形式存在可看作常数令：则：即在一定温度下，水中和的乘积为一常数，这一常数叫做水的离子积。在一定温度下∴目前六页\总数五十页\编于十点注意：1、是温度的函数25℃时=10-142、不仅适应于纯水，同样也适应于电解质稀溶液。(即不任氢离子或氢氧根离子浓度如何变化，但离子积不变。）t/℃01020254050901000.11380.29170.68081.0092.9175.47038.0254.95

/10-14二、溶液的酸碱性和溶液PH值=><=10-7molL-1>10-7molL-1<10-7molL-1溶液为中性溶液为碱性溶液为酸性目前七页\总数五十页\编于十点pH=-lg酸性溶液中性溶液碱性溶液=10-7molL-1<10-7molL-1>10-7molL-1PH><7PH=7PH7pOH=-lg常温（25℃）下，在水溶液中pOHpH+=14目前八页\总数五十页\编于十点目前九页\总数五十页\编于十点三、酸碱指示剂溶液酸碱性及指示剂变色范围常用测定溶液pH的方法酸碱指示剂pH试纸pH计1、酸碱指示剂：多是一些有机染料，它们属于有机弱酸或弱碱。

※变色原理由于溶液pH的改变，指示剂的结构发生变化而引起颜色改变。※变色范围目前十页\总数五十页\编于十点2、pH试纸将试纸用多种酸碱批示剂的混合物溶液浸透后，经凉干制成。分类：广泛围pH试纸精密pH试纸pH范围1—14pH范围1—14可识别pH差值约为“1”可判别０.2或0.3的pH差值3、pH计是通过电学系统用数码管直接显示溶液pH的电子仪器。特点：快速、准确目前十一页\总数五十页\编于十点第三节弱酸、弱碱的离解平衡一、一元弱酸、弱碱的离解平衡

弱酸、弱碱在溶液中部分离解，在已离解的离子和未离解的分子之间存在着离解平衡。目前十二页\总数五十页\编于十点二、离解度1、对于弱电解质，还可用离解度（a）表示其离解的程度。在温度，浓度相同的条件下：a↑表示弱电解质相对较强注意：a既是温度的函数，也是浓度的函数。（故在表示某物质的离解度时必须指明其浓度和温度。）2、稀释定律HAH++A-起始浓度平衡浓度C00C（1-a)caca目前十三页\总数五十页\编于十点也即：解此方程当电解质弱（即较小）时，则a很小。1-a≈1则：=对于一指定弱电解质，在一定温度下，、为一定值。可见：C'↓a↑(即溶液越稀，离解度越大）稀释定律目前十四页\总数五十页\编于十点1）2）在上述离解过程中，实际上还存在着水的离解平衡相互影响，但当》而弱本或弱碱又不是很稀时，溶液中的H+或OH-主要由弱本或弱碱离解而产生，所以在计算时可忽略水的离解。注意：3、一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度及PH的计算P48例2例3目前十五页\总数五十页\编于十点三、多元弱酸的离解平衡多元弱酸在水中的离解是分步进行的。若对多元弱酸或弱碱的相对强弱进行比较时，只需比较它们的第一级离解常数即可，与一元弱酸相似。例：H2S的离解第一步离解：H2SH++HS-第二步离解：H2SHS-H++S2-》目前十六页\总数五十页\编于十点例：目前十七页\总数五十页\编于十点第四节同离子效应和缓冲溶液H++Ac-在弱电解质的溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的现象叫做同离子效应。若在此溶液中加入HCl.例如：HAc一、同离子效应HCl→H++Cl-

会使上述平衡向左移动。例：向1.0L浓度为0.10molL-1的醋酸溶液中加入固体NaAc0.10mol(假定溶液体积不变）计算此时溶液中的H+浓度为多少？将结果与例2（1）比较，可得出什么结论？解：设在此情况下，离解出来的Ac-浓度为xmolL-1.H++Ac-HAc起始浓度：平衡浓度：0.100.10.1-xx0.1+x目前十八页\总数五十页\编于十点H++Ac-HAc起始浓度：平衡浓度：0.100.10.1-xx0.1+x∵很小∴0.1-x≈0.10.1+x≈0.1则：=1.75×10-5X=1.75×10-5CH+=1.75×10-5molL-1例2（1）中的a=1.3%目前十九页\总数五十页\编于十点二、缓冲溶液缓冲溶液动画加入1.0ml1,0moll-1的HCl溶液加入1.0ml,1.0molL-1的NaOH溶液11.0L纯水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定义：能保持pH值相对稳定的溶液称为缓冲溶液1、2、缓冲作用原理例：HAc—NaAc缓冲溶液。H++Ac-HAcNaAc→Na++Ac-由于同离子效应，在溶液中存在着大量的HAc分子和Ac-目前二十页\总数五十页\编于十点

