《电解质溶液》PPT课件.ppt

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1、 第四章第四章 电解质溶液电解质溶液41强电解质溶液理论强电解质溶液理论4-2弱酸、弱碱的电离平衡弱酸、弱碱的电离平衡43 盐的水解盐的水解44酸碱理论的发展酸碱理论的发展45难溶强电解质的沉淀溶解平衡难溶强电解质的沉淀溶解平衡非电解质溶液：依数性：非电解质溶液：依数性：四大性质只与溶质的粒子四大性质只与溶质的粒子 数有关，而与溶质本质无关数有关，而与溶质本质无关。电解质电解质 溶溶 液液强电解质强电解质溶液溶液弱电解质弱电解质溶液溶液易溶强电解质溶液：易溶强电解质溶液：1、强电、强电 解质溶液理论解质溶液理论 难溶强电解质：难溶强电解质：5、难溶强电、难溶强电解质溶液解质溶液-沉淀溶液平衡沉

2、淀溶液平衡。2、弱酸、弱碱的电离平衡、弱酸、弱碱的电离平衡3、盐的水解、盐的水解4、酸碱理论的发展、酸碱理论的发展41强电解质溶液理论强电解质溶液理论 1 存在的实际问题：存在的实际问题：（在强电解质溶液中）（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，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，与实际对于强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现了偏差。结果出现了偏差。例如：运用依数性解决例如：运用依数性解决KClH2O。v 已知：已知：H2O：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：

3、该溶液的凝固点降低值。v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 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=Kfv而实际测得：而实际测得：（介于（介于0.744 之间。）之间。）以上事实如何解释呢？有人提出了新的理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。论，即强电解质溶液理论。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

4、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。就此提出了三个问题：问题：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 离子氛离子氛形成形成 的结果的结果.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怎样计算：电解质溶液中实际发挥作用的浓

5、度怎样计算：有效浓度（活度）和活度系数有效浓度（活度）和活度系数 以上三个问题的解决构成了强电解质溶液理以上三个问题的解决构成了强电解质溶液理论，并较好的解释了强电解质溶液的某些性质与论，并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。依数性实验结果之间的偏差。(1).离子氛：离子氛：在强电解质溶液中，电解质完全电离，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，在负离子周围正离在正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多一些，如图所示：子多一些，如图所示：我们说正离子周围存在着

6、我们说正离子周围存在着由负离子形成的由负离子形成的“离子氛离子氛”，在负离子周围存在，在负离子周围存在着由正离子形成的着由正离子形成的“离子氛离子氛”。+v 由于离子氛的作用，使发挥作用的离子数由于离子氛的作用，使发挥作用的离子数目少于完全电离时应有的离子数目。目少于完全电离时应有的离子数目。v 因此，表现某些性质上，因此，表现某些性质上，如：如：电导性：电导性：迁移速度减慢，电导性减弱。迁移速度减慢，电导性减弱。（与完全电离相比）（与完全电离相比）依数性：依数性：实际发挥作用的离子数减少，所以如实际发挥作用的离子数减少，所以如1中中所提到的所提到的0.2mol/KCl水溶液冰点降低值水溶液冰

7、点降低值0.673400时，时，则则C0HC0 Ka0=H2/C0 同理有：同理有：Kb0=OH2/（C0OH），），当：当：C0/Kb0400 时时 ，C0OHC0 Kb0=OH2/C0 ii.电离度电离度：已电离了的弱电解质的浓度已电离了的弱电解质的浓度比上其起始浓度比上其起始浓度 对于一元弱酸：对于一元弱酸：对于一元弱碱：对于一元弱碱：与弱酸或弱碱的浓度有关：与弱酸或弱碱的浓度有关：C0越大，则越大，则越小。越小。可以从书中查得。可以从书中查得。例：例：HAc：3时，时，=0.019=1.9%0.10 mol/dm3时，时，=0.013=1.3%(2).同离子效应和盐效应：同离子效应和盐

8、效应：电离平衡同其他平衡一样，当外界条件（离电离平衡同其他平衡一样，当外界条件（离子浓度、温度）改变时，旧的平衡被破坏，新的平子浓度、温度）改变时，旧的平衡被破坏，新的平衡又建立，所以离子浓度的变化是影响电离平衡的衡又建立，所以离子浓度的变化是影响电离平衡的重要因素。重要因素。同离子效应：同离子效应：例例1：在：在HAc的平衡体系中加入的平衡体系中加入NaAc HAc H Ac,由于由于:NaAc NaAc Ac浓度增大，所以平衡左移，使浓度增大，所以平衡左移，使HAc的电离的电离度降低。度降低。同样同样:NH3H2ONH4OH 加入加入NH4Cl:NH4Cl NH4 Cl NH4的浓度增大，

