1、第三章第三章 电解质溶液电解质溶液第三章第三章 电解质溶液电解质溶液(Electrolyte Solution)传统化学中有四大平衡问题：传统化学中有四大平衡问题：1.弱电解质的解离平衡弱电解质的解离平衡2.难溶电解质的沉淀、溶解平衡难溶电解质的沉淀、溶解平衡本章本章3.氧化还原平衡氧化还原平衡第四章第四章 4.配位平衡配位平衡第七章第七章 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液3.1 3.1 弱电解质的解离平衡弱电解质的解离平衡(Dissociation equilibrium of weak electrolyte)基本概念：基本概念：电解质电解质(Electrolyte)：在水溶液中（或熔融
2、状态下）：在水溶液中（或熔融状态下）能够解离生成带电离子的化合物。能够解离生成带电离子的化合物。NaCl、HCl、NaOH 电解质；电解质；蔗糖蔗糖非电解质非电解质(Non Electrolyte)。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 电解质按其解离度的大小，有强电解质和弱电电解质按其解离度的大小，有强电解质和弱电解质之分：解质之分：SHNHHAcCuSONaOHHCl234、如如：，仅仅能能部部分分解解离离的的电电解解质质弱弱电电解解质质：在在水水溶溶液液中中、如如：电电解解质质，能能够够完完全全解解离离成成离离子子的的强强电电解解质质：在在水水溶溶液液中中通常认为：通常认为：ABA+B(不
3、可逆）不可逆）强电解质的解离强电解质的解离 AB BA（可逆）（可逆）弱电解质的解离弱电解质的解离弱电解质在水溶液中，存在着解离的正、负离弱电解质在水溶液中，存在着解离的正、负离子和未解离的分子之间的平衡子和未解离的分子之间的平衡解离平衡解离平衡 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液一、解离平衡和解离常数一、解离平衡和解离常数(Dissociation equilibrium and dissociation constant)以以HAc为例为例 HAc在水中的解离是这样的在水中的解离是这样的：)()(2lOHaqHAc)()(3aqAcaqOH 一般简写为：一般简写为：HAc AcH 解离过程
4、达到平衡时，根据化学平衡原解离过程达到平衡时，根据化学平衡原理，解离平衡的平衡常数为：理，解离平衡的平衡常数为：HAccAccHccHAK第三章第三章 电解质溶液电解质溶液再如：再如：OHNH23 OHNH4)()()()(343NHcOHcNHcNHK 弱酸弱酸(Weak acid)的解离常数：的解离常数：Ka；弱碱；弱碱(Weak base)的解离常数：的解离常数：Kb。对于具体的弱酸、弱碱，一。对于具体的弱酸、弱碱，一般可以把分子式标在般可以把分子式标在K的右边：的右边：)()(3NHKHAcK、第三章第三章 电解质溶液电解质溶液解离常数的性质：解离常数的性质：1.弱电解质解离程度大小的
5、标志：弱电解质解离程度大小的标志：K越大，说明越大，说明解离程度越大。解离程度越大。一般一般K10-4弱电解质弱电解质 2.K 值与温度有关，值与温度有关，但一般解离过程的热效应（焓但一般解离过程的热效应（焓变）很小，温度对变）很小，温度对K影响不大，而且解离过程一影响不大，而且解离过程一般都是在室温下进行的，所以实际应用时，般都是在室温下进行的，所以实际应用时，通常通常不考虑温度对不考虑温度对K 的影响，认为它是个常数。的影响，认为它是个常数。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 HAc是一元弱酸是一元弱酸(Monoprotic weak acid)（一个分（一个分子只解离出一个质子子只解离出
6、一个质子H+），对于多元弱酸），对于多元弱酸(Polyprotic weak acids)来说，它们的解离是多级解离，分步进行来说，它们的解离是多级解离，分步进行的，每一级都有一个相应的解离常数，如：的，每一级都有一个相应的解离常数，如：H2SSH2 HSH821101.9)()()(SHcHScHcKa HS1222101.1)()()(HScScHcKa 2SH多重平衡体系：多重平衡体系：21KKK SH2 22SH第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 多元弱电解质的解离常数是逐级减小的：多元弱电解质的解离常数是逐级减小的：Ka2Ka1，说明解离程度越来越小。，说明解离程度越来越小。原因：原
7、因：1.第二步解离是由带负电的第二步解离是由带负电的HS解离出解离出H，显然比从中性的显然比从中性的H2S 解离出解离出H要困难得多要困难得多 （静电引力）。（静电引力）。2.第一级解离产生的第一级解离产生的H对第二级解离有抑制对第二级解离有抑制作用，相当于增大了产物浓度，使平衡逆向作用，相当于增大了产物浓度，使平衡逆向移动，解离过程受到抑制。移动，解离过程受到抑制。(平衡移动平衡移动)第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 所以，对于多元弱电解质来说，主要以所以，对于多元弱电解质来说，主要以一级一级解离为主解离为主，其解离程度的大小主要取决于，其解离程度的大小主要取决于K1的大的大小，小，H2C
