電解質(zhì)溶液與離子平衡演示文稿

電解質(zhì)溶液與離子平衡演示文稿目前一頁\總數(shù)四十四頁\編于四點優(yōu)選電解質(zhì)溶液與離子平衡目前二頁\總數(shù)四十四頁\編于四點∴解離度<1

稱為表觀解離度-+------陰離子“氛”++++++-陽離子“氛”一、離子相互作用理論2.“離子氛”互相牽制，離子運動不完全自由1.強電解質(zhì)在水中完全解離Debye和Hükel目前三頁\總數(shù)四十四頁\編于四點1.

活度（a）：離子的有效濃度2.活度因子

一般<1當(dāng)c→0時（溶液極?。?a=cc

理論濃度

活度因子二、活度和活度因子單位為1通常將中性分子、液態(tài)和固態(tài)純物質(zhì)、純水以及弱電解質(zhì)的均視為1。目前四頁\總數(shù)四十四頁\編于四點三、離子強度bi：溶液中第i種離子的濃度，Zi：第i種離子的電荷,離子強度I

表示了離子在溶液中產(chǎn)生的電場強度的大小。離子強度越大，正負(fù)離子間作用力越大。目前五頁\總數(shù)四十四頁\編于四點①離子強度越大，離子間相互作用越顯著，

活度因子(系數(shù))越??；根據(jù)離子強度(I)的數(shù)據(jù)可以直接查表得到活度因子(系數(shù))。例題3-1：0.010mol·kg-1HCl溶液，同時含有0.09mol·kg-1KCl，求H+α②離子強度越小，活度因子(系數(shù))越接近于1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于濃度。③離子電荷越大，相互作用越強，活度系數(shù)越小。計算離子強度I,查離子強度與活度因子的對照表，得到，然后計算α目前六頁\總數(shù)四十四頁\編于四點§3.2酸堿質(zhì)子理論酸堿電離理論Arrhenius(阿倫尼烏斯)

19世紀(jì)末提出

凡是在水溶液中解離出來的陰離子全部是OH-的物質(zhì)是堿（base）

凡是在水溶液中解離出來的陽離子全部是H+的物質(zhì)是酸（acid）

酸堿反應(yīng)實質(zhì)是H+和OH-結(jié)合生成水的反應(yīng)主要內(nèi)容：目前七頁\總數(shù)四十四頁\編于四點電離理論的局限性：把酸和堿局限于水溶液HCl和NH3在氣相中反應(yīng)生成NH4Cl許多不含H+和OH-的物質(zhì)表現(xiàn)出酸堿性NH4Cl水溶液呈酸性，Na2CO3水溶液呈堿性把堿限定為氫氧化物氨水呈堿性NH4OH目前八頁\總數(shù)四十四頁\編于四點凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為酸凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為堿1、酸、堿的定義一、酸堿質(zhì)子理論Bronsted和Lowry

像H2O、HPO42-等物質(zhì)，既可以給出質(zhì)子，表現(xiàn)為酸，也可以接受質(zhì)子，表現(xiàn)為堿，這類物質(zhì)叫做酸堿兩性物質(zhì)。目前九頁\總數(shù)四十四頁\編于四點HCl

Cl-

+H+HAc

Ac-

+H+NH4+

NH3

+H+

H3O+

H2O

+H+

H2O

OH-

+H+

H2PO4-

HPO42-

+H+

HPO42-

PO43-

+H+

[Al(H2O)6]3+

[Al(H2O)5OH]2+

+H++H+酸堿酸堿半反應(yīng)

目前十頁\總數(shù)四十四頁\編于四點其中只能做酸而不能做堿的是

；只能做堿而不能做酸的是

；兩性物質(zhì)是

。根據(jù)質(zhì)子理論，在水溶液中有下列分子或離子：Ac-、HCO3-、

CO32-、

H2O、NO3-

、

H3O+、H2S、H2PO4-Ac-、CO32-、

NO3-H3O+、H2SHCO3-、

H2O、H2PO4-目前十一頁\總數(shù)四十四頁\編于四點2、質(zhì)子理論的特點

擴大了傳統(tǒng)酸堿的范圍，有了分子酸堿，也有了離子酸堿，但傳統(tǒng)中鹽的概念消失了。分子酸：HCl、HAc、H2O分子堿：NH3、H2O正離子酸：H3O+、NH4+、[Al(H2O)6]3+

