16第四章 电解质溶液

第四章电解质溶液唐超电解质溶液一、电解质和非电解质电解质在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物。非电解质在水溶液里和熔化状态下都不能导电的化合物。思考:1.金属铜、碳棒都能导电，是否为电解质？不是，电解质不可以是单质，必须是化合物。2.NaCl溶液、NaOH溶液能导电，那么它们是电解质吗？不是，电解质不可是混合物，必须是化合物。电解质必须是化合物！讨论：Na2O溶于水能导电，这说明Na2O是电解质，对吗？那Na2O是电解质吗，原因是什么？不对，导电的是NaOH。但是它是电解质，因为Na2O在熔融状态下可以导电；一般情况下，金属氧化物都是可以导电的。思考:1.蔗糖溶液不导电，所以说蔗糖溶液是非电解质，对吗？不对，蔗糖溶液是混合物，而非电解质必须是化合物。2.氧气不能导电，那么它是非电解质吗？不是，氧气是单质，而非电解质必须是化合物。非电解质必须是化合物！关于电解质的理解1.电解质划定范围是化合物。2.电解质的导电条件：水溶液或熔化状态。3.电解质必须是由于自身电离而导电。概念剖析经验之谈5.酸、碱、盐、金属氧化物等一般都是电解质。如：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CaOCH3COOH;Ca（OH)2、NH3·H2O、CaCO3;水4.能导电的不一定全是电解质,电解质不一定都能导电。强电解质在水中全部离解，如：NaCl→Na++Cl–HCl→H++Cl-H3O+→H+弱电解质在水中部分离解，离解过程是可逆的，如HAcH++Ac-强电解质弱电解质电解质•酸碱理论电离理论（1884年Arrhenius）质子理论(1923年BrönstedJN)酸碱质子理论到底什么是酸？什么是碱？•酸碱质子理论认为：•酸：凡能给出质子（H+）的物质。•碱：凡能接受质子的物质。•酸和碱既可以是分子，也可以是阴离子或阳离子。当一种酸给出1个质子后则变成了碱，而碱得到1个质子则变成了酸，酸和碱之间的关系可表示为：•酸碱H⇌•酸碱AcHHAcHPO4HPOHPOHHPOHCIHHCICO3HHCOHCOHCOH242424323332H⇌⇌⇌⇌⇌⇌⇌•酸、碱并非孤立，酸与碱之间的这种相互对应关系称为共轭关系，我们把仅相差1个质子的一对酸、碱称为共轭酸碱对。酸碱反应:一切包含有质子传递过程的反应酸1+碱2=酸2+碱1中和反应：HCl+NaOH=H2O+NaClHNO3+NH3=NH4++NO3-离解反应：HCl+H2O=H3O++Cl-HAc+H2O=H3O++Ac–水解反应：NH4++2H2O=H3O++NH3·H2OAc-+H2O=HAc+OH–复分解反应：HF+Ac-=HAc+F–上述反应都可以看作为酸碱反应。•按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。•例如HAc溶液呈酸性是由于HAc与H2O分子之间发生了质子的传递；NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。AcOHOHHAc32酸1碱2酸2碱1423NHOHOHNH碱1酸2碱2碱1⇌⇌•反应可在水溶液中进行，也可在非水溶剂中或气相中进行。OHHAcOHAcCINHNHHCI2-43强烈向右方进行明显偏向左方⇌⇌反应方向：总是由较强的酸或是较强的碱作用向着生成较弱的酸或较弱的碱的方向进行。当V离解=V分子化达动态平衡，这种平衡称为离解平衡。平衡时，弱电解质的离解程度称为离解度。用α表示：已离解的分子数α=—————————×100%离解前的总分子数HAcH++Ac-弱电解质的解离平衡%100%1000eq0cccα初始浓度已解离的浓度例题：在25℃时，称取6.0gHAc固体溶解在1L水中，待HAc充分溶解后，测得该溶液的[H+]浓度为1.8×10-3mol/L，求该溶液中HAc的解离度12341、离解度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不同电解质，其离解度不同；电解质越弱，离解度越小。2、弱电解质的离解度受其浓度的影响，浓度愈小，离解度愈大。并非离解度越大，酸（碱）性就越强。3、与溶剂有关。