8、O3、H3PO4、H2SO3都是这样。都是这样。衡量弱电解质的解离程度的大小，除了解离衡量弱电解质的解离程度的大小，除了解离常数，还有一个物理量常数，还有一个物理量解离度解离度 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液二、解离度二、解离度(Degree of dissociation)及其影响因素及其影响因素 1、解离度：解离度：分子总浓度分子总浓度解离的分子浓度解离的分子浓度分子总数分子总数已解离的分子数已解离的分子数100100 （同一溶液体系，可以用浓度代替物质的量）（同一溶液体系，可以用浓度代替物质的量）解离度与平衡常数的关系：一元弱酸解离度与平衡常数的关系：一元弱酸HA HA AH初始浓度
9、初始浓度 c 0 c 0 0 0 平衡浓度平衡浓度 c(1-)c c 1112222ccccKac第三章第三章 电解质溶液电解质溶液500 Kc时，可采取近似计算时，可采取近似计算：1 111 (5%)%)cKcKaa 2近似计算公式近似计算公式 弱碱：弱碱：cKb 此公式对于一元弱酸、此公式对于一元弱酸、弱碱和多元弱酸的一弱碱和多元弱酸的一级解离都适用。级解离都适用。通过公式可以看出：通过公式可以看出：与与Ka不同，它不同，它不是常数不是常数，与弱电解质溶液本身的与弱电解质溶液本身的浓度浓度有关。有关。当当则：则：第三章第三章 电解质溶液电解质溶液2、影响解离度的因素影响解离度的因素 （1
10、1）稀释定律）稀释定律（Law of dilution）可以推断：可以推断：c越小，则越小，则 越大，所越大，所 以这个关系式又叫做稀释定律。也就是说：以这个关系式又叫做稀释定律。也就是说：随着弱随着弱电解质溶液不断稀释，电解质溶液不断稀释，会不断增大。会不断增大。由由cK 注意：注意：10 c为弱电解质的原始浓度为弱电解质的原始浓度 20 不断增大，但解离出的离子浓度不一定不断增大，但解离出的离子浓度不一定 大（大（c ）不同浓度不同浓度HAc溶液的酸度和电离度的关系溶液的酸度和电离度的关系 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液（2 2）同离子效应）同离子效应(Common ion effec
11、t)：HAc AcH 在在HAc溶液中加入溶液中加入NaAc（强电解质），结果：溶（强电解质），结果：溶液中液中Ac浓度增大，相当于增大了产物浓度，根据平浓度增大，相当于增大了产物浓度，根据平衡移动原理，解离平衡逆向移动，使得衡移动原理，解离平衡逆向移动，使得HAc的解离度的解离度降低。象这样降低。象这样在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的其它强电解质，使弱电解质解离度降低有相同离子的其它强电解质，使弱电解质解离度降低的现象，叫做同离子效应。的现象，叫做同离子效应。(3)(3)盐效应盐效应(Salt effect)AcNaNaAc第三章第三章 电解质
12、溶液电解质溶液三、有关解离平衡的计算三、有关解离平衡的计算 例例1：（：（1）计算室温下）计算室温下0.1 moldm-3 HAc溶液的溶液的pH值、值、Ac浓度和浓度和HAc的解离度。的解离度。（2 2）在上述溶液中加入）在上述溶液中加入NaAc晶体，使晶体，使NaAc浓度浓度为为0.1moldm3，计算此时溶液的，计算此时溶液的pH值和值和HAc的解离度。的解离度。已知：已知：51076.1)(HAcK解：解：（1）解法解法1：设平衡时：设平衡时H浓度为浓度为x moldm3。HAc AcH平衡：平衡：0.1-x x x 521076.11.0)(xxHAcK第三章第三章 电解质溶液电解质
13、溶液500 Kc,可作近似计算：可作近似计算：0.1-x0.1 则：则：521076.11.0 x)(101.33x3-3 dmmol3-3101.33)()(dmmolAccHc%33.1%1001.01033.1%1001.03 x 解法解法2：设解离度为：设解离度为 ，500 Kc,可作近似计算：可作近似计算：%33.11033.11.01076.125 cK 2.8810lg1.33lgcp-33-3101.33%33.11.0)()(dmmolcAccHc 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液（2）设达到新平衡时，）设达到新平衡时，3)(dmymolHcHAc AcH0.1-y y 0
14、.1+y 则：则：51076.11.0)1.0()(yyyHAcK由于存在同离子效应，解离度降低，解离出由于存在同离子效应，解离度降低，解离出的的H浓度变小，所以：浓度变小，所以：101010.y.-y.)(1076.135 dmmoly53()1.76 10(4.75)c Hmol dmpH)1.01.0)(3 dmmolyAcc第三章第三章 电解质溶液电解质溶液%0176.0%1001.01076.1%1001.05 y 显然，显然，。（。（注意：注意：)cK 例例2：（多元弱酸解离平衡的计算）：（多元弱酸解离平衡的计算）求室温下，饱和求室温下，饱和H2S 溶液中各离子的浓度。溶液中各离子
15、的浓度。已知：已知：H2S的溶解度（的溶解度（H2S饱和溶液中饱和溶液中H2S的原始浓的原始浓 度）为度）为0.1moldm3，12281101.1,101.9 KK解：有关解离平衡：解：有关解离平衡：SH2 HSH HS 2SH溶液中离子：溶液中离子：2SHSH、第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 因为二级解离程度很小，所以计算因为二级解离程度很小，所以计算H和和HS的的浓度，只考虑一级解离就可以了。浓度，只考虑一级解离就可以了。设设H浓度为浓度为x moldm3：SH2 HSH平衡时：平衡时：0.1-x x x 821101.91.0 xxK5001 Kc,可作近似计算：可作近似计算：0.
