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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 弱電解質的解離平衡

ø  3.24 鹽的水解反應

ø  3.25 難溶電解質的容度積和溶解度

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的量稱為溶液的濃度。 有如下幾種表示方法

質量摩爾濃度一千克溶劑中含有的溶質的物質的量 單位: mol·kg^-1

物質的量濃度一升溶液中含有的溶質的

物質的量 單位：mol.l^-1

質量濃度一升溶液中含有溶質的質量

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，溶質都是以單個分子或離子狀態存在的，整個溶液是一個單分散系統。

溶液有一定的通性，跟溶質的粒子數有關，與溶質本性無關,我們叫溶液的依數性。

飽和蒸氣壓:一定溫度下，氣液兩相處于平衡狀態的蒸氣的壓強

蒸氣壓下降：含有難揮發性溶質的溶液的蒸氣壓總是低于同溫度下純溶劑的蒸氣壓。

濃度越大，蒸氣壓下降越多

拉烏爾定律

稀溶液       純溶劑 *溶劑的摩爾分數

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：固態蒸氣壓等于液態蒸氣壓時的溫度

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的質量摩爾濃度) k_b k_f常數

△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。

滲透現象：使兩種不同濃度溶液間產生水的擴散現象。

稀溶液中的水向濃溶液中滲透，使濃溶液體積增大，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

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

水溶液中, [h⁺]和[oh^-]的乘積不變. 水電離屬于化學平衡.

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

求一元弱酸中[h⁺]精確公式

一元弱堿 

 

與hac的電離程度相當

知識點三、同離子效應（常考點）

弱電解質在水中存在著電離平衡:

結果導致平衡逆向移動     

在弱電解質溶液中加入具有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度減小的現象

                                    ¾同離子效應

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  ka1/ka2>100 第二級可忽略(數量)。

∴ 溶液中h⁺主要是由一級電離產生的,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值已發生明顯的變化。而許多化學反應或生產過程要求一定的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定作用。

3.24  鹽類的水解反應

知識點一、強堿弱酸鹽的水解反應

知識點二、強酸弱堿鹽的水解反應

知識點三、弱酸弱堿鹽的水解反應

知識點四、多元弱酸鹽的分步水解

3.24  鹽類的水解反應（常考點）

鹽的水溶液似乎都應該是中性的(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。

這種現象是由于在溶液中鹽離解產生的離子與水作用,使水的電離平衡發生移動從而改變溶液的酸堿性 ——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,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

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

 

 

可以導出平衡常數

 

 

 

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  難溶電解質的溶度積和溶解度（常考點）

知識點一、溶度積常數

知識點二、溶解度和溶度積的相互換算

知識點三、溶度積規則

知識點四、分步沉淀

知識點五、沉淀的溶解

知識點六、沉淀的轉化

知識點一、溶度積常數（常考點）

1、溶解—沉淀平衡

各種物質在水中的溶解度差別很大。

溶解度s＜0.01g/100gh₂o的物質—不溶物(難溶物).

影響物質溶解度的因素：

內因：化學鍵；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.

達成動態平衡— 沉淀平衡.

按質量作用定理, 平衡時:

 

溫度一定時, k為一常數, [baso₄]也為一常數.

[ba²⁺][so₄^2-]= k_sp   溶解積常數 (溶度積)

難溶電解質（ambn）溶解平衡的通式

k_sp(ambn)=[aⁿ⁺]^m[b^m+]ⁿ/(c    )^m+n

難溶電解質固體和它的飽和溶液在平衡時的平衡常數.

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agcl的溶解度為s₁（mol/l),   則:

 

(2) 設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和難溶弱電解質及在溶液中易以離子形式存在的難溶電解質

知識點三、容度積規則（常考點）

任意時刻離子濃度之積：[ag⁺] ^· [cl^-] = q _i

離子積(反應商)

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

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

當 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,

現象

先生成黃色的agi, 再生成白色的agc1

這種先后沉淀的現象稱為分步沉淀

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。現考慮將 caso₄ 沉淀轉化為 caco₃ 沉淀，則可以用強酸溶解。這種將一種沉淀轉化為另一種沉淀的過程稱為沉淀的轉化。

將caso₄置于na₂co₃溶液中，體系中存在以下平衡

 

沉淀轉化的總反應為   

        caso₄ + co₃^2－ caco₃ + so₄^2－