9、使的浓度增大，使NH3H2O平衡左移，平衡左移，电离度降低电离度降低。这种：这种：在弱电解质溶液中，加入与其具有在弱电解质溶液中，加入与其具有共同离子的强电解质共同离子的强电解质,使电离平衡左移，电离使电离平衡左移，电离度降低的效应叫度降低的效应叫同离子效应。同离子效应。例例2、如果在、如果在0.10 mol/dm3的的HAc溶液中加入固体溶液中加入固体NaAc,使使NaAc的浓度达到的浓度达到0.20 mol/dm3，求：，求：HAc溶溶液中液中H和电离度。和电离度。解：解：HAc H Ac 起始：起始：0.10 0 0.2 平衡：平衡：x x=H Ka0=x（x）/（x）C0/Ka0400

10、 且且 加入加入NaAc平衡左移，平衡左移，Ka0 x=1/2 Ka0=1/21.8105=9106 mol/dm3 =H/C0=9106/0.1=9103%与上题与上题相比减小了相比减小了144倍。倍。盐效应：盐效应：在弱电解质的溶液中加入其他强电解质在弱电解质的溶液中加入其他强电解质时，该弱电解质的电离度将会略有增大，这种时，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。但这种电离度增大并不显著，所以计算中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起的弱电解质的电离度常可以忽略由盐效应引起的弱电解质的电离度的变化。的变化。例如：例如：HAc溶液中加入大量溶液

11、中加入大量NaCl，可略增，可略增大大HAc的电离度。的电离度。HAc H Ac NaCl NaCl 溶液中离子强度增大，形成离子氛，使溶液中离子强度增大，形成离子氛，使H和和Ac有效浓度降低，不足以与分子平衡，所有效浓度降低，不足以与分子平衡，所以只有再离解出部分离子，才能实现平衡。所以只有再离解出部分离子，才能实现平衡。所以实际电离度增大，但并不显著，一般可以略以实际电离度增大，但并不显著，一般可以略去不计。去不计。Na+H+Ac-Cl-Na+Na+Na+Na+Na+Na+Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-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

12、：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 H3OOH 简写：简写：H2O HOH 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 K0=HOH 称为水的离子积常数，用称为水的离子积常数，用K0w表示。表示。常温下，常温下，K0w=HOH=1.01014 水的电离吸热水的电离吸热 温度升高，平衡右移，温度升高，平衡右移，K0w变大。变大。例如：例如：295K，K0w=1.01014 313K：K0w=3.8010 14（2）溶液的）溶液的pH值：值：pH值是用来表示溶液值是用来表示溶液aH的一种简便方法，的一种简便方法，

13、定义：定义：pH=lg aH=lgH 通常情况下，以浓度代替活度，则有：通常情况下，以浓度代替活度，则有：pH=lgH同理：同理：pOH=lgOH 常温下有：常温下有：K0w=HOH=1.01014 p K0w=pH+pOH=14 中性溶液中中性溶液中:常温下常温下:pH=pOH=7 非常温下非常温下:pH=pOH7 酸性溶液中：酸性溶液中：pH 7C（3）酸碱指示剂：）酸碱指示剂：借助颜色的变化来指示溶液借助颜色的变化来指示溶液pH值的物质叫酸碱值的物质叫酸碱指示剂。其本身就是一种有机的弱酸或有机弱碱，指示剂。其本身就是一种有机的弱酸或有机弱碱，其分子离子状态颜色差别显著。其分子离子状态颜色

14、差别显著。如甲基橙：一种有机弱酸：如甲基橙：一种有机弱酸：HIn H In 红红 黄黄橙色橙色 当当In/HIn=1 ：橙色橙色 Ka0=H，PH=PKa0 理论变色点理论变色点 当当In/HIn10 明显显示出明显显示出In的颜色的颜色：黄色黄色 Ka0=10H pH=p Ka01 当当In/HIn K0a2 K0a3原因：原因：（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弱酸溶液中，如何进行有关离子浓度的计算呢？以算呢？以H2S饱和溶液为例来说明：饱和溶液为例来说明：例例1：已知：已知H2S饱和溶液的浓度为饱和溶液的浓度为3，计

15、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x x x C0/Ka10400 Ka10=HHS/H2S =x2/0.10=1.3107x=H=HS=1.14104 mol/dm3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,涉涉及多个平衡的离子及多个平衡的离子,其浓度必须同时满足该溶其浓度必须同时满足该溶液中所有的平衡液中所有的平衡,这是解决多元弱酸平衡共存这是解决多元弱酸平衡共存问题的一条重要原则。问题的一条重要原则。基于这一原则基于这一原则:第

