电解质溶液和离子平衡演示文稿

电解质溶液和离子平衡演示文稿当前第1页\共有110页\编于星期六\11点优选电解质溶液和离子平衡当前第2页\共有110页\编于星期六\11点基本要求:1.理解解离常数和解离度、水解常数和水解度、溶度积和溶解度、水的离子积和溶液的pH值、质子酸碱和共轭酸碱、同离子效应、缓冲溶液、盐效应等基本概念；2.掌握同离子效应、盐效应对解离平衡和沉淀溶解平衡的影响；3.会用溶度积规则判断沉淀的生成与溶解；4.熟练掌握弱酸、弱碱、盐溶液及缓冲溶液pH值的计算和难溶电解质溶液中有关离子浓度的计算；5.了解缓冲溶液的作用原理、选择及配制方法。了解强电解质理论。当前第3页\共有110页\编于星期六\11点4.1水的解离和溶液的pH:4.1.1水的解离平衡:

纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的解离。

水的解离平衡可表示为：

H2OH++OH-当前第4页\共有110页\编于星期六\11点水的解离平衡:H2OH++OH-标准平衡常数为：当前第5页\共有110页\编于星期六\11点

水的离子积：（1）概念：在一定温度下，水中c'（H+）、c'（OH-）的乘积为一个常数，称为水的离子积。（2）表达式：

（3）影响因素：

温度。（Kθw随温度的升高而增大。）当前第6页\共有110页\编于星期六\11点

H2O解离是一个吸热过程，温度T↑，则↑T/K

2731.390×10-15

2951.000×10-14

2981.008×10-14

3235.474×10-14

3735.500×10-13

△25℃时，离子积=1.00×10-14

c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1当前第7页\共有110页\编于星期六\11点

(4)c(H+)与c(OH-）的关系：

反比关系：

c(H+)越大，c(OH-）越___c(OH-）越大，c(H+)越___

注意：c(H+)与c(OH-）都不会为零。小小当前第8页\共有110页\编于星期六\11点水的离子积

水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀的水溶液。因为Kwθ

=c(H+)·c(OH-)是一个常数，只要知道溶液中的H+（OH-

）浓度，就可以根据上式计算其中的OH-（H+）浓度。当前第9页\共有110页\编于星期六\11点4.1.2溶液的酸碱性和pH：

1.溶液的酸碱性：

由于水溶液中存在H2O的解离平衡：

H2OH++OH-

=c

׳(H+)·c׳(OH-)=c(H+)·c(OH-)

c(H+)

,c(OH-)

;c(H+)

，

c(OH-)

室温下：

=c

(H+)·c

(OH-)

=1.00×10-14

酸性溶液中性溶液碱性溶液c

(H+)

c

(OH-)：c

(H+)

=

c

(OH-)：c

(H+)

<

c

(OH-)：当前第10页\共有110页\编于星期六\11点4.1.2溶液的酸碱性和pH：

1.溶液的酸碱性：

由于水溶液中存在H2O的自偶解离平衡：

H2OH++OH-

=c

׳(H+)·c׳(OH-)=c(H+)·c(OH-)

c(H+)

,c(OH-)

;c(H+)

，

c(OH-)

室温下：

=c

(H+)·c

(OH-)

=1.00×10-14

酸性溶液：c

(H+)

10-7中性溶液：c

(H+)=c

(OH-)=10-7碱性溶液：c

(H+)

10-7当前第11页\共有110页\编于星期六\11点练习：1、填空：2、判断：

c(H+)=10-7mol/L

，则溶液一定为中性。

错：只有25℃才是。c(H+)越大，则c(OH-)越___，酸性越___，碱性越___。小强弱c(H+)越小，则c(OH-)越___，酸性越___，碱性越___。大弱强当前第12页\共有110页\编于星期六\11点

2.溶液的pH：

在稀溶液中，c(H+)或c(OH-)数值较小，直接使用很不便。1909年，丹麦生理学家索仑生提出用pH来表示水溶液的酸碱性。

p的定义：p代表一种运算，表示对一物质相对浓度或标准平衡常数取对数，再取相反数，即作为负对数“-lg”的符号。

公式：pH=-lg[c׳(H+)]=-lg[c(H+)]

当前第13页\共有110页\编于星期六\11点

pH=7.0：溶液呈___

pH<7.0：溶液呈___

pH>7.0：溶液呈___

同样，定义pOH=-lg[c

׳(OH-)]

