电解质溶液_【ppt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3页,强电解质：在水溶液中能完全电离成离子的化合物,特点：电离不可逆，不存在电离平衡，在水溶液中 全部以离子状态存在； 包括：离子型化合物如NaCl、KCl强极性键化合物如HCl,例如：,（离子型化合物）,（强极性分子）,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：,第5页,一、水的质子自递平衡和水的离子积H2O(l) H+(aq) + OH-(aq),第一节 水的电离与溶液的pH值,第6页,Kw称质子自递平衡常数，又称水的离子积0时 Kw = 1.1510-1525时 Kw = 1.0110-14100时 Kw = 5.4410-13,第7页,二、溶液的pH值,定义,所以 pH + pOH = pKW=14.00,由于25时 Kw = 1.0110-14,第10页,pH试纸,pH计（酸度计）,pH值的测定,滴定方法,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0.2molkg-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Tf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16页,（一）离子氛,强电解质理论：,1. 强电解质在水中完全电离,2. 离子间通过静电力相互作用，在中心离子周围形成异性离子群，即离子氛,离子氛示意图,离子浓度越大，离子所带电荷越多，离子间的相互作用越强，表观电离度越小。,3. 离子氛限制离子运动,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,叫做活度系数，由于ai bi，所以 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0.010molkg-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-)= 1/20.010(+1)2+0.010 (-1)2= 0.010 molkg-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,HAc H+ + Ac-,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0.1 molkg-1溶液中: 强电解质30%；弱电解质5%；,第21页,HAc(ag) Ac- (ag) + H+ (ag),Ka称为酸电离平衡常数。,电离平衡常数,第22页,碱有下列电离平衡 NH3H2O(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) Kb是碱电离平衡常数。,第23页,注：a. Ka、 Kb只是温度的函数，一般为常温；b. Ka、 Kb是水溶液中酸碱强度的量度，通常K越大相应酸碱的强度越大；HAc HClO HCNKa 1.7510-5 3.910-8 6.210-10c. 一般把K10-4的电解质称为弱电解质；K=10-210-3的电解质称为中强电解质；d. pKa = - lgKa pKa 越大，酸越弱；,第24页,一些酸在水溶液中的Ka和pKa值(25),第25页,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HA H+ + A-,开始时c： c 0 0平衡时c： c c c c 则有：, 很小时，1 1， Kac 2,第26页,同理对于弱碱可推导出：,稀释定律：弱电解质溶液的电离度与其浓度的平方根成反比，浓度越小，电离度越大。,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),一元弱酸、弱碱的近似计算,开始时： c酸 0 0 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5%时，c酸cH+, 所以c酸-cH+c酸,第29页,当c酸/Ka400 时：,需解一元二次方程：,当c酸/Ka400时：,第30页,同样对于一元弱碱,当c碱/Kb400时：,当c碱/Kb400时，也需解一元二次方程：,第31页,【例2】已知298K时某一元弱酸的浓度为0.01molL-1测得pH=4，求电离平衡常数及电离度；若将溶液稀释至体积变成2倍后，求电离平衡常数、电离度以及溶液的pH值。,解：稀释前溶液的pH=4，则cH+=110-4molL-1,第32页,将溶液稀释至体积变为2倍后:,第33页,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0.10molL-1HAc溶液中加入一定量固体NaAc使NaAc的浓度等于0.10molL-1, 求该溶液的pH值和HAc的电离度。已知0.10molL-1HAc的 =1.32%,Ka=1.7410-5,解：,开始时： 0.10 0 0.10 平衡时： 0.10 - cH+ cH+ 0.10+cH+,HA(aq) H+(aq) + A-(aq),第36页,=1.7410-4 = 0.0174%,结论：0.10molL-1HAc溶液cH+= 1.3210-3 molL-1 =1.32%；因同离子效应， cH+= 1.7410-5 molL-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 Ka2Ka1，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0.010 molL-1H2CO3溶液中的 H+、HCO3-、CO32- 、OH-浓度及溶液的pH值。