16、二步第二步HS电离电离:HS HS2 平衡时：平衡时：HS=H Ka20=HS2/HS =1.14104S2/1.14104 =S2v S2=Ka20=7.11015 mol/dm3 结论：结论：对于二元弱酸对于二元弱酸H2A：H由第一级电离决定，由第一级电离决定，可以认为可以认为: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只比较二元弱酸的Ka10即可。即可。如果将如果将Ka10Ka20 有：有：H2S 2 HS2 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之间的关系，之间的关系，可用此平衡进行

17、有关的计算。可用此平衡进行有关的计算。(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：为例来说明：由于由于H3PO4的的Ka10、Ka20、Ka30相差很相差很大，所以纯的大，所以纯的H3PO4中中H也看成是由第一步也看成是由第一步电离决定的，所以求出电离决定的，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。4.缓冲溶液缓冲溶液:许多反应要在一定的许多反应要在一定的pH值的条件下进行值的条件下进行,例如例如:M2H2Y MY2H（H2Y为为EDTA）要求在左右才能进行要求在左右才能

18、进行,溶液的溶液的pH必须要必须要保持在之间。保持在之间。假设此反应在假设此反应在1dm3水溶液中进行，要把水溶液中进行，要把0.01mol M2 MY，按上述反应计算，按上述反应计算,转化一转化一个个MY,已生成已生成2H,所以若转化所以若转化0.005mol M2 MY,则产生则产生 M2 H2Y MY 2H反应反应:0.005mol 生成生成 此时此时pH=2 早已破坏了反应所需的早已破坏了反应所需的pH条件条件.所以可以所以可以断定该反应在水溶液中进行时断定该反应在水溶液中进行时,连一半都不能进连一半都不能进行下去行下去.如何控制反应的如何控制反应的pH,是保证反应正常进行的是保证反应

19、正常进行的一个重要条件一个重要条件,人们研究出了一种可以抵抗少量人们研究出了一种可以抵抗少量酸碱的影响酸碱的影响,可以控制溶液可以控制溶液pH的溶液的溶液,即缓冲溶即缓冲溶液液.（1）.定义：定义：缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系和水的稀释而保持体系pH基本不变的溶液基本不变的溶液.缓冲作用缓冲作用：缓冲溶液保持：缓冲溶液保持pH值不变的作用称为缓冲值不变的作用称为缓冲 作用。缓冲作用原理即是同离子效应。作用。缓冲作用原理即是同离子效应。缓冲溶液的组成缓冲溶液的组成：弱酸弱酸盐：弱酸弱酸盐 HAc NaAc ;NaH2PO4Na2H PO

20、4 （抗碱）（抗碱）（抗酸）（抗酸）（抗碱）（抗碱）（抗酸）（抗酸）弱碱弱碱盐：弱碱弱碱盐：NH3H2O NH4Cl （抗酸）（抗酸）（抗碱）（抗碱）缓冲对缓冲对：组成缓冲溶液的两种物质称为缓冲对。：组成缓冲溶液的两种物质称为缓冲对。缓冲对浓度越大，缓冲作用越大。即抗缓冲对浓度越大，缓冲作用越大。即抗 酸、碱、抗稀释能力越强。酸、碱、抗稀释能力越强。（2）：缓冲溶液）：缓冲溶液pH计算公式推导：计算公式推导：以以HAc NaAc缓冲溶液为例：缓冲溶液为例：溶液中溶液中:HAc H Ac NaAc NaAc 起始：起始：C酸酸 C盐盐 C盐盐 C盐盐 C盐盐平衡时：平衡时：C酸酸x x C盐盐x

21、 由于同离子效应由于同离子效应:C酸酸xC酸酸；C盐盐x C盐盐 Ka0=HAc/HAc=xC盐盐/C酸酸 H=x=Ka0C酸酸/C盐盐 pH=pKa0lg C酸酸/C盐盐 缓冲溶液缓冲溶液pH值计算公式值计算公式对公式的几点说明：对公式的几点说明：、C酸酸、C盐盐均为组成缓冲溶液后均为组成缓冲溶液后,弱酸、弱酸、弱碱弱碱 盐的浓度或叫起始浓度。盐的浓度或叫起始浓度。、缓冲溶液、缓冲溶液pH首先决定于首先决定于pKa0值值,其次决定其次决定 于于C酸酸/C盐盐浓度比值浓度比值.、选择缓冲溶液时，要首先找出与溶液所要、选择缓冲溶液时，要首先找出与溶液所要 控制的控制的pH值接近的值接近的pKa0

