第四章電解質(zhì)溶液課件

第四章電解質(zhì)溶液第四章電解質(zhì)溶液1優(yōu)選第四章電解質(zhì)溶液優(yōu)選第四章電解質(zhì)溶液2

思考:1.金屬銅、碳棒都能導(dǎo)電，是否為電解質(zhì)？不是，電解質(zhì)不可以是單質(zhì)，必須是化合物。2.NaCl溶液、NaOH溶液能導(dǎo)電，那么它們是電解質(zhì)嗎？不是，電解質(zhì)不可是混合物，必須是化合物。電解質(zhì)必須是化合物！討論：Na2O溶于水能導(dǎo)電，這說明Na2O是電解質(zhì)，對嗎？那Na2O是電解質(zhì)嗎，原因是什么？不對，導(dǎo)電的是NaOH。但是它是電解質(zhì)，因?yàn)镹a2O在熔融狀態(tài)下可以導(dǎo)電；一般情況下，金屬氧化物都是可以導(dǎo)電的。思考:2.NaCl溶液、NaOH溶液能導(dǎo)電，那3

思考:1.蔗糖溶液不導(dǎo)電，所以說蔗糖溶液是非電解質(zhì)，對嗎？不對，蔗糖溶液是混合物，而非電解質(zhì)必須是化合物。

2.氧氣不能導(dǎo)電，那么它是非電解質(zhì)嗎？不是，氧氣是單質(zhì)，而非電解質(zhì)必須是化合物。非電解質(zhì)必須是化合物！思考:1.蔗糖溶液不導(dǎo)電，所以說蔗糖溶液是非電解質(zhì)，對嗎4關(guān)于電解質(zhì)的理解1.電解質(zhì)劃定范圍是化合物。2.電解質(zhì)的導(dǎo)電條件：水溶液或熔化狀態(tài)。3.電解質(zhì)必須是由于自身電離而導(dǎo)電。概念剖析經(jīng)驗(yàn)之談5.酸、堿、鹽、金屬氧化物等一般都是電解質(zhì)。如：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CaOCH3COOH;Ca（OH)2、NH3·H2O、CaCO3;水4.能導(dǎo)電的不一定全是電解質(zhì),電解質(zhì)不一定都能導(dǎo)電。關(guān)于電解質(zhì)的理解1.電解質(zhì)劃定范圍是化合物。2.電解質(zhì)的導(dǎo)電5強(qiáng)電解質(zhì)在水中全部離解，如：

NaCl→Na++Cl–

HCl→H++Cl-H3O+→H+

弱電解質(zhì)在水中部分離解，離解過程是可逆的，如HAcH++Ac-強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)在水中全部離解，如：弱電解質(zhì)在水中部分離解，6酸堿理論電離理論（1884年Arrhenius）質(zhì)子理論(1923年Br?nstedJN)酸堿質(zhì)子理論到底什么是酸？什么是堿？酸堿理論電離理論（1884年Arrhenius）質(zhì)子理論(17酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：酸：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)。堿：凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)。酸和堿既可以是分子，也可以是陰離子或陽離子。當(dāng)一種酸給出1個(gè)質(zhì)子后則變成了堿，而堿得到1個(gè)質(zhì)子則變成了酸，酸和堿之間的關(guān)系可表示為：酸堿?酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：酸堿?8酸堿???????酸、堿并非孤立，酸與堿之間的這種相互對應(yīng)關(guān)系稱為共軛關(guān)系，我們把僅相差1個(gè)質(zhì)子的一對酸、堿稱為共軛酸堿對。酸堿???????酸、堿并非孤立，酸與堿之間的這種相互對應(yīng)關(guān)9

酸堿反應(yīng):

一切包含有質(zhì)子傳遞過程的反應(yīng)

酸1+堿2=酸2+堿1中和反應(yīng)：HCl+NaOH=H2O+NaClHNO3+NH3=NH4++NO3-離解反應(yīng)：

HCl+H2O=H3O++Cl-

HAc+H2O=H3O++Ac–水解反應(yīng)：NH4++2H2O=H3O++NH3·H2OAc-+H2O=HAc+OH–復(fù)分解反應(yīng)：HF+Ac-=HAc+F–上述反應(yīng)都可以看作為酸堿反應(yīng)。酸堿反應(yīng):上述反應(yīng)都可以看作為酸堿反應(yīng)。10當(dāng)溶液中濃度為1mol/L,lgCb/Ca=0.Ksp=[Mg2+][OH-]2α=—————————×100%HAc+H2O=H3O++Ac–Mg(OH)21.弱電解質(zhì)在水中部分離解，離解過程是可逆的，如HAcH++Ac-（1）離解度與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)?！蛔儾蛔儚?fù)分解反應(yīng)：HF+Ac-=HAc+F–pOH=pKb–lg（Cb/Ca）注意：Kw是一個(gè)溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.c(NH4Cl)=0.CaC2O4·H2O4×10-9HAc+H2O=H3O++Ac–→↓↑按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞，酸堿反應(yīng)是兩對共軛酸堿對共同作用的結(jié)果。例如HAc溶液呈酸性是由于HAc與H2O分子之間發(fā)生了質(zhì)子的傳遞；NH3的水溶液呈堿性是由于NH3與H2O分子之間發(fā)生了質(zhì)子的傳遞。酸1堿2酸2堿1堿1酸2堿2堿1??當(dāng)溶液中濃度為1mol/L,按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)11反應(yīng)可在水溶液中進(jìn)行，也可在非水溶劑中或氣相中進(jìn)行。強(qiáng)烈向右方進(jìn)行明顯偏向左方??反應(yīng)方向：總是由較強(qiáng)的酸或是較強(qiáng)的堿作用向著生成較弱的酸或較弱的堿的方向進(jìn)行。反應(yīng)可在水溶液中進(jìn)行，也可在非水溶劑中或氣相中進(jìn)行。強(qiáng)烈向右12

當(dāng)V離解

=V分子化

達(dá)動(dòng)態(tài)平衡，這種平衡稱為離解平衡。平衡時(shí)，弱電解質(zhì)的離解程度稱為離解度。用α表示：

已離解的分子數(shù)

