第03章电解质溶液.ppt
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1、第三章 电解质溶液 (Electrolytic Solution),主要内容,第一节 强电解质溶液理论 第二节 酸碱的质子理论 第三节 酸碱溶液pH值的计算 第四节 酸碱的电子理论 第五节 难溶电解质的沉淀平衡,目的要求,1. 了解强电解质溶液的理论和概念。 2. 掌握酸碱质子理论的概念、溶液的pH和酸 碱强度的概念。 3. 掌握一元质子弱酸和弱减水溶液pH及有关 物种浓度的计算。 4. 熟悉多元酸碱溶液和两性物质溶液pH及有 关物种浓度的计算。 5. 熟悉难溶强电解质溶液的有关概念。,主要内容,第一节 强电解质溶液理论* 第二节 酸碱的质子理论* 第三节 酸碱溶液pH值的计算* 第四节 酸碱
2、的电子理论* 第五节 难溶电解质的沉淀平衡* 本章小结* 参考文献*,第一节 强电解质溶液理论,一、电解质溶液的定义及分类:,电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下能导电的化合物,强电解质 (strong electrolyte)在水溶液中几乎完全解离成离子,弱电解质 (weak electrolyte) 在水溶液中只能部分解离成离子,强酸 强碱 盐,弱酸 弱碱,一元 二元 三元,第一节 强电解质溶液理论,二、弱电解质在水溶液中的电离 1.弱电解质在溶液中的解离平衡动态平衡 例如: 醋酸的解离 HAc H+ + Ac- 2. 解离度 (degree of dissociation
3、) 定义:电解质达到解离平衡时,已解离的分 子数和原有的分子总数之比。 表达式:,第一节 强电解质溶液理论,讨 论 : 对于不同的电解质,解离度不同。 可表示电解质的相 对强弱:30% 强 电解质,5% 弱电解质 对强电解质为表观电离度(强电解质 的理论值应为100 %, 而实际测量结果其 100 %),弱电解质才有电离度的概念,第一节 强电解质溶液理论,例 某一弱电解质HA溶液,其质量摩尔浓度 b(HA)为0.1molkg-1,测得此溶液的Tf为 0.21,求该物质的解离度。 解 设该物质的解离度为 ,则有 HA H+ + A- 始态 0.1 0 0 解离 0.1 0.1 0.1 平衡 0.
4、1- 0.1 0.1 0.1,第一节 强电解质溶液理论,HA达到解离平衡时的总浓度为: = (0.1- 0.1) + 0.1+ 0.1 = 0.1(1+) 根据 Tf = Kf b 得: 0.21 = 1.860.1 (1 + ) = 0.125 = 12.5%,第一节 强电解质溶液理论,三、强电解质溶液理论 1923年, Debye P和 Hckel E 提出电解质 1. 离子相互作用理论 (ion interaction theory) 强电解质在水中全部解离 离子间静电力相互作用(同性相斥,异性相吸)形成离子氛,第一节 强电解质溶液理论,离子间相互作用离子 氛 互相牵制不是独立 的自由离
5、子不能完全自由 运动不能百分之百地发挥 离子的效能 表观解离度 理论解离度 (如 :NaCl = Na+ + Cl- 表观解离度 100% ) 离子的有效浓度 (即表观浓度) 理论浓度。,第一节 强电解质溶液理论,2. 离子的活度、活度因子 活度 a (activity): 溶液中电解质离子的有 效浓度。 aB=BcB/c (c 1 molL-1) 活度因子B:反映了溶液中离子间互相牵制 作用的强弱, 一般地 B 1; 极稀的强电解 质、中性分子、弱电解质、纯固体或纯液体: B 1 ,则 aB cB,第一节 强电解质溶液理论,3. 离子强度 I(ionic strength) : 表示溶液中每
6、 一种离子受到所有离子产生的静电引力影响 bi 溶液中第 i 种离子的质量摩尔浓度 Zi 溶液中第 i 种离子所带的电荷数 4. Debye-Hucke 1-1型离子的和I的关系 : (适用于极稀溶液),第二节 酸碱的质子理论,一、酸碱理论的发展及其意义 1. 酸碱理论的发展 2. Arrhenius 的电离理论: 定义:水溶液中,能解离出H+的物质 酸 水溶液中,能解离出OH-的物质 碱 反应实质: H+ + OH- H2O 优势 在物质的化学组成上揭示了酸碱的本质。 通过化学平衡的原理量度酸碱的强弱。,第二节 酸碱的质子理论,局限性: 把酸碱限制在溶液中,无法解释: 如 非水溶剂中的酸碱反
