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1、第二章 電解質(zhì)溶液,第一節(jié) 弱電解質(zhì)溶液的解離平衡 第二節(jié) 酸堿質(zhì)子理論 第三節(jié) 酸堿溶液pH的計算,本章學習要求,充分理解弱電解質(zhì)的解離平衡移動原理 掌握質(zhì)子理論、共軛酸、共軛堿 的概念 熟悉弱酸 弱堿 酸常數(shù)Ka 堿常數(shù)Kb 的概念 熟練掌握酸堿 pH 值計算,第一節(jié) 弱電解質(zhì)溶液的解離平衡,回憶關(guān)于：電解質(zhì)和非電解質(zhì),電解質(zhì)：在水溶液中或在熔融狀態(tài)下能導電的化合物,根據(jù)電離程度大小，可將電解質(zhì)分為：,,強電解質(zhì),弱電解質(zhì),完全電離,不完全電離,強酸、強堿、大多數(shù)鹽,弱酸、弱堿、部分鹽,一 弱酸、弱堿的解離平衡,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是可逆的,HAc H2O,Ac H3O+,解離平衡：在

2、一定溫度下，當分子解離成離子和離子結(jié)合成分子的速率相同時，溶液中各組分的濃度不再發(fā)生改變，即達到動態(tài)平衡，這種狀態(tài)稱為解離平衡。 注意：1.達到平衡的標志：正、逆反應速率相等， 2. 弱電解質(zhì)分子和離子間達到的是一種動態(tài)平衡 當反應達到平衡時，正反應和逆反應仍在繼續(xù)進行,1）.當外界條件改變時，弱酸弱堿的解離平衡就會遭到破壞，又建立起新的解離平衡。像這種因平衡狀態(tài)被破壞而建立新的平衡的過程，叫做解離平衡的移動。 2）.平衡移動方向遵循勒夏特列原理。 如果改變影響平衡的一個條件（如溫度、濃度），平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動。,3.平衡受外界因素的影響,a溫度對化學平衡的影響 弱

3、酸弱堿的解離反應是一個吸熱的過程 HAc H+ + Ac 溫度，平衡右移 溫度 ，平衡左移 b.濃度對化學平衡的影響 例如：往HAc溶液中加入NaAc、HCl、NaOH或者NaCl溶液時，解離平衡會發(fā)生什么樣的移動呢？,二、弱酸、弱堿的解離平衡常數(shù),1.定義：電離平衡常數(shù)：電離達到平衡時，已經(jīng)電離的各離子濃度，以化學計量數(shù)為指數(shù)的冪次方乘積與未電離的分子濃度的比值是一常數(shù)，簡稱解離常數(shù)。用K來表示。 2.以一元弱酸HAc為例，它的電離平衡和解離常數(shù)可以表示如下： HAc H+ + Ac- K=,,式中的H+、Ac-和HAc均為平衡時的濃度，單位以mol/L表示。 常用Ka酸，Kb堿；

4、3.影響因素：內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本性； 外因：溶液的溫度。 注意：與濃度無關(guān)； 例如：一定溫度溫度下1mol/L,0.1mol/L的HAc的電離常數(shù)一定。,4.意義：解離常數(shù)的大小可以反映弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿等）解離的趨勢。 通過比較相同溫度下的解離常數(shù)Ka（或Kb)值的大小，判斷弱酸（或弱堿）酸性（或堿性）的相對強弱。值越大的相對酸性（或堿性）越強。 見課本P9表2-1,三、解離度 為了定量的描述電離的程度我們來學習解離度。 1.定義：一定溫度下，弱電解質(zhì)達到解離平衡時溶液中已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù)與弱電解質(zhì)分子總數(shù)的比值，成為該弱電解質(zhì)的解離度，用表示。,,例如：25時，0.1mo

5、l/LHAc =1.33% 表示：一萬個醋酸分子中有133個發(fā)生了電離。 2.影響因素：內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本性； 外因：溶液的溫度，溶液濃度 通常說某種電解質(zhì)溶液的電離度都是指一定溫度和一定濃度時的電離度。,3.意義：反映電解質(zhì)的相對強弱。 根據(jù) 25，0.1molL-1 電解質(zhì)溶液的判斷強弱:,HAc(aq) H+(aq) +Ac(aq),平衡濃度c cc c,初始濃度 c 00,稀釋定律：在一定溫度下( Ka 為定值)，弱電解質(zhì)的解離度隨著溶液的稀釋而增大。越稀越電離,補充：與 Ka 的關(guān)系：稀釋定律,電離常數(shù)K和電離度影響因素： 相同：都受電解質(zhì)本身性質(zhì)和溫度的影響； 不同

