电解质溶液课件

第1页第一节水的电离与溶液的pH值第二节强电解质溶液理论第三节弱电解质的电离平衡第四节缓冲溶液第五节盐的水解第六节酸碱质子论与电子论电解质溶液第2页电解质强、弱电解质可溶性电解质难溶性电解质强电解质弱电解质

说明:电解质的强弱与溶剂有关(一般以水作溶剂)第4页

弱电解质：在水溶液中只有少部分电离成阴、阳离子，大部分以分子状态存在。特点：电离过程可逆，在溶液中存在一个动态的电离平衡；如HAc、HCN、NH3·

H2O等。例如：醋酸的电离平衡如下式所示：

HAcH++Ac-第6页KwΘ称质子自递平衡常数，又称水的离子积0℃时KwΘ

=1.15×10-1525℃时KwΘ

=1.01×10-14100℃时KwΘ

=5.44×10-13

第7页二、溶液的pH值定义所以pH+pOH=pKWΘ=14.00由于25℃时KwΘ=1.01×10-14第8页

25℃的纯水中

中性溶液:

酸性溶液:

碱性溶液:第9页第11页几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色甲基红溴百里酚蓝酚酞第12页人体各种体液的pH值第13页范特霍夫建议引用校正系数i，公式变为：∏′是电解质稀溶液的渗透压；i称作等渗系数；第二节强电解质溶液理论一、强电解质溶液的依数性第14页如：计算0.2mol·kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值。假设NaCl不电离，则i=1：如果NaCl百分之百电离，则i=2:而实验测得的ΔT

f却是0.694K第15页二、离子氛与离子强度中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。-----++++++-第17页

离子强度：溶液中存在的离子所产生的电场强度的量度，表示当溶液中含有多种离子时，每一种离子受到的所有离子产生的静电力影响。I—离子强度bi

—各个离子的质量摩尔浓度zi—各离子的电荷数用公式表示如下：

稀溶液中，bB

CB

第18页三、活度与活度系数活度：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度

γ叫做活度系数，由于ai<bi，所以γ<1。活度系数表示溶液中离子之间的相互牵制作用的大小。第19页【例1】计算0.010mol·kg-1

NaCl溶液的离子强度，活度

系数以及活度。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页一、一元弱酸(碱)的电离平衡第三节弱电解质溶液的电离平衡

HAcH++Ac-①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子总数之比。单位为1，一般用百分率表示通常0.1mol·kg-1溶液中:强电解质α>30%；弱电解质α≤5%；第21页

HAc(ag)Ac-(ag)

+H+

(ag)

KaΘ称为酸电离平衡常数。②电离平衡常数第22页碱有下列电离平衡NH3·H2O(aq)NH4+(aq)+OH-(aq)KbΘ是碱电离平衡常数。第24页一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)酸性增强碱性增强第25页③电离平衡常数与电离度的关系以HA表示一种弱酸，设：浓度为c

、电离度为αHAH++A-开始时c：c00平衡时c：c–cαcα

cα

则有：α

很小时，1－α≈1，∴KaΘ≈c

α2第27页以弱酸HA为例，设HA的起始浓度为c酸，则平衡时：cH+=cA-

cHA=c酸-cH+

HA(aq)H+(aq)+A-(aq)④一元弱酸、弱碱的近似计算开始时：c酸

00平衡时：c酸

-cH+

cH+cH+

第28页将各个值代入HA的平衡常数表达式中：当α≤5%时，c酸>>cH+,所以c酸-cH+≈c酸第30页同样对于一元弱碱当c碱/KbΘ≥400时：当c碱/KbΘ＜400时，也需解一元二次方程：第32页将溶液稀释至体积变为2倍后:第33页⑤酸碱平衡的移动同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入具有相同离子的易溶强电解质，使得弱电解质电离度降低的现象。加入Ac-平衡左移，HAc的电离度降低第34页(1)HAc水溶液＋甲基橙（橘红色）加入NaAc(s)→黄色

HAc(aq)

H+(aq)

+Ac-(aq)

加入Ac-使HAc

电离度降低。(2)NH3·H2O+酚酞（粉红色）加入NH4Cl(s)→无色

NH3(aq)

+

H2O(l)OH–(aq)

+NH4+(aq)

加入NH4+使NH3

电离度降低。第35页【例3】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入一定量固体NaAc使NaAc的浓度等于0.10mol·L-1,求该溶液的pH值和HAc的电离度。已知0.10mol·L-1HAc的

