第四章 电解质溶液

第四章电解质溶液与缓冲溶液湖南环境生物职业技术学院学习目标●会区分强电解质和弱电解质。知道弱电解质电离平衡概念●能说出pH与溶液酸碱性的关系，能进行有关基本计算●知道酸碱质子理论●知道缓冲溶液的组成，了解缓冲溶液的原理，能进行缓冲溶液pH的基本计算，了解缓冲溶液在医学上的意义第一节弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质（一）强电解质概念：凡是在水溶液中完全电离的电解质称为强电解质。其电离方程式通常用“”来表示强电解质电离的不可逆性、单向性。例如：HCl=H++Cl－HNO3=H++NO3-NaOH=Na++OH－强电解质：在水溶液中完全电离强酸：HCl、H2SO4、HNO3强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2易溶盐：NaCl、KNO3、Na2SO4、Na2CO3、NaHCO3、Na3PO4、NH4Cl、AgNO3、CuSO4…（二）弱电解质概念：凡是在水溶液中只能部分电离成离子的电解质称为弱电解质。电离方程式用“”表示弱电解质电离的可逆性、双向性。例如：醋酸：CH3COOHH++CH3COO－氨水：NH3·H2ONH4++OH－如果弱电解质是多元弱酸，则它们的电离是分步进行的，如碳酸的电离过程：第一步电离H2CO3H++HCO3－第二步电离HCO3－H++CO32－弱电解质：在水溶液中部分电离弱酸：CH3COOH(HAc)、H2CO3、H3PO4、H2S……弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Cu(OH)2、Zn(OH)2……HCl→H++Cl-NaCl→Na++Cl-NaOH→Na++OH-（三）电离方程式Na2CO3→2Na++CO3-CH3COOHCH3COO-H+NH3.H2ONH4+OH-H2CO3HCO3-CO32-HCO3-H+H+++++HNO3AgNO3练习：写出下列电解质的电离方程式HAcH2SNH4ClNaHCO3HNO3→H++NO3-AgNO3→Ag++NO3-NH4Cl→NH4++Cl-NaHCO3→Na++HCO3-练习：写出下列电解质的电离方程式HAcAc-H++H2SHS-S2-HS-H+H+++二、电离平衡和电离度（一）电离平衡概念：在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程即达到动态平衡，称为弱电解质的电离平衡。电离平衡是动态平衡。（二）电离常数概念：电离平衡时，已解离的各离子浓度冪次方乘积与未解离的分子浓度的比值是一常数。例如，醋酸的电离平衡和电离常数可表示如下：Ki为电离常数。Ki的大小可表示弱电解质（弱酸，弱碱等）在水溶液中电离成离子的程度，Ki越小，则电离程度越小。HAcAcHAcHHAciK常用Ka表示弱酸的电离常数，Kb表示弱碱的电离常数。Ki与弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。a[H][Ac]K[HAc]Ka1=7.52×10-3Ka3=2.2×10-13（一）电离平衡及电离常数Ki4b32[NH][OH]K[NHHO]Ka2=6.23×10-8HAcAc-H++NH3.H2ONH4+OH+-H3PO4H+H++++H+H2PO4-H2PO4-HPO42-PO43-HPO42-一些弱酸和弱碱的电离常数如表4-1所示：（表中Ka1、Ka2、Ka3分别是多元弱酸的一级电离常数、二级电离常数、三级电离常数。）弱酸或弱碱电离常数弱酸或弱碱电离常数HAc（醋酸）Ka=1.76×10-5H2CO3（碳酸）Ka1=4.3×10-7NH3·H2O（氨）Kb=1.77×10-5Ka2=5.6×10-11H3PO4（磷酸）Ka1=7.5×10-3H2C2O4（草酸）Ka1=5.9×10-2Ka2=6.2×10-8Ka2=6.4×10-5Ka3=2.2×10-13HCN（氢氰酸）Ka=4.93×10-10H2S（氢硫酸）Ka1=9.1×10-8H2SO3（亚硫酸）Ka1=1.54×10-2Ka2=1.1×10-12Ka2=1.02×10-7几种弱电解质的电离常数（25℃）关于电离常数的几点说明：①Ka或Kb与电解质的本性有关，电离常数的大小说明弱电解质电离程度的大小，反映了弱电解质的相对强弱。②Ka或Kb与温度有关，与浓度无关。③多元弱酸：Ka1Ka2Ka3（三）电离度概念：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，已电离的弱电解质分子数占电离前该弱电解质分子总数的百分数。用符号α表示。%100a已解离的分子数分子总数电解质电离度电解质电离度HAc1.32%H2S0.07%NH3·H2O1.33%HCl92%HCOOH4.42%H2SO461%HCN0.01%NaOH91%H2CO30.17%ZnSO440%几种电解质的电离度（25℃，0.1mol/L）关于电离度的几点说明：①电离度与电解质的本性有关，它更直观地反映电解质电离程度。②电离度与温度及浓度均有关：温度越高，电离度越大；浓度越大，电离度越小。三、同离子效应概念：在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质含有相同离子的强电解质时，可使弱电解质的解离度降低。例如：在HAc溶液中，若加入少量含有相同离子的强电解质NaAc。AcHAc+H2ONaAcHCl加入或H+OHNH3+NH4ClNaOH加入或NH4+·子效应离同四、离子反应及离子方程式HCl+NaOH=NaCl+H2ONa2SO4+BaCl2=2NaCl+BaSO4↓CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2OZn+H2SO4=ZnSO4+H2↑NH3.H2ONH4ClHCl++H2O（一）离子反应发生的条件反应过程中生成：①水②难溶物③气体④单质⑤弱电解质（二）离子方程式的书写步骤①将强电解质写成离子形式②去掉未参加反应的离子③整理2Na++SO42-+Ba2++2Cl-=2Na++2Cl-+BaSO4↓H++Cl-+Na++OH=Na++Cl-+H2OHCl+NaOH=NaCl+H2OH++OH=H2ONa2SO4+BaCl2=2NaCl+BaSO4↓SO42-+Ba2+=BaSO4↓CaCO3+2H++2Cl-=Ca2++