《第四章 电解质溶液和离子平衡ppt课件.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第四章 电解质溶液和离子平衡ppt课件.ppt（77页珍藏版）》请在三一办公上搜索。
1、第四章 电解质溶液和离子平衡,第一节 近代酸碱理论简介,一、 酸碱质子理论 P88,酸能给出质子的物质。 例：HAc、H3PO4,碱能接受质子的物质。 例：Ac-、CO32-,2.酸碱的形式,酸,质子 + 碱,HAc,H+ + Ac,共轭酸碱对之间只差一个H+,既可以给出质子又可以接受质子的物质为两性物质,3.酸碱的强度, 酸越强，其对应共轭碱碱性越弱 碱越强，其对应共轭酸酸性越弱,例：酸强度 HA HB HC,共轭碱强度 A- B- C-,4. 酸碱反应实质：,质子在两个共轭酸碱 对之间的传递。,5.酸碱质子理论优缺点：优：扩大酸碱范围，适用于水溶液及非水体系。缺：仅限于质子授受，对于无质子
2、的酸碱反应无法解释。,第二节 强电解质溶液,一、活度和活度系数,1.活度a：P69倒L10 离子在参加化学反应时表现出来 的有效浓度称为该离子的活度。a = c,2.活度系数：反映了溶液中离子间相互作用的程度。,稀溶液、弱电解质、难溶电解质溶液1，a C 。,强电解质溶液 1，a C 。,(注：与离子浓度C、离子的电荷数Z有关。）,3.离子强度I：,C：离子浓度Z：离子的电荷数,第三节 弱电解质的解离平衡,一、水的解离和溶液的酸碱性P76,水的离子积常数，与温度有关。,（25时，Kw=1.010-14）,2.溶液的酸碱性, pH = -lg H+ ,同理：pOH = -lg OH- ,即 pH
3、 + pOH = 14,二、一元弱酸、弱碱的解离平衡,解离常数的意义：,解离常数的大小反映了弱电解质解离的趋势。,越大，弱电解质解离程度越大。, 与弱酸、弱碱的浓度无关。, 与温度有关。,（注：由于解离过程的热效应较小，室温下可忽略对解离常数的影响。）,2. 解离度,3. 解离常数和解离度的关系,设HA的浓度为C mol/L，解离度为。,HA H+ + A-,起始浓度/molL-1 c 0 0,平衡浓度/molL-1 c(1-) c c,Ka = c2,(稀释定律),4.一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算,例：浓度为C mol/L的 HAc溶液。,一元弱酸,一般公式：,例：浓度为C mol/L的
4、NH3H2O溶液。,一元弱碱,一般公式：,例：已知25时， 计算该温度下0.10molL-1的HAc溶液中H+、Ac-及溶液pH，并计算该温度下HAc的解离度。,解：设解离平衡时， H+ = x molL-1,HAc H+ + Ac-,起始浓度/molL-1 0.1 0 0,平衡浓度/molL-1 0.1- x x x,pH = -lg H+ = -lg( 1.310-3 ) = 2.89,三、多元弱酸的离解平衡,H2S H+ + HS-,HS- H+ + S2-,1.特点：,分步。,一步比一步难。,H计算只考虑第 一级解离。,例：室温下，H2S饱和溶液的浓度为0.10molL-1 ， 求溶液
5、中H+、HS-、S2-、OH- 。,由于Ka1Ka2，故求H+时只考虑第一级解离。,解：设H2S饱和溶液中 H+ = x molL-1,起始浓度/molL-1 0.10 0 0,H2S H+ + HS-,平衡浓度/molL-1 0.10 -x x x,起始浓度/molL-1 x x 0, 很小，HS- 解离很少，即y非常小, x - y x x + y x,平衡浓度/molL-1 x - y x + y y,由上述计算可知：,H2S H+ + HS-,HS- H+ + S2-,讨论：,室温下，H2S饱和溶液的浓度约为0.1molL-1,H2S溶液中H+ 2S2-,四、影响解离平衡的因素：,同离
6、子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象。, 降低解离度,例：在1.0 L 0.10molL-1 HAc溶液中，加入固体NaAc 0.1mol(假定溶液体积不变)，计算溶液中的H+浓度和 HAc 的解离度。,x = H+ = 1.7510-5 molL-1,0.10 + x 0.10,0.10,0,0.10,平衡浓度/ (molL-1),0.10 x,x,0.10 + x,解： HAc H+ + Ac,0.10 - x 0.10,初始浓度/(molL-1),由于Ka较小，又产生同离子效应，故 x与0.1相比可忽略不计。,3. 温度的影响,2.
