电解质溶液和离解平衡课件

第三章电解质溶液和离解平衡第一节电解质的电离平衡强电解质电解质：在水溶液中或熔融状态下能后导电的化合物我们成为电解质。根据导电能力的强弱，又可分为强电解质和弱电解质。完全电离的称为强电解质，部分电离的称为弱电解质。这种强电解质离子相互作用而形成的离子氛，使得溶液的导电性要比理论上低一些，产生一种电离不完全的假象。表现为：1溶液的导电能力下降2电离度下降表观电离度由于离子浓度大，离子间距离小，强烈的静电作用限制离子的自由移动。离子氛的存在使离子周围有很多异号离子的存在。所以实际测得的电离度并非100％。这种小于100％的电离度叫做强电解质的表观电离度。它不能真正反映强电解质在溶液中的电离程度。一般而言，表观电离度≥30%的，成为强电解质。活度和活度系数活度：即单位体积电解质溶液中，表观上所含的离子浓度就是有效浓度，也叫活度。a=f×c

f成为活度系数，反映了电解质溶液中离子之间相互牵制作用的大小。弱电解质水的电离：经精密仪器测定，水有微弱的导电能力，属于极弱的电解质，水的离解平衡：

中性溶液[H+]=[OH--]=10-7mol/L

酸性溶液[H+]＞[OH--]即[H+]＞10-7mol/L碱性溶液[H+]＞[OH--]即[OH--]＞10-7mol/L常温时，无论是在酸性、碱性还是中性的水溶液里，H+浓度和OH-浓度的乘积都等于1.0×10-14。因此，在常温下有：由于在生产实践中，经常要用到一些H+浓度很小的溶液，若直接用H+浓度来表示溶液的酸碱性就很不方便，因此，在化学上常用pH值来表示溶液的酸碱性，pH值等于H+浓度的负对数，即PH值的概念和PH值的计算PH=－lg[H+]一元弱酸（弱碱）的离解平衡在一定温度下，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)。弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。Ka表示弱酸电离平衡常数。在一定温度下，其值为一定值。Ka的大小可以表示弱酸的相应强弱，Ka值越大酸性越强，反之亦然。Ka值的大小与酸的浓度无关，取决于酸的本性和体系的温度。离解度在一定温度下，弱电解质的离解度α与理解平衡常数的平方根成正比，与溶液浓度的平方根成反比，也就是当溶液的浓度越稀，离解度就越大，这个关系成为稀释定律。多元弱酸（碱）的理解平衡多元弱酸：指凡含有一个以上可置换的氢原子的酸叫多元酸。多元弱酸在水溶液中可以分步电离出多个质子，成为分步电离或逐步电离。多元弱酸（碱）的pH计算如果我们在衡量一个多元弱酸的酸碱性时，我们常把多元弱酸的逐级电离平衡常数进行比较。如果Ka1>>Ka2>>Ka3

，则说明溶液中的H+主要是由第一步离解出的H+浓度，我们在计算时，就可以按一元弱酸来处理，在计算H+浓度时，可按一元弱酸的方法来处理。第二节缓冲溶液缓冲溶液及其组成缓冲溶液：能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本身pH值不发生显著变化的作用成为缓冲作用，具有缓冲作用的溶液成为缓冲溶液。缓冲溶液及组成：

弱酸——弱酸盐（如HOAC-NaOAC）

弱碱——弱碱盐（如NH3.H2O-NH4Cl）

酸式盐与相应次级盐（如NaHCO3-Na2CO3）

酸式盐与相应酸（H2CO3-HCO3-）1.加入少量酸：加入的H+可以和溶液中大量存在的OAC-结合，生成HOAC。使得溶液中的H+

浓度不会明显增加，溶液的pH值保持稳定。该溶液中OAC-

是抗酸成分。2.加入少量碱：

OH-会与溶液中的H+结合生成难电离的H2O，当溶液中的H+

浓度少有降低，大量存在的HOAC就会电离出相应的H+

来补充，溶液中的pH值几乎没有变化。HOAC是该溶液的抗碱成分。3.稀释溶液时：溶液中的H+

浓度虽然降低了，但是OAC-的浓度也同时降低了，结果平衡向右移动使HOAC的电离度增加，右HOAC电离产生的H+可以维持溶液的pH值基本不变。缓冲溶液pH值的计算例题：用氨水和氯化铵来配制pH值为9.0的缓冲溶液。

