第4章--电解质溶液和离子平衡课件

第4章电解质溶液和离子平衡学习目标：了解有关一元弱酸、弱碱电离平衡及缓冲溶液pH的计算。理解弱电解质电离平衡、水的离子积。掌握离子反应和离子反应方程式。4.掌握溶液的酸碱性、同离子效应、盐的水解。5.掌握缓冲溶液组成、配制及应用。电解质：在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物。非电解质：在水溶液里或熔化状态下不导电的化合物。酸、碱、盐统称为电解质。一、电解质溶液（一）基本概念当V离解=V分子化达动态平衡，这种平衡称为离解平衡。平衡时，弱电解质的离解程度称为离解度。用α表示：已离解的分子数α=—————————×100%离解前的总分子数1、离解度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不同电解质，其离解度不同；电解质越弱，离解度越小。2、弱电解质的离解度受其浓度的影响，浓度愈小，离解度愈大。并非离解度越大，酸（碱）性就越强。3、与溶剂有关。离子氛示意图++++++++++———————————+一般认为强电解质的电离度是100%，但实验证明强电解质在溶液中的电离度小于100%，这种电离度称为强电解质的表观电离度。强电解质的电离度与弱电解质的电离度的意义完全不同，它仅表示了离子间相互牵制作用的能力，故称为表观电离度。活度与实际浓度间的关系如下：α＝γ·c/co或α＝γ·b/bo(α＝f·c)α称为活度，即有效浓度；c为实际浓度，γ称为活度系数。(f称为活度系数)活度为了表示强电解质中离子的有效浓度，路易斯提出了“活度”的概念，电离常数弱电解质在水中存在着电离平衡(和化学平衡一样，是一种动态平衡），他们的电离平衡常数通常叫做电离常数。弱酸：HAcH++Ac-弱碱：NH3．H2ONH4++OH-电离平衡常数也是化学平衡常数，具有平衡常数的特征，只随温度而变不随浓度变化。多元弱酸的电离多元弱电解质在水溶液中的电离是分步（或分级）进行的，每一级都有一个电离常数，以H2S水溶液为例：一元电离：二级电离：Ka1》Ka2电离常数是电解质的特征常数，不同电解质有不同的电离常数；电离常数Ka（Kb）值越大，表示电离程度越大，酸（碱）性越强；电离常数具有平衡常数的一切特征，与温度有关而与浓度无关。对Ka、Kb的说明以HA表示一种弱酸，电离常数为Ka,浓度为c,求H+浓度X及电离度αHAH++A-开始时浓度：c00平衡时浓度：c-xxx则有：平衡时H+浓度很小，c－x≈c，所以推导Ka与α的关系式稀释定律表达式＊c为酸或碱的浓度近似条件稀释定律表达式电离度却随浓度的变化而变化，对同一弱电解质，随着溶液浓度的减小，其电离度α增大。Ka与α都能反映弱酸弱碱电离能力的大小。电离常数是平衡常数的一种形式，它不随浓度变化，Ki值愈大，表示电离程度愈大。Ka与α★★★二、同离子效应同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质电离度减小的现象。HACH+AC+-加入Ac-，平衡左移，HAc的电离度降低NH3+H2ONH4+OH+-加入NH4,平衡左移，NH3的电离度降低。+溶液的酸碱性和pH[H+]很小的溶液，在化学上常用pH来表示溶液的酸碱性。酸性溶液：pH＜7，[H+]＞10-7中性溶液：pH＝7，[H+]＝10-7碱性溶液：pH＞7，[H+]＜10-7[H+]、pH与溶液酸碱性的关系弱酸+此弱酸盐弱碱+此弱碱盐多元弱酸酸式盐+其对应的次级盐※缓冲溶液中一定要同时具备两种成分物质，一种物质能消耗外加的少量酸，另一种物质能够消耗外加的少量碱。这两种成分分别称抗酸、抗碱成分。（二）组成NH3—NH4Cl缓冲体系pH＝9～10NH3+H2ONH4++OH–NH4Cl→NH4++Cl-NaAc→Na++Ac-典型的缓冲溶液HAc—NaAc缓冲体系pH＝4～6弱碱—弱碱盐缓冲体系：or:or:☆常见缓冲溶液抗碱成分的Ka、pKa见书中表7-4。近似公式!!!弱酸—弱酸盐缓冲体系：例：HAc-NaAc缓冲体系，(1)计算0.20mol/LHAc与0.20mol/LNaAc混合溶液的pH值。解：查表得知醋酸的Ka=1.76×10-5pH=4.75答：该缓冲溶液的pH为4.75。例题HAc—NaAc体系中加入HCl、NaOH后组分浓度的变化1.配制一定pH的缓冲溶液，可以选择与所需pH值相等或接近的弱酸（弱碱）及其盐，使得缓冲溶液的pH在所要求的稳定的酸度范围之内。2.为了使缓冲溶液对外加酸、碱有同等的缓冲能力，通常要配制缓冲对浓度比为1左右的缓冲溶液。3.为了使缓冲溶液有一定的抗酸、抗碱能力，要求缓冲对有一定的浓度，一般浓度范围在0.05mol/L～0.5mol/L之间。4.所选择的缓冲溶液，不能与反应物或生成物发生副反应。药用缓冲溶液还必需考虑到是否有毒性等。5.通过计算，然后配制。（四）缓冲溶液的选择和配制工业上半导体器件上SiO2，要用HF腐蚀掉，用的是HF-NH4F缓冲液，而不是单一的HF。SiO2+6HF=H2[SiF6]+2H2O生物学人体的血液中：H2CO3-NaHCO3和NaH2PO4-Na2HPO4使血浆pH值能保持恒定：pH=7.4±0.05。农业上土壤中：H2CO3-NaHCO3和NaH2PO4-Na2HPO4以及其他有机弱酸及其共轭碱组成复杂的缓冲系统，使土壤维持一定的pH值。（五）缓冲溶液的应用三、酸碱质子理论　　　　一、酸碱的定义　　酸：凡能给出质子的物质都是酸。　　碱：凡能接受质子的物质都是碱。　　