第四章電解質溶液演示文稿

第四章電解質溶液演示文稿目前一頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點優(yōu)選第四章電解質溶液目前二頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點

思考:1.金屬銅、碳棒都能導電，是否為電解質？不是，電解質不可以是單質，必須是化合物。2.NaCl溶液、NaOH溶液能導電，那么它們是電解質嗎？

不是，電解質不可是混合物，必須是化合物。電解質必須是化合物！討論：Na2O溶于水能導電，這說明Na2O是電解質，對嗎？那Na2O是電解質嗎，原因是什么？

不對，導電的是NaOH。但是它是電解質，因為Na2O在熔融狀態(tài)下可以導電；一般情況下，金屬氧化物都是可以導電的。目前三頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點

思考:1.蔗糖溶液不導電，所以說蔗糖溶液是非電解質，對嗎？

不對，蔗糖溶液是混合物，而非電解質必須是化合物。

2.氧氣不能導電，那么它是非電解質嗎？不是，氧氣是單質，而非電解質必須是化合物。非電解質必須是化合物！目前四頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點關于電解質的理解1.電解質劃定范圍是化合物。2.電解質的導電條件：水溶液或熔化狀態(tài)。3.電解質必須是由于自身電離而導電。概念剖析經驗之談5.酸、堿、鹽、金屬氧化物等一般都是電解質。如：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CaOCH3COOH;Ca（OH)2、NH3·H2O、CaCO3;水4.能導電的不一定全是電解質,電解質不一定都能導電。目前五頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點強電解質在水中全部離解，如：

NaCl→Na++Cl–

HCl→H++Cl-H3O+→H+

弱電解質在水中部分離解，離解過程是可逆的，如HAcH++Ac-強電解質弱電解質電解質目前六頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點酸堿理論電離理論（1884年Arrhenius）質子理論(1923年Br?nstedJN)酸堿質子理論到底什么是酸？什么是堿？目前七頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點酸堿質子理論認為：酸：凡能給出質子（H+）的物質。堿：凡能接受質子的物質。酸和堿既可以是分子，也可以是陰離子或陽離子。當一種酸給出1個質子后則變成了堿，而堿得到1個質子則變成了酸，酸和堿之間的關系可表示為：酸堿?目前八頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點酸堿???????酸、堿并非孤立，酸與堿之間的這種相互對應關系稱為共軛關系，我們把僅相差1個質子的一對酸、堿稱為共軛酸堿對。目前九頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點

酸堿反應:

一切包含有質子傳遞過程的反應

酸1+堿2=酸2+堿1中和反應：HCl+NaOH=H2O+NaClHNO3+NH3=NH4++NO3-離解反應：

HCl+H2O=H3O++Cl-

HAc+H2O=H3O++Ac–水解反應：NH4++2H2O=H3O++NH3·H2OAc-+H2O=HAc+OH–復分解反應：HF+Ac-=HAc+F–上述反應都可以看作為酸堿反應。目前十頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點按照酸堿質子理論，酸堿反應的實質是質子的傳遞，酸堿反應是兩對共軛酸堿對共同作用的結果。例如HAc溶液呈酸性是由于HAc與H2O分子之間發(fā)生了質子的傳遞；NH3的水溶液呈堿性是由于NH3與H2O分子之間發(fā)生了質子的傳遞。酸1堿2酸2堿1堿1酸2堿2堿1??目前十一頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點反應可在水溶液中進行，也可在非水溶劑中或氣相中進行。強烈向右方進行明顯偏向左方??反應方向：總是由較強的酸或是較強的堿作用向著生成較弱的酸或較弱的堿的方向進行。目前十二頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點

當V離解

=V分子化

達動態(tài)平衡，這種平衡稱為離解平衡。平衡時，弱電解質的離解程度稱為離解度。用α表示：

已離解的分子數(shù)

α=—————————×100%

離解前的總分子數(shù)HAcH++Ac-弱電解質的解離平衡目前十三頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點例題：在25℃時，稱取6.0gHAc固體溶解在1L水中，待HAc充分溶解后，測得該溶液的[H+]濃度為1.8×10-3mol/L，求該溶液中HAc的解離度1234目前十四頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點1、離解度的大小與電解質的本性有關。同濃度的不同電解質，其離解度不同；電解質越弱，離解度越小。2、弱電解質的離解度受其濃度的影響，濃度愈小，離解度愈大。并非離解度越大，酸（堿）性就越強。3、與溶劑有關。目前十五頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點當溶液中濃度為1mol/L,忽略c解離常數(shù)目前十六頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點堿的解離平衡目前十七頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點濃度對質子轉移平衡的影響（稀釋定律）