6、：受電解質(zhì)濃度的影響。 提到濃度對電離度的影響，就不能不知道什么是同離子效應和鹽效應。下面我們就來學習一下什么是同離子效應和鹽效應，會使增大還是減小。,四、同離子效應和鹽效應,1、同離子效應： 在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有共同離子的強電解質(zhì)，使得弱電解質(zhì)的電離度減小的現(xiàn)象稱為同離子效應。例如：,2、鹽效應 在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不具有共同離子的強電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的電離度略有增大的現(xiàn)象稱為鹽效應。 例如，在1L0.1mol/L HAc溶液中加0.1molNaCl,會使HAc的解離度由原來的0.013上升至0.017。 原因：加入不具有共同離子的強電解質(zhì)時，溶液中離子的

7、濃度顯著增大，離子間相互牽制作用增強，減少了離子結(jié)合成分子的機會，從而導致弱電解質(zhì)的電離度增大。,同離子效應破壞原來弱電解質(zhì)的解離平衡，使平衡向左移動，離子結(jié)合成分子。所以使解離度減小。 鹽效應使電解質(zhì)溶液中的離子數(shù)增多，組織已經(jīng)解離的離子碰撞結(jié)合成分子。所以使解離度增大。 同離子效應發(fā)生的同時也有鹽效應。 鹽效應一般影響較小，非精確計算不考慮,第二節(jié) 酸堿質(zhì)子理論,酸堿是兩類重要的電解質(zhì)，科學家們在研究酸堿物質(zhì)的性質(zhì)、組成及結(jié)構(gòu)方面，先后提出了很多理論如：酸堿電離理論、酸堿質(zhì)子理論、酸堿電子理論等。 酸堿理論,,,第二節(jié) 酸堿質(zhì)子理論,一、酸堿的電離理論 、酸堿的定義 電離時生成的陽離子全部

8、是H+離子的化合物叫酸； 電離時生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。 2、H+離子是酸的特征，OH-離子是堿的特征。中和反應 的實質(zhì)是：H+ + OH- H2O。 局限性：只適用于水溶液，不能解釋非水溶液酸堿反應； 范圍限制在能電離出H+ 或OH-，不能解釋氯化銨的酸 性，或碳酸鈉的堿性。,二、酸堿質(zhì)子理論,（一）酸堿的概念 酸：凡是能給出質(zhì)子H的物質(zhì)（HCl,H3O+ ,H2O ,HCO3） 堿：凡是能接受質(zhì)子H的物質(zhì)（Cl,H2O, OH,CO32） 酸、堿可以是陽離子、陰離子和中性分子 當一種酸給出一個質(zhì)子后則變成了堿，而堿接受一個質(zhì)子后則變成了酸。 酸堿的關(guān)系式可以表示

9、如下：,酸 堿 H+,HCl Cl + H+,H2O OH + H+,HCO3 CO32+ H+,H2CO3 HCO3+ H+,,酸堿半反應,酸和堿的相互依存關(guān)系，稱為共軛關(guān)系,共軛酸堿對：只相差一個質(zhì)子的一對酸堿,兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì),酸堿質(zhì)子理論中沒有鹽的概念,一般來說：共軛酸給出質(zhì)子的能力越強，酸性越強，它的共軛堿接受質(zhì)子的能力就越弱，共軛堿的堿性就越弱；共軛堿越強，它的共軛酸就越弱。 如：H2OH++OH- 水為最弱的酸，它的共軛堿是最強的堿。,(二) 酸堿反應的實質(zhì),按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應的實質(zhì)是質(zhì)子的傳遞，酸堿反應是兩對共

10、軛酸堿對共同作用的結(jié)果。 例如：HAc溶液顯酸性是由于HAc與H2O分子之間發(fā)生了質(zhì)子的傳遞；NH3的水溶液顯堿性是由于NH3和H2O分子之間發(fā)生了質(zhì)子的傳遞。,酸1 堿2,酸2 堿1,結(jié)論：一種酸和一種堿發(fā)生反應，總是伴隨著一種新酸和新堿的生成。酸1 和堿1是一對共軛酸堿對，同2. 酸堿反應實質(zhì)是兩對共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞反應,酸堿反應的方向：,,總是由較強的酸或是較強的堿作用，向著生成較弱的酸或較弱的堿的方向進行。,HCl+NH3 NH4++Cl- 強烈向右方進行 Ac-+H2O HAc+OH- 明顯偏向左方 反應可在水溶液中進行，也可在非水溶劑中或氣相中進行。,小結(jié)：,擴大了酸和堿的范圍，沒有鹽的概念,擴大了酸堿反應的范圍，解釋了在氣相或非水溶劑中進行的酸堿反應,將酸堿強度和質(zhì)子傳遞反應結(jié)合起來。,