1、無機化學 第六章 電解質溶液理論第二節弱酸、弱堿的電離平衡及相關計算 第三節水的電離和溶液的pH值 第四節鹽類的水解第一節電解質概述 第六章 電解質溶液理論一種物質以分子、原子或離子的形式分散在另一種物質中，形成的均勻穩定的分散體系稱為溶液。溶液也可以以氣、液、固三種狀態存在，如空氣是一種氣態溶液，一些合金屬于固態溶液，鹽水、糖水是液態溶液。通常化學工作者所考慮的是將氣體、固體或液體溶于另一種液體中所形成的液體溶液。所有溶液都是由溶質和溶劑所組成的，溶質和溶劑的定義僅有相對意義。 第一節 電解質概述在水溶液中或熔融狀態下，能導電的化合物稱為電解質，不能導電的物質稱為非電解質。當其為液態或在溶液

2、中時，非電解質不能生成能自由移動的離子，故不能導電。若從化學鍵類型來區分，電解質是由離子鍵或極性共價鍵組成的物質，通常指的是酸、堿、鹽等無機物，而絕大多數有機化合物如酒精、甘油、糖等都是非電解質。 強電解質與弱電解質一、電 離1.電解質在溶解或熔化過程中離解為能自由移動的陰、陽離子的過程稱為電離。離子化合物晶體溶于水時，極性水分子對陰、陽離子的作用及離子自身的振動使其離子鍵逐漸減弱，并進一步斷裂，即正、負電荷中心遠離，極性共價鍵斷裂，成為陰、陽離子狀態；然后離解，即在水分子作用下成為能移動的水合離子。第一節 電解質概述 強電解質與弱電解質溶液2.在水溶液中，電解質電離后，產生一定數量能自由移動

3、的陰、陽離子。當插入電極并接通外電源時，這些陰、陽離子向與其電荷相反的電極移動，并通過在兩極的得失電子過程，使得外電路中有電子流動，即產生電流，這就是電解質溶液能夠導電的原因。第一節 電解質概述 根據電解質在水溶液中導電能力的強弱，可分為強電解質和弱電解質。由于弱電解質電離程度較低，溶液中存在的陰、陽離子數量較少，故導電能力不如強電解質。電解質強弱的劃分是相對的，它們之間沒有嚴格的界限，如H2SO4在濃度較低時，是強電解質溶液，當濃度增加到一定程度時，就成了弱電解質，而弱電解質在極稀的溶液中是完全解離的。第一節 電解質概述 既然強電解質在溶液中全部解離成離子，那么電離度應為100%，溶液中不存

4、在電離平衡，但根據導電性實驗測得的數據表明，強電解質在溶液中的電離度均小于100%。這種由實驗測得的電離度稱為表觀電離度。為了解釋此矛盾現象，1923年德拜（Debye）和休克爾（H ckel）提出了強電解質溶液離子理論。第一節 電解質概述 由于離子間的相互牽制，致使離子的有效濃度表現得比實際濃度要小，通常將有效濃度稱為活度（），活度與實際濃度（c）的關系為 =fc式中，f稱為活度系數。一般情況下c(OH-), c(H+)1.010-7 moldm-3堿性溶液 c(H+)1.010-7moldm-3當兩種不同酸堿性的溶液相比時，c(H+)越大酸性越強，c(OH-)越大堿性越強第三節 水的電離和

5、溶液的pH值 第三節 水的電離和溶液的pH值溶液的pH值2.在生產和科學研究中，經常用到一些酸性很弱的溶液，其c(H+)很小，使用和記憶起來不方便。為此，通常用c(H+)的負對數來表示溶液的酸堿性，并稱之為pH，定義式為 第三節 水的電離和溶液的pH值 酸堿指示劑三、溶液的pH值除了用理論方法計算外，還可常用pH計、pH試紙和酸堿指示劑等方法測定。借助自身顏色的改變來指示溶液酸堿性的物質叫酸堿指示劑。它們大多數是有機弱酸或弱堿，這些有機弱酸溶于水后也存在電離平衡，其電離前的弱酸分子與電離后的酸根離子的顏色不同。例如，石蕊是一種有機弱酸，以HIn表示其分子式，在水溶液中存在著下列離解平衡 HIn

6、 H+ In-紅色 藍色 第三節 水的電離和溶液的pH值 第三節 水的電離和溶液的pH值 第三節 水的電離和溶液的pH值 利用酸堿指示劑的顏色變化可以粗略了解溶液的酸堿性。使用指示劑時應注意溫度及用量，用量過多會影響變色范圍。試紙是由干凈中性的濾紙在多種指示劑的混合溶液中浸透后晾干制得的，在不同的pH溶液中呈現出不同的顏色。使用時，將欲測定的溶液滳在試紙上，然后將試紙所呈現的顏色與標準比色板對照，即可確定溶液的pH值。 試紙有兩種規格廣泛試紙和精密試紙。常用的廣泛試紙能測出pH的整數位，pH從114分別對應14個顏色。如果需要更準確地測量pH值，可使用各種類型的pH計（酸度計）。pH計的具體使

