第三章 电解质溶液和电离平衡ppt

1、第三章 电解质溶液和离子平衡学习指南 第一节 电解质溶液第二节 水的离解和溶液的PH第三节 弱酸、弱碱的离解平衡 第四节 同离子效应和缓冲溶液 第五节 盐类的水解第六节 酸碱质子理论第七节 沉淀和溶液平衡第八节 溶度积规则及其应用 习题 习题参考答案本章重点：本章重点：v1.离子氛和表观电离度v2.水的离子积 v3.同离子效应和缓冲溶液v4.盐的水解及其应用 v5.溶度积规则及其应用 本章难点：本章难点：v1.弱电解质的电离平衡及其应用 v2.溶度积规则及其应用 3.1 3.1 强电解质溶液强电解质溶液一般强电解质为离子型化合物，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。此

2、外，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。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。 3.1 3.1 强电解质溶液强电解质溶液 3.1 强电解质溶液强电解质溶液 1923年Debye P和Hckel E提出了电解质离子相互作用理论(ion interaction theory)。其要点为： （1） 强电解质在较低浓度的溶液中是完全电离的；（2 2）强电解质溶液与理想溶液的偏差主要是由离子间的静电作用引起的； （3 3）提出了“离子氛”的概念：离子氛(ion a

3、tmosphere) 由于带电离子间的相互作用，每个离子被异号离子包围，形成“离子氛”。 离子与离子氛之间的相互牵制作用使电解质溶液的导电性低于理论值。 3.1 强电解质溶液强电解质溶液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，如 0.1摩尔每升的氯化钾溶液，钾离子和氯离子的浓度都应该是 0.1摩尔每升，但根据表观离解度计算得到的离子有效浓度只有0.086摩尔每升。通常把有效浓度称为活度 (a) ，活度与实际浓度 (c) 的关系为:a=fc f 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

4、带的电荷数越大，离子间的相互作用也越大，同样会使 f 减小。以上两种情况都会引起离子活度减小。而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，此时，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，不会引起大的误差。 活度系数的大小，反映了电解质溶液中离子之间活度系数的大小，反映了电解质溶液中离子之间的相互牵制作用的大小，溶液中离子间的牵制作的相互牵制作用的大小，溶液中离子间的牵制作用越大，用越大，f f 越小，越小， a a 与与c c差别越大。差别越大。第二节第二节 水的离解和溶液的水的离解和溶液的pHpH2-1 2-1 水的

5、离解平衡水的离解平衡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。在一定温度下,水的离解达到平衡时。2-1 水的解离平衡水的解离平衡 H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq)或 H2O (l) H+ (aq) + OH(aq)Kw=H+OH-=10-14实验测得实验测得298K时时1升纯水仅有升纯水仅有10-7mol水分子电离，水分子电离，所以所以H+=OH-=10-7mol/L由平衡原理由平衡原理水中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积为一个常水中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积为一个常数数, ,叫做叫做水的

6、离子积常数，简称水的离子积常数，简称水的离子积水的离子积。用。用 Kw表示。表示。Kw的意义为：一定温度时，水溶液中的意义为：一定温度时，水溶液中H+和和OH-之积为一常数。之积为一常数。水的电离是吸热反应，当温度升高时水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。增大。 水的离子积不仅适用于纯水，对于电解质的稀溶水的离子积不仅适用于纯水，对于电解质的稀溶液同样适用。若在水中加入少量盐酸，液同样适用。若在水中加入少量盐酸，H+浓度增浓度增加，水的解离平衡向左移动，加，水的解离平衡向左移动，OH-浓度随之减少。浓度随之减少。达到新的平衡时，溶液中达到新的平衡时，溶液中 H+ OH-，但但 H+OH-

