大學化學復習第三章溶液中離子平衡

1、2022/7/9溶液中離子平衡大學化學復習第三章2022/7/9溶液是由至少兩種物質組成的均一、穩(wěn)定的混合物，被分散的物質（溶質）以分子或更小的質點分散于另一物質（溶劑）中。 更小的質點：離子2022/7/9H2OCuSO4NaOH離子平衡2022/7/93.1 酸堿理論酸堿電離理論酸堿電離理論：凡是能在水溶液中能解離出H+的物質成為酸，能在水溶液中解離出OH-的物質稱為堿。意義：在化學組成上揭示了酸堿的本質酸堿反應本質：不足：局限于水溶液無法解釋某些事實NH3H2OOH-2022/7/9酸堿質子理論酸堿質子理論：凡能給出質子的物質就是酸，凡能接受質子的物質就是堿。(給予體) (接受體)酸H+

2、 + 堿酸給出質子后變成堿，堿接受質子后變成酸。共軛酸堿對酸堿的定義2022/7/9共軛酸共軛堿有酸必有堿，有堿必有酸；酸中有堿，堿可變酸。共軛酸堿對2022/7/9幾點說明1) 電離理論：酸、堿、鹽； 質子理論：酸、堿、非酸非堿物質2) 是酸是堿看作用；失質子為酸，得質子為堿3) 酸堿可以是中性分子，也可以是正、負離子4) H+通常以水合離子存在H3O+2022/7/9酸堿反應酸堿半反應+酸堿半反應酸堿反應+酸1堿2酸2堿1本質：質子轉移2022/7/9堿1酸1失質子堿2酸2得質子堿2堿1酸2酸1“搶”質子“甩”質子誰更強？酸1堿2酸堿反應：強酸變弱堿強堿變弱酸強弱是相對的2022/7/9酸

3、堿的相對強弱1) 酸堿的強弱與物質的本性有關物質酸堿性的強弱是其給出或接受質子能力的差別強酸：強堿：對于共軛酸堿對而言：酸的酸性越強，共軛堿的堿性越弱；反之亦成立2022/7/9不同物質的酸堿性強弱比較應建立在相同的條件下2) 酸堿的強弱與溶劑有關弱酸強酸弱堿HNO3強酸(水)弱酸(冰醋酸)弱堿(純硫酸)2022/7/9酸堿電子理論酸堿電子理論：酸是任何可以接受外來電子對的分子或離子，是電子對的接受體；堿是可給出電子對的分子和離子，是電子對的給予體。酸堿之間以共價鍵相結合，并不發(fā)生電子轉移。H+:OH-+H:OH2022/7/9Cl3B:NH3+Cl3BNH3空軌道孤對電子共價鍵酸堿電子理論：

4、優(yōu)點：擴大了酸堿的范圍缺點：不易確定酸堿相對強度，消除不同反應類型界限目前應用最廣軟硬酸堿：討論配合物的穩(wěn)定性2022/7/93.2 酸堿電離平衡水的離子積水既是一種酸，又是一種堿，因而分子間有質子傳遞達到平衡時，有25時，2022/7/9令水的離子積常數25不僅適用于純水，還適用于稀酸、稀堿溶液2022/7/9溶液的pH25時，無論是純水，還是稀酸稀堿，只是H+和OH-的相對濃度不同溶液呈中性溶液呈酸性溶液呈堿性2022/7/9化學上采用c(H3O+)的負對數來表示溶液的酸度，稱為溶液的pH值pH = 7溶液呈中性pH 7溶液呈堿性pH值越小，酸性越強pH值越大，堿性越強pH = -1 可能

5、么？直接用c(H3O+)表示2022/7/9P51,表3-1 常見液體的pH值！足以融化骨骼純水 pH=7血液 弱電解質的電離平衡緩沖溶液可樂的pH值？為什么涼開水是最健康的飲料？血液的pH值為什么會穩(wěn)定在7.35-7.45？2022/7/93.3 熱力學與弱電解質的電離平衡物質導電與否強酸強堿鹽強電解質弱電解質非電解質電解質弱酸弱堿電離平衡2022/7/9一元弱酸堿的解離平衡一元弱酸：只能提供一個質子的弱酸一元弱堿：只能接受一個質子的弱堿HAcAc-弱電解質在水溶液中的電離是可逆的，存在解離平衡離子化速率 = 分子化速率動態(tài)平衡2022/7/9解離平衡電離平衡常數電離平衡常數表示電離達到平衡

