溶液中的离子反应(电离、水解、溶解平衡)

1、溶液中的离子反应 弱电解质的电离平衡 （弱酸、弱碱、水等） 盐类的水解 沉淀溶解平衡,22:19,1,-49-,电解质与非电解质： 氯化银难溶于水、导电性差，但在熔化状态下，即液态， AgCl=AgCl电离成自由移动的离子，能导电，AgCl是电解质。 H2SO4 、HCl在液态时不导电，但它们溶于水后完全电离成离子，能导电，所以它们是电解质。 单质、混合物即不属于电解质，也不属于非电解质。 CO2 、SO2、NH3等化合物为非电解质。它们的水溶液能导电是因为生成新物质：H2CO3 、H2SO3 、NH3H2O，电离出自由离子而导电，本身不电离出自由移动离子。 强电解质与弱电解质： 电解质的强弱与物质的溶解性无关，跟化学键有关。如BaSO4硫酸钡难溶于水，而在熔化状态是完全电离，故BaSO4是强电解质。（强、弱酸，强、弱碱，绝大数盐，水等。） 溶液的导电性强弱与电解质的强弱无必然联系，仅与溶液中离子浓度大小有关。,22:19,2,-49-,弱电解质的电离平衡是指在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相 等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电

2、离平衡。,一、弱电解质电离平衡,先判断强、弱电解质，决定符号,多元弱碱也是分步电离，但书写电离方程式时常写总式。,多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低，以一级电离为主。,Al（OH）3有酸式和碱式电离。,多元弱酸的酸式盐的电离方程式.,1、电解质电离方程式书写：,22:19,3,-49-,例1、NH3H2O； HClO；H2SO3； Fe（OH）3； (5)Al（OH）3； (6)NaHCO3 ；(7) NaHSO4 （8)Ba（OH)2,例2、在溶液中的电离方程式书写正确的是（ ）,22:19,4,-49-,（1）、属于弱电解质的电离过程,（3）、电离方向是吸热方向，是溶质微粒数增多的方向；,2、电离平衡的特征:,22:19,5,-49-,3、电离平衡移动的条件:,升温,促进电离,温度,浓度,加与电离平衡相关的物质,加水稀释,促进电离,加少量醋酸钠固体,抑制电离,加少量氢氧化钠固体,促进电离,22:19,6,-49-,4、电离平衡常数：,（1）、定义：一定温度下，弱电解质电离平衡时的常数。,（2）、表达式：,（3）、意义：,25时 HF K=7.210 4 HAc K=1.810 5,

3、 酸性：HF HAc,同温度下，电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱,中强酸（碱） ： K a (K b) 10-2 弱酸（碱）： Ka (K b)=10-310-7 极弱酸（碱）： K a (K b)10-7,22:19,7,-49-,HB H+ + B-,一元弱碱MOH的解离平衡为,MOH M+ + OH-,一元弱酸HB的解离平衡为,酸的浓度（酸的分析浓度）：包括未电离的酸的浓度和已电离的酸的浓度。 酸的平衡浓度：指已电离的酸的浓度。 酸的强度：因电离不同而有强酸和弱酸之分（可比较Ka大小）。 酸度：指氢离子的浓度。,22:19,8,-49-,5、电离度,在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。 影响因素：温度、浓度、同离子效应等。,电离度实质是：化学平衡中的转化率,计算方法是三步法：“初始”、“转化”、“平衡”,22:19,9,-49-,起始浓度 c 0 0 转化浓度 c c c 平衡浓度 c c c c,当 5%时, 1- 1，近似处理,溶液的电离度与其浓度的平方根成反比，即浓度越稀，电离度越大；电离度与（ K

4、a 1/2 ）成正比。,HB(aq) H+(aq) + B(aq),22:19,10,-49-,例 已知HAc的Ka =1.7610-5，计算含HAc浓度为0.50 moldm-3 米醋的pH值。,解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为x moldm-3, 则 HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 平衡浓度/moldm-3 0.50 x x x Ka = 1.7610-5 c / Ka400 0.50 x 0.50,pH = lg c( H+) = lg(3.010-3) = 3 0.47 = 2.53,22:19,11,-49-,6. 同离子效应和盐效应,同离子效应：在弱电解质溶液中加一种含有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质后，使解离平衡发生移动，降低弱电解质解离度的作用。,22:19,12,-49-,由于离子间的静电相互作用，使H+和Ac结合成HAc分子的速率减小。,盐效应：在弱电解质溶液中，加入不含相同离子的强电解质，而使弱电解质的电离度增高的现象。,与同离子效应相比，盐效应要小得多。,22:19,13,-49-,7 、多元弱酸的电离平衡,H2S H+ + HS K

5、a1 =1.110-7,HS H+ + S2 Ka2 =1.010-14,电离分步进行，每一步（级）都有一个电离常数,总： H2S 2H+ + S2,碳酸、亚硫酸、草酸、磷酸、砷酸等多元酸,累积电离平衡常数等于各步电离平衡常数之积。,22:19,14,-49-,二、水的电离和溶液的pH,1. 水的电离和离子积常数,水作为最重要的溶剂，既可作为酸给出质子，又可作为碱接受质子，故水是两性物质，在水中存在水分子之间的质子转移反应：,c(H+)c(OH-)=Kw 水的离子积,Kw 与浓度、压力无关，而与温度有关，温度一定时Kw 是一个常数，25时， Kw =1.0010-14。电离需吸热，温度升高，水的电离度增大，Kw也增大。100时， Kw =1.0010-12。 任何电解质的稀溶液中，均存在一定量的H+和OH- ，且总有c(H+)c(OH-)=定值。当酸溶液无限加水稀释， H+接近10-7mol/L，水的电离不可忽略；同理，碱溶液无限加水稀释， OH-接近10-7mol/L，水的电离不可忽略。,22:19,15,-49-,在稀溶液中，pH= - lgc(H+)，pOH= - lgc(OH-