22、值的弱酸及其盐。值的弱酸及其盐。例：控制溶液，则要选择例：控制溶液，则要选择pKa0值接近值接近的弱酸及其弱酸盐的弱酸及其弱酸盐,HAc的的pKa0=4.74,所以所以HAc和和NaAc即可即可.、缓冲溶液中、缓冲溶液中C酸酸/C盐盐的比值可以从的比值可以从10,即即1:10 10:1 范围内变动。范围内变动。相应的相应的pH在在pKa01范围内变动范围内变动,所以所以缓冲溶液缓冲溶液的缓冲范围在的缓冲范围在pH=pKa01之间之间.超出这一范围缓冲超出这一范围缓冲作用将不明显。作用将不明显。例例:HAcNaAc，因为因为HAc的的pKa0所以缓冲范所以缓冲范围围5.74.同理同理:推导出弱碱

23、推导出弱碱弱碱盐组成的缓冲溶液弱碱盐组成的缓冲溶液pOH计算公式计算公式:pOH=PKb0lg C碱碱/C盐盐 以上几点说明同样适用该公式以上几点说明同样适用该公式.（3）、应用公式计算）、应用公式计算:例例1:缓冲溶液的组成是缓冲溶液的组成是1.00moldm3的的NH3H2O和和1.00moldm3的的NH4Cl.试计算试计算:（1）缓冲溶液的）缓冲溶液的pH值值.（2）将）将1.03 1.0moldm3的的NaOH溶液加入到溶液加入到50.003该缓冲溶液中引起的该缓冲溶液中引起的pH值变化值变化.（3）将同量的）将同量的NaOH加入加入50.003的水中引起的的水中引起的pH值值变化变

24、化.解解:（1）:pOH=pKblg C碱碱/C盐盐 =lg1.8105 pH=14（2）50103dm3的缓冲溶液中：的缓冲溶液中：含含NH3H2O的物质的量的物质的量n:50103dm31.00moldm3=0.050mol,含含NH4的物质的量的物质的量n 加入碱的物质的量加入碱的物质的量n:1.0103dm31.00moldm3,要消耗缓冲溶液中的抗碱成分要消耗缓冲溶液中的抗碱成分:NH4：0.001mol,同时产生：同时产生：3H2O.（NH3H2O:碱碱:用以抗酸用以抗酸;若有若有H加入加入,则则:NH3H2OHNH4H2O NH4Cl:盐盐:用以抗碱用以抗碱:若有若有OH加入则加

25、入则,NH4OHNH3H2O 能保证能保证pH基本不变）基本不变）当加入当加入0.001mol OH时时:NH3H2O NH4 OH 起始起始 加入加入0.001mol OH-pOH=pKb-lg C碱碱/C盐盐 =lg1.8105lg pH=14-4.73=9.27 只改变了个单位只改变了个单位（3）将这些）将这些NaOH加入到加入到50.03水中水中 OH=（1.00103dm33）/（50.0103 dm31.0103 dm3）=0.020 mol/dm3 pOH=1.7 pH=14-1.7=12.3 pH:从从7变到改变了单位变到改变了单位 由此可见缓冲溶液的缓冲作用由此可见缓冲溶液的

26、缓冲作用.缓冲溶液可以抗酸抗碱缓冲溶液可以抗酸抗碱,是因为它们组成中具有抗是因为它们组成中具有抗酸或抗碱成分酸或抗碱成分,那么缓冲溶液可以抗稀释那么缓冲溶液可以抗稀释,这又是因为这又是因为什么呢什么呢?我们可以从公式来看我们可以从公式来看:pH=pKa0lg C酸酸/C盐盐 从公式看从公式看,稀释后稀释后C酸酸/C盐盐不变不变 所以所以pH值不变值不变.利用缓冲溶液公式可以进行其他的计算利用缓冲溶液公式可以进行其他的计算:例例2:用用HAc和和NaAc配制缓冲溶液配制缓冲溶液,求求C酸酸/C盐盐=?解解:pH=pKa0lg C酸酸/C盐盐 lg C酸酸/C盐盐=pKa0pH =lg1.8105

27、 C酸酸/C盐盐43 盐的水解盐的水解 盐溶解在水中得到的溶液可能是中性盐溶解在水中得到的溶液可能是中性,例例:强酸强酸强碱盐的水溶液强碱盐的水溶液:NaCl等等;有的盐水溶液可能是酸性的有的盐水溶液可能是酸性的,例例:强酸弱碱盐类强酸弱碱盐类:NH4Cl、FeCl3等等;有的则是碱性有的则是碱性,例例:强碱弱酸盐类强碱弱酸盐类:NaAc、Na2CO3等等,为什么会有这种现象呢为什么会有这种现象呢?盐在水溶液中盐在水溶液中,与水作用使水的电离平衡发生与水作用使水的电离平衡发生移动移动,从而可能改变溶液的酸度从而可能改变溶液的酸度,这种作用叫盐的这种作用叫盐的水解水解.下面将分别讨论不同类型的盐

