第五章-电解质溶液

第五章电解质溶液第一节弱电解质的电离平衡第二节酸碱理论第三节水的电离和溶液的pH第四节离子反应和盐类的水解第五节难溶电解质的沉淀溶解平衡第一节弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质二、弱电解质的电离度和电离平衡三、多元弱酸的分步电离一、强电解质和弱电解质电解质的电离氯化钠晶体的电离过程一、强电解质和弱电解质电离过程：A.离子型（NaCl）B.极性共价键（HCl）

NaCl=Na++Cl—

HCl=H++Cl—电解质导电实质:

自由离子的定向移动；氯化氢的电离过程图一、强电解质和弱电解质1、强电解质(strongelectrolyte)：在水溶液中能全部电离成阴、阳离子的电解质称为强电解质。(如NaCl=Na++Cl—)强电解质包含：强酸——如硫酸、盐酸、硝酸、高氯酸，强碱——氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡绝大多数盐。一、强电解质和弱电解质2、弱电解质(weakelectrolyte)：

在水溶液中只有小部分能电离成阴、阳离子的化合物称为弱电解质。（如）弱电解质包含：弱酸——醋酸（HAc）、碳酸、硼酸等，弱碱——氨水等少数盐类——氯化汞

、醋酸铅HAc

H++Ac-二、弱电解质的电离度和电离平衡（一）电离度1、电离度的定义：电离平衡时，已电离的弱电解质分子数和电离前溶液中它的分子总数的百分比。电离度的大小可以相对地表示电解质的强弱。α=

l00％

α=l00％（一）电离度例如：在18℃时0.1mo1/L醋酸溶液中，每10000个醋酸分子中有134个电离成氢离子和醋酸根离子，醋酸的电离度是：

强电解质在水溶液中完全电离，其电离度理论上应该是100％100％=1.34％α=（一）电离度α2.表观电离度α*根据α*电离度大小，把电解质分为三类：电离度大于30％的电解质称强电解质；电离度小于5％的电解质称为弱电解质；电离度介于5％和30％的电解质称为中强电解质。

强电解质在水溶液中完全电离，其电离度理论上应该是100％（一）电离度α3.影响电离度的因素：A．电解质的性质；B．溶液浓度；(cB↑，α↓)C．溶剂性质；D．温度（影响较小）。E.同离子效应Ka=

HAc

H++Ac-NH3·H2ONH4++OH-Kb=

（二）弱电解质的电离平衡(ionizationquilibrium)1、电离平衡和电离平衡常数：说明：1、电离平衡常数与温度有关，与浓度无关。2、对于同类型的弱酸、弱碱的相对强弱程度，也可以用它们的Ka或Kb值的大小来决定。2．电离常数和电离度的关系同一弱电解质的电离度与其浓度的平方根成反比，溶液浓度越稀，电离度越大；相同浓度的不同弱电解质的电离度与电离常数的平方根成正比，电离常数越大，电离度也越大。（二）弱电解质的电离平衡

=或：Ki=C·

2；3.关于电离平衡的计算［例1］已知25℃时，0.1mo1/L的醋酸电离度α=1.34％，计算醋酸的电离常数。解：Ka=cBα2=0.1×0.01342=1.8×10－5

（二）弱电解质的电离平衡3.关于电离平衡的计算一元弱酸的近似计算公式：使用条件：c/Ki≥500一元弱碱的近似计算公式：［例2］计算0.1mol/L醋酸溶液中氢离子浓度及电离度。（Ka=1.76×10－5）（二）弱电解质的电离平衡

[H+]=

[OH-]=

[H+]=

=1.33×10－3(mol/L)

==1.33％三、多元弱酸的分步电离

（H2CO3,H2S,H3PO4等）A．多元弱酸的电离分步进行B．[H+]主要来自一级电离C．酸根离子的浓度极小；第一步电离

H3PO4H++H2PO4－

K3=K1=

第三步电离

HPO４2－

H++PO４3－

第二步电离

H2PO4－

H++HPO42－

K2=第二节酸碱理论一、酸碱电离理论二、酸碱质子理论三、酸碱电子理论一、酸碱电离理论1．酸、碱的定义：酸：在电离时所产生的阳离子全部是H+的化合物碱：在电离时所产生的阴离子全部是OH-的化合物H+是酸的特征；OH-是碱的特征；

2．酸碱中和反应的实质：

H++OH-=H2O二、酸碱质子理论1．酸、碱的定义：酸：凡能给出质子（H+）的物质碱：凡能接受质子（H+）的物质；2．中和反应实质：两对共轭酸碱之间质子传递过程；二、酸碱质子理论共轭酸碱：酸给出H+后成为碱，碱接受H+后成为酸，互为共轭关系；共轭酸碱之间只差一个H+。