正離子堿：[Al(H2O)5OH]2+、負(fù)離子酸：H2PO4-、HPO42-負(fù)離子堿：Cl-、Ac-、OH-、HPO42-、PO43-NH4Cl中NH4+是酸，Cl-是堿目前十二頁\總數(shù)四十四頁\編于四點H++A-HA（A、D、F）

例：下列各組屬于共軛酸堿對的是

A.H3PO4—H2PO4-B.H3PO4—HPO42-

C.H3PO4—PO43-D.H2PO4-—HPO42-

E.H2PO4-—PO43-F.HPO42-—PO43-

酸堿具有共軛關(guān)系酸和堿之間只相差一個質(zhì)子的關(guān)系稱為共軛關(guān)系，其相應(yīng)的酸堿對稱為共軛酸堿對HA-A-

。目前十三頁\總數(shù)四十四頁\編于四點二、酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)就是兩對共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞的過程。

HCl+NH3

NH4++Cl-H+H+酸1

堿2

酸2

堿1

整個反應(yīng)實質(zhì)上是共軛酸堿對1（HCl、Cl-）和共軛酸堿對2（NH3、NH4+）間的質(zhì)子傳遞過程。目前十四頁\總數(shù)四十四頁\編于四點H+H+質(zhì)子理論擴大了酸堿反應(yīng)的范圍中和H3O++OH-H2O+

H2OHAc+H2OH3O++Ac-H2O+Ac-NH4++H2OHAc+OH-H3O++NH3

HCl+H2OH3O++Cl-解離水解H2O+NH3NH4++OH-酸1

堿2

酸2

堿1

目前十五頁\總數(shù)四十四頁\編于四點三、酸堿強度酸堿反應(yīng)的通式：酸堿反應(yīng)的方向，總是較強的酸和較強的堿作用，向生成較弱的酸和較弱的堿的方向進行(如HCl+OH-)。

酸堿的本性

溶劑的性質(zhì)

拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)

目前十六頁\總數(shù)四十四頁\編于四點§3.3水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡及有關(guān)計算

一、水的質(zhì)子自遞作用和溶液的pH

[H+][OH-]=K[H2O]=Kw

（水的離子積常數(shù)）295K時純水或稀水溶液中，其[H+][OH-]=Kw=1.0×10-14H2O+H2OH+或

H2OH3O++OH-H++OH-H+自遞反應(yīng)目前十七頁\總數(shù)四十四頁\編于四點溶液的酸堿性pH=－lg[H+]pOH=－lg[OH-]

酸度用[H+]表示堿度用[OH-]表示pH值（[H+]的負(fù)對數(shù)值）pH+pOH=－(lg[H+]+lg[OH-])=－lg([H+]×[OH-])=147中性酸性堿性目前十八頁\總數(shù)四十四頁\編于四點HB+H2OH3O++B-B-+H2OHB+OH-Ka

越大，酸性越強Kb

越大，堿性越強二、酸堿在水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡

1、質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡及平衡常數(shù)HBH++B-一元弱酸

酸常數(shù)(解離常數(shù))

一元弱堿

堿常數(shù)(解離常數(shù))

目前十九頁\總數(shù)四十四頁\編于四點pKa=－lgKapKb=－lgKb

pKa越大→－lgKa越大→Ka越小→說明酸性越弱pKb越大→－lgKb越大→Kb越小→說明堿性越弱書P270附錄II如何計算離子酸、堿的pKa或pKb呢？我們以Ac-的Kb的求算為例：目前二十頁\總數(shù)四十四頁\編于四點共軛酸堿對的Ka