=-lg[c

(OH-)]

水溶液中，298.15K时

c

(H+)c

(OH-)=

=1.010-14

两边取负对数：

pH+pOH=p=14.00

中性酸性碱性当前第14页\共有110页\编于星期六\11点例4-1：

求0.050mol·L-1HCl溶液的pH和pOH。（室温）解：公式：pH=-lg[c׳(H+)]

=-lg（0.05）=1.3

pOH=14-pH=14-1.3=12.7

当前第15页\共有110页\编于星期六\11点

△pH的意义：pH越小，溶液的酸性越____，碱性越____；pH越大，溶液的酸性越____，碱性越____。强弱弱强当前第16页\共有110页\编于星期六\11点溶液pH溶液pH溶液pH柠檬汁2.2~2.4番茄汁3.5人的血液7.35~7.45葡萄酒2.8~3.8牛奶6.3~6.6人的唾液6.5~7.5食醋3.0乳酪

4.8~6.4人尿液

4.8~8.4啤酒4.0~5.0海水

8.3小肠液

7.6咖啡5.0饮用水

6.5~8.5胃液1.3常见水溶液的pH

当前第17页\共有110页\编于星期六\11点人血液pH超出±0.4将有生命危险。pH标度适用范围:0≤pH≤14.0

1≥c(H+)≥110-14如pH<0、pH>14

，应使用c(H+)或c(OH-)当前第18页\共有110页\编于星期六\11点4.1.3酸碱指示剂

（1）概念：酸碱指示剂是一些结构比较复杂的有机弱酸或弱碱，其结构随溶液pH不同而改变，并呈现不同的颜色。

当前第19页\共有110页\编于星期六\11点(2)酸碱指示剂变色pH范围:

肉眼能观察到的指示剂发生颜色变化的pH范围称为指示剂的变色范围。

当前第20页\共有110页\编于星期六\11点常见酸碱指示剂的变色范围（见表4-3）指示剂变色pH范围酸色过渡色碱色甲基橙3.1–4.4红色橙色黄色甲基红4.4–6.2红色橙色黄色石蕊5.0–8.0红色紫色蓝色酚酞8.0–10.0无色粉红色玫瑰红色当前第21页\共有110页\编于星期六\11点(3)测定pH的方法:①粗略测定：②精密测定:

pH试纸pH计广泛pH试纸精密pH试纸当前第22页\共有110页\编于星期六\11点pH计：

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。

当前第23页\共有110页\编于星期六\11点4.2弱酸弱碱的解离平衡

（1）电解质：

在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。（2）电解质的分类：强电解质：弱电解质：强酸、强碱、绝大多数的盐

弱酸、弱碱、极少数的盐

完全解离不完全解离当前第24页\共有110页\编于星期六\11点（3）弱电解质的解离平衡：

在一定条件下，当弱电解质的分子解离的速率与阴阳离子重新结合成弱电解质的速率相等时，溶液中分子、各离子浓度不再发生改变，这种状态称为弱电解质的解离平衡。当前第25页\共有110页\编于星期六\11点Kaθ、Kbθ分别表示弱酸、弱碱的解离常数：（1）与其它平衡常数一样，解离常数Kaθ、Kbθ与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无关。（2）一般情况下，温度愈高，解离常数越大。（3）同一温度下，不论弱电解质的浓度如何变化，其解离常数总是个定值。当前第26页\共有110页\编于星期六\11点解离常数的意义：解离常数数值越大，表示对应该弱电解质的解离程度越大，即表示该弱电解质的酸性或碱性就相对较强。例如：

Kaθ（HAc）=1.75×10-5Kaθ（HCN）=6.2×10-10酸性强酸性弱当前第27页\共有110页\编于星期六\11点2.解离度：

在一定温度下，一定浓度的弱电解质溶液达到解离平衡时，已解离的弱电解质分子数占解离前弱电解质分子总数的百分比，称为该弱电解质的解离度(α)。当前第28页\共有110页\编于星期六\11点弱酸的解离度为：

=弱碱的解离度为：

=

（c0

为弱酸或弱碱的起始浓度。）当前第29页\共有110页\编于星期六\11点（1）解离度的影响因素：

弱电解质的本性、温度、浓度。（2）解离度与浓度的关系：

浓度越小，解离度越____；浓度越大，解离度越____。

大小当前第30页\共有110页\编于星期六\11点

公式：（1）当时，

（2）当时，当前第31页\共有110页\编于星期六\11点一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度及pH的计算例1：求0.10mol•L-1

