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基础化学教案 第三章 电解质溶液与化学平衡第三章 电解质溶液与离解平衡1 电解质和非电解质与物质分类关系与晶体类型关系实验现象原因解释电解质非金属氧化物、氢化物，大部分有机物分子晶体不导电无阴阳离子非电解质酸、碱、盐，少部分有机物离子晶体导电有阴阳离子2 强电解质和弱电解质与物质分类关系电离方程式实验现象原因解释强电解质强酸、强碱、极大部分盐NaCl=Na+Cl-导电能力强完全电离弱电解质弱酸、弱碱、少部分盐、有机物HAc=H+Ac-导电能力弱部分电离3 衡量弱电解质相对强弱两个重要数据意义影响因素公式相互关系电离度强酸、强碱、极大部分盐T、C和溶剂=C电离/C开始C/Ki500电离常数Ki弱酸、弱碱、少部分盐、有机物T和溶剂Ki= D dEeD dEeKiC2二、电解质在水溶液中存在状态1、强电解质和弱电解质 强电解质（完全电离）电解质 （HCl、NaOH、NaCl等）物质 弱电解质（部分电离） （HAc、H2CO3、NH3等） 非电解质 (C6H12O6、C6H6、（NH2）2CO等) 依数性校 表观电 活度a 电导率宏观描述 正系数i 离度“” 强电解质溶液微观描述 完全 离子氛 水化 电离 模型 离子 反应表达方式（简化） NaCl（晶） Na+（aq） + Cl-（aq） HCl（aq） H+（aq）+ Cl-（aq）宏观描述 电离度 电离常数Ki 电导率 弱电解质溶液微观描述 部分电离 水化离子反应表达方式（简化） HAc = H+ + Ac-H2CO3 = H+ + HCO3- HCO3- = H+ + CO32-2、电离度（）例：0.1mol/L HAc溶液的电离度为: HAc = H+ + Ac-平衡浓度/molL 0.1 1.3310-3 1.3310-3（已解离的电解质浓度/原有电解质总浓度）100%1.3310-3/0.1 = 1.3310-2=1.33% 浓度增大,变小; 浓度减小,变大。3、强电解质溶液a、溶液导电性测定电解质KClHClHNO3NaOH表观电离度%86929291b、离子氛模型静电引力作用使每一个离子周围都吸引着一层带相反电荷的离子相互牵制，使离子不能完全自由运动。 阳离子 离子氛示意图 阴离子表观电离度 实验测得强电解质的“”。活度 离子的有效浓度。 ai = fci 活度 = 活度系数离子浓度 （对强电解质稀溶液，f 1，aici）3.1 弱电解质的电离平衡教学目的及要求：1.掌握电离度和电离常数的计算。2.掌握水的电离和溶液的pH值。教学重点：水的电离和溶液的pH值。教学难点：水的电离和溶液的pH值。教学方法：讲授法教学时数：2学时一、电离度和电离常数1.电离度注：电离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时又与溶液的浓度、温度等因素有关。2.电离常数和稀释定律定义：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数(Ki)(1)HAc的电离平衡 HAcD H+ + Ac注：Ka与其它化学平衡常数一样，其数值大小与酸的浓度无关，仅取决于酸的本性和体系的温度。(2)NH3H2O的电离平衡 NH3H2O是弱碱，电离方程式为：NH3H2O NH4 + OH (3)稀释定律在一定温度下，弱电解质的电离度与电离常数的平方根成正比，与溶液浓度的平方根成反比，即浓度越稀，电离度越大。这个关系称为稀释定律。例31 已知在298.15K时，0.10molL1的NH3H2O的电离度为1.33%，求NH3H2O的电离常数。二、水的电离和溶液的pH值H2O D H + OH 在一定温度下，当达到电离平衡时，水中H的浓度与OH的浓度的乘积是一个常数，即 Kw为水的离子积常数,简称水的离子积。注：常温时，无论是中性、酸性还是碱性的水溶液里，H浓度和OH浓度的乘积都等于1.0 1014。或1.0 107 molL1 溶液呈酸性1.0 107 molL1 溶液呈中性或1.0 107 molL1 溶液呈碱性pH lgpKw pH + pOH 14.003.2 酸碱质子理论教学目的及要求：1.掌握酸碱的定义和共轭酸碱对。2.理解酸碱反应的实质。3.掌握共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。教学重点：1.酸碱的定义和共轭酸碱对。2.共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。