和Kb

的關(guān)系HAcH++Ac-Ac-+H2OHAc+OH-pKa+pKb=pKw=14

目前二十一頁\總數(shù)四十四頁\編于四點

若知道酸的Ka，就可求出其共軛堿的Kb，反之亦然。Ka和Kb成反比，酸越強，其共軛堿越弱，堿越強，其共軛酸越弱。計算NH4+與Ac-的pKa與pKb。pKa=pKb=9.25目前二十二頁\總數(shù)四十四頁\編于四點2、質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡的移動

稀釋定律HAH++A-初始濃度c00平衡濃度c-ccc∵弱酸屬于弱電解質(zhì)，一般α＜0.05，1－α≈1∴Ka≈cα2

α↑，但[H+]↓↓↑cKa=a目前二十三頁\總數(shù)四十四頁\編于四點

同離子效應(yīng)HAc+H2OH3O++Ac-Ac-+Na+NaAc平衡移動方向在弱電解質(zhì)溶液中加入含有相同離子的強電解質(zhì)，將使弱電解質(zhì)解離度下降的現(xiàn)象，稱為同離子效應(yīng)。書P31例3-3*鹽效應(yīng)目前二十四頁\總數(shù)四十四頁\編于四點*鹽效應(yīng)什么是鹽效應(yīng)：

在弱電解質(zhì)溶液中加入不含有相同離子的強電質(zhì)，使弱電解質(zhì)解離度(略有)增大的現(xiàn)象—鹽效應(yīng)。原因是：強電解質(zhì)的加入是溶液中離子強度增大，離子間的牽制作用增強，達(dá)到解離平衡時，電離度會略有增大。HB+H2OH3O++B-因為：＜1，Ka不變，[H+]、[B-]必須增大。結(jié)論：同離子效應(yīng)使弱電解質(zhì)電離度減小，鹽效應(yīng)使電離度增大。問題：同離子效應(yīng)存在時，有鹽效應(yīng)嗎？目前二十五頁\總數(shù)四十四頁\編于四點（一）一元弱酸溶液三、酸堿溶液pH計算HA+H2OH3O++A-H2O+H2OH3O++OH-

當(dāng)c×Ka＞20Kw時，水的解離平衡可以忽略

只考慮酸的解離HAH++A-目前二十六頁\總數(shù)四十四頁\編于四點[H+]2+Ka[H+]﹣Kac=0HAH++A-初始濃度c00平衡濃度c-[H+]

[H+]

[H+]

近似公式目前二十七頁\總數(shù)四十四頁\編于四點當(dāng)c

/Ka≥400時，可進一步簡化

此時平衡中[H+]＜＜c，則有[HA]=c－[H+]≈c

最簡式(例題3-4)

（二）一元弱堿溶液c×Kb＞20Kw；c/Kb

≤400

c

/Kb≥400目前二十八頁\總數(shù)四十四頁\編于四點（三）多元酸（堿）例：計算H2CO3飽和溶液（濃度為0.040mol·L-1

）的[H+]、[HCO3-]、[H2CO3]、[CO32-]。H2CO3HCO3-+H+

HCO3-CO32-+H+離解特點：部分解離（共性）；分步解離，以第一步為主（個性）。目前二十九頁\總數(shù)四十四頁\編于四點初始0.04000平衡0.040-xxx

初始x00平衡x-y≈xyy+x≈x∵H+主要來源于第一步解離，∴y相對與x很小，[H+]≈x，[HCO3-]≈xH2CO3HCO3-+H+

HCO3-CO32-+H+目前三十頁\總數(shù)四十四頁\編于四點[HCO3-]≈x≈[H+][CO32-]=Ka2[H2CO3]=c-x第二級解離出來的酸根的平衡濃度近似等于第二級解離常數(shù)。驗證[HPO42-]≈Ka2如果c

/Ka1≥400，目前三十一頁\總數(shù)四十四頁\編于四點求0.1MHAc、NH3、NH4Cl、NaAc溶液的pH值。HAc的Ka=1.76×10-5，NH3的Kb=1.77×10-5解：pH=－lg1.33×10-3=2.88ca/Ka=0.1/1.76×10-5＞400NH3的pH=11.12HAcNH4+