HClH+

+C1－

H2SO4H++HSO4－

HSO4－

H++SO42－

酸质子+碱

NH4+H++NH3

H2PO4－

H++HPO42－二、酸碱质子理论几点说明：1.酸越容易给出H+，则其共轭碱越难结合H+，为弱碱；2.HSO4—、H2O等为两性物质，既能接受H+，又能给出H+；3.中和反应不一定生成水；（例NH3+HCl=NH4Cl)4.中和反应的方向：强酸+强碱→弱酸+弱碱；5.物质的酸碱性强弱和它的本质有关以外，也和溶剂的性质有关。

；

酸+碱=酸碱配合物

H++OH－=H←OH

HH+

HCl+

∶

NH=

H←NHCl－

H

H

三、酸碱电子理论1.酸碱定义；酸：凡是可以接受电子对的物质；碱：凡是可以给出电子对的物质；2.酸碱反应的实质：酸和碱以配位键结合生成配位化合物的反应第三节水的电离和溶液的pH一、水的电离二、溶液的pH三、酸碱指示剂Kw=[H+][OH-]=10-7×10-7=10-14(25°C)Ki

=［H+］·［OH－］=［H2O］·Ki=KwH2OH++OH-

第三节水的电离和溶液的pH水的离子积常数一、水的电离（一）溶液的酸碱性和pH1、溶液中[H+]、[OH-]与酸碱性的关系（25℃）：中性：[H+]=10-7mol/L=[OH-];

Kw=10-14酸性：[H+]>10-7mol/L>[OH-];

Kw=10-14碱性：[H+]<10-7mol/L<[OH-];

Kw=10-14（一）溶液的酸碱性和pH2、溶液的pH：1）定义：pH=-lg[H+]2）pH与溶液酸碱性的关系（25℃）：

pH<7：酸性；

pH=7：中性;

pH>7:碱性；

pOH=-lg[OH-]，pH+pOH=14（25℃）（二）溶液的pH计算[例1]分别计算0.1mol/L盐酸溶液，0.1mol/L氢氧化钠溶液，0.1mol/L醋酸溶液和0.1mol/L氨水溶液的pH

解：（1）0.1mol/L盐酸溶液[H+]=0.1mol/L，pH=-1g0.1=1（2）0.1mol/L氢氧化钠溶液[OH－]=0.1mol/LpH=-lg（1.33×10－3）=2.88=［H+］==1.33×10－3(mol/L)（二）溶液的pH计算［OH－］==1.33×10－3(mol/L)pH=14-pOH＝14-2.88＝11.12

pOH=-lg（1.33×10－3）=2.88（3）0.1mol/L醋酸溶液（4）0.1mol/1氨水溶液三、酸碱指示剂(acid-baseindicator)㈠、酸碱指示剂的定义和变色原理：

1．定义：在不同pH溶液中能显示不同颜色的化合物。

2．变色原理：（石蕊）

红的石蕊分子+蓝的石蕊离子→紫

当向此溶液中加入酸，指示剂的电离平衡向左移动，结果溶液中［HIn］增大，溶液的颜色就以HIn分子的颜色为主,呈显红色，称酸式色；当向此溶液中加入碱，电离平衡向右移动，结果［HIn］减小，［In-］增大，溶液的颜色就以离子的颜色为主，呈显蓝色，称碱式色。

HIn本身是有机弱酸或弱碱，且酸式、碱式具有不同的颜色：甲色乙色pH↗，HIn失去H+→In-↘，In-得到H+→HIn乙色甲色达到平衡时，平衡常数：(二)酸碱指示剂的变色点和变色范围与人眼实际观察到的略有差异（人眼对各种颜色的敏感度不同），实际观察到的变色范围称变色间隔，也在pKa两侧。与其理论变色范围不完全一致。例如：甲基橙pKa=3.4，其理论变色范围为2.4-4.4，但其实际变色范围为3.1-4.4。常用指示剂及其变色范围见表4－5酚酞(三苯甲烷类)：变色范围8.0－9.6，无色变红色。甲基橙：偶氮类结构，酸滴碱时用。变色范围：3.1--4.4，红色变黄色。(二)酸碱指示剂的变色点和变色范围指示剂的变色范围：人的视觉能明显看出指示剂由一种颜色转变成另一种颜色的pH范围。指示剂的理论变色范围：pKHIn±1指示剂的实际变色范围：实验测得的变色范围一般小于2个pH单位。指示剂的理论变色点：当[In-]=[HIn]，pH=pKHIn