酸和碱可以是分子或离子。如HCl、NH4+、HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。　　如：HClH++Cl-　　　　　　　　　　　　酸质子+碱　　这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即　　　　　　　　HAH++A-　　　　　　　　共轭酸共轭碱酸碱质子理论　　一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。　　如：H2OH++OH-　　水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。　　酸的强度：用给出质子的能力来量度。　　强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。　　碱的强度：用接受质子的能力来量度。　　强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43-离子等。酸碱质子理论酸及其共轭碱酸碱质子理论　　2、酸碱反应　　根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：　　　　　HCl+NH3===NH4++Cl-　　　　酸1　碱2　酸2碱1　　NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中，其实质都是一样的。　　即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的共轭碱Cl-；　　NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。　　强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。酸碱质子理论　　酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是质子传递的酸碱中和反应。　　(1)电离作用：　　根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与分子酸碱的质子传递反应。　　在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生共轭碱。酸碱质子理论　　强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于电离理论的全部电离)。　　　　　　　　　　　　　　　HCl+H2O　　H3O++Cl-　　　　　　　　　　　　　　酸1　碱2　　酸2　碱1　　弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强，因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的部分电离)。　　　　　　　　　　　　　　HAc+H2OH3O++Ac-　　　　　　　　　　酸1　碱2　　酸2　碱1酸碱质子理论　　氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在水中的电离过程)。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　H2O+NH3NH4++OH-　　　　　　　　酸1　碱2　酸2　碱1　　可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又是一个酸，所以水是两性物质。H2O+H2OH3O++OH-　　由于H3O+与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强烈向左移动。酸碱质子理论　　从表中的共轭酸碱对可以看出：　　①酸和碱可以是分子也可以是离子；　　②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；　　③质子论中没有盐的概念。四、盐的水解下列几种盐的水溶液的酸碱性：NaClNaACNH4ClNa2CO3NH4AC中性碱性酸性碱性中性水溶液的酸碱性，取决于溶液中H+和OH-浓度的大小，上述溶液中的H+和OH-是如何产生的呢？（一）水解的概念水溶液中都有：H2OH++OH-NaAc溶液：NaAcAc-+Na++HAc[H+]<[OH-]NaAc溶液显碱性Ac-是弱酸的根，与H+有很强的结合能力，消耗H+，破坏了水的电离平衡，使水向电离方向移动，溶液中OH-浓度增加。NH4Cl溶液：水的电离平衡遭到破坏，水会继续电离，溶液中H+浓度增大。[H+]＞[OH-]溶液显酸性-H2OH+OH+NH4ClCl-+NH4++NH3·H2O盐类在水溶液里电离出的离子跟水电离的H+或OH-结合生成弱电解质（弱酸或弱碱）的反应。盐的水解：+NH4+H2ONH3·H2O+H+以NH4Cl溶液为例：以NaAc溶液为例：Ac+H2OHAc+OH--1、强酸弱碱盐的水解2、强碱弱酸盐的水解NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAc以NH4Ac为例：CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-多元弱酸强碱盐的水解较复杂,与多元弱酸的电离相似，也是分步进行的如Na2CO3的水解。