第4章电解质溶液和离子平衡.

2019/12/18第4章电解质溶液和离子平衡2019/12/18内容4.1水的解离和溶液的pH4.2弱酸、弱碱的解离平衡4.3同离子效应和缓冲溶液4.4盐类的水解4.5强电解质理论4.6酸碱理论的发展4.7沉淀溶解平衡2019/12/18基本要求•1.理解解离常数和解离度、水解常数和水解度、溶度积和溶解度、水的离子积和溶液的pH值、质子酸碱和共轭酸碱、同离子效应、缓冲溶液、盐效应等基本概念；•2.掌握同离子效应、盐效应对解离平衡和沉淀溶解平衡的影响；•3.会用溶度积规则判断沉淀的生成与溶解；2019/12/18基本要求•4.熟练掌握弱酸、弱碱、盐溶液及缓冲溶液pH值的计算和难溶电解质溶液中有关离子浓度的计算；•5.了解缓冲溶液的作用原理、选择及配制方法。了解强电解质理论。2019/12/184.6酸碱理论的发展4.6.1Arrhenius酸碱电离理论4.6.2Bronsted.Lowry酸碱质子理论4.6.3Lewis酸碱电子理论(选学内容)2019/12/184.6.1Arrhenius酸碱电离理论•1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯提出了酸碱电离理论•在水溶液中：•酸：解离出的阳离子全部是H+的物质。如HCl、H2SO4、CH3COOH等•碱：解离出的阴离子全部是OH-的物质。如NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)32019/12/184.6.1Arrhenius酸碱电离理论•酸碱反应的实质：H+和OH-相互作用结合成H2O的反应。•酸碱的相对强弱：可以根据其在水溶液中解离出H+或OH-程度的大小（Ka或Kb）来衡量。2019/12/18•酸碱电离理论的局限性：（1）不能解释非水溶剂中的酸碱反应。（2）不能解释氨水的碱性和一些盐类溶液的酸碱性。对于非水体系和无溶剂体系都不适用，具有明显的局限性。2019/12/184.6.2Bronsted.Lowry酸碱质子理论•1923年，丹麦化学家布朗斯特(Brønsted)和英国化学家劳瑞(Lowry)分别提出了酸碱质子理论。•1、酸碱定义酸：凡能给出质子(H＋)的物质(分子或离子)碱：凡能接受质子的物质(分子或离子)。酸是质子给予体，碱是质子接受体。2019/12/18注意：•酸和碱不是孤立的，酸给出质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成为酸。酸和碱的这种相互依存关系称为共轭关系。酸质子+碱2019/12/18酸碱半反应式酸H+＋碱HClH+＋Cl-HAcH+＋Ac-H3PO4H+＋H2PO4-H2PO4-H+＋HPO42-NH4+H+＋NH3H3O+H+＋H2OH2OH+＋OH-2019/12/18•共轭酸碱对：我们把仅相差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。•例如：HAc的共轭碱为Ac-，Ac-的共轭酸是HAc，HAc和Ac-为共轭酸碱对。•在酸碱质子理论中，没有盐的概念。•两性物质：对于既可以给出质子，又可接受质子的物质。2019/12/18•按酸碱质子理论，下列物质中既可作为酸也可作为碱的是（）。A.CO32-B.HCO3-C.H2CO3D.H3PO42019/12/18酸碱反应实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。H+意义：质子的传递过程并不要求反应必须在水溶液中进行，只要质子从一种物质转移到另一种物质上即可。因此，此理论不仅扩大了酸碱的范围，也拓宽了人们对于酸碱反应的认识。强酸强碱弱酸弱碱2019/12/183、酸碱强度•酸碱的强度是以给出或结合质子的能力来度量•规律：（1）酸越容易给出质子，其酸性就越强，Kaѳ越大；（2）碱越容易结合质子，其碱性就越强，Kbѳ越大。2019/12/18•对于一对共轭酸碱对来说，Kaѳ和Kbѳ之间存在着定量的关系:Kaѳ·Kbѳ＝Kwѳ2019/12/18酸碱质子理论的优缺点•优点：酸碱质子理论扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系。