NH4Cl的pH=5.13NaAc的pH=8.87目前三十二頁\總數(shù)四十四頁\編于四點【例2】

計算1.34×10-4mol·L-1丙酸溶液的[H+]和pH。已知Ka=1.38×10-5。解：＝3.67×10-5(mol·L-1)pH＝4.44∵目前三十三頁\總數(shù)四十四頁\編于四點（四）酸堿兩性物質(zhì)（什么是兩性物質(zhì)？）

分三種類型：(1)類是兩性陽離子型(多元酸的含有質(zhì)子的酸根離子)，如HCO3-、H2PO4-、HPO42-。(2)陽離子型和陰離子型（弱酸弱堿鹽)，如NH4Ac。(1)氨基酸型，如H2NCH2COOH。對于兩性物質(zhì)：[H+]的近似計算公式的條件：c·Ka2＞20Kw,忽略水的解離。當(dāng)c＞20Ka1，則有：如果是三元酸的HPO42-，近似公式為：對于陽離子型和陰離子型兩性物質(zhì)，如NH4Ac，近似公式為：酸堿兩性物質(zhì)，[H+]的計算非常復(fù)雜，作為了解，不要求。式中Ka和Ka/分別是NH4+和HAc酸常數(shù)目前三十四頁\總數(shù)四十四頁\編于四點本章習(xí)題：

P44

2，3，4，

目前三十五頁\總數(shù)四十四頁\編于四點§3.4沉淀-溶解平衡用溶解度的大小來衡量物質(zhì)在水中溶解能力的大小.

物質(zhì)溶解度(g/100g水)易溶物>0.1微溶物0.01-0.1難溶物<0.01目前三十六頁\總數(shù)四十四頁\編于四點AgCl、CaCO3、PbS難溶強電解質(zhì)一、溶度積AgCl（s）Ag+（aq）+Cl-（aq）溶解沉淀Ksp=[Ag+][Cl-]

Ksp稱為溶度積常數(shù),簡稱溶度積。表示一定溫度下，難溶強電解質(zhì)的飽和溶液中,各離子濃度冪的乘積為一常數(shù)。目前三十七頁\總數(shù)四十四頁\編于四點AmBn(s)mAn++nBm-Ksp=[An+]m[Bm-]nAB型(BaSO4)AB（s）A++B-A2B（s）2A++B2-Ksp=[A+][B-]不同類型的難溶強電解質(zhì)溶度積的表達(dá)式AB2型(PbI2)AB2（s）A2++2B-Ksp=[A2+][B-]2A2B型(Ag2CrO4)Ksp=[A+]2[B2-]AmBn型目前三十八頁\總數(shù)四十四頁\編于四點⑷溶液中離子濃度變化只能使平衡移動，而不能改變?nèi)芏确e。溶度積的特點：⑴Ksp反映了難溶強電解質(zhì)的溶解能力，Ksp越小，越難溶。Ksp只與物質(zhì)的本性和溫度有關(guān)。⑵上式只有在難溶強電解質(zhì)為飽和溶液時才能成立，否則不能建立動態(tài)平衡，不能導(dǎo)出上式。⑶公式中是有關(guān)離子的濃度，而不是難溶強電解質(zhì)的濃度。目前三十九頁\總數(shù)四十四頁\編于四點二、溶度積和溶解度的關(guān)系飽和溶液中，每升溶液所含有的溶質(zhì)的摩爾數(shù)，符號S，單位mol·L-1

。1、摩爾溶解度定義298K時，s（AgCl）=1.25×10-5mol·L-1

2、溶度積和溶解度的相互換算Ksp和s都可表示難溶強電解質(zhì)在水中溶解能力的大小目前四十頁\總數(shù)四十四頁\編于四點例1：已知AgCl的溶解度S，求AgCl的溶度積KspAgCl（s）Ag+（aq）+Cl-（aq）

SSKsp=[Ag+]×[Cl-]=S2Ks