HAc溶液的pH和解离度(298K,=1.75

10-5)。解：HAc=H++Ac-起始相对浓度0.1000平衡相对浓度0.10–x

x

x

=x2/(0.10–x)=1.7510-5

（1）精确解上述方程,

得：

x=c(H+)=1.34

10-3当前第32页\共有110页\编于星期六\11点（2）用近似公式:

解得：x=c

׳

(H+)=(1.75

10-5

0.10)1/2=1.3310-3与精确解(1.3410-3)相对误差<1%当前第33页\共有110页\编于星期六\11点pH=-lg[c

׳(H+)]

=-lg(1.3310-3)=2.88=[c(H+)/c0(HAc)]100%

=[(1.33

10-3)/0.10]100%

=1.3%

（或写为%=1.3)当前第34页\共有110页\编于星期六\11点4.2.2多元弱酸的电离平衡多元弱酸在水中的解离是分步进行的。以碳酸为例。碳酸是二元弱酸，分两步解离：第一步解离：H2CO3

H++HCO3-

第二步解离：HCO3-

H++CO32-

当前第35页\共有110页\编于星期六\11点

多元弱酸的解离常数都是Ka1ѳ>>Ka2ѳ>>Ka3ѳ，一般相差104~105。从数量上看，由第二、第三步解离出的H+与第一步解离的相比是微不足道的，故在计算多元弱酸溶液中c(H+)时，只需考虑第一步解离，可当作一元弱酸来处理。当前第36页\共有110页\编于星期六\11点4.31

(1)同离子效应HAcH++Ac-平衡时，加入少量NaAc固体，NaAcNa++Ac-

在弱酸或弱碱的水溶液中，加入含有相同离子的易溶性强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象，叫做同离子效应(commonioneffect)。1=1.3%2=0.0175%当前第37页\共有110页\编于星期六\11点(2)盐效应HAcH++Ac-平衡时，加入少量NaCl固体，NaClNa++Cl-

在弱电解质中加入不含有相同离子的强电解质，弱电解质解离度略有增大的现象，叫盐效应(salteffect)

。1=1.3%2=1.76%当前第38页\共有110页\编于星期六\11点4.6酸碱理论的发展当前第39页\共有110页\编于星期六\11点电离理论理论要点：酸(acid):凡在水溶液中能电离出H＋的物质。如HCl、H2SO4、CH3COOH等。碱(base):凡在水溶液中能电离出OH-的物质。如NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3等。当前第40页\共有110页\编于星期六\11点Arrhenius电离理论优点：对酸碱的认识由现象到本质的一次飞跃，对化学科学的发展起了很大的作用。至今仍在普遍使用。缺点：把酸碱限制在以水为溶剂的体系中,对非水体系及无溶剂体系均不适用,有局限性。如：NH3+HCl→NH4ClNa2CO3、Na3PO4等物质的水溶液呈碱性。当前第41页\共有110页\编于星期六\11点Brønsted质子理论理论要点：酸(acid)：凡是能给出质子(H+)的物质。碱(base)：凡是能接受质子的物质。酸和碱不是孤立的，酸给出质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成为酸。酸质子+碱当前第42页\共有110页\编于星期六\11点酸和碱

酸质子

+碱

HClH++Cl-H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-NH4+H++NH3H3O+H++H2OH2OH++OH-当前第43页\共有110页\编于星期六\11点共轭酸碱对(conjugatedpairofacid-base)

共轭酸碱对：仅差一个质子的对应酸碱对。推而广之：1.酸碱可以是分子、离子和无机盐。如：NH4Ac：Ac-质子碱，NH4＋质子酸。2.共轭酸碱对中，酸越强，则其共轭碱越弱。3.酸和碱是相对的。在某个共轭体系中是酸，但在另一个共轭体系中却可能是碱。这种物质就称为两性物质(amphotericsubstance)。当前第44页\共有110页\编于星期六\11点以HAc～Ac-为例

HAc+H2OAc-+H3O+

Ac-+H2OHAc+OH-=

C'(H3O+)C'(OH-)

