电解质溶液 (2)课件.ppt

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1、关于电解质溶液(2)现在学习的是第1页，共86页 非电解 依数性只与溶质的粒子数 质溶液 有关，而与溶质本质无关。电解质 溶 液强电解质溶液弱电解质溶液易溶强电解质 难溶强电解质弱酸、弱碱的电离平衡盐的水解酸碱理论的发展溶液现在学习的是第2页，共86页 4.1 强电解质溶液理论强电解质溶液理论 1.存在的实际问题（在强电解质溶液中）存在的实际问题（在强电解质溶液中）前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于 强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现 了偏差。了偏差。例如：运用依数性解决例如：运用依数性

2、解决KClH2O，已知：，已知：H2O的的 Kf=1.86 （273K）,KCl水溶液：水溶液：m=0.20mol1,求该溶液的凝固点降低值。求该溶液的凝固点降低值。理论计算：理论计算：(1)根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：Tf=Kf m=1.860.20=0.372K现在学习的是第3页，共86页(2)根据强电解质完全电离：根据强电解质完全电离：粒子质量浓度粒子质量浓度 m，=2m=0.40mol1 Tf=Kf m=1.860.40=0.744K实际测得：实际测得：0.673K （介于（介于0.3720.744 之间）之间）以上事实如何解释呢？有人提出了

3、新的理论，即强电解以上事实如何解释呢？有人提出了新的理论，即强电解质溶液理论。质溶液理论。2.离子氛和离子强度、活度和活度系数离子氛和离子强度、活度和活度系数 1923年年 Debye 和和 Huckel 提出了强电解质溶液理论：提出了强电解质溶液理论：强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出现了上述与实验结果相矛盾的问题。就此提出了三个现了上述与实验结果相矛盾的问题。

4、就此提出了三个问题：问题：现在学习的是第4页，共86页离子的行动为什么不完全自由离子的行动为什么不完全自由 离子氛形成的结果离子氛形成的结果离子的相互作用大小如何衡量离子的相互作用大小如何衡量 离子强度离子强度电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算 有效浓度（活度）和活度系数有效浓度（活度）和活度系数 Debye 和和 Huckel 较好的解释了强电解质溶液的较好的解释了强电解质溶液的某些性质与依数性实验结果之间的偏差，并构成了某些性质与依数性实验结果之间的偏差，并构成了强电解质溶液理论。强电解质溶液理论。(1)离子氛离子氛：在强电解质溶液中，电解质完全电

5、离，在强电解质溶液中，电解质完全电离，相同电荷的离子相斥，相反电荷离子相吸，所以在相同电荷的离子相斥，相反电荷离子相吸，所以在正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多一些。一些。在强电解质溶液中，一种离子被异号离子所在强电解质溶液中，一种离子被异号离子所包围的现象称为离子氛包围的现象称为离子氛（ionic atmosphere）。现在学习的是第5页，共86页 Debye 和和 Hckel 认为强电解质在溶液中是完全认为强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子

6、的束缚。由于离子氛使离子的运动受到相反电荷离子的束缚。由于离子氛使离子的运动受到相互牵制，这种离子间的相互作用使溶液中的离受到相互牵制，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：子并不完全自由，其表现是：溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。+-+正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多一些。离子氛 示意图现在学习的是第6页，共86页 （2）离子强度：离子强度：用用 I 表示表示 I I 是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作用强弱的。显然离子浓度越大，离子所带电荷越高，用强弱的。显然离

7、子浓度越大，离子所带电荷越高，离子与离子氛之间的作用越强。离子与离子氛之间的作用越强。离子强度离子强度 I I 越大，正越大，正负离子间作用力越大。负离子间作用力越大。I=1/2mi zi2 I：离子强度：离子强度：mol 1 mi：i 离子的质量摩尔浓度离子的质量摩尔浓度 Zi：i 离子的电荷数离子的电荷数 例：例：求求0.01mol1 的的BaCl2 溶液的离子强度溶液的离子强度 解解 mBa2=0.01mol1 mCl=0.02 mol1 ZBa2+=2 ZCl=1 所以所以 I=1/2mi zi2 =1/2 0.01220.02(1)2 =0.03 mol1 现在学习的是第7页，共86

8、页 （3）活度）活度（a）和活度系数和活度系数（f）在电解质溶液中，由于离子之间存在着相互作用，在电解质溶液中，由于离子之间存在着相互作用，使得离子不能完全发挥其作用，不论在讨论导电性方使得离子不能完全发挥其作用，不论在讨论导电性方面还是讨论依数性方面的实验中，真正发挥作用的总面还是讨论依数性方面的实验中，真正发挥作用的总是比完全电离时应达到的离子浓度少。是比完全电离时应达到的离子浓度少。我们把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称我们把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为有效浓度或称为活度，显然活度要小于浓度。用为有效浓度或称为活度，显然活度要小于浓度。用a表示。表示。a=f c f 为活度