缓冲溶液同时具有抵抗外来少量酸或碱的作用维持pH相对稳定现象称为缓冲作用。1）若加入少量H+讨论：上述平衡向左移动，使大量H+与Ac-反应生成HAc,使溶液中的H+浓度保持了相对稳定。2）若加入少量OH-上述平衡向右移动，使大量OH-与H+反应生成H2O,使溶液中的OH-浓度保持了相对稳定。目前二十一页\总数五十页\编于十点3、缓冲溶液pH的计算

设缓冲溶液由一元弱酸（HA）和相应的盐（MA）组成，其浓度分别为C酸和C盐。求该缓冲溶液的pH值。解：设由HA离解出的H+浓度为xmolL-1HAH++A-起始浓度：平衡浓度：C酸C盐0C酸-xxC盐-x∵很小∴则：目前二十二页\总数五十页\编于十点同理：由一元弱碱和一元弱碱盐组成的缓冲溶液的pOH的计算为：例：在1.0L浓度为0.10molL-1的氨水溶液中加入0.050mol的（NH4）2SO4固体，问该溶液的pH值为多少？将该溶液平均分成两份，在每份中加入1.0ml1.0molL-1的HCl和NaOH溶液，问pH值各为多少？解：(1)查表得1.8×10-5C碱=0.10molL-1C盐=2×0.050molL-1∴pH=14-4.74=9.26目前二十三页\总数五十页\编于十点(2)看题※加入HCl后，H+与氨水反应则：C碱=（0.5×0.10-0.001×1.0)/0.50=0.098molL-1C盐=（0.5×0.10+0.001×1.0)/0.50=0.102molL-1pH=14-4.76=9.24※加入NaOH后,OH-与NH4+离子反应生成NH3.H2OC碱=（0.5×0.10+0.001×1.0)/0.50=0.102molL-1C盐=（0.5×0.10-0.001×1.0)/0.50=0.098molL-1同理：pH=9.28目前二十四页\总数五十页\编于十点说明：①缓冲溶液本身的pH值取决于弱酸或弱碱的离解平衡常数；②缓冲溶液pH的控制主要由或来控制；③缓冲溶液的缓冲能力主要与弱酸或弱碱及其盐的浓度有关；浓度越大，缓冲溶液的抗酸抗碱能力越强。缓冲能力还与C酸/C盐或C碱/C盐的比值有关；其比值等于1时，缓冲能力最大。通常控制在0.1—10的范围之内，过小或过大都会降低缓冲能力，或失去缓冲能力。④各种缓冲溶液只能在一定范围内（即pKaΘ=±1)发挥缓冲作用；⑤将缓冲溶液适当稀释时，其pH值不变。目前二十五页\总数五十页\编于十点4、缓冲溶液的组成：①弱酸——弱酸盐②弱碱——弱碱盐（例：HAc——NaAc）（例：NH3·H2O——NaAc）③某些正盐——其酸式盐（例：Na2CO3——NaHCO3)④多元酸——其酸式盐（例：H2CO3——NaHCO3）⑤一种多元酸的两种酸式盐（例：KH2PO4——K2HPO4）5、缓冲溶液的作用：（自学）目前二十六页\总数五十页\编于十点第五节盐类的水解定义：盐类的阴离子或阳离子和水所离解出来的H+或OH-结合并生成了弱电解质，使水的享解平衡发生移动，导致溶液中的H+和OH-离子溶液不等，而表现出酸、碱性。这作用称为盐的水解。例：NaAc→Na++Ac-H2OOH-+H+