时的pH。㈡用酸碱指示剂测定溶液pH的方法1．配成指示剂溶液2．pH试纸制备方法：把干净中性的滤纸浸入指示剂溶液中，然后取出晾干就可制成pH试纸。测定方法：加一滴被测液于试纸上，将呈现的颜色和比色卡上一系列标准色谱对照，即能测出溶液的pH。3．pH计第四节离子反应和盐类的水解一、离子反应二、盐类的水解一、离子反应

(一)离子反应和离子方程式电解质溶于水后电离成离子，所以电解质在溶液里的反应，实质上就是离子之间的反应。例如：1、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。离子方程式则表示所有同一类的离子反应，而化学方程式表示一定物质间的某个反应。2、书写离子方程式的步骤(1)根据实验事实，写出反应的化学方程式；(2)把易溶的、易电离的物质拆写成离子形式，难溶的、难电离的物质（如水）或气体等仍以分子式表示；(3)删去式子两边不参加反应的离子；(4)检查式子两边各元素的原子个数和电荷数是否相等。举例：（二）离子反应发生的条件1、生成难溶于水的物质（沉淀）

2、生成难电离的物质（弱电解质）

3、生成挥发性的物质（气体）

二、盐类的水解实验测得NaCl、NH4Cl、NaAc等溶液的pH各不相同

结论：盐溶液不都是中性的；盐类水解：

概念：盐类在水溶液中电离出的离子和水中的氢离子或氢氧根离子作用生成弱电解质（弱酸或弱减）的反应。实质：盐的离子“把持”了水中的H+或OH-离子，是中和反应的逆反应。（一）不同类型盐的水解1.强碱弱酸生成的盐的水解例如，醋酸钠的水解：

（NaAc溶液呈碱性）结论：强碱弱酸盐能水解，其水溶液显碱性水解作用的实质是弱酸根离子和水中氢离子结合，生成弱酸的反应Ac-+H2OHAc+OH-（一）不同类型盐的水解2.弱碱强酸生成的盐的水解例如氯化铵的水解：（氯化铵水溶液显酸性）结论：弱碱强酸生成的盐能水解、其水溶液显酸性，水解作用的实质是弱碱离子和水中氢氧根离子结合，生成弱碱的反应。NH4++H2ONH3*H2O+H+

3.弱酸弱碱生成的盐的水解例如醋酸铵的水解：(Ka=Kb，所以醋酸铵溶液显中性.）结论:弱酸弱碱生成的盐的水解要比前二种盐的水解程度大，溶液的酸碱性决定于生成盐的弱酸弱碱的相对强弱。若Ka>Kb,其水溶液显酸性；Kb>Ka,其水溶液显碱性，即“谁强显谁性”。（一）不同类型盐的水解NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAc

二、盐类的水解4．强酸强碱生成的盐不水解例如氯化钠，溶解于水，电离出的钠离子和氯离子，都不能和水中微量的氢离子和氢氧根离子结合生成盐酸和氢氧化钠分子。水的电离平衡实际上不发生移动、氯化钠在水中实际上不发生水解，溶液中氢离子和氢氧根离子浓度和纯水相同，所以溶液显中性。结论：强酸强碱生成的盐不水解，水溶液显中性。思考：硫化铵的水溶液显？性2NH4++S２－+2H2O2NH3·H2O十H2S氨水的碱性较氢硫酸的酸性强（即Kb＞Ka）碱FeC13+3H2OFe(OH)3+3HC1KCN+H2OHCN+KOH（二）影响盐类水解的因素及其应用中和程度>>水解程度1、影响因素：（β：水解度）1）组成：组成盐的酸（或碱）越弱，β越大；2）温度：T↑,β↑加热促进水解;3）浓度：CB↑,β↓稀释促进水解;4）酸度：可控制水解（如盐酸抑制FeCl3水解,促进KCN水解）（二）影响盐类水解的因素及其应用2、应用：明矾净水的原理利用明矾水解生成的氢氧化铝胶体能吸附杂质临床上使用碳酸氢钠治疗胃酸过多或酸中毒；使用氯化铵治疗碱中毒就是利用碳酸氢钠水解后呈弱碱性，氯化铵水解后呈弱酸性的性质；注意防止盐的水解带来不利的影响。例如某些药物容易因水解而变质，对这些药物应密闭保存在干燥处，以防止水解变质。第五节难溶电解质的沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡和溶度积二、沉淀的生成和溶解三、溶度积规则的应用一、沉淀溶解平衡和溶度积（一）溶度积常数1、溶解-沉淀的平衡在一定温度下，用难溶的电解质氯化银配成饱和溶液时，溶液中未溶解的固态氯化银和溶液中的银离子和氯离子存在一个溶解与沉淀的平衡，简称“沉淀平衡”。（一）溶度积常数2、Ksp与电离平衡一样，达到沉淀溶解平衡时，也服从化学平衡原理,则：