问：若【NH3】=0.5mol/L，则1L溶液中必须溶解氯化铵的物质的量为多少？（已知Kb=1.76×10-5）缓冲溶液在生物科学中的作用人体血液pH值在7.4±0.05，pH值改变超过4个单位会有生命危险。土壤中含有NaHCO3-H2CO3和NaH2PO4-Na2HPO4及有机酸及其盐类组成的复杂缓冲体系，所以能是土壤维持一定的pH值，从而保证了植物的正常生长。第三节盐类水解酸碱中和生成盐和水，按照生成盐的酸和碱的强弱不同，可将其分为弱酸弱碱盐，强酸强碱盐，弱酸强碱盐，弱碱强酸盐。其水溶液可能呈酸性、碱性或中性。其酸碱性取决于H+、OH-浓度的相对大小。强碱弱酸盐的水解HOACH++OAC-H2OH++OH-OAC-+H2OHOAC+OH-NaOAC的水解反应，使溶液中OH-的浓度>H+浓度，溶液呈碱性弱酸强碱盐的水解平衡常数等于水的离子积与弱酸的离解平衡常数的比值。强酸弱碱盐的水解平衡常数等于水的离子积与弱碱的离解平衡常数的比值。

谁弱谁水解，谁强显谁性弱酸弱碱盐的水解取决于弱酸弱碱的相对强弱：Ka＞Kb时，溶液显酸性Ka＜Kb时，溶液显碱性Ka

=Kb时，溶液显中性

影响盐类水解的因素1.盐的本性:水解生成的产物中，弱电解质越弱，难溶物质的溶解度越小，易挥发气体的溶解度越小，水解程度越大。2.盐的浓度:盐的浓度越小，水解的趋势越大，稀释可以提高盐的水解。3.酸度:盐类水解能引起水中的H+、OH-浓度的改变，是溶液具有一定能够的酸碱性，根据平衡移动原理，调节酸度，可以促进（抑制）盐的水解。4.温度:盐的水解是中和反应的逆反应，中和反应时放热反应，所以水解反应时吸热反应，根据平衡移动，温度升高会促进盐的水解。第四节沉淀和离子平衡溶度积Ksp表示难溶电解质的溶度积常数。表明在一定的温度下，难溶电解质的饱和溶液中，溶液中相应离子浓度的乘积是一个常数。注意问题：

（1）

Ksp也是一个化学平衡常数，只不过这个平衡常数是用在溶解-沉淀平衡体系中的。

（2）Ksp实际上是在一个饱和溶液中形成的，所以中有饱和溶液的相关离子积为一个常数。

（3）Ksp与温度有关而与浓度无关。溶度积与溶解度例题：在温度为298K时，PbSO4的溶解度是3.82×10-3g/100g(水)，试求Ksp（PbSO4）。例题：在温度为298K是，Ag2CrO4的Ksp=1.12×10-12

，AgCl的Ksp=1.77×10-10

，试比较两者溶解度的大小。对于AB型的难溶强电解质有：Ksp=S2

；对于A2B或AB2型的难溶强电解质有：Ksp=4S3对于同一类型的难溶电解质，可根据溶度积常熟比较溶解度大小，而如果类型不同，则需转换成溶解度来进行比较。溶度积规则MmAn（s）mMn++nAm-Q=(Mn+)m（Am-）n离子积Q，表示任一条件下离子浓度系数次方的乘积。Q和Ksp表达式类似，但含义不同，Ksp表示难溶电解质的饱和溶液中离子浓度系数次方的乘积，仅是Q的一个特例。Q和Ksp的比较(1)Q=Ksp，表示溶液恰好饱和，这时溶液中沉淀与溶解达到动态平衡，即无沉淀析出又无沉淀溶解。(2)Q<Ksp，表示溶液不饱和，无沉淀析出，可以继续溶解。(3)Q>Ksp，表示溶液过饱和，溶液有沉淀析出。

以上三点就称为溶度积规则，它是难溶电解质沉淀溶解平衡的规律的总结，也是判断沉淀生成和溶解的依据。同离子效应当盐溶于含有其同名离子的溶液时，其溶解度避灾纯水中小。这种由于相同离子的存在而降低溶解度的现象，成为同离子效应。例题：试求在是室温时，AgCl在0.001mol/L的NaCl溶液中的溶解度同离子效应的应用实际工作中，常采用加入过量沉淀剂的方法，是某种离子沉淀完全。如在生产AgCl时，加入过量的HCl，可使Ag+得到充分的利用。一般加沉淀剂过量20%-50%为宜。如沉淀剂的量过大，则会引起盐效应。盐效应概念：当过量的加入沉淀剂或加入其它非共同离子的强电解质，反而使沉淀的溶解度加大，这种由于强电解质存在而引起溶解度增大的现象，成为盐效应。原因：由于溶液中阴阳离子浓度的增加，带相反电荷离子间的相互牵制妨碍了离子的运动，减少了离子的有效浓度，减少了与沉淀剂相遇的机会，降低了沉淀生成的速率，导致沉淀溶解平衡的破坏。沉淀的生成与应用沉淀的生成：根据溶度积规则，如果溶液中离子积大于Ksp时，有沉淀生成。

例题：在20ml0.002mol/LNa2SO4

溶液中加入10ml0.02mol/L的BaCl2

溶液，是否有沉淀生成。（Ksp（BaSO4）=1.1×10-1