9、系数为活度系数 一般说：离子电荷高，离子强度大，则一般说：离子电荷高，离子强度大，则 f 越小，越小，表明离子之间相互作用大，活度与浓度之间差别也越表明离子之间相互作用大，活度与浓度之间差别也越大，则此时必须用活度进行有关计算，否则结果将偏大，则此时必须用活度进行有关计算，否则结果将偏离实际较大。离实际较大。现在学习的是第8页，共86页 规律：规律：离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系 数越小。数越小。离子强度越小，活度系数约为离子强度越小，活度系数约为1 1。稀溶液接近理。稀溶液接近理 想溶液，活度近似等于浓度。想溶液，活度近似等于浓度。离子电

10、荷越大，相互作用越强，活度系数越小离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小。现在学习的是第9页，共86页10-2 弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱的解离平衡 2-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡 1.电离常数和解离度电离常数和解离度 作为弱电解质的弱酸、弱碱在水溶液中只有一作为弱电解质的弱酸、弱碱在水溶液中只有一部分发生电离，存在着电离平衡。部分发生电离，存在着电离平衡。例如：例如：HAc 和和 NH3H2O 的电离平衡如下：的电离平衡如下：HAc +H2O H3O+Ac NH3+H2O NH4+OH-或写作：HAc H+Ac-NH3H2O NH4+OH-HAc 和 NH3H

11、2O 的电离平衡表达式可分别写成：现在学习的是第10页，共86页 2HAc H aaaKHAcAcHa+=+q.234OHNHOHNHKb+=由于弱电解质的稀溶液 ac f1.0弱酸电离常数用 Ka 表示，弱碱电离常数用 Kb 表示。不同的物质Ka、Kb 值不同；与弱酸弱碱的浓度无关；它们既然属于平衡常数，当然与温度有关。但由于弱电解质解离的效应很小，所以温度变化对Ka、Kb值的影响很小。常用酸碱电离平衡常数可以从书中查到。利用酸碱电离平衡常数可以进行有关的计算 现在学习的是第11页，共86页 例例：对于一元弱酸：令初始的浓度为对于一元弱酸：令初始的浓度为 C0 HAc H Ac 初始：初始：

12、C0 0 0 平衡：平衡：C0H H Ac-平衡时：平衡时：H=Ac 020+=HcHKaHAcAcH 已知 KHAc=1.7610-5 解方程即可得 H当C0/Ka 400时，则C0HC0 则可以简化计算 Ka=H2/C0 0.CKaH=+现在学习的是第12页，共86页 同理同理 Ka 和和 Kb都是平衡常数都是平衡常数,它能表示弱酸、弱碱解离它能表示弱酸、弱碱解离出离子的趋势的大小，出离子的趋势的大小，K 值越大表示解离的趋势越大。值越大表示解离的趋势越大。一般把一般把 Ka 值小于值小于 10-2 的酸称为弱酸；弱碱也可以按的酸称为弱酸；弱碱也可以按 Kb 的大小分类。的大小分类。弱酸、

13、弱碱在溶液中解离的百分数可以用解离度弱酸、弱碱在溶液中解离的百分数可以用解离度(电离度电离度)表示。表示。例例:298K时，时，HAc 的电离常数为的电离常数为 1.7610-5。计算。计算 0.10 molL-1 HAc 溶液的溶液的 H+离子浓度和解离度离子浓度和解离度。0.CKbOH=100%已电离的浓度电离前的浓度现在学习的是第13页，共86页电离前浓度/molL-1 0.10 0 0电离后浓度/molL-1 0.10-H+H+Ac-=H+Ka=H+2HAcH+=Ka(0.10-H+)因为 Ka 很小,0.10-H+0.10 H+CHAc 1.3310-30.1解：HAc H+Ac-H

14、+=1.7610-50.10 =1.3310-3 molL-1 =100%=100%=1.33%现在学习的是第14页，共86页 当当C0/Ka 400时，则时，则 C0H 中的中的 H 不能不能忽略，也不能简化计算。如：忽略，也不能简化计算。如：计算计算 1.0 105 molL-1 HAc 溶液的溶液的 H+离子浓度离子浓度和解离度和解离度 Ka=x2/（1.0105x）=1.76105 C0 /Ka=1.0105 /1.76105 400 且加入且加入 NaAc 平衡左移，平衡左移，0.2x0.2 0.1x0.1 Ka=0.2 x/0.1 x=1/2 Ka=1/21.76105 =9106