HAc+H2OH3O++Ac-)()()()(22OHaHAcaAcaOHaKa}/]{[}/]{[}/]{[2cHAccAccOHKa][][][2HAcAcOHKa当溶液中浓度为1mol/L,忽略c解离常数Ac-+H2OHAc+OH-][]][[AcOHHAcKb碱的解离平衡浓度对质子转移平衡的影响（稀释定律）HA=H++A-初：c00平：c–cαcαcα当α很小时，1－α≈1Ka=cα21)(22)()()(cccccccKHAAHacKa此式为稀释定律的数学表达式。（1）离解度与弱电解质的本性有关。（2）离解度与浓度的平方根成反比。（3）离解度与温度有关。上式同样适用于弱碱的离解，只需将Ka变为Kb水的解离平衡Kw=c（H+）·c（OH-）说明：1.常温（25℃）Kw=1×10-142.稀溶液3.温度升高,Kw变大水的离子积(常数)：温度0℃20℃25℃50℃90℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-143.8×10-131×10-12问题与讨论1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生改变？2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子积是否发生改变？升温呢？3、在酸碱溶液中，水电离出来的c(H+)和c(OH-)是否相等？4、100℃时，水的离子积为10-12，求纯水中c(H+)为多少？注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.25℃HcpHlgpH仅适用于表示H+浓度或OH-浓度在1mol/L以下的溶液酸碱性酸碱平衡中有关浓度的计算水溶液的pH值H2O=H++OH-室温下纯水中：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/LpH=-lgc(H+)=7加酸后，c(H+)10-7mol/Lc(H+)c(OH-)酸性pH7加碱后，c(H+)10-7mol/Lc(H+)c(OH-)碱性pH7因为Kw=c(H+)c(OH-)=1.0×10-14pKw=pH+pOH=14pH=14–pOH注意：pH值相差一个单位，c(H+)相差10倍。溶液酸性越强，pH值越小，反之，溶液碱性越强，pH值越大。测定溶液的pH值方法很多，如用酸碱指示剂、pH试纸可粗略测定，若需精确测定，则可用精密酸度计。一元弱酸、弱碱的解离平衡aKwK共轭酸碱强酸(碱)溶液pH的计算弱酸(碱)溶液pH的计算一元弱酸(HA)质子条件式:[H+]=[A-]+[OH-]平衡关系式精确表达式:[H+]＝Ka[HA]+Kw[H+]=+[H+]Ka[HA][H+]Kw若:Kaca10Kw,忽略Kw（即酸的离解远大于水的离解,忽略水的离解）近似计算式:最简式:若:ca/Ka500,则ca-[H+]≈ca[H+]＝Ka[HA]+Kw精确表达式：[H+]＝Ka(ca-[H+])[H+]＝Kaca一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算例1：计算0.1mol/LHAc溶液的pH值。Ka=1.76×10-5例2：计算0.1mol/LNH3溶液的pH值。Kb=1.78×10-5酸碱平衡的移动浓度对质子转移平衡的影响HA=H++A-)()()(HAAHacccK1、同离子效应：在弱电解质中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质的离解度降低，这一现象称为同离子效应。同离子效应和盐效应例：HAc+NaAc,HAc的离解度降低。NH3·H2O+NH4Cl，NH3·H2O的离解度降低。HAc+HCl，HAc的离解度降低。2、盐效应在弱电解质溶液中加入与弱电解质不相同的盐类，使弱电解质的离解度稍稍增大，这种作用称为盐效应。例：HAc+NaClHAc的离解度稍增大。HAc+NaAc既有同离子效应也有盐效应。只不过同离子效应比盐效应大得多。缓冲溶液一升HAc+NaAc混合液加0.01molHCl或加0.01molNaOHpH基本不变（pH试纸检测）一升纯水加0.01molHCl，pH=2pH=7pH=2加0.01molNaOH，pH=12pH=7pH=120.1mol/L例：用NaH2PO4和Na2HPO4制备pH=7.51的缓冲溶液，问NaH2PO4和Na2HPO4的浓度比是多少？