+HAcAc-+H2OHAc+OH-水解方程式NaAc溶解于水目前二十七页\总数五十页\编于十点例2、NH4Cl的水解NH4Cl→NH4++Cl-H2OOH-+H++NH3·H2ONH4++H2ONH3·H2O+H+※盐类水溶液的酸碱性：①强碱弱酸盐②强酸弱碱盐③弱酸弱碱盐④强酸强碱盐发生水解发生水解发生水解不发生水解溶液呈碱性溶液呈酸性溶液呈酸性、碱性或中性溶液呈中性目前二十八页\总数五十页\编于十点一、水解常数与水解度例：NaAc→Na++Ac-H2OOH-+H+

Ac-+H2OHAc+OH-NaAc的水解①②③Ac-+H+HAc④②+③=④∵∴=/同理：强酸弱碱盐的水解平衡常数为：=/(强碱弱酸盐）1、水解常数目前二十九页\总数五十页\编于十点※弱酸弱碱盐的水解平衡常数例：NH4Ac的水解NH4Ac→NH4++Ac-H2OOH-+H+

Ac-+H+HAcNH4++OH-NH3·H2ONH4++Ac-+H2OHAc+NH3·H2O①②③④⑤②③④++=⑤∵∴=说明：溶液近中性溶液呈酸性溶液呈碱性目前三十页\总数五十页\编于十点2、水解度盐类的水解程度称为水解度，以“h”表示。※h与盐的浓度及各平衡常数之间的关系：例：Ac-+H2OHAc+OH-起始浓度：平衡浓度：C00C(1-h)ChCh∵很小∴1-h≈1则：故：目前三十一页\总数五十页\编于十点同理：强酸弱碱盐的水解度为：问：弱酸弱碱盐的水解度是否为下式？请证明。目前三十二页\总数五十页\编于十点3、多元弱酸盐的水解多元弱酸盐的水解是分步进行的。例：Na2CO3的水解因为H2CO3为二元酸，所以Na2CO3将以两步水解完成：第一步CO32-+H20HCO3-+OH-第二步HCO3-+H2OH2CO3+OH-=/=/∵《∴》同样在计算过程中可只考虑第一步水解目前三十三页\总数五十页\编于十点强酸强碱生成的盐盐溶液pH的简单计算二、盐溶液pH的简单计算目前三十四页\总数五十页\编于十点※盐类水解的通式：一元强碱弱酸盐一元强酸弱碱盐目前三十五页\总数五十页\编于十点三、影响水解平衡的因素※盐的本性盐类水解时所生成的弱酸或弱碱的离解常数越小，水解程度越大。若水解产物为沉淀，则其溶解度越小，水解程度也越大。※浓度浓度越小，水解度越大。换句话说，将溶液进行稀释，会促进盐的水解。※温度酸碱中和反应是放热反应，盐的水解是中和反应的逆过程，因此是吸热反应。根据平衡移动原理，升高温度会促进盐的水解。※酸碱度的影响盐类水解通常会引起水中的H+或OH-浓度的变化。根据平衡移动原理，调节溶液的酸碱度，能促进或抑制盐的水解。四、平衡水解移动及其应用目前三十六页\总数五十页\编于十点一、酸、碱定义：质子理论认为：凡能给出质子(氢离子)的物质都是酸（质子酸）；凡能接受质子的物质都是碱（质子碱）。第六节酸碱质子理论例：HCl、NH4+、H20、HS-质子酸Cl-、NH3、OH-、[Cu(H2O)3(OH)]+质子碱二、共轭酸碱酸给出质子后剩余的部分就称为碱，因为它具有接受质子的能力；碱接受质子后就变成了酸。此即谓“酸中有碱，碱能变酸”。这种具有相互依存关系的酸和碱互称为共轭酸碱。请问：下列微粒是质子酸还是质子碱？HCO3-、HPO4-、H2O、[Cu(H2O)3(OH)]+（酸碱电离理论）目前三十七页\总数五十页\编于十点酸碱电离理论酸：在水溶液中电离能出来的阳离子全部是H+的物质为酸；碱：在水溶液中电离能出来的阴离子全部是OH-的物质为碱。定义：酸碱反应的本质：酸碱反应的本质是H+与OH-结合生成水。酸碱强弱：以酸、碱在水溶液中离解出H+、OH-的强度大小来衡量。电离理论的局限性：1、电离理论把酸、碱局限在水溶液中，它无法说明非水溶液中物质的酸碱性；2、按酸碱电离理论对酸、碱的定义也无法解释某些物质在水溶液中的酸碱性。例：硫酸铜、碳酸钠等返回目前三十八页\总数五十页\编于十点HCO3-CO32-+H+HCO3-+H+H2CO3因为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+“两性物质”HCO3-、HPO42-、H2O、[Cu(H2O)3(OH)]+目前三十九页\总数五十页\编于十点三、酸碱的强弱给出质子能力越强的酸的酸性越强；接受质子能力越强的碱的碱性越强；强酸的共轭碱为弱碱；强碱的共轭酸为弱酸。目前四十页\总数五十页\编于十点四、酸碱反应HCl+NH3→NH4+

