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溶液电解质
溶液,电解质
一、电离平衡常数
(一)对弱电解质AB当电离平衡时ABA++B
电离平衡常数Ki=
只随温度变化而变。
通常Ka表示酸的电离常数,Kb表示碱的电离常数。
(二)稀释定律Ki=c2或=
,当Ki很小(Ki<104)、<5%·
400时适用。
如CH3COOH,[H+]=c=
(三)对于多元弱酸,水溶液的酸碱性主要由第一步电离决定[H+]=
,二价阴离子的浓度等于第二级电离常数,但对三级或四级的电离并不适用。
二、弱电解质的电离度
(一)对于弱电解质,在一定条件下,ABA++B,当V1=V2时,达到电离平衡,此时它的电离度才有定值,并有量化表示。
电离度的定义式是
=
100%
(二)影响电离度的因素
1、内因——物质的本性2、外因——浓度、温度等
三、酸碱质子理论
凡能给出质子(H+)的物质是酸;凡能接受质子的物质是碱;既能给出质子,又能接受质子的物质既可作为酸又可作为碱。
如HCl、NH+4等是酸,Cl、NH3、SO42等是碱,HCO3、HS、H2PO4、H2O等既可作为酸又可作为碱。
四、沉淀——溶解平衡
(一)溶度积
电解质的溶解度在每100g水中为0.1g以下的,称为微溶电解质。
在一定温度下,当水中的微溶电解质MA溶解并达到饱和状态后,固体和溶解于溶液中的离子之间就达到两相之间的溶解平衡:
MA(s)==M++A-
s表示固体,根据化学平衡原理:
K=[M+][A-]/[MA(s)]
[MA(s)]是常数,可以并入常数项中,得到
[M+][A-]=K[MA(s)]=Ksp①
①式表明:
在微溶电解质的饱和溶液中,温度一定时,各离子浓度幂之乘积为一常数,称为溶度积常数,简称溶度积。
用符号Ksp表示。
对于MmAn型电解质来说,溶度积的公式是
[M]m[A]n=Ksp②
应该指出:
溶度积的大小与溶解度有关,它反映了物质的溶解能力。
对同类型的微溶电解质,如AgCl,AgBr,AgI,BaSO4,PbSO4,CaCO3,CaC2O4等,在相同温度下,Ksp越大,溶解度就越大;Ksp越小,溶解度就越小。
对于不同类型的微溶电解质,不能认为
溶度积小的,溶解度都一定小。
如Ag2CrO4的溶度积(Ksp=1.1×10-12)比CaCO3的溶度积(Ksp=2.8×10-9)小,但Ag2CrO4的溶解度(6.5×10-5mol·L-1)却比CaCO3的溶解度(5.29×10-5mol·L-1)大。
因此,以Ksp大小比较溶解度大小时,只有在同类型的电解质之间才能直接比较,否则要通过计算。
(二)影响微溶电解质溶解度的因素
影响微溶电解质溶解度的因素较多,这里只讨论有其他电解质存在时对溶解度的影响。
1.同离子效应
在微溶电解质溶液中,加入含有同离子的强电解质时,微溶电解质多相平衡将发生移动。
例如,在AgCl的饱和溶液中加入AgNO3,由于Ag+浓度增大,平衡将向生成AgCl沉淀的方向移动,即降低了AgCl的溶解度。
2.盐效应
如果在微溶电解质溶液中加入不含同离子的强电解质,则微溶电解质的溶解度会增加。
例如,AgCl在KNO3溶液中要比在纯水中的溶解度大,这种结果称为“盐效应”。
(三)沉淀的生成和溶解
在某微溶电解质溶液中,各有关离子浓度幂之乘积称为离子积。
对于MmAn微溶电解质来说,溶液中[M]m[A]n称为它的离子积,它可以是任意数值,不是常数,因为并未注明是饱和溶液。
离子积和溶度积两者的概念是有区别的。
①当溶液中[M]m[A]n<Ksp时,是未饱和溶液,如果体系中有固体存在,将继续溶解,直至饱和为止;②当[M]m[A]n=Ksp时,是饱和溶液,达到动态平衡;③当[M]m[A]n>Ksp时,将会有MmAn沉淀析出,直至成为饱和溶液。
以上三点称为溶度积规则,它是微溶电解质多相离子平衡移动规律的总结。