教学难点：共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。教学方法：讲授法教学时数：1学时一、酸碱的定义和共轭酸碱对酸：凡能给出质子(H)的物质(分子或离子)。碱：凡能接受质子(H)的物质(分子或离子)。酸 D 碱 + H这种对应关系称为共轭酸碱对，右边的碱是左边的酸的共轭碱，左边的酸又是右边碱的共轭酸。注：（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子；（2）有的物质在某个共轭酸碱对中是碱，而在另一共轭酸碱对中却是酸，如HCO3等；（3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中的盐，在质子理论中都变成了离子酸和离子碱，如NH4Cl中的NH4是酸，Cl是碱。二、酸碱反应的实质 酸1 碱2 酸2 碱1三、共轭酸碱对中Ka与Kb的关系Ka1 Ka2 Ka3一般地：H3AD H2A D HA2 D A3Kb3 Kb2 Kb1有：Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 Kw可见，知道Ka就可以计算出其共轭碱的Kb；知道Kb就可以算出其共轭酸的Ka。例32 已知NH3H2O的Kb = 1.76 105，求NH4的Ka。3.3 酸碱溶液pH值的计算教学目的及要求：1.掌握一元弱酸(弱碱)pH值计算。2.掌握多元弱酸(弱碱)pH值计算。3.掌握两性物质pH值计算。教学重点：水的电离和溶液的pH值计算。教学难点：水的电离和溶液的pH值计算。教学方法：讲授法教学时数：2学时一、一元弱酸(弱碱)设有一种一元弱酸HA溶液，总浓度为c molL1，则 HA D H + A起始浓度（molL1） c 0 0平衡浓度（molL1） c - 因为，所以 经整理得： + Ka cKa = 0 （近似式） （最简式）同理可得，一元弱碱溶液OH浓度的计算公式。当c/Kb400或5%时，用近似公式 当c/Kb400或5%时，用最简式 例33 求0.010molL1HAc溶液的pH值。二、多元酸(碱)对多元酸，如果Ka1Ka2，溶液中的H主要来自第一级电离，近似计算时，可把它当一元弱酸来处理。对二元酸，其酸根阴离子的浓度在数值上近似地等于Ka2。多元碱亦可类似处理。例34 在室温和101.3kPa下，H2S饱和溶液的浓度约为0.10molL1(H2S)，试计算H2S饱和溶液中H、 HS和S2的浓度。例35 计算0.10molL1Na2CO3溶液的pH值。三、两性物质在溶液中既能失质子，又能得质子的物质如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4等(以往称酸式盐)和NH4Ac(弱酸弱碱盐)都是两性物质。一般使用最简式。如NaHA、NaH2A，其最简式为： 如 Na2HA ，其最简式为： 如 NH4Ac ，其最简式为 ：3.4 同离子效应与缓冲溶液教学目的及要求：1.了解影响离解平衡的因素。2.掌握缓冲溶液pH值计算。教学重点：缓冲溶液pH值计算。教学难点：缓冲溶液pH值计算。教学方法：讲授法教学时数：2学时一、影响电离平衡的因素同离子效应1.同离子效应这种在弱电解质溶液中加入一种与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质后，使弱电解质的电离度降低的现象称为同离子效应。例36 求0.10molL1HAc溶液的电离度？如果在此溶液中加入NaAc晶体，使NaAc的浓度达到0.10molL1，溶液中HAc的电离度又是多少？例37在0.10molL1HCl溶液中通入H2S 至饱和，求溶液中S2的浓度。2.盐效应这种在弱电解质溶液中加入不含相同离子的易溶强电解质，可稍增大弱电解质电离度的现象，称为盐效应。二、缓冲溶液能够抵抗外加少量酸、碱或适量稀释，而本身的pH值不发生明显改变，这种溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液所具有的这种性质，叫缓冲性。1.缓冲溶液的缓冲原理是因为在这种溶液中既含有足够量的能够对抗外加酸的成分即抗酸成分，又含有足够量的对抗外加碱的成分即抗碱成分。通常把抗酸成分和抗碱成分称为缓冲对。缓冲溶液主要有以下三种类型。(1)弱酸及其共轭碱。例如，HAcNaAc缓冲溶液，H2CO3NaHCO3缓冲溶液。(2)弱碱及其共轭酸。例如，NH3H2ONH4Cl缓冲溶液。(3)多元酸的两性物质组成的共轭酸碱对。