28、的水解下面将分别讨论不同类型的盐的水解.1.各种盐的水解各种盐的水解:(1)强酸强碱盐强酸强碱盐:不水解不水解.因为它们的离子不与因为它们的离子不与H或或OH结合成弱电结合成弱电解质解质,所以溶所以溶液中性液中性.例例:A、A（部分）的盐酸、硝酸、硫酸、（部分）的盐酸、硝酸、硫酸、高氯酸盐高氯酸盐.(2).弱酸强碱盐弱酸强碱盐:水解显碱性水解显碱性:弱酸强碱盐水解，弱酸强碱盐水解，OH计算公式推导：计算公式推导：以以NaAc为例：为例：设设NaAc起始浓度为起始浓度为C0，水解平衡后水解平衡后OH=x Ac H2O HAc OH起始：起始：C0 0 0平衡：平衡：C0 x x x Kh0=HA

29、cOH/Ac =X2/C0-X Kh0 小，小，C0/Kh0 400 C0 xC0 x=OH=水解后水解后OH计算公式计算公式:例：求例：求0.010 mol/dm3NaCN溶液的溶液的pH和盐的水解度。和盐的水解度。(已知：已知：HCN Ko-10)解：解：Kh0=Kw0/Ka0 =1.01014/4.9310-10 =2.03105 C0/Kh0=0.010/2.03105 =492 400 OH-=4.5104 mol/dm3 pOH水解度水解度h=OH/C0=4.5110-4/0.010=4.5%(3).强酸弱碱盐的水解：显酸性强酸弱碱盐的水解：显酸性 以以NH4Cl为例：为例：NH4

30、H2O=NH3H2OH Kh0=NH3H2OH/NH4 =NH3H2O H OH/NH4OH =Kw0/Kb0 强酸弱碱盐的水解平衡常数：强酸弱碱盐的水解平衡常数：Kh0=Kw0/Kb0v 当当Kh0很小时，可以采取近似计算。很小时，可以采取近似计算。近似计算：近似计算：NH4H2O NH3H2OH 起始：起始：C0 平衡：平衡：C0 x x x Kh0=NH3H2OH/NH4 =X2/C0-X 当当C0/Kh0400时，时，C0 xC0 x2/C0=Kh0（4）.弱酸弱碱盐水解：弱酸弱碱盐水解：弱酸弱碱盐中的弱酸根，弱碱离子均可弱酸弱碱盐中的弱酸根，弱碱离子均可以水解，溶液究竟显酸性或碱性，

31、取决于弱以水解，溶液究竟显酸性或碱性，取决于弱酸弱碱的相对强弱。酸弱碱的相对强弱。a、水解平衡常数：、水解平衡常数：以以NH4Ac为例来讨论：为例来讨论：NH4Ac=NH4Ac H2O HOH NH4OH NH3H2O AcH HAc 总的水解反应：总的水解反应：NH4AcH2O NH3H2OHAc 平衡常数表达式：平衡常数表达式：Kh0=NH3H2OHAc/NH4Ac =NH3H2OHAcOH-H+/NH4Ac OH-H+弱酸弱碱盐水解水解平衡常数：弱酸弱碱盐水解水解平衡常数：Kh0=Kw0/（Ka0Kb0）对于对于NH4Ac：Kh0=Kw0/（Ka0Kb0）=1.01014/1.81051

32、.8105 =3.1105 NH4Ac Kh0=3.1105比比 NaAc Kh0=5.610 10 NH4Cl Kh0=5.610 10 要大要大105倍倍 NH4Ac的双水解趋势要比的双水解趋势要比NaAc、NH4Cl单方单方面水解趋势大得多。面水解趋势大得多。b.弱酸弱碱盐溶液的弱酸弱碱盐溶液的H计算：计算：只讨论一元弱酸只讨论一元弱酸HB和一元弱碱和一元弱碱MOH生成的盐生成的盐MB溶液的溶液的H?将将MB溶于水中，起始浓度为溶于水中，起始浓度为C0 MH2O MOHH MOH=H BH2O HBOH HB=OH 从上式可知：有一个从上式可知：有一个MOH生成，则产生一个生成，则产生一

33、个H;同样有一个同样有一个HB，则生成一个，则生成一个OH，则这个，则这个OH就立就立即和即和H中和，最终溶液中的中和，最终溶液中的H=？v H=MOHHB-（1）由由M的水解平衡常数表达式的水解平衡常数表达式 MH2O=MOHH 得到：得到：KhM+0 =MOHH/M =Kw0/Kb0 MOH=Kw0M/Kb0H-（2）由由B的水解平衡常数表达式：的水解平衡常数表达式：BH2O=HBOH 得到：得到：KhB0=HBOH/B =Kw0/Ka0 HB=Kw0B-H/Ka0OH-H =B-H/Ka0 -（3）将（将（2）（）（3）代入（）代入（1）中：）中：两边同乘两边同乘Ka0Kb0H Ka0K