15、 mol/dm3 =H/C0 =9106/0.1=9105%与上题与上题相比减小了相比减小了144倍。倍。现在学习的是第18页，共86页 由上例我们可以得到具有同离子效应溶液的由上例我们可以得到具有同离子效应溶液的H的计算公式：的计算公式：以以 HAc NaAc 缓冲溶液为例缓冲溶液为例 HAc H Ac Ac（来自（来自NaAc）初始：初始：C酸酸 0 C盐盐 平衡：平衡：C酸酸x x C盐盐 x 由于同离子效应由于同离子效应:C酸酸x C酸酸；C盐盐x C盐盐 Ka=HAc/HAc=x C盐盐/C酸酸 H=x=Ka C酸酸 /C盐盐 或取负对数：或取负对数：pH=pKa lg C酸酸/C盐

16、盐 同理：同理：OH-=x=Kb C碱碱/C盐盐 或取负对数：或取负对数：pOH=pKb lg C碱碱/C盐盐现在学习的是第19页，共86页（2）盐效应）盐效应 在弱电解质的溶液中加入不含相同离子的强电在弱电解质的溶液中加入不含相同离子的强电解质时，该弱电解质的电离度将会略有增大，这种解质时，该弱电解质的电离度将会略有增大，这种影响叫盐效应。影响叫盐效应。如：如：HAc溶液中加入大量溶液中加入大量NaCl，可略增加，可略增加HAc的电离度。的电离度。盐效应是由于溶液中的离子强度增大，使离子盐效应是由于溶液中的离子强度增大，使离子的活度降低，从而使的活度降低，从而使平衡向右移动。平衡向右移动。但

17、这种电离度但这种电离度增大并不显著，所以计算中常可以忽略由盐效应引增大并不显著，所以计算中常可以忽略由盐效应引起的弱电解质的电离度的变化。起的弱电解质的电离度的变化。现在学习的是第20页，共86页 2-2 水的离子积和溶液的水的离子积和溶液的pH值值 1.水的离子积：水的离子积：水是一种很弱的电解质，只发生极少的电离：水是一种很弱的电解质，只发生极少的电离：2H2O H3O OH 或简写：或简写：H2O H OH 在一定的温度下，水的电离达到平衡时有在一定的温度下，水的电离达到平衡时有 Kw=H OH Kw称为水的离子积常数，简称为离子积。称为水的离子积常数，简称为离子积。常温下，常温下，Kw

18、=HOH=1.01014 水的电离是吸热的，温度升高，平衡右移，水的电离是吸热的，温度升高，平衡右移，Kw 变大。变大。例如：例如：295K：Kw=1.01014 313K：Kw=3.8010 14由于变化不是很大，常温下通常取由于变化不是很大，常温下通常取 Kw=1.01014 计算。计算。现在学习的是第21页，共86页 2.溶液的酸度和溶液的酸度和 pH 值值 Kw=H+OH-当当:H+OH-KW 1.010-7molL-1 中性溶液中性溶液 当当:H+OH-or H+1.010-7molL-1 酸性溶液酸性溶液 当当:H+OH-or H+1.010-7molL-1 碱性溶液碱性溶液 因此

19、，可以用因此，可以用 H+的浓度表示溶液的酸碱性的浓度表示溶液的酸碱性 酸度酸度水溶液中水溶液中 H+的浓度称为溶液的酸度的浓度称为溶液的酸度 当当 H+的浓度较小时的浓度较小时,通常用通常用 pH 表示溶液的酸度表示溶液的酸度 水溶液中氢离子浓度的负对数叫做水溶液中氢离子浓度的负对数叫做 pH 值值 pH=-log H+同理同理 pOH-log OH-当当 H+m 10-n 时时：pH n-log m现在学习的是第22页，共86页 pH 和和 pOH 的关系的关系 H+OH-=KW =10-14 pH=7 则则 pOH=7 中性溶液中性溶液 pH 7 酸性溶液酸性溶液,pH 越小酸性越强越小

20、酸性越强 pH 7 则则 pOH 10 时明显呈现时明显呈现 In-的颜色的颜色-黄色黄色 Ka=10H pH=pKa1；当当 In-/HIn K0a2 K0a3现在学习的是第26页，共86页原因：原因：HS带负电，再电离出带负电，再电离出H比中性分子更难。比中性分子更难。第一步电离出第一步电离出 H 对第二步电离产生同离子效应，对第二步电离产生同离子效应，即即HS只有极少部分电离，所以可以认为：只有极少部分电离，所以可以认为：H=HS。2.二元弱酸体系中有关离子浓度计算二元弱酸体系中有关离子浓度计算 弱酸溶液中，如何进行有关离子浓度的计算呢？弱酸溶液中，如何进行有关离子浓度的计算呢？以以H2