=Kwθ共轭酸碱的解离平衡当前第45页\共有110页\编于星期六\11点酸碱反应实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。H+意义：质子的传递过程并不要求反应必须在水溶液中进行，只要质子从一种物质转移到另一种物质上即可。因此，此理论不仅扩大了酸碱的范围，也拓宽了人们对于酸碱反应的认识。强酸强碱弱酸弱碱当前第46页\共有110页\编于星期六\11点酸碱强度（1）酸碱强度与物质的本性有关。如：

HCl强酸

HAc较弱酸

NaOH强碱

NH3较弱碱（2）酸碱强度与溶剂有关。同一种酸在接受质子能力不同的溶剂中显示出不同的强度。如溶剂(H2O)：HAc是弱酸，溶剂(液氨)：HAc是强酸。当前第47页\共有110页\编于星期六\11点酸碱强度（3）酸碱的强弱是相对的，在一定条件下可以相互转化。H+H+结论：强、弱是相对的，酸、碱是可互变的。当前第48页\共有110页\编于星期六\11点质子理论的局限性质子理论的基本观点是质子的授受，所以对于酸仍然局限在含有氢的物质上，这就不能解释不含氢的一类化合物的反应。因此，质子理论仍有一定的局限性。当前第49页\共有110页\编于星期六\11点

例：下列各组属于共轭酸碱对的是

A.H3PO4—H2PO4-B.H2CO3—CO32-

C.H3O+

—OH-D.H2PO4-—HPO42-

E.H2PO4-—PO43-F.HAc—Ac-练习当前第50页\共有110页\编于星期六\11点练习：1.指出下列物质何者为酸，何者为碱？并写出其共轭酸（碱）。H2O、H3O+、NH3、H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、

CO32-、OH-只能为酸：H3O+、H2CO3、NH4+、H2S、只能为碱：NH3、CO32-、OH-两性物质：H2O、H2PO4-、HS-

当前第51页\共有110页\编于星期六\11点4.3.2缓冲溶液一、缓冲溶液的组成和缓冲作用原理能对抗外来少量的强酸、强碱或稀释而保持溶液的pH几乎不变的溶液称为缓冲溶液。1.缓冲溶液组成缓冲溶液具有缓冲作用，是因为缓冲溶液一般是由具有足够浓度、适当比例的共轭酸碱对的两种物质组成。即含有抗碱组分和抗酸组分，通常把这两种组分称为缓冲对或缓冲系。弱酸+共轭碱（弱酸强碱盐）弱碱+共轭酸（弱碱强酸盐）当前第52页\共有110页\编于星期六\11点缓冲溶液2.缓冲作用原理缓冲溶液中存在共轭酸碱对，且存在质子传递平衡，能够抵抗外来少量酸碱或稀释而保持溶液的pH几乎不变。抗碱反应式：HAc+OH－=H2O+Ac－抗酸反应式：Ac－

+H＋

=HAc当前第53页\共有110页\编于星期六\11点缓冲溶液的这种抗酸、抗碱、抗稀释的作用称为缓冲作用。例：HAc—NaAc溶液

HAc=H++Ac-NaAc→Na++Ac-加酸、加碱时的缓冲原理：1、Ac-(NaAc）是抗酸成份。2、HAc是抗碱成份。当前第54页\共有110页\编于星期六\11点

NH3.H2O=NH4++OH–NH4Cl→NH4++Cl–1、NH3.H2O是抗酸成份。2、NH4+(NH4Cl)是抗碱成份。

弱酸及共轭碱称为缓冲对或缓冲系。当前第55页\共有110页\编于星期六\11点缓冲溶液二、缓冲溶液pH的计算缓冲系共轭酸（HA）及其共轭碱（A-）在水溶液中存在如下质子转移平衡：

HAH＋＋A-

所以：

即：或当前第56页\共有110页\编于星期六\11点一元弱碱及其盐

pH=14－pOH缓冲范围：当前第57页\共有110页\编于星期六\11点例：等体积的0.2mol/LHAc与0.2mol/LNaAc混合，计算其pH值。解：pH=4.75+lg（0.1/0.1）=4.75当前第58页\共有110页\编于星期六\11点解：原来的pH=4.75+lg0.1/0.1=4.75

