第六章 电解质溶液和离子平衡

第6章电解质溶液和离子平衡复习是化学变化中的最小微粒。同一类原子的总称，具有相同核电核数（相同质子)的同一类原子的总称。由同种元素组成的纯净物。一种物质组成，具有不变的组成，有一定的性质，它可由同种元素组成，有一定的性质，它可由同种元素组成，也可由不同种元素组成。原子：元素：单质：纯净物：化合物：由不同种元素组成的纯净物混合物：由两种或两种以上物质混合而成，没有发生化学反应，混合物里各物质保持着原来的性质，如空气等。物质：由纯净物和混合物组成。6-1电解质溶液电解质强电解质弱电解质区别常根据电离度的大小电解质相应的分为强电解质和弱电解质。6-1-1电解质在水溶液中或在熔化状态下能导电的化合物叫做电解质。（1）强电解质：在水溶液中能全部离解成离子的电解质强电解质H2SO4、HCI、HNO3等。强酸强碱盐NaOH、Ca(OH)2、KOH等。可溶性的盐如NaCl、CuSO4等。难溶液性的盐如AgCl、BaCl2等。6-1-1电解质在水溶液中只有一部分离解的电解质叫做弱电解质。（2）弱电解质：（3）电离：电解质在水溶液中或在熔化状态下，分离成为离子的过程叫电离。＊注：电离过程在水溶液中或在热的作用下发生的，并非通电后引起的。强电解质理论1923年，德拜和休格尔提出。①强电解质在水中是完全电离的。如离子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等强极性键化合物：HCl，H2SO4（H++HSO4-）等要点：②离子之间相互作用，使离子的行动并不自由。离子在溶液中的运动受到周围离子氛的牵制。阳离子周围有阴离子氛，阴离子周围有阳离子。并非完全自由。6-1-1电解质6-1-2表观电离度由于离子间的互相牵制，实验测得的离解度（通常都小于100%）。如KCl为86%。通常强电解质的表观电离度大于30%。电解质电离式表观电离度/%氯化钾KCl→K++Cl-86硫酸锌ZnSO→Zn2++SO42-40盐酸HCl→H++Cl-92硝酸HNO3→H++NO-392硫酸H2SO4→H++HSO4-61氢氧化钠NaOH→Na++OH-91氢氧化钡Ba(OH)2→Ba2++2OH-816-2水的电离和溶液的PH值水是一种极弱的电解质，绝大部分以水分子形式存在，仅能离解出极少量的H+和OH-。实验表明，纯水也有微弱的导电性6-2-1水的离解平衡{c(H+)/cΘ}·{c(OH-)/cΘ}{c(H2O)/cΘ}KΘ==C′(H+)·c′(OH-)C′(H2O)式中c′为物种浓度c与标准浓度cΘ的比值，其量纲为1；而c的量纲为mol·L-1。1．水的离解平衡：H2OH++OH-6-2-1水的离解平衡2．水的离子积因为H2O的电离极弱，电离的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数。得：[H+][OH-]=K[H2O]=Kw（Kw：常数）水的离子积随温度升高而稍有增加，在25℃时,KWΘ=1.00×10-14.也就是说，在25℃时，在1升水中仅有1.00×10-7mol的水发生了离解6-2-2溶液的酸碱性和pH1.溶液的pH与酸碱性:[H+]﹤[OH-]时，碱性，[H+]﹤10-7，pH﹥7溶液酸碱性的pH表示法:pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH-]25℃时，pH+pOH=pKw=14（25℃）[H+]=[OH-]时，中性，[H+]=10-7，pH=7[H+]﹥[OH-]时，酸性，[H+]﹥10-7，pH﹤7在纯水中加入碱，[OH-]↑，[H+]↓例1：已知[H+]=5.6×10-5mol/L，则pH=？已知pH=0.25,则[H+]=？2.