7、 盐效应,温度对解离常数的影响不大 。,HAc H+ + Ac-,在弱电解质溶液中加入其他强电解质时，该弱电解质的解离度将略有提高，这一影响称为盐效应。,解离度 增大,第四节 缓冲溶液,1.定义：P79能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本身pH值不发生显著变化的作用称为缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。,2.缓冲溶液的组成：,多元酸酸式盐及其次级酸式盐 NaH2PO4Na2HPO4,以HAcNaAc溶液为例：,3. 缓冲作用原理：P80,HAc H+ + Ac- （1）,HAc （大量） H+ （少量） + Ac-（大量）,（1）加少量酸,溶液中的Ac与外加的少量的H+结合成HAc，平衡向
8、左移动，溶液的pH值基本不变。,Ac- 为缓冲溶液的抗酸组分,（2）加少量碱,外加的OH-与H+结合成H2O，H+浓度降低，平衡向右移动，有更多HAc解离来补充减少的H+，使溶液的pH值基本不变。, HAc为缓冲溶液的抗碱组分,（3）加少量水稀释,溶液中Ac- 与 HAc 降低倍数相同，故 的比值保持不变，pH值没有变化。,设缓冲溶液由 弱酸弱酸盐组成： HA MA,4. 缓冲溶液pH值的计算：,C酸 C盐,HA H+ + A初始浓度/ (molL-1) C酸 0 C盐,平衡浓度/ (molL-1) C酸 x x C盐+x,由于同离子效应，HA解离度降低。,c酸 x c酸 c盐+ x c盐,结
9、论：,a.弱酸弱酸盐组成（例HAcNaAc）：,b.弱碱弱碱盐组成（例 NH3H2ONH4Cl）：,例：90 mL含有 0.10 mol/L HAc和0.10 mol/L NaAc 的缓冲溶液的pH值为多少？在该缓冲溶液中分别加入(1) 0.010 mol/L HCl 溶液10mL；(2) 0.010mol/L NaOH 溶液10mL；(3)水10mL试计算它们的pH值。,解：,(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：,(2) 加 NaOH 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：,(3) 加 10mL水：,5. 缓冲物质的选择和缓冲溶液的配制,缓冲溶液的有效范围：,a.弱
10、酸弱酸盐（例HAcNaAc）： pH=pKa1,b.弱碱弱碱盐组成（例 NH3H2ONH4Cl）： pOH=pKb1,所选缓冲溶液不能与反应物、生成物作用。,第五节 盐类的水解,盐的水解：盐的离子与水解离出来的H+或OH- 作 用生成弱电解质的反应。,1.强酸强碱盐：,强酸强碱盐的离子不和水发生作用，因而这类盐不会发生水解反应。,水溶液呈中性,2 .强碱弱酸盐:,以NaAc为例：,水溶液呈碱性,(1) H2O H+ + OH-,(2) Ac- + H+ HAc,Kh为水解常数,组成盐的酸越弱，则Kh越大，盐的水解倾向越大。,例：计算0.10mol/L NaAc溶液的pH和h。,解：设水解后溶液
11、中的OH-= x mol/L,平衡浓度/molL-1 0.10-x x x,OH=5.12 则pH=8.88,3.强酸弱碱盐：,以NH4Cl为例：,NH4Cl = NH4+ + Cl-,H2O OH- + H+,水溶液呈酸性,(1) H2O H+ + OH-,(2)NH4+ + OH- NH3H2O,4. 弱酸弱碱盐,以NH4Ac为例 ：,(1) H2O H+OH-,K1=Kw,(2) NH4+OH- NH3H2O,(3) Ac- + H+ HAc,NH4+ + Ac- + H2O NH3H2O + HAc,弱酸弱碱盐其水溶液的酸碱性取决于弱酸、弱碱的相对强弱:,5. 多元弱酸盐和多元弱碱盐的
