第二章 电解质溶液与离子平衡.ppt

第二章电解质溶液与离子平衡问题：强电解质水溶液完全解离，解离度应该
100%，但电导实验解离度小于100%。强电解质理论基本思想：
（1923年，德拜（Debye）和休克尔（Hückel）提出）
1、强电解质在水溶液中是完全电离的，但离子的表现不是100%的。
2、一个离子存在着较多的异号离子（离子氛）（ionatmosphere)，离子和它的“离子氛”之间存在相互作用，使离子不能100%发挥作用。每一个离子氛的中心离子同时又是另一个离子氛的反电荷离子的成员。由于离子氛的存在，离子间相互作用而互相牵制，强电解质溶液中的离子并不是独立的自由离子，不能完全自由运动，因而不能百分之百地发挥离子应有的效能。3、离子强度I：衡量溶液中离子和它的“离子氛”之间存在相互作用的强弱。§2-2酸碱质子理论HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(s)一、酸碱质子理论
（布朗斯特Brönsted和劳莱Lowry在1923年提出）HCO3-=H++CO32-
H2O=H++OH–
H3O+=H++H2O
NH4+=H++NH3共扼酸碱对（conjugateacid-basepair）：
满足关系酸=质子+碱的酸和碱.例
酸==H++碱
HCl==H++Cl–
HAc==H++Ac–
H2CO3==H++HCO3-
HCO3-==H++CO32-
H2O==H++OH–
H3O+==H++H2O
NH4+==H++NH3
NH3==H++NH2-1、根据酸碱质子理论,写出下列分子或离子的共轭酸的化学式:（或下列物质哪是酸，哪是碱？）
SO42-、S2-、H2PO4-、HSO4-、NH3拉平效应和区分效应（了解）§2-3水溶液中的质子转移平衡及有关计算H2O+H2OH3O++OH-简写：H2OH++OH-2、溶液的PH值
溶液的酸碱性：以溶液中的氢离子或氢氧根离子活度（浓度）的大小表示。
（为应用方便）定义：二、酸碱水溶液中的质子转移平衡和溶液pH的计算1、标准解离平衡常数(dissociationequilibriumconstants)NH3·H2O===NH4++OH-
其始（mol/L）co00
平衡（mol/L）co-[OH-][OH-][OH-]近似计算法：当c/Ki°＞400(即α＜5%）时，
co-[H+]≈co，co-[OH-]≈co【例】求0.010mol/LHAc溶液的[H+]和解离度。
解：∵c/Ka°=0.010/（1.76×10-5）
=555＞400，∴可以近似计算。

=4.2×10-4mol/L
α=(4.2×10-4)/0.010=4.2%
或酸碱质子理论的主要思想：
酸（acid）——凡能给出质子（H+）的分子或离子。给出质子的能力越强，酸性越强。
碱（base）——凡能接受质子（H+）的分子或离子。接受质子的能力越强，碱性越强。NH3·H2O===NH4++OH-
NH3+H2O===NH4++OH-
碱1酸2酸1碱2共轭酸碱：例：已知HAc的Ka°=1.76×10-5,求0.10mol/L的NaAc溶液的pH值。三、多元弱酸的水溶液
以硫化氢水溶液说明：
1、逐级解离（电离）
K1°、K2°、K3°、Ki°
总反应：K°=K1°·K2°·K3°·Ki°
H2S+H2O==H3O++HS-······Ka1°
HS-+H2O==H3O++S2-······Ka2°
H2S==2H++S2-······K°=Ka1°×Ka2°2、多元弱酸溶液中的H+只考虑第一级解离（电离）(求[H+]时看成是一元弱酸)
因为K1°＞＞K2°＞＞K3°＞＞Ki°
【例】求0.040mol/LH2CO3溶液中[H+]
H2CO3==H++HCO3-Ka1°
HCO3-==H++CO32-Ka2°
∵c/Ka1°=0.040/（4.3×10-7）=93023＞＞400，
3、多元弱酸HnB中:
[Hn-1B-]=[H+]，[Hn-2B2-]=K2°
∵K2°太小，求[HCO3-]时，二级解离消耗的极少，∴可将其忽略.

[HCO3-]≈[H+]四、同离子效应和盐效应
同离子效应(commonioneffect)：
在弱电解质中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质的离解度降低，这一现象称为同离子效应。§2-4沉淀——溶解平衡2、溶度积常数(Ksp°)
难溶强电解质在水中的行为：
难溶强电解质例如Fe(OH)3在水中虽然难溶，还是有一定数量的溶解且全部解离；同时Fe3+和OH-又会生成沉淀。

当V（沉淀）=V（溶解）≠0时，Fe(OH)3晶体和溶液相中的离子之间达到动态的多相平衡，称为沉淀溶解平衡(precipitation-dissolutionequilibrium)。溶解

沉淀溶解度与Ksp°的关系
一定温度时，溶解