+Cl-酸（1

）+碱（2）→酸（2）+碱（1）由此可知：酸碱反应的实质就是质子的传递，即质子由酸传递给了碱。请问：上述反应到底是从左到右还是从右到左呢？总的原则：是较强的酸与较强的碱反应，生成较弱的酸和较弱的碱。局限性：酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，但它只限于质子的给予和接受，对于无质子参加的酸碱反应不能解释，因此质子理论仍具有局限性。目前四十一页\总数五十页\编于十点第七节沉淀和溶液平衡一、沉淀和溶解平衡、溶度积AgCl(s)Ag+（aq)+Cl-(aq)溶解沉淀例：在一定温度下，

AgCl(s)溶解于水速度时间溶解沉淀当溶解和沉淀的速率相等时，建立起平衡，即为沉淀-溶解平衡，此时的溶液为饱和溶液。KΘsp=溶度积通式：AmBn(s)mAn+(ag)+nBm-(ag)注：只是温度的函数。目前四十二页\总数五十页\编于十点三、溶解度与溶度积的相互换算例：已知25℃，AgCl的溶解度为1.92×10-3L-1试求①该温度下AgCl的溶度积。②Ag2CrO4的溶度积为1.1×10-12,通过计算说明哪一种银盐在水中的溶解度较大？解：①∵AgCl的溶解度为1.92×10-3g.L-1∴转化为物质的量浓度则为：而AgCl(s)Ag+（aq)+Cl-(aq)平衡浓度mol.L-11.34×10-51.34×10-5目前四十三页\总数五十页\编于十点②Ag2CrO4的溶解平衡为：Ag2CrO42Ag++CrO42-设Ag2CrO4的溶解度为Smol.L-1平衡浓度mol.L-12SS解得：S=6.5×10-4mol.L-1而：AgCl的溶解度为1.34×10-5mol.L-1故：Ag2CrO4的溶解度比AgCl的溶解度大目前四十四页\总数五十页\编于十点第八节溶度积规则及其应用(CaCO3)沉淀-溶解平衡离子积:难溶电解质溶液中阳离子和阴离子浓度的乘积称为离子积。用Q表示。例：CaCO3Ca2++CO32-当加入CaCl2时=Q>平衡向左移动溶液处于过饱和当溶液中加入HCl时由于存在以下反应，使溶液中CO32-减少CO32-+2H+CO2↑

+H2O=Q<溶液处于不饱和平衡向右移动一、溶度积规则目前四十五页\总数五十页\编于十点溶度积规则Q>过饱和溶液Q<不饱和溶液Q=饱和溶液二、沉淀的生成1、条件：Q>例：向0.50L的0.1molL-1的氨水中加入等体积0.50molL-1的MgCl2。问（1）是否有Mg(OH)2沉淀生成？（2）欲控制Mg(OH)2的沉淀不产生，问至少需要加多少克固体NH4Cl?（设加入固体NH4Cl的体积不发生变化）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页\总数五十页\编于十点（2）题①若使溶液中不出现Mg(OH)2沉淀，则Q=C/OH-=OH-离子的最大允许溶液为：②根据下列方程式计算NH4+的最大允许浓度“x”：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度0.05-8.5×10-68.5×10-6X+8.5×10-6解得x=0.11(X+8.5×10-6≈x)起始浓度0.05X0③计算允许加入NH4Cl固体的质量：mNH4Cl=1.0×0.11×53.5=5.9