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3.2  溶液

ø  3.21 溶液的濃度

ø  3.22 溶液的通性

ø  3.23 弱電解質(zhì)的解離平衡

ø  3.24 鹽的水解反應(yīng)

ø  3.25 難溶電解質(zhì)的容度積和溶解度

3.21 溶液的濃度

溶液濃度的表示方法：通常將一定量溶劑或溶液中所含溶質(zhì)的量稱為溶液的濃度。 有如下幾種表示方法

質(zhì)量摩爾濃度一千克溶劑中含有的溶質(zhì)的物質(zhì)的量 單位: mol·kg^-1

物質(zhì)的量濃度一升溶液中含有的溶質(zhì)的

物質(zhì)的量 單位：mol.l^-1

質(zhì)量濃度一升溶液中含有溶質(zhì)的質(zhì)量

單位：kg.m^-3

3.22  溶液的通性（常考點）

知識點一、蒸汽壓下降

知識點二、沸點上升、凝固點降低

知識點三、滲透壓

知識點一、蒸氣壓下降（常考點）

在溶液中，溶質(zhì)都是以單個分子或離子狀態(tài)存在的，整個溶液是一個單分散系統(tǒng)。

溶液有一定的通性，跟溶質(zhì)的粒子數(shù)有關(guān)，與溶質(zhì)本性無關(guān),我們叫溶液的依數(shù)性。

飽和蒸氣壓:一定溫度下，氣液兩相處于平衡狀態(tài)的蒸氣的壓強

蒸氣壓下降：含有難揮發(fā)性溶質(zhì)的溶液的蒸氣壓總是低于同溫度下純?nèi)軇┑恼魵鈮骸?/span>

濃度越大，蒸氣壓下降越多

拉烏爾定律

稀溶液       純?nèi)軇?/span> *溶劑的摩爾分?jǐn)?shù)

知識點二、沸點上升和凝固點下降（常考點）

沸點：液體的蒸氣壓等于外界壓力的時的溫度

凝固點：固態(tài)蒸氣壓等于液態(tài)蒸氣壓時的溫度

沸點升高，凝固點降低根本原因就是蒸氣壓下降

△t_b=k_bm_b(m_b為b的質(zhì)量摩爾濃度) k_b k_f常數(shù)

△t_f=k_fm_b        

知識點三、滲透壓（常考點）

半透膜的選擇性：有選擇的允許水或某些分子透過，不允許其他分子透過。

滲透現(xiàn)象：使兩種不同濃度溶液間產(chǎn)生水的擴散現(xiàn)象。

稀溶液中的水向濃溶液中滲透，使?jié)馊芤后w積增大，液面上升，滲透作用達到平衡。

滲透壓：半透膜兩邊的靜壓力差。越濃滲透壓越大

反滲透：外加在溶液上的壓力超過了滲透壓，逆進行。

3.23 弱電解質(zhì)的解離平衡（常考點）

知識點一、水的離子積和溶液的酸堿性

知識點二、弱酸弱堿的解離平衡

知識點三、同離子效應(yīng)

知識點四、多元弱酸的分步解離

知識點五、緩沖溶液

知識點一、水的離子積和酸堿性（常考點）

1.  在純水或稀溶液中，水有微弱的電離

     h₂o           h⁺ +oh^-   

純水中 c(h+)=c(oh-)+1×10^-7mol/l

[h⁺][oh^-] ＝ k_w    ＝ 1×10^-14  k_w 為水的離子積常數(shù)

水溶液中, [h⁺]和[oh^-]的乘積不變. 水電離屬于化學(xué)平衡.

2.  溶液的ph

 [h⁺] ＞[oh^-]        酸性                 ph ＜ 7

 [h⁺] ＝ [oh^-]       中性                 ph ＝ 7

 [h⁺] ＜[oh^-]        堿性                 ph ＞7 

ph +poh  =14 

知識點二、弱酸堿的解離平衡（常考點）

一元弱酸如乙酸，弱堿如氨水，它們在水溶液中只是部分電離，絕大部分以未解離的分子存在，溶液中始終存在著分子與離子的平衡，稱為解離平衡

      hac      h⁺ +    ac^-

t=0時:c                    0       0

t =t時: c-[h  ⁺]           [h ⁺]    [ac ^- ]