34、b0H 2=Ka0Kw0MKb0BH2 当当C0 Ka0 且且 Kh0很小，则近似：很小，则近似：MBC0弱酸弱碱盐溶液中弱酸弱碱盐溶液中H计算的简化公式计算的简化公式:条件：条件：C0 Ka0由此公式可知：由此公式可知：弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐H浓度与溶液浓度无直接关系。浓度与溶液浓度无直接关系。当当Ka0=Kb0时时:当Ka0Kb0时 例：求例：求0.1moldm3的的NH4F溶液溶液pH。解：解：C0 Ka0 用简化公式。用简化公式。Ka0Kb0 水解显弱酸性，弱碱水解程度大于弱酸水解显弱酸性，弱碱水解程度大于弱酸水解水解 HOH(5).多元弱酸强碱盐的水解：多元弱酸强碱盐的水解：a 分级水

35、解：以分级水解：以Na2CO3为例：为例：一级水解：一级水解：CO32H2O HCO3OH 起始：起始：C0 平衡：平衡：C0 x x x Kh10=HCO3OH/CO32 =HCO3OHH/CO32H =Kw/Ka20 =1.01014/5.61011 =1.8104二级水解：二级水解：HCO3H2O=H2CO3OH Kh20=H2CO3OH/HCO3 =H2CO3OH H）/HCO3 H =Kw0/Ka10 =1.01014/4.2107 =2.4108 显然显然Kh10Kh20 多元弱酸盐水解一般只考虑第一级水解。第二级多元弱酸盐水解一般只考虑第一级水解。第二级水解忽略不计。水解忽略不计

36、。有有 HCO3OH;CO32C0 x b.计算计算OH浓度公式：浓度公式：设设Na2CO3浓度为浓度为C0 CO32 H2O HCO3OH 起始：起始：C0 平衡：平衡：C0 x x x Kh10=HCO3.OH/CO32 =x2/（C0 x）=1.84104=Kw0/Ka20 解方程精确求得解方程精确求得x=OH 若若Kh10较小，当较小，当C0较大时，较大时，C0 x=C0 则：则：x2/C0=1.84104=Kh10简化公式简化公式:例例2：求：求2CO3的的pH值值?解：解：C0较大较大 pOH=2.37 pH=14(6).弱酸的酸式盐水解：弱酸的酸式盐水解：以以NaHCO3为例讨论

37、：为例讨论：NaHCO3 NaHCO3 电离：电离：HCO3 HCO32 Ka20=HCO32/HCO3 =5.610-11水解：水解：HCO3H2O H2CO3OH Kh0=H2CO3 OH/HCO3 =Kw0/Ka10-14-7=2.410-8同样：同样：H2CO3=OH那么被那么被OH中和掉的中和掉的H的浓度可用的浓度可用CO32代表；代表；体系中体系中OH浓度为：浓度为：OH=H2CO3CO32 HOH=Kw0 OH =Kw0/H Kw0/H=H2CO3 CO32 -（1）由由 HCO3=HCO32电离平衡知：电离平衡知：Ka20=HCO32/HCO3 CO32=Ka20HCO3/H

38、-（2）由由 H2CO3=H HCO3第一步电离：第一步电离：Ka10=HHCO3/H2CO3 H2CO3=HHCO3/Ka10 -（3）将（将（2）（）（3）代入（）代入（1）Kw0/H=H+HCO-3/Ka10-Ka20HCO3/H Ka20=5.610-11很小很小 HCO3电离程度很小。电离程度很小。Kh20=Kw0/Ka10=2.410-8很小很小 水解程度也很小。水解程度也很小。有有 HCO3 C0 起始浓度。起始浓度。上式变成上式变成 当当Ka20C0Kw0时时 由公式可知：由公式可知：NaHCO3溶液溶液H与与C0无关（条件无关（条件C0不能太小）不能太小）,NaHCO3溶液溶

39、液 2.影响水解的因素：影响水解的因素：(1).平衡常数的影响：平衡常数的影响：vKh0=Kw0/Ka0,Kh0=Kw0/Kb0,Kh0=Kw0/Ka0.Kb0 v Ka0 Kb0越小，水解后生成的弱酸弱碱越越小，水解后生成的弱酸弱碱越弱，弱，Kh0越大。越大。v Ka0 Kb0越小，水解越大。越小，水解越大。（2）.温度的影响：温度的影响：水解反应是吸热反应，温度大，有利于水解。水解反应是吸热反应，温度大，有利于水解。（3）.外界因素的影响：外界因素的影响：a.溶液的浓度溶液的浓度:从水解度从水解度 可知可知C0越小，越小，h越大越大.b.酸度：酸度：酸度对水解有明显的影响：酸度对水解有明显

