大学化学 第三章 电解质溶液-wen

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衡量弱电解质的解离程度的大小，除了解离 常数，还有一个物理量——解离度
第三章
电解质溶液
大 二. 解离度(Degree of dissociation)及其影响因素 学 1. 解离度 已解离的分子数 解离的分子浓度 化 100 ％＝ 100 ％ 分子总数 分子总浓度 学
H2S
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H HS
c( H ) c( HS ) K a1 9.1 108 c( H 2 S )
c( H ) c ( S 2 ) 12 1 . 1 10 c( HS )
HS
H S 2 K a 2
多重平衡体系：H 2 S
电解质具有相同离子的其它强电解质，使弱电解质 解离度降低的现象，叫做同离子效应。
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大 学 化 学
3. 水的解离平衡和pH值
纯水有微弱的导电性，所以水也是一种很弱的电解质， 常温下，有很少的一部分水分子发生了解离： H 2O H O H
K θ (H2O) c(H ) c(OH ) K W
H Ac
y


0.1-y
0.1+y
y ( 0 . 1 y ) 则： K (HAc) 1.76105 0.1 y
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由于存在同离子效应，解离度降低，解离出的 H＋浓度变小，所以：
0.1- y 0.1 y 0.1
y 1.7610 (mol dm ) c' (H ) 1.76105 mol dm 3
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为了使用方便，常采用pH值来表示水溶液的酸碱性。即 定义：
pH = - lg c(H+)
pOH = - lg c(OH-)
pKw = - lg Kw
注意“p”要用小 写，代表取负对数 的意思
根据水的解离平衡关系，它们之间有如下的联系： College Chemistry c(H+) · c(OH-) = Kw = 1.00 ×10-14 , pH + pOH = pKw = 14 对于纯水或中性的水溶液（如NaCl等）： pH = pOH = 7.0 对于酸性溶液: c(H+) > 10-7, c(OH-) < 10-7, pH < 7.0 对于碱性溶液: c(OH-) > 10-7, c(H+) < 10-7, pH >7.0
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★不同浓度HAc溶液的酸度和电离度的关系★
c酸
/ mol· dm-3
c(H+)
/ mol· dm-3
α /% 0.42 1.33 4.2
1.00
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42×10-4 13.3×10-4 4.2×10 -4
0.10 0.01
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H Ac
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一般简写为：HAc
解离过程达到平衡时，根据化学平衡原 理，解离平衡的平衡常数为：
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c(H+)、c(Ac-)、c(HAc)分别表示达到解离平衡 时H+、Ac-、HAc的浓度， cӨ=1 mol/L

Kθ为标准解离常数，简称为解离常数
（同一溶液体系，可以用浓度代替物质的量）
解离度与平衡常数的关系：一元弱酸HA
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HA H A 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1-) c c
( cα) cα cα Ka = = = c(1 - α) c(1 - α) 1 - α
2
2
2
2
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2 H S 2
K K1 K 2
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多元弱电解质的解离常数是逐级减小的： 大 学 Ka2<<Ka1，说明解离程度越来越小。 化 原因： 学 1. 第二步解离是由带负电的 HS － 解离出 H ＋ ，
显然比从中性的H2S 解离出H＋要困难得多
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5 3
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pΗ lgcΗ lg1.76 10-5 4
5
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解：（1）解法1：设平衡时H＋浓度为x mol· dm-3。 （平衡常数已知，求平衡浓度） HAc H Ac
0.1-x x x x2 K (HAc) 1.76105 0.1 x c 500 ,可作近似计算：0.1-x≈0.1 K
x2 1.76 10 5 则： 0.1
平衡：
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x 1.33 10-3 (mol dm3 )
c(H ) c(Ac ) 1.33 10-3 mol dm3
pΗ lgcБайду номын сангаасΗ lg1.33 10-3 2.88
x 1.33 103 100% 100% 1.33% 0.1 0.1
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大 一.解离平衡和解离常数 (Dissociation equilibrium and dissociation constant) 学 以HAc为例 化 学 HAc在水中的解离是这样的：
HAc(aq) H 2O(l )
H3O (aq) Ac (aq)
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大 2. 影响解离度的因素 学 K （1）稀释定律：由 化 c 学
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可以推断：c越小，则越大，所以这个关系式又 叫做稀释定律。也就是说：随着弱电解质溶液不 断稀释， 会不断增大。
注意：① c为弱电解质的原始浓度 ② 不断增大，但解离出的离子浓度不 一定大（c ）。
大 （2）同离子效应(common ion effect) ： 学 化 HAc H Ac 学
在HAc溶液中加入NaAc（强电解质），结果：
溶液中Ac－浓度增大，相当于增大了产物浓度，根
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据平衡移动原理，解离平衡逆向移动，使得HAc的
解离度降低。像这样在弱电解质溶液中，加入与弱
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大 三.有关解离平衡的计算 学 （主要是计算离子浓度和解离度） 化 【例】 学 （1）计算室温下0.1 mol· dm-3 HAc溶液的pH 值、
Ac－浓度和HAc的解离度。
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（ 2 ）在上述溶液中加入 NaAc 晶体，使 NaAc 浓 度为 0.1mol· dm-3 ，计算此时溶液的 pH 值和 HAc 的解离度。 已知： K (HAc) 1.7610
pΗ lgc Η lg1.33 10-3 2.88
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3 （ 2 ）设达到新平衡时， c (H ) y mol dm 大
学 化 学
加入NaAc浓度为0.1mol· dm-3,Ac-的浓度增加了 0.1mol· dm-3。
HAc
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§3-1 弱电解质的解离平衡 §3-2 盐类的水解 §3-3 酸碱质子理论
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§3-4 难溶电解质和多相离子平衡
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§3.1 弱电解质的解离平衡
(Dissociation equilibrium of weak electrolyte)
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考虑到 cӨ=1 mol/L ，为了书写方便，解离常 数表达式中的cӨ和Ө符号省略，简写为：
c H c Ac K HAc c HAc
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NH4 OH
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再如： NH3 H 2O
c( NH4 ) c(OH ) K ( NH3 ) c( NH3 )
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大 解法2： c 500,可作近似计算： 设解离度为 ，∵ 学 K 化 学 Ka 1.76 105 2

