第四章電解質(zhì)溶液和電離平衡

1、歐陽鄧福1、定義：定義：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是酸；凡 能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿；若某物質(zhì)既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子，就既是酸又是堿 。一、酸堿質(zhì)子理論一、酸堿質(zhì)子理論2、酸堿的共軛關(guān)系酸堿的共軛關(guān)系：質(zhì)子酸堿不是孤立的，它們通過質(zhì)子相互聯(lián)系，質(zhì)子酸釋放質(zhì)子轉(zhuǎn)化為它的共軛堿，質(zhì)子堿得到質(zhì)子轉(zhuǎn)化為它的共軛酸。這種關(guān)系稱為酸堿共軛關(guān)系。可用通式表示為： 酸 堿 + 質(zhì)子 一、酸堿質(zhì)子理論3、酸和堿的反應(yīng)：、酸和堿的反應(yīng)：兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間傳遞質(zhì)子的反應(yīng)，通式為： 酸1 + 堿2 堿1 + 酸2酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為H+是最強(qiáng)的酸，OH-是最強(qiáng)的堿，強(qiáng)酸的共軛堿堿性弱，弱酸的共軛堿堿性強(qiáng)。一、酸堿質(zhì)子

2、理論例1、試判斷下列化學(xué)反應(yīng)方向，并用質(zhì)子理論說明之。（1）HAc + CO32- HCO3- + Ac- （2）H3O+ + HS- H2S + H2O（3）H2O + H2O H3O+ + OH- （4）HS- + H2PO4- H3PO4 + S2-（5）H2O + SO42- HSO4- + OH-（6）HCN + S2- HS-+ CN-1、電離平衡常數(shù)2、弱酸、弱堿水溶液pH值的計(jì)算 一元弱酸： 一元弱堿： 多遠(yuǎn)弱酸：二、弱電解質(zhì)的電離平衡二、弱電解質(zhì)的電離平衡H+ = cKaOH = cKbH+ = cKa 1 ,(c/Ka 400 )(c/Kb 400 )(c/Ka,1 400

3、 )例2、 計(jì)算0.010mol/L，1.010-3mol/L的NH3H2O溶液的pH。Kb(NH3H2O)=1.810-5 例3、求0.10mol/LH3PO4液中各型體的濃度。（Ka,1=7.610-3， Ka,26.310-8，Ka,34.410-13)二、弱電解質(zhì)的電離平衡 3、緩沖溶液pH值的計(jì)算 緩沖溶液緩沖溶液：能夠抵抗外來少量酸堿的影響和較多水的稀釋的影響，保持體系 pH 值變化不大(一般指pH改變0.1)的溶液，稱之為緩沖溶液。 緩沖溶液一般是由弱酸及其鹽(如HAc與NaAc)或弱堿及其鹽(如NH3與NH4+鹽)以及多元弱酸及其次級(jí)酸式鹽或酸式鹽及其次級(jí)鹽(如H2CO3與Na

4、HCO3，NaHCO3與Na2CO3)組成 二、弱電解質(zhì)的電離平衡弱酸及其鹽：H+ = 弱堿及其鹽：OH-= 二、弱電解質(zhì)的電離平衡3、緩沖溶液pH值的計(jì)算鹽酸ccKa鹽堿ccKbpH = 鹽酸ccpKalgpOH = 鹽堿ccpKblg 例4、今有含0.10mol/L的NH3H2O和0.10mol/L的NH4Cl的混合溶液50mL。試計(jì)算： 溶液的pH值和NH3H2O的電離度；加入 0.05mL1.0mol/LHCl溶液后，上述溶液的pH值； 加入0.05mL1.0mol/LNaOH溶液后，上述溶液的pH值； 將原溶液稀釋10倍，溶液的pH值。已知：Kb(NH3H2O)=1.810-5。緩沖