7、= Kw =10-14 这一关系仍然存在。并且这一关系仍然存在。并且H+越大越大，OH-越小，但不会等于零。反之，若越小，但不会等于零。反之，若在水中加入在水中加入NaOH 水的离子积常数是计算水溶液中氢离子浓度和氢水的离子积常数是计算水溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的重要依据。氧根离子浓度的重要依据。2-2 溶液的酸碱性和溶液的酸碱性和PH溶液的酸碱性和溶液的酸碱性和H+、OH-有什么关系呢？有什么关系呢？ H+=OH-=10-7mol/L 溶液为中性溶液为中性 H+ OH- , H+ 10-7mol/L 溶液为酸性溶液为酸性 H+ OH-, H+ 10-7mol/L 溶液为碱性溶液为碱性

8、 溶液中溶液中H+、OH-可以表示溶液的酸碱性，可以表示溶液的酸碱性，但水的离子积是一个很小的数值，在稀溶液中但水的离子积是一个很小的数值，在稀溶液中H+和和OH-也很小，直接使用很不方便。也很小，直接使用很不方便。1909年索伦年索伦森提出用森提出用PH表示。表示。定义：定义：溶液中氢离子浓度的负对数叫做溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。值。pH = - lgH+ 溶液的酸碱性和溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性与pH的关系为: 酸性溶液 pH 7 中性溶液 pH = 7 碱性溶液 pH 7可见, pH越小,溶液的酸性越强;反之, pH越大,溶液的碱性越强。任何物质的水溶液，都同时存在着H+离

9、子和离子和OH-离子离子,不管溶液中不管溶液中H+离子和离子和OH-离子的浓度怎样变离子的浓度怎样变化，其乘积在一定温度下总是一常数。化，其乘积在一定温度下总是一常数。PH+ POH=14pOH = - lgOH+ 同样，也可以用同样，也可以用pOH表示溶液的酸碱度，定义为：表示溶液的酸碱度，定义为：因为因为Kw=H+OH-=10-14两边取负对数，可两边取负对数，可得得PH+ POH=14注意注意：PH和和POH一般用在一般用在H+1 ，OH- 1的的情况，即情况，即PH在在0 14范围内，因为在此范围范围内，因为在此范围内表示更为方便。不在时。内表示更为方便。不在时。 例1 计算0.05m

10、ol/L HCl溶液的PH和POH。变色范围 酸色 中间色 碱色甲基橙3.1 4.4 红橙 黄酚 酞8.2 10.0 无色 粉红 红石 蕊5.0 8.0 红紫 蓝酸碱指示剂酸碱指示剂酸碱指示剂：借助颜色变化指示溶液pH的物质的一类物质。多是一些有机染料，它们属于有机弱酸或弱碱。随着溶液pH改变，本身的结构发生变化而引起颜色改变。每一种指示剂都有一定的变色范围。弱酸弱碱 PH试纸是利用复合指示剂制成的，将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透后经晾干制成。它对不同的PH的溶液能显示不同的颜色，据此可以迅速判断溶液的酸碱性。常用的PH试纸。 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，快速

11、准确，已广泛应用于科研和生产中。第三节第三节 弱酸、弱碱的离解平衡弱酸、弱碱的离解平衡 3-1 一元弱酸、弱碱的离解平衡一元弱酸、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（电离平衡）。离解度离解度 多元弱酸的离解平衡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，与一元弱酸或弱碱相似。第四节第四节 同离子效应和缓冲溶液同离子效应和缓冲溶液 同离子效应同离子效应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。保持pH相对稳

12、定的溶液称为缓冲溶液，缓冲溶液同时具有抵抗外来少量酸或碱的作用维持pH相对稳定称为缓冲作用。缓冲溶液通常由弱酸及其盐或弱碱及其盐组成。4-24-2缓冲溶液缓冲溶液缓冲作用原理缓冲作用原理在含有在含有HAc的的NaAc的溶液中存在下列电离过程的溶液中存在下列电离过程: HAc H+ + Ac-NaAc Na+ + Ac-NaAc完全电离，由于同离子效应，降低了完全电离，由于同离子效应，降低了HAc的的电离度，这时电离度，这时HAc和和Ac-都较大，而且存在着都较大，而且存在着HAc电离平衡。电离平衡。当加入少量当加入少量H+时，时，H+离子和溶液中的离子和溶液中的Ac-结合生结合生成成HAc，使