c 0.1 1.33 10 1.33%
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c(H+ ) = c(Ac ) = c • α = 0.1 ×1.33% = 1.33×10-3 mol• dm-3
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nonelectrolyte
strong electrolyte
weak electrolyte
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大 可以认为： 学 AB→A＋ + B－(不可逆）强电解质的解离 化 ＋ + B－(可逆） 弱电解质的解离 AB A 学
弱电解质在水溶液中，存在着解离的正、负 离子和 未解离 的分子 之间的 平衡 —— 解离平 衡 (dissociation equilibrium)。
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electrolyte solution
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传统化学中有四大平衡问题：
1.酸碱平衡（弱电解质的解离平衡和盐类的水解） 本 章 2.难溶电解质的沉淀、溶解平衡 3.氧化还原平衡——第四章
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4.配位平衡——第七章
这四大平衡问题在理论研究和生产实践中，应 用都非常广泛。研究四大平衡的基础就是化学平衡 原理。
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电解质按其解离度的大小，有强电解质和弱电 大 学 解质之分： 化 强 电 解 质 ： 在 水 溶 液 能 中够 完 全 解 离 成 离 子电 的解 质 ， 如 ：HCl、NaOH、CuSO4 学
中能 部 分 解 离 的 电 解， 质 弱 电 解 质 ： 在 水 溶 液 仅 如 ：HAc、NH 3、H 2 S
（静电引力）。
2. 第一级解离产生的 H ＋ 对第二级解离有抑制
作用，相当于增大了产物浓度，使平衡逆向 移动，解离过程受到抑制。
(平衡移动)
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所以，对于多元弱电解质来说，主要以一级 解离为主，其解离程度的大小主要取决于 K1的大 小，H2CO3 、H3PO4、H2SO3都是这样。
2. K 值与温度有关，但一般解离过程的热效应
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（焓变）很小，温度对 K 影响不大，而且解离
过程一般都是在室温下进行的，所以实际应用
时，通常不考虑温度对K 的影响，认为它是个
常数。
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大 3. 多元弱电解质的解离是分步（分级）进行的， 学 每一步（级）都有一个相应的解离常数。 化 如： H2S 学
大 当 c 500 时，可采取近似计算：1－α≈1 (α≤5%) K 学 化 Ka 2 学 则：K a c c ——近似计算公式
弱碱：
Kb c
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此公式对于一元弱酸、 弱碱和多元弱酸的一 级解离都适用。
通过公式可以看出： 与Ka不同，它不是常数， 与弱电解质溶液本身的浓度有关。
298K精确的实验测得纯水中的离子的浓度为：
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c(H+) = 1.004×10-7 mol/L， c(OH-) = 1.004×10-7 mol/L
则： Kw = 1.004×10-7 × 1.004×10-7 = 1.00×10-14
Kw 称为水的离子积常数。
★对于水溶液体系，其c(H+) 和c(OH-) 的乘积总是等 于常数Kw 。
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弱酸(Weak acid)的解离常数：Ka；弱碱
(Weak base) 的解离常数： Kb 。对于具体的
弱酸、弱碱，一般可以把分子式标在 K的右
边：K ( HAc)、K ( NH3 )
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大 解离常数的性质： 学 化 1. 弱电解质解离程度大小的标志： K越大，说明 学 解离程度越大。一般K≤10-4——弱电解质

解离平衡和解离常数 解离度及其影响因素 有关解离平衡的计算 溶液pH值的测定和控制
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大 学 化 学
基本概念： 电解质(Electrolyte)：在水溶液中（或熔融状态下） 能够解离生成带电离子的化合物。 NaCl、HCl、NaOH ——电解质； 蔗糖——非电解质(Non Electrolyte)。