華北水利水電學(xué)院普化老師溶液及溶液中離子平衡課件

第三章溶液及溶液中的離子平衡溶液及其濃度表示方法溶液通性——非電解質(zhì)稀溶液的依數(shù)性溶液中的離子平衡與離子互換反應(yīng)1一、溶液概述1.溶液：由溶質(zhì)和溶劑組成的均一的混合物。①溶劑：溶解時狀態(tài)不變的組分。溶液中含量較多的部分。②溶質(zhì)：溶解時狀態(tài)改變的組分。溶液中含量較少的部分。溶質(zhì)和溶劑是兩個相對的概念，有時可互換。3.1溶液及其濃度表示方法22.溶液的共同特性①均勻性；②無沉淀；③組分均以分子或離子狀態(tài)存在。溶質(zhì)溶于溶劑的過程既不完全是化學(xué)過程也不完全是物理過程，而是一種特殊的物理化學(xué)過程。3.溶液的種類氣體溶液、固體溶液、液體溶液注：一般指液體溶液3二、溶液濃度的表示方法1.物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(x)：以溶質(zhì)的物質(zhì)的量占全部溶液物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)來表示的溶液濃度稱為物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)，也叫摩爾分?jǐn)?shù)。組分A的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)組分B的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)42.質(zhì)量摩爾濃度(bB)：以1kg溶劑中所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量表示的溶液濃度稱為質(zhì)量摩爾濃度。m為溶劑的質(zhì)量，單位為kg，bB單位為mol·kg－1。以上兩種濃度表示方法，都是以質(zhì)量為基準(zhǔn)，因此組成不變，值不會隨體積的漲縮有所改變，不受溫度影響。53.物質(zhì)的量濃度(c)：以1L溶液中所含某溶質(zhì)的物質(zhì)的量表示的溶液濃度稱為該溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度。

單位為mol·L-1。這種溶液濃度表示方法與溫度有關(guān)。4.各種濃度的相互換算63.2溶液的通性

液體溶液：電解質(zhì)——非電解質(zhì)溶液

稀溶液——濃溶液前提：溶質(zhì)是不揮發(fā)的。73.2.1非電解質(zhì)稀溶液的通性依數(shù)性：由難揮發(fā)的非電解質(zhì)所形成的稀溶液的性質(zhì)（溶液的蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降和溶液滲透壓）與一定量溶劑中所溶解溶質(zhì)的數(shù)量（物質(zhì)的量）成正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)，故稱為依數(shù)性，又稱為稀溶液定律或依數(shù)性定律。8H2O(l)H2O(g)蒸發(fā)凝聚蒸汽壓：液體蒸發(fā)的速度和蒸汽凝聚的速度相等時，氣液兩相平衡，此時蒸汽的壓力稱蒸汽壓。在一定溫度下，對確定純液體蒸汽壓是一定值。9蒸氣壓與液體的本性和溫度有關(guān)。溫度一定，不同液體的蒸氣壓不同；同一液體，溫度越高，蒸氣壓越高。固體的蒸氣壓也隨溫度升高而增大。易揮發(fā)性物質(zhì)的p大，難揮發(fā)性物質(zhì)的p

小。102.蒸氣壓下降同一溫度下，溶液的蒸汽壓要比純?nèi)軇┑娘柡驼羝麎阂停鼈冎g的差值叫做溶液的蒸汽壓下降。1112結(jié)論：溶液的蒸氣壓比純?nèi)軇┑?，溶液濃度越大，蒸氣壓下降越多?33.蒸氣壓下降的原因

在純?nèi)軇┲屑尤胍欢康碾y揮發(fā)的溶質(zhì)，溶劑的表面就或多或少地被溶質(zhì)粒子所占據(jù)，溶劑的表面積相對減少，單位時間內(nèi)逸出液面的溶劑分子數(shù)相對比純?nèi)軇┮?，使溶液蒸發(fā)速度下降，系統(tǒng)在較低的濃度和壓力下重建平衡，溶液的蒸汽壓下降。純?nèi)軇┤芤?44.拉烏爾定律（1）內(nèi)容：在一定溫度時，難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓降低值與溶解在溶劑中溶質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)成正比。（2）數(shù)學(xué)表達(dá)式

△p為溶液降低的蒸氣壓，p﹡為純?nèi)軇┑恼魵鈮?，x質(zhì)為溶質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)。15這是拉烏爾定律的另一表達(dá)式。拉烏爾定律又可描述為：在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓等于純?nèi)軇┑恼魵鈮号c溶液中溶劑的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)的乘積。16在稀溶液中，溶質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)即溶質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)正比于它的質(zhì)量摩爾濃度。拉烏爾定律還可以描述為：一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓下降與溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度成正比。17注意：拉烏爾定律適用于難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液，越稀越準(zhǔn)確，若溶液為電解質(zhì)或溶質(zhì)濃度較大，蒸氣壓下降更顯著，但不符合拉烏爾定律。18例1293.15K時水的蒸氣壓是2.4kPa，將114g蔗糖溶于1000g水中，溶液的蒸氣壓降低了0.015kPa。求蔗糖的分子量。