一定温度之下，Ki是常数，AgCl是固体，也可以看成常数；所以，Ki·[AgC1](s)的乘积也为常数，用Ksp表示。Ksp表示难溶电解质饱和溶液中，有关离子浓度的乘积在一定温度下是个常数。它的大小与物质溶解度有关，因而称为难溶电解质的溶度积常数，简称溶度积。（一）溶度积常数3．Ksp的表达式对于电离出两个或多个相同离子的难溶电解质，Ksp的关系式中，各离子的浓度应取其电离方程式中该离子的系数为指数。

例：PbCl2、Fe(OH)3PbC12(s)Pb2++2Cl－Ksp(PbCl2)=[Pb2+][C1－]2Fe(OH)3(s)Fe3++3OH－Ksp(Fe(OH)3)=[Fe3+][OH－]3（二）溶度积和溶解度的互换[例1]已知碳酸钙CaCO3的溶解度25℃时是9.327×10－5mol/L,求CaCO3的溶度积常数？解：设CaCO3的溶解度Smol/L，溶解的CaCO3完全电离，则CaCO3饱和溶液中：

溶解度SS

Smol/LKsp(CaCO3)=[Ca2+][CO32－]=S·S=S2

=(9.327×10－5)2

=8.7×10－9

答：25℃时，CaCO3的溶度积为8.7×10－9。CaCO3(s)Ca2++CO32－（二）溶度积和溶解度的互换［例２］铬酸银Ag2CrO4在25℃时，溶解度为1.34×10－4mol/L，计算其溶度积？解：设Ag2CrO4在25℃时溶解度为Smol/L，

则：溶解度S

2SS(mol/L)Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42]=(2S)2·S=4S3

=4×(1.34×10－4)3

=9.6×10－12答：Ag2CrO4在25℃时的溶度积为9.6×10－12。

Ag2CrO42Ag++CrO42（二）溶度积和溶解度的互换根据以上计算，可得出，若溶解度为S(mol/L)，则：AB型难溶电解质溶度积和溶解度之间的换算公式为：AB2(A2B)型难溶电解质溶度积和溶解度之间的换算公式为：

Ksp=4S3

或

S=

Ksp=S2，或S=（二）溶度积和溶解度的互换［例３］氢氧化镁Mg(OH)2的Ksp=1.2×10－11(18℃)，求18℃时Mg(OH)2的溶解度？解：Mg(OH)2属AB2型，由公式得Mg(OH)2的溶解度：答：18℃时Mg(OH)2的溶解度为1.44×10－4mol/L。=1.44×10－4(mol/L)（二）溶度积和溶解度的互换将以上三题的计算结果归纳如下：

KspSmol/LCaCO38.7×10－99.327×10－5Ag2CrO49.6×10－121.34×10－4Mg(OH)21.2×10－111.44×10－4从归纳的结果说明：对于两个同一类型的电解质来说，Ksp大的，其溶解度也大；对于两个不同类型的电解质来说，则不能简单根据Ksp的大小来比较它们的溶解度的大小。另外，一般来说，溶解度随温度升高而增大，其溶度积也增大。（三）溶度积规则某难溶电解质在一定条件下，沉淀能否生成或溶解，可以根据溶度积概念来判断。溶度积规则：

a.IP=Ksp（饱和）

b.IP<Ksp（无沉淀，或沉淀溶解）

c.IP>Ksp（有沉淀）IP和Ksp的表达式相同，但两者是有区别的。IP表示任何情况下离子浓度的乘积，其数值不定。

Ksp是IP的一个特例，是难溶电解质沉淀溶解平衡时，即饱和溶液中离子浓度的乘积。对某一难溶电解质，在一定温度下，Ksp为一常数。（三）溶度积规则有时根据计算结果IP＞Ksp，应有沉淀析出，但做实验时，往往因为有过饱和现象或沉淀少，肉眼观察不出沉淀。另外，有时加入过量沉淀剂时，由于生成配合物而不能生成沉淀。如：

CuSO4+4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]SO4+4H2O

二、沉淀的生成和溶解（一）沉淀的生成（原则：使IP>Ksp）[例1]将等体积的0.004mol/LAgNO3和0.004mol/LK2CrO4溶液混合时，有无砖红色Ag2CrO4沉淀析出？

解：两溶液等体积混和，体积增加一倍，浓度减小一半。即[Ag+]=0.002mol/L，[CrO42－]=0.002mol/L，

IP(Ag2CrO4)=[Ag