根据溶度积规则可以控制离子浓度,使沉淀生成或溶解。
1.沉淀的生成
根据溶度积的规则,在微溶电解质溶液中,如果离子积大于溶度积常数Ksp,就会有沉淀生成。
因此,要使溶液析出沉淀或要沉淀得更完全,就必须创造条件,使其离子积大于溶度积。
2.沉淀的溶解
根据溶度积原理,沉淀溶解的必要条件是溶液中离子积小于溶度积Ksp。
因此,创造一定条件,降低溶液中的离子浓度,使离子积小于其溶度积,就可使沉淀溶解。
使沉淀溶解的常用方法主要有三种:
(1)加入适当试剂,使其与溶液中某种离子结合生成弱电解质。
(2)加入适当氧化剂或还原剂,与溶液中某种离子发生氧化—还原反应。
(3)加入适当试剂,与溶液中某种离子结合生成配合物。
五、缓冲溶液
1、缓冲溶液——PH值十分稳定,能抵御外来酸、碱溶液。
2、缓冲剂——能组成缓冲溶液的物质。
任何弱酸和弱酸盐或弱碱和弱碱盐都可配制成缓冲溶液。
如CH3COOH和CH3COONa,NH3·H2O和NH4CL,H2CO3和NaHCO3。
3、缓冲溶液PH值的计算公式
弱酸和弱酸盐组成的缓冲溶液pH=pKa+lg
弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液pOH=pKb+lg
典型例题
第一节电离平衡
例1、某物质的水溶液能导电,且该物质属于非电解质,溶于水时化学键被破坏的是()
(A)液溴(B)干冰(C)蔗糖(D)硫酸钡
[解析]A、液溴(Br2)是单质,既不是电解质,也不是非电解质,不合。
B、干冰(CO2)溶于水与水反应生成H2CO3、H2CO3能电离产生自由移动的离子,所以CO2的水溶液能导电,但CO2是非电解质,溶于水时生成H2CO3化学键被破坏,故B符合题意。
C、蔗糖的水溶液不导电,不合。
D、硫酸钡难溶于水,但硫酸钡是电解质,不合。
答案为B。
例2、甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是()
(A)1mol/L的甲酸溶液的PH约为2
(B)甲酸与水以任意比例互溶
(C)10mLmol/L甲酸恰好与10mL/LNaOH溶液完全反应
(D)在相同条件下,甲酸的导电性比强酸溶液的弱
[解析]弱电解质溶于水只能部分电离。
A中lmol/L甲酸溶液若完全电离,[H+]=1mol/L,PH=0,而已知PH=2说明只部分电离了。
B只叙述了甲酸在水中的溶解性。
C只说明甲酸具有酸性,且为一元酸,未涉及酸性的强弱。
D在相同条件,弱电解质部分电离,溶液中离子少,故导电性弱于强电解质。
故选A、D。
例3、根据酸碱质子理论,判断下列微粒哪些既可作酸,又可作碱?
H2SHS-、OH、CO32、H2PO4、NH4+、H2S、HF、H2OH3PO4
[解析]根据酸碱质子理论酸碱+H+即可判断:
H2SHS+H+HCO3CO32+H+NH4+NH3+H+
HSS2+H+H2PO4-HPO42-+H+HFF+H+
H2OOH+H+H3PO4H2PO4+H+H3O+H2O+H+
由上式可知:
可作酸的有H2S、NH4+、HF、H3PO4;可作碱的有S2、OH、CO32、F;既可作为酸,又可作为碱的有HS、H2O、H2PO4
第二节电离度
例1、A和B为同温度下的两种稀氨水。
A溶液的浓度是cmol/L,电离度为1,B溶液中[NH4+]为cmol/L,电离度为2,则下列判断中错误的是()
(A)A溶液中的[OH]是B溶液中的[OH]的1倍(B)1>2
(C)B溶液的物质的量浓度可表示为
mol/L(D)[OH]A>[OH]B
[解析]NH3·H2ONH4++OH,由电离度概念得[OH]=c则[OH]A=cAA=c1,[OH]B=CBCB=Cb2,又[OH]B=[NH4+]B=c,则CB=
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