竞赛群资料-清北溶液电解质

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AB A+B?电离平衡常数Ki=

+

[?][B?]只随温度变化而变。 AB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=c?或?=

2

Kic4

，当Ki很小(Ki<10?)、?<5%·?400时适用。如cKiCH3COOH，[H]=c?=Kac

(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]=K1C，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

v1 +

?

(一)对于弱电解质，在一定条件下，AB Av2 +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

?=

已电离的电解质的量?100%

原电解质的总量+

+

(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、NH4等是酸，Cl?、NH3、SO4?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100 g水中为0.1 g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

+

+

2

+

+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）］=Ksp ①

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］［A］=Ksp ②

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积(Ksp=2.8×10)小，但Ag2CrO4的溶解度(6.5×10 mol·L(5.29×10 mol·L

-5

-1-9

-5

-1

-12

m

n

）比CaCO3的溶度

)却比CaCO3的溶解度

)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］［A］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］［A］＜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］［A］ =Ksp时，是饱和溶液，达到动态平衡；③当［M］［A］＞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

m

n

m

n

m

n

m

n

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

c盐c碱

弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液 pOH=pKb+lg

c盐c碱

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)10mL mol/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？H2S HS-、OH? 、CO32?、H2PO4?、NH4+、H2S、HF、H2O H3PO4

[解析] 根据酸碱质子理论 酸 碱+H+ 即可判断：

H2S HS?+H+ HCO3? CO32?+H+ NH4+ NH3+H+ HS? S2?+H+ H2PO4- HPO42-+H+ HF F?+H+ H2O OH?+H+ H3PO4 H2PO4?+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

cmol/L (D)[OH?]A>[OH?]B ?2c，显然，cB>cA，根据浓度越小，电离?2[解析] NH3·H2O NH4++OH?，由电离度概念得[OH?]=c?则[OH?]A=cA?A=c?1，[OH?]B=CBCB=Cb?2，又[OH?]B=[NH4+]B=c，则CB=

度越大得?B

第三节 电离平衡常数

例1、在25?C时CH3COOH 的Ka=1.76?10?5，则0.1mol/LCH3COOH溶液中[H+]是 ，电离度为 ；0.2mol/LCH3COOH溶液中[H+]是 ，电离度为 ；浓度为1?10?5mol/LCH3COOH溶液中[H+]是 ，电离度为 。

[解析]：当

c酸Ka?400时可直接用[H+]=Kac酸计算，若c酸Ka<400，则应根据

[CH3COO?][H?]Ka=，解方程进行计算。

[CH3COOH]

(1)c(HAc)=0.1mol/L，

01.176.?10?5=5.6?105>400，可直接由[H+]=Kac酸计算。

[H+]=1.76?10?5?0.1=1.33?10?3mol/L

[H?]133.?10?3?=?100%=1.33% ?c01.0.2(2)c(HAc)=0.2mol/L，=1.12?106>400，可直接由[H+]=?5176.?10.?10?5?0.2=1.88?10?3mol/L [H+]=176Kac酸

[H?]188.?10?3?=?100%=0.94% ?c0.2(3)c(HAc)=1?10?5mol/L，

1?10?5176.??5<400，不可用[H+]=Kac酸

设已电离产生的[H+]为x

CH3COOH CH3COO?+H+ 平衡浓度 10?5?x x x 忽略水电离的[H+]，则

x210?x?5=Ka=1.76?10?5

解得 x=7.2?10?6mol/L>10?7mol/L 第四节 水的电离和溶液PH

例1、25C时，pH=5和pH=3的两种盐酸以1:2体积比混合，该混合液的pH值为( ) (A)3.2 (B)4.0 (C)4.2 (D)5.0

[解析]混合后H+的物质的量和溶液的体积发生了变化，先求[H+]，再求PH值，设两者的体积分别为V和2V(单位：L)，则混合后

[H+]=

10?5mol/L·V?10?3mol/L·2V=6.7?10?4mol/L

3V．

pH=?lg(6.7?10?4)=3.2 选A

例2、25?C时将pH=2.0的盐酸和PH=13.0的氢氧化钡溶液等体积混合后，pH值为 。

[解析]酸碱混合，应先判断反应是正好进行还是H+过量或OH?过量，求出反应后的[H+]或[OH?]，再求pH值。

pH=2.0。[H+]=1.0?10?2mol/L