对纯水或在纯水中加入酸、碱或其它物（浓度较稀）都适用6-2-2溶液的酸碱性和pH而[H+][OH-]=Kw不变在纯水中加入酸，[H+]↑，[OH-]↓例2：0.050mol·L-1的HCl溶液的pH和pOH.5-lg5.6=4.2510-0.25=0.562mol/L解:HCl→H++Cl-,c(H+)≤0.050mol·L-1.pH=-lgc′(H+)=-lg0.050=-[-2+0.70]=1.30.pOH=pKWΘ–pH=14.00–1.30=12.70.6-2-3溶液pH值的测定方法酸碱指示剂多是一些有机染料，为有机弱酸或弱碱,它们的分子或离子在不同的PH值时，因为本身结构变化而呈现不同的颜色。常见酸碱指示剂的变色范围：甲基橙(红3.1~橙~4.4黄)甲基红(红4.4~橙~6.2黄)石蕊(红5.0~紫~8.0蓝)酚酞无8.2~粉红~10.0红)测定pH值的方法很多，常用的有酸碱指示剂、pH试纸以及pH计。6-3弱酸弱碱的电离平衡6-3-1一元弱酸、弱碱的离解平衡1．离解常数弱酸,弱碱在溶液中部分电离,在已离解的离子和未离解的分子之间存在着离解平衡,其平衡常数叫做离解常数.{c(H+)/cΘ}·{c(A-)/cΘ}c(HA)/cΘKaΘ==c′(H+)·c′(A-)c′(HA){c(B+)/cΘ}·{c(OH-)/cΘ}c(BOH)/cΘKbΘ==c′(B+)·c′(OH-)c′(BOH)以一元弱酸HA为例，其离解平衡式及其标准离解常数为：若以BOH表示弱碱，则：HAKaHCOOH1.77×10-4HAc1.75×10-5HClO2.80×10-8HCN6.20×10-106-3-1一元弱酸、弱碱的离解平衡HAH++A-BOHB++OH-(2)KaΘ可用来表示酸的强弱.KaΘ越大，该弱酸的酸性越强，10-2—10-3之间的称为中强酸KaΘ〈10-4弱酸6-3-1一元弱酸、弱碱的离解平衡(1)KaΘ、KbΘ主要与温度有关,与浓度无关.＊注意:2.离解度6-3-1一元弱酸、弱碱的离解平衡（1）对于弱电解质来说,除了用离解常数表示电解质的强弱外,还可用离解度（α）来表示其离解的程度:（2）电离常数与电离度的关系定性：相同：都可以表示弱电解质的相对强弱。不同：电离常数是化学平衡常数的一种；是某弱电解质的特征常数。基本不随浓度变化。电离度是转化率的一种。电离度随浓度变化。α=×100%弱电解质的起始浓度已离解的弱电解质浓度离解度越大，表示该弱电解质相对较强。KaΘ===c′(H+)·c′(A-)c′(HA)c′α·c′αc′(1-α)c′α21-α定量：以一元弱酸HA为例,其离解度α,离解常数KaΘ和浓度c之间的关系推导如下:起始浓度c0c00平衡浓度cc(1–α)cαcα6-3-1一元弱酸、弱碱的离解平衡HAH++A-1).精确公式:也就是说,c′α2+KaΘα-KaΘ=0,α=－KaΘ+√(KaΘ)2+4c′KaΘ2c′－KaΘ+√(KaΘ)2+4c’KaΘ2c’c(H+)=cα=c·－KaΘ+√(KaΘ)2+4c’KaΘ2=·cΘ6-3-1一元弱酸、弱碱的离解平衡α=√KaΘ/c’c'(H+)=√KaΘ·c’对于一元弱碱的电离将得到同样形式的公式：2).近似公式:当1-α≈1时,或c/KaΘ500时,KaΘ=c′α2上式也称为稀释定律:电离度α与浓度的平方根成反比,与离解常数的平方根成正比。α=√KbΘ/c’c'(OH-)=√KbΘ·c’例3．(1).已知25℃时,KaΘ（HAc）=1.75×10-5。计算该温度下0.10mol·L-1的HAc溶液中H+、Ac-离子的浓度以及溶液的pH,并计算该浓度下HAc的离解度；6-3-1一元弱酸、弱碱的离解平衡3．一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度及pH的计算解(1)醋酸的离解平衡式如下,并设达平衡时有xmol·L-1的醋酸离解KaΘ==C’(H+)·c’(Ac-)c‘(HAc)x·x0.10-xHAH++Ac-起始浓度c0/mol·L-10.1000平衡浓度c/mol·L-10.10–xxxx=c’(H+)=c’(Ac-)=√KaΘ·c’=√1.75×10-5×0.10=1.3×10-3c'(H+)=√KaΘ·c’∵c/KaΘ==0.10÷(1.75×10-5)500,∴可用近似公式pH=-lgc’(H+)=-lg1.3×10-3=2.88α=(1.3×10-3/0.10)×100%=1.3%(2)如将此溶液稀释至0.010mol·L-1,求此时溶液的H+浓度、pH、及离解度。