•缺点：局限于有H的体系，无H体系不适用，例如：BF3，[AlF6]3-，[Fe(CN)6]3-，Ni(CO)4…2019/12/184.6.3Lewis酸碱电子理论(选学内容)•1923年美国化学家路易斯(Lewis)提出了酸碱电子理论。•该理论认为：凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡是可以给出电子对的物质称为碱。因此酸是电子对的接受体，碱是电子对的给予体。•凡“缺电子”的离子或分子都是酸，如Mn2+、Fe2+、Cu2+，H+、BF3等；凡可给出“电子对”的离子或分子都是碱，如Cl-、CN-、NH3、H2O等。2019/12/184.1水的解离和溶液的pH4.1.1水的解离平衡纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的解离。水的解离平衡可表示为：H2OH++OH-2019/12/18水的解离平衡H2OH++OH--1c1mol/L标准平衡常数为：注意：故c(B)和c'(B)数值相同，量纲不同，c(B)的量纲为mol/L,c׳(B)的量纲为1。2019/12/18将c׳(H2O)合并入Kѳ项，得到：c׳(H+)·c׳(OH-)=Kѳ·c׳(H2O)=wK注意：水的离子积不仅适用于纯水，对于电解质的稀溶液同样适用。298K，纯水中：c׳(H+)=c׳(OH-)=1.0010-7=(1.00410-7)2=1.0010-14水的离子积：在一定温度下，水中c׳(H+)和c׳(OH-)的乘积为一个常数，用表示。wKwK2019/12/18H2O解离是一个吸热过程，温度T↑，则↑T/K2731.390×10-152951.000×10-142981.008×10-143235.474×10-143735.500×10-13R.T.=1.00×10-14wKwKwK2019/12/181.水的离子积Kw适用于（）。A．酸性水溶液B．碱性水溶液C．所有水溶液D．纯水2019/12/184.1.2溶液的酸碱性和pHwK1.溶液的酸碱性由于水溶液中存在H2O的解离平衡：H2OH++OH-=c׳(H+)·c׳(OH-)c׳(H+),c׳(OH-);c׳(H+)，c׳(OH-)wKwK室温下：=c׳(H+)·c׳(OH-)=1.00×10-14中性溶液c׳(H+)=c׳(OH-)=10-7酸性溶液c׳(H+)10-7碱性溶液c׳(H+)10-72019/12/182.溶液的pH在稀溶液中，c(H+)或c(OH-)数值较小，直接使用很不便。1909年，丹麦生理学家索仑生提出用pH来表示水溶液的酸碱性。定义：pH=-lg[c׳(H+)]同样，定义pOH=-lg[c׳(OH-)]plgwwKK2019/12/18水溶液中c׳(H+)c׳(OH-)==1.010-14两边取负对数：pH+pOH=p=14.00(R.T.)wKwK常温下，溶液的酸碱性和pH的关系如下：酸性溶液c׳(H+)10-7；pH7.00中性溶液c׳(H+)=10-7；pH=7.00碱性溶液c׳(H+)10-7；pH7.002019/12/18总结：1.pH=0-14,pH越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；pH越大，溶液的酸性越弱，碱性越强。2.pH仅适用于c(H+)、c(OH-)在1mol·L-1以下的溶液。c(H+)1mol·L-1，则pH0c(OH-)1mol·L-1，则pH14此情况下，直接写出c(H+)或c(OH-)，不用pH表示溶液的酸碱性。2019/12/18总结：3.溶液的pH相差一个单位，c(H+)相差10倍。例如：pH=3和pH=5的两种溶液，c(H+)相差100倍2019/12/18溶液pH溶液pH溶液pH柠檬汁2.2~2.4番茄汁3.5人的血液7.35~7.45葡萄酒2.8~3.8牛奶6.3~6.6人的唾液6.5~7.5食醋3.0乳酪4.8~6.4人尿液4.8~8.4啤酒4.0~5.0海水8.3小肠液7.6咖啡5.0饮用水6.5~8.5胃液1.3常见水溶液的pH人血液pH超出±0.4将有生命危险。2019/12/181.在室温下，已知某溶液的[H+]=1.0×10-4mol/L，则该溶液的pOH值为（）。