大学化学 第四章 溶液及溶液中的离子平衡 PPT课件
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第四章 溶液及溶液中的离子平衡
溶液 溶液概述 溶液浓度表示 分配定律与萃取分离 稀溶液的通性
溶液中的离子平衡 弱电解质解离平衡 （弱酸、碱的解 离平衡） 难溶电解质的沉淀溶解平衡
溶液
定义：由溶质和溶剂组成的均相系统 相：具有相同物理化学性质的均匀部分
分类：气体溶液、液体溶液、固体溶液 溶解过程与溶液的形成
酸：解离时所生成的正离子全部为 H+ 的化合物
碱：解离时所生成的负离子全部为OH的化合物
局限：无法解释 NaCO3，Na3PO4 呈碱性； NH4Cl 现酸性的事实； 无法解释非水溶液中的酸碱行为
液氨中： NH4+ + NH2-
2 NH3
酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 分子或离子。
溶解度与相似相溶
溶解度 在一定温度和压力下，100 g 溶剂所能溶解
溶质的最大质量 (g) 气体、液体和固体在液体中的溶解
气体在液体中的溶解
中等压力下，气体的溶解度与上方气相其分压成正比 放热过程
固体或液体在液体中的溶解 吸热过程 （固体） 温度有影响（液体） 压力无影响
相似相溶原理
mn
=
mo（
KV KV+V’
）n
g
g
可见：“少量多次”萃取效率高。
但过多次数没必要。
非电解质稀溶液的通性
气化（蒸发）：液体表面能量较大的分子进入液体上面的空间。 凝结：气相中的分子与液体表面发生碰撞重新回到液相。 饱和蒸气压：气化 = 凝结达到平衡，此状态下蒸气压为一定值
溶液蒸气压下降
拉乌尔定律 — 稀溶液定律
＜1
∴ n 越大，mn 越小。
例：在100 mL水溶液中含有4g正丁酸，若用100 mL苯来萃取正丁酸。已知15℃时正丁酸在水中 的分配系数K=3。操作如果在15℃进行。 计算：
①100mL苯作1次萃取后，在水中的正丁酸的量？ ②100mL苯作3次萃取后，在水中的正丁酸的量？
解：代入公式
① m1 = ② m3 =
：渗透压；V：溶液体积；R：气体常数； n： 溶质物质的量； c：体积摩尔浓度；
T： 温度； R = 8.314 J ·mol-1 ·K-1
蒸气压下降 沸点上升 凝固点下降 渗透压
难挥发的 非电解质 稀溶液的 通性
只与溶剂的 本性和溶液 的浓度有关 与溶质的本 性无关
例：有一蛋白质，摩尔质量在12000左右，试比较沸点
溶质与溶剂在结构上相似，两者易于互溶 结构相似的一类气体，沸点愈高的气体在液
体中的溶解度愈大 结构相似的一类固体，熔点愈低的固体在液
体中的溶解度愈大
H 2O ~ CH 3 OH H 2O ~ CH3 CH2 OH H 2O ~ CH3 (CH2) 3 OH H 2O ~ CH3 (CH2) 9 OH
任意混溶
9g/100g H2O 不溶
萃取分离
（1）原理： 利用物质在互不相溶的两相中溶解
度或分配系数的不同实现提取、分离及 纯化。即:萃取是通过溶质在两相的溶 解竞争而实现的。
分配定律数学表达式：
CA/CB= K （≈溶解度之比） 其中： K—为常数，又叫分配系数。 CA、CB—有机物在两液相A、B中的浓度。
（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子。 （质子的接受体）
酸
HAc
HBiblioteka Baidu
2
PO
4
HPO
24
NH
+ 4
[CH 3 NH 3 ]+
[Fe(H 2O) 6] 3+
[Fe(OH)(H 2O) 5 ]2+
H+ +碱
H + + Ac -
H+
+
HPO
24
上升法及渗透压法测定它的分子量之误差。
解：沸点上升法： Kb = 0.51ºC.kg.mol-1 设取1.00g蛋白质样品，溶于100g水中，并在20ºC 下测定Δtb,则
tb 0.511.00g /12000g mol1 /(100/1000) 4.3104℃
渗透压法：
取1.00g蛋白质样品，溶于100g水中，并在20ºC
溶液A相 体积V(L) 质量mo(g)