HA=H++A-

初：c00

平：c–cαcαcα當α很小時，1－α≈1Ka=cα2目前十八頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點此式為稀釋定律的數(shù)學表達式。（1）離解度與弱電解質的本性有關。（2）離解度與濃度的平方根成反比。（3）離解度與溫度有關。上式同樣適用于弱堿的離解，只需將Ka變?yōu)镵b目前十九頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點水的解離平衡目前二十頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點Kw=c（H+）·c（OH-）說明：1.常溫（25℃）Kw=1×10-14

2.稀溶液

3.溫度升高,Kw變大水的離子積(常數(shù))：溫度0℃20℃25℃50℃90℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-143.8×10-131×10-12目前二十一頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點問題與討論1、在水中加入強酸(HCl)后，水的離子積是否發(fā)生改變？2、在水中加入強堿(NaOH)后，水的離子積是否發(fā)生改變？升溫呢？3、在酸堿溶液中，水電離出來的c(H+)和c(OH-)是否相等？4、100℃時，水的離子積為10-12，求純水中c(H+)為多少？

注意：Kw是一個溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.目前二十二頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點25℃pH僅適用于表示H+濃度或OH-濃度在1mol/L以下的溶液酸堿性目前二十三頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點酸堿平衡中有關濃度的計算水溶液的pH值

H2O=H++OH-

室溫下純水中：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/LpH=-lgc(H+)=7加酸后，c(H+)>10-7mol/Lc(H+)>c(OH-)

酸性pH<7加堿后，c(H+)<10-7mol/Lc(H+)<c(OH-)

堿性pH>7目前二十四頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點

因為Kw=c(H+)c(OH-)=1.0×10-14pKw=pH+pOH=14pH=14–pOH注意：pH值相差一個單位，c(H+)相差10倍。溶液酸性越強，pH值越小，反之，溶液堿性越強，pH值越大。目前二十五頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點測定溶液的pH值方法很多，如用酸堿指示劑、pH試紙可粗略測定，若需精確測定，則可用精密酸度計。目前二十六頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點一元弱酸、弱堿的解離平衡目前二十七頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點共軛酸堿目前二十八頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點目前二十九頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點

強酸(堿)溶液pH的計算目前三十頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點

弱酸(堿)溶液pH的計算

一元弱酸(HA)

質子條件式:

[H+]=[A-]+[OH-]

平衡關系式精確表達式:[H+]＝Ka[HA]+Kw[H+]=+[H+]Ka[HA][H+]Kw目前三十一頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點若:

Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的離解遠大于水的離解,忽略水的離解）近似計算式:最簡式:若:ca/Ka

>500,則ca-[H+]≈

ca[H+]＝Ka[HA]+Kw精確表達式：[H+]＝Ka(ca-[H+])[H+]＝Kaca目前三十二頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算

例1：計算0.1mol/LHAc溶液的pH值。Ka=1.76×10-5例2：計算0.1mol/LNH3溶液的pH值。Kb=1.78×10-5目前三十三頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點酸堿平衡的移動濃度對質子轉移平衡的影響

HA=H++A-

目前三十四頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點1、同離子效應：

在弱電解質中加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，使得弱電解質的離解度降低，這一現(xiàn)象稱為同離子效應。同離子效應和鹽效應例：HAc+NaAc,HAc的離解度降低。NH3·H2O+NH4Cl，NH3·H2O的離解度降低。HAc+HCl，HAc的離解度降低。目前三十五頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點2、鹽效應

在弱電解質溶液中加入與弱電解質不相同的鹽類，使弱電解質的離解度稍稍增大，這種作用稱為鹽效應。例：HAc+NaClHAc的離解度稍增大。

HAc+NaAc

既有同離子效應也有鹽效應。只不過同離子效應比鹽效應大得多。目前三十六頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點緩沖溶液一升HAc+NaAc混合液

加0.01molHCl或加0.01molNaOHpH基本不變（pH試紙檢測）一升純水加0.01molHCl，pH=2

pH=7pH=2加0.01molNaOH，pH=12pH=7pH=12

0.1mol/L目前三十七頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點目前三十八頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點目前三十九頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點目前四十頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點目前四十一頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點目前四十二頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點目前四十三頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點目前四十四頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點例：用NaH2PO4和Na2HPO4制備pH=7.51的緩沖溶液，問NaH2PO4和Na2HPO4的濃度比是多少？H3PO4的pK2=7.21