19例2已知異戊烷C5H12的摩爾質(zhì)量M=72.15g·mol-1，在20.3℃的蒸氣壓為77.31kPa。現(xiàn)將一難揮發(fā)性非電解質(zhì)0.0697g溶于0.891g異戊烷中，測得該溶液的蒸氣壓降低了2.32kPa。試求出異戊烷為溶劑時Raoult定律中的常數(shù)K；求加入的溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量。20解因為K=p*MA所以對于異戊烷有K=p*MA=77.31kPa×72.15g·mol-1=5578kPa·g·mol-1=5.578kPa·kg·mol-1

21根據(jù)22二、溶液的沸點升高1.沸點：當(dāng)某一液體的蒸氣壓等于外界大氣壓（101.325kPa）時，液體就會沸騰，此時的溫度稱為該液體的沸點。232.沸點升高的原因：

由于難揮發(fā)的非電解質(zhì)溶液的蒸汽壓總是低于其純?nèi)軇┑恼羝麎?，因此，溫度達(dá)到純?nèi)軇┑姆悬c時，溶液不能沸騰，只有將溶液溫度繼續(xù)升高，促使溶劑分子熱運動加劇，以增加溶液的蒸氣壓，當(dāng)溶液的蒸汽壓等于外界大氣壓時，溶液開始沸騰。24純?nèi)軇┓悬c恒定，但溶液不同。

溶液沸騰后，隨溶劑不斷蒸出，溶液的濃度不斷增大，所以沸點不斷升高直至溶液達(dá)到飽和，所以溶液沸點不能保持恒定。難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液沸點的升高與溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度成正比。△Tb＝Kbb質(zhì)25三、溶液的凝固點降低1.凝固點：在一定外壓下，若某物質(zhì)固態(tài)的蒸汽壓和液態(tài)的蒸汽壓相等，則液固兩相平衡共存，這時的溫度叫該物質(zhì)的凝固點。262.溶液凝固點降低的原因273.溶液凝固點降低的數(shù)值

△Tf＝Kfb質(zhì)與純?nèi)軇┎煌芤耗厅c不能保持恒定。在溶液溫度達(dá)到凝固點時，有少量固體純?nèi)軇┪龀?，使溶液的濃度增大，這樣，溶液的凝固點會不斷降低直至溶液達(dá)到飽和。28例1、溶解0.324g的S于4.00g的C6H6中，使C6H6的沸點上升了0.81℃，問此溶液中的硫分子由幾個原子組成？所以

查表知C6H6的所以解：設(shè)此溶液中的硫分子由x個S原子組成，則其摩爾質(zhì)量為32xg/mol29例2、為了防止水箱結(jié)冰，可加入甘油以降低其凝固點，如需使凝固點降低到－3.15℃，在100g水中應(yīng)加入甘油多少g（已知甘油的分子量為92，水的℃kg/mol）解：℃

所以所以30四、溶液的滲透壓31滲透壓：溶劑分子通過半透膜向溶液中運動的過程稱為滲透。當(dāng)單位時間內(nèi)向兩個相反方向通過半透膜的水分子數(shù)相等時，滲透達(dá)到平衡，滲透平衡時由滲透作用引起的溶劑與溶液兩邊的壓力差稱為滲透壓。3233342）滲透產(chǎn)生的條件：A：半透膜B：濃度差35363738393.2電解質(zhì)溶液的通性①

同樣具有溶液蒸汽壓下降，沸點上升，凝固點下降和滲透壓性質(zhì)。②

當(dāng)濃度相同時，電解質(zhì)溶液的這四種性質(zhì)比非電解質(zhì)溶液偏大。原因：電解質(zhì)在水中都能解離，使同摩爾數(shù)的電解質(zhì)溶液比非電解質(zhì)溶液含有更多的溶質(zhì)粒子。③

不遵守稀溶液定律，要引入i校正：

ΔP=XBPiΔTf=kfbiΔTbp=kbbiД=CRTi④

沸點高低，滲透壓大小：A2B或AB2強(qiáng)電解質(zhì)溶液>AB型強(qiáng)電解質(zhì)>弱電解質(zhì)溶液>非電解質(zhì)溶液>非電解質(zhì)溶液。⑤