12、水解：,以Na2CO3为例：,多元弱酸盐：,只考虑第一级水解,水溶液呈碱性,多元弱酸盐pH值计算的近似公式：,水溶液呈酸性,二、 影响盐类水解反应的因素,1. 盐类的本性,盐类水解后生成的弱酸或弱碱越弱，水解越强烈。,如：在AlCl3溶液中加入Na2S得一白色沉淀 2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S,水解产物若为沉淀或易挥发的气体，则水解反应进行完全。,2. 浓度 : C盐 , 水解度增大。,4.酸度：,3. 温度:,升温促进水解,可利用调节溶液的酸碱度促进或抑 制盐的水解,第六节 难溶电解质的沉淀溶解平衡,一、 溶度积和溶度积规则,在一定条件下，将难溶电解质固体放入水中
13、时，就发生溶解和沉淀两个过程。,1.溶度积常数 :（简称溶度积）, 与温度有关。, 反映了难溶强电解质的溶解能力。,属于多相平衡,通式：,2. 溶度积和溶解度之间的相互换算,（1）由S计算,例：Ag2CrO4在298K时的溶解度为6.510-5mol/L，计 算其溶度积 。,2S S,（2）由 计算S,例：25时，AgCl： Ag2CrO4:,分别求AgCl、Ag2CrO4的溶解度。,S S,2S S,= (2S)2 S,= 4S3,(注： S的单位：mol/L),讨论：,难溶电解质类型,AB型,溶解度和溶度积关系,AB2或A2B型,ABn或AnB型,结论：只有对于同类型的难溶强电解质才可以
14、用溶度积比较其溶解能力的大小。,* 相同类型的难溶电解质，其 大的 S 也大。,减小 S 减小,3. 溶度积规则,不饱和溶液，反应向沉淀溶解方向进行,过饱和溶液 反应向生成沉淀的方向进行,二、 沉淀的生成和溶解,1. 沉淀的生成,例：将等体积的410-3mol/L的AgNO3和410-3mol/L K2CrO4混合，是否会析出Ag2CrO4沉淀？,混合后：,有Ag2CrO4沉淀析出。,2. 沉淀的溶解,(1) 生成弱电解质,生成弱酸,2HCl = 2Cl- + 2H+,CO32-+H+ HCO3-,CaCO3(s) Ca2+CO32-,HCO3-+H+ H2CO3,CaCO3溶于酸的平衡常数：
15、,可见：溶度积越大，生成的酸越弱，反应越易进行。,生成弱碱,2NH4Cl 2Cl- + 2NH4+,Mg(OH)2(s) Mg2+ + 2OH-,Mg(OH)2(s)+2NH4+ Mg2+2NH3 H2O,例：Mg(OH)2能溶于铵盐。,Mg(OH)2、Mn(OH)2的Ksp较大，能溶于铵盐。Fe(OH)3、Al(OH)3的Ksp较小，不能溶于铵盐。,生成水,3HCl = 3Cl- + 3H+,(2) 发生氧化还原反应,3CuS+8HNO3=3 Cu(NO3)2+2NO+3S+4H2O,例：,S2-， J，JKsp,(3)生成配离子,例如：AgCl溶于浓氨水。,3. 金属硫化物沉淀的生成和溶解
16、,PbS Bi2S3 CuS CdS Sb2S3 SnS2 As2S3 HgS,金属硫化物的颜色,推导：用1L酸溶解0.10mol硫化物MS所需H+的公式,M2+=0.10mol/L H2S=0.10mol/L, H+min= H+消耗 + H+平,例：计算使0.10mol的MnS、ZnS、CuS溶解于1L酸所需H+的最低浓度。,解：,MnS,ZnS,CuS,4. 同离子效应和盐效应,(1)同离子效应：,在难溶电解质的饱和溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的现象。,降低溶解度,例：求（1）25时，BaSO4在纯水中的溶解度。 （2）BaSO4在0.01mol/
17、LNa2SO4溶液中的溶解度。 （已知： ),S S,BaSO4（s）,Ba2+ + SO42-,解：,平衡浓度 S 0.01+S,由于S值很小，故0.01+S0.01,(2)盐效应:,增大溶解度,三、 分步沉淀和沉淀转化,1.分步沉淀,例：在含有0.01mol/L的Cl-和0.01mol/L的I-的溶液中逐滴加入AgNO3。问（1）哪种离子先沉淀？ （2）当第二种离子开始沉淀时，溶液中第 一种离子是否沉淀完全？,解：（1）,AgCl：,AgI：,沉淀I-所需Ag+比沉淀Cl-所需Ag+,I-先沉淀,此时 I- 10-5 mol/L,因此AgCl开始沉淀时，I-已沉淀完全。,判断离子沉淀完全依据Mn+10-5mol/L,2.沉淀转化：,沉淀转化条件：难溶物质转化为更难溶物质。,