7、应 NH3 + HCl = NH4Cl 如 NH4C1水溶液呈酸性; NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性,第二节 酸碱的质子理论,二、酸碱质子理论 1. 质子酸碱的定义 1923年,科学家 Brnsted J N与Lowry T M提出酸碱质子理论 (proton theory of acid and base) 酸凡能给出质子(H+)的分子或离子 碱凡能接受质子(H+)的分子或离子,HC1 H+ + Cl- HAc H+ + Ac- H2CO3 H+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32- NH4+ H+ + NH3 H3O+ H+ + H2O 酸 质子 + 碱,第二节 酸碱
8、的质子理论,讨 论: 酸碱可以是分子,正离子或负离子; 酸碱并非孤立,其间相差一个 H+ ,构成共轭 酸碱对 (conjugate acid-base pair),其化学式仅相差一个质子( H+) 。 同一物质既可当酸,又能当碱的即为两性物质(amphoteric substance, 如HCO3- ) 无盐的概念。,第二节 酸碱的质子理论,3. 酸碱的强弱关系 酸碱的强弱是具有相对性。 物质的酸碱性既取决于物质的本性;又取决于质子转移的对象(或者是溶剂) 同一物质在不同溶剂,表现强度不同。,HNO3 (弱酸)+ HAc,NO3 - + H2Ac+,HNO3 (强酸)+ H2O,NO3 - +
9、 H3O+,HNO3(弱碱)+ H2SO4,HSO4- + H2NO3+,第二节 酸碱的质子理论,同一溶剂(H2O中)不同物质,表现强度不同 酸性: HClO4HNO3H3PO4HAcH2CO3H2O 碱性: NaOHNa2CO3NH3NaHCO3NaCl 4. 质子酸碱的优点 扩大了酸、碱和酸碱反应的范围;建立了酸碱强度和质子传递反应的辩证关系,把酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。,第二节 酸碱的质子理论,三、水的质子自递平衡 1. H2O的微弱电离 NH3+H2O NH4+OH- HAc+ H2O H3O+Ac- H2O+H2O H3O+ OH-,第二节 酸碱的质子理论,2. 水的离子积(
10、ion product of water) Kw = H+ OH- 说明: Kw仅仅只与T有关,与 C 无关, 一般 298K (25) Kw= 1.010-14 Kw不仅适用于纯水,也适用于所有稀 水溶液,第二节 酸碱的质子理论,3.水溶液的pH值 定义: pH = - lg aH+ ( 稀溶液中 pH= -lgH+) 关系:pH+pOH=14 酸性pH7,第二节 酸碱的质子理论,例1 写出下列物质的共轭酸或共轭碱,并指出 其酸碱性。 HCO3- SO32 - H3PO4- H2O NH2- 例2 写出下列物质的共轭酸或共轭碱,并指出 其酸碱性。 HCO3- SO32 - H3PO4- H2
11、O NH2- 例3 同温同浓度的HCl、 NH3 H2O、HAc溶液 间 (pH + pOH) 相等。这句话对吗?,第二节 酸碱的质子理论,四、酸碱的强度 1、酸和碱的解离平衡及解离平衡常数 酸: HB + H2O B- + H3O+ 碱: B- + H2O HB- + OH-,第二节 酸碱的质子理论,Ka 酸的解离平衡常数, Kb 碱的解离平衡常数 Ka和Kb与HB的本性及T有关,与c无关 Ka表示酸在水中释放质子能力的大小: Ka越大,表明其酸性越强; Kb表示碱在水中接受质子能力的大小: Kb越大,表明其碱性越强。,第二节 酸碱的质子理论,2.共轭酸碱解离平衡常数的关系 酸: HB +
12、H2O B- + H3O+ 碱: B- + H2O HB- + OH- Ka Kb = H+OH- = Kw,第二节 酸碱的质子理论,一定 T, Kw是一常数, Ka大,则Kb就小 共轭酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱;反之亦然。 酸的浓度:CHB 酸性:由其本性决定, Ka大,酸性强; Kb大 ,碱性强。 酸度:溶液中的H+ 或OH-,第二节 酸碱的质子理论,3. 质子传递平衡的移动 质子传递平衡是动态平衡,外界因素的改变易使平衡发生移动 浓度的影响 (稀释定律),HB + H2O H3O+ + B-,ca ca ca,平衡时 ca,第二节 酸碱的质子理论,意义:同一弱电解质的与浓 度的平
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- 03 电解质 溶液
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