21、S饱和溶液为例来说明：饱和溶液为例来说明：现在学习的是第27页，共86页例例:已知已知H2S 饱和溶液的浓度为饱和溶液的浓度为 0.10mol/dm3，计算，计算 H2S 饱和溶液中饱和溶液中 H、HS和和S2。已知已知Ka10=1.3107，Ka20=7.11015 解：解：H2S =H HS 起始：起始：0.1 平衡平衡:0.1x x x C0/Ka10400 0.1x0.1 Ka10=HHS/H2S =x2/0.10=1.3107 x=H=HS=1.14104 mol/dm3现在学习的是第28页，共86页注意注意:在同一溶液中各离子的平衡同时建立在同一溶液中各离子的平衡同时建立,涉及多个

22、平涉及多个平衡的离子，其浓度必须同时满足该溶液中所有的平衡衡的离子，其浓度必须同时满足该溶液中所有的平衡,这是解决多元弱酸平衡共存问题的一条重要原则。这是解决多元弱酸平衡共存问题的一条重要原则。基基于这一原则于这一原则:第二步第二步 HS电离电离:HS=H S2 平衡时：平衡时：HS=H Ka20=HS2/HS =1.14104S2/1.14104 =S2 S2=Ka20=7.11015 mol/dm3现在学习的是第29页，共86页对于二元弱酸对于二元弱酸H2A：H由第一级电离决定，可以认为由第一级电离决定，可以认为:HHA A2=Ka20 比较二元弱酸的强弱只比较二元弱酸的比较二元弱酸的强弱

23、只比较二元弱酸的Ka10即可。即可。如果将如果将Ka10Ka20 有：有：H2S =2H S2 K0=H2S2/H2S =Ka10Ka20 =9.231022 这一平衡体现了这一平衡体现了 H、S2 和和 H2S 之间的关之间的关系，可用此平衡进行有关的计算。系，可用此平衡进行有关的计算。现在学习的是第30页，共86页例例2 在在0.10 mol/L 的的 H+中通入中通入 H2S 至饱和至饱和,求求S2？解：盐酸完全电离：解：盐酸完全电离：H的初始浓度的初始浓度=0.10 mol/dm3 H2S =2 H S2 起始：起始：0.1 0.1 平衡：平衡：0.1x 0.12x x 0.1x0.1

24、 0.12x0.1 K0=H2S2/H2S =0.12 x/0.1=9.231022 S2-=x=9.231021现在学习的是第31页，共86页计算结果表明：计算结果表明：当有当有0.10 mol/dm3H存在时，存在时，H2S 溶液中溶液中 S2-由原来的由原来的 S2-=K0a2=7.11015 mol/dm3降至现在的：降至现在的：S2-=9.231021 mol/dm3(3)三元弱酸体系中有关离子浓度的计算：三元弱酸体系中有关离子浓度的计算：以以H3PO4为例来说明：由于为例来说明：由于H3PO4的的Ka10、Ka20、Ka30相差很大，所以纯的相差很大，所以纯的H3PO4中中H也看成

25、是由第也看成是由第一步电离决定的，所以求出一步电离决定的，所以求出H后，根据各级平衡后，根据各级平衡常数的表达式求出各步酸根的浓度。常数的表达式求出各步酸根的浓度。现在学习的是第32页，共86页例例3 试计算试计算 0.10 mol/dm3 H3PO4 溶液中的溶液中的 H3PO4、PO4 3-、H2PO4-、HPO42-、H+及及OH-？解（解（1）设）设H+为为x，H3PO4 =H+H2PO4-起始：起始：0.10 0 0 平衡：平衡：0.10 x x x Ka10=H+H2PO4-/H3PO4 =7.6103 7.6103 =x2/（0.10 x）C0/Ka10=0.1/7.6103=1

26、3 H3O 共轭碱共轭碱 Cl H2O现在学习的是第48页，共86页 10.5 缓冲溶液缓冲溶液 一缓冲溶液的定义一缓冲溶液的定义 能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释，能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释，而本身而本身pH值不发值不发生显著变化的作用称缓冲作用生显著变化的作用称缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液冲溶液。下面是一份实验报告：下面是一份实验报告：溶液 PH值一滴0.1M HCl 后的pH值一滴0.1M NaOH 后的pH值4ml H2O 7.0 3 11 4ml HAc+NaAc(均为0.1 molL-1)4.7 4.7 4.7上述实验结果表明:水不具有缓冲