40、的影响：例：例：NaCN：CNH2O HCNOH 为防止水解产生剧毒气体为防止水解产生剧毒气体HCN，加入适量的，加入适量的碱，抑制水解。碱，抑制水解。例：例：SnCl2：Sn2H2O Sn（OH）22H 为防止水解加入为防止水解加入HCl，抑制水解。，抑制水解。作业：作业：10，11，12，13，44酸碱理论的发展酸碱理论的发展 1.阿仑尼乌斯酸碱电离理论阿仑尼乌斯酸碱电离理论 2.不朗斯特不朗斯特劳莱酸碱质子理论劳莱酸碱质子理论 3.路易斯酸碱电子对理论路易斯酸碱电子对理论 4.酸碱质子理论中酸碱的强度酸碱质子理论中酸碱的强度 在化学发展的过程中，最早被提出的酸碱在化学发展的过程中，最早被

41、提出的酸碱理论是阿仑尼乌斯的酸碱电离理论，既我们大理论是阿仑尼乌斯的酸碱电离理论，既我们大家现在所知道的酸碱的定义。后来随着化学的家现在所知道的酸碱的定义。后来随着化学的不断发展，又出现了其它酸碱理论，下面我们不断发展，又出现了其它酸碱理论，下面我们将分别讨论之。将分别讨论之。1.阿仑尼乌斯酸碱电离理论阿仑尼乌斯酸碱电离理论 （1）酸碱的概念及范围：）酸碱的概念及范围：酸碱HOH-（水溶液中）（水溶液中）对于非水体系无能为力。对于非水体系无能为力。（2）酸碱反应类型：酸碱）酸碱反应类型：酸碱=盐水盐水 2.不朗斯特不朗斯特劳莱酸碱质子理论劳莱酸碱质子理论 （1）、酸碱的概念）、酸碱的概念 酸酸

42、:能给出能给出H的分子、离子是酸。的分子、离子是酸。碱碱:能接受能接受H的分子、离子是碱。的分子、离子是碱。即：酸即：酸 =H 碱。（共轭酸碱对）碱。（共轭酸碱对）水溶液体系（水溶液体系（H2O）非水质子溶剂体系（如非水质子溶剂体系（如NH3、HAc）适用于适用于酸：分子、正离子、负离子酸：分子、正离子、负离子.碱：分子、正离子、负离子碱：分子、正离子、负离子.Cl-、H2O、H3O、OH、NH3、PO43-、H2PO42-两性物质：两性物质：H2OH H3O+要视具体环境要视具体环境 H2O HOH（2）、酸碱反应类型：）、酸碱反应类型：酸碱电离：酸碱电离：（）HCl+H2O H3O Cl

43、强酸电离（阿氏强酸电离（阿氏）酸酸 碱碱 酸酸 碱碱（）HAc+H2O H3O Ac 弱酸电离（阿氏）弱酸电离（阿氏）(）NH3 +H2O NH4 OH 弱碱电离（阿氏）弱碱电离（阿氏）酸碱中和：酸碱中和：（）H3OOH H2O H2O 酸碱中和（阿氏酸碱中和（阿氏）盐的水解：盐的水解：（）H2O Ac HAc +OH 强碱弱酸盐水解强碱弱酸盐水解（）NH4H2O H3ONH3 强酸弱碱盐水解强酸弱碱盐水解水的自电离：水的自电离：（）H2OH2O H3OOH非水质子溶剂反应：非水质子溶剂反应：（）NH3+NH3 NH4NH2（）HClO4+HAc H2Ac+ClO4（3）、几点说明：）、几点说

44、明：（）酸碱质子理论中，酸碱反应可以认为是质子转）酸碱质子理论中，酸碱反应可以认为是质子转移的反应，从上面可知，它不仅把水溶液中的离子移的反应，从上面可知，它不仅把水溶液中的离子反应归为质子转移反应，同时把非水溶剂中的反应反应归为质子转移反应，同时把非水溶剂中的反应也归为质子转移反应也归为质子转移反应.（）质子转移反应中：反应）质子转移反应中：反应 方向是由强酸、强碱到方向是由强酸、强碱到弱酸弱碱反应弱酸弱碱反应。上述反应中：。上述反应中：i,iV 是由强酸、强是由强酸、强碱到弱酸弱碱，反应从左向右自发进行。其余从左碱到弱酸弱碱，反应从左向右自发进行。其余从左到右皆是由弱酸、弱碱到强酸、强碱，