α=—————————×100%

離解前的總分子數(shù)HAcH++Ac-弱電解質(zhì)的解離平衡當(dāng)V離解=V分子化13例題：在25℃時(shí)，稱取6.0gHAc固體溶解在1L水中，待HAc充分溶解后，測得該溶液的[H+]濃度為1.8×10-3mol/L，求該溶液中HAc的解離度1234例題：在25℃時(shí)，稱取6.0gHAc固體溶解在1L水中，待H141、離解度的大小與電解質(zhì)的本性有關(guān)。同濃度的不同電解質(zhì)，其離解度不同；電解質(zhì)越弱，離解度越小。2、弱電解質(zhì)的離解度受其濃度的影響，濃度愈小，離解度愈大。并非離解度越大，酸（堿）性就越強(qiáng)。3、與溶劑有關(guān)。1、離解度的大小與電解質(zhì)的本性有關(guān)。同濃度的不同電解質(zhì)，其離15當(dāng)溶液中濃度為1mol/L,忽略c解離常數(shù)當(dāng)溶液中濃度為1mol/L,解離常數(shù)161mol/LNH3溶液的pH值。[H+]＝Kaca向水中加入下列哪些物質(zhì)，可使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)？怎樣移動(dòng)？AgCl1.例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.設(shè)想2:往水中加NH4Cl,對水的電離平衡有何影響?溶解度：S2S若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的離解遠(yuǎn)大于水的離解,忽略水的離解）3、意義：不是電離平衡[H+]＝Ka[HA]+Kw75–lg(0.不移動(dòng)不變不變AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)pH=4.注意：Kw是一個(gè)溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.pH=7pH=121mol/LNaOH10ml混合，計(jì)算溶液的pH。（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）←↑↓堿的解離平衡1mol/LNH3溶液的pH值。堿的解離平衡17濃度對質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡的影響（稀釋定律）

HA=H++A-

初：c00

平：c–cαcαcα當(dāng)α很小時(shí)，1－α≈1Ka=cα2濃度對質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡的影響（稀釋定律）當(dāng)α很小時(shí)，1－α≈118此式為稀釋定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式。（1）離解度與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)。（2）離解度與濃度的平方根成反比。（3）離解度與溫度有關(guān)。上式同樣適用于弱堿的離解，只需將Ka變?yōu)镵b此式為稀釋定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式。（1）離解度與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)19水的解離平衡水的解離平衡20Kw=c（H+）·c（OH-）說明：1.常溫（25℃）Kw=1×10-14

2.稀溶液

3.溫度升高,Kw變大水的離子積(常數(shù))：溫度0℃20℃25℃50℃90℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-143.8×10-131×10-12Kw=c（H+）·c（OH-）說明：1.常溫（25℃）K21問題與討論1、在水中加入強(qiáng)酸(HCl)后，水的離子積是否發(fā)生改變？2、在水中加入強(qiáng)堿(NaOH)后，水的離子積是否發(fā)生改變？升溫呢？3、在酸堿溶液中，水電離出來的c(H+)和c(OH-)是否相等？4、100℃時(shí)，水的離子積為10-12，求純水中c(H+)為多少？

注意：Kw是一個(gè)溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.問題與討論1、在水中加入強(qiáng)酸(HCl)后，水的離子積是否發(fā)生2225℃pH僅適用于表示H+濃度或OH-濃度在1mol/L以下的溶液酸堿性25℃pH僅適用于表示H+濃度或OH-濃度在1mol/L以下23酸堿平衡中有關(guān)濃度的計(jì)算水溶液的pH值

H2O=H++OH-

室溫下純水中：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/LpH=-lgc(H+)=7加酸后，c(H+)>10-7mol/Lc(H+)>c(OH-)

酸性pH<7加堿后，c(H+)<10-7mol/Lc(H+)<c(OH-)

堿性pH>7酸堿平衡中有關(guān)濃度的計(jì)算24一元弱酸、弱堿的解離平衡HAc+H2O=H3O++Ac–Ac-+H2O=HAc+OH–BaSO4(s)Ba2++SO42-影響沉淀溶解平衡的因素：→↓↑解：HAc+NaOH=NaAc+H2O一升HAc+NaAc混合液[H+]＝Kaca1mol/LNH3溶液的pH值。HAc+H2O=H3O++Ac–lgCb/Ca=0.Ac-+H2O=HAc+OH–pH=7pH=2酸+堿鹽+水1mol/LNH3溶液的pH值。而溶解度的單位有g(shù)/100g水，g·L-1，mol·L-1。BaSO4(s)Ba2++SO42-Ca3(PO4)2(s)3Ca2++2PO43-在弱電解質(zhì)中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使得弱電解質(zhì)的離解度降低，這一現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。MnS2.

因?yàn)镵w=c(H+)c(OH-)=1.0×10-14pKw=pH+pOH=14pH=14–pOH注意：pH值相差一個(gè)單位，c(H+)相差10倍。溶液酸性越強(qiáng)，pH值越小，反之，溶液堿性越強(qiáng)，pH值越大。一元弱酸、弱堿的解離平衡因?yàn)镵w=c(H+25測定溶液的pH值方法很多，如用酸堿指示劑、pH試紙可粗略測定，若需精確測定，則可用精密酸度計(jì)。測定溶液的pH值方法很多，如用酸堿指示劑、pH試紙可粗略測26一元弱酸、弱堿的解離平衡一元弱酸、弱堿的解離平衡27共軛酸堿共軛酸堿28第四章電解質(zhì)溶液課件29

強(qiáng)酸(堿)溶液pH的計(jì)算強(qiáng)酸(堿)溶液pH的計(jì)算30

弱酸(堿)溶液pH的計(jì)算

一元弱酸(HA)

質(zhì)子條件式:[H+]=[A-]+[OH-]

平衡關(guān)系式精確表達(dá)式:[H+]＝Ka[HA]+Kw[H+]=+[H+]Ka[HA][H+]Kw弱酸(堿)溶液pH的計(jì)算一元弱酸(HA)平衡關(guān)系式31若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的離解遠(yuǎn)大于水的離解,忽略水的離解）近似計(jì)算式:最簡式:若:ca/Ka

