电解质溶液与离子平衡

Ac - 、HCO3- 、 CO32- 、 H2O 、 NO3- 、 H3O+ 、 H2S 、H2PO4其中只能做酸而不能做碱的是 H3O+ 、H2S ； 只能做碱而不能做酸的是 Ac - 、CO32- 、 NO3- ； 两性物质是 HCO3- 、 H2O 、H2PO4- 。
2、质子理论的特点
❖ 扩大了传统酸碱的范围，有了分子酸碱， 也有了离子酸碱，但传统中盐的概念消失了。
H2O + Ac-
NH4+ + H2O
酸1
碱2
H+
H2O + H2O H3O+ + AcH3O+ + ClNH4+ + OH-
HAc + OH-
H3O+ + NH3
酸2
碱1
中和 解离 水解
酸碱反应的通式：
+
H
+
H
A1 + B2
A2 + B1
酸碱反应的方向，总是较强的酸和较强的碱作用， 向生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。 三、 酸碱强度
电解质 KCl HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2 ZnSO4
(%) 86 92 92 61 91 81
40
一、离子相互作用理论
Debye和Hükel
1.强电解质在水中完全解离
2.“离子氛”互相牵制，离子运动不完全自
由
-
-
-
-
-
+
++ +
+
-
+
-
-
+
阴离子“氛”
∴ 解离度 < 1
H+ + A-
酸和碱之间只相差一个质子的关系称为共轭关
系，其相应的酸碱对称为共轭酸碱对 HA - A- 。
例：下列各组属于共轭酸碱对的是
A. H3PO4—H2PO4-
B. H3PO4—HPO42-
C. H3PO4—PO43-
D. H2PO4-—HPO42-
E. H2PO4-—PO43-
F. HPO42-—PO43（A、D 、F）
把碱限定为氢氧化物
氨水呈碱性
NH4OH
一、酸碱质子理论
Bronsted和Lowry
1、 酸碱的定义 凡能给出质子（H+）的物质称为酸 凡能接受质子（H+）的物质称为碱
像H2O、HPO42-等物质，既可以给出质子， 表现为酸，也可以接受质子，表现为碱，这 类物质叫做两性物质。
酸
碱 + H+
酸
HCl
分子酸：HCl、HAc、H2O
分子碱：NH3、H2O
正离子酸：H3O+、NH4+、[Al(H2O)6]3+
正离子碱：[Al(H2O)5OH]2+
负离子酸：H2PO4-、HPO42-
负离子碱：Cl-、Ac-、OH-、HPO42-、PO43-
NH4Cl中NH4+是酸，Cl-是碱
❖ 酸碱具有共轭关系
HA
第三章 电解质溶液与离子平衡
弱电解质的解离平衡 难溶强电解质在水中的沉淀溶解平衡
电解质
强电解质 如强酸、强碱
酸、碱、盐 弱电解质 如弱酸、弱碱
§3.1 强电解质溶液理论
解离度α 已解离的电解质分子数
溶液中原有电解质分子总数 理论上，强电解质的α=1，而弱电解质的α＜1
几种强电解质的实验解离度(0.10mol·L-1, 298K)
Cl- + H+
碱 半
HAc NH4 + H3O+
Ac- + H+ NH3 + H+ H2O + H+
反
H2O
OH- + H+
应
H2PO4-
HPO42- + H+
HPO42-
PO43- + H+
[Al(H2O)6]3+ [Al(H2O)5OH]2+ + H+
根据质子理论，在水溶液中有下列分子或离子：
二、酸碱反应的实质
酸碱反应的实质就是两对共轭酸碱对之间的
质子传递的过程。
H+
H+
HCl + NH3
酸1
碱2
NH4+ + Cl-
酸2
碱1
整个反应实质上是共轭酸碱对1（HCl、Cl-）和 共轭酸碱对2（NH3、NH4+）间的质子传递过程。
质子理论扩大了酸碱反应的范围
H+
H3O+ + OHHAc + H2O HCl + H2O H2O + NH3
阳离子“氛”
称为表观解离度
二、活度和活度因子
1. 活度（）：离子的有效浓度
= c
c 理论浓度
活度因子
单位为1
2. 活度因子
一般 <1
当 c → 0 时（溶液极稀） →1
通常将中性分子、液态和固态纯物质、纯水
以及弱电解质的 均视为1。
§3.2 酸碱质子理论
酸碱电离理论 主要内容：
Arrhenius
溶液的酸碱性
酸度用[H+] 表示
碱度用[OH-]表示
pH值（[H+]的负对数值）
pH=－lg[H+] pOH=－lg[OH-] pH+ pOH = －( lg[H+] + lg[OH-] )
= －lg( [H+] × [OH-] ) =14
酸性 中性 碱性
二、酸碱在水溶液中的质子转移平衡
1、质子转移平衡及平衡常数
➢ 凡是在水溶液中解离出来的阳离子全部是H+ 的物质是酸（acid）
➢ 凡是在水溶液中解离出来的阴离子全部是 OH-的物质是碱（base）
➢ 酸碱反应实质是H+和OH-结合生成水的反应。
电离理论的局限性：
把酸和碱局限于水溶液 HCl和NH3在气相中反应生成NH4Cl
许多不含H+和OH-的物质表现出酸碱性 NH4Cl水溶液呈酸性，Na2CO3水溶液呈碱性
[H
][OH ]
Ka Kb Kw pKa + pKb= pKw =14
书P270附录II 如何计算离子酸、碱的pKa或pKb呢？
我们以Ac-的Kb的求算为例：
共轭酸碱对的 Ka 和 Kb 的关系
HAc Ac- + H2O
H+ + AcHAc + OH-
Ka
[H ][Ac ] [HAc]
[HAc][OH ]
Kb
[Ac- ]
Ka
Kb
[H ][Ac ] [HAc]
[HAc ][OH ] [Ac- ]
➢ 酸碱的本性
➢ 溶剂的性质
拉平效应和区分效应
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
一、水的质子自递作用和溶液的pH
H+
H+
H2O + H2O 或 H2O
H3O+ + OHH+ + OH-
[H ][OH ] K
[H2O]
[H+][OH-]= K [H2O]= Kw （水的离子积常数）
298K时纯水或稀水溶液中，其[H+][OH-]= Kw =1.0×10-14
一元弱酸
HB + H2O
H3O+ + B-
HB H+ + B-
Ka
[H ][B ] [HB]
一元弱碱
酸常数 Ka 越大，酸性越强
B-百度文库+ H2O
HB + OH-
[HB][OH ]
Kb
[B- ]
碱常数
Kb 越大，碱性越强
pKa=－lgKa
pKb=－lgKb
pKa越大→－lgKa越大→Ka越小→说明酸性越弱 pKb越大→－lgKb越大→Kb越小→说明碱性越弱