27、作用,HAc+NaAc 体系溶液具有缓冲作用,它是一种缓冲溶液。现在学习的是第49页，共86页二缓冲溶液的组成和作用原理二缓冲溶液的组成和作用原理组 成抗碱组份 抗酸组分（弱质子酸）（弱质子碱）1弱酸及其盐溶液 HAc NaAc2酸式盐溶液 NaHCO3 NaHCO33酸式盐及其次级盐溶液 NaH2PO4 Na2HPO44弱碱及其盐溶液 NH4Cl NH3作用原理以HAcNaAc 体系为例说明HAc+H2O H3O+Ac-OH-H2O加入少量H+，它与Ac-结合生成HAc，平衡向左移动不论加酸还是加碱，溶液的酸度保持相对稳定加入少量OH-，它与H+结合生成水，平衡向右移动+现在学习的是第50页

28、，共86页三缓冲溶液的三缓冲溶液的pH值计算值计算1、弱酸及其盐体系、弱酸及其盐体系平衡浓度：C酸-H+H+C盐+H+C酸 C盐H+Ka C酸C盐pH=pKa-log C酸C盐2、弱碱及其盐体系 类似上述推导可得：OH-Kb C碱C盐pOH=pKb-logC碱C盐HA H+A-现在学习的是第51页，共86页解：(1)缓冲溶液的pH值pH=pKa-logC酸C盐=-log 1.410-4-log =3.8511例：乳酸HLac的平衡常数 Ka=1.410-4，含有 1mol/L 的HLac和1mol/L NaLac的缓冲溶液，其 pH为多少 在该缓冲溶液中加酸,使cH+=0.01 molL-1，

29、溶液的 pH是多少?加碱使cOH-=0.01 molL-1,pH又是多少?HLac H+Lac-现在学习的是第52页，共86页(2)加入0.01 mol H+时的 pH值 假设加入的酸全部与酸根结合为乳酸，则起始浓度为：C酸 1+0.01 1.01molL-1 C盐 1-0.01 0.99molL-1pH=pKa-log=3.84 C酸 C盐(3)加入0.01 molOH-时的 pH值 假设加入的碱全部与酸反应为乳酸根，则起始浓度为：C酸 1-0.01 0.99molL-1 C盐 1+0.01 1.01molL-1pH=pKa-log=3.86 C酸 C盐现在学习的是第53页，共86页四缓冲溶

30、液的选择和配制四缓冲溶液的选择和配制 上述例子还告诉我们，缓冲对的浓度相等时，缓冲溶液的PH=PKa，这时溶液对酸和对碱的缓冲能力相等，因此选择缓冲溶液应考虑:1.需要一定 PH值的缓冲溶液，应当选择PKa值接近 PH值的缓冲对。2.PKaPH时，可以适当改变缓冲对的比值，使溶液 的PH值达到要求。3.缓冲溶液不能与反应物或生成物发生反应，药用缓 冲溶液还应考虑是否有毒性等。PH=PKa-log C酸 C盐现在学习的是第54页，共86页五缓冲溶液的配制例：配制1.0升pH=5的缓冲溶液，如果溶液中HAc浓 度为0.20 molL-1，需1 molL-1的HAc 和 1 molL-1 NaAc各

31、多少？（pKa=4.75）解：(1)计算缓冲溶液中NaAc的浓度pH=pKa-log C酸 C盐log=4.75-5=-0.25 0.20 C盐=0.5560.20 C盐C盐0.36(molL-1)(2)根据C1V1C2V2计算所需酸和盐的体积需1 molL-1的HAc的体积 VHAc 0.201/10.20 L需1 molL-1的NaAc的体积 VNaAc0.361/10.36 L现在学习的是第55页，共86页10.6 盐类水解盐类水解 6-1 弱酸强碱盐弱酸强碱盐 弱酸强碱盐就是弱质子碱弱酸强碱盐就是弱质子碱,可用弱碱的有关公式进行可用弱碱的有关公式进行有关计算有关计算一一.一元弱酸强碱盐

32、的水解一元弱酸强碱盐的水解1.水解常数水解常数 (1)H2O =H+OH-Kw=10-14 (2)HAc =H+Ac-Ka=1.76 10-5(1)-(2):Ac-+H2O =HAc+OH-Kh5.6810-10Ka Kh=KW OH-=KhC盐 水解度(h)h=OH-/C盐100%现在学习的是第56页，共86页例：计算0.10 molL-1 NaAc溶液的 PH 和 h。已知：KHAc=1.7610-5解：OH-=Kh C盐=-0.10=7.510-6(molL-1)10-141.7610-14 POH=-log(7.510-6)=5.1 PH=14-5.1=8.9 h=OH-/C盐100%