用V’(L)萃取剂B，n次萃取
溶液A相 体积V(L) 剩余质量mn (g)
利用分配定律可以定量地说明萃取次
数、溶剂量与萃取后剩余物之间的关
系。即：
K ＝ CA/CB ＝
m1/V (mo-m1)/V’
则：mn
=
mo（
KV ）n
KV+V’
可以看出：
KV KV+V’
分配定律：在一定温度下，有机化合物 在有机相和水相的浓度之比为一常数。
一般地：有机物在有机溶剂中的溶解度比在水 中的大，所以较易将它们从水溶液中萃取出 来。
（2）萃取效率：
使用一定量的有机溶剂去萃取一定量的水 溶液中的有机物质，应该采取“少量多次” 的方法。这样既节省溶剂，又可以实现高 的萃取率。
在一定温度下， 难挥发非电解质稀溶液的蒸 气压降低值与溶液中溶质的物质的量分数成正比
Δp = p* x质
溶液降低的蒸气压 纯溶剂的蒸气压 溶质的物质的量分数
p Kp b b ：稀溶液的质量摩尔浓度
沸点和凝固点
沸点：液体蒸气压等于外压时的温度。 凝固点：固相蒸气压等于液相蒸气压时的温度。
溶液沸点上升和凝固点下降
下测定 ,则
cRT
( 1.00 ) (1000)8.314 293 12000 100
2.03kPa 2030Pa
溶液中的离子平衡
溶质
易溶
难溶
强电解质 弱电解质 强电解质 弱电解质
不存在解 离平衡
存在解离 存在沉淀- 存在双重
平衡 溶解平衡
平衡
酸（碱）的概念
电离理论：
溶质均匀分散于溶剂中的过程——溶解
是个既有化学变化，又有物理变化的复杂过程 常伴随：颜色变化，体积变化，能量变化
溶液浓度表示
物质的量分数
xB
=
nB n总
质量摩尔浓度
bB =
nB (溶质) m (溶剂)
单位：mol·kg-1
物质的量浓度
cB =
nB (溶质) V (溶液)
单位：mol·L-1
Δtb = Kb bB Δtf = Kf bB
溶液的渗透压
半透膜： 可以允许溶剂分子自由通过而不允许溶 质分子通过
渗透：溶剂分子透过半透膜向溶液扩散使溶 液变稀的现象
渗透压：施于溶液液面阻止溶剂 透过半透膜向溶液渗透的压强
稀溶液的渗透压定律
πV nRT
cRT
与理想气体方程无本质联系。
溶液 溶液概述 溶液浓度表示 分配定律与萃取分离 稀溶液的通性
溶液中的离子平衡 弱电解质解离平衡 （弱酸、碱的解 离平衡） 难溶电解质的沉淀溶解平衡
溶液
定义：由溶质和溶剂组成的均相系统 相：具有相同物理化学性质的均匀部分
分类：气体溶液、液体溶液、固体溶液 溶解过程与溶液的形成
酸：解离时所生成的正离子全部为 H+ 的化合物
碱：解离时所生成的负离子全部为OH的化合物
局限：无法解释 NaCO3，Na3PO4 呈碱性； NH4Cl 现酸性的事实； 无法解释非水溶液中的酸碱行为
液氨中： NH4+ + NH2-
2 NH3
酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 分子或离子。
溶解度与相似相溶
溶解度 在一定温度和压力下，100 g 溶剂所能溶解
溶质的最大质量 (g) 气体、液体和固体在液体中的溶解
气体在液体中的溶解
中等压力下，气体的溶解度与上方气相其分压成正比 放热过程
固体或液体在液体中的溶解 吸热过程 （固体） 温度有影响（液体） 压力无影响
相似相溶原理
mn
=
mo（
KV KV+V’
）n
g
g
可见：“少量多次”萃取效率高。
但过多次数没必要。
非电解质稀溶液的通性
气化（蒸发）：液体表面能量较大的分子进入液体上面的空间。 凝结：气相中的分子与液体表面发生碰撞重新回到液相。 饱和蒸气压：气化 = 凝结达到平衡，此状态下蒸气压为一定值
溶液蒸气压下降
拉乌尔定律 — 稀溶液定律
＜1
∴ n 越大，mn 越小。
例：在100 mL水溶液中含有4g正丁酸，若用100 mL苯来萃取正丁酸。已知15℃时正丁酸在水中 的分配系数K=3。操作如果在15℃进行。 计算：
①100mL苯作1次萃取后，在水中的正丁酸的量？ ②100mL苯作3次萃取后，在水中的正丁酸的量？
解：代入公式
① m1 = ② m3 =
