电解质溶液和离子平衡课件

1、第三章 电解质溶液和离子平衡,本章学习要求,掌握强电解质溶液的离解，水的离解、溶液的酸碱性和pH； 掌握一元弱酸、弱碱的离解平衡、离解度及其c(H + )、c(OH-)的计算，了解多元弱酸（碱）的分步离解； 理解同离子效应产生的原理，缓冲溶液的组成及缓冲作用原理，掌握一元弱酸（碱）及其盐组成的缓冲溶液的pH计算；,4熟悉不同类型盐溶液的水解原理及其溶液的酸碱性，掌握弱酸强碱盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐溶液pH的计算； 掌握质子酸、质子碱的概念及酸碱共轭关系； 掌握溶度积的表达式、含义及与溶解度的相互换算； 掌握溶度积规则的内容及应用,重点与难点 1水的离解、溶液的酸碱性和pH计算 2一元弱酸、弱

2、碱的离解平衡及其c(H + )、c(OH-)的计算 3同离子效应产生的原理与缓冲溶液的组成及缓冲作用原理，一元弱酸（碱）及其盐组成的缓冲溶液的pH计算 4一元弱酸强碱盐和一元强酸弱碱盐溶液的水解与pH的计算 5溶度积的表达式、含义及与溶解度的相互换算，溶度积规则的内容及应用,电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。电解质溶解于溶剂中形成的溶液称为电解质溶液。 强电解质在溶液中完全解离； 弱电解质在水溶液中只能部分离解成离子。,一强电解质溶液 1强电解质溶液的表观离解度 强电解质为离子型化合物或强极性共价化合物，在水溶液中应该100%离解成离子。但对其溶液导电性测定结果表明，它们的离解

3、度都小于100%。这种由实验测得的离解度称为表观离解度。,2强电解质溶液离子互吸理论,该理论认为强电解质在水中是完全离解的，但由于溶液中离子的浓度较大，阴、阳离子间的静电作用比较显著，离子的运动受到周围离子氛的牵制，运动速度变慢，好似电解质没有完全离解。,离子的有效浓度（活度）： a = f c 溶液中离子浓度越大，f 越小 离子所带电荷数越大， f 越小 弱电解质中 f 1，近似计算时用 c 代替 a,活度,活度系数,浓度,二水的离解和溶液的pH,H2O H+OH-,K = c(H+)/c c(OH-) /c = c(H+) c(OH-) = KW 22时， K= KW =10-14 (1)

4、 KW与浓度无关,随温度的升高而增大，但常温下忽略温度的影响，即KW = 10-14 (2) KW适用于纯水和电解质的稀溶液,1 溶液的酸碱性和pH,c(H + ) 10 -7pH 7碱性溶液,pH值表示酸碱性：pH = -lg c(H +) c(H + ) c(OH-) =KW =10-14 pH + pOH = pKW = 14,例：计算0.05 molL-1盐酸溶液的pH和pOH值。,盐酸为强酸，在溶液中全部离解： HCl H+ + Cl,可得: c(H+) = 0.05 molL-1,pH = -lgc(H+) = -lg0.05 =1.3,pH +pOH = pKw =14,根据:,

5、pOH = 14 pH = 14-1.3 = 12.7,2酸碱指示剂,一些有机染料，随着溶液pH的改变，本身的结构发生变化而引起颜色改变。,常见酸碱指示剂的变色范围：,pH测定方法有：酸碱指示剂、pH试纸及pH计 pH试纸：利用复合指示剂职称，对不同的pH溶液能显示不同的颜色（色阶）。,1 一元弱酸、弱碱的离解平衡 1.1 离解常数 水溶液中，酸碱的离解程度用离解常数Ka 或Kb 表示,三弱酸、弱碱的离解平衡,Ka 或Kb分别表示弱酸、弱碱的离解常数。 其值越大，离解程度越大，弱电解质相对越强。 离解常数只与温度有关，与浓度无关，室温下忽略温度的影响.,一元弱酸、弱碱的离解常数,1.2 离解度

6、 ,离解度与温度和溶液的浓度有关。 在同温、同浓度条件下，离解度越大，该弱电解质相对越强。,与离解常数Ka或Kb的关系：,当Ka或Kb Kw 时 当c/K 500时,BOH:,HA:,浓度不是太小，Ka不是太小,针对某一弱电解质而言，当浓度越稀时，离解度越大，该关系称为稀释定律,例：已知25时，Ka(HAc)=1.7510-5。计算该温度下0.10 molL-1的HAc溶液中H+、Ac离子的浓度以及溶液的pH，并计算该浓度下HAc的离解度。,(2)如将此溶液稀释至0.010 molL-1，求此时溶液的H+离子浓度及离解度。,c(H+) = 1.310-3mol L-1, = 1.3%,c(H+