6、時，弱電解質電離成離子趨勢的大小電離平衡常數越大，電離程度越大，弱酸(堿)的H+(OH-)濃度越大，溶液的酸(堿)性越強對于同類型的弱電解質，可電離平衡常數的大小比較弱電解質電離能力的強弱電離平衡常數影響因素：弱電解質本性和溫度2022/7/9酸的電離常數堿的電離常數共軛酸堿對2022/7/9使用Ka和Kb應注意1) 二解離常數只適用于弱酸或弱堿。強酸強堿由于完全電離，不存在解離常數2) 二解離常數不受水溶液中其他共存物質的影響3) 如果加入含有相同離子的其他電解質，則平衡表達式中有關的離子濃度是指在溶液中重新達到平衡時該離子的平衡濃度2022/7/9解離度：一定溫度下達到解離平衡時，弱電解質

7、解離的百分率解離度的求導：起始平衡時c000c0(1- )c0c02022/7/9c000c0(1- )c0c0當有同理有P53例3-1例3-22022/7/9多元弱酸堿的解離平衡多元弱酸堿：分子中含有2個或2個以上的H+(OH-)多元弱酸堿都是分步電離，每一步都有相應的電離常數以二元酸H2A為例ca2022/7/9各離子濃度計算ca2022/7/9各離子濃度計算2022/7/93.4 緩沖溶液H2O1LpH=7pH=20.5M HAc-NaAc1L0.01L 1M HCl0.01L 1M HCl緩沖溶液能抵抗外加少量酸(堿)的影響，本身溶液pH值不發(fā)生顯著變化2022/7/9緩沖溶液的作用機

8、理以HAc-NaAc體系為例少量強酸少量強堿H+與Ac-生成HAcH+不變OH-與H+生成H2OHAc電離pH不變適當稀釋H+與Ac-濃度同降HAc電離2022/7/9緩沖溶液的組成、類型緩沖溶液一般特征：同離子效應的弱酸及其共軛堿或弱堿及其共軛酸，以及具有不同酸度的兩性物質組成同離子效應：在弱電解質的溶液中，如果加入含有該弱電解質相同離子的強電解質，就會使該弱電解質的電離度降低的效應 2022/7/9一般緩沖溶液1) 弱酸及其共軛堿2) 弱堿及其共軛酸3) 多元酸的酸式根及其共軛堿4) 兩性物質5) 高濃度強酸或高濃度的強堿2022/7/9標準緩沖溶液用途：pH計校正酒石酸氫鉀鄰苯二甲酸氫鉀

9、KH2PO4 Na2HPO4硼砂溶液濃度/(mol L-1)pH(25)溫度系數/（ pH -1)飽和(25)0.050.0250.0250.013.5574.0086.8659.18-0.001+0.001-0.003-0.008如何校正2022/7/9緩沖溶液pH值的計算質子條件式：酸堿反應達到平衡時，酸失去的質子數應等于堿得到的質子數，這種質子等恒關系的數學表達式稱為質子條件式零水準法：選擇溶液中大量存在并參加質子條件轉移的物質為“零水準”（參考水準），然后根據質子轉移數相等的數量關系式寫出質子條件式2022/7/9HA - A-體系舉例： HA：c1；A-： c2以HA，H2O為零水準

10、以A-，H2O為零水準2022/7/92022/7/9溶液酸性，c(H+)c(OH-)溶液堿性，c(OH-)c(H+)若c1c(OH-)-c(H+)c2c(OH-)-c(H+)2022/7/9例： 計算kg-1HAc和0.2molkg-1NaA等體積混合形成的緩沖溶液的pH。解：c(HAc)=c(NaAc)= kg-1已知加入HCl？加入NaOH？2022/7/9若在上述溶液90ml加入10ml 0.1mol kg-1HCl(NaOH)后溶液的pH值加HCl2022/7/9加NaOH2022/7/9緩沖溶液的若干性質緩沖容量pH改變較大過量強酸過量強堿過量稀釋緩沖溶液緩沖容量：衡量緩沖能力的大

11、小2022/7/91) 緩沖容量的定義緩沖容量：在數值上等于使單位體積(1L或1ml)緩沖溶液的pH值改變1個單位時，所需加入的一元酸或一元堿的物質的量(mol或mmol)緩沖容量molL-1pH-1一元酸(堿)物質的量緩沖溶液pH改變絕對值緩沖溶液體積 (L或ml)2022/7/92) 緩沖容量與濃度的關系c酸(或c堿)與c鹽的濃度越大，緩沖能力越強3) 緩沖容量與緩沖比的關系c酸(或c堿)/c鹽的值越接近于1，緩沖能力越強緩沖范圍緩沖比在0.110之間2022/7/9緩沖溶液的配置1) 選擇合適的緩沖對pH在其緩沖范圍內其物質對反應無干擾2) 有足夠的緩沖容量總濃度緩沖比0.05 0.5m

