电解质溶液和电离平衡（参考）

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1、第四章 电解质溶液和电离平衡,溶液初步知识 水的电离及pH值 酸碱理论和弱电解质电离平衡 缓冲溶液 盐类的水解平衡 沉淀溶解平衡,第一节 溶 液,一、溶液的基本概念 1、定义：两种或两种以上物质均匀混合而且彼此呈分子状态分布者称为溶液（solution）。溶液可分为气体溶液、固态溶液和液态溶液，通常研究的液态溶液，是一个多组分均相体系，其中 溶剂、溶质：通常把溶解在液体中的含量较多的一种称为溶剂，含量少的称为溶质,大多数的反应都是在水溶液中进行的，溶质的性质就决定了溶液的性质。,化合物（溶质）的分类：导电性,电解质,非电解质,在溶解或熔融状态下能导电的化合物,在溶解或熔融状态下不能导电的化合物

2、,电解质的类型：溶于水后的电离程度,离子化合物、强极性共价化合物。强酸、强碱、大部分盐类,弱极性共价化合物。弱酸、弱碱、少数盐类。,强电解质,弱电解质,2、表示方法（溶液中包含组分A+B） （1）物质的量分数 （摩尔分数）：溶液中组分B的物质的量与溶液中总的物质的量之比，无单位 （2）质量摩尔浓度 ：溶液中溶质B的物质的量和溶剂A的质量之比，单位是mol/kg （3）物质的量浓度 C：物质B的物质的量除以溶液的体积，单位为mol/L或mol/m3 （4）质量分数 ：物质B的质量除以溶液的总质量，无单位,各种表示方法的转化,与 稀溶液中： 与C 稀溶液中： C与 稀溶液中：,3、溶解过程 某一温

3、度下，在一种液体中加入溶质，溶质会均匀分散在溶剂中，这一过程称为溶解。继续加入溶质，达到定量溶剂中能溶解的溶质最大值，纯溶质固体和已溶解的溶质之间形成溶解平衡，此时溶液称为饱和溶液，溶质的值称为该物质的溶解度s。溶液由稀溶液变为浓溶液。,NaCl在水中的溶解过程,二、稀溶液的依数性,第二类：稀溶液的部分性质与溶质的本性无关，而是取决于溶液中溶质的粒子数量。这类性质称为溶液的依数性。 包括：溶液的蒸气压，沸点、凝固点和渗透压的变化,稀溶液：溶液中溶质的分子总数不超过溶液分子总数的2。,稀溶液的性质,第一类：决定于溶质的本性。如溶液的颜色、密度、导电性等。,1、基本概念,水（固） 水（液） 水（气

4、） 在某一温度下，当这个反应达到平衡时水蒸气的压力，称为水的饱和蒸气压，如果温度变化，P也随之变化。 当液体的蒸气压随温度升高而增大到等于外界的大气压强时，液体的内部将有液体急剧转变为气体，形成气泡，达到沸腾状态，这个温度T称为液体沸点Tb。 同理，当冰融化和水凝固的可逆反应达到平衡，冰水共存时的这个温度称为水的凝固点Tf 。 将溶液和溶剂间用半透膜（只允许溶剂分子通过）分开，结果溶剂在两种液体中流动，进入蔗糖溶液，使液面升高的现象，称为渗透。达到平衡时上升的液面高度所产生的压力称为渗透压。（应用见P155）,2、蒸气压下降,在溶剂中加入难挥发的非电解质而形成稀溶液，由于溶剂表面部分被溶质的粒

5、子占据，单位时间内逸出液面的粒子溶剂分子数减少，所以和纯溶剂比，稀溶液的蒸气压下降。 实验表明：在同一温度下，溶液的蒸气压总是低于溶剂的蒸气压。溶液的浓度越大，蒸气压下降（P）越多。 一定温度下，稀溶液的蒸气压下降等于同温度下纯溶剂的饱和蒸气压与溶质的摩尔分数的乘积。,拉乌尔定律,3、沸点升高 根据拉乌尔定律，当纯溶剂变成溶液时，由于蒸气压下降，溶液要达到外界大气压才能沸腾，那么就需要升高温度，提高本身的蒸气压，才能到达沸点。 结论：溶液的沸点要比纯溶剂的沸点高。溶液的浓度越大，Tb越大。,4、凝固点降低 同理，当纯溶剂变成溶液时，由于蒸气压下降，溶液要降低温度，达到溶液凝固的温度，才能到达凝

6、固点。 结论：溶液的凝固点要比纯溶剂的凝固点低。溶液的浓度越大，Tf 越大。,应 用（P154）,纯水比糖水在同温度下挥发快糖水蒸气压小 冬天在水箱中加入甘油防止结冰 在雪上撒盐，容易清除形成盐溶液 植物细胞中溶液浓度增大抗旱防寒 盐加入冰制冷剂 渗透膜的研究海水淡化、污水净化,例题：P153例1例2；练习题：P1911, 水的离子积常数，简称水的离子积。,第二节 水的电离及pH值,一、 水的电离平衡,25纯水中，只有10-7mol/L水发生电离：,100纯水中，实验测得：,水的电离是吸热反应,水的电离平衡同化学平衡一样，随外界条件的变化而发生移动：,水中加入酸，c(H)增加，水的电离平衡左移

