電解質溶液與離子平衡演示文稿

電解質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、純水以及弱電解質的均視為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))越小；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酸堿質子理論酸堿電離理論Arrhenius(阿倫尼烏斯)

19世紀末提出

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+的物質是酸（acid）

酸堿反應實質是H+和OH-結合生成水的反應主要內容：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在氣相中反應生成NH4Cl許多不含H+和OH-的物質表現(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子（H+）的物質稱為酸凡能接受質子（H+）的物質稱為堿1、酸、堿的定義一、酸堿質子理論Bronsted和Lowry

像H2O、HPO42-等物質，既可以給出質子，表現(xiàn)為酸，也可以接受質子，表現(xiàn)為堿，這類物質叫做酸堿兩性物質。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

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

；兩性物質是

。根據(jù)質子理論，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+、負離子酸：H2PO4-、HPO42-負離子堿：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-

酸堿具有共軛關系酸和堿之間只相差一個質子的關系稱為共軛關系，其相應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、酸堿反應的實質酸堿反應的實質就是兩對共軛酸堿對之間的質子傳遞的過程。

HCl+NH3

NH4++Cl-H+H+酸1

堿2

酸2

堿1

整個反應實質上是共軛酸堿對1（HCl、Cl-）和共軛酸堿對2（NH3、NH4+）間的質子傳遞過程。目前十四頁\總數(shù)四十四頁\編于四點H+H+質子理論擴大了酸堿反應的范圍中和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、酸堿強度酸堿反應的通式：酸堿反應的方向，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

拉平效應和區(qū)分效應

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

一、水的質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子轉移平衡

1、質子轉移平衡及平衡常數(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、質子轉移平衡的移動

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

在弱電解質溶液中加入不含有相同離子的強電質，使弱電解質解離度(略有)增大的現(xiàn)象—鹽效應。原因是：強電解質的加入是溶液中離子強度增大，離子間的牽制作用增強，達到解離平衡時，電離度會略有增大。HB+H2OH3O++B-因為：＜1，Ka不變，[H+]、[B-]必須增大。結論：同離子效應使弱電解質電離度減小，鹽效應使電離度增大。問題：同離子效應存在時，有鹽效應嗎？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（什么是兩性物質？）

分三種類型：(1)類是兩性陽離子型(多元酸的含有質子的酸根離子)，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：[H+]的近似計算公式的條件：c·Ka2＞20Kw,忽略水的解離。當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，如NH4Ac，近似公式為：酸堿兩性物質，[H+]的計算非常復雜，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在水中溶解能力的大小.

物質溶解度(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溶度積的表達式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，而不能改變溶度積。溶度積的特點：⑴Ksp反映了難溶強電解質的溶解能力，Ksp越小，越難溶。Ksp只與物質的本性和溫度有關。⑵上式只有在難溶強電解質為飽和溶液時才能成立，否則不能建立動態(tài)平衡，不能導出上式。⑶公式中是有關離子的濃度，而不是難溶強電解質的濃度。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系飽和溶液中，每升溶液所含有的溶質的摩爾數(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