45、所以这些反到右皆是由弱酸、弱碱到强酸、强碱，所以这些反应平衡常数很小，进行程度很小。应平衡常数很小，进行程度很小。（）缺点：不能讨论不含质子的物质，不能研究无）缺点：不能讨论不含质子的物质，不能研究无质子转移的反应，所以有另一理论出现，解决此问质子转移的反应，所以有另一理论出现，解决此问题。题。3.路易斯酸碱电子对理论：路易斯酸碱电子对理论：（1）.酸碱的概念及范围：酸碱的概念及范围：酸：酸：凡是能接受电子对的物质：凡是能接受电子对的物质：例：例：H、Na、BF3等均可接受电子对。等均可接受电子对。碱：碱：凡是能给出电子对的物质：凡是能给出电子对的物质：例：例：OH、CN、NH3、F给出电子对

46、。给出电子对。酸酸 +：碱：碱=酸酸：碱：碱 酸碱加合物，形成配位键。酸碱加合物，形成配位键。适用范围：水溶的体系水溶的体系非质子溶剂体系非质子溶剂体系非水溶剂体系非水溶剂体系 适用范围极广泛适用范围极广泛（2）酸碱反应类型：）酸碱反应类型：酸碱加合形成配合物：酸碱加合形成配合物 NH3 Cu24NH3NH3CuNH32 NH3BF3 F BF4H OH H2OAg Cl AgCl:酸取代反应：酸取代反应：Cu（NH3）424HCu24 NH4 Al（OH）33 H Al3+3 H2O:碱的取代反应：碱的取代反应：Cu（NH3）42 4OHCu（OH）24 NH3 BaCl2NaSO4BaSO

47、42NaCl（3）几点说明：）几点说明：v：一种物质究竟是属于酸、碱或酸碱加合：一种物质究竟是属于酸、碱或酸碱加合物，应在具体的反应中确定，不能脱离环境物，应在具体的反应中确定，不能脱离环境去辨认物质的归属。去辨认物质的归属。v：按这一理论，几乎所有的正离子都能起：按这一理论，几乎所有的正离子都能起酸的作用，负离子都能起碱的作用，绝大多酸的作用，负离子都能起碱的作用，绝大多数物质都能归为酸、碱或酸碱配合物。可见数物质都能归为酸、碱或酸碱配合物。可见这一理论应用范围极广。这也正是这一理论这一理论应用范围极广。这也正是这一理论的不足之处。的不足之处。4.酸碱质子理论中酸碱的强度：酸碱质子理论中酸碱

48、的强度：在阿氏理论中：酸碱强度用电离平衡常数表示。在阿氏理论中：酸碱强度用电离平衡常数表示。例例Ka0越大，酸性越强。越大，酸性越强。但对于强酸，在水溶液中完全电离，所以无法比但对于强酸，在水溶液中完全电离，所以无法比较强酸的强弱。较强酸的强弱。例：例：HClO4、H2SO4、HNO3、HCl究竟谁更究竟谁更强，阿氏理论无法说明。强，阿氏理论无法说明。因为因为H2O对强酸给出对强酸给出H的能力大小无法区别。结的能力大小无法区别。结果将它们的能力扯平了。果将它们的能力扯平了。v在酸碱质子理论中：将强酸放在比水更难接受质在酸碱质子理论中：将强酸放在比水更难接受质子的溶剂中，例在子的溶剂中，例在HA

49、c中，就能分辨给出质子的能中，就能分辨给出质子的能力。在力。在HAc中测定电离平衡常数中测定电离平衡常数.v在在HAc中测定电离平衡常数：中测定电离平衡常数：HClO4HAc ClO4H2Ac pKa0=5.8 Ka0=1.58106 H2SO4HAc HSO4H2Ac pKa0=8.2 Ka0=6.0109 HClHAc ClH2Ac pKa0=8.8 Ka0=1.0109 HNO3HAc NO3H2Ac pKa0=9.4 Ka0=3.981010由此可见：由此可见：HClO4是最强的酸，是最强的酸，Ka0最大。对于这四种酸，最大。对于这四种酸，HAc是个分辨试剂，具有分辨效应。而水是拉平试

50、是个分辨试剂，具有分辨效应。而水是拉平试剂，具有拉平效应。对于大多数弱酸：水是分辨试剂，具有拉平效应。对于大多数弱酸：水是分辨试剂。可根据其在水中的电离平衡常数的大小比较强剂。可根据其在水中的电离平衡常数的大小比较强弱。弱。HAc在水中：在水中：HAcH2O H3OAc Ka0 共轭碱在水中：共轭碱在水中：AcH2O HAcOH Kb0=Kw0/Ka0 一对共轭酸碱：一对共轭酸碱：Ka0Kb0=Kw 0 酸越强，酸越强，Ka0越大，其共轭碱越弱，越大，其共轭碱越弱，Kb0越小。越小。例：例：HClH3O 共轭碱共轭碱 Cl K0sp，沉淀析出，沉淀析出.Q=K0sp，饱和溶液与沉淀物平衡，饱和