33、=0.0075%现在学习的是第57页，共86页第一级水解第二级水解二.多元弱酸强碱盐的水解 多元弱酸盐的水解是分步进行的，与多元弱酸一样，多步水解一般只考虑一级水解。例：计算碳酸盐的水解常数 H2CO3 =H+HCO3-K1=4.310-7 HCO3-=H+CO32-K2=5.610-11 H2O =H+OH-KW=1.010-14 -:CO32-+H2O =HCO3-+OH-Kh1 Kw/K21.810-4 -:HCO3-+H2O=H2CO3+OH-Kh2 Kw/K12.310-8现在学习的是第58页，共86页例：计算 0.10 molL-1 Na2CO3溶液的 PH 和水解度 h。（K1=

34、4.3010-7 K2=5.6110-11）解：(1)计算pH值 Kh1=1.7810-4OH-=Kh1 C盐 POH3-lg4.222.37 PH14-2.3711.63 (2)计算水解度 h OH-/C盐 100%4.22%=1.7810-40.1 =4.2210-3(molL-1)现在学习的是第59页，共86页H2CO3是水解产生的OH浓度，CO32-是电离产生的H浓度，它与OH 中和KWH+H+HCO3-K1K2HCO3-H+=-整理得：H+=K1(Kw+K2HCO3-)HCO3-当 K2C0 K2HCO3-Kw时 H+=K1K2 上式表明，酸式盐的 PH 值与盐的浓度无关。三.弱酸的

35、酸式盐酸式盐在溶液中有两种变化：HCO3-=H+CO32-K2=5.610-11 HCO3-+H2O=H2CO3+OH-Kh2Kw/K12.310-8 Kh2 K2，溶液呈碱性：OH-=H2CO3 CO32-现在学习的是第60页，共86页6-2 弱碱强酸盐的水解弱碱强酸盐的水解一.一元弱碱强酸盐的水解这类盐就是弱质子酸，可引用弱酸的的处理结果。Kh=KW/KbH+=KhC盐h=100%H+C盐 H2O H+OH-KW NH3+H2O NH4+OH-Kb -:NH4+NH3+H+已知NH3的Kb=1.7810-5,试计算0.1 molL-1的NH4Cl的PH值。解：Kh=10-141.78 10

36、-5 =5.6210-10 H+=KhC盐=7.5 10-6 pH=6-lg7.5=5.1现在学习的是第61页，共86页二二.高价金属阳离子的水解高价金属阳离子的水解 高价金属离子的水解同样是分步进行的，同样也 是以一级水解为主。阳离子的电荷越高，水解的程度就越大，溶液的酸性就越强。如Fe3+、Al3+、Sb3+等离子都只能在较强的酸中存在，酸度较小时，它们容易水解析出沉淀。Fe3+离子的水解常简写为：由于金属离子的水解常数测定困难，因此还不能定量计算。Fe3+H2O =Fe(OH)2+H+Fe(OH)2+H2O =Fe(OH)2+H+现在学习的是第62页，共86页6-3 弱酸弱碱盐的水解弱酸

37、弱碱盐的水解一.弱酸弱碱盐的水解常数（以NH4Ac 为例）Kh=KWKa Kb由此可知，弱酸弱碱盐的水解常数一般较大，是水解程度最强的盐。(1)H2O H+OH-Kw(2)NH3+H2O NH4+OH-Kb(3)HAc Ac-+H+Ka(1)-(2)-(3):NH4+Ac-NH3+HAc现在学习的是第63页，共86页从上述水解反应式可知NH4+=Ac-;NH3=HAcKh=NH3HAcNH4+Ac-HAc2Ac-2=KW Ka Kb H+2 Ka2KW Ka H+=Kb 弱酸弱碱盐的PH值与盐的浓度无关，与Ka和Kb的相对大小有关。现在学习的是第64页，共86页三三.完全水解的盐完全水解的盐K

38、h=KWKa KbKW Ka H+=Kb由上述推导的结果可知 弱酸弱碱盐的水解程度较大的原因是由于它们的水解相互促进的结果H2O+NH4+H2O NH3+H3O+Ac-+H2O HAc +OH-现在学习的是第65页，共86页 如果这类水解产物中有气体或沉淀生成而脱离反应体系，则水解反应可以进行到底，所以这类盐不能在溶液中存在。如Al2(CO3)3、Cr2S3、Al2S3、(NH4)2S等 弱酸弱碱盐的水解过程中，阳离子水解产生的H+，中和了阴离子水解产生的OH-，促进了阴离子的水解，反过来阴离子水解的OH-又中和了H+，促进了阳离子的水解，即水解相互促进。现在学习的是第66页，共86页6-4

