第4章电解质溶液和离子平衡.ppt

2020/2/12第4章电解质溶液和离子平衡2020/2/12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2020/2/12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；•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。2020/2/124.1水的解离和溶液的pH:4.1.1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-2020/2/12水的解离平衡:H2OH++OH-标准平衡常数为：2020/2/12水的离子积：（1）概念：在一定温度下，水中c'（H+）、c'（OH-）的乘积为一个常数，称为水的离子积。（2）表达式：（3）影响因素：温度。（Kθw随温度的升高而增大。）wK)()()()(,,OHcHcOHcHcKw2020/2/12H2O解离是一个吸热过程，温度T↑，则↑T/K2731.390×10-152951.000×10-142981.008×10-143235.474×10-143735.500×10-13△25℃时，离子积=1.00×10-14wKwKwKc(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-12020/2/12(4)c(H+)与c(OH-）的关系：反比关系：c(H+)越大，c(OH-）越___c(OH-）越大，c(H+)越___注意：c(H+)与c(OH-）都不会为零。)()(OHcHcKw小小2020/2/12水的离子积水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀的水溶液。因为Kwθ=c(H+)·c(OH-)是一个常数，只要知道溶液中的H+（OH-）浓度，就可以根据上式计算其中的OH-（H+）浓度。2020/2/124.1.2溶液的酸碱性和pH：w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-);c(H+)，c(OH-)室温下：=c(H+)·c(OH-)=1.00×10-14wKwK酸性溶液中性溶液碱性溶液c(H+)c(OH-)：c(H+)=c(OH-)：c(H+)c(OH-)：4.1.2溶液的酸碱性和pH：wK1.溶液的酸碱性：由于水溶液中存在H2O的自偶解离平衡：H2OH++OH-=c׳(H+)·c׳(OH-)=c(H+)·c(OH-)c(H+),c(OH-);c(H+)，c(OH-)室温下：=c(H+)·c(OH-)=1.00×10-14酸性溶液：c(H+)10-7中性溶液：c(H+)=c(OH-)=10-7碱性溶液：c(H+)10-7wKwK2020/2/12练习：1、填空：2、判断：c(H+)=10-7mol/L，则溶液一定为中性。错：只有25℃才是。c(H+)越大，则c(OH-)越___，酸性越___，碱性越___。小强弱c(H+)越小，则c(OH-)越___，酸性越___，碱性越___。大弱强2020/2/122.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。p的定义：p代表一种运算，表示对一物质相对浓度或标准平衡常数取对数，再取相反数，即作为负对数“-lg”的符号。公式：pH=-lg[c׳(H+)]=-lg[c(H+)]2020/2/12pH=7.0：溶液呈___pH7.0：溶液呈___pH7.0：溶液呈___同样，定义pOH=-lg[c׳(OH-)]=-lg[c(OH-)]水溶液中，298.15K时c(H+)c(OH-)==1.010-14两边取负对数：pH+pOH=p=14.00wKwK中性酸性碱性2020/2/12例4-1：求0.050mol·L-1HCl溶液的pH和pOH。（室温）解：公式：pH=-lg[c׳(H+)]=-lg（0.05）=1.3pOH=14-pH=14-1.3=12.72020/2/12△pH的意义：pH越小，溶液的酸性越____，碱性越____；pH越大，溶液的酸性越____，碱性越____。强弱弱强2020/2/12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pH2020/2/12人血液pH超出±0.4将有生命危险。pH标度适用范围:0≤pH≤14.01≥c(H+)≥110-14如pH0、pH14，应使用c(H+)或c(OH-)2020/2/124.1.3酸碱指示剂（1）概念：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。2020/2/12(2)酸碱指示剂变色pH范围:肉眼能观察到的指示剂发生颜色变化的pH范围称为指示剂的变色范围。2020/2/12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2020/2/12(3)测定pH的方法:①粗略测定：②精密测定:pH试纸pH计广泛pH试纸精密pH试纸2020/2/12pH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。2020/2/124.2弱酸弱碱的解离平衡（1）电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。（2）电解质的分类：强电解质：弱电解质：强酸、强碱、绝大多数的盐弱酸、弱碱、极少数的盐完全解离不完全解离2020/2/12（3）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的速率与阴阳离子重新结合成弱电解质的速率相等时，溶液中分子、各离子浓度不再发生改变，这种状态称为弱电解质的解离平衡。