=1.32%,KaΘ=1.74×10-5解：开始时：0.10

00.10平衡时：0.10-cH+

cH+0.10+cH+

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

=1.32%；因同离子效应，cH+

=1.74×10-5

mol·L-1

=0.0174%；均降低为原来的1/76。第37页即若在上【例3】的HAc溶液中加入强电解质NaCl由于离子强度的影响，要准确计算电离度，必须用活度求算：由于HAc分子不带电荷，受离子强度影响极小，其活度仍可由浓度代替，故上式变为：第38页在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度略有增大的效应称作盐效应。第39页二、多元弱酸的电离以H2S水溶液为例：一级电离：二级电离：当时，溶液中的H+主要来自第一步电离，cH+的计算可按照一元弱酸来近似处理。第40页同样，磷酸在水中存在如下分步电离：一级：

一般情况下多元弱酸，Ka3＜

Ka2＜Ka1，即下一级电离比上一级电离难得多。为什么？（1）第一级电离出来的酸根离子有负电性，使得氢离子更难失去。（2）第一级电离出来的氢离子抑制了第二级电离，即浓度对

化学平衡的影响或同离子效应。二级：三级：第41页【例4】计算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H+、HCO3-、CO32-、OH-浓度及溶液的pH值。已知H2CO3的Ka1Ө=4.17×10-7,Ka2Ө=5.62×10-11解：∵Ka1÷Ka2>103

∴第二步电离可忽略，当一元弱酸处理，并且c/Ka1>400∴pH=4.19第42页cOH-=1.55×10-10mol·L-1cHCO3-=cH+=6.46×10-5mol·L-1

设：c(CO32-)

=yHCO3-H++CO32-

平衡时: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页第四节缓冲溶液实验

样品1：0.10mol·L-1NaCl溶液样品2：含HAc

和NaAc

均为0.10mol·L-1的混合溶液操作：滴加强酸

HCl

至c(HCl)=0.010mol·L-1

观察现象：pH的变化第44页0.10mol·L-1NaCl溶液NaCl溶液中加入HCl到0.010mol·L-1

，溶液的pH由7变为2，改变了5个pH单位。第45页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变为4.74，改变仅0.01pH单位。第46页结论

HAc—NaAc

混合溶液具有抵抗外来少量强酸、强碱而保持pH基本不变的能力。第47页定义：能够抵抗外加少量酸碱或水的稀释，而保持pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。2.组成

抗碱组份——抗酸组分弱酸及其盐溶液

HAc──NaAc酸式盐溶液

NaHCO3──Na2CO3酸式盐及其次级盐溶液

NaH2PO4──Na2HPO4弱碱及其盐溶液

NH4Cl──NH3第48页加入少量OH-

，它与H+结合生成水，平衡向右移动。HAc+H2OH3O++Ac-

+OH-H2O

加入少量H+

，它与Ac-结合生成HAc，平衡向左移动;3.作用原理第49页4.缓冲溶液pH值的计算a、弱酸及其盐体系平衡浓度c酸-cH+cH+c盐+cH+≈c酸≈c盐cH+＝KaΘ×——c酸c盐pH=pKa-lg——c酸c盐HAH++A-初始浓度c酸

0c盐第50页b、弱碱及其盐体系cOH-＝KbΘ×———

c碱c盐pOH=pKbΘ-lg——c碱c盐第51页5.缓冲溶液的性质缓冲溶液的缓冲能力是有限的，只有当c酸(碱)/c盐的比值在一定范围内，溶液的缓冲性能才比较显著。缓冲能力：在保持缓冲溶液的pH值基本不变前提

下，缓冲溶液所能抵抗外加酸碱的量，

又叫缓冲容量。第52页★

酸(碱)和盐的总浓度越大，缓冲溶液的缓冲能力

越大。★

酸(碱)和盐的总浓度为定值且c酸(碱)/c盐=1时，缓

冲能力为最大。★

缓冲溶液的缓冲能力是有限的，当缓冲溶液中的

抗酸(或抗碱)成分消耗完时，则失去缓冲作用。决定缓冲能力大小的因素：第53页pKa-1<pH<pKa+1的变化范围称为缓冲范围。缓冲范围第54页【例6】欲配制pH=7的缓冲溶液，最合适的缓冲对是

