溶液中的离子反应(电离、水解、溶解平衡)PPT课件.pptx

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20:571-49-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20:572-49-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，这叫做电离平衡 结合分子离子电离 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：20:573-49-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（ ）B、 NaHCO3 Na +H +CO32 CH3COOH CH3COO + H C、 HCO3 +H2O CO3 2 +H3O E、 HCO3 + H2O H2CO3 + OH F、BaCO3（固） Ba 2 +CO3 2 D、A、 H2CO3 2H + CO3220:574-49-（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）、电离平衡逆等动、定、变2、电离平衡的特征: CH3COOH CH3COO - + H+ CH3COOH +H2O CH3COO - + H3O+20:575-49-3、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 CH3COOH CH3COO - + H+ H0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20:576-49-4、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： Ka =H+ Ac- HAc Kb =NH4+ OH- NH3H2O（3）、意义： 25时 HF K=7.210 4 HAc K=1.810 5 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)10-720:577-49-HB H+ + B- 一元弱碱MOH的解离平衡为 MOH M+ + OH-Kb = c(M+) c(OH-) c(MOH)平衡（Kb称为碱解离常数）Ka = c(H+) c(B-) c(HB)平衡（Ka称为酸解离常数）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20:578-49-5、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 CH3COOH CH3COO - + H+=n（Ac-）n（HAc原）=C（Ac-） C（HAc原） =n（H+）n（HAc原）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”20:579-49-起始浓度 c 0 0转化浓度 c c c平衡浓度 c c c c Ka = c c （c- c ) = c 2 1- 当 400 0.50 x 0.50 pH = lg c( H+) = lg(3.010-3) = 3 0.47 = 2.5320:5711-49-6. 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。

NaAc = Na+ + Ac平衡移动方向AcAc HAc H+ +20:5712-49-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HAc NaCl = H+ + AcNa+ + Cl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20:5713-49-7 、多元弱酸的电离平衡H2S H+ + HS Ka1 =1.110-7HS 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 K = c(H+)2 c(S2-) c(H2S)= Ka1 Ka2 =1.1 10-21 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20:5714-49- 二、水的电离和溶液的pH1. 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lKw 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 =1.0010-12l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，水的电离不可忽略这个反应为水的质子自递反应，也就是水的电离反应，可简化为： H2O H+ + OH- H2O(酸1) +H2O (碱2) H3O+ (酸2)+OH-(碱1)20:5715-49-在稀溶液中，pH= - lgc(H+)，pOH= - lgc(OH-)25 时，pH+pOH=1425 ，稀溶液pH范围：014 pH7 溶液呈中性 pH 7 溶液呈酸性 pH 7 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pH20:5716-49-4、酸碱理论(1)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20:5717-49-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，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20:5718-49-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: 共轭酸碱对 HAc + H2O H3O+ +Ac- (电离) HAc/Ac-, H3O+/ H2OH3O+ +NH3 = H2O+ NH4 (中和) NH4 /NH3, H3O+/ H2OH2O+ CN- OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OH-H2O+ CO3 HCO3 + OH(水解) HCO 3/CO3, H2O/OH-2-+2-两性物质: 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。

20:5719-49-（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 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 20:5720-49-5、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，则溶液将失去缓冲能力20:5721-49-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：20:5722-49- 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20:5723-49-（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：电解。