内容发布更新时间 : 2024/12/27 15:09:46星期一 下面是文章的全部内容请认真阅读。
第三章 电解质溶液和离子平衡
教学要求：
1.掌握强电解质理论。 解缓冲溶液的原理和配制方法，
3.掌握盐类的水解及有关计算。
4.了解沉淀溶解平衡的特点，掌握有关溶度积的计算和溶度积规则的应用等。 教学时数：14学时
2.掌握各种弱电解质的电离平衡，弱酸弱碱溶液的酸碱度计算，了
第一节 强电解质溶液
1.1常根据电离度的大小电解质相应的分为强电解质和弱电解质。
1. 电解质：在水溶液中或在熔化状态下能导电的化合物叫做电解质。 2. 强电解质：在水溶液中能全部离解成离子的电解质叫强电解质。 3. 弱电解质：在水溶液中只一部分离解的电解质叫做弱电解质。 4. 离子氛
1923年，德拜和休格尔提出强电解质理论。其要点： ① 强电解质在水中是完全电离的。
如离子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等 强极性键化合物：HCl，H2SO4 （H+ + HSO4-）等
②离子之间相互作用，使离子的行动并不自由。离子在溶液中的运动受到周围离子氛的牵制。阳离子周围有阴离子氛，阴离子周围有阳离子氛，并非完全自由。离子氛示意图
5. 表观电离度：由于离子间的互相牵制，实验测得的离解度（通常都小于100%）。如KCl为86%。通常强电解质的表观电离度大于30%。
电 解 质 电 离 式 表观电离度% 氯 化 钾
KCl→K++Cl-
86 40 92 92 61 91 81
硫 酸 锌 ZnSO4→Zn2++SO42- 盐 酸 硝 酸 硫 酸 氢氧化钠
HCl→H++Cl- HNO3→H++NO-3 H2SO4→H++HSO4- NaOH→Na++OH-
氢氧化钡 Ba(OH)2→Ba2++2OH-
第二节 水的电离和溶液的pH值
2.1 水的离解平衡
实验表明，纯水也有微弱的导电性 1. 水的离解平衡：
H2O H+ + OH
-
{c(H+)/cΘ} ·{c(OH -)/ cΘ} c‘(H+) ·c’(OH -)
K = Θ =
c‘(H2O) {c(H2O)/ c} Θ
式中: c‘为物种浓度c与标准浓度cΘ的比值，其量纲为1；而c的量纲为mol·L-1。 2. 水的离子积：
因为水的浓度为：c（H2O）= (1000g·L-1)/(18.0g·mol-1) = 55.6 mol·L-1
所以: KWΘ = KΘ·c‘(H2O) = c‘(H+) ·c’(OH-)
又因为H2O的电离极弱，电离掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数。
∴ [H+] [OH-] = K[H2O] = Kw Kw：常数
水的离子积随温度升高而稍有增加,其数值列于P44的表3-2中，在25℃时，
KWΘ = 1.00×10-14.
也就是说， 在25℃时，在1升水中仅有1.00×10-7mol的水发生了离解。
2.2溶液的酸碱性和pH
1. 溶液的pH与酸碱性:
溶液酸碱性的pH表示法:
pH = -lg c(H+) pOH = -lg[OH - ] 25℃时，pH + pOH = pKw =14（25℃）
[H+] ≤ 1mol/L，[OH-] ≤ 1mol/L时：
[H+] = [OH -]时，中性， [H+] = 10-7，PH = 7 [H+] ﹥ [OH -]时，酸性， [H+]﹥10-7，PH ﹤7 [H+] ﹤ [OH -]时，碱性， [H+]﹤10-7，PH ﹥ 7 2. 对纯水或在纯水中加入酸、碱或其它物质（浓度较稀）都适用。 在纯水中加入酸，[H+]↑，[OH-]↓，
在纯水中加入碱，[OH-]↑，[H+]↓，而[H+][OH-] = Kw不变
例1：已知 [H+] = 5.6×10-5mol/L， 则pH = 5 - lg5.6 = 4.25 已知pH = 0.25, 则[H+] = 10-0.25 = 0.562mol/L
例2：0.050 mol·L-1的HCl溶液的pH和 pOH. 解: HCl →H+ + Cl-, c (H+) ≤ 0.050 mol·L-1. pH = -lg c’ (H+) = -lg 0.050 = - [-2 + 0.70] = 1.30. pOH = pKWΘ – pH = 14.00 – 1.30 = 12.70.
2.3 酸碱指示剂
酸碱指示剂是一种有机染料，为有机弱酸或弱碱,它们的分子或离子在不同的pH值时，因为本身结构变化而呈现不同的颜色。
P45的图3-2列出了：甲基橙(红3.1~橙~4.4黄)、甲基红(红4.4~橙~6.2黄)、 石蕊(红5.0~紫~8.0蓝)、酚酞(无8.2~粉红~10.0红)等4种酸碱指示剂的变色范围
第三节 弱酸弱碱的电离平衡
3.1 一元弱酸、弱碱的离解平衡