第 2 章电解质溶液和电离平衡

第2章电解质溶液和电离平衡 • 溶液由溶质和溶剂组成。溶质分电解质和非电解质。 • 非电解质:溶于水后形成不带电的分子的物质叫非电解质。 • 电解质:而溶于水后能形成带电的离子的物质叫电解质。 • 电解质在溶液中是全部或部分以离子形式存在，电解质之间的反应实质上是离子反应。

2.1酸碱质子理论2.1.1 酸碱的定义 　　酸碱质子理论：凡能给出质子（H＋）的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。酸给出质子后剩余部分便是碱，碱接受质子后其生成物便是酸。　　酸和碱之间的这种相互关系称为共轭关系，对于仅差一个质子的对应酸、碱称为共轭酸碱对。酸≒质子＋碱 HAc≒H＋＋Ac－ HCO3－≒H＋＋CO32－ H2SO4≒H＋＋HSO4－

2.1.2 酸碱反应的实质根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质就是共轭酸碱之间的质子传递过程。

2.1.3水的离解和溶液的PH值 1．水的离解 H2O + H2O H3O+ + OH H2O H+ + OH 298K，纯水中的 [H3O+] = [OH] = 1.0  107 mol· dm3 Kwθ =[H3O+][OH-]=1.0× 10-14 Kwθ水的离子积常数，在一定的温度下是一个常数。

2.溶液的酸碱性和PH值 PH值的概念：　　氢离子浓度的负对数叫做PH值 POH值的概念：　　氢氧根离子浓度的负对数叫POH值。

2.2电解质溶液 • 1.强电解质的概念根据近代物质结构理论，强电解质是离子型化合物或具有强极性的共价化合物，它们在溶液中是全部电离的，电离度应接近100%。 • 观点：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，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，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： • 溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。

mi：溶液中第i种离子的浓度， Zi：第i种离子的电荷离子强度I表示了离子在溶液中产生的电场强度的大小。离子强度越大，正负离子间作用力越大。

2、活度与活度系数 活度：是指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作用的浓度。以a （activity）表示。 f：活度系数，稀溶液中，f < 1；极稀溶液中，f接近1 规律：① 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系数越小； ② 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于浓度。 ③ 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小。

2.2.2弱电解质1.一元弱酸、弱碱的离解平衡 1）解离度：就是离解平衡时，已离解的弱电解质分子数和离解前溶液中它的分子总数的百分比。离解度常用α表示。 • 离解度的大小可以相对地表示电解质的强弱。

2）离解平衡常数 HAc + H2O ≒ H3O+ + Ac 称为酸的离解平衡常数，　碱的离解平衡常数 NH3·H2O≒NH4＋＋OH－

3）Ki与　的关系 近似计算推广，当c/Ka＞500时，可得浓度为C酸的一元弱酸溶液中［H＋］的近似计算公式为：［H＋］＝　一元弱碱溶液中［OH－］的近似计算公式为：　　　［OH－］＝

2.多元弱酸的离解 特点：分步进行 H2S = H+ + HS- Ka1 = [H+][HS-]/[H2S]= 5.7  10-8 HS- = H+ + S2- Ka2= [H+][S2-]/[HS-]= 1.2  10-15 Ka1  Ka2= K = [H+]2[S2-]/[H2S]= 6.8  10-23

结论： 1、多元弱酸的　　»»　　，求［H＋］时，可把多元弱酸当作一元来处理。当c/Ka ＞500，可以根据公式［H＋］＝作近似计算。 2、二元弱酸溶液中，酸根的浓度近似等于　　，与酸的原始浓度无关。

3.同离子效应在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质具有相同离子的强电解质时，将引起离解平衡向左移动，导致弱酸或弱碱离解度降低，这种现象称为同离子效应。3.同离子效应在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质具有相同离子的强电解质时，将引起离解平衡向左移动，导致弱酸或弱碱离解度降低，这种现象称为同离子效应。 • HAc≒H＋　＋Ac－ • NaAc→Na＋＋Ac－　　同离子效应使弱电解质的离解度减小，但弱电解质的离解平衡常数不变。

3.3盐类水解 3.3.1盐类水解的实质　盐类水解的实质是盐的离子与溶液中的水离解出的H＋和OH－作用，产生弱电解质的反应。如醋酸钠溶于水后发生下列反应：

2.3缓冲溶液2.3.1缓冲溶液的概念及组成 1.概念:能抵抗外加少量的酸、碱和水的稀释，而本身PH值不发生显着变化的作用称为缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 2.组成:溶液具有缓冲作用，其组成中必须具有抗酸和抗碱成分，两种成分之间必须存在着化学平衡。通常把具有缓冲作用的两种物质称为缓冲对或缓冲体系。 • 缓冲对通常有三种类型： • 弱酸及其盐　　　HAc－NaAc、H2CO3－KHCO3 • 弱碱及其盐　　　NH3·H2O－NH4Cl • 多元酸的酸式盐及其对应的次级盐　　KHCO3－K2CO3 • 按酸碱质子理论，缓冲溶液实质上是一个共轭酸碱体系。

2.3.2缓冲作用的原理 • 以HAc-NaAc组成的缓冲溶液为例，体系中同时含有相当大量的HAc和Ac-，并存在着HAc的解离平衡： HAc + H2O H3O+ + Ac 当外加适量酸时，溶液中的Ac-瞬间即与外加H+结合成HAc，平衡左移；当外加适量碱时，溶液中未解离的HAc就继续解离以补充H+的消耗，平衡右移。

2.3.3缓冲溶液PH值的计算 • 以HAc－NaAc缓冲对为例，有下列反应： HAc≒H＋　＋Ac－NaAc→Na＋＋Ac- ［H＋］＝ PH＝ = 同理，NH3－NH4Cl组成的缓冲对，

2.3.4缓冲溶液的缓冲能力 • 缓冲溶液的缓冲能力大小用缓冲容量表示。所谓的缓冲容量，是使1L（或1ml）缓冲溶液的PH值改变1个单位所需加入强酸（H＋）或强碱（OH－）的物质的量（mol或mmol）。缓冲容量常用符号β表示。缓冲容量越大，说明缓冲溶液的缓冲能力越强。 • c盐：c酸＝1时，此时缓冲溶液的缓冲能力最大。对于任何一个缓冲体系都有一个有效的缓冲范围，这个范围是： • 弱酸及其盐体系　　PH＝PKa±1 • 弱碱及其盐体系　　POH＝PKb±1

第 2 章 电解质溶液和电离平衡