已知H2CO3的Ka1 = 4.1710-7, Ka2 = 5.6210-11,解： Ka1Ka2 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-=1.5510-10molL-1 cHCO3-= cH+ = 6.4610-5molL-1,设： c(CO32-) = y,HCO3- H+ + CO32-,平衡时:6.4610-5 -y 6.4610-5 + y y,c酸/Ka2400 6.4610-5y 6.4610-5,c(CO32-)= Ka2 =5.6210-11 molL-1,y = 5.6210-11,第43页,第四节 缓冲溶液,实验 样品1：0.10 molL-1 NaCl溶液 样品2：含 HAc 和 NaAc 均为0.10 molL-1的混合溶液操作：滴加强酸 HCl 至c(HCl)=0.010 molL-1观察现象：pH的变化,第44页,0.10 molL-1 NaCl溶液,NaCl溶液中加入HCl到0.010 molL-1 ，溶液的pH由7变为2，改变了5个pH单位。,第45页,0.10molL-1 HAc 0.10 molL-1 NaAc溶液,0.10molL-1 HAc 0.10molL-1 NaAc溶液溶液中加入HCl到0.010 molL-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 。,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,初始浓度 c酸 0 c盐,第50页,b、弱碱及其盐体系,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= 1.810-5 ； KbNH3= 1.810-5；H3PO4 : Ka1 = 7.5210-3 ； Ka2= 6.2310-8 ；Ka3= 4.410-13 ;H2CO3 : Ka1 = 4.3010-7； Ka2= 5.6110-11；(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0.05molL-10.20molL-1间较适宜，相应的值在0.010.1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 0.20molL-1 的NaHCO3中，需要加入多少克碳酸钠来配制？,已知：H2CO3 的Ka1 = 4.3010-7 ； Ka2= 5.6210-11；,第58页,解：该缓冲溶液中： n(HCO3-)= 0.20.5 = 0.10mol,所需要碳酸钠的质量为：0.0561066.0g,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. 0.01molL-1某一元弱酸的pH=4，则Ka是：A.10-10 B.10-8 C.10-6 D.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Na2CO3,HAc的Ka是1.810-5 ；H2CO3 的Ka1是4.1710-7,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0.1molL-1HCl，计算体系pH的 变化。,第64页,当加入1滴0.1molL-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50mlHAcNaAc缓冲体系中，也加入1滴0.1molL-1HCl，计算体系pH的变化。,假定体系中HAc、NaAc的浓度都为0.1molL-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Ka及Kb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 NH3H2O HCNKa 1.810-4 1.810-5 1.810-5(Kb) 4.910-10,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?,第69页,实验：分别测出下列物质的pH值,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,CH3COONa=CH3COO_ +Na+,+,CH3COOH,醋酸钠在溶液中的变化:,第71页,CH3COONa水解示意图：,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:,中和,水解,第73页,Ac-+H2O,HAc+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- + H2O,HAc + OH-,起始浓度 c盐 0 0,第76页,因为c盐/Kh400 ，所以c盐xc盐,故,第77页,【例7】欲配制2.0L pH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 Ka1=4.1710-7Ka2=5.6210-11,第81页,当c盐/Kh1400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：,H2CO3,HCO3- + 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 Ka2cHCO3- Kw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+ + H2O,NH3H2O + H+,第85页,已知NH3的Kb=1.7510-5 , 试计算0.1molL-1的NH4Cl的pH值。,第86页,三、弱酸弱碱盐的水解,HAc,以NH4Ac为例：,NH4Ac,NH4+ + Ac-,H2O,OH- + H+,+,NH3 H2O,+,第87页,NH4+ + Ac- + H2O,NH3 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+H2O,NH3H2O+H+,第89页,Ac-+H2O,HAc+OH-,Ka= Kb Kh2= Kh1 溶液显中性,第90页,当KaKb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KaKb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。,Bi(NO3)3+H2O,BiONO3+2HNO3,SbCl3+H2O,SbOCl+2HCl,FeCl3+3H2O,Fe(OH)3+ 3HCl,第93页,2. 控制温度,Q 0,Q 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