《酸碱质子理论》ppt课件
54页1、第三章 电解质溶液(Electrolytic solution),第一节 强电解质溶液理论,第二节 酸碱的质子理论,第三章 酸碱溶液pH的计算,第四节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,第三章 电解质溶液,1掌握酸碱质子理论; 2掌握一元弱酸、弱碱的电离平衡和pH的近似计算;熟悉多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算; 3掌握同离子效应和盐效应的概念;,本章基本要求,3,电解质,一、强电解质和解离度,可溶性电解质,难溶性电解质,强电解质,弱电解质,说明:电解质的强弱与溶剂有关(一般以水作溶剂)。,电解质分类:,4,强电解质(strong electrolyte):在水溶液中能完全解离成离子的化合物。,特点:强电质的解离是不可逆的,不存在解离平衡,在水溶液中全部以离子状态存在;导电性强。包括离子型化合物(如NaCl、KCl)和强极性键化合物(如HCl)。,例如:,(离子型化合物),(强极性分子),5,弱电解质(weak electrolyte) :在水溶液中只有少部分分子解离成阴、阳离子,大部分以分子状态存在。,特点:弱电解质的解离过程是可逆的,在溶液中存在一个动态的解离平衡;导电性
2、弱。如极性共价键化合物HAc,HCN,NH3 H2O等。,例如:醋酸的解离平衡如下式所示:,6,解离度(degree of ionization):符号为,解离度的单位为一,习惯上用百分率来表示。解离度的大小可通过测定电解质溶液的依数性如Tf、Tb或 等求得。,(3-1),7,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 0.19K, 求该电解质的解离度。,解:设该物质的解离度为, HA在水溶液中达到解离平衡时,则有:,平衡时: 0.10.1 0.1 0.1,例 3-1,则 HA+H+A- = (0.1-0.1)+0.1 +0.1 =0.1(1+) molkg-1,8,根据 Tf = Kf b 得 0.19K=1.86Kkgmol-1 0.1( 1+ ) molkg-1 所以得 = 0.022 = 2.2% 因此:HA的解离度为2.2%,在相同浓度下,不同电解质的解离度大小反映了电解质的相对强弱,电解质愈弱,解离度就愈小。通常(0.1mol kg-1):* 30% 强电解质,9,理论上,强电解质的解离度应为100%。但从一些实验结果(例
3、如根据溶液导电性和依数性实验测得结果)表明,强电解质在溶液中的解离度都小于100%。,思考,二、Debye-Huckle的离子互吸理论,离子不能100%发挥效能,活度:离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓度,有效浓度的值就是活度 活度因子:离子的活度 B称为溶质B的活度因子, b为标准态的浓度(即1 molkg-1)。,三、离子的活度和活度因子,1、当溶液中的离子浓度很小,且离子所带的电荷数也少时,活度接近浓度,即 B1。 2、溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别,不过不象离子的区别那么大,所以,通常把中性分子的活度因子视为1。 3、对于弱电解质溶液,因其离子浓度很小,一般可以把弱电解质的活度因子也视为1。 4、固态、液态以及稀溶液中的溶剂(水),a=1,注意:,强电解质解离度的意义和弱电解质不同: 弱电解质的解离度表示解离了的分子的百分数;强电解质的解离度仅仅反映离子间相互牵制作用的强弱程度。因此,对于强电解质溶液,实验求得的解离度称为表观解离度。,14,第二节 弱电解质的解离平衡,一、弱酸弱碱的解离平衡及其平衡常数,对任一可逆反应: aA + bB xX + yY 平衡时:,K 值
4、越大,反应向右进行得越彻底,16,例如,醋酸的解离平衡常数:,H2O可看成是常数,上式可写为:,Ka称为酸解离常数(acid dissociation constant)。 Ka值愈大,酸性愈强,反之亦然。 *,(3-6),17,pKa,Ka值大于10时为强酸。 HAc HClO HCN Ka 1.7510-5 3.910-8 6.210-10,18,H2O可看成是常数,上式可写为:,Kb称为碱解离常数(base dissociation constant)。 Kb值愈大,碱性愈强,反之亦然。,(3-7),pKb,Le Chatelier原理,二、酸碱平衡的移动,20,HA + H2O A- + H3O+,平衡建立后,若增大溶液中HA的浓度, 则平衡被破坏,向着HA解离的方向移动,即 H3O+和A-的浓度增大。,弱酸HA在水中的质子传递平衡为,1.浓度对平衡移动的影响,(一)浓度对酸碱平衡的影响:,例3-3 计算0.100 molL-1HAc溶液的解离度及H3O+ 解: HAc的Ka=1.7510-5 HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq) c 0 0
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