解離常數(shù)

求一元弱酸中[h⁺]精確公式

一元弱堿 

 

與hac的電離程度相當(dāng)

知識點三、同離子效應(yīng)（常考點）

弱電解質(zhì)在水中存在著電離平衡:

結(jié)果導(dǎo)致平衡逆向移動     

在弱電解質(zhì)溶液中加入具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度減小的現(xiàn)象

                                    ¾同離子效應(yīng)

知識點四、多元弱酸的分布解離（常考點）

在溶液中能電離出多個h⁺的酸—多元酸。

多元酸在溶液中是分步電離的：     多重平衡

①hs^-對h⁺的吸引﹥h₂s對h⁺的吸引；                               

②第一級電離的h⁺對第二級有抑制]

當(dāng)  ka1/ka2>100 第二級可忽略(數(shù)量)。

∴ 溶液中h⁺主要是由一級電離產(chǎn)生的,可作近似處理。

例、室溫下，h₂s氣體在水中的飽和濃度為0.1mol/l。試計算h₂s飽和溶液中[h⁺]、[hs^-]和[s^2-]。

解：h₂s屬于二元弱酸.

k_a1=1.1×10^-7；k_a2=1.3×10^-13

 可忽略二級電離，當(dāng)一元弱酸處理：

   h₂s     h⁺ + hs^-

  0.1-x                  x     x

 

代入計算得: [h⁺]=1.05x10^-4   [hs^-]=1.05x10^-4 mol/l

②  hs^-         h⁺ + s^2-

二元弱酸酸根b^2-濃度近似等于k_a2 !

知識點五、緩沖溶液 （常考點）

一般水溶液加入少量濃酸堿，或用水稀釋，ph值已發(fā)生明顯的變化。而許多化學(xué)反應(yīng)或生產(chǎn)過程要求一定的ph范圍

弱酸與弱酸鹽，弱堿與弱堿鹽組成的混合液具有這種緩沖作用。具有保持ph相對穩(wěn)定作用的溶液稱為緩沖溶液

緩沖溶液的緩沖能力也是有一定限度的。

常見的緩沖溶液：

① 弱酸—弱酸鹽             ② 弱堿—弱堿鹽

hac + naac                 nh₃+nh₄cl

h₂co₃ + nahco₃

h₃po₄ + nah₂po₄

抗酸抗堿之定性解釋

\它能對抗溶液中h⁺濃度的變化，從而對溶液的酸度起到穩(wěn)定作用。

3.24  鹽類的水解反應(yīng)

知識點一、強堿弱酸鹽的水解反應(yīng)

知識點二、強酸弱堿鹽的水解反應(yīng)

知識點三、弱酸弱堿鹽的水解反應(yīng)

知識點四、多元弱酸鹽的分步水解

3.24  鹽類的水解反應(yīng)（常考點）

鹽的水溶液似乎都應(yīng)該是中性的(如nacl、kcl溶液),但其實不然！？事實上，鹽在水中得到的溶液可能是中性、酸性或者堿性

na₂co₃、naac的水溶液顯堿性，能使紅色石蕊變藍。

nh₄cl、fecl₃的水溶液顯酸性，能使藍色石蕊變紅。

nh₄ac水溶液顯中性。

這種現(xiàn)象是由于在溶液中鹽離解產(chǎn)生的離子與水作用,使水的電離平衡發(fā)生移動從而改變?nèi)芤旱乃釅A性 ——鹽的水解。

鹽的水溶液的酸堿性，取決于鹽的類型。

知識點一、弱酸強堿鹽（常考點）      

naac是強電解質(zhì),溶于水完全電離:

naac  ¾¾® na⁺ + ac^-

代表水解程度的大小。水解平衡常數(shù)

由上可知,  naac的水解實際上是ac^-的水解, 它涉及hac與h₂o的電離平衡。

而任何水溶液中都有:

 

弱酸強堿鹽的水解程度與弱酸的酸性成反比

 

 

可以導(dǎo)出平衡常數(shù)

 

 

 

知識點五、影響鹽類水解的因素

①組成鹽的酸（或堿）越弱（ka值越小），水解度越大;

②鹽的濃度越稀，其水解程度越大;

③溫度越高，水解度越大。

3.25  難溶電解質(zhì)的溶度積和溶解度（常考點）

知識點一、溶度積常數(shù)

知識點二、溶解度和溶度積的相互換算

知識點三、溶度積規(guī)則

知識點四、分步沉淀

知識點五、沉淀的溶解

知識點六、沉淀的轉(zhuǎn)化

知識點一、溶度積常數(shù)（常考點）

1、溶解—沉淀平衡

各種物質(zhì)在水中的溶解度差別很大。

溶解度s＜0.01g/100gh₂o的物質(zhì)—不溶物(難溶物).