12、ol L-1盡量接近于12022/7/93) 配置步驟計算混合校正(1) 定容積；(2) 定物質的量；(3) 定體積精密pH計p62 例3-7，例3-82022/7/9血液中的緩沖體系及緩沖作用血液是多種緩沖體系組成的緩沖溶液血漿：紅細胞：2022/7/937代入為何緩沖比為20，血液pH值仍穩(wěn)定在左右？2022/7/9敞開系統(tǒng)糖尿病充血性心力衰竭食用低糖高脂食物加快呼吸腎臟保持發(fā)燒氣喘嚴重嘔吐過量攝入蔬菜水果肺泡保持腎臟排泄最適于細胞代謝及整個機體生存！2022/7/92022/7/93.5 沉淀溶解平衡溶解沉淀如何讓沉淀溶解？如何生成沉淀？沉淀溶解平衡2022/7/9難溶電解質的溶度積和溶

13、度積規(guī)則溶度積在水中絕對不溶的物質是沒有的！如過量AgCl固體投入到水中，在沉淀和溶解兩過程達到平衡時，形成沉淀溶解平衡溶解沉淀(未溶解固體)(已溶解的水合離子)2022/7/9溶解沉淀平衡常數溶度積常數一般通式2022/7/9反映了難溶電解質溶解能力的大小Ksp的物理意義：1) Ksp的大小只與反應溫度有關2) 表達式中濃度是平衡時離子的濃度3) Ksp只可比較同種類型難溶電解質的溶解度大小Ksp :溶度積S：溶解度2022/7/9溶解度和溶度積的相互換算p66, 例3-10，例3-11AB型A2B型A3B型只有同類型電解質可直接用Ksp來比較S的大小區(qū)別：1) 應用范圍不同 2) Ksp

14、不受離子濃度影響，S則不同2022/7/9溶度積規(guī)則c(Ba2+) 生成沉淀 c(SO42+) c(SO42+) c(Ba2+) 沉淀溶解 令離子積2022/7/9對于一般難溶電解質的沉淀溶解平衡 有沉淀析出，溶液過飽和動態(tài)平衡，溶液飽和無沉淀析出或沉淀溶解，溶液不飽和溶度積規(guī)則應用：1) 判斷沉淀與否；2) 控制反應方向2022/7/9沉淀的生成沉淀生成同離子效應對沉淀溶解平衡的影響同離子效應：在弱電解質的溶液中，如果加入含有該弱電解質相同離子的強電解質，就會使該弱電解質的溶解度降低的效應加入BaCl2或Na2SO4BaSO42022/7/9例：求25時，PbI2在0.010mol L-1K

15、I溶液中的溶解度解：初始cB/(molL-1)平衡cB/(molL-1)0 x0.010 + 2x純水中2022/7/9溶液中殘留的離子濃度為多少時可認為沉淀完全？定性定量c 10-5 mol L-1c 鹽效應不要求2022/7/9沉淀的溶解本質方法1) 酸堿鹽與難溶電解質組分離子結合成弱電解質(1)(2)(3)2022/7/9(1)+(2)+(3)，得總的平衡常數為難溶鹽溶于酸的難易程度與難溶鹽的溶度積和酸反應所生成的弱酸的電離常數有關沉淀易溶解2022/7/9例：欲使或溶解于1L鹽酸中，所需鹽酸的最低濃度是多少？解：代入數值對ZnS，有2022/7/9對CuS，則結論：ZnS可溶，CuS難溶2022/7/92) 利用氧化還原反應使難溶電解質的組分離子發(fā)生氧化還原反應而降低其濃度如：3) 生成配位化合物使難溶電解質的組分離子形成配合離子降低其濃度如：2022/7/9分步沉淀和沉淀的轉化0.1M Cl-0.1M CrO42-AgNO3KIWhat will happen?2022/7/9混合液中，析出沉淀所需的Ag+最低濃度AgCl:Ag2CrO4:先析出白色AgCl沉淀1) 分步沉淀2022/7/9若開始析出磚紅色Ag2CrO4，則AgCl早已沉淀完全先后沉淀的現象稱為分步沉淀