2Cl-+CO2↑+H2OZn+2H++SO42-=Zn2++SO42-+H2↑CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2OZn+2H+=Zn2++H2↑CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2OZn+H2SO4=ZnSO4+H2↑NH3.H2ONH4ClHCl++H2OH+NH3.H2ONH4+Cl-++H2OCl-++H+NH3.H2ONH4+++H2O练习：写出离子方程式①AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3②Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2↑+H2O③NH4Cl+NaOH=NH3↑+H2O+NaCl④Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O⑤Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2⑥HAc+NaOH=NaAc+H2OH2CO3.NaHCO3NaOH++H2O⑦小结：一、强电解质二、弱电解质三、电离方程式四、弱电解质的电离平衡（一）电离常数（二）电离度（三）同离子效应五、离子反应及离子方程式第二节酸碱质子理论酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱，酸是质子的给体，碱是质子的接受体。一、酸碱的定义酸H++碱HClH++Cl－HAcH++Ac－H2CO3H++HCO3－HCO3－H++CO32－H++NH3NH4+H3OH++H2OH2OH++OH－+☆酸碱半反应☆酸碱的范围：分子、离子、盐、氢氧化物等。☆两性物质☆共轭酸碱对（1）上述关系式又称酸碱的共轭关系，酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。（2）酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。（3）有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，如：H2O,HCO3-这些物质称为两性物质。（4）在质子理论中没有盐的概念。（5）酸碱质子理论体现了酸和碱的关系：相互依存、相互转化。而且酸越强，其共轭碱就越弱，反之亦然。二、酸碱反应的实质1212ABBA+H酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：酸1+碱2碱1+酸2酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程：较强酸+较强碱=较弱碱+较弱酸三、酸碱反应（一）电离1、水的电离（水的自递反应）H2O+H2O=H3O++OH-Kw=[H3O+][OH-]=10-14Kw—水的离子积常数（又称水的自递常数）2、酸在水中的电离HAc+H2O=H3O++Ac-[HAc]]][AcO[HK3a3、碱在水中的电离NH3+H2O=NH4++OH-][NH]][OH[NHK34b4、共轭酸碱对的Ka和KbHB+H2O=H3O++B-[HB]]][BO[HK3aB-+H2O=HB+OH-][B][HB][OHKbKa·Kb=[H3O+][OH-]Ka·Kb=Kw=1×10-14（二）中和反应1、有溶剂参加的质子传递HCl+NaOH=NaCl+H2O可看成是：HCl+H2O＝H3O++Cl-H3O++NaOH=Na++H2O2、无溶剂参加的质子转移NH3+HCl=NH4Cl上述反应中，质子直接从HCl转移到NH3，生成其对应的共轭酸和共轭碱。（三）盐的水解H2OAc-HAc++OH-H2ONH4+NH3H2O++.H+总之，酸碱质子理论中的酸碱反应包括中和、电离、自递、水解等多种形式。第三节溶液的酸碱性一、水的电离（一）水的质子自递反应：OHOHOHOH223K质子自递反应：发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用。水的质子自递反应可表示如下：在一定温度下水的质子自递反应（也称水的电离反应）达到平衡时，OHOHOHOH322式中的[H2O]可看成是一常数，将它与K合并，得：w223OHKOHOHKKw：水的离子积常数。在一定温度下，纯水中H3O+离子的平衡浓度与OH-离子的平衡浓度的乘积为一定值（室温下一般为Kw=1.0X10-14）此关系也适用于任何水溶液。（二）共轭酸碱对的Ka与kb的关系现以共轭酸碱对HB-B-为例进行推导。共轭酸碱对HB-B-在溶液中存在如下质子转移反应：达到平衡时BOHHBHBBOH3baKK以上两式相乘得：wbaKKK共轭酸碱对中的弱酸的Ka，与其共轭碱的Kb的乘积等于KwOHHBOHBBOHOHHB232酸碱的强弱酸碱的强弱与Ka、Kb的关系1、酸的Ka11a2310514a47a1325a106.5KHCO1065.51077.110KNH104.3KCOH101.76KHAc2、碱的Kb41114a2Wb12387141aW2b3105--14b-5b3108.1106.510KKKCO103.2103.410KKKHCO1068.5101.7610KAc101.77KNH结论：①酸的Ka越大，酸性越强；碱的Kb越大，碱性越强。②酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱；碱的碱性越强，其共轭酸的酸性越弱。Ka·Kb=Kw=1×10-14二、溶液的酸碱性和pH（一）酸碱性与[H+]的关系常温时溶液的酸碱性与[H+]和[OH－]的关系为：中性溶液[H+]=[OH－]=1×10－7mol/L酸性溶液[H+]1×10－7mol/L[OH－]碱性溶液[H+]1×10－7mol/L[OH－]（二）pH对于H+离子浓度很低的溶液，常用pH（即氢离子浓度的负对数值）来表示溶液的酸碱性。pH=－lg[H+]7pH7pH7pH中性溶液中酸性溶液中碱性溶液中（二）液的酸碱性和pH中性溶液[H+]=[OH-]=10-7mol/L酸性溶液[OH-]10-7mol/L[H+]碱性溶液[H+]10-7mol/L＜[OH-]pH＝lg[H+]例如：[H+]=10-7mol/LpH＝lg10-7＝7[H+]=10-