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辽宁中医药大学杏林学院讲稿 课程名称：无机化学 第六章 电解质溶液 6-1 水的解离与溶液的pH值 6-1-1 酸碱的解离理论 　　酸碱的解离理论1884年瑞典化学家阿仑尼乌斯（S.A.Arrhenius,1859～1927年）提出的酸碱理论认为：酸是在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H+）①的化合物；碱是在水溶液中最离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH-）的化合物。酸碱中和反应的实质就是H+和OH-结合为H2O的反应。酸碱的相对强弱可以根据它们在水溶液中电离出H+或OH-程度的大小来衡量。 ①水溶液中的氢离子实际上是质子(H+) 和水结合生成的H3O+离子及其水合离子，但书写时除非必须注明其物态，一般仍可简写为H+。 6-1-2 水的解离反应和溶液的pH值 1. 水的解离反应　　用精密的电导仪测量，发现纯水有极微弱的导电能力。其原因是水有微弱的解离，使纯水中存在极微量的H3O+和OH-。经实验测知，298.15K时纯水中c(H+)和c(OH-)均为1.0×10-7 mol·L-1。研究揭示，在纯水或稀溶液中，存在着水的解离平衡： 年 月 日 x0404-08 辽宁中医药大学杏林学院讲稿 课程名称：无机化学 H2O(1 ) H+(aq) + OH-(aq) 而且 {c(H+)/cθ}{c(OH-)/cθ}= 称为水的离子积。与其它平衡常数一样，是温度的函数。不同温度下水的离子积见表6-1。 表6-1 不同温度下水的离子积 t/℃ 5 10 20 25 50 100 /10-4 0.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.1 2. 溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小:　酸性溶液　　c(H+) ＞ 1.0×10-7 mol·L-1 ＞ c(OH-)　纯水(或中性溶液)　　c(H+) = 1.0×10-7 mol·L-1 = c(OH-)　碱性溶液　　　　　 c(H+) ＜ 1.0×10-7 mol·L-1 ＜ c(OH-)当溶液中c(H+)或c(OH-)小于1 mol·L-1时,用浓度直接表示溶液的酸碱性显得不方便, 可采用pH表示之: pH=-lg{c(H+)/cθ} 根据 ；pH=-lg{·cθ/c(OH-)} 则 pH= p - pOH = 14 - pOH 　　　　酸性溶液　　　　　　　pH＜7　　　　纯水(或中性溶液)　　　pH=7　　　　碱性溶液　　 　　　　pH＞7 [例6-1] 比较下列溶液的pH值 年 月 日 x0404-08 辽宁中医药大学杏林学院讲稿 课程名称：无机化学 (1) 0.10 mol·L-1的HOAc溶液；(2) 纯水 ；(3) 0.10 mol·L-1 NH3·H2O溶液。 解：(1) 0.10 mol·L-1HOAc溶液中:c(H+)=1.34×10-3mol·L-1 ,pH=-lg[c(H+)/cθ]=-lg(1.34×10-3)=2.87 　　(2) 在纯水中:　c(H+)=1.0×10-7mol·L-1 ,pH=-lg{c(H+)/cθ}=-lg(1.0×10-7)=7.0 (3) 0.10 mol·L-1NH3·H2O溶液中:　　 c(OH-)=1.32×10-3mol·L-1 　pH=14-pOH 　pOH=14 + lg{c(OH-)/cθ}= 14 + lg(1.32×10-3) = 14 + 0.12-3 = 11.12 3. 常见指示剂及其变色范 酸碱指示剂 变色范围 酚酞 8.0-9.6 百里酚蓝 1.2-2.8 8.0-9.6 甲基橙 3.1-4.4 广泛试纸(pH试纸)的pH值及其相应的颜色 6-2 弱电解质的解离反应 　6-2-1 解离平衡和解离常数 解离平衡 根据阿仑尼乌斯电离理论，弱电解质在水溶液中是部分 年 月 日 x0404-08 辽宁中医药大学杏林学院讲稿 课程名称：无机化学 解离的，在溶液中存在已解离的弱电解质的组分离子和未解离的弱电解质分子之间的平衡，这种平衡称为解离平衡。例如 一元弱酸（HA）的水溶液中存在的平衡 　HA(aq) H+（aq) + A-(aq)　　解离平衡常数 (ionization equilibrium constants) 根据