>500,則ca-[H+]≈

ca[H+]＝Ka[HA]+Kw精確表達(dá)式：[H+]＝Ka(ca-[H+])[H+]＝Kaca若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的離解遠(yuǎn)大于水32一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算

例1：計(jì)算0.1mol/LHAc溶液的pH值。Ka=1.76×10-5例2：計(jì)算0.1mol/LNH3溶液的pH值。Kb=1.78×10-5一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算Ka=1.76×10-5例233酸堿平衡的移動(dòng)濃度對質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡的影響

HA=H++A-

酸堿平衡的移動(dòng)341、同離子效應(yīng)：

在弱電解質(zhì)中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使得弱電解質(zhì)的離解度降低，這一現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)例：HAc+NaAc,HAc的離解度降低。NH3·H2O+NH4Cl，NH3·H2O的離解度降低。HAc+HCl，HAc的離解度降低。1、同離子效應(yīng)：同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)例：352、鹽效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)不相同的鹽類，使弱電解質(zhì)的離解度稍稍增大，這種作用稱為鹽效應(yīng)。例：HAc+NaClHAc的離解度稍增大。

HAc+NaAc

既有同離子效應(yīng)也有鹽效應(yīng)。只不過同離子效應(yīng)比鹽效應(yīng)大得多。2、鹽效應(yīng)例：HAc+NaClHAc的離36緩沖溶液一升HAc+NaAc混合液

加0.01molHCl或加0.01molNaOHpH基本不變（pH試紙檢測）一升純水加0.01molHCl，pH=2

pH=7pH=2加0.01molNaOH，pH=12pH=7pH=120.1mol/L緩沖溶液一升HAc+NaAc混合液加0.01molHC37第四章電解質(zhì)溶液課件38第四章電解質(zhì)溶液課件39第四章電解質(zhì)溶液課件40第四章電解質(zhì)溶液課件41第四章電解質(zhì)溶液課件42第四章電解質(zhì)溶液課件43第四章電解質(zhì)溶液課件44按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞，酸堿反應(yīng)是兩對共軛酸堿對共同作用的結(jié)果。c(NH3·H2O)=5×1/20=0.lgCb/Ca=0.pH僅適用于表示H+濃度或OH-濃度在1mol/L以下的溶液酸堿性NH3的水溶液呈堿性是由于NH3與H2O分子之間發(fā)生了質(zhì)子的傳遞。（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）[H+]=+Ksp=[Mg2+][OH-]2pOH=pKb–lg（Cb/Ca）HCl→H++Cl-H3O+→H+0×10-7mol/LBaSO4(s)Ba2++SO42-強(qiáng)酸(堿)溶液pH的計(jì)算AB2(S)A2+(aq)+2B–(aq)電解質(zhì)必須是由于自身電離而導(dǎo)電。Mg(OH)21.Ksp=c(A+)c2(B–)=S(2S)2=4S3（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）3、在酸堿溶液中，水電離出來的c(H+)和c(OH-)是否相等？電解質(zhì)越弱，離解度越小。例：用NaH2PO4和Na2HPO4制備pH=7.51的緩沖溶液，問NaH2PO4和Na2HPO4的濃度比是多少？H3PO4的pK2=7.21

7.51=7.21–lgCa/CblgCa/Cb=-0.3lgCb/Ca=0.3Cb/Ca=2Na2HPO4濃度是NaH2PO4濃度的2倍。按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞，酸堿反應(yīng)是兩對45例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mol/LNH4Cl混合，計(jì)算混合液的pH.Kb=1.76×10-5解：混合后，c(NH3·H2O)=5×1/20=0.25(mol/L)c(NH4Cl)=0.2×15/20=0.15(mol/L)pOH=pKb–lg（Cb/Ca）

=4.75–lg(0.25/0.15)=4.53pH=14–4.53=9.47例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mo46例：將0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/LNaOH10ml混合，計(jì)算溶液的pH。解：HAc+NaOH=NaAc+H2O生成的c(NaAc)=0.1×10/(10+10)=0.05(mol/L)剩余的c(HAc)=(0.3×10-0.1×10)/20=0.1(mol/L)pH=4.75–lg(0.1/0.05)=4.45例：將0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/L47設(shè)想1:往水中加CH3COONa,對水的電離平衡有何影響?水中c(H+)

,平衡向

移動(dòng),c(OH-)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.減小右增大＜堿為什么不同的鹽溶液，表現(xiàn)出不同的酸堿性？？第四節(jié)鹽類水解設(shè)想1:往水中加CH3COONa,對水的電離平衡有何影響?水48設(shè)想2:往水中加NH4Cl,對水的電離平衡有何影響?水中c(OH-)

,平衡向

移動(dòng),c(H+)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.減小右增大＞酸設(shè)想2:往水中加NH4Cl,對水的電離平衡有何影響?水中c(49鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫“鹽類的水解”.水解的條件：水解的實(shí)質(zhì)：水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系:酸+堿鹽+水中和水解對概念的理解生成弱電解質(zhì)。破壞了水的電離平衡()。1、概念促進(jìn)鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或O502、鹽類水解的規(guī)律（1）強(qiáng)酸弱堿鹽（NH4Cl、AlCl3、CuSO4、FeCl3)CuSO4==Cu2++SO42-H2OOH-+H+

+Cu(OH)2水解離子方程式：Cu2+

＋2H2O＝Cu(OH)2+2H+【結(jié)論】強(qiáng)酸弱堿鹽水解呈酸性。（2）強(qiáng)堿弱酸鹽（CH3COOH、Na2CO3、NaHCO3、K2S、KF、K2SO3)Na2CO3==2Na++CO32-H2OOH-+H+