16、1-x0.1 82101.91.0 x35105.9)()(dmmolHScHc第三章第三章 电解质溶液电解质溶液求求S2浓度必须根据二级解离平衡来计算。浓度必须根据二级解离平衡来计算。设设S2浓度为浓度为 3 dmymol HS 2SH平衡：平衡：9.510-5 9.510-5 y 12552101.1105.9y105.9 K12101.1y 3-122101.1)(dmmolSc实际上，实际上，c(H)稍大于计算结果，而稍大于计算结果，而c(HS)稍小于计算结果。稍小于计算结果。【结论结论】1 10 0 多元弱酸溶液中，多元弱酸溶液中，H主要来自一级解离，主要来自一级解离，可按一元弱酸的
17、解离计算；可按一元弱酸的解离计算；2 20 0 多元弱酸的负二价酸根离子浓度，近似多元弱酸的负二价酸根离子浓度，近似等于等于K2 。1)(aKcHc 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液例例3:取取50 cm3的的0.010moldm-3甲酸溶液，求溶液中的离甲酸溶液，求溶液中的离 子浓度、子浓度、pH值和解离度。值和解离度。解解:HCOOH H+HCOO-起始浓度起始浓度/moldm-3 0.010 0 0 平衡浓度平衡浓度/moldm-3 0.010-x x x c/Ka=0.010/(1.7710-4)=56.5500 0.010-x不能近似为不能近似为0.010，即不能用近似计算，即不能
18、用近似计算 c(H+)=(cKa)1/2第三章第三章 电解质溶液电解质溶液421077.1010.0 xxKa解一元二次方程得：解一元二次方程得：x=1.2410-3 moldm-3 pH=-lg(1.2410-3)=2.91 =(1.2410-3)/0.010 100%=12.4%因此，只能根据平衡常数的公式：因此，只能根据平衡常数的公式：第三章第三章 电解质溶液电解质溶液水的电离与溶液的酸碱性水的电离与溶液的酸碱性 H2O H+OH-25纯水中：纯水中：c(H+)=c(OH-)=1.010-7mol.L-114OHHOHOHHw101.0cccccK2水的离子积水的离子积2.2.溶液的酸碱
19、性和溶液的酸碱性和pH值值1.1.水的电离：水的电离：酸性溶液中：酸性溶液中：c(H+)1.010-7mol.L-1 c(OH-)中性溶液中：中性溶液中：c(H+)=1.010-7mol.L-1=c(OH-)碱性溶液中：碱性溶液中：c(H+)1.010-7mol.L-1 c(OH-)溶液中：溶液中：c(H+)c(OH-)=1.010-14(mol.L-1)2pH +pOH=14.0第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 利用弱酸、弱碱的解离平衡，可以用来配制缓冲溶液。缓冲溶液的作用是把溶液的pH值控制在一定的范围之内。四、溶液四、溶液pH值的测定和控制值的测定和控制（Measure and con
20、trol of pH value）我们先简单了解一下我们先简单了解一下pH值的测定方法。值的测定方法。（一）（一）pH 值的测定值的测定 pH值的测定方法很多，值的测定方法很多，主要有主要有pH 计（也叫酸计（也叫酸度计）法、度计）法、pH pH 试纸法试纸法、酸碱指示剂法酸碱指示剂法。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 从结构上讲，指示剂本身也是一些有机的弱酸或弱从结构上讲，指示剂本身也是一些有机的弱酸或弱碱，它们在水溶液中发生解离时，分子和离子具有不同碱，它们在水溶液中发生解离时，分子和离子具有不同的颜色。的颜色。每种指示剂都有它的变色范围每种指示剂都有它的变色范围(Color chang
21、e interval)，(酸碱指示剂酸碱指示剂)，可以根据需要来选择使用。，可以根据需要来选择使用。如酸性溶液可以用甲基橙，如酸性溶液可以用甲基橙，)4.41.3(黄黄橙橙红红碱性溶液可以用酚酞，碱性溶液可以用酚酞，)0.8(红色红色无色无色酸碱指示剂酸碱指示剂(Acid or basic indicator)测定原理：测定原理：（红色）HIn 1.0 ,10（碱色）（碱色）（酸色）（酸色）InHInInHIn（黄色）InH第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 pH试纸：试纸：用多种指示剂的混合溶液浸泡、晾干后用多种指示剂的混合溶液浸泡、晾干后制成。普通型；精密型制成。普通型；精密型 pH计：计