7、) = 4.210-4mol L-1, = 4.2%,（二）多元弱酸(碱)的离解平衡,多元弱酸在水中的离解是分步进行的。,氢硫酸 (H2S)是二元弱酸,例如:,第一步离解:,第二步离解:,H2S = H+ + HS,HS = H+ + S2,Ka1(H2S) = c(H+)c(HS)/c(H2S) = 1.3210-7,Ka2(HS-) = c(H+)c(S)/c(HS-) = 7.1010 -15,结论：多元弱酸的分步解常数 Ka1 Ka2，所以计算多元弱酸溶液中c(H+)时，只考虑第一步离解。,四同离子效应和缓冲溶液,同离子效应,HAc = H+ + Ac,同离子效应: 在弱电解质的溶液中

8、，加入与其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。,A：在此系统中加入NaAc,(HAc)降低,B：在此系统中加入HCl,(HAc)降低,例：向1.0 L浓度为0.10mol L-1的HAc溶液中加入固体NaAc 0.10 mol（假定溶液的体积不变），计算此时溶液中H+的浓度为多少？HAc的离解度为多少？,解： HAc = H+ + Ac C0 0.10 0 0.10 C平 0.10 x x 0.10 + x,Ka(HAc)= x = 1.7510-5 c(H+) = 1.7510-5 molL-1 = 0.0175%,0.10 x 0.10,0.10 molL-1 HAc溶

9、液：pH = 2.89， = 1.3%,2缓冲溶液,表格2、3这种由弱酸及其盐（或弱碱及其盐）组成的混合溶液，能保持本身pH值相对稳定性(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值) ，这种溶液称为缓冲溶液，这种作用称为缓冲作用。 缓冲溶液中的弱酸及其盐（或弱碱及其盐）称为缓冲对。,2.1缓冲作用原理,HAc分子 起抗碱作用,Ac分子 起抗酸作用,缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是因为溶液中同时存在足量的缓冲对(缓冲溶液组成上的特征)，它们能够抵抗外加的少量强酸或强碱，从而保持溶液的pH基本不变。 如果加入大量的强酸或强碱，缓冲溶液中的抗酸成分或抗碱成分将耗尽，缓冲溶液就丧失了缓冲能力。,2.2

10、缓冲溶液pH的计算,设缓冲溶液由一元弱酸HA和它的盐MA组成，HA的浓度为c(酸),盐的浓度为c(盐),由HA离解得c(H+) =molL-1 则由盐 MA = M+ + A c0 molL-1 c(盐） c(盐） HA = H+ + A c平 molL-1 c(酸）-x x c(盐)+ Ka = c(H+) c(A)/c(HA) = xc（盐）+ / c(酸）-, = Kac(酸）- /c(盐）+ 由于Ka很小，再加上同离子效应，因此：c(酸）- c(酸） c(盐）+ c(盐） 则一元弱酸及其盐组成缓冲溶液c(H+)和pH通式为： c(H+) = = Kac(酸）/ c(盐） = Ka c(

11、酸）/ c(盐） pH = - lgc(H+) = -lgKa - lgc(酸）/ c(盐） = pKa - lgc(酸）/ c(盐),同理，一元弱碱及其盐组成缓冲溶液c(OH-)和pOH通式为： c(OH) = Kb c(碱）/ c(盐） = Kb c(碱）/ c(盐） pOH = - lg c(OH) = - lgKb - lgc(碱)/ c(盐) = pKb - lgc(碱）/ c(盐）,例：在1.0 L浓度为0.10 molL-1的氨水中加入0.050 mol(NH4)2SO4 的固体，问该溶液的pH为多少？ 将该溶液平均分成两份，在每份溶液中各加入1.0 mL1.0mol L-1的HCl和NaOH溶液，问pH各为多少？,小结： 缓冲溶液的pH值主要是由 Ka 或Kb决定 缓冲溶液pH的控制主要体现在 lgc(酸）/ c(盐） 或lgc(碱）/ c(盐）一项。 (3) 缓冲溶液的缓冲能力是有限的 (4) 各种缓冲溶液只能在适合的范围内发生缓冲作用。缓冲溶液适当稀释时，溶液pH不变。,2