7.51=7.21–lgCa/CblgCa/Cb=-0.3lgCb/Ca=0.3Cb/Ca=2Na2HPO4濃度是NaH2PO4濃度的2倍。目前四十五頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mol/LNH4Cl混合，計算混合液的pH.Kb=1.76×10-5解：混合后，c(NH3·H2O)=5×1/20=0.25(mol/L)c(NH4Cl)=0.2×15/20=0.15(mol/L)pOH=pKb–lg（Cb/Ca）

=4.75–lg(0.25/0.15)=4.53pH=14–4.53=9.47目前四十六頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點例：將0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/LNaOH10ml混合，計算溶液的pH。解：HAc+NaOH=NaAc+H2O生成的c(NaAc)=0.1×10/(10+10)=0.05(mol/L)剩余的c(HAc)=(0.3×10-0.1×10)/20=0.1(mol/L)pH=4.75–lg(0.1/0.05)=4.45目前四十七頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點設想1:往水中加CH3COONa,對水的電離平衡有何影響?水中c(H+)

,平衡向

移動,c(OH-)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.減小右增大＜堿為什么不同的鹽溶液，表現(xiàn)出不同的酸堿性？？第四節(jié)鹽類水解目前四十八頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點設想2:往水中加NH4Cl,對水的電離平衡有何影響?水中c(OH-)

,平衡向

移動,c(H+)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.減小右增大＞酸目前四十九頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結合生成弱電解質的反應叫“鹽類的水解”.水解的條件：水解的實質：水解反應與中和反應的關系:酸+堿鹽+水中和水解對概念的理解生成弱電解質。破壞了水的電離平衡()。1、概念促進目前五十頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點2、鹽類水解的規(guī)律（1）強酸弱堿鹽（NH4Cl、AlCl3、CuSO4、FeCl3)CuSO4==Cu2++SO42-H2OOH-+H+

+Cu(OH)2水解離子方程式：Cu2+

＋2H2O＝Cu(OH)2+2H+【結論】強酸弱堿鹽水解呈酸性。（2）強堿弱酸鹽（CH3COOH、Na2CO3、NaHCO3、K2S、KF、K2SO3)Na2CO3==2Na++CO32-H2OOH-+H+

+HCO3—水解離子方程式：CO32-＋H2O＝HCO3—+OH—【結論】強堿弱酸鹽水解呈堿性。目前五十一頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點（3）強酸強堿鹽因不能與水所電離出來的H+

或OH-結合生成弱電解質,所以強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性。（Na2SO4、KCl、NaNO3等)（4）弱酸弱堿鹽（（NH4)2CO3、Mg(HCO3)2等）◎鹽類水解的規(guī)律：有弱就水解，陰陽離子均發(fā)生水解（雙水解）。誰強顯誰性，都強顯中性。（5）鹽類的雙水解少數(shù)強堿弱酸鹽溶液和強酸弱堿溶液相混合，雙水解程度大，最終生成弱酸和弱堿。無弱不水解，目前五十二頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點C、NaNO3

向水中加入下列哪些物質，可使水的電離平衡發(fā)生移動？怎樣移動？向左移動向右移動不移動向左移動向右移動A、H2SO4練習B、FeCl3E、KOHD、K2CO3目前五十三頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點4、水解平衡的影響因素（一）內因：鹽的本性（越弱越水解）對應的酸越弱酸越難電離水解后OH-濃度大PH值大酸根離子與H+的結合能力越強堿性強目前五十四頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點（二）外因：壓強與催化劑對水解平衡無影響CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

吸熱①、溫度：升溫促進水解，降溫抑制水解CH3COONa的酚酞溶液加熱后顏色：加深②、濃度：Al3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+加水稀釋，促進水解,[H+]減小③、酸度：目前五十五頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點1.什么叫飽和溶液？什么叫不飽和溶液？

一定溫度下,一定量的溶劑里不能再溶解溶質的溶液叫飽和溶液。能繼續(xù)溶解溶質的溶液叫不飽和溶液。第五節(jié)沉淀溶解平衡目前五十六頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點A.定義：在一定溫度下,某固態(tài)物質在100克溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量.叫做這種物質在這種溶劑里的溶解度。B.注意：

①條件：一定溫度②標準：100g溶劑

③狀態(tài)：飽和狀態(tài)④單位：g2.固體物質的溶解度：目前五十七頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點溶解性溶解度：0.01g0.1g1g難溶物質微溶物質S﹤0.01g可溶物質易溶物質根據(jù)物質在水中溶解度的大小，可將物質分為：易溶物可溶物微溶物難溶物目前五十八頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點