例如，NaH2PO4Na2HPO4缓冲溶液。注：缓冲对之间只能相差一个H。以HAcNaAc缓冲溶液为例来说明其缓冲原理。HAc D H + Ac (1)NaAc Na + Ac (2)如果向该缓冲溶液中加入少量的酸时：如果向该缓冲溶液中加入少量的碱时：当稍加稀释时：2.缓冲pH值缓冲溶液本身具有的pH值称为缓冲pH值。以HAcNaAc缓冲溶液为例（式中ca为弱酸的浓度，cb为共轭碱的浓度，ca/cb称为缓冲比。）对弱碱及其共轭酸所组成的缓冲溶液同样可以导出：例38 若在90mL的HAcNaAc缓冲溶液中(HAc和NaAc的浓度皆为0.10molL1),加入10mL 0.010molL1HCl后,求溶液的pH值,并比较加HCl前后溶液pH值的变化。3.缓冲容量和缓冲范围缓冲容量是指使1升缓冲溶液的pH值改变1个单位时所需外加的酸或碱的物质的量。注：缓冲容量的大小与缓冲溶液的总浓度及其缓冲比有关当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比(ca/cb或cb/ca)愈接近1，则缓冲容量愈大；等于l时，缓冲容量最大，缓冲能力最强。缓冲范围：pH = pKa 14.缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制可按下列步骤进行：首先选择合适的缓冲对；其次,选择合适的浓度；第三是配制，(1)把两个缓冲组分都配成相同浓度的溶液，然后按一定的体积比混合；(2)在一定量的弱酸(或弱碱)中加入一定量的强碱(或强酸)，通过中和反应生成的其共轭碱(或共轭酸)和剩余的弱酸(或弱碱)组成缓冲溶液；(3)在一定量的弱酸(或弱碱)溶液中加入对应的固体共轭碱(或共轭酸)。例39 如何配制pH5.00的缓冲溶液1000mL。例310 要配制pH5.00的缓冲溶液，需要在100mL0.10 molL1的HAc溶液中，加入0.10 molL1的NaOH多少mL？例311 欲配制pH=9.00的缓冲溶液，应在500mL0.10molL1的NH3H2O溶液中加入固体NH4Cl多少克？假设加入固体后溶液总体积不变。5.生物体内的缓冲体系3.5 溶度积原理教学目的及要求：1. 理解溶度积常数。2. 掌握溶度积与溶解度的相互换算。3. 掌握溶度积规则。4.了解影响溶解度的因素。教学重点：1.溶度积常数。2.溶度积与溶解度的相互换算；溶度积规则。教学难点：溶度积常数。教学方法: 讲授法教学时数: 2学时一、溶度积常数溶解AgCl(s) D Ag+(aq) + Cl(aq)沉淀称为AgCl的溶度积常数，简称溶度积。AmBn(s) DmAn+(aq) + nBm(aq)不考虑的量纲时，注：（1）Ksp的大小主要决定于难溶电解质的本性，也与温度有关，而与离子浓度改变无关。（2）在一定温度下，Ksp的大小可以反映物质的溶解能力和生成沉淀的难易。二、溶度积与溶解度的相互换算溶解度和溶度积都反映了物质的溶解能力，二者之间必然存在着联系，单位统一时，可以相互换算。一般地：AmBn(s) DmAn+(aq) + nBm(aq)设溶解度为Smol/L时，则例312 25时,AgBr在水中的溶解度为1.33 104gL1,求该温度下AgBr的溶度积。例313 25时,AgCl的Ksp为1.8 1010，Ag2CO3的Ksp为8.1 1012，求AgCl和Ag2CO3的溶解度。溶度积大的难溶电解质其溶解度不一定也大，这与其类型有关。三、溶度积规则在某难溶电解质的溶液中，有关离子浓度幂次方的乘积称为离子积，用符号Qi表示，AmBn (s) DmAn+ + nBm QiKsp时，为不饱和溶液，若体系中有固体存在，固体将溶解直至饱和为止。所以QiKsp是沉淀溶解的条件。Qi=Ksp时，是饱和溶液，处于动态平衡状态。QiKsp时，为过饱和溶液，有沉淀析出，直至饱和。所以QiKsp是沉淀生成的条件。四、影响溶解度的因素 *1.本性2.温度3.同离子效应和盐效应例314 计算BaSO4在0.1molL1Na2SO4溶液中的溶解度。由此可知,同离子效应可使难溶电解质的溶解度大大降低。利用这一原理,在分析化学中使用沉淀剂分离溶液中的某种离子,并用含相同离子的强电解质溶液洗涤所得的沉淀,借以减少因溶解而引起的损失。盐效应：如果向难溶电解质的饱和溶液中加入不含相同离子的强电解质，将会使难溶电解质的溶解度有所增大。3.6 溶度积规则的应用教学目的及要求：理解沉淀的生成、溶解与转化。教学重点：判断沉淀的生成、溶解。教学难点：判断沉淀的生成、溶解。教学方法: 讲授法教学时数: 2学时一、沉淀的生成根据溶度积规则，在难溶电解质的溶液中，如