第四章-电解质溶液和电离平衡(参考)

第四章电解质溶液和电离平衡溶液初步知识水的电离及pH值酸碱理论和弱电解质电离平衡缓冲溶液盐类的水解平衡沉淀溶解平衡第一节溶液一、溶液的基本概念1、定义：两种或两种以上物质均匀混合而且彼此呈分子状态分布者称为溶液（solution）。溶液可分为气体溶液、固态溶液和液态溶液，通常研究的液态溶液，是一个多组分均相体系，其中溶剂、溶质：通常把溶解在液体中的含量较多的一种称为溶剂，含量少的称为溶质大多数的反应都是在水溶液中进行的，溶质的性质就决定了溶液的性质。化合物（溶质）的分类：导电性电解质非电解质在溶解或熔融状态下能导电的化合物在溶解或熔融状态下不能导电的化合物电解质的类型：溶于水后的电离程度离子化合物、强极性共价化合物。强酸、强碱、大部分盐类弱极性共价化合物。弱酸、弱碱、少数盐类。强电解质弱电解质2、表示方法（溶液中包含组分A+B）（1）物质的量分数（摩尔分数）：溶液中组分B的物质的量与溶液中总的物质的量之比，无单位（2）质量摩尔浓度：溶液中溶质B的物质的量和溶剂A的质量之比，单位是mol/kg（3）物质的量浓度C：物质B的物质的量除以溶液的体积，单位为mol/L或mol/m3（4）质量分数：物质B的质量除以溶液的总质量，无单位BABBnnnBABBWnmBmVnCBBmmBBB各种表示方法的转化与稀溶液中：与C稀溶液中：C与稀溶液中：BmBBmBABBMmABBMCBBCmBBBmBm3、溶解过程某一温度下，在一种液体中加入溶质，溶质会均匀分散在溶剂中，这一过程称为溶解。继续加入溶质，达到定量溶剂中能溶解的溶质最大值，纯溶质固体和已溶解的溶质之间形成溶解平衡，此时溶液称为饱和溶液，溶质的值称为该物质的溶解度s。溶液由稀溶液变为浓溶液。NaCl在水中的溶解过程二、稀溶液的依数性第二类：稀溶液的部分性质与溶质的本性无关，而是取决于溶液中溶质的粒子数量。这类性质称为溶液的依数性。包括：溶液的蒸气压，沸点、凝固点和渗透压的变化稀溶液：溶液中溶质的分子总数不超过溶液分子总数的2％。稀溶液的性质第一类：决定于溶质的本性。如溶液的颜色、密度、导电性等。1、基本概念水（固）水（液）水（气）在某一温度下，当这个反应达到平衡时水蒸气的压力，称为水的饱和蒸气压，如果温度变化，P也随之变化。当液体的蒸气压随温度升高而增大到等于外界的大气压强时，液体的内部将有液体急剧转变为气体，形成气泡，达到沸腾状态，这个温度T称为液体沸点Tb。同理，当冰融化和水凝固的可逆反应达到平衡，冰水共存时的这个温度称为水的凝固点Tf。将溶液和溶剂间用半透膜（只允许溶剂分子通过）分开，结果溶剂在两种液体中流动，进入蔗糖溶液，使液面升高的现象，称为渗透。达到平衡时上升的液面高度所产生的压力称为渗透压。（应用见P155）凝聚蒸发凝固融化2、蒸气压下降在溶剂中加入难挥发的非电解质而形成稀溶液，由于溶剂表面部分被溶质的粒子占据，单位时间内逸出液面的粒子溶剂分子数减少，所以和纯溶剂比，稀溶液的蒸气压下降。实验表明：在同一温度下，溶液的蒸气压总是低于溶剂的蒸气压。溶液的浓度越大，蒸气压下降（△P）越多。一定温度下，稀溶液的蒸气压下降等于同温度下纯溶剂的饱和蒸气压与溶质的摩尔分数的乘积。BApp为溶质的物质的量分数为纯溶剂的饱和蒸气压BAp拉乌尔定律3、沸点升高根据拉乌尔定律，当纯溶剂变成溶液时，由于蒸气压下降，溶液要达到外界大气压才能沸腾，那么就需要升高温度，提高本身的蒸气压，才能到达沸点。结论：溶液的沸点要比纯溶剂的沸点高。溶液的浓度越大，△Tb越大。mKTbb溶质性质无关决定于溶剂的性质，与高值）溶剂中所引起的沸点升溶质溶于：沸点升高常数（溶解溶质的物质的量）溶剂中（：溶液的质量摩尔浓度Kmbkg1mol1kg14、凝固点降低同理，当纯溶剂变成溶液时，由于蒸气压下降，溶液要降低温度，达到溶液凝固的温度，才能到达凝固点。结论：溶液的凝固点要比纯溶剂的凝固点低。溶液的浓度越大，△Tf越大。mKTff于溶质的性质与溶质性质无关，取决降低值）溶剂中所引起的凝固点溶质溶于：凝固点降低常数（溶解溶质的物质的量）溶剂中（：溶液的质量摩尔浓度Kmfkg1mol1kg1应用（P154）纯水比糖水在同温度下挥发快－－糖水蒸气压小冬天在水箱中加入甘油－－防止结冰在雪上撒盐，容易清除－－形成盐溶液植物细胞中溶液浓度增大－－抗旱防寒盐加入冰－－制冷剂渗透膜的研究－－海水淡化、污水净化例题：P153例1例2；练习题：P191－1)OH()OH()OH()OH(3w3wccKccccK或－水的离子积常数，简称水的离子积。wK第二节水的电离及pH值H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)或H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)一、水的电离平衡14w17100.1Lmol100.1)OH()H(Kcc25℃纯水中，只有10-7mol/L水发生电离：100℃纯水中，实验测得：w13w104.7KTK水的电离是吸热反应水的电离平衡同化学平衡一样，随外界条件的变化而发生移动：水中加入酸，c(H＋)增加，水的电离平衡左移，c(OH-)减少；水中加入碱，c(OH-)增加，电离平衡左移，c(H＋)减少。达到新的平衡时，仍然保持Kw＝c(H＋).c(OH-)无论溶液呈酸性、中性、还是碱性，都同时存在H＋和OH-，只是浓度不同而已：LmolHcOHcHcLmolOHcHcLmolHcOHcHc/101)()()(/101)()(/101)()()(777当溶液呈碱性时当溶液呈中性时当溶液呈酸性时二、溶液的pH值14ppOHpH14lg)OH(lg)H(lg101.0)(OH)O(H)(OHlgpOH)O(HlgpHww143w3即根据KKccccKcc当溶液中氢离子或氢氧根离子浓度1mol/L时，溶液的酸碱度不用pH或pOH表示，而是直接用物质的量浓度来表示。)OH()OH()OH()OH(3w3wccKccccK或酸碱指示剂变色范围酸色中间色碱色甲基橙3.1~4.4红橙黄酚酞8.0~10.0无色粉红红石蕊3.0~8.0红紫蓝第三节酸碱理论和弱电解质电离平衡一、传统酸碱理论经典的酸碱概念是阿仑尼乌斯根据他的电离学说提出的．