第4章 电解质溶液

无机化学“十二五”职业教育国家规划教材主编黄晓英郭小仪化学工业出版社目录第一章物质结构第二章溶液和胶体溶液第三章化学反应速率和化学平衡第四章电解质溶液第五章氧化还原和电极电势第六章缓冲溶液第七章配位化合物第八章常见非金属元素及其化合物第九章常见金属元素及其化合物2017年6月2第四章电解质溶液（electrolyticsolution）第一节弱电解质的电离平衡第二节酸碱理论第三节水的电离和溶液的pH第四节离子反应和盐类的水解第五节难溶电解质的沉淀溶解平衡2017年6月31．掌握强电解质和弱电解质的概念及电离2．熟悉电离平衡常数、电离度的概念及电离常数，电离度、溶液浓度之间的关系3．掌握有关电离平衡的计算4．熟悉酸碱电离理论、酸碱质子理论和酸碱反应的实质5．了解酸碱电子理论的概念6．掌握水的电离和水的离子积常数、溶液的pH与溶液酸碱性的关系并进行有关pH的计算7．熟悉酸碱指示剂的变色原理和变色范围8．熟悉盐类水解的定义、实质及不同类型盐水溶液酸碱性的判断9．了解影响盐类水解的因素及其应用学习目标2017年6月4体液中的电解质及其生理作用体液（血浆、胃液、泪液、尿液等）含有许多电解质离子，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、HCO3-、CO32-、HPO4-、SO42-等，它们是维持体液渗透浓度、pH值。体液中的电解质溶液是其它生理功能的必须成分，并对神经、肌肉等组织的生理、生化功能起着重要的作用。2017年6月5各种体液的电解质离子含量(mmol/L)2017年6月6Na+2017年6月7K+2017年6月8第一节弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质二、弱电解质的电离度和电离平衡三、多元弱酸的分步电离2017年6月9一、强电解质和弱电解质1、强电解质(strongelectrolyte)：在水溶液中能全部电离成阴、阳离子的电解质称为强电解质。(如NaCl=Na++Cl—)强电解质包含：强酸——如硫酸、盐酸、硝酸、高氯酸，强碱——氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡、氢氧化钙绝大多数盐。2017年6月10一、强电解质和弱电解质2、弱电解质(weakelectrolyte)：在水溶液中只有小部分能电离成阴、阳离子的化合物称为弱电解质。（如）弱电解质包含：弱酸——醋酸（HAc）、碳酸、硼酸等，弱碱——氨水等少数盐类——氯化汞、醋酸铅HAcH++Ac-2017年6月11二、弱电解质的电离度和电离平衡（一）电离度1、电离度的定义：电离平衡时，已电离的弱电解质分子数和电离前溶液中它的分子总数的百分比。电离度的大小可以相对地表示电解质的强弱。对于弱电解质溶液：α越大、越容易电离α=电离前分子总数已电离的分子数l00％2017年6月12（一）电离度例如：在18℃时0.1mo1/L醋酸溶液中，每10000个醋酸分子中有134个电离成氢离子和醋酸根离子，醋酸的电离度是：10000134100％=1.34％α=2017年6月13几种0.1mol/L酸、碱、盐的电离度（18℃）强电解质的电离度：真实电离度α=100%表观电离度α100%表观电离度仅仅反映强电解质溶液中离子间相互吸引和影响的程度2017年6月14（一）电离度α2.表观电离度α*根据α*电离度大小，把电解质分为三类：电离度大于30％的电解质称强电解质；电离度小于5％的电解质称为弱电解质；电离度介于5％和30％的电解质称为中强电解质。2017年6月15（一）电离度α3.影响电离度的因素：A．电解质的性质；B．溶液浓度；(cB↓，α↑)C．溶剂性质；D．温度（影响较小）。E.