加酸后：HCl+NaAc=HAc+NaCl0.010.01pH=4.75+lg（0.09/0.11）=4.66

加碱后：NaOH+HAc=NaAc+H2O0.010.01pH=4.75+lg（0.11/0.09）=4.84

稀释5倍后

pH=4.75+lg（0.02/0.02）=4.75例：在浓度各为0.1mol/L的一升HAc和NaAc的混合溶液中分别加入0.01mol/LHCl;0.01mol/LNaOH(设体积不变)和稀释5倍后，问pH值变化如何？当前第59页\共有110页\编于星期六\11点缓冲溶液缓冲容量1.缓冲容量的概念缓冲溶液的缓冲能力大小常用缓冲容量来表示。缓冲容量是指能使1L（或1mL）缓冲溶液的pH改变一个单位所加一元强酸或一元强碱的物质的量（mol）。常用符号β表示。β＝n/(V│△pH│)单位：mol/(L·pH)或mol/(mL·pH)当前第60页\共有110页\编于星期六\11点缓冲溶液2.影响缓冲容量的因素对于同一缓冲系，缓冲容量的大小取决于缓冲溶液的总浓度和缓冲比。当缓冲比为定值时，缓冲溶液的总浓度愈大，缓冲容量愈大。当总浓度一定时，缓冲比愈接近1，缓冲容量愈大，等于1时（pH＝pKa）缓冲容量最大。一般缓冲比控制在0.1~10之间，这样缓冲溶液的缓冲范围就在pH=pKa±1，缓冲溶液将有较为理想的缓冲效果。当前第61页\共有110页\编于星期六\11点缓冲溶液3、缓冲溶液的配制1)选择适当的缓冲系应选择Ka最接近缓冲溶液pH值的共轭酸的缓冲对。2)缓冲溶液的总浓度要适当

在实际应用中一般缓冲溶液的总浓度在0.05～0.2mol·L－1之间为宜。当前第62页\共有110页\编于星期六\11点3)计算所需缓冲系的量选择好缓冲系后，可根据公式计算所需弱酸及其共轭碱的量或体积。1）浓度相等，则2）浓度不同时4)根据计算结果配制缓冲溶液，用酸度计进行校正。当前第63页\共有110页\编于星期六\11点练习配制pH为5的缓冲溶液，选下列哪种缓冲对好？A.HAc—NaAcB.NH3.H2O—NH4ClpKa=4.75pKb=4.75C.H2CO3—NaHCO3

D.H3PO4—NaH2PO4pKa1=6.37pKa1=2.12解：因HAc的pKa最接近于5，应选A.HAc－NaAc当前第64页\共有110页\编于星期六\11点例：在常温下，配制pH=9.0的缓冲溶液，应在500ml0.1mol/L的氨水中加入固体NH4Cl多少克？(pkbθ=4.75)解：pH=9.0pOH=5.0

5.0=4.75+lg｛C’(NH4+)/0.1｝

lg｛C’(NH4+)/0.1｝=0.25

C’(NH4+)/0.1=1.78C(NH4+)=0.178(mol/L)0.178×0.5×53.5=4.76(g)当前第65页\共有110页\编于星期六\11点4.4盐类的水解当前第66页\共有110页\编于星期六\11点根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？酸+碱==盐+水（中和反应）酸强酸弱酸弱碱强碱碱生成的盐1、强酸强碱盐2、强酸弱碱盐3、弱酸强碱盐4、弱酸弱碱盐NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3【知识回顾】当前第67页\共有110页\编于星期六\11点盐溶液NaClNa2CO3NaHCO3NH4Cl酸碱性盐类型盐溶液Na2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸碱性盐类型科学探究：一、探究盐溶液的酸碱性中性碱性碱性酸性中性碱性酸性强酸强碱盐弱酸强碱盐弱酸强碱盐强酸弱碱盐强酸强碱盐弱酸强碱盐强酸弱碱盐二、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐盐溶液酸碱性中性酸性碱性当前第68页\共有110页\编于星期六\11点盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：弱酸强碱盐的水溶液——显碱性强酸弱碱盐的水溶液——显酸性强酸强碱盐的水溶液——显中性【归纳总结】【谁强显谁性，同强显中性】当前第69页\共有110页\编于星期六\11点CH3COO-+H2OCH3COOH+OH_H2OH++OH_CH3COONa=CH3COO_