22、：精确测定精确测定pH值的时候。溶液的值的时候。溶液的H浓度不浓度不同，在电极上会产生不同的响应，通过电子系统转换成同，在电极上会产生不同的响应，通过电子系统转换成pH值显示出来。值显示出来。（二）溶液（二）溶液pHpH 值的控制值的控制 1 1、缓冲溶液、缓冲溶液(Buffer solution)的概念的概念 （1 1）定义：能抵抗少量外来酸、碱或稀释的冲）定义：能抵抗少量外来酸、碱或稀释的冲击，其击，其pHpH值基本保持不变的溶液。值基本保持不变的溶液。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液弱酸弱酸盐：弱酸弱酸盐：NaAcHAc 332NaHCOCOH 4243PONaHPOH 弱碱弱碱盐：弱
23、碱弱碱盐：ClNHOHNH423 332NaHCOCONa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。（3 3）缓冲原理）缓冲原理(Principle of Buffer solution)：以以HAcHAcNaAcNaAc为例：为例：HAc AcH 加入加入NaAc，产生同离子效应：，产生同离子效应：Ac抑制了抑制了HAc的电的电离，使溶液中离，使溶液中H浓度降低，而浓度降低，而HAc和和Ac的浓度很大。的浓度很大。(缓冲作用原理缓冲作用原理)（2 2）组成：）组成：第三章第三章 电解质溶液电解质溶液加加H：解离平衡左移，：解离平衡左移，H与与Ac结合成结合成HAc，
24、建立，建立新的平衡后，消耗了少量新的平衡后，消耗了少量Ac，HAc浓度略有增浓度略有增大，而大，而H浓度基本不变。（实际上是溶液中大浓度基本不变。（实际上是溶液中大量的量的Ac中和了中和了H，抵抗了酸的影响。），抵抗了酸的影响。）加加OH：H浓度降低，解离平衡右移，建立新的平浓度降低，解离平衡右移，建立新的平衡后，衡后，HAc浓度略有降低，浓度略有降低，Ac浓度略有增大，浓度略有增大，而而H浓度基本不变。（溶液中大量浓度基本不变。（溶液中大量HAc的存在的存在补充了被补充了被OH中和的中和的H，抵抗了碱的影响）。，抵抗了碱的影响）。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 显然，缓冲对的浓度越大，缓
25、冲容量就越大。显然，缓冲对的浓度越大，缓冲容量就越大。另外，缓冲容量的大小另外，缓冲容量的大小还跟缓冲对的浓度比有关，还跟缓冲对的浓度比有关，其比值越接近其比值越接近1 1，缓冲容量越大。，缓冲容量越大。dpHdadpHdb缓冲溶液的缓冲能力可以用缓冲溶液的缓冲能力可以用缓冲容量缓冲容量来衡量来衡量：(Buffer capacity)使一升溶液的使一升溶液的pHpH增加一个单位时所需强碱增加一个单位时所需强碱的物质的量（的物质的量（dbdb），或降低一个），或降低一个pHpH单位所需强单位所需强酸的物质的量（酸的物质的量（dada）。）。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液2 2、缓冲溶液、缓冲
26、溶液pH值的计算值的计算缓冲对的浓度分别为：缓冲对的浓度分别为：c(NH3)、c(NH4+)，设达平衡时，设达平衡时，OH的浓度为：的浓度为：3 dmxmolOHNH23 4NHOH平衡：平衡：c(NH3)-x x c(NH4+)+xxNHcxNHcxNHK )()()(343存在同离子效应，存在同离子效应，NH3的解离度非常小，的解离度非常小，所以可作近似计算：所以可作近似计算：,)()(44 NHcxNHc)()(33NHcxNHc ,)()()(343NHcNHcxNHK )()()(433 NHcNHcNHKxClNHOHNH423 以以为例：为例：第三章第三章 电解质溶液电解质溶液)
27、()(lg)()()()(lg)(lg433433 NHcNHcNHpKNHcNHcNHKOHcpOH)()(lg)(14)()()(lg1414433433 NHcNHcNHpKNHcNHcNHKpOHpH第三章第三章 电解质溶液电解质溶液弱酸弱酸盐：弱酸弱酸盐：NaAcHAc HAc AcH)()(lg)()()()(lg)(lg AccHAccHAcpKAccHAccHAcKHcpH第三章第三章 电解质溶液电解质溶液通式：弱酸弱酸盐：通式：弱酸弱酸盐：弱碱弱碱盐：弱碱弱碱盐：)()(lg盐盐弱酸弱酸ccpKpHa )()(lg14盐盐弱弱碱碱ccpKpHb 从上面两个公式可以看出，从上面