39、水解平衡的移动水解平衡的移动一、同离子效应抑制水解SnCl2在水中的水解：抑制其水解的方法就是在配制溶液时,先用较浓的盐酸溶解,再稀释到一定体积。一般说来，配制高价阳离子溶液，都要加入适当的酸抑制水解。影响盐水解平衡的因素有溶液的酸碱度和同离子效应、盐的浓度、溶液的温度等。二稀释有利于促进水解在试管中加入2 ml无色的SbCl3 溶液，再加入4 ml 水稀释，可观察到有白色沉淀生成：Sb3+H2O+Cl-=SbOCl(白)+2H+这是由于稀释使Qi变小，平衡将向右移动。Sn2+2H2O Sn(OH)2+2H+现在学习的是第67页，共86页三、加热有利于促进水解三、加热有利于促进水解把淡黄色的F

40、eCl3溶液加入到沸水中，可观察到溶液变成了红色，这是因水解生成了Fe(OH)3溶胶。水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应，故加热有利于水解。四、水解的应用 铝盐由于水解强烈，利用其水解产生胶体的吸附作用广泛用于作净水剂。碳酸钠的水解使溶液呈强碱性，用于代替烧碱使用。硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液混合后因强烈水解产生大量气体和沉淀形成泡沫用于制作灭火剂。Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2现在学习的是第68页，共86页10.7 沉淀溶解平衡 7.1 溶度积常数溶度积 难溶物在溶液中的溶解平衡常数称溶度 积常数，简称溶度积。用Ksp表示：SrCrO4(s)=Sr2+CrO42-KspSr2

41、+CrO42-PbCl2(s)=Pb2+2Cl-KspPb2+Cl2 常见难溶电解质的溶度积常数列成表供查用。溶度积越小，表示物质的溶解度越小，所以两者之间必然存在一定的关系。溶解度：一定温度下饱和溶液的浓度，也就是该溶质在此温度下的溶解度。单位可以是molL-1或gL-1现在学习的是第69页，共86页二.溶度积与溶解度的关系 设难溶物MaXb的溶解度为 s molL-1，溶解平衡时 MaXb =aMm+bXn-as bs KspMm+aXn-b(as)a(bs)b=aabbs(a+b)如1:1型：AgCl =Ag+Cl-Ksp s21:2 或 2:1型：Ag2CrO4 =2Ag+CrO42-

42、Ksp4s3 因此，对于同类型的难溶物，Ksp 越小，溶解度 s越小。不同类型的必须经计算后才能进行比较。如：类型 Ksp S(molL-1)AgCl 1.5610-10 1.25 10-5 Ag2CrO4 9.0 10-12 1.31 10-4现在学习的是第70页，共86页三三.溶度积规则溶度积规则 Qi=Ksp 是饱和溶液，无沉淀析出；Qi Ksp 是过饱和溶液，溶液不稳定，会析出沉淀 直至饱和为止。离子积 某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数次方之积称离子积，用 Qi 表示。离子积和浓度商意义是相同的，溶度积是离子积的一种特例（平衡态的离子积）。溶度积规则 根据 Qi 和 Ksp 的相对大

43、小，判断沉淀是否生成或溶解的规则称溶度积规则。现在学习的是第71页，共86页四四.同离子效应和盐效应同离子效应和盐效应 1.同离子效应使难溶电解质的溶解度降低。例：求298K时，BaSO4在0.010 molL-1 Na2SO4 溶液 中的溶解度(gL-1)。Ksp(BaSO4)=1.0810-10解：设所求BaSO4的溶解度为s molL-1 平衡浓度/molL-1 s 0.010+s=0.010 Ksp=0.010s=1.0810-10 s=1.0810-8 molL-1BaSO4 的式量为 233.3 s 1.0810-8molL-1233.3gmol-1 2.5210-6 gL-1Ba

44、SO4 Ba2+SO42-现在学习的是第72页，共86页2.盐效应增大难溶物的溶解度盐效应增大难溶物的溶解度 溶液中加入不含相同离子的可溶性盐，可以增大难溶电解溶液中加入不含相同离子的可溶性盐，可以增大难溶电解质的溶解度的现象称盐效应。质的溶解度的现象称盐效应。盐效应作用原理 盐效应是由于溶液中的离子强度增大，使离子的活度降低，从而使Qi Ksp 的方法都可促使沉淀的生成。凡是可以使 Qi Ksp的方法是应用同离子效应，请看下例 例：将等体积的410-3 molL-1AgNO3和410-3 molL-1 K2CrO4混合，是否能析出AgCrO4沉淀？解：等体积混合后各离子的浓度减少为原来的一半