蒸汽壓，凝固點高低A2B或AB2強(qiáng)電解質(zhì)溶液<AB型強(qiáng)電解質(zhì)<弱電解質(zhì)溶液<非電解質(zhì)40例如：將下列兩組水溶液，按照他們的蒸汽壓從小到大的順序排列。（1）濃度均為0.1mol/kg的NaCl,H2SO4,C6H12O6(葡萄糖溶液)（2）濃度均為0.1mol/kg的NaCl,CH3COOH,C6H12O6(葡萄糖溶液)解：（1）(2)413.2溶液中的離子平衡與離子互換反應(yīng)4243凡是給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸，凡是接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。

HCl?Cl－

+H＋

HAc?Ac－

+H＋

NH4＋?NH3+H＋

H2CO3?HCO3－

+H＋

HCO3－?CO32－

+H＋44根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸和堿不是彼此孤立的，而是統(tǒng)一在一個質(zhì)子的關(guān)系上，酸給出質(zhì)子后余下的那部分就是堿，反之，堿接受質(zhì)子后變成了酸，其關(guān)系是：

酸?堿+H＋

這種對應(yīng)關(guān)系稱為共軛酸堿對，右邊的堿是左邊的酸的共軛堿，左邊的酸是右邊的堿的共軛酸。在共軛酸堿對中，共軛酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性必定越弱。4546（3）路易斯的電子理論

凡接受電子對的物質(zhì)稱為酸，給出電子對的物質(zhì)稱為堿。例如：BF3、H+、Cu2+都是電子對的接受體，是酸。OH-、NH3、F-都是電子對的給予體，是堿。反應(yīng)產(chǎn)物是酸堿以配位鍵結(jié)合生成酸堿配合物。47482.解離常數(shù)

一元弱酸的解離平衡HAc?H++Ac－

當(dāng)解離達(dá)到平衡時，為酸的解離平衡常數(shù)（簡稱解離常數(shù)）。的大小反映了弱酸解離程度的強(qiáng)弱，越小，酸性越弱，反之亦然。49

大小與濃度無關(guān)，僅取決于酸、堿的本性和體系的溫度。可反映弱酸、弱堿解離能力的強(qiáng)弱。解離常數(shù)可通過實驗測得，也可通過計算。50HAc=H++AcfGmθ/kJ·mol1

399.610372.4651

NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)fGm/kJmol-1

-263.76-79.37-157.252H2O(l)=H+(aq)+OH-(aq)水的離子積,一定溫度下,是與濃度,壓力無關(guān)的常數(shù).533.解離度當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到解離平衡時，溶液中已經(jīng)解離的電解質(zhì)濃度占電解質(zhì)起始濃度的百分?jǐn)?shù)，用α表示。解離度的大小，主要取決于電解質(zhì)的本性，同時又與溶液的濃度、溫度等因素有關(guān)。54

HAc(aq)?H+(aq)+Ac－(aq)起始濃度/(mol·L-1)c00當(dāng)<5%時，

1－α≈1，所以（稀釋定律）

表明隨著溶液濃度的降低，電離度增大。4.解離平衡平衡濃度/(mol·L-1)cα

cαc-cα55計算一元弱酸H＋濃度的最簡式。（最簡式僅適用于的情況）NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)對于一元弱堿,如NH3·H2O,解離平衡如下同樣方法可得56例1：計算下列溶液的PH值（1）0.1mol/LHCN溶液（）57例2.

計算各濃度的HAc溶液的[H]+和解離度（1）0.1moldm-3(2)1.010-5

moldm-3

解：（1）

c/Ka

400，cH+＝1.310-3

mol·dm-3=1.3%(2)c/Ka<400，故不能近似計算。

x2/(c-x)=1.810-5

解一元二次方程：

x＝7.1610-6

mol·dm-3=71.6%

58三、多元弱酸、多元弱堿的解離平衡（二元弱酸的解離平衡）特點：分級解離,每一級都有一個解離常數(shù).

一級解離H2S(aq)=H+(aq)+HS-(aq)二級解離

HS-(aq)=H+(aq)+S2-(aq)59c(H+)=c(H+)1+c(H+)2當(dāng)時,c(H+)≈c(H+)1c(HS-)=c(HS-)1-c(HS-)2≈c(H+)當(dāng)時,c(HS-)≈c(H+),代入表達(dá)式,可得條件:Ka1?Ka2，c/Ka1＞400≈Ka2

606162四、緩沖溶液在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時，弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象。

HAc?

H＋＋Ac－加入NaAc后，NaAc＝Na＋＋Ac－1.同離子效應(yīng)63例：

在0.1molL-1的HAc（1=1.34%）溶液中加入固體NaAc,使

NaAc的濃度達(dá)到

0.1molL-1,求該溶液中c(H+)和解離度（2）同離子效應(yīng)的結(jié)果：電離度大大降低

解：HAc?