13、电离平衡向左移动，达到新平衡时，使电离平衡向左移动，达到新平衡时H+离子离子浓度不会显著增加；浓度不会显著增加；如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的OH-与与溶液中的溶液中的H+离子结合为水，这时离子结合为水，这时HAc的电离平衡向右的电离平衡向右移动，以补充移动，以补充H+离子的减少。离子的减少。缓冲溶液缓冲溶液pHpH的计算的计算 缓冲范围和缓冲能力缓冲范围和缓冲能力 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应； 缓冲溶液的选择和配制原则： 或 尽可能接近所需溶液的pH值； p14 pbaKK欲配制的

14、缓冲溶液的 pH 值应选择的缓冲组分 若 或 与所需pH不相等，依所需pH调整 。或)BH()B()A()HA(cccc p14 pbaKK35.12p PO Na- HPONa 12pHa34342K33.10p CO Na- NaHCO 10pHa2323K26. 9p14 Cl NH- O H NH 9pHb423K21. 7p HPO Na -PO NaH 7pHa24242K74. 4p NaAc - HAc 5pHaK结论时，缓冲能力大接近或 1 )BH()(B )(A)HA( cccc缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA) ，c(B)及 c(A)或c(BH+)较 大时,

15、缓冲能力强。缓冲溶液的缓冲能力是有限的；沉溶3.强酸弱碱盐续523b10a4ba108 . 1 O)H(NH 108 . 5 (HCN) CNNH KKKK碱性523b5a4ba108 . 1 O)H(NH 108 . 1(HAc) AcNH KKKK中性523b4a4ba108 . 1 O)H(NH 109 . 6 (HF) FNH KKKK酸性影响因素 续5.3 5.3 盐溶液盐溶液PHPH值的简单计算值的简单计算5-3.影响盐类水解的因素 盐的本性：平衡常数的影响bawhKKKKbwhKKKawhKKK浓度相同时，酸（碱）越弱，水解常数越大。越大水解度0hcKh盐浓度再例如加酸能抑制下述

16、水解产物的生成。2HClSbOCl(s) OHSbCl2HNO(s)BiONO OH)Bi(NOHCl)Sn(OH)Cl(s OHSnCl233323322缓冲溶液NaOHHCNOHNaCN2加碱5-4 盐类水解平衡的移动及其应用 1、许多金属水解后生成 氢氧化物具有很强的吸附能力，可用作净水剂。如： 2、有些盐水解后产生大量沉淀，生产上利用这种作用制备有关化合物。如： 3、配制溶液或制备纯的产品，需要抑制水解。如：见下一页控制溶液的酸碱度通常可以促进或抑制水解反控制溶液的酸碱度通常可以促进或抑制水解反应，应，在配制在配制Sn2+、Fe3+、Bi3+、Sb3+和和Hg2+等盐类的等盐类的水溶液

17、时，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。水溶液时，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。SbCl3+H2OSbOCl+2HCl加入相应的酸，可以使平衡向左移动，抑制水加入相应的酸，可以使平衡向左移动，抑制水解反应。解反应。所以在配制这些溶液时，通常是将它们溶于较所以在配制这些溶液时，通常是将它们溶于较浓的酸中，然后再用水稀释到所需浓度。浓的酸中，然后再用水稀释到所需浓度。配制配制Na2S水溶液时为防止水溶液时为防止Na2S水解逸出水解逸出H2S，必须加入必须加入NaOH。AgCl在KNO3溶液中的溶解度 (25 ) 盐效应：在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。