28、两个公式可以看出，缓冲溶液的缓冲溶液的pH值取决于值取决于Ka、Kb和缓冲对浓度的比值和缓冲对浓度的比值。一般取一般取c(酸酸)c(碱碱)c(盐盐)，此时：，此时：pHpKa(或或pH14pKb)，这样对酸和碱有同等的抵抗能力。，这样对酸和碱有同等的抵抗能力。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 配制缓冲溶液的原则配制缓冲溶液的原则:根据要求配制的根据要求配制的pH pH 值，值，来选取来选取pKa （或（或1414pKb）与）与pH 相近的缓冲对体系，相近的缓冲对体系，然后通过调节缓冲对的浓度比值，使然后通过调节缓冲对的浓度比值，使pH 值达到要求值达到要求的大小。的大小。例例1：用：用0.1
29、moldm3的的NH3H2O和和NH4Cl配制配制10cm3 pH=9的缓冲溶液。的缓冲溶液。解：设需解：设需NH3H2O x cm3：36.310lg25.910)10(1.0101.0lg75.4149cmxxxxx 则需则需NH4Cl：10-3.6=6.4 cm3 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液由于由于 ，所以：，所以：75.4)(,75.4)(3 NHpKHAcpK（1）配制）配制pH=46的缓冲溶液：的缓冲溶液：选取选取HAcNaAc体系体系（2）配制）配制pH=910的缓冲溶液：的缓冲溶液：选取选取NH3NH4Cl体系体系 14pKb9.25 若在缓冲溶液中加入少量的酸或碱后，
30、它若在缓冲溶液中加入少量的酸或碱后，它的的pH值有什么变化？值有什么变化？第三章第三章 电解质溶液电解质溶液例例2：在：在90 cm3HAcNaAc缓冲溶液中（缓冲溶液中（HAc、NaAc浓浓 度均为度均为0.1moldm3）加入）加入10 cm3 0.01moldm 3 HCl，求溶液的求溶液的pH值。若加入值。若加入10 cm3 0.01moldm3 NaOH，溶液的，溶液的pH值是多少？值是多少？已知：已知：51076.1)(HAcK解：未加酸碱前解：未加酸碱前75.4)()(lg)(AccHAccHAcpKpH第三章第三章 电解质溶液电解质溶液(1)加加10 cm3 0.01moldm
31、3 HCl后，体积变化对浓后，体积变化对浓 度发生影响：度发生影响：起始浓度：起始浓度：309.01090901.0)()(dmmolAccHAcc3001.010901001.0)(dmmolHClcHAc AcH平衡时：平衡时：0.091-x x 0.089+x 51076.1091.0089.0091.0)089.0()(xxxxHAcK51085.1 x74.4108.1lg5 pH第三章第三章 电解质溶液电解质溶液(2)加加10 cm3 0.01moldm3 NaOH后，后，309.0)()(dmmolAccHAcc3001.0)(dmmolOHc设平衡时：设平衡时：3)(dmymo
32、lHc则：则：3)089.0()(dmmolyHAcc3)091.0()(dmmolyAcc5107610890091008900910 yyyyHAcK51072.1 y76.41072.1lg5 pH起始浓度：起始浓度：第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 与原与原pH值比较，加入酸碱后，值比较，加入酸碱后，pH值仅改变了值仅改变了0.01个单位。个单位。另外，将缓冲溶液稀释时，缓冲对浓度比值基本另外，将缓冲溶液稀释时，缓冲对浓度比值基本不变，所以不变，所以pH值也基本保持不变。因此，缓冲溶液不值也基本保持不变。因此，缓冲溶液不仅能抵抗外来酸碱的影响，也可以仅能抵抗外来酸碱的影响，也可以抵抗