+Na++

CH3COOH(弱酸,弱电解质)弱酸强碱盐：如CH3COONa溶液呈碱性CH3COO-与水电离的H+结合形成弱电解质,c(H+)减小,使水的电离平衡正向移动，c(H＋)<c(OH-)，溶液显碱性。三、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因当前第70页\共有110页\编于星期六\11点强酸弱碱盐：如NH4Cl溶液呈酸性NH4Cl＝NH4+＋Cl-+NH3·H2OH2OOH-＋H+NH4＋与水电离的OH-结合形成弱电解质,c(OH-)减小,使水的电离平衡正向移动，c(H＋)>c(OH-)，溶液显酸性。(弱碱,弱电解质)NH4++H2ONH3·H2O+H+当前第71页\共有110页\编于星期六\11点如NaCl显中性结论：对水的电离平衡无影响溶液显中性NaCl=Na++Cl-

H2OOH-+H+强酸强碱盐：∴c(H+)=c(OH-)溶液呈中性当前第72页\共有110页\编于星期六\11点弱酸弱碱盐：如NH4ACNH4AC＝NH4+＋AC-+NH3·H2OH2O

OH-＋H+其水溶液的酸碱性取决于生成的弱酸和弱碱的相对强弱。HACNH4++AC-+H2ONH3·H2O+HAC+当前第73页\共有110页\编于星期六\11点即盐溶液呈不同酸碱性的原因：盐类的水解四、盐类水解：1、概念：盐+

水酸+

碱

在盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸根阴离子或弱碱根阳离子）跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质分子的反应就叫盐类的水解。当前第74页\共有110页\编于星期六\11点弱酸根的阴离子弱酸+OH-H2O弱碱的阳离子弱碱+H+H2OCH3COO-+H2OCH3COOH+OH-显碱性NH4++H2ONH3·H2O+H+显酸性2、水解的条件：盐易溶，有弱离子。3、水解的实质：生成弱电解质；促进水的电离。使c(H+)≠c(OH–)当前第75页\共有110页\编于星期六\11点①常见弱酸阴离子NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+CH3COO-、ClO-

、CN-、F-、AlO2-②常见弱碱阳离子CO32-、SiO32-、

SO32-、S2-、

PO43-HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-

当前第76页\共有110页\编于星期六\11点4、水解的特点：⑴是中和反应的逆反应，存在水解平衡；⑵吸热⑶水解程度很小，故水解产物较少，盐溶液的酸碱性一般较弱。盐+水酸+碱中和水解，必有弱酸或弱碱生成当前第77页\共有110页\编于星期六\11点5、水解的规律：盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性弱酸强碱盐强酸弱碱盐强酸强碱盐能弱酸的阴离子促进水的电离碱性NH4Cl能弱碱的阳离子促进水的电离酸性NaCl不能无无中性记住啦！CH3COONa有弱才水解;无弱不水解;谁强显谁性;同强显中性.当前第78页\共有110页\编于星期六\11点水解度盐的水解程度可用水解度来表示。一定温度下，水解反应达到平衡时，水解盐的分子数占未水解前的分子总数的百分比称为该盐的水解程度，用符号h来表示h=已水解盐的浓度盐的起始浓度×100%当前第79页\共有110页\编于星期六\11点盐的计算公式一元弱酸强碱盐：Khθ(水解常数)一元强酸弱碱盐一元弱酸弱碱盐当前第80页\共有110页\编于星期六\11点盐的计算公式一元弱酸强碱盐：一元强酸弱碱盐当前第81页\共有110页\编于星期六\11点盐溶液PH的简单计算计算0.10mol·L-1（NH4）2SO4溶液的PH。Kb=1.8x10-5解：（NH4）2SO4为强电解质，设平衡时，已水解的（NH4）2SO4的浓度为xmol/L,水解方程式为NH4++H2ONH3·H20+H+起始：mol/L0.10×200平衡：mol/L0.20-xxx当前第82页\共有110页\编于星期六\11点=1.0×10-14/(1.8x10-5)=5.6x10-10由于Kθh=C’(NH3·H20)C’（H+）C’(NH4+)=×2/(0.20-x)≈×2/0.20=5.6x10-10C’（H+）=x=1.1x10-5PH=4.96当前第83页\共有110页\编于星期六\11点在溶液中，不能发生水解的离子是（）

A、ClO

–B、CO32

–C、Fe

3+D、SO42

–DExercises下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（）哪些呈碱性（）①FeCl3②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤当前第84页\共有110页\编于星期六\11点3．在盐类发生水解的过程中，下列说法正确的是(

)A．盐的水解不属于离子反应B．溶液的pH发生改变C．水的电离程度增大D．盐的水解是放热的过程课堂检测C当前第85页\共有110页\编于星期六\11点4．下列关于酸性溶液的叙述中正确的是(