解(2).∵c/KaΘ=0.010÷(1.75×10-5)500,∴仍可用近似公式pH=-lgc’(H+)=-lg4.2×10-4=3.38α=(4.2×10-4/0.010)×100%=4.2%x=c’(H+)=√KaΘ·c’=√1.75×10-5×0.010=4.2×10-4KbΘ（NH3）===1.8×10-5c'(NH4+)·c’(OH-)c'(NH3)(6.0×10-4)20.020α=×100%=×100%=3.0%6.0×10-40.020c’(OH-)c'(NH3)例4．25℃时，实验测得0.020mol·L-1氨水溶液的pH为10.78,求它的离解常数和离解度.6-3-1一元弱酸、弱碱的离解平衡解：pH=10.78,pOH=14.00–10.78=3.22.c(OH-)=6.0×10-4mol·L-1.氨水的离解平衡式为NH3+H2ONH4++OH-起始浓度c0/mol·L-10.02000平衡浓度c/mol·L-10.020–6.0×10-46.0×10-46.0×10-46-3-2多元弱酸的离解平衡多元弱酸在水中的离解是分步进行的。此处以碳酸和磷酸为例。Ka1Θ（H2CO3）==4.4×10-7c'(H+)·c’(HCO3-)c'(H2CO3)Ka2Θ（H2CO3）==4.7×10-11c'(H+)·c’(CO32-)c'(HCO3-)1．碳酸分两步离解：＊第一步离解：H2CO3H++HCO3-＊第二步离解：HCO3-H++CO32-Ka1Θ（H3PO4）==7.1×10-3c'(H+)·c’(H2PO4-)c'(H3PO4)Ka2Θ（H3PO4）==6.3×10-8c'(H+)·c’(HPO42-)c'(H2PO4-)Ka3Θ（H3PO4）==4.2×10-13c'(H+)·c’(PO43-)c'(HPO42-)2．磷酸分三步离解：第一步离解：H3PO4H++H2PO4-第二步离解：H2PO4-H++HPO42-第三步离解：HPO42-H++PO43-6-3-2多元弱酸的离解平衡3．对于多元弱酸的分步离解，因为Ka1ΘKa2Θ,其氢离子浓度主要来自第一级电离,当求氢离子浓度时可当作一元弱酸来处理.6-3-2多元弱酸的离解平衡c’(H+)=c’(HCO3-)=√KaΘ·c’=√4.4×10-7×0.040=1.3×10-4Ka2Θ（H2CO3）==c’(CO32-)=4.7×10-11c'(H+)·c’(CO32-)c'(HCO3-)例5．室温时，碳酸饱和溶液的浓度为0.040mol·L-1,求此溶液中的H+、HCO3-和CO32-离子浓度。解：1).先求氢离子浓度,因Ka1ΘKa2Θ,且c/Ka1Θ0.040÷(4.4×10-7)500,＊二元弱酸的酸根离子浓度刚好等于其二级离解常数.2).再求碳酸根离子浓度:6-4缓冲溶液6-4-1同离子效应1、同离子效应：在弱电解质溶液中,当加入含有相同离子的易溶强电解质时使弱电解质离解度降低的现象叫做同离子效应.例如：NH3+H2O=NH4++OH-加入NH4Cl→NH4++Cl-平衡将向左移动。2、缓冲溶液的组成缓冲对弱酸-弱酸盐[H+]=KaC酸/C盐弱碱-弱碱盐[OH-]=KbC碱/C盐6-4-2缓冲溶液1、缓冲溶液定义：能够抵抗外加的少量强酸、强碱或者稀释而使其pH基本保持不变的溶液。编号加入1.0mol/L的HCl溶液1.0mL加入1.0mol/L的NaOH溶液1.0mL11.0L纯水PH：7.0→3.0ΔPH=4.0PH：7.0→11.0ΔPH=4.021.0L溶液中含有0.1molHAc和0.1molNaAcPH：4.76→4.75ΔPH=0.01PH：4.76→4.77ΔPH=0.0131.0L溶液中含有0.1molNH3和0.1molNH4ClPH：9.26→9.2