第四章-电解质溶液和电离平衡

强电解质 弱电解质
2020/3/19
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。
2、表示方法（溶液中包含组分A+B）
（1）物质的量分数 B （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
B
nB nA nB
（2）质量摩尔浓度 m B ：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
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NaCl在水中的溶解过程
二、稀溶液的依数性
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。 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
➢ 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）
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mB mB
B
稀溶液中：
B
CB M A
mB
CB
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3、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。
H+
H2O(l)+H2O(l) 酸(1) 碱(2)
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H3O+(aq) +OH－(aq) 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：
H+
Ac－+H2O
碱(1) 酸(2)
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
NH4Cl水解:
H+
NH
4
+
H2O
100℃纯水中，实验测得：
水
的
Kw 7.41013
电 离 是
T Kw
吸 热 反
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应
二、溶液的pH值
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。
• 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
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例题：P153例1例2；练习题：P191－1
第二节 水的电离及pH值
一、 水的电离平衡
H2O (l) + H2O(l)
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0 .10
2、α与Ka的关系：
HA(aq) H+(aq) +
p
p
A
B
拉乌尔定律
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p为纯溶剂的饱和蒸气压
A为溶质的物质的量分数
B
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。
lewis酸与lewis碱之间 以配位键结合生成 酸碱加合物。
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H
••
HCl N3H H NH Cl
H
F
BF3 +
:F－
来自百度文库
F
B
F
F
Cu2+ +
NH3
2
4
:NH3
NH3Cu
NH3
NH 3
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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
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：
当溶液c(呈 H)酸 c(O性 H ) 时 c(H)110 7m/oLl 当溶液c(呈 H)中 c(O性 H )1 时 10 7m/oLl 当溶液c(呈 H)碱 c(O 性 H ) 时 c(H)110 7m/oLl
x
x
电离常数Ka
(HA)c
c(H3O) c(Ac)
c(HA)c
x2
K 2020/3/19 a
(HA)c 0.10x
x=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1 c(HAc) = (0.10－1.3×10－3) mol·L-1≈0.10 mol·L-1
H Fe(OH)(H2O)5 2 H Fe(OH)2 (H2O)4
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。
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如H ：S 4,O Fe(O2H O)5)2 (,H
HC3,H O2O,HS 等。
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。
或
H2O (l)
H3O+ (aq) + OH－(aq) H+ (aq) + OH－(aq)
Kw
c(H3O)c(OH)
c
c
或 Kw c(H3O)c(OH)
K w － 水的离子积常数，简称水的离子积。
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25℃纯水中，只有10-7mol/L水发生电离：
c(H)c(OH )1.0107moL1l Kw1.010 14
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2、 酸的相对强度和碱的相对强度
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。
HAc HCN
Ka 1.81 05 5.81 0 10
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”。
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
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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 在溶解或熔融状态下能导电的化合物
非电解质 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
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）
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酸
HAc H2PO4 HPO 24
NH 4
CH3NH3 Fe(H2O)6 3 Fe(OH)(H2O)5 2
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H+ +碱
H Ac H HPO24 H PO34 H NH3 H CH3NH2
HAcH2CO3 NH4 H2O
碱性：ClO4 HSO4 H2PO4
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Ac HCO3 NH3 OH
四、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1．解离平衡和Ka HA H 2 O cH ( 3 O ( l a) a q A q ( )
初始浓度/mol·L-1 0.10
0
0
平衡浓度/mol·L-1 0.10－x
●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！
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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。
mB
nB WA
（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
CB
nB V
（4）质量分数 B 单位
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：物质B的质量除以溶液的总质量，无
B
mB m
各种表示方法的转化
➢ B 与 mB 稀溶液中：
B mBMA
➢ B 与C 稀溶液中：
➢ C与 m B B
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1、基本概念 水（固）融凝化固 水（液）蒸凝发聚 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。
酸(1) 碱(2)
H3O+ + NH3
酸(2) 碱(1)
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(4) 非水溶液中的酸碱反应，例如NH4Cl的生成：
H+
HCl N3H N4 H Cl 酸 (1) 碱 (2) 酸 (2) 碱 (1) 液氨中的酸碱中和反应：
H+
N 4 C H N l 2 aN 2H N 3 N H aCl
(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+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)
H+ + F－(aq)
H3O+(aq) 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：
水对强酸起不到区分作用，水能够同等程度地将 HCl2O0204/3，/19 HCl，HNO3等强酸的质子全部夺取过来。
上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依 次为：
H H I 4 C H l O H C 2S l4 O H3 N
酸越强 其共轭碱越弱 碱越强 其共轭酸越弱
酸性：HClO4 H2SO4 H3PO4
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。
Tf Kf m
m：溶液的质量摩尔浓（度1kg溶剂中 溶解溶质的物质的量）
K f：凝固点降低常数1m（ol溶质溶于1kg 溶剂中所引起的凝固降点低值）
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与溶质性质无关，取于决溶质的性质
应 用（P154）
• 纯水比糖水在同温度下挥发快－－糖水 蒸气压小
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
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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
Tb Kbm
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m：溶液的质量摩尔浓（度1kg溶剂中 溶解溶质的物质的量）
Kb：沸点升高常数1（ mol溶质溶于1kg 溶剂中所引起的沸点高升值）
决定于溶剂的性质，溶与质性质无关
4、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。
K w c (3 O H ) c (O ) H
c(OH－) =7.7×10－12 mol·L-1
p H l c g (3 O H ) 2 .89
解离度(a)
α已 初 解 始 离 1 浓 0 % 的 0 度 c0c 0 浓 ceq 1度 0 %0
醋酸α 的 1 .3 解 1 3 0 1离 % 0 0 1 .度 3 %
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甲基橙 酚酞 石蕊
酸碱指示剂
变色范围 酸色 中间色
3.1 ~ 4.4
红
橙
8.0 ~ 10.0 无色 粉红
3.0 ~ 8.0
红
紫
碱色 黄 红 蓝
Kw
c(H3O)c(OH) cc
或 Kw c(H3O)c(OH)
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；
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pHlgc(H3O) pOHlgc(OH)
根据Kw c(H3O) c(OH) 1.01014
即 lgc(H)lgc(OH) lgKw 14
pHpOHpKw 14
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。