+HCO3—水解離子方程式：CO32-＋H2O＝HCO3—+OH—【結(jié)論】強(qiáng)堿弱酸鹽水解呈堿性。2、鹽類水解的規(guī)律（1）強(qiáng)酸弱堿鹽（NH4Cl、AlCl3、51（3）強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽因不能與水所電離出來的H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì),所以強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，溶液呈中性。（Na2SO4、KCl、NaNO3等)（4）弱酸弱堿鹽（（NH4)2CO3、Mg(HCO3)2等）◎鹽類水解的規(guī)律：有弱就水解，陰陽離子均發(fā)生水解（雙水解）。誰強(qiáng)顯誰性，都強(qiáng)顯中性。（5）鹽類的雙水解少數(shù)強(qiáng)堿弱酸鹽溶液和強(qiáng)酸弱堿溶液相混合，雙水解程度大，最終生成弱酸和弱堿。無弱不水解，（3）強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽因不能與水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生52C、NaNO3

向水中加入下列哪些物質(zhì)，可使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)？怎樣移動(dòng)？向左移動(dòng)向右移動(dòng)不移動(dòng)向左移動(dòng)向右移動(dòng)A、H2SO4練習(xí)B、FeCl3E、KOHD、K2CO3C、NaNO3向水中加入下列哪些物質(zhì)，可使水的電離平534、水解平衡的影響因素（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）對應(yīng)的酸越弱酸越難電離水解后OH-濃度大PH值大酸根離子與H+的結(jié)合能力越強(qiáng)堿性強(qiáng)4、水解平衡的影響因素（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）對應(yīng)54（二）外因：壓強(qiáng)與催化劑對水解平衡無影響CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

吸熱①、溫度：升溫促進(jìn)水解，降溫抑制水解CH3COONa的酚酞溶液加熱后顏色：加深②、濃度：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+加水稀釋，促進(jìn)水解,[H+]減?、?、酸度：（二）外因：壓強(qiáng)與催化劑對水解平衡無影響CH3COO-+551.什么叫飽和溶液？什么叫不飽和溶液？

一定溫度下,一定量的溶劑里不能再溶解溶質(zhì)的溶液叫飽和溶液。能繼續(xù)溶解溶質(zhì)的溶液叫不飽和溶液。第五節(jié)沉淀溶解平衡1.什么叫飽和溶液？什么叫不飽和溶液？56A.定義：在一定溫度下,某固態(tài)物質(zhì)在100克溶劑里達(dá)到飽和狀態(tài)時(shí)所溶解的質(zhì)量.叫做這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。B.注意：

①條件：一定溫度②標(biāo)準(zhǔn)：100g溶劑③狀態(tài)：飽和狀態(tài)④單位：g2.固體物質(zhì)的溶解度：A.定義：在一定溫度下,某固態(tài)物質(zhì)在100克溶劑里達(dá)到飽和57作用向著生成較弱的酸或較弱c(H+)>10-7mol/Lc(H+)>c(OH-)酸性pH<7例2：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.[H+]=+水中c(OH-),平衡向移動(dòng),c(H+),最后c(H+)c(OH-),溶液呈性.pH僅適用于表示H+濃度或OH-濃度在1mol/L以下的溶液酸堿性如：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CaO表示：一方面：少量的An+和Bm-脫離AmBn表面進(jìn)入水中，另一方面：溶液中的An+和Bm-受AmBn表面的陰、陽離子的吸引回到AmBn的表面→不變不變陰陽離子均發(fā)生水解（雙水解）。在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫“鹽類的水解”.→↓↑2×15/20=0.叫做這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。1×10)/20=0.作用向著生成較弱的酸或較弱75–lg(0.一元弱酸、弱堿的解離平衡（二）外因：壓強(qiáng)與催化劑對水解平衡無影響15(mol/L)強(qiáng)酸弱堿鹽水解呈酸性。溶解性溶解度：0.01g0.1g1g難溶物質(zhì)微溶物質(zhì)S﹤0.01g可溶物質(zhì)易溶物質(zhì)根據(jù)物質(zhì)在水中溶解度的大小，可將物質(zhì)分為：易溶物可溶物微溶物難溶物作用向著生成較弱的酸或較弱溶解性0.01g0.1g1g難溶物58

溶解AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)

沉淀Ag+Cl-一定T時(shí):水分子作用下V溶解V沉淀Vt難溶電解質(zhì)的溶解過程是一個(gè)可逆過程以AgCl為例溶解59一、沉淀溶解平衡1、概念：在一定的溫度下，當(dāng)沉淀溶解的速率和沉淀生成速率相等時(shí)，形成電解質(zhì)的飽和溶液，達(dá)到平衡狀態(tài)，我們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。2、表示方法：3、意義：不是電離平衡表示：一方面：少量的An+

和Bm-脫離AmBn表面進(jìn)入水中，另一方面：溶液中的An+和Bm-受AmBn表面的陰、陽離子的吸引回到AmBn的表面AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)一、沉淀溶解平衡1、概念：在一定的溫度下，當(dāng)沉淀溶解的速率和60知識(shí)回顧知識(shí)回顧61練習(xí)：分別書寫下列物質(zhì)的電離方程式和沉淀溶解平衡方程式沉淀溶解平衡方程式平衡常數(shù)表達(dá)式BaSO4CaCO3練習(xí)：分別書寫下列物質(zhì)的電離方程式和沉淀溶解平衡方程式平衡常62⑴定義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡時(shí)。其離子濃度的化學(xué)計(jì)量數(shù)次方的乘積為一個(gè)常數(shù)，稱之為溶度積常數(shù),簡稱溶度積，用Ksp表示。溶度積常數(shù)(Ksp)對于一般沉淀反應(yīng)：(aq)mB(aq)nA

(s)BAnmmn-++⑴定義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡時(shí)。63通式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

則Ksp(AnBm)=[Am+]n·[Bn-]m試一試

寫出下列難溶物的沉淀溶解平衡表達(dá)式和溶度積表達(dá)式難溶物沉淀溶解平衡表達(dá)式Ksp表達(dá)式AgIBaSO4Mg(OH)2Ca3(PO4)2AgI(s)Ag++I-BaSO4(s)Ba2++SO42-Mg(OH)2(s)Mg2++