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页6.缓冲溶液的选择和配制选择适当的缓冲对，缓冲溶液的pH应该落在pKa-1<pH<pKa+1之间，并尽量接近弱酸pKa欲配制的缓冲溶液的pH值应选择的缓冲组分第56页b.所选择的缓冲对不能与反应物或生成物发生作用

药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒性等。缓冲溶液的总浓度控制在0.05mol·L-1~0.20mol·L-1

间较适宜，相应的β值在0.01～0.1之间。d.为了使缓冲溶液具有较大的缓冲容量，应尽量使

缓冲比接近于1。并计算出所需共轭酸、碱的量。e.最后在pH计监控下，对缓冲溶液的pH进行校正。第57页【例7】在研究酸雨造成某低土壤酸化问题时，需要pH=10.00的碳酸盐缓冲溶液，在500mL

0.20mol·L-1的NaHCO3中，需要加入多少克碳

酸钠来配制？已知：H2CO3

的Ka1=4.30×10-7

；

Ka2=5.62×10-11；第58页解：该缓冲溶液中：n(HCO3-)=0.2×0.5=0.10mol所需要碳酸钠的质量为：0.056×106＝6.0g第59页温度系数：指温度每变化1℃时，缓冲溶液pH值的变化。第60页下列情况均需pH一定的缓冲溶液：

大多数为酶所控制的生化反应;

微生物的培养;

组织切片;

细胞染色;

药物调剂、研制等;第61页1.一定温度下当HAc的浓度变大时，Ka

值:

A.变大B.变小C.不变D.需要计算决定2.0.01mol·L-1某一元弱酸的pH=4，则Ka

是：A.10-10B.10-8C.10-6D.10-3

3.浓度相同的下列溶液中，pH值较大的是:（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页4.下列说法正确的是：a.将缓冲溶液无限稀释，其pH值基本不变;b.在缓冲溶液中加入强酸或强碱时，其pH值基本

不变或变化不大;c.水是一种缓冲溶液;d.缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲溶液的弱酸(或弱碱)及其盐的浓度有关;第63页水到底有没有缓冲能力？pH

=4体系的pH值由7迅速变为4。在50ml水中加入1滴0.1mol·L-1HCl，计算体系pH的变化。第64页当加入1滴0.1mol·L-1NaOH时：pH=10体系的pH值由7迅速变为10。由此证明：水没有缓冲能力第65页

在50mlHAc－NaAc缓冲体系中，也加入1滴0.1mol·L-1

HCl，计算体系pH的变化。假定体系中HAc、NaAc的浓度都为0.1mol·L-1：外加第66页平衡时Ac－减少0.0001，HAc增加0.0001因此体系的pH值基本不变。所以：第67页5.已知下列各酸及碱的KaΘ及KbΘ值，欲配制pH值为3的缓冲溶液，应选哪一种弱酸？写出该缓冲对符号

HCOOH

HAc

NH3·H2O

HCNKaΘ

1.8

10-41.8

10-51.8

10-5(KbΘ)4.9

10-10第68页第六节盐类水解盐溶液的酸碱性如何?是否都呈中性?酸盐+水+碱第69页实验：分别测出下列物质的pH值结论:盐溶液不一定都是中性,有的呈酸性,有的呈碱性<7<7=7=7>7>7第70页一、弱酸强碱盐1.一元弱酸强碱盐的水解

H2OH++OH_CH3COONa=CH3COO_+Na++

CH3COOH醋酸钠在溶液中的变化:第71页OHHHHHCOO-HHHHCOO-HO++CH3COONa水解示意图：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO-+H2OCH3COOH+OH-化学方程式：离子方程式：第72页盐类的水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。3.实质：弱电解质的生成破坏了水的电离平衡，增大了水的电离程度并且常常使溶液呈酸性或碱性。2.条件：生成弱电解质(弱酸、弱碱)4.水解反应与中和反应的关系:酸+碱盐+水

中和水解第73页Ac-+H2OHAc+OH-

平衡时：第74页盐类的水解程度，可用水解度h表示：Kh为水解常数，是描述盐的水解程度大小的物理量，生成的弱电解质越弱，盐水解的程度越大。第75页平衡浓度c盐–x

x

x以NaAc水解为例，设醋酸钠的起始浓度为c盐,水解平衡时cOH-为x，则：Ac-+H2OHAc+OH-

起始浓度c盐

00第76页因为c盐/Kh≥400，所以c盐－x≈c盐

故第77页【例7】欲配制2.0LpH值为9.4的NaAc溶液，需要

NaAc多少克？解：NaAc溶液的水解常数为：NaAc溶液中第78页需要NaAc的质量第79页2.多元弱酸强碱盐的水解CO32-+H2O多元弱酸强碱盐的水解过程与电离相似，也是分步进行的，以Na2CO3为例：第一步水解：HCO3-+OH-第80页HCO3-+H2O第二步水解：H2CO3+OH-