H3PO4的pK2=7.217.51=7.21–lgCa/CblgCa/Cb=-0.3lgCb/Ca=0.3Cb/Ca=2Na2HPO4浓度是NaH2PO4浓度的2倍。例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mol/LNH4Cl混合，计算混合液的pH.Kb=1.76×10-5解：混合后，c(NH3·H2O)=5×1/20=0.25(mol/L)c(NH4Cl)=0.2×15/20=0.15(mol/L)pOH=pKb–lg（Cb/Ca）=4.75–lg(0.25/0.15)=4.53pH=14–4.53=9.47例：将0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/LNaOH10ml混合，计算溶液的pH。解：HAc+NaOH=NaAc+H2O生成的c(NaAc)=0.1×10/(10+10)=0.05(mol/L)剩余的c(HAc)=(0.3×10-0.1×10)/20=0.1(mol/L)pH=4.75–lg(0.1/0.05)=4.45设想1:往水中加CH3COONa,对水的电离平衡有何影响?水中c(H+),平衡向移动,c(OH-),最后c(H+)c(OH-),溶液呈性.减小右增大＜碱为什么不同的盐溶液，表现出不同的酸碱性？第四节盐类水解设想2:往水中加NH4Cl,对水的电离平衡有何影响?水中c(OH-),平衡向移动,c(H+),最后c(H+)c(OH-),溶液呈性.减小右增大＞酸盐类的水解在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应叫“盐类的水解”.水解的条件：水解的实质：水解反应与中和反应的关系:酸+碱盐+水中和水解生成弱电解质。破坏了水的电离平衡()。1、概念促进2、盐类水解的规律（1）强酸弱碱盐（NH4Cl、AlCl3、CuSO4、FeCl3)CuSO4==Cu2++SO42-H2OOH-+H++Cu(OH)2水解离子方程式：Cu2+＋2H2O＝Cu(OH)2+2H+【结论】强酸弱碱盐水解呈酸性。（2）强碱弱酸盐（CH3COOH、Na2CO3、NaHCO3、K2S、KF、K2SO3)Na2CO3==2Na++CO32-H2OOH-+H++HCO3—水解离子方程式：CO32-＋H2O＝HCO3—+OH—【结论】强碱弱酸盐水解呈碱性。（3）强酸强碱盐因不能与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质,所以强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。（Na2SO4、KCl、NaNO3等)（4）弱酸弱碱盐（（NH4)2CO3、Mg(HCO3)2等）◎盐类水解的规律：有弱就水解，阴阳离子均发生水解（双水解）。谁强显谁性，都强显中性。（5）盐类的双水解少数强碱弱酸盐溶液和强酸弱碱溶液相混合，双水解程度大，最终生成弱酸和弱碱。无弱不水解，C、NaNO3向水中加入下列哪些物质，可使水的电离平衡发生移动？怎样移动？向左移动向右移动不移动向左移动向右移动A、H2SO4练习B、FeCl3E、KOHD、K2CO34、水解平衡的影响因素（一）内因：盐的本性（越弱越水解）对应的酸越弱酸越难电离水解后OH-浓度大PH值大酸根离子与H+的结合能力越强碱性强（二）外因：压强与催化剂对水解平衡无影响CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-吸热①、温度：升温促进水解，降温抑制水解CH3COONa的酚酞溶液加热后颜色：加深②、浓度：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+加水稀释，促进水解,[H+]减小③、酸度：1.什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？一定温度下,一定量的溶剂里不能再溶解溶质的溶液叫饱和溶液。能继续溶解溶质的溶液叫不饱和溶液。第五节沉