2OH-Ca3(PO4)2(s)3Ca2++

2PO43-Ksp=[Ag+][I-]Ksp=[Ba2+][SO42-]Ksp=[Mg2+][OH-]2Ksp

=[Ca2+]3[PO43-]2通式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(64常見物質(zhì)的KΘspAgCl1.8×10-10AgBr5.2×10-13AgI8.3×10-17Ag2CrO41.1×10-12BaCO35.1×10-9BaSO41.1×10-10CaCO32.8×10-9CaC2O41.46×10-10CaC2O4·H2O4×10-9CaSO49.1×10-6CdS8.0×10-27CuS6.3×10-36HgS4×10-53Fe(OH)28×10-16Fe(OH)34×10-38Mg(OH)21.8×10-11Mn(OH)22.06×10-13MnS2.5×10-13常見物質(zhì)的KΘspAgCl1.8×1065溶度積與溶解度的關(guān)系聯(lián)系：溶度積與溶解度均可表示難溶電解質(zhì)的溶解性，兩者之間可以相互換算。區(qū)別：溶度積是一個(gè)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，只與溫度有關(guān)。而溶解度不僅與溫度有關(guān)，還與系統(tǒng)的組成、pH值的改變及配合物的生成等因素有關(guān)。溶度積和溶解度的相互換算

在溶度積的計(jì)算中，離子濃度必須是物質(zhì)的量的濃度，其單位為mol·L-1；而溶解度的單位有g(shù)/100g水，g·L-1，mol·L-1。計(jì)算時(shí)一般要先將難溶電解質(zhì)的溶解度S

的單位換算為mol·L-1。對于難溶物質(zhì)飽和溶液濃度極稀，可作近似處理：(xg/100gH2O)×10/M~mol·L-1溶度積與溶解度的關(guān)系聯(lián)系：溶度積與溶解度均可表示難溶電解質(zhì)的661.AB型(如AgCl、AgI、CaCO3)AB(S)A+(aq)+B–(aq)

溶解度：SSKsp=c(A+)c(B–)=S2AB2或A2B型(Mg(OH)2

、Ag2CrO4)AB2(S)A2+(aq)+2B–(aq)

溶解度：S

2SKsp=c(A+)c2(B–)=S(2S)2=4S3

1.AB型(如AgCl、AgI、CaCO3)AB2或A673.AB3或A3B型(如Fe(OH)3

、Ag3PO4)A3B(s)3A+(aq)+B3-(aq)

溶解度：3SSKsp=c3(A+)c(B3-)=(3S)3S=27S43.AB3或A3B型(如Fe(OH)3、Ag3PO68例2：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.AgI(s)Ag++I-通式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

則Ksp(AnBm)=[Am+]n·[Bn-]m定義：在一定溫度下,某固態(tài)物質(zhì)在100克溶劑里達(dá)到飽和狀態(tài)時(shí)所溶解的質(zhì)量.計(jì)算時(shí)一般要先將難溶電解質(zhì)的溶解度S的單位換算為mol·L-1。H2O=H++OH-例1：計(jì)算0.1×10/(10+10)=0.在溶度積的計(jì)算中，離子濃度必須是物質(zhì)的量的濃度，其單位為mol·L-1；pH=7pH=2注意：Kw是一個(gè)溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.定義：在一定溫度下,某固態(tài)物質(zhì)在100克溶劑里達(dá)到飽和狀態(tài)時(shí)所溶解的質(zhì)量.中和反應(yīng)：HCl+NaOH=H2O+NaCl上式同樣適用于弱堿的離解，只需將Ka變?yōu)镵b一升HAc+NaAc混合液[H+]＝Ka[HA]+Kw一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算（1）離解度與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)。區(qū)別：溶度積是一個(gè)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，只與溫度有關(guān)。例1：25oC時(shí)，AgCl的溶解度為1.92×10-3g·L-1，求同溫度下AgCl的溶度積。)L/(mol1-SS平衡濃度3.143Mr(AgCl)

=解：已知1513Lmol1034.1Lmol3.1431092.1

----×=×=S)aq(Cl-(aq)Ag+

AgCl(s)

+3.143Mr(AgCl)

=例2：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.例1：2569

2

/(mol·L-1）xx平衡濃度42331.7)CrOMr(Ag=1215Lg102.2Lg331.7105.6----×=××=S5312105.6

,4101.1--×==×xx例2：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.1×10-12，求同溫度下S(Ag2CrO4)/g·L-1。)aq(CrO(aq)2Ag

(s)CrOAg4422-++24242)CrO()Ag()CrOAg(-+=cc解：42331.7)CrOMr(Ag=2/(mol·L-1）xx平衡濃度4270影響沉淀溶解平衡的因素：（1）內(nèi)因（決定因素）：溶質(zhì)本身的性質(zhì)（2）外因：溫度同離子效應(yīng)鹽效應(yīng)影響沉淀溶解平衡的因素：（1）內(nèi)因（決定因素）：溶質(zhì)本身的性71AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq)

改變條件平衡移動(dòng)方向平衡時(shí)c（Ag+）平衡時(shí)c（Cl-）升溫加水加AgCl（s）加NaCl（s）加NaI（s）加AgNO3(s)加NH3·H2O→↑↑→不變不變不移動(dòng)不變不變←↓↑→↓↑←↑↓→↓↑AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq)72（2）影響沉淀溶解度的因素同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)

1）同離子效應(yīng)

沉淀達(dá)平衡后，向溶液中加入含某一構(gòu)晶離子（組成沉淀晶體的離子）的試劑或溶液，使沉淀溶解度降低的現(xiàn)象。（2）影響沉淀溶解度的因素732.鹽效應(yīng)

在KNO3、NaNO3等強(qiáng)電解質(zhì)存在時(shí)，沉淀的溶解度比在純水中的大，這種加入強(qiáng)電解質(zhì)而增大沉淀溶解度的現(xiàn)象，稱為鹽效應(yīng)。高價(jià)離子的活度系數(shù)受離子強(qiáng)度的影響較大，構(gòu)晶離子的電荷越高，對溶解度的影響越大。一般由鹽效應(yīng)引起沉淀溶解度的增加不是很大，與其它化學(xué)因素相比，影響要小得多，?？梢院雎浴?.鹽效應(yīng)74第四章電解質(zhì)溶液第四章電解質(zhì)溶液75優(yōu)選第四章電解質(zhì)溶液優(yōu)選第四章電解質(zhì)溶液76

