第三章 电解质溶液和离子平衡

1、第三章 电解质溶液和离子平衡,3.1 水的离解平衡和溶液的pH值 3.2 弱酸、弱碱的解离平衡 3.3 缓冲溶液 3.4 酸碱质子理论,3.1.1 水的解离平衡 3.1.2 溶液的pH值, 3.1 水的解离平衡与溶液的pH值,3.1.1 水的解离平衡 H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq) 或 H2O (l) H+ (aq) + OH(aq), 水的离子积常数，简称水的离子积。,25纯水,100纯水,3.1.2 溶液的pH值,3.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 3.2.2 多元弱酸溶液的解离平衡 3.2.3 盐溶液的酸碱平衡, 3.2 弱酸、弱碱的解离平衡,3

2、.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡,1一元弱酸的解离平衡,解离度(a),稀释定律：在一定温度下（ 为定值），某弱电解质的电离度随着其溶液的稀释而增大。,HA(aq) H+(aq) +A(aq) 初始浓度 c 00 平衡浓度c ccc,一元弱酸的解离平衡,一元弱酸：HAc(aq) H+(aq) + Ac(aq) H2O(l) H+ (aq) + OH (aq),HA(aq) H+(aq) + A (aq) 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c x x x,解： 开始 0.200 0 0 平衡0.200(1 0.934%) 0.2000.934% 0.2000.934%,一元弱碱：,例：已知25时，

3、 0.200molL-1氨水的电离度为 0.934%，求c(OH)，pH值和氨的离解常数。,H2S H+ + HS HS H+ + S2 H2O H+ + OH,3.2.2 多元弱酸溶液的离解平衡,H2S H+ + HS HS H+ + S2 H2O H+ + OH,3.2.2 多元弱酸溶液的离解平衡,例：计算 0.100 molL-1 H2S溶液中 H+,OH,S2的浓度及pH值。,解：H2S H+ + HS 平衡浓度/ (molL-1) 0.100 x x+y+z x-y,HS H+ + S2 平衡浓度/( mol L-1) x y x+y+z y,H2O H+ + OH 平衡浓度/ (m

4、ol L-1) x+y+z z,H2S 2H+ + S2-,H2S饱和溶液中 c(H2S) = 0.10 molL-1,结论：, 多元弱酸的离解是分步进行的，一般 溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步离解，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步离解。, 对于二元弱酸 ，当 时，c(酸根离子) ，而与弱酸的初始浓度无关。如对于H2S，c(S2) ，但 c(H+) 2 c(S2)。, 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H+)成反比。,如对于 饱和 H2S，,3.2.3 盐的水解 1 强酸弱碱盐,2. 多元弱酸强碱盐,Na3PO4的水解,例：计算0.10molL-1Na

5、3PO4溶液的pH值。,3. 酸式盐,解离大于水解， NaH2PO4溶液显弱酸性 解离小于水解， Na2HPO4溶液显弱碱性,*4. 弱酸弱碱盐,5. 影响盐类水解的因素,盐及其水解产物的性质,盐的浓度： c盐 , 水解度增大,Al2S3,(NH4)2S 完全水解,溶液的酸碱度,加入 HAc 或 NaOH，平衡向左移动，水解度减小。,温度,水解反应为吸热反应， 0 ，T,平衡向吸热方向移动， T 水解度增大。,3.3.1 同离子效应 3.3.2 缓冲溶液的概念 3.3.3 缓冲溶液pH值的计算 3.3.4 缓冲溶液的选择和配制, 3.3 缓冲溶液,3.3.1 同离子效应 HAc H+ + 平衡

6、移动方向 NaAc Na+ +,Ac,Ac,同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。,例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。,解：Hac H+ + Ac 初始浓度/ (molL-1) 0.10 0 0.10 平衡浓度/ (molL-1) 0.10 x x 0.10 + x,x = 1.810-5 c(H+) = 1.810-5 molL-1 pH = 4.74 = 0.018%,0.10 x 0.10,例：在 0.