A．4B．8C．10D．122019/12/184.1.3酸碱指示剂酸碱指示剂是一些结构比较复杂的有机弱酸或弱碱，其结构随溶液pH不同而改变，并呈现不同的颜色。例：甲基橙（HIn）是一种弱酸，在水溶液中存在解离平衡：HInH++In-红色黄色酸碱指示剂的变色与溶液的酸度有关，且有一定的pH范围。2019/12/18pHc׳(In-)/c׳(HIn)观察到溶液颜色3.1～4.41/1橙色（中间色）﹥4.410/1黄色（碱色）﹤3.11/10红色（酸色）2019/12/18酸碱指示剂变色pH范围指示剂的变色范围：肉眼能观察到的指示剂发生颜色变化的pH范围指示剂的变色范围一般是越窄越好，这样在化学计量点时，指示剂立即由一种颜色变成另一种颜色。用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用pH广泛试纸（pH1.0~14.0）或精密pH试纸；精密测量水溶液的pH，可使用各种pH计。2019/12/18常见酸碱指示剂的变色范围（见表4-3）指示剂变色pH范围酸色过渡色碱色甲基橙3.1–4.4红色橙色黄色甲基红4.4–6.2红色橙色黄色石蕊5.0–8.0红色紫色蓝色酚酞8.0–10.0无色粉红色玫瑰红色2019/12/18pH计pH计是通过电学系统用数码管直接显示溶液pH的电子仪器。2019/12/184.2弱酸弱碱的解离平衡4.2.1一元弱酸（弱碱）的电离平衡1.解离常数2.解离度（）3.一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度及pH的计算2019/12/181.解离常数电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。分为强电解质和弱电解质两种。强电解质：在溶液中完全解离为阴、阳离子，强酸、强碱和绝大多数的盐2019/12/181.解离常数弱电解质：在水溶液中只有一小部分解离为阴、阳离子，大部分以分子状态存在。弱酸、弱碱和极少数的盐弱电解质的解离平衡：在一定条件下，当弱电解质的分子解离速率与阴、阳离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，溶液中分子、各离子的浓度不再发生改变的这种状态。2019/12/18用HA表示一元弱酸，其解离平衡式及标准解离常数为：HA+-'+'-'[c(H)/][c(A)/]c(H)c(A)K==c(HA)/c(HA)accc+-H+A2019/12/18若以BOH表示一元弱碱，则：+-'+'-b'[c(B)/][c(OH)/]c(B)c(OH)K==c(BOH)/c(BOH)ccc+-B+OH标准解离平衡常数的大小表示弱电解质的解离程度，K值越大，解离程度越大，该弱电解质酸性或碱性就相对较强。BOH2019/12/18注意：•与其它平衡常数一样，解离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无关。•一般情况下，温度愈高，解离常数越大。但温度对解离常数的影响不太大，在室温下可不予考虑。2019/12/182.解离度解离度(α)：在一定温度下，一定浓度的弱电解质溶液达到解离平衡时，已解离的弱电解质分子数占解离前弱电解质分子总数的百分比。%100电解质总浓度电解质已电离的浓度%100数解离前弱电解质分子总数已解离的弱电解质分子2019/12/18•弱酸的解离度为：=•弱碱的解离度为：=•c0为弱酸或弱碱的起始浓度+ο(H)100%cc-OH()100%cc2019/12/18注意：1.解离度的大小除与弱电解质的本性有关外，还与温度及溶液的浓度有关。2.解离度的大小不能说明酸或碱的强度。2019/12/18解离度、解离常数和浓度之间的关系''+'a0a0/(H)=aKccKc或''200/500=,aacKKca时，则对于一元弱酸：上式称为“稀释定律”：对于弱酸（弱碱），在指定温度下，解离度与初始相对浓度的平方根成反比，浓度越稀，解离度越大。当1-1或2'0+-++4c(H)2aaaKKcKc（）2019/12/18解离度与解离常数的关系当1-1或''-'b0b0/(OH)=aKccKc或''20b0