同离子效应2017年6月16Ka=]HAc[]Ac][H[HAcH++Ac-NH3·H2ONH4++OH-]OHNH[]OH][NH[234Kb=（二）弱电解质的电离平衡(ionizationquilibrium)1、电离平衡和电离平衡常数：2017年6月17几种弱电解质的电离常数（25℃）K越大，弱电解质越容易电离。K只跟温度有关，与浓度无关。2017年6月182．电离常数和电离度的关系同一弱电解质的电离度与其浓度的平方根成反比，溶液浓度越稀，电离度越大；相同浓度的不同弱电解质的电离度与电离常数的平方根成正比，电离常数越大，电离度也越大。（二）弱电解质的电离平衡=CKi/或：Ki=C·2；2017年6月19一元弱酸的近似计算公式：一元弱碱的近似计算公式：使用条件：c/Ki≥500[H+]=aaCK[OH-]=bbCK2017年6月20三、多元弱酸的分步电离（H2CO3,H2S,H3PO4等）A．多元弱酸的电离分步进行B．[H+]主要来自一级电离第一步电离H3PO4H++H2PO4－]HPO[]PO][H[2434K3=]POH[]POH][H[4342K1=第三步电离HPO４2－H++PO４3－第二步电离H2PO4－H++HPO42－]POH[]HPO][H[4224K2=2017年6月21第二节酸碱理论一、酸碱电离理论二、酸碱质子理论三、酸碱电子理论2017年6月22一、酸碱电离理论1．酸、碱的定义：酸：在电离时所产生的阳离子全部是H+的化合物碱：在电离时所产生的阴离子全部是OH-的化合物H+是酸的特征；OH-是碱的特征；2．酸碱中和反应的实质：H++OH-=H2O2017年6月23酸碱电离理论的优缺点优点：从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质。缺点：它把酸碱反应只限于在水溶液中进行，按电离理论，离开了水溶液就没有酸碱反应。2017年6月24二、酸碱质子理论1．酸、碱的定义：酸：凡能给出质子（H+）的物质碱：凡能接受质子（H+）的物质两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质2．中和反应实质：两对共轭酸碱之间质子传递过程；-43ClNHNHHC1H＋酸1酸2碱1碱22017年6月25二、酸碱质子理论共轭酸碱：酸给出H+后成为碱，碱接受H+后成为酸，互为共轭关系；共轭酸碱之间只差一个H+。HClH++C1－H2SO4H++HSO4－HSO4－H++SO42－酸质子+碱NH4+H++NH3H2PO4－H++HPO42－2017年6月26二、酸碱质子理论几点说明：1.酸越容易给出H+，则其共轭碱越难结合H+，为弱碱；2.HSO4—、H2O等为两性物质，既能接受H+，又能给出H+；3.中和反应不一定生成水；（例NH3+HCl=NH4Cl)4.中和反应的方向：强酸+强碱→弱酸+弱碱；5.物质的酸碱性强弱和它的本质有关以外，也和溶剂的性质有关。2017年6月27酸碱质子理论的优缺点优点：扩大了酸碱的含义及范围，摆脱了酸碱反应必须在水中进行的局限性。缺点：必须含有氢。2017年6月28酸+碱=酸碱配合物H++OH－=H←OH三、酸碱电子理论1.酸碱定义；酸：凡是可以接受电子对的物质；碱：凡是可以给出电子对的物质；2.酸碱反应的实质：酸和碱以配位键结合生成配位化合物的反应由于化合物中配位键普遍存在，因此电子理论碱的范围极其广泛，但难以掌握酸碱的特征。2017年6月29第三节水的电离和溶液的pH一、水的电离二、溶液的pH三、酸碱指示剂2017年6月30Kw=[H+][OH-]=10-7×10-7=10-14(25°C)Ki=]OH[]OH][H[2［H+］·［OH－］=［H2O］·Ki=KwH2OH++OH-第三节水的电离和溶液的pH水的离子积常数一、水的电离2017年6月31（一）溶液的酸碱性和pH1、溶液中[H+]、[OH-]与酸碱性的关系（25℃）：中性：[H+]=10-7mol/L=[OH-];Kw=10-14酸性：[H+]10-7mol/L[OH-];Kw