)A．可能是盐的水溶液B．一定是酸的水溶液C．溶液中c(H＋)<c(OH－)D．不含有OH－的溶液A当前第86页\共有110页\编于星期六\11点当前第87页\共有110页\编于星期六\11点4.5.1强电解质理论

Debye-Hückel理论1、要点：离子相互作用(ioninteraction)(1)强电解质在水中是全部解离的；

(2)离子间通过静电力相互作用，每一个离子周围都被电荷相反的离子包围着，形成所谓的离子氛(ionatmosphere)。

当前第88页\共有110页\编于星期六\11点2、表观解离度离子氛离子自由度降低强电解质离子有效性降低

＜100%试验测得表观解离度真实反映弱电解质解离的程度——解离度反映强电解质离子间相互牵制作用的相对强弱——表观解离度当前第89页\共有110页\编于星期六\11点3、活度和活度因子

活度(activity)：为了定量描述强电解质溶液中粒子间的牵制作用，1907年Lewis提出了活度的概念。

物义：有效离子浓度（强电解质溶液中实际起作用的离子浓度）。

a=f·c

其中f—溶质的活度因子（活度系数）

c—实际浓度当前第90页\共有110页\编于星期六\11点

活度因子（f）：它的大小表示强电解质溶液中离子间相互牵制作用的强弱。通常f＜1。

溶液中离子浓度越大，电荷越高，离子间牵制作用越大，f越小，活度和实际浓度的差距越大。反之亦然。当溶液极稀时，离子间相互作用极弱，f→1，这时活度和实际浓度趋于一致。3、活度和活度因子当前第91页\共有110页\编于星期六\11点4、离子强度(ionicstrength,I)

1921年，Lewis指出，稀溶液中离子的活度因子不仅受它本身浓度和电荷的影响，还受溶液中其它离子浓度和电荷的影响。

I=1/2(c1z12+c2z22+c3z32+…)=1/2Σ(cizi2)

离子强度I

反映了离子间作用力的强弱。I值愈大，离子间的作用力愈大，活度因子就愈小，离子活度就愈偏离实际浓度。

当前第92页\共有110页\编于星期六\11点离子强度的计算例：求含有0.1mol·L-1HCl和0.2mol·L-1CaCl2溶液的离子强度。

离子强度只与溶液中离子浓度和离子电荷有关，而与离子种类无关。解：当前第93页\共有110页\编于星期六\11点4.7

难溶电解质的沉淀平衡溶度积常数溶度积常数与溶解度溶度积规则沉淀的转化当前第94页\共有110页\编于星期六\11点有一类电解质，在水中的溶解度较小，例如AgCl、CaCO3等，在25℃时它们的溶解度分别为1.9×10-3g·L-1、7.04×10-2g·L-1。但这类电解质在水中溶解的部分是全部电离的，所以属于强电解质，又称为难溶电解质。难溶强电解质溶液中，未溶解的固相与溶解部分离解出来的离子之间存在着多相平衡。当前第95页\共有110页\编于星期六\11点一、溶度积常数平衡时—溶度积常数，简称溶度积。溶解沉淀当前第96页\共有110页\编于星期六\11点一、溶度积常数

对任一难溶电解质，在一定温度下溶度积常数只与温度有关，而与电解质离子的浓度无关。它的大小反映了难溶电解质在水中溶解能力的大小。溶解沉淀当前第97页\共有110页\编于星期六\11点二、溶度积与溶解度的关系若溶解度S的单位用mol·L-1表示，则mS'nS'溶解沉淀当前第98页\共有110页\编于星期六\11点适用条件：1、适用于离子强度很小，浓度可以代替活度的难溶电解质饱和溶液。若S较大（如CaSO4、CaCrO4），则误差较大。2、适用于已溶解部分能全部解离的难溶电解质。对共价性较强的Hg2Cl2等，误差较大。3、适用于溶解后解离出的正、负离子不发生水解等副反应或副反应程度很小的物质。如PbS，则误差较大。当前第99页\共有110页\编于星期六\11点例1

试计算AgCl和AgBr的溶解度。

（已知Kspθ(AgCl)＝1.8×10-10，Kspθ(AgBr)＝5.1×10-13）解：=1.3×10-5mol·L-1=7.1×10-7mol·L-1已知Kspθ(AgCl)＝1.8×10-10，Kspθ(AgBr)＝5.