5、溶液的選擇： 選擇適當(dāng)?shù)木彌_系，所選的弱酸(堿)及其 鹽的pKa(或pKb)與所需pH值越接近越好。 緩沖溶液要有適當(dāng)?shù)目倽舛?，?.05-0.2mol/L之間為宜。 二、弱電解質(zhì)的電離平衡3、緩沖溶液pH值的計(jì)算例5、擬配制 pH = 7 的緩沖溶液，如何從下列信息中選擇緩沖對(duì)？配比應(yīng)如何？HAc H+ + Ac- pKa= 4.74 H3PO4 H+ + H2PO4- pKa = 2.12H2PO4- H+ + HPO42- pKa = 7.21 HPO42- H+ + PO43- pKa = 12.441、各類鹽的水解 強(qiáng)酸弱堿鹽： 強(qiáng)堿弱酸鹽：三、鹽類的水解 H+ = cKh(c/Kh

6、 400)bwhKKK/OH = cKh(c/Kh 400)awhKKK/1、各類鹽的水解三、鹽類的水解 例6、計(jì)算下列各溶液的pH值：（1）0.500 molL-1 NH4Cl溶液 (Kb=1.810-5)（2）0.040 molL-1 NaF溶液 (Ka=3.5310-4)1、各類鹽的水解cKh1 ,三、鹽類的水解 弱酸弱堿鹽：例7、計(jì)算室溫下0.10mol/L的NH4Ac溶液的pH值。（Kb=1.810-5,Ka=610-4） 多元弱酸強(qiáng)堿鹽：正鹽(Na2CO3):酸式鹽：OH = (c/Kh,1 400)/(bawhKKKK H+ =2,1 ,aaKK (此式在c不很小，c/1 , a

7、K10，且水的離解可以忽略的情況下應(yīng)用) 三、鹽類的水解 2、影響水解平衡的因素 溫度 濃度 酸度四、沉淀溶解平衡1、溶度積、離子積、溶度積規(guī)則2、沉淀溶解平衡的移動(dòng) 在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入與該電解質(zhì)相同的離子，使平衡移動(dòng)，降低難溶電解質(zhì)溶解度的效應(yīng)。 因加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使沉淀溶解度增大的效應(yīng)。(1) 同離子效應(yīng)：(2) 鹽效應(yīng)：例8、已知298K時(shí)，BaSO4的溶度積為1.0810-10。求在1L的0.01mol/LNa2SO4溶液中的溶解度。四、沉淀溶解平衡2、沉淀溶解平衡的移動(dòng)（3）沉淀的生成 方法： 加入沉淀劑 控制溶液的pH值（當(dāng)某離子濃度10-5mol/L時(shí)，可

8、認(rèn)為該離子沉淀完全。）四、沉淀溶解平衡2、沉淀溶解平衡的移動(dòng)例9、在1L含有0.001molSO42-的溶液中，加入0.01molBaCl2能否使SO42-沉淀完全？（Ksp=1.0810-10)（3）沉淀的生成 例10、在1L0.1mol/LZnCl2溶液中通入H2S達(dá)到飽和。問： 能否產(chǎn)生ZnS沉淀？ 欲阻止ZnS沉淀，溶液中H+濃度最低為多少？ （室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.1mol/L, Ka,1=9.510-8, Ka,2=1.310-13, Ksp=1.210-23) 四、沉淀溶解平衡2、沉淀溶解平衡的移動(dòng)（4）沉淀的溶解方法：生成弱電解質(zhì) Mg(OH)2+2NH4Cl=MgCl2+2NH3 +2H2O 生成配合物 AgCl+2NH3=Ag(NH3)2Cl 發(fā)生氧化還原反應(yīng) 3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+3S +2NO +4H2O 四、沉淀溶解平衡2、沉淀溶解平衡的移動(dòng)（5）分步沉淀 若一種沉淀劑可使溶液中多種離子產(chǎn)生沉淀時(shí)，則可以控制條件，使這些離子先后分別沉淀，這種現(xiàn)象稱為分步沉淀。四、沉淀溶解平衡2、沉淀溶解平衡的移動(dòng)例11、某混合溶液中CrO42-和Cl-濃