第一步水解的程度远大于第二步。3、弱酸弱碱盐的水解4、多元弱酸强碱盐的水解1、温度的影响2、溶液酸碱度的影响(二）影响盐类水解的因素五、沉淀和离子平衡1溶度积常数：物质的溶解度：严格来说，物质的溶解度只有大小之分,没有绝对不溶的物质，习惯上把20℃时，溶解度小于0.01g/100gH2O叫不溶物，确切叫难溶物；溶解度在0.01～1g/100gH2O为微溶物；溶解度1.0～10g/100gH2O为可溶物；溶解度>10g/100gH2O为易溶物。影响物质溶解度的因素:（定性解释）相似相容（溶剂不同）在水溶液中：1.离子的电荷密度（离子所带电荷与其体积之比)，电荷密度增加，溶解度下降（如硫化物等）2.晶体的堆积方式：堆积紧密，不易溶（如BaSO4等）K用Ksp或L表示，表示在难溶强电解质饱和溶液中离子浓度(活度)系数方次的乘积为一常数。例：BaSO4为难溶强电解质，在水中建立一动态平衡：BaSO4Ba2++SO42-K=[Ba2+][SO42-]=Ksp①它的大小与物质的溶解度有关，反映了物质的溶解能力，也表示生成该难溶强电解质的难易，∴称溶度积常数。②Ksp与其他平衡常数一样，符合有关平衡常数K的所有定律。③Ksp与温度和难溶电解质的本性有关。④2溶度积与溶解度的关系：(1)AB型化合物：AB(S)An++Bn-平衡时SSKsp＝[An+][Bn-]＝S2[An+]＝[Bn-]＝S溶解度在一定温度下，100g溶剂中所溶解溶质的质量也可用浓度表示，例：一升溶液中所溶溶质的量，mol·L-1溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，但它们两个既有联系又有区别，下面就不同类型物质讨论两者之间的关系：溶解度用S表示，单位mol·L-1(4)A3B2型化合物：Ksp=108S5由此推出：对于MaXb化合物，溶解度为S并以mol·L-1为单位。那么，［Mm+］=aS［Xn-］=bSKsp=(aS)a(bS)b=aa·bb·S(a+b)(2)AB2或A2B型化合物：AB2(S)A2++2B-平衡时S2SKsp=［A2+］［B-］2=S(2S)2=4S3(3)AB3型化合物：AB3(S)A3++3B-平衡时S3SKsp=［A3+］［B-］3=S(3S)3=27S4Ksp的意义不仅在于与S的关系，重要的是它作为沉淀与溶解的规则，判断沉淀——溶解反应进行的方向。某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数次方的乘积称离子积，用J表示（过去用Qi表示）。离子积的意义与化学平衡中的浓度商Qc和分压商Qp相似。对于某一给定的溶液，溶度积Ksp与离子积J之间的关系可能有三种情况：溶度积规则J＝Ksp饱和溶液无沉淀析出达到动态平衡J＜Ksp不饱和溶液,无沉淀析出,若溶液中有固体将会溶解J＞Ksp过饱和溶液有沉淀析出3溶度积原理该规则为难溶电解质多相离子平衡移动规律的总结，可看出，沉淀溶解这两个过程的转化条件是离子浓度。控制离子浓度，可使反应向我们需要的方向转化。4同离子效应和盐效应(复习前面学过的)※在难溶电解质的饱和溶液中加入与难溶电解质含有相同离子的强电解质，将使难溶电解质的多相离于平衡发生移动。例如在饱和AgCl溶液中加入NaCl。由于含有相同的阴离子，可使原来的平衡向左移动。移动的结果必然有一些AgCl析出。当达到新的平衡时，AgCl的溶解度就要比原来纯水中AgCl的溶解度要小，这就是同离子效应。也可通过计算说明。例：AgCl在0.1mol·L-1NaCl溶液中的溶解度?纯水中溶解度?解：设在NaCl溶液中的溶解度为X：AgClAg++Cl-起始浓度：00.1平衡时浓度：x0.1+x查表：KspAgCl=1.56×10-10Ksp=x·(0.1+x)=1.56×10-10∵Ksp很小∴0.1＞＞x∴0.1x≈1.56×10-10x=1.56×10-9mol·L-1纯水中AgCl的S=√1.56×10-10=1.23×10-5mol·L-1结论：同离子效应，使难溶电解质的溶解度降低，或者说使其中一种离子沉淀得更完全。定量分析时可选择合适的洗涤剂。如洗BaSO4，用稀H2SO4较好。盐效应：如果在难溶电解质的饱和溶液中加入不含有相同离子的强电解质，将使难溶强电解质的溶解度增大，这种现象即为盐效应。原因：溶液中离子强度增大，有效浓度降低，分子化速度降低。其效应较低，一般同离子效应中亦有，但不考虑。例1：AgBrO3中(1L)加入0.1mol·L-1的KNO3S增大15%AgCl在KNO3溶液中的溶解度25℃)0.000.001000.005000.01001.2781.3251.3851.427c(KNO3)/mol·L-1AgCl溶解度/10-5(mol·L-1)例2：§2沉淀与溶解2-1沉淀的生成根据J>Ksp要使溶液中析出沉淀，或要使沉淀完全，就需要创造条件，使J>Ksp，这是产生沉淀唯一的也是必需的条件，在AgNO3溶液中，欲使Ag+沉淀，加入NaCl溶液，使［Ag+］［Cl-］>KspAgCl•定量分析：溶液中残留离子浓度10－6（mol/dm3）•定性分析：溶液中残留离子浓度10－5（mol/dm3）定量分析时，分析天平的精度0.0001克分子量按100估计，mol=m/M0.0001/100=10－6沉淀完全沉淀生成的 方法 快递客服问题件处理详细方法山木方法pdf计算方法pdf华与华方法下载八字理论方法下载 是加入沉淀剂，同离子效应等。2-2沉淀的溶解：沉淀溶解的条件是J