2023学年完整公开课版电解质溶液

化学基础及分析技术（二）/溶液电解质溶液根据解离程度大小，可将电解质分为：强电解质弱电解质完全解离不完全解离强酸、强碱、大多数盐,如，HCl,H2SO4,NaOH,NaCl弱酸、弱碱、部分盐,如，HAc,

NH3·H2O

，H2CO3

，HCO3-

电解质多元弱酸：H2CO3一元弱酸：HAc

一元弱碱：NH3·H2O

电解质是在水溶液中或在熔融状态下能离解成带电离子的化合物，所组成的溶液就是电解质溶液。电解质溶液1.酸碱质子理论2.水的解离平衡3.溶液的pH4.一元弱酸、弱碱的解离平衡电解质溶液酸：在水中电离产生的阳离子全部是H+的化合物碱：在水中电离出的阴离子全部是OH−的化合物酸碱反应的实质：H++OH−→H2O酸碱限定在以水为溶剂的体系碱限定为氢氧化物该理论局限性：Arrhenius于1887年提出酸碱的电离理论：CH3CH2ONa、Na2CO3等为什么有碱性？HCl+NH3→NH4Cl（气态下和苯中）无法解释的现象：酸碱质子理论酸：凡是能释放质子（H＋）的任何含氢原子的分子或离子的物种，即质子的给予体。HClH3O+H2OHCO3－

碱：任何能与质子结合的分子或离子的物种，即质子的接受体OH－

Cl－

H2OHCO3－酸、碱可以是阳离子、阴离子和中性分子布朗斯特劳瑞两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质称为酸碱两性物质，如：H2O、HCO3−酸碱质子理论HCO3-HPO42-H2OAcid(酸)Base(碱)酸失去质子变为其共轭碱；碱得到质子变为其共轭酸。酸碱质子理论酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子转移反应。

酸

质子+共轭碱酸碱反应

酸碱质子理论扩大了酸碱反应的范围，解释了在气相或非水溶剂中进行的酸碱反应酸碱质子理论HAc

H++Ac−

HAc—Ac−1.判断下列物质在水溶液中，哪些为质子酸？哪些为质子碱？哪些是两性物质?HSO4－、HS－、HCO3－、H2PO4－、NH3、SO42－、NO3－、HCl、Ac－、H2O、OH－酸碱质子理论质子酸:HCl质子碱:NH3、SO42－、NO3－、Ac－、OH－两性物质:HSO4－、HS－、HCO3－、H2PO4－、H2O、2.对反应HPO42-+H2OH2PO4-+OH-来说（

）A.H2O是酸，OH-是碱

B.H2O是酸，HPO42-是它的共轭碱C.HPO42-是酸，OH-是它的共轭碱

D.HPO42-是酸，H2PO4-是它的共轭碱A水的解离平衡Kw=cH+·cOH－水的离子积常数25℃,cH+=cOH－=1×10-7mol·L-1，Kw在25℃为1×10-14,100℃为1×10-12

，Kw只与温度有关Kw适用于纯水和稀水溶液体系[H+]与[OH‾]可互求

H+水是两性物质，平衡时，1升纯水有1×10-7mol的水解离纯水（中性溶液）：cH+＝

cOH－=1×10-7mol·L-1酸性溶液：cH+>1×10-7mol·L-1>cOH－碱性溶液：cH+<1×10-7mol·L-1<cOH－常温下，Kw=cH+·cOH－＝1×10-141.溶液的酸碱性水溶液中:cH+越大，酸性越强，碱性越弱溶液的pH

cH+＝cOH－＝1×10-7mol·L-1酸性溶液：

pH=－lgcH+pH=-lgcH+=-lg1×10-7=72.溶液的pH值0.001mol·L-1HCl溶液pH=-lgcH+=-lg1×10-3=3中性溶液：溶液的pHpH是氢离子浓度的负对数cH+＝1×10-3mol·L-1碱性溶液：2.溶液的pH值0.001mol·L-1NaOH溶液pH=14-pOH=11pH+pOH=14pOH=－lgcOH－pOH=-lgcOH－=-lg1×10-3=3Kw=cH+·cOH－＝1×10-14cOH－＝1×10-3mol·L-1溶液的pHpOH是氢氧根浓度的负对数[H+]110-310-510-710-910-1110-14pH035791114酸性增强中性碱性增强2.溶液的pH2.pH相差一个单位，

cH+相差10倍。结论：1.pH是表示水溶液酸碱性的一种标度。pH越小，

cH+越大，溶液的酸性越强，碱性越弱。3.pH仅适用于cH+或cOH－在1mol/L以下溶液酸碱性的表示。溶液的pH平衡时Ka：弱酸的解离常数1.一元弱酸的解离平衡2.一元弱碱的解离平衡B+H2O⇌BH++OH-Kb

：弱碱的解离常数HA（aq)+H2O(l)⇌H3O+（aq)+A-（aq)平衡时一元弱酸、弱碱的解离平衡一些弱酸弱碱的解离常数（298.15K）Ki越大，弱电解质解离程度越大。Ki：只与弱电解质的本质和温度有关，与溶液浓度无关一元弱酸、弱碱的解离平衡共轭酸碱对Ka和Kb的关系=[H3O+][OH−]HB

+H2OH3O++B−B−

+H2O

HB+OH−[H3O+][B−]

[HB]Ka=[HB][OH−]

[B−]Kb=Ka•Kb=Kw=1×10-14即在HB-B−溶液中:Ka•Kb=[H3O+][B−]

[HB][HB][OH−]

[B−]•

共轭酸碱对的酸常数与碱常数之积即为水的离子积常数一元弱酸、弱碱的解离平衡

酸常数越大，该酸酸性越强，而其共轭碱的碱常数越小，碱的碱性越弱；反之亦然例

已知298K时NH3

的Kb

是1.75×10−5，计算NH4+的Ka

。∵NH4+是NH3的共轭酸∴解：共轭酸碱对Ka和Kb的关系一元弱酸、弱碱的解离平衡HAc

H++Ac−当KHAc很小，0.1－x≈0.1起始浓度/(mol.L-1）