18、)L(mol /10 溶解度AgCl )L /(mol )KNO(1513c 0.00 0.00100 0.00500 0.0100 1.278 1.325 1.385 1.4274 盐效应表 当 时， 增大，S(PbSO4)显著减小，同离子效应占主导；124oL0.04mol)(SOc)(SO24c 当 时， 增大，S(PbSO4)缓慢增大，盐效应占主导。另外，过量的沉淀剂有时还会与沉淀发生反应，如：124oL0.04mol)(SOc)(SO24cc(Na2SO4)/ molL-1 0 0.001 0.01 0.02 0.04 0.100 0. 200 S(PbSO4)/ mmolL-1 0

19、.15 0.024 0.016 0.014 0.013 0.016 0.023 END分步沉淀的次序：当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度最小者首先沉淀。即：离子积首先达到其溶度积的难溶物先沉淀，这就是分步沉淀的基本原理。如果各离子沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，借助分步沉淀就能达到分离的目的。工业生产中，利用控制溶液的PH的方法对金属氢氧化物进行分离，这是分步沉淀原理的重要应用。与离子浓度有关7-4 7-4 沉淀的溶解沉淀的溶解根据溶度积规则，要使沉淀溶解，必须减小该难根据溶度积规则，要使沉淀溶解，必须减小该难溶盐饱和溶液中某一离子的浓度，以使溶盐饱和溶液中某一离子的浓

20、度，以使QiKsp。减小。减小离子浓度的办法有：离子浓度的办法有：1、生成弱电解质（如弱酸、弱碱、生成弱电解质（如弱酸、弱碱 及水）及水）Mg(OH)2(s)Mg +OH-H+Cl-H2OHCl2+222+2由于加入由于加入H+使使OH-和和H+结合成弱电解质水，溶液结合成弱电解质水，溶液中的中的OH-离子的浓度降低使平衡向着溶解方向移动。离子的浓度降低使平衡向着溶解方向移动。从而使沉淀溶解。从而使沉淀溶解。3.氧化氧化配位溶解配位溶解：223) l (O4H2NO(g)3S(s)aq()3Cu(NO242O(l)4H3S(s)2NO(g)(aq)HgCl3H2.氧化还原溶解：氧化还原溶解：3

21、6sp102 . 1)CuS(K3)aq(8HNO3CuS(s)，sp22)S( S(s) SKQQcHNO353sp104 . 6HgS)(K3(aq)2HNO12HCl(aq)3HgS(s)sp222242 )S( S(s) S)Hg( HgCl HgKQcc使使浓HCl浓HNO3归纳4 由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程2332CONa2CONaSOCaK242spCOCaK232sp(aq)SO(s)aCOC (aq)CO(s)CaSO243234COSO)CaCO(K)CaSO(KK23243sp4sp2424SOCa2) s (CaSO2323COCa) s (CaCO例95109

22、. 4101 . 74104 . 1 7101 . 7xx)Lmol/(1平衡浓度010. 0)CONa(320c1Lmol010.017Lmol)010. 0101 . 7(例题：在1LNa2CO3溶液中使0.010mol的CaSO4全部转化为CaCO3,求Na2CO3的最初浓度为多少? 解：(aq)SO(s)CaCO (aq)CO(s)CaSO2432344104 . 1010. 0 Kx结论结论：沉淀类型不同，计算反应的 。K沉淀类型相同, 大（易溶)者向 小（难溶)者转化容易，二者 相差越大，转化越完全，反之 小者向 大者转化困难；KspKspKspKspKsp本章小结PbS Bi2S3 CuS CdS Sb2S3 SnS2 As2S3 HgS金属硫化物其他溶解本章小结：本章小结：水的电离平衡 弱酸 弱碱 盐类水解 沉淀-溶解wKaKbKhKspK一元弱酸)400K/c (KcHa0a0多元弱酸)400K/c (KcH1a01a0一元弱碱)400K