思考:1.金屬銅、碳棒都能導(dǎo)電，是否為電解質(zhì)？不是，電解質(zhì)不可以是單質(zhì)，必須是化合物。2.NaCl溶液、NaOH溶液能導(dǎo)電，那么它們是電解質(zhì)嗎？不是，電解質(zhì)不可是混合物，必須是化合物。電解質(zhì)必須是化合物！討論：Na2O溶于水能導(dǎo)電，這說明Na2O是電解質(zhì)，對嗎？那Na2O是電解質(zhì)嗎，原因是什么？不對，導(dǎo)電的是NaOH。但是它是電解質(zhì)，因?yàn)镹a2O在熔融狀態(tài)下可以導(dǎo)電；一般情況下，金屬氧化物都是可以導(dǎo)電的。思考:2.NaCl溶液、NaOH溶液能導(dǎo)電，那77

思考:1.蔗糖溶液不導(dǎo)電，所以說蔗糖溶液是非電解質(zhì)，對嗎？不對，蔗糖溶液是混合物，而非電解質(zhì)必須是化合物。

2.氧氣不能導(dǎo)電，那么它是非電解質(zhì)嗎？不是，氧氣是單質(zhì)，而非電解質(zhì)必須是化合物。非電解質(zhì)必須是化合物！思考:1.蔗糖溶液不導(dǎo)電，所以說蔗糖溶液是非電解質(zhì)，對嗎78關(guān)于電解質(zhì)的理解1.電解質(zhì)劃定范圍是化合物。2.電解質(zhì)的導(dǎo)電條件：水溶液或熔化狀態(tài)。3.電解質(zhì)必須是由于自身電離而導(dǎo)電。概念剖析經(jīng)驗(yàn)之談5.酸、堿、鹽、金屬氧化物等一般都是電解質(zhì)。如：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CaOCH3COOH;Ca（OH)2、NH3·H2O、CaCO3;水4.能導(dǎo)電的不一定全是電解質(zhì),電解質(zhì)不一定都能導(dǎo)電。關(guān)于電解質(zhì)的理解1.電解質(zhì)劃定范圍是化合物。2.電解質(zhì)的導(dǎo)電79強(qiáng)電解質(zhì)在水中全部離解，如：

NaCl→Na++Cl–

HCl→H++Cl-H3O+→H+

弱電解質(zhì)在水中部分離解，離解過程是可逆的，如HAcH++Ac-強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)在水中全部離解，如：弱電解質(zhì)在水中部分離解，80酸堿理論電離理論（1884年Arrhenius）質(zhì)子理論(1923年Br?nstedJN)酸堿質(zhì)子理論到底什么是酸？什么是堿？酸堿理論電離理論（1884年Arrhenius）質(zhì)子理論(181酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：酸：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)。堿：凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)。酸和堿既可以是分子，也可以是陰離子或陽離子。當(dāng)一種酸給出1個(gè)質(zhì)子后則變成了堿，而堿得到1個(gè)質(zhì)子則變成了酸，酸和堿之間的關(guān)系可表示為：酸堿?酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：酸堿?82酸堿???????酸、堿并非孤立，酸與堿之間的這種相互對應(yīng)關(guān)系稱為共軛關(guān)系，我們把僅相差1個(gè)質(zhì)子的一對酸、堿稱為共軛酸堿對。酸堿???????酸、堿并非孤立，酸與堿之間的這種相互對應(yīng)關(guān)83

酸堿反應(yīng):

一切包含有質(zhì)子傳遞過程的反應(yīng)

酸1+堿2=酸2+堿1中和反應(yīng)：HCl+NaOH=H2O+NaClHNO3+NH3=NH4++NO3-離解反應(yīng)：

HCl+H2O=H3O++Cl-

HAc+H2O=H3O++Ac–水解反應(yīng)：NH4++2H2O=H3O++NH3·H2OAc-+H2O=HAc+OH–復(fù)分解反應(yīng)：HF+Ac-=HAc+F–上述反應(yīng)都可以看作為酸堿反應(yīng)。酸堿反應(yīng):上述反應(yīng)都可以看作為酸堿反應(yīng)。84當(dāng)溶液中濃度為1mol/L,lgCb/Ca=0.Ksp=[Mg2+][OH-]2α=—————————×100%HAc+H2O=H3O++Ac–Mg(OH)21.弱電解質(zhì)在水中部分離解，離解過程是可逆的，如HAcH++Ac-（1）離解度與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)?！蛔儾蛔儚?fù)分解反應(yīng)：HF+Ac-=HAc+F–pOH=pKb–lg（Cb/Ca）注意：Kw是一個(gè)溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.c(NH4Cl)=0.CaC2O4·H2O4×10-9HAc+H2O=H3O++Ac–→↓↑按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞，酸堿反應(yīng)是兩對共軛酸堿對共同作用的結(jié)果。例如HAc溶液呈酸性是由于HAc與H2O分子之間發(fā)生了質(zhì)子的傳遞；NH3的水溶液呈堿性是由于NH3與H2O分子之間發(fā)生了質(zhì)子的傳遞。酸1堿2酸2堿1堿1酸2堿2堿1??當(dāng)溶液中濃度為1mol/L,按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)85反應(yīng)可在水溶液中進(jìn)行，也可在非水溶劑中或氣相中進(jìn)行。強(qiáng)烈向右方進(jìn)行明顯偏向左方??反應(yīng)方向：總是由較強(qiáng)的酸或是較強(qiáng)的堿作用向著生成較弱的酸或較弱的堿的方向進(jìn)行。反應(yīng)可在水溶液中進(jìn)行，也可在非水溶劑中或氣相中進(jìn)行。強(qiáng)烈向右86