2020/2/12Kaθ、Kbθ分别表示弱酸、弱碱的解离常数：（1）与其它平衡常数一样，解离常数Kaθ、Kbθ与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无关。（2）一般情况下，温度愈高，解离常数越大。（3）同一温度下，不论弱电解质的浓度如何变化，其解离常数总是个定值。2020/2/12解离常数的意义：解离常数数值越大，表示对应该弱电解质的解离程度越大，即表示该弱电解质的酸性或碱性就相对较强。例如：Kaθ（HAc）=1.75×10-5Kaθ（HCN）=6.2×10-10酸性强酸性弱2020/2/122.解离度：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，称为该弱电解质的解离度(α)。%100弱电解质的起始浓度度已解离的弱电解质的浓%100数解离前弱电解质分子总数已解离的弱电解质分子2020/2/12•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%cc2020/2/12（1）解离度的影响因素：弱电解质的本性、温度、浓度。（2）解离度与浓度的关系：浓度越小，解离度越____；浓度越大，解离度越____。大小2020/2/12公式：（1）当时，（2）当时，500,＞aoKcoacKHc''·)(500,＞boKcobcKOHc''·)(oacK'obcK'ccKKKoaaa24)()c(H'2－2020/2/12一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度及pH的计算例1：求0.10mol•L-1HAc溶液的pH和解离度(298K,=1.7510-5)。解：HAc=H++Ac-起始相对浓度0.1000平衡相对浓度0.10–xxx=x2/(0.10–x)=1.7510-5（1）精确解上述方程,得：x=c(H+)=1.3410-3aKaKccKKKoaaa24)()c(H'2－2020/2/12（2）用近似公式:解得：x=c׳(H+)=(1.7510-50.10)1/2=1.3310-3与精确解(1.3410-3)相对误差1%oacKHc''·)(500,＞aoKc2020/2/12pH=-lg[c׳(H+)]=-lg(1.3310-3)=2.88=[c(H+)/c0(HAc)]100%=[(1.3310-3)/0.10]100%=1.3%（或写为%=1.3)2020/2/124.2.2多元弱酸的电离平衡多元弱酸在水中的解离是分步进行的。以碳酸为例。碳酸是二元弱酸，分两步解离：第一步解离：H2CO3H++HCO3-第二步解离：HCO3-H++CO32-2020/2/12多元弱酸的解离常数都是Ka1ѳKa2ѳKa3ѳ，一般相差104~105。从数量上看，由第二、第三步解离出的H+与第一步解离的相比是微不足道的，故在计算多元弱酸溶液中c(H+)时，只需考虑第一步解离，可当作一元弱酸来处理。2020/2/124.31(1)同离子效应HAcH++Ac-平衡时，加入少量NaAc固体，NaAcNa++Ac-在弱酸或弱碱的水溶液中，加入含有相同离子的易溶性强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象，叫做同离子效应(commonioneffect)。1=1.3%2=0.0175%2020/2/12(2)盐效应HAcH++Ac-平衡时，加入少量NaCl固体，NaClNa++Cl-在弱电解质中加入不含有相同离子的强电解质，弱电解质解离度略有增大的现象，叫盐效应(salteffect)。1=1.3%2=1.76%2020/2/124.6酸碱理论的发展2020/2/124.6.1Arrhenius电离理论理论要点：酸(acid):凡在水溶液中能电离出H＋的物质。如HCl、H2SO4、CH3COOH等。碱(base):凡在水溶液中能电离出OH-的物质。如NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3等。2020/2/12Arrhenius电离理论优点：对酸碱的认识由现象到本质的一次飞跃，对化学科学的发展起了很大的作用。至今仍在普遍使用。缺点：把酸碱限制在以水为溶剂的体系中,对非水体系及无溶剂体系均不适用,有局限性。如：NH3+HCl→NH4ClNa2CO3、Na3PO4等物质的水溶液呈碱性。2020/2/12Brønsted质子理论理论要点：酸(acid)：凡是能给出质子(H+)的物质。碱(base)：凡是能接受质子的物质。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。酸质子+碱2020/2/12酸和碱酸质子+碱HClH++Cl-H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-NH4+H++NH3H3O+H++H2OH2OH++OH-2020/2/12共轭酸碱对(conjugatedpairofacid-base)共轭酸碱对：仅差一个质子的对应酸碱对。推而广之：1.酸碱可以是分子、离子和无机盐。如：NH4Ac：Ac-质子碱，NH4＋质子酸。2.共轭酸碱对中，酸越强，则其共轭碱越弱。3.酸和碱是相对的。在某个共轭体系中是酸，但在另一个共轭体系中却可能是碱。这种物质就称为两性物质(amphotericsubstance)。2020/2/12以HAc～Ac-为例HAc+H2OAc-+H3O+Ac-+H2OHAc+OH-=C'(H3O+)C'(OH-)=Kwθ共轭酸碱的解离平衡)()