=10-14碱性：[H+]10-7mol/L[OH-];Kw=10-142017年6月32（一）溶液的酸碱性和pH2、溶液的pH：1）定义：pH=-lg[H+]2）pH与溶液酸碱性的关系（25℃）：pH7：酸性；pH=7：中性;pH7:碱性；pOH=-lg[OH-]，pH+pOH=14（25℃）2017年6月33（二）溶液的pH计算[例1]分别计算0.1mol/L盐酸溶液，0.1mol/L氢氧化钠溶液，0.1mol/L醋酸溶液和0.1mol/L氨水溶液的pH解：（1）0.1mol/L盐酸溶液[H+]=0.1mol/L，pH=-1g0.1=1.0（2）0.1mol/L氢氧化钠溶液[OH－]=0.1mol/L0.13)10lg(1pH(mol/L),1010.1101][OHK][H131314w2017年6月34pH=-lg（1.33×10－3）=2.88CaKa1.01076.15=［H+］==1.33×10－3(mol/L)（二）溶液的pH计算bbCK1.01076.15［OH－］==1.33×10－3(mol/L)pH=14-pOH＝14-2.88＝11.12pOH=-lg（1.33×10－3）=2.88（3）0.1mol/L醋酸溶液（4）0.1mol/1氨水溶液2017年6月35三、酸碱指示剂(acid-baseindicator)㈠、酸碱指示剂的定义和变色原理：1．定义：在不同pH溶液中能显示不同颜色的化合物。2．变色原理：红的石蕊分子+蓝的石蕊离子→紫当向此溶液中加入酸，指示剂的电离平衡向左移动，结果溶液中［HIn］增大，溶液的颜色就以HIn分子的颜色为主,呈显红色，称酸式色；当向此溶液中加入碱，电离平衡向右移动，结果［HIn］减小，［In-］增大，溶液的颜色就以离子的颜色为主，呈显蓝色，称碱式色。HInH++In-2017年6月36HIn本身是有机弱酸或弱碱，且酸式、碱式具有不同的颜色：甲色乙色pH↗，HIn失去H+→In-↘，In-得到H+→HIn乙色甲色达到平衡时，平衡常数：]HIn[]In[lgpKpH]HIn[]In][H[KaHIn,aHIn()H+In()+_(二)酸碱指示剂的变色点和变色范围2017年6月37]HIn[]In[lgpKpH]HIn[]In][H[KaHIn,a11)(101][][.31)(10][][.21][][.1pKapHpKapHHInHInInpKapHInHInInpKapHHInIn理论变色范围：－，的颜色即，呈现甲色当＋，的颜色即，呈现乙色当点，，呈现混合色，即变色＝当与人眼实际观察到的略有差异（人眼对各种颜色的敏感度不同），实际观察到的变色范围称变色间隔，也在pKa两侧。与其理论变色范围不完全一致。例如：甲基橙pKa=3.4，其理论变色范围为2.4-4.4，但其实际变色范围为3.1-4.4。38酚酞(三苯甲烷类)：变色范围8.0－9.6，无色变红色。2017年6月39甲基橙：偶氮类结构，酸滴碱时用。变色范围：3.1--4.4，红色变黄色。2017年6月40(二)酸碱指示剂的变色点和变色范围指示剂的变色范围：人的视觉能明显看出指示剂由一种颜色转变成另一种颜色的pH范围。指示剂的理论变色范围：pKHIn±1指示剂的实际变色范围：实验测得的变色范围一般小于2个pH单位。指示剂的理论变色点：当[In-]=[HIn]，pH=pKHIn时的pH。2017年6月41㈡用酸碱指示剂测定溶液pH的方法1．配成指示剂溶液2．pH试纸制备方法：把干净中性的滤纸浸入指示剂溶液中，然后取出晾干就可制成pH试纸。测定方法：加一滴被测液于试纸上，将呈现的颜色和比色卡上一系列标准色谱对照，即能测出溶液的pH。3．pH计2017年6月42第四节离子反应和盐类的水解一、离子反应二、盐类的水解2017年6月43一、离子反应(一)离子反应和离子方程式电解质溶于水后电离成离子，所以电解质在溶液里的反应，实质上就是离子之间的反应。例如：1、离子方程式