影響物質(zhì)溶解度的因素：

內(nèi)因：化學(xué)鍵；分子間作用力；離子的極化等.

外因：溶劑；溫度；共存離子；酸度等.

達成動態(tài)平衡— 沉淀平衡.

按質(zhì)量作用定理, 平衡時:

 

溫度一定時, k為一常數(shù), [baso₄]也為一常數(shù).

[ba²⁺][so₄^2-]= k_sp   溶解積常數(shù) (溶度積)

難溶電解質(zhì)（ambn）溶解平衡的通式

k_sp(ambn)=[aⁿ⁺]^m[b^m+]ⁿ/(c    )^m+n

難溶電解質(zhì)固體和它的飽和溶液在平衡時的平衡常數(shù).

k_sp 隨溫度上升而增大。

例、已知k_sp,agcl＝ 1.77 ´ 10^-10， k_sp,ag2cro4＝ 1.12 ´ 10^-12，試求agcl和ag₂cro₄的溶解度

解：(1) 設(shè)agcl的溶解度為s₁（mol/l),   則:

 

(2) 設(shè)ag₂cro₄的溶解度為s₂, 則:  

    ag₂cro₄(s)           2ag⁺  +   cro₄^2-

  平衡時                2s₂                s₂

2.  a₂b 型或ab₂型

不適用于易水解的難溶電解質(zhì)和難溶弱電解質(zhì)及在溶液中易以離子形式存在的難溶電解質(zhì)

知識點三、容度積規(guī)則（常考點）

任意時刻離子濃度之積：[ag⁺] ^· [cl^-] = q _i

離子積(反應(yīng)商)

當(dāng) q _i = k_sp 時,  飽和溶液.。無沉淀析出.  處于動態(tài)平衡.

當(dāng) q _i ＜ k_sp,  不飽和溶液.  沉淀溶解至飽和(q_i=k_sp)為止.

當(dāng) q _i ＞ k_sp,  過飽和溶液. 生成新沉淀至飽和(q_i=k_sp)為止.

知識點四、分步沉淀（常考點）

在含有0.1mol/l的c1^-和i^-的混合溶液中：逐滴加入agno₃溶液,

現(xiàn)象

先生成黃色的agi, 再生成白色的agc1

這種先后沉淀的現(xiàn)象稱為分步沉淀

若想知道哪種離子先沉淀，需計算沉淀哪種沉淀需要的銀離子少，說明：生成沉淀所需試劑離子濃度越小越易沉淀

 

 

 

知識點五、沉淀溶解（常考點）

離子積  [a^b+ ]^{a ·} [b^a- ]^b = q _i<ksp

沉淀溶解的唯一必要條件！

1、由弱電解質(zhì)生成使沉淀溶解

1）由弱酸所形成的難溶鹽：caco₃，fes，ca₃(po₄)₂

由弱酸所形成的難溶鹽可以溶解于強酸溶液中!

2）難溶于水的氫氧化物都能溶于酸：

                

                                                     

由難溶水的氫氧化物可以溶解于強酸溶液中!

2.氧化還原反應(yīng)使沉淀溶解

雙管齊下!

3、生成配位化合物使沉淀溶解

知識點六、 沉淀的轉(zhuǎn)化 （常考點）

欲將caso₄溶解，但由于 caso₄ 是難溶的強酸鹽，不能用強酸溶解。現(xiàn)考慮將 caso₄ 沉淀轉(zhuǎn)化為 caco₃ 沉淀，則可以用強酸溶解。這種將一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過程稱為沉淀的轉(zhuǎn)化。

將caso₄置于na₂co₃溶液中，體系中存在以下平衡

 

沉淀轉(zhuǎn)化的總反應(yīng)為   

        caso₄ + co₃^2－ caco₃ + so₄^2－