第三章 电解质溶液.ppt

1、第五章,电解质溶液,Na+ K+ HCO3- Cl-CO32-,人体体液含约65%的水与电解质,人体血液pH值在7.357.45间,电解：物质在溶剂中受溶剂的作用由分子解离为离子的过程。 电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合物本身直接电离出自由移动的离子的化合物. 强电解质：在水溶液中几乎完全解离，导电能力强的电解质 NaCl KCl NaOH HCl NH4NO3 NaCl Na+ + Cl- 弱电解质：在水溶液中只有少部分解离，大部分已分子形式存在，导电能力较弱。 HAc H2CO3 NH3H2O,第一节 弱电解质在溶液中的解离,解离度：在一定温度下当解离达到平衡时已解离的弱电解质分子

2、数与解离前分子总数的比率。 解离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时又与溶液的浓度、温度等因素有关。,一、解离平衡和解离常数,1、解离平衡 一定温度下的水溶液中，当弱电解质分子解离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质的速率相等时，解离达到动态平衡，称为解离平衡。 2、 HAc H+ + Ac HAc H+ Ac 平衡浓度,解离常数：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称解离常数(Ki) 。 注意： 1)Ki与其它化学平衡常数一样，其数值大小与弱电解质的浓度无关，仅取决于弱电解质的本性和体系

3、的温度。 2)物质在一定温度下的解离常数是一个固定值，不同的物质有其自身的解离常数。,一、解离平衡和解离常数,3)Ka表示弱酸的解离常数，Kb表示弱碱的解离常数。 NH3H2O是弱碱，电离方程式为： NH3H2O NH4 + OH,一、解离平衡和解离常数,1、同离子效应 例：2ml0.01mol/l HAc 溶液中加2滴甲基橙指示剂，溶液显红色，加入少量固体NaAc，溶液由红变黄。,二、同离子效应和盐效应,未加NaAc,加了NaAc,同离子效应： 在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质，导致弱电解质的解离度降低的效应。 Ac 增大了,二、同离子效应和盐效应,2、盐效应,二

4、、同离子效应和盐效应,在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，引起弱电解质的解离度增大对效应称为盐效应。,HCl H2SO4 HAc HNO3 KOH Ba(OH) 2 NaOH 含有H的为酸，含有OH的为碱？,第二节 酸碱质子理论,阿累尼乌斯酸碱解离理论：在水溶液中解离出阳离子全是氢离子的物质是酸，解离出阴离子全部是氢氧根的物质是碱。酸碱反应是氢离子和氢氧根离子结合生成水。,路易斯酸碱电子理论：给电子的是酸，得电子的是碱。 酸碱质子理论 一、酸碱的定义 酸：凡能给出质子(H)的物质(分子或离子)。 碱：凡能接受质子(H)的物质(分子或离子)。,第二节 酸碱质子理论,这种对应关系称为共轭酸

5、碱对，右边的碱是左边的酸的共轭碱，左边的酸又是右边碱的共轭酸。,注： 1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子； 2）有的物质在某个共轭酸碱对中是碱，而在另一共轭酸碱对中却是酸，如H2O、HPO4-、HCO3等，它们称为两性物质； 3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中的盐，在质子理论中都变成了离子酸和离子碱，如NH4Cl中的NH4是酸，Cl是碱。,第二节 酸碱质子理论,二、酸碱反应,第二节 酸碱质子理论,酸碱反应是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。,反应方向：由较强的碱与较强的酸作用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。,第二节 酸碱质子理论,第三节 水溶液的酸碱性及pH值的计算,

6、一、水的质子自递反应 两性物质 H3O+H2OOH- H2O H + OH 共轭酸 共轭碱 共轭碱 共轭酸 H OH,在一定温度下，当达到电离平衡时，水中H的浓度与OH的浓度的乘积是一个常数，即Kw为水的离子积常数,简称水的离子积。 注：常温时，无论是中性、酸性还是碱性的水溶液里，H浓度和OH浓度的乘积都等于1.0 1014,第三节 水溶液的酸碱性及pH值的计算,二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系,共轭酸碱对的平衡常数之积为水的离子积。 Kw=Ka Kb,注意： 1、共轭酸碱对的Ka与Kb中，当一个量增大，令一个量就会减小。 2、 Ka值越大，酸性越强。 Kb 值越大、碱性越强。,三、pH值的计算,常温下：纯水的pH=14 pH氢离子浓度的负对数 pH=-lg CH+ 1、对于强酸强碱 完全电离，直接计算 例：0.05mol/LH2SO4溶液的pH值是多少？ CH+=2CH2SO4=0.1mol/L pH=-lg CH+=-lg0.1=1,三、pH值的计算, 或 1.0 107 molL1 溶液呈酸性 或