33、稀释的影响抵抗稀释的影响。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液缓冲溶液小结缓冲溶液小结10 缓冲溶液缓冲溶液pH值值 主要取决于弱酸（碱）的主要取决于弱酸（碱）的pKa或或pKb；20 缓冲溶液缓冲溶液pH 值的稳定性主要取决于值的稳定性主要取决于 或或 30 缓冲溶液只在一定范围内发挥缓冲性能，缓冲溶液只在一定范围内发挥缓冲性能，c(弱酸弱酸)c(盐盐)1时，缓冲能力越大。时，缓冲能力越大。盐弱酸cclg 盐弱碱cclg第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 酸、碱、盐都是电解质，在水中会发生解离。酸酸、碱、盐都是电解质，在水中会发生解离。酸和碱因为在水中解离产生和碱因为在水中解离产生H和和OH，
34、而使溶液显酸、，而使溶液显酸、碱性，盐类在水中解离并不产生碱性，盐类在水中解离并不产生H和和OH，但某些盐，但某些盐类的水溶液也呈酸碱性，如：类的水溶液也呈酸碱性，如：NaCl中性；中性；NaAc碱性；碱性；NH4Cl酸性酸性。盐类水溶液之所以会显酸碱。盐类水溶液之所以会显酸碱性，是因为它们会发生水解。性，是因为它们会发生水解。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液3.2 3.2 盐类的水解盐类的水解(Hydrolysis of salts)一、盐类水解的概念一、盐类水解的概念 盐解离出的离子与水盐解离出的离子与水作用产生作用产生弱电解质和弱电解质和H+或或OH的过程，叫做盐的水解。的过程，叫做盐
35、的水解。AcNaNaAcOHAc2 OHHAc ClNHClNH44OHNH24 HOHNH23盐类水解实质上是酸碱中和反应的逆反应：盐类水解实质上是酸碱中和反应的逆反应：酸酸+碱碱中中 和和盐盐+水水水水 解解第三章第三章 电解质溶液电解质溶液根据盐的组成不同，盐类水解可以分为三种类型：根据盐的组成不同，盐类水解可以分为三种类型：（1 1）强酸弱碱盐的水解：强酸弱碱盐的水解：NH4Cl OHNH24 HOHNH23正离子水解（生成弱碱），溶液显酸性正离子水解（生成弱碱），溶液显酸性 OHFe233 HOHFe3)(3（2 2）强碱弱酸盐的水解：强碱弱酸盐的水解：NaAc OHAc2 OHHA
36、c负离子水解（生成弱酸），溶液显碱性负离子水解（生成弱酸），溶液显碱性 （3 3）弱酸弱碱盐的水解：弱酸弱碱盐的水解：NH4Ac OHAcNH24 HAcOHNH 23双水解（生成弱酸、弱碱）双水解（生成弱酸、弱碱）第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 这类溶液的酸碱性取决于正负离子水解程度的相对这类溶液的酸碱性取决于正负离子水解程度的相对强弱。正离子水解强：酸性；负离子水解强：碱性。强弱。正离子水解强：酸性；负离子水解强：碱性。这类水解进行的程度都比较大，因为正、负离子的这类水解进行的程度都比较大，因为正、负离子的水解相互促进。如果水解产物中有气体、沉淀生成，水水解相互促进。如果水解产物中有气
37、体、沉淀生成，水解反应就可以完全进行到底。如：解反应就可以完全进行到底。如：Al2S3 SHOHAlOHSAl232233)(2632Al2S3不能存在于水溶液中。不能存在于水溶液中。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 多元弱酸或多元弱碱生成的盐，水解是分步进行的，多元弱酸或多元弱碱生成的盐，水解是分步进行的，存在多级水解。存在多级水解。：32CONaOHCO223 OHHCO3一级水解一级水解 OHHCO23 OHCOH32二级水解二级水解：3FeClOHFe23 HOHFe2)(一级水解一级水解 OHOHFe22)(HOHFe2)(二级水解二级水解 OHOHFe22)(HOHFe3)(三级
38、水解三级水解 水解反应既然是一个可逆反应，一定条件下，水解反应既然是一个可逆反应，一定条件下，就存在化学平衡状态就存在化学平衡状态水解平衡。水解平衡。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液二、水解平衡二、水解平衡(Equilibrium of Hydrolysis)OHAc2 OHHAc wKKOHHOHHAcKKHAcHAc221)(1水解常数：水解常数：)()()()()()()()()(HAcKKHcAccHcOHcHAccAccOHcHAccKwh 水解常数通式：一元弱酸强碱盐：水解常数通式：一元弱酸强碱盐：awhKKK 一元弱碱强酸盐：一元弱碱强酸盐：bwhKKK 一元弱酸弱碱盐：一元弱