7、10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。,解：HAc H+ + Ac 初始浓度/ (molL-1) 0.10 0 0.10 平衡浓度/ (molL-1) 0.10 x x 0.10 + x,x = 1.810-5 c(H+) = 1.810-5 molL-1 pH = 4.74 = 0.018%,0.10 x 0.10,50mLHAcNaAc(c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1) pH = 4.74,缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将溶液适当稀释，而溶

8、液本身pH值能保持相对稳定。,3.3.2 缓冲溶液的概念,加入1滴(0.05ml) 1molL-1 HCl,加入1滴(0.05ml) 1molL-1 NaOH,实验：,50ml纯水pH = 7 pH = 3 pH = 11,pH = 4.73 pH = 4.75,缓冲作用原理,HAcNaAc溶液：, 加入少量强酸时，溶液中大量的Ac与外加的少量的H+结合成HAc，当达到新平衡时，c(HAc)略有增加，c(Ac)略有减少， 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。, 加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外加的少量的OH生成Ac和H2O，当达到新平衡时， c(Ac)略有增加， c(HAc)

9、略有减少，变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。,若 不太大（10-4），则 x 很小， ca x ca cs + x cs,2. 弱碱 弱碱盐 NH3 H2O NH4Cl,3. 由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液 如 NaHCO3 Na2CO3 , NaH2PO4 Na2HPO4, 溶液为酸性或中性, 溶液为碱性,应按水解平衡精确计算,结论： 缓冲溶液的pH值主要是由 或 决定的， 缓冲溶液的缓冲能力是有限的； 缓冲能力与缓冲中各组分的浓度有关，ca (cb)及 cs较 大时，缓冲能力强。,例题： 求 300mL 0.50molL-1 H3PO4和 500mL 0. 50molL-1

10、 NaOH的混合溶液的pH值。 解：先反应再计算,反应,继续反应,例题 若在 50.00ml 0.150molL-1 NH3 (aq)和 0.200 molL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？,解：加入 HCl 前,加入 HCl 后,反应前n / mmol,反应后n / mmol,3.3.4 缓冲溶液的选择和配制 原则： 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生副反应；,欲配制的缓冲溶液的 pH 值,应选择的缓冲组分, 或 尽可能接近所需的pH值；, 若

11、 或 与所需pH不相等，依所需pH调整 或 。,例题 今有 2.0L0.10molL-1的 Na3PO4 溶液和 2.0L 0.10molL-1的NaH2PO4 溶液，仅用这两种溶液（不可再加水）来配制pH=12.50的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？,解：缓冲组分应为 Na2HPO4 Na3PO4,小于所需pH值，说明 应过量，则 2.0L Na3PO4 应全部用上，设需 0.10molL-1 的 NaH2PO4 xL,Na3PO4 + NaH2PO4 2Na2HPO4,反应前 n/mol 20.10 0.10 x 0 反应后 n/mol 0.20 0.10 x 0 0.20 x,解得

12、x = 0.12,例：欲用等体积的 NaH2PO4 溶液和 Na2HPO4 溶液配制 1.00LpH=7.20 的缓冲溶液，当将50.00mL的该缓冲溶液与5.00mL 0.10molL-1 HCl混合后，其 pH值变为 6.80，问 缓冲溶液中NaH2PO4 和 Na2HPO4 的浓度是多大？如果该缓冲溶液是由0.500molL-1 H3PO4和1.0molL-1 NaOH配制，应分别取多少毫升？,解：, 5.5 酸碱指示剂 变色范围 酸色 中间色 碱色 甲基橙3.1 4.4 红橙 黄 酚 酞8.0 10.0 无色 粉红 红 石 蕊3.0 8.0 红紫 蓝,3.4.1 酸碱质子理论的基本概念 3.4.2 酸碱的相对强弱, 3.4酸碱质子理论,3.4.1 酸碱质子理论的基本概念 酸：任何能给出质子（H+）的物质 （分子或离子） 碱：任何能接受质子的物质 （分子或离子）,酸 H+ + 碱,例：HAc的共轭碱是Ac ， Ac的共轭酸HAc， HAc和Ac为一对共轭酸碱。,两性物质：既能给出质子，又能接受质子的。, 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子， 如Ac是离子碱， 是离子酸； 两性物质， 如 等； 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4