H++Ac-

起0.100.1平0.1-x

x0.1+xx(0.1+x)/0.1-x=1.810-5x=c(H+)=1.810-5

molL-12=c(H+)/c=1.810-5/0.1=0.018%64例1

向0.1mol·L-1的氨水溶液中加入NH4Cl晶體，溶解后，NH4Cl濃度為0.15mol·L-1，計算加入NH4Cl前后氨水解離度？

加入后：cOH-＝x，NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)平衡時濃度：

0.1-

x0.15＋

x

x

Kb＝1.8×10-5＝(0.15＋x)·

x/(0.1-x)0.15＋x≈0.15,0.10-x≈0.10,解得x＝1.2×10-5mol·L-1

α2=1.2×10-5/0.1=0.012%

NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)加入前：cOH-＝(Kb

·CNH3·H2O)1/2=1.3×10-3mol·L-1α1=1.3×10-3/0.1=1.34%65（1）緩沖溶液概念

實驗事實：向純水(pH=7.0)中加入少量酸或堿，pH值會發(fā)生顯著變化而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或堿，溶液的pH值幾乎不變。2.緩沖溶液緩沖溶液:

是一種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液。66

(2)緩沖原理：

HAc?

H++Ac-NaAc=Na++Ac-加酸，Ac-與H+結(jié)合，生成HAc，c(H+)變化不大。加堿，H+與OH-結(jié)合，HAc繼續(xù)電離出H+，

c(H+)變化也不大。結(jié)論：加入少量酸堿不會影響溶液的pH值，但緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。67(3)緩沖溶液的計算①一元弱酸及其離子型鹽，如HAc－NaAc

HAc(aq)?H+(aq)+Ac-(aq)起始濃度/mol·L-1

ca0cb

平衡濃度

/mol·L-1

ca-cxcxcb+cx

所以ca-cx

≈ca,cb+cx

≈cb68兩邊取負(fù)對數(shù)②一元弱堿及其離子型鹽比如對于NH3-NH4Cl緩沖溶液體系,同樣可得通式為：ca表示共軛酸濃度cb表示共軛堿濃度69例：向1L0.1mol·L-1HAc-NaAc溶液中分別滴加0.1ml

1mol·L-1HCl或NaOH溶液，求pH。解：⑴0.1mol·L-1HAc-NaAc溶液的pH值：HAc=H++Ac-

0.10.1

pH=pKa=4.7470

⑵滴加0.1mL

1mol·L-1HCl后：HAc=H++Ac-0.1+1×10-40.1–1×10-4

pH=4.7371⑶滴加0.1mL

1mol·L-1NaOH溶液后：HAc=H++Ac-0.1-0.1×10-40.1+1×10-4

pH≈4.75結(jié)論：加入少量酸堿pH值幾乎不變727374對緩沖溶液，適當(dāng)稀釋或濃縮時，比值不變，因此pH也不變。③緩沖溶液pH值的決定因素7576777879804.5.2沉淀-溶解平衡81①溶度積常數(shù)的寫法

AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)Kspθ

(AgCl)=c(Ag+)/cθ·c(Cl-)/cθ

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)則Kspθ(

AnBm)=c(Am+)n/

cθ·c(Bn-)m/cθ82

8384溶度積與溶解度之間的關(guān)系同類型的電解質(zhì)，可用Ksp直接比較溶解度的大?。?）AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)

平S1S1(2)

Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)平2S2S2

S2=6.5×10-5

（以上是沒有同離子效應(yīng)的情況）85對于AB型，對于A2B或AB2型，

對于A3B或AB3型，868788893.溶度積規(guī)則及其應(yīng)用

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

簡寫為Q=c(Am+)nc(Bn-)m(1)時，沉淀析出（溶液過飽和）(2)

時，沉淀與飽和溶液的平衡時，溶液不飽和，若體系中有沉淀，則沉淀會溶解(1)溶度積規(guī)則90

(2)沉淀的轉(zhuǎn)化由一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過程,如:

在含有PbSO4沉淀的溶液中，加入Na2S溶液后，可觀察到沉淀由白色轉(zhuǎn)變?yōu)楹谏?/p>

PbSO4(s)?Pb2+(aq)+SO42－(aq)+PbS?S2－+Pb2+總反應(yīng)PbSO4(s)+S2－?PbS↓+SO42－91

沉淀轉(zhuǎn)化的程度可從反應(yīng)的競爭平衡常數(shù)來判斷，越大，沉淀轉(zhuǎn)化越完全，其競爭平衡常數(shù)為：總=（1）-（2）92鍋垢的處理鍋爐中的鍋垢中含有的CaCO3,CaSO4,MgCO3,MgSO4，其中CaSO4不易用一般方法溶解清除，能否利用CaCO3的溶度積（