H2CO3的Ka1Θ=4.17×10-7

Ka2Θ=5.62×10-11第81页当c盐/Kh1Θ≥400时，可用如下的简化计算式：只考虑第一步水解第82页3.弱酸的酸式盐水解酸式盐在溶液中有两种变化：HCO3-+H2OH2CO3+OH-Kh2Θ=KwΘ/Ka1Θ=2.3×10-8HCO3-H++CO32-Ka2Θ=5.6×10-11Kh2Θ>Ka2Θ,溶液呈碱性cOH-=cH2CO3–cCO32-H2CO3HCO3-+H+CO32-+H+HCO3-第83页上式表明酸式盐的pH值与盐的浓度无关。当Ka2Θ·cHCO3->>KwΘ时第84页二、弱碱强酸盐的水解以NH4Cl为例，其水解实质是NH4Cl电离产生的NH4+与水电离产生的OH-结合为氨分子：NH4++H2ONH3·H2O+H+第85页已知NH3的Kb=1.75×10-5,试计算0.1mol·L-1的NH4Cl的pH值。解：KhΘ=————10-141.75×10-5=5.71×10-10

cH+=KhΘC盐=7.56×10-6

pH=5.12第86页三、弱酸弱碱盐的水解HAc以NH4Ac为例：NH4AcNH4++Ac-H2OOH-+H++NH3H2O+第87页NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAc总反应：第88页如何判断溶液的酸碱性？怎样计算溶液的pH值？首先将水解分步：NH4++H2ONH3·H2O+H+第89页Ac-+H2OHAc+OH-∵Ka=Kb∴Kh2=Kh1

溶液显中性第90页当Ka＜Kb时，溶液显碱性，如NH4CN；生成的弱酸越弱，盐水解的碱性越大。当Ka=Kb时，溶液显中性，如NH4Ac；当Ka＞Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；生成的弱碱越弱，盐水解的酸性越大。第91页四、水解平衡的移动内因：组成盐的弱酸根阴离子或弱碱根阳离子水解的难易程度决定盐水解程度的大小外因：盐类的水解程度还受到盐的浓度、温度及溶液酸碱度的影响第92页1.同离子效应抑制水解抑制其水解的方法就是在配制溶液时,先用较浓的盐酸溶解,再稀释到一定体积。Sn2++2H2OSn(OH)2+2H+Bi(NO3)3+H2OBiONO3↓+2HNO3SbCl3+H2OSbOCl↓+2HClFeCl3+3H2OFe(OH)3↓+3HCl第93页2.控制温度酸+碱盐+水Q<0Q>0第94页3.控制浓度浓度越小，水解程度越大。第95页4、水解的应用铝盐由于水解强烈，利用其水解产生胶体的吸附作用广泛用于作净水剂。硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液混合后因强烈水解产生大量气体和沉淀形成泡沫用于制作灭火剂。Al3++3HCO3-=Al(OH)3

+3CO2

胃酸过多的人可吃小苏打中和胃酸第96页盐类水解的规律：无弱不水解，谁弱谁水解；都弱都水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱具体定。第97页第三节酸碱的质子理论一、酸碱的概念

1.酸碱的定义酸：能给出质子(H+)的物质(质子给体)

第98页碱：能接受质子的物质(质子受体)第99页酸释放一个质子形成其共轭碱；碱结合一个质子形成其共轭酸。酸、碱得失质子的反应式是酸碱半反应式。酸碱半反应两边是共轭酸碱对。第100页2.共轭酸碱的特点：酸比它的共轭碱多一个质子。酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。某酸碱对中的酸、在另一酸碱对中是碱的物质称为两性物质。第101页酸碱反应的实质酸碱反应是共轭酸碱对之间的质子传递反应。例如，HAc在水溶液中：酸碱半反应1HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)

酸1

碱1酸碱半反应2H+(aq)+H2O(l)H3O+(aq)

碱2

酸2H+总反应