45、：C =210-3 molL-1 Qi=(210-3)2(210-3)=810-9 Ksp 9.010-12 Qi 所以有沉淀Ag2CrO4析出。现在学习的是第74页，共86页 促使 Qi Ksp 的方法是应用生成弱电解质或气体或配位化合物或氧化还原反应而降低离子的浓度。一生成弱电解质或气体难溶氢氧化物、难溶弱酸盐等可溶于酸，这是由于生成了弱电解质水或弱酸的缘故。ZnS+2H+=Zn2+H2S二氧化还原反应 3CuS+8HNO3=Cu(NO3)2+3S2NO4H2O三生成配位化合物 AgCl2NH3=Ag(NH3)2+Cl-Mg(OH)2 Mg2+2OH-2HCl 2Cl-+2H+2H2O+现

46、在学习的是第75页，共86页7-3 酸度对沉淀平衡的影响 凡是酸度能改变 Qi 值的沉淀平衡，通过控制溶液的PH值，可以使平衡向有利的方向进行。例：计算欲使0.01 molL-1 Fe3+开始沉淀和沉淀完全时 (指离子浓度 10-5 mol-1L-1)的PH值。解：(1)计算开始沉淀的pH值 Ksp=Fe3+OH-3=1.110-36开始沉淀时：Fe3+=0.01pOH12-lg4.7911.32 pH14-11.322.68(2)沉淀完全时的pH值 Fe3+=10-5 molL-1 POH=10.32 PH=3.68 Fe(OH)3 Fe3+3OH-KspFe3+OH-=4.7910-12（

47、mol-1L-1）3KspFe3+OH-=4.7910-11（mol-1L-1）3现在学习的是第76页，共86页一些难溶氢氧化物沉淀的一些难溶氢氧化物沉淀的pH值值 注：金属离子的起始浓度为0.01 molL-1 现在学习的是第77页，共86页例：计算使0.10mol MnS、ZnS、CuS溶解于 1L 盐酸 中所需盐酸的最低浓度.解：硫化物在酸中的溶解平衡：K=M2+H2SH+2 Ksp K1K2H+=K1K2M2+H2SKsp MS M2+S2-Ksp S2-+2H+H2S K=1/K1K2+:MS+2H+M2+H2S K=Ksp K1K2 刚好全部溶解时的金属离子浓度：M2+=0.10

48、molL-1现在学习的是第78页，共86页 查表:K1=5.710-8 K2=1.210-15 H2S=0.1 molL-1 K1K2 =6.84 10-23H+=6.84 10-25Ksp查表求各硫化物的溶度积为:KspMnS=1.410-15 Ksp ZnS=1.210-23 KspCuS=8.510-45 分别代入后，结果如下：硫化物 溶酸的浓度 molL-1 pH 溶解程度 MnS 2.210-5 4.7 易溶于稀酸 ZnS 0.24 0.6 易溶于稀酸 CuS 8.9109 不溶非氧化性酸现在学习的是第79页，共86页7-4 分步沉淀分步沉淀 同一种沉淀剂可以使溶液中不同离子先后析出

49、的现象叫分步沉淀。在0.1molL-1的Cl-和 I-的溶液中加入AgNO3溶液，可以发生分步沉淀Cl-I-AgICl-AgClAgNO3AgNO3Ksp AgI=1.510-16 Ksp AgCl=1.5610-10溶解度小优先沉淀I-离子开始沉淀时I-=0.1molL-1Ag+=1.510-15 molL-1Ksp I-现在学习的是第80页，共86页Cl-离子开始沉淀Cl-=0.1 molL-1Ag+=1.5610-9 molL-1Ksp Cl-AgCl开始析出时，溶液中的 I-浓度为：I-=-=9.610-8 molL-1 Ksp Ag+现在学习的是第81页，共86页7-5 沉淀的转化沉

50、淀的转化 在含有沉淀的溶液中，加入适当试剂，与某一离子结合成为更难溶和物质，叫做沉淀的转化。下面是一份沉淀转化的实验报告:PbCl2(白)PbI2(黄)PbSO4(白)PbCrO4(黄)PbS(黑)加KI溶液加NaSO4溶液加K2CrO4溶液加Na2S溶液PbCl2+2I-=PbI2+2Cl-PbI2+SO42-=PbSO4+2I-PbSO4+CrO42-=PbCrO4+SO42-PbCrO4+S2-=PbS+CrO42-现在学习的是第82页，共86页弱酸的电离平衡：H+=KaC (a 5%)弱碱的电离平衡：OH-=KaC (a 5%)弱酸盐的水解平衡：OH-=KhC (Kh =)KWKa弱碱