6、) 25 时，pH+pOH=14 25 ，稀溶液pH范围：014 pH7 溶液呈中性 pH7 溶液呈酸性 pH7 溶液呈碱性 pH越小，溶液酸性越强；pH越大，溶液碱性越强。 3、酸碱指示剂 指示剂本身是一种有机的弱酸或弱碱，在溶液中存在电离平衡。遇酸以分子形式存在，遇碱以阴离子形式存在。 甲基橙： 红色 橙 色（ 3.1 4.4） 黄色 酚 酞： 无色 粉红色（8.210.0） 红色 甲基红： 红色 橙 色（4.4 6.2） 黄色 石 蕊： 红色 紫 色（5.0 8.0） 蓝色,2、溶液的酸碱性和pH,22:19,16,-49-,4、酸碱理论,酸碱电离理论（阿氏水离子论） 在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸；所生成的负离子全部是OH的化合物是碱。酸碱中和反应的实质是H+ + OH= H2O。,酸碱电离理论的缺陷： 把酸、碱的定义局限于以水为溶剂的系统。,无法解释NH3、Na2CO3均不含OH，也具有碱性。,（2）酸碱质子理论 凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。,22:19,17,-49-,酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后可以再结合质子，

7、因此酸给出质子后就变为碱： 酸 质子 + 碱 (质子给予体） (质子接受体）,如在水溶液中 HCl(aq） H+(aq) +Cl-(aq) HAc(aq) H+(aq) +Ac(aq) NH4+(aq) H+(aq) +NH3(aq) HCO3-(aq) H+(aq) + CO32-(aq) Al(H2O)63+ H+(aq)+ Al(H2O)5(OH-)2+ 酸 质子 + 碱,22:19,18,-49-,酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱；碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。例如:,两性物质: H2O, HCO3- 无机盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物),酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛，其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。,22:19,19,-49-,（3）酸碱电子理论 凡能接受电子对的物质是酸，凡能给出电子对的物质是碱,也称为路易斯酸碱理论。 H+ + OH- = H2O 酸 + 碱 = 酸碱加合物

8、,a、 H3BO3 H+ + H2BO3 (错误) H3BO3 + H2O B(OH)4 + H+ （硼酸是路易斯酸）,b、Cu2+ + 4NH3 = Cu(NH3)42+ 深兰色 酸 碱 加合物 酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制，包括的范围更广。,例： 现有25时的 纯水 HCl溶液 FeCl3三种溶液，由水电离生成的氢离子浓度最多的是 。,22:19,20,-49-,5、缓冲溶液,弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液具有一个重要性质，该溶液的pH值在一定范围内不因稀释或外加少量酸或碱而发生显著变化，即对外加的酸和碱具有缓冲能力，这种溶液称作缓冲溶液。,以HAc和NaAc的混合溶液为例: NaAc = Na+ Ac- HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq) 系统中大量HAc、Ac存在，使H+相对较少。当溶液中加入少量强酸时，H+与Ac结合生成HAc，使H+的浓度保持基本不变。,若往系统中加入少量强碱，则H+与OH-结合生成H2O，使HAc解离平衡右移， HAc的浓度减少，而H+的浓度仍保持基本不变。,当加入大量的强酸或强碱，使溶液中的Ac或HAc耗尽，则溶液将失去

9、缓冲能力。,22:19,21,-49-,组成缓冲溶液的一对共轭酸碱，如HAcAc又称为缓冲对。可用通式表示缓冲对之间存在的平衡： 共轭酸 共轭碱 + H+,一元弱酸及其盐组成的溶液：,一元弱碱及其盐组成的溶液：,22:19,22,-49-,三、盐类水解,1、盐类水解 纯水呈中性。纯水电离出来的H+和OH-浓度相等。 绝大多数盐的水溶液呈酸性或碱性。这是因为盐的离子和水中H+或OH-相互作用，使H+或OH-浓度发生变化，从而使溶液呈酸性或碱性（或者说，盐离子破坏水的电离平衡，使水解离出来的H+和OH-浓度不再相等）。 盐类的水解：盐电离出来的离子和水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。,22:19,23,-49-,（1）分类： 强酸强碱盐，如硝酸钠、硫酸钾等；强酸弱碱盐，如氯化铵、硝酸铜等； 弱酸强碱盐，如碳酸钠、次氯酸钙等； 弱酸弱碱盐，如醋酸铵、氟化铵等； 特殊情况：酸式盐 （2）规律：无弱不水解，有弱即水解；越弱越水解，谁强呈谁性。 （3）电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总呈电中性，即阴离子所带电荷总数必然等于阳离子所带电荷总数，即电荷守恒规律。如， Na2CO3溶液中， NaH=HCO3OH2CO32 （4）物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子的水解，离子种类增多，但某些关键性的原子总数是守恒的。如，K2S溶液中，S元素有三种存在形式：S2、HS、H2S， 则， K=2S22HS2H2S （5）质子守恒：

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