39、酸弱碱盐：bawhKKKK 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液三、影响水解反应程度的因素三、影响水解反应程度的因素 水解程度的大小，首先取决于盐本身的性质，由水解程度的大小，首先取决于盐本身的性质，由Kh的的表达式可以看出，表达式可以看出，Ka或或Kb越小，相应的盐的水解程度就越越小，相应的盐的水解程度就越大。另外，从影响平衡移动的因素来考虑：大。另外，从影响平衡移动的因素来考虑：10 盐溶液浓度越小，水解程度越大。盐溶液浓度越小，水解程度越大。(与稀释定律类似与稀释定律类似)cKh 20 温度升高，水解程度增大。（水解是吸热反应）温度升高，水解程度增大。（水解是吸热反应）30 改变溶液的改变
40、溶液的pH值：值：HOHFeOHFe3)(3323 增大溶液增大溶液pH值（加碱），会使水解程度增大，而减值（加碱），会使水解程度增大，而减小溶液小溶液pH值，会抑制其水解。所以值，会抑制其水解。所以配制配制FeCl3溶液时常加溶液时常加适量适量HCl，防止，防止Fe3+水解水解。酸碱平衡公式小结酸碱平衡公式小结 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 3.3 酸碱理论 l1.电离理论（阿伦尼乌斯）l2.酸碱质子理论（布朗斯特，劳莱）l3.电子理论（路易斯）第三章第三章 电解质溶液电解质溶液1.电离理论v酸酸在水溶液中电离出的阳离子全是在水溶液中电离出的阳离子全是H+的物质的物质v碱碱在水溶液中电
41、离出的阴离子全是在水溶液中电离出的阴离子全是OH-的物质的物质v中和反应中和反应酸与碱作用生成盐和水的反应酸与碱作用生成盐和水的反应v酸碱反应的酸碱反应的本质本质：H+OH-=H2O v电离理论对化学发展起了积极作用。现在仍被普遍电离理论对化学发展起了积极作用。现在仍被普遍应用，解离平衡以电离理论为基础应用，解离平衡以电离理论为基础第三章第三章 电解质溶液电解质溶液)(4)()(3sggClNHHClNH )(2)()()(laqaqaqOHNaClHClNaOH 无法解释，如：无法解释，如：局限性局限性将酸碱概念局限在水溶液中，对非水体系和无溶将酸碱概念局限在水溶液中，对非水体系和无溶剂体系
42、不能使用，对不含剂体系不能使用，对不含H+H+和和OH-OH-成分的物质也能成分的物质也能表现出酸和碱的性质无法解释。表现出酸和碱的性质无法解释。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液2.酸碱质子理论v酸酸-给出质子（给出质子（H+）的物质）的物质 酸酸 H+碱碱v碱碱-接受质子（接受质子（H+）的物质）的物质 碱碱+H+酸酸v酸（或碱）可以是分子也可以是离子，酸（或碱）可以是分子也可以是离子，酸给出酸给出H+后剩余的部分就是碱，碱接受后剩余的部分就是碱，碱接受质子后就变成酸。质子后就变成酸。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液H3O+-H2O，H2O-OH-，H2PO4-HPO42-，HPO42-
43、PO43-l酸越强对应的共轭碱越弱，酸越弱对应酸越强对应的共轭碱越弱，酸越弱对应 的共轭碱越强，也就是说的共轭碱越强，也就是说强酸的共轭碱碱性必弱强酸的共轭碱碱性必弱弱酸的共轭碱碱性必强弱酸的共轭碱碱性必强l共轭酸共轭酸 共轭碱共轭碱 共轭酸碱对共轭酸碱对-H+H+共轭酸碱对第三章第三章 电解质溶液电解质溶液质子反应质子反应酸酸碱碱共轭关系共轭关系H3+O=H+H2OH3+OH2OH3+O-H2OH2O=H+OH-H2OOH-H2O-OH-H2PO4-=H+HPO42-H2PO4-HPO42-H2PO4-HPO42-HPO42-=H+PO43-HPO42-PO43-HPO42-PO43-Cu(
44、H2O)42+=H+Cu(H2O)3(OH)+Cu(H2O)42+Cu(H2O)3(OH)+Cu(H2O)42+-Cu(H2O)3(OH)+Cu(H2O)3(OH)+=H+Cu(H2O)2(OH)2Cu(H2O)3(OH)+Cu(H2O)3(OH)2Cu(H2O)3(OH)+-Cu(H2O)2(OH)2 质子理论：酸质子理论：酸=H+碱；碱；相差一个质子的酸与碱称共轭酸碱。如：相差一个质子的酸与碱称共轭酸碱。如：第三章第三章 电解质溶液电解质溶液酸碱反应的本质v质子理论认为酸碱反应的本质是质子的转移，所质子理论认为酸碱反应的本质是质子的转移，所以酸碱反应也叫质子转移反应以酸碱反应也叫质子转移反