當(dāng)V離解

=V分子化

達(dá)動(dòng)態(tài)平衡，這種平衡稱為離解平衡。平衡時(shí)，弱電解質(zhì)的離解程度稱為離解度。用α表示：

已離解的分子數(shù)

α=—————————×100%

離解前的總分子數(shù)HAcH++Ac-弱電解質(zhì)的解離平衡當(dāng)V離解=V分子化87例題：在25℃時(shí)，稱取6.0gHAc固體溶解在1L水中，待HAc充分溶解后，測得該溶液的[H+]濃度為1.8×10-3mol/L，求該溶液中HAc的解離度1234例題：在25℃時(shí)，稱取6.0gHAc固體溶解在1L水中，待H881、離解度的大小與電解質(zhì)的本性有關(guān)。同濃度的不同電解質(zhì)，其離解度不同；電解質(zhì)越弱，離解度越小。2、弱電解質(zhì)的離解度受其濃度的影響，濃度愈小，離解度愈大。并非離解度越大，酸（堿）性就越強(qiáng)。3、與溶劑有關(guān)。1、離解度的大小與電解質(zhì)的本性有關(guān)。同濃度的不同電解質(zhì)，其離89當(dāng)溶液中濃度為1mol/L,忽略c解離常數(shù)當(dāng)溶液中濃度為1mol/L,解離常數(shù)901mol/LNH3溶液的pH值。[H+]＝Kaca向水中加入下列哪些物質(zhì)，可使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)？怎樣移動(dòng)？AgCl1.例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.設(shè)想2:往水中加NH4Cl,對水的電離平衡有何影響?溶解度：S2S若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的離解遠(yuǎn)大于水的離解,忽略水的離解）3、意義：不是電離平衡[H+]＝Ka[HA]+Kw75–lg(0.不移動(dòng)不變不變AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)pH=4.注意：Kw是一個(gè)溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.pH=7pH=121mol/LNaOH10ml混合，計(jì)算溶液的pH。（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）←↑↓堿的解離平衡1mol/LNH3溶液的pH值。堿的解離平衡91濃度對質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡的影響（稀釋定律）

HA=H++A-

初：c00

平：c–cαcαcα當(dāng)α很小時(shí)，1－α≈1Ka=cα2濃度對質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡的影響（稀釋定律）當(dāng)α很小時(shí)，1－α≈192此式為稀釋定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式。（1）離解度與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)。（2）離解度與濃度的平方根成反比。（3）離解度與溫度有關(guān)。上式同樣適用于弱堿的離解，只需將Ka變?yōu)镵b此式為稀釋定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式。（1）離解度與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)93水的解離平衡水的解離平衡94Kw=c（H+）·c（OH-）說明：1.常溫（25℃）Kw=1×10-14

2.稀溶液

3.溫度升高,Kw變大水的離子積(常數(shù))：溫度0℃20℃25℃50℃90℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-143.8×10-131×10-12Kw=c（H+）·c（OH-）說明：1.常溫（25℃）K95問題與討論1、在水中加入強(qiáng)酸(HCl)后，水的離子積是否發(fā)生改變？2、在水中加入強(qiáng)堿(NaOH)后，水的離子積是否發(fā)生改變？升溫呢？3、在酸堿溶液中，水電離出來的c(H+)和c(OH-)是否相等？4、100℃時(shí)，水的離子積為10-12，求純水中c(H+)為多少？

注意：Kw是一個(gè)溫度函數(shù)，只隨溫度的升高而增大.問題與討論1、在水中加入強(qiáng)酸(HCl)后，水的離子積是否發(fā)生9625℃pH僅適用于表示H+濃度或OH-濃度在1mol/L以下的溶液酸堿性25℃pH僅適用于表示H+濃度或OH-濃度在1mol/L以下97酸堿平衡中有關(guān)濃度的計(jì)算水溶液的pH值

H2O=H++OH-

室溫下純水中：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/LpH=-lgc(H+)=7加酸后，c(H+)>10-7mol/Lc(H+)>c(OH-)

酸性pH<7加堿后，c(H+)<10-7mol/Lc(H+)<c(OH-)

堿性pH>7酸堿平衡中有關(guān)濃度的計(jì)算98一元弱酸、弱堿的解離平衡HAc+H2O=H3O++Ac–Ac-+H2O=HAc+OH–BaSO4(s)Ba2++SO42-影響沉淀溶解平衡的因素：→↓↑解：HAc+NaOH=NaAc+H2O一升HAc+NaAc混合液[H+]＝Kaca1mol/LNH3溶液的pH值。HAc+H2O=H3O++Ac–lgCb/Ca=0.Ac-+H2O=HAc+OH–pH=7pH=2酸+堿鹽+水1mol/LNH3溶液的pH值。而溶解度的單位有g(shù)/100g水，g·L-1，mol·L-1。BaSO4(s)Ba2++SO42-Ca3(PO4)2(s)3Ca2++2PO43-在弱電解質(zhì)中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使得弱電解質(zhì)的離解度降低，這一現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。MnS2.

因?yàn)镵w=c(H+)c(OH-)=1.0×10-14pKw=pH+pOH=14pH=14–pOH注意：pH值相差一個(gè)單位，c(H+)相差10倍。溶液酸性越強(qiáng)，pH值越小，反之，溶液堿性越強(qiáng)，pH值越大。一元弱酸、弱堿的解離平衡因?yàn)镵w=c(H+99測定溶液的pH值方法很多，如用酸堿指示劑、pH試紙可粗略測定，若需精確測定，則可用精密酸度計(jì)。測定溶液的pH值方法很多，如用酸堿指示劑、pH試紙可粗略測100一元弱酸、弱堿的解離平衡一元弱酸、弱堿的解離平衡101共軛酸堿共軛酸堿102第四章電解質(zhì)溶液課件103

強(qiáng)酸(堿)溶液pH的計(jì)算強(qiáng)酸(堿)溶液pH的計(jì)算104

弱酸(堿)溶液pH的計(jì)算

一元弱酸(HA)

質(zhì)子條件式:[H+]=[A-]+[OH-]