溶解AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)

沉淀Ag+Cl-一定T時:水分子作用下V溶解V沉淀Vt難溶電解質的溶解過程是一個可逆過程以AgCl為例目前五十九頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點一、沉淀溶解平衡1、概念：在一定的溫度下，當沉淀溶解的速率和沉淀生成速率相等時，形成電解質的飽和溶液，達到平衡狀態(tài)，我們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。2、表示方法：3、意義：不是電離平衡表示：一方面：少量的An+

和Bm-脫離AmBn表面進入水中，另一方面：溶液中的An+和Bm-受AmBn表面的陰、陽離子的吸引回到AmBn的表面AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)目前六十頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點知識回顧目前六十一頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點練習：分別書寫下列物質的電離方程式和沉淀溶解平衡方程式沉淀溶解平衡方程式平衡常數(shù)表達式BaSO4CaCO3目前六十二頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點⑴定義：在一定溫度下，難溶電解質在溶液中達到沉淀溶解平衡時。其離子濃度的化學計量數(shù)次方的乘積為一個常數(shù)，稱之為溶度積常數(shù),簡稱溶度積，用Ksp表示。溶度積常數(shù)(Ksp)對于一般沉淀反應：(aq)mB(aq)nA

(s)BAnmmn-++目前六十三頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點通式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

則Ksp(AnBm)=[Am+]n·[Bn-]m試一試

寫出下列難溶物的沉淀溶解平衡表達式和溶度積表達式難溶物沉淀溶解平衡表達式Ksp表達式AgIBaSO4Mg(OH)2Ca3(PO4)2AgI(s)Ag++I-BaSO4(s)Ba2++SO42-Mg(OH)2(s)Mg2++

2OH-Ca3(PO4)2(s)3Ca2++

2PO43-Ksp

=[Ag+][I-]Ksp

=[Ba2+][SO42-]Ksp

=[Mg2+][OH-]2Ksp

=[Ca2+]3[PO43-]2目前六十四頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點常見物質的KΘspAgCl1.8×10-10AgBr5.2×10-13AgI8.3×10-17Ag2CrO41.1×10-12BaCO35.1×10-9BaSO41.1×10-10CaCO32.8×10-9CaC2O4

1.46×10-10CaC2O4·H2O4×10-9CaSO4

9.1×10-6CdS8.0×10-27CuS6.3×10-36HgS

4×10-53Fe(OH)2

8×10-16Fe(OH)3

4×10-38Mg(OH)2

1.8×10-11Mn(OH)2

2.06×10-13MnS2.5×10-13目前六十五頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點溶度積與溶解度的關系聯(lián)系：溶度積與溶解度均可表示難溶電解質的溶解性，兩者之間可以相互換算。區(qū)別：溶度積是一個標準平衡常數(shù)，只與溫度有關。而溶解度不僅與溫度有關，還與系統(tǒng)的組成、pH值的改變及配合物的生成等因素有關。溶度積和溶解度的相互換算

在溶度積的計算中，離子濃度必須是物質的量的濃度，其單位為mol·L-1；而溶解度的單位有g/100g水，g·L-1，mol·L-1。計算時一般要先將難溶電解質的溶解度S

的單位換算為mol·L-1。對于難溶物質飽和溶液濃度極稀，可作近似處理：(xg/100gH2O)×10/M~mol·L-1目前六十六頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點1.AB型(如AgCl、AgI、CaCO3)AB(S)A+(aq)+B–(aq)

溶解度：SSKsp=c(A+)c(B–)=S2

AB2或A2B型(Mg(OH)2

、Ag2CrO4)AB2(S)A2+(aq)+2B–(aq)

溶解度：S

2SKsp=c(A+)c2(B–)=S(2S)2=4S3

目前六十七頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點3.AB3或A3B型(如Fe(OH)3

、Ag3PO4)

A3B(s)3A+(aq)+B3-(aq)

溶解度：3SSKsp=c3(A+)c(B3-)=(3S)3S=27S4目前六十八頁\總數(shù)七十四頁\編于十一點例1：25oC時，AgCl的溶解度為1.92×10-3g·L-1，求同溫度下AgCl的溶度積。)L/(mol1-SS平衡濃度3.143Mr(AgCl)

=解：已知1513Lmol1034.1Lmol3.1431092.1

----×=×=S)aq(Cl-(aq)Ag+

AgCl(s)