45、应 即即:酸酸1+碱碱2=酸酸2+碱碱1；如如HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(s)v一个共轭酸碱对的质子得失反应称为酸碱半反应。一个共轭酸碱对的质子得失反应称为酸碱半反应。酸碱反应必须有两个共轭酸碱对同时存在才能实酸碱反应必须有两个共轭酸碱对同时存在才能实现。现。酸碱反应是两个共轭酸碱对之间的质子转移。酸碱反应是两个共轭酸碱对之间的质子转移。第三章第三章 电解质溶液电解质溶液l电离理论中的弱酸弱碱的解离、酸碱中和、盐类水电离理论中的弱酸弱碱的解离、酸碱中和、盐类水解反应，在质子理论中都可以归结为酸碱反应。解反应，在质子理论中都可以归结为酸碱反应。l弱酸弱碱的解离：弱酸弱碱的解离：）（碱
46、）（酸）（碱）（酸1 2 2 132AcOHOHHAcl酸碱中和：酸碱中和：l盐类水解：盐类水解：H ClNHHClNH43 OHHAcOHAc2第三章第三章 电解质溶液电解质溶液质子理论的优缺点v优点优点扩大了酸碱的范围，排除了扩大了酸碱的范围，排除了“盐盐”的概念，的概念，不仅适用于水溶液，也适用于非水体系不仅适用于水溶液，也适用于非水体系v局限性局限性酸碱反应只限于质子的放出与接受酸碱反应只限于质子的放出与接受,对对 无质子参与的酸碱反应无能为力无质子参与的酸碱反应无能为力第三章第三章 电解质溶液电解质溶液3.路易斯电子理论v酸酸：电子对的接受体，称路易斯酸，简称电子对的接受体，称路易斯
47、酸，简称L酸或广酸或广义酸义酸v碱碱电子对的给予体，称路易斯碱，简称电子对的给予体，称路易斯碱，简称L碱或广碱或广义碱义碱v优点优点酸碱范围十分广泛，大多数无机化合物都可看酸碱范围十分广泛，大多数无机化合物都可看作酸碱加合物作酸碱加合物v缺点缺点过分笼统，不易区分各种酸碱的差别，不能作过分笼统，不易区分各种酸碱的差别，不能作定量处理定量处理第三章第三章 电解质溶液电解质溶液ClNHNHHCl43:)(:2333NHAgNHAgNH第三章第三章 电解质溶液电解质溶液小结v电离理论，质子理论和电子理论各有它的优电离理论，质子理论和电子理论各有它的优点，同时又各有它的局限性。因此各有其常点，同时又各
48、有它的局限性。因此各有其常用的范围。用的范围。v电离理论电离理论常用在水溶液中常用在水溶液中,是电离平衡的基础是电离平衡的基础v质子理论质子理论一般酸碱平衡体系一般酸碱平衡体系v电子理论电子理论多用于配合物和有机化合物多用于配合物和有机化合物第三章第三章 电解质溶液电解质溶液理论理论水水-离子论离子论溶剂论溶剂论质子论质子论电子论电子论提出者提出者Arrhenius SFranklinBronsted J&Lowry T Lewis酸酸水中解离的水中解离的阳离子仅为阳离子仅为H+在溶剂中提在溶剂中提供溶剂阳离供溶剂阳离子子质子给予体质子给予体电子对接受电子对接受体体碱碱水中解离的水中解离的阴离
49、子仅为阴离子仅为OH-提供溶剂阴提供溶剂阴离子离子质子接受体质子接受体电子对给予电子对给予体体实例实例HCl、NaOHNH4Cl、NaNH2H2O、HPO42-Ag+2NH3=Ag(NH3)2+局限性局限性仅限于在溶剂中，不能解释仅限于在溶剂中，不能解释NH3H2O为碱，为碱，NH4Cl为酸为酸不能解释配不能解释配位酸碱反应位酸碱反应太广，无法太广，无法对比酸碱性对比酸碱性 第三章第三章 电解质溶液电解质溶液难溶电解质的沉淀溶解平衡，又叫多相离子平衡：难溶电解质的沉淀溶解平衡，又叫多相离子平衡：3.4 3.4 难溶电解质和多相离子平衡难溶电解质和多相离子平衡(Hard-dissolved el
50、ectrolyte and mutliphase ion equilibrium)ClAgsAgCl)()(沉沉淀淀结结晶晶溶溶解解固相固相 液相离子液相离子第三章第三章 电解质溶液电解质溶液 在一定条件下，当溶解速率和沉淀速率相等时，便在一定条件下，当溶解速率和沉淀速率相等时，便建立了固体与溶液中离子之间的建立了固体与溶液中离子之间的多相离子平衡多相离子平衡，也就，也就是是沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡。如果用如果用AmBn代表难溶电解质，其溶解方程式可以写成：代表难溶电解质，其溶解方程式可以写成：mnnmnBmABA沉沉淀淀溶溶解解当达到平衡时，根据化学平衡原理，其平衡常数表达式为：当达到平衡时