把在水中能电离出氢离子(水合质子)的物质叫做酸。把在水中电离出氢氧根离子的物质叫做碱。酸和碱一般都具有如下的特征；●酸和碱可以发生中和反应●酸和碱可以分别使指示剂变色。但是局限在水溶液中才能解释现象，具有局限性！二、酸碱电子理论lewis酸：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。lewis碱：凡是给出电子对的离子或分子，如:X－,:NH3,:CO,H2O:等。lewis酸与lewis碱之间以配位键结合生成酸碱加合物。ClHHNHHNHHCl3••FFBFFBF3+:F－23333NHNHCuNHNHCu2++4:NH3形成配合物化学的理论基础三、酸碱质子理论1、基本概念酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原子的分子或离子的物种。（质子的给予体）碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子的物种。（质子的接受体）42225225236223333434242442O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(HO)Fe(OH)(HHO)Fe(HNHCHHNHCHNHHNHPOHHPOHPOHPOHAcHHAc酸H++碱酸H++碱例：HAc的共轭碱是Ac－，Ac－的共轭酸HAc，HAc和Ac－为一对共轭酸碱。两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。等。如：HS,OH,HCO,)OFe(OH)(H,HSO232524(1)酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。HF(aq)H++F－(aq)H++H2O(l)H3O+(aq)HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F－(aq)(2)水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应：H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)H+酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)(3)盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NaAc水解：Ac－+H2OOH－+HAcH+酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)NH4Cl水解:+H2OH3O++NH3H+酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)4NH(4)非水溶液中的酸碱反应，例如NH4Cl的生成：(1)(2)(2))1(ClNHNHHCl43碱酸碱酸H+液氨中的酸碱中和反应：NaCl2NHNaNHClNH324H+2、酸的相对强度和碱的相对强度105a105.8101.8HCNHAcK区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。例如，H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。水对强酸起不到区分作用，水能够同等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的质子全部夺取过来。酸越强其共轭碱越弱碱越强其共轭酸越弱OHNHHCOAcPOHHSOClOOHNHCOHHAcPOHSOHHClO334244243243424碱性：酸性：上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为：3424HNOSOHHClHClOHI四、一元弱酸、弱碱的解离平衡1．解离平衡和Ka)HAc()Ac()OH()HAc(3acccK电离常数(aq)Ac(aq)OHO(l)HHAc(aq)32初始浓度/mol·L-10.1000平衡浓度/mol·L-10.10－xxxx10.0x)HAc(2aKx=1.3×10－3解离度(a)%100%1000eq0cccα初始浓度已解离的浓度c(H3O+)=c(Ac－)=1.3×10－3mol·L-1c(HAc)=(0.10－1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1)(OH)O(H3wccKc(OH－)=7.7×10－12mol·L-189.2)O(HlgpH3c%3.1%10010.0103.13α醋酸的解离度HA(aq)H+(aq)+A－(aq)初始浓度c00平衡浓度c–cαcαcαcKcKKccKHAHA11104001a2a2a2a）（）（时，当忽略水的电离稀释定律：在一定温度下（Ka为定值），某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。2、α与Ka的关系：解：c00.20000ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%5323343b33108.1109.1200.0)109.1()NH()OH()NH()NH(27.11)109.1lg(14pOH14pH109.1%95.0200.0)OH(cccKc3.一元弱碱的解离平衡相关计算：)aq(OH(aq)NHO(l)H(aq)NH423例：已知25℃时，0.200mol·L-1氨水的解离度为0.95%，求c(OH－),pH值和氨的解离常数。五、多元弱酸溶液的解离平衡(分步解离）)OH(OH10107.4)HCO()CO()OH()COH((aq)CO(aq)OHO(l)H(aq)HCO102.4)COH()HCO()OH()COH