：渗透压；V：溶液体积；R：气体常数； n： 溶质物质的量； c：体积摩尔浓度；
T： 温度； R = 8.314 J ·mol-1 ·K-1
蒸气压下降 沸点上升 凝固点下降 渗透压
难挥发的 非电解质 稀溶液的 通性
只与溶剂的 本性和溶液 的浓度有关 与溶质的本 性无关
例：有一蛋白质，摩尔质量在12000左右，试比较沸点
溶质与溶剂在结构上相似，两者易于互溶 结构相似的一类气体，沸点愈高的气体在液
体中的溶解度愈大 结构相似的一类固体，熔点愈低的固体在液
体中的溶解度愈大
H 2O ~ CH 3 OH H 2O ~ CH3 CH2 OH H 2O ~ CH3 (CH2) 3 OH H 2O ~ CH3 (CH2) 9 OH
任意混溶
9g/100g H2O 不溶
萃取分离
（1）原理： 利用物质在互不相溶的两相中溶解
度或分配系数的不同实现提取、分离及 纯化。即:萃取是通过溶质在两相的溶 解竞争而实现的。
分配定律数学表达式：
CA/CB= K （≈溶解度之比） 其中： K—为常数，又叫分配系数。 CA、CB—有机物在两液相A、B中的浓度。
（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子。 （质子的接受体）
酸
HAc
HBiblioteka Baidu
2
PO
4
HPO
24
NH
+ 4
[CH 3 NH 3 ]+
[Fe(H 2O) 6] 3+
[Fe(OH)(H 2O) 5 ]2+
H+ +碱
H + + Ac -
H+
+
HPO
24
上升法及渗透压法测定它的分子量之误差。
解：沸点上升法： Kb = 0.51ºC.kg.mol-1 设取1.00g蛋白质样品，溶于100g水中，并在20ºC 下测定Δtb,则
tb 0.511.00g /12000g mol1 /(100/1000) 4.3104℃
渗透压法：
取1.00g蛋白质样品，溶于100g水中，并在20ºC
溶液A相 体积V(L) 质量mo(g)
用V’(L)萃取剂B，n次萃取
溶液A相 体积V(L) 剩余质量mn (g)
利用分配定律可以定量地说明萃取次
数、溶剂量与萃取后剩余物之间的关
系。即：
K ＝ CA/CB ＝
m1/V (mo-m1)/V’
则：mn
=
mo（
KV ）n
KV+V’
可以看出：
KV KV+V’
分配定律：在一定温度下，有机化合物 在有机相和水相的浓度之比为一常数。
一般地：有机物在有机溶剂中的溶解度比在水 中的大，所以较易将它们从水溶液中萃取出 来。
（2）萃取效率：
使用一定量的有机溶剂去萃取一定量的水 溶液中的有机物质，应该采取“少量多次” 的方法。这样既节省溶剂，又可以实现高 的萃取率。
在一定温度下， 难挥发非电解质稀溶液的蒸 气压降低值与溶液中溶质的物质的量分数成正比
Δp = p* x质
溶液降低的蒸气压 纯溶剂的蒸气压 溶质的物质的量分数
p Kp b b ：稀溶液的质量摩尔浓度
沸点和凝固点
沸点：液体蒸气压等于外压时的温度。 凝固点：固相蒸气压等于液相蒸气压时的温度。
溶液沸点上升和凝固点下降
下测定 ,则
cRT
( 1.00 ) (1000)8.314 293 12000 100
2.03kPa 2030Pa
溶液中的离子平衡
溶质
易溶
难溶
强电解质 弱电解质 强电解质 弱电解质
不存在解 离平衡
存在解离 存在沉淀- 存在双重
平衡 溶解平衡
平衡
酸（碱）的概念
电离理论：
溶质均匀分散于溶剂中的过程——溶解
是个既有化学变化，又有物理变化的复杂过程 常伴随：颜色变化，体积变化，能量变化
溶液浓度表示
物质的量分数
xB
=
nB n总
质量摩尔浓度
bB =
nB (溶质) m (溶剂)
单位：mol·kg-1
物质的量浓度
cB =
nB (溶质) V (溶液)
单位：mol·L-1
Δtb = Kb bB Δtf = Kf bB
溶液的渗透压
半透膜： 可以允许溶剂分子自由通过而不允许溶 质分子通过
渗透：溶剂分子透过半透膜向溶液扩散使溶 液变稀的现象
渗透压：施于溶液液面阻止溶剂 透过半透膜向溶液渗透的压强
稀溶液的渗透压定律
πV nRT
cRT
与理想气体方程无本质联系。