7、，c(OH-)减少；水中加入碱， c (OH-)增加，电离平衡左移， c (H)减少。 达到新的平衡时，仍然保持 Kwc(H).c(OH-),无论溶液呈酸性、中性、还是碱性，都同时存在H和OH-，只是浓度不同而已：,二、溶液的pH值,当溶液中氢离子或氢氧根离子浓度1mol/L时，溶液的酸碱度不用 pH 或 pOH 表示，而是直接用物质的量浓度来表示。,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,第三节 酸碱理论和弱电解质电离平衡,一、传统酸碱理论 经典的酸碱概念是阿仑尼乌斯根据他的电

8、离学说提出的把在水中能电离出氢离子(水合质子)的物质叫做酸。把在水中电离出氢氧根离子的物质叫做碱。酸和碱一般都具有如下的特征； 酸和碱可以发生中和反应 酸和碱可以分别使指示剂变色。 但是局限在水溶液中才能解释现象，具有局限性！,二、 酸碱电子理论,lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 离子或原子，如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等。,lewis 碱：凡是给出电子对的离子或分子， 如 :X, :NH3, :CO, H2O: 等。,lewis酸与lewis碱之间 以配位键结合生成 酸碱加合物。,BF3 + :F,Cu2+ + 4 :NH3,形成配合物化学的理论基础,三、酸碱质子理论

9、1、基本概念 酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原子的分子或离子的物种。 （质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子的物种。 （质子的接受体）,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，又能接受质子的物质。,(1) 酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。,HF(aq) H+ + F(aq),H+ + H2O(l) H3O+(aq),HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F(aq),(2) 水是两性物质，它的自身解离反

10、应也是质子转移反应：,H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH(aq),H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),(3) 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NaAc水解：,Ac+H2O OH + HAc,H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),NH4Cl水解:,+ H2O H3O+ + NH3,H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),(4) 非水溶液中的酸碱反应，例如NH4Cl的生成：,H+,液氨中的酸碱中和反应：,H+,2、 酸的相对强度和碱的相对强度,区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。 例如，H2O可以区分HAc

11、，HCN酸性的强弱。,拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。,酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。,水对强酸起不到区分作用，水能够同等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的质子全部夺取过来。,酸越强 其共轭碱越弱碱越强 其共轭酸越弱,上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为：,四、一元弱酸、弱碱的解离平衡,1解离平衡和Ka,初始浓度/molL-1 0.10 0 0,平衡浓度/molL-1 0.10x x x,x=1.3103,解离度(a),c(H3O+) = c(Ac) = 1.3103 molL-1,c(HAc) = (0.101.3

12、103) molL-10.10 molL-1,c(OH) =7.71012 molL-1,HA(aq) H+(aq) + A(aq) 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c c c c,稀释定律：在一定温度下（ Ka 为定值），某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。,2、与Ka的关系：,解： c0 0.200 0 0 ceq 0.200(1 0.95%) 0.2000.95% 0.2000.95%,3. 一元弱碱的解离平衡相关计算：,例：已知25时， 0.200molL-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH), pH值和氨的解离常数。,五、多元弱酸溶液的解离平衡 (分步解离）,例题：计算

13、0.010 molL-1 H2CO3溶液中的 H3O+, H2CO3, ， 和OH的浓度以及溶液的pH值。,1、同离子效应 HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + 平衡移动方向 NH4Ac(aq) (aq) +,Ac(aq),Ac(aq),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。,影响电离平衡的因素,2、盐效应 在弱电解质溶液中，加入不含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度增加的现象。 如：在HAc中加入NaCl，增加溶液中离子浓度，使离子吸引、牵制作用减少HAc分子的合成,例：在 0.10 molL-1 的H

14、Ac 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(aq)+H2O(l) H3O+ (aq)+Ac (aq) c0/ (molL-1) 0.10 0 0.10 ceq / (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 0.10,0.10 molL-1 HAc溶液：pH = 2.89， = 1.3%,50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1

15、pH = 4.74,5.4.2 缓冲溶液,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,第四节 缓冲溶液,分为：弱酸及其盐 弱碱及其盐 多元弱酸酸式盐等,1、定义：缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是能够在一定程度内抵抗外加的少量强酸或强碱而保持pH值的溶液)。,2、缓冲作用原理,加入少量酸碱时 溶液达到新的平衡，pH值没有发生明星改变，但是如果加入大量的酸碱就会破坏平衡，所以缓冲溶液的缓冲能力是有限制范围的。,3、 缓冲范围和配制 缓冲溶液的缓冲范围 pH=pKa1 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，不能与反应系统中的其它物质发生副反应；,欲配制的缓冲