7、用方法可參見分析化學部分。第三節 水的電離和溶液的pH值 各種強酸溶液（如HCl溶液）的pH值如何計算？若是極稀的強酸溶液，如果濃度小于1.010-7moldm-3,如1.010-8 moldm-3的HCl溶液的pH值是8.0嗎？為什么？思考題6-2第三節 水的電離和溶液的pH值 第四節 鹽類的水解鹽可以認為是酸堿中和反應的產物，鹽溶解在水中可能是中性的，也可能是酸性或堿性的，如Al2(SO4)3、FeCl3等的水溶液呈酸性，Na2CO3、NaAc等的水溶液呈堿性。雖然這些鹽的分子結構中不含有H+或OH- （除少數酸式鹽、堿式鹽外），但其水解產生的離子可以與水電離的離子結合，破壞了水的電離平衡

8、，使水的電離平衡發生移動，溶液呈現酸性或堿性。 鹽類的水解一、鹽電離的離子與水電離出的H+或OH-作用生成弱電解質的反應，稱為鹽的水解反應，它是中和反應的逆反應。顯然強酸強堿鹽（如NaCl、KNO3等）不會發生水解，而強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽、弱酸弱堿鹽在水溶液中都會進行水解反應。第四節 鹽類的水解 強堿弱酸鹽的水解1.例如，NaAc可看成強堿NaOH與弱酸HAc中和反應生成的鹽，其在水溶液中的水解過程為第四節 鹽類的水解 強電解質NaAc在水溶液中完全電離成Na+和Ac-，Ac-與H+結合成弱電解質HAc，同時因溶液中H+濃度減少，使H2O的電離平衡向右移動，OH-濃度不斷增加，當新平衡建立后

9、，溶液中c(OH-)c (H+)，因此溶液呈堿性。NaAc水解化學反應方程式為NaAc+H2O HAc+NaOH離子反應方程式為Ac-+H2O HAc+OH-由此可見，強酸弱堿鹽的水解，實際上是弱酸根（Ac-、F-、CN-）發生水解而溶液呈堿性。第四節 鹽類的水解 強堿弱酸鹽的水解2.NH4Cl可看成強酸HCl與弱堿NH3H2O形成的鹽，其在水溶液中的水解過程可表示為第四節 鹽類的水解 溶液中NH+4與OH-作用生成弱電解質NH3H2O，H2O的電離平衡向右移動，達到平衡后c(H+)c(OH-)，因此溶液呈酸性。水解化學反應方程式為NH4Cl+H2O NH3H2O+HCl離子反應方程式為NH+

10、4+H2O NH3H2O+H+可見強酸弱堿鹽的水解實際上只是其弱堿陽離子（NH+4）發生水解而使溶液呈酸性。第四節 鹽類的水解 弱酸弱堿鹽的水解3.例如，NH4Ac可看成弱堿NH3H2O與弱酸HAc形成的鹽，其水解過程表示為第四節 鹽類的水解 對于強酸強堿鹽，如NaCl、KNO3等，由于其溶于水完全電離出的陰、陽離子與水電離出的H+與OH-不會生成弱酸及弱堿，水的電離平衡不會因為鹽的存在而破壞，故溶液中c(H+)=c(OH-)，這類鹽的溶液呈中性。第四節 鹽類的水解 水解常數和水解度4.第四節 鹽類的水解 （2）水解度。 電解質的電離程度可用電離度表示，鹽的水解程度也可用水解度表示。一定溫度下

11、，水解反應達到平衡時，水解鹽的分子數占未水解前鹽的分子總數的百分比稱為該鹽的水解度，用符號表示，即第四節 鹽類的水解 第四節 鹽類的水解 多元弱酸鹽的水解二、多元弱酸鹽（或多元弱堿鹽）的水解是分步進行的，如Na2CO3的水解分兩步：第四節 鹽類的水解 影響鹽類水解的因素三、鹽的組成1.鹽的水解程度主要取決于鹽類本身的性質，組成鹽的弱酸或弱堿越弱，則其水解程度越大。例如，HCN的Ka要小于HAc的Ka，所以NaCN比NaAc的水解程度要大。另外，如果水解產物是溶解度很小的難溶物或揮發性氣體，更能促進水解，甚至達到完全水解，如Al2S3遇水分解而得不到水溶液：Al2S3+6H2O 2Al(OH)3+3H2S第四節 鹽類的水解 鹽的濃度2.鹽類的水解度與濃度有關，溶液越稀，水解程度越大，因此鹽溶液加水稀釋時，可促進鹽的水解。第四節 鹽類的水解 溫度3.中和反應是放熱反應，鹽類水解是酸堿中和反應的逆反應，故鹽類水解為吸熱反應。溫度升高，水解平衡向水解方向移動，故加熱可促進鹽的水解。所以配制易水解鹽的溶液時不宜加熱溶解。第四節 鹽類的水解 溶液的酸度4.鹽類的水解可以改變溶液的酸堿性，若在鹽溶液中加入適量的酸或堿，則會由于同離子效應使鹽的