平衡關(guān)系式精確表達(dá)式:[H+]＝Ka[HA]+Kw[H+]=+[H+]Ka[HA][H+]Kw弱酸(堿)溶液pH的計(jì)算一元弱酸(HA)平衡關(guān)系式105若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的離解遠(yuǎn)大于水的離解,忽略水的離解）近似計(jì)算式:最簡式:若:ca/Ka

>500,則ca-[H+]≈

ca[H+]＝Ka[HA]+Kw精確表達(dá)式：[H+]＝Ka(ca-[H+])[H+]＝Kaca若:Kaca>10Kw,忽略Kw（即酸的離解遠(yuǎn)大于水106一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算

例1：計(jì)算0.1mol/LHAc溶液的pH值。Ka=1.76×10-5例2：計(jì)算0.1mol/LNH3溶液的pH值。Kb=1.78×10-5一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算Ka=1.76×10-5例2107酸堿平衡的移動(dòng)濃度對質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡的影響

HA=H++A-

酸堿平衡的移動(dòng)1081、同離子效應(yīng)：

在弱電解質(zhì)中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使得弱電解質(zhì)的離解度降低，這一現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)例：HAc+NaAc,HAc的離解度降低。NH3·H2O+NH4Cl，NH3·H2O的離解度降低。HAc+HCl，HAc的離解度降低。1、同離子效應(yīng)：同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)例：1092、鹽效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)不相同的鹽類，使弱電解質(zhì)的離解度稍稍增大，這種作用稱為鹽效應(yīng)。例：HAc+NaClHAc的離解度稍增大。

HAc+NaAc

既有同離子效應(yīng)也有鹽效應(yīng)。只不過同離子效應(yīng)比鹽效應(yīng)大得多。2、鹽效應(yīng)例：HAc+NaClHAc的離110緩沖溶液一升HAc+NaAc混合液

加0.01molHCl或加0.01molNaOHpH基本不變（pH試紙檢測）一升純水加0.01molHCl，pH=2

pH=7pH=2加0.01molNaOH，pH=12pH=7pH=120.1mol/L緩沖溶液一升HAc+NaAc混合液加0.01molHC111第四章電解質(zhì)溶液課件112第四章電解質(zhì)溶液課件113第四章電解質(zhì)溶液課件114第四章電解質(zhì)溶液課件115第四章電解質(zhì)溶液課件116第四章電解質(zhì)溶液課件117第四章電解質(zhì)溶液課件118按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞，酸堿反應(yīng)是兩對共軛酸堿對共同作用的結(jié)果。c(NH3·H2O)=5×1/20=0.lgCb/Ca=0.pH僅適用于表示H+濃度或OH-濃度在1mol/L以下的溶液酸堿性NH3的水溶液呈堿性是由于NH3與H2O分子之間發(fā)生了質(zhì)子的傳遞。（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）[H+]=+Ksp=[Mg2+][OH-]2pOH=pKb–lg（Cb/Ca）HCl→H++Cl-H3O+→H+0×10-7mol/LBaSO4(s)Ba2++SO42-強(qiáng)酸(堿)溶液pH的計(jì)算AB2(S)A2+(aq)+2B–(aq)電解質(zhì)必須是由于自身電離而導(dǎo)電。Mg(OH)21.Ksp=c(A+)c2(B–)=S(2S)2=4S3（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）3、在酸堿溶液中，水電離出來的c(H+)和c(OH-)是否相等？電解質(zhì)越弱，離解度越小。例：用NaH2PO4和Na2HPO4制備pH=7.51的緩沖溶液，問NaH2PO4和Na2HPO4的濃度比是多少？H3PO4的pK2=7.21

7.51=7.21–lgCa/CblgCa/Cb=-0.3lgCb/Ca=0.3Cb/Ca=2Na2HPO4濃度是NaH2PO4濃度的2倍。按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞，酸堿反應(yīng)是兩對119例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mol/LNH4Cl混合，計(jì)算混合液的pH.Kb=1.76×10-5解：混合后，c(NH3·H2O)=5×1/20=0.25(mol/L)c(NH4Cl)=0.2×15/20=0.15(mol/L)pOH=pKb–lg（Cb/Ca）

=4.75–lg(0.25/0.15)=4.53pH=14–4.53=9.47例：5ml1mol/LNH3·H2O和15ml0.2mo120例：將0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/LNaOH10ml混合，計(jì)算溶液的pH。解：HAc+NaOH=NaAc+H2O生成的c(NaAc)=0.1×10/(10+10)=0.05(mol/L)剩余的c(HAc)=(0.3×10-0.1×10)/20=0.1(mol/L)pH=4.75–lg(0.1/0.05)=4.45例：將0.3mol/LHAc10ml和0.1mol/L121設(shè)想1:往水中加CH3COONa,對水的電離平衡有何影響?水中c(H+)

,平衡向

移動(dòng),c(OH-)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.減小右增大＜堿為什么不同的鹽溶液，表現(xiàn)出不同的酸堿性？？第四節(jié)鹽類水解設(shè)想1:往水中加CH3COONa,對水的電離平衡有何影響?水122設(shè)想2:往水中加NH4Cl,對水的電離平衡有何影響?水中c(OH-)

,平衡向

移動(dòng),c(H+)

,最后c(H+)

c(OH-),溶液呈

性.減小右增大＞酸設(shè)想2:往水中加NH4Cl,對水的電離平衡有何影響?水中c(123鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫“鹽類的水解”.水解的條件：水解的實(shí)質(zhì)：水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系:酸+堿鹽+水中和水解對概念的理解生成弱電解質(zhì)。破壞了水的電離平衡()。1、概念促進(jìn)鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或O1242、鹽類水解的規(guī)律（1）強(qiáng)酸弱堿鹽（NH4Cl、AlCl3、CuSO4、FeCl3)CuSO4==Cu2++SO42-H2OOH-+H+

+Cu(OH)2水解離子方程式：Cu2+

＋2H2O＝Cu(OH)2+2H+【結(jié)論】強(qiáng)酸弱堿鹽水解呈酸性。（2）強(qiáng)堿弱酸鹽（CH3COOH、Na2CO3、NaHCO3、K2