電解質(zhì)溶液

1、2024/2/29,1,電解質(zhì)溶液,一、酸堿理論發(fā)展簡介二、溶液的酸堿性三、 電解質(zhì)的電離四、 同離子效應 緩沖溶液,2024/2/29,2,本課學習內(nèi)容,1、了解酸堿理論的發(fā)展概況，掌握酸堿電離和酸堿質(zhì)子理論*；2、掌握PH的意義、PH與氫離子濃度的換算；*3、了解緩沖溶液的組成、原理、及緩沖溶液PH值的計算；*,2024/2/29,3,本課重點及難點,重點： 一元弱酸、弱堿的電離平衡及電離度難點： 1、 多元弱電

2、解質(zhì)的電離特征； 2、 緩沖溶液PH值的有關計算；,2024/2/29,4,一、酸堿理論發(fā)展簡介,（一）酸堿電離理論（二）酸堿質(zhì)子理論（三）酸堿電子理論,2024/2/29,5,（一）酸堿電離理論,酸堿電離理論是最早的酸堿理論，是瑞典科學家阿侖尼烏斯提出的，所以又稱阿侖尼烏斯電離理論。,定義：按照酸堿電離理論 酸— 即電離時產(chǎn)生的陽離子全部是H+的化合物 。 堿— 即電離時產(chǎn)生的陰離子全部是OH-的化合物 。,2024

3、/2/29,6,（二） 酸堿質(zhì)子理論,酸堿質(zhì)子理論擴大了酸堿的概念，更新了酸堿的含義。,1、 定義：酸— 凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸。（給出質(zhì)子能力越強則酸越強。）堿— 凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。（接收質(zhì)子能力越強則堿越強。）,2024/2/29,7,質(zhì)子 —— 水合氫離子 H+,按照酸堿質(zhì)子理論，NH3、醋酸根Ac-、碳酸根CO32-等都是堿；而醋酸HAc、鹽酸HCl、氨根離子NH4+等都是酸。,2024/2/29,8,酸堿有共

4、軛關系,— 酸給出質(zhì)子變?yōu)槠涔曹棄A— 堿接收質(zhì)子變?yōu)槠涔曹椝?例如： HAc共軛酸 ? H+ + Ac-共軛堿 HAc 和 Ac-稱為共軛酸堿對,2024/2/29,9,（三）酸堿電子理論,定義：酸—凡能接受電子對的物質(zhì)都是酸，因此把酸稱為“電子對接受體”。堿—凡能給出電子對的物質(zhì)都是堿，因此把堿稱為“電子對給予體”。,反應實質(zhì)：形成配位鍵并生成配合物。優(yōu)點：應用范圍廣缺點：對酸堿的認識過于籠統(tǒng)

5、，因此不容易掌握酸堿的特性。,2024/2/29,10,二、溶液的酸堿性,1、 水的電離2 、溶液的酸度PH及計算3 、拉平效應和區(qū)分效應,2024/2/29,11,1、 水的電離,Kw — 稱為水的離子積常數(shù)，簡稱離子積。 Kw = [H+][OH-] = 1?10-14 Kw 的意義：表明在一定溫度下，水溶液中氫離子和氫氧根離子濃度的乘積是一個常數(shù)。Kw 是一個平衡常數(shù)，具有平衡常數(shù)的性質(zhì)。即 Kw不受 C 的

6、影響而受 T 的影響。（注意：水溶液是指以水為溶劑的溶液，不單純指純水。）,2024/2/29,12,2 、溶液的酸度PH及計算,（1）酸度 — 水溶液中氫離子的濃度稱為溶液 的酸度。（2）溶液的 PH 值及計算 PH —溶液中氫離子濃度的負對數(shù)叫做 PH PH = -lg[H+] 各種溶液的 PH 可用實驗測定，例如： 用酸堿指示劑、酸度計或采用中和滴定法

7、 測，用PH試紙只可粗略測定。,2024/2/29,13,3、 拉平效應和區(qū)分效應,為什么鹽酸、硫酸、硝酸、高氯酸等強酸在水溶液中測出它們的酸度是相同的？ 這是由于溶劑水具有較強的堿性，使這些強酸中的質(zhì)子完全轉移，在水中表現(xiàn)不出相對的強弱。這種溶劑將酸的強度拉平的作用，稱為“拉平效應”。,“拉平效應”— 將不同強度的酸拉平到溶劑化質(zhì)子水平的效應，稱為拉平效應。“區(qū)分效應”— 能區(qū)分酸或堿強度的效應。,2024/2/29,14,

8、三、 電解質(zhì)的電離,電解質(zhì) — 在化學理論中，把在水溶液中，或在熔融狀態(tài)下能電離形成相應陰陽離子的物質(zhì)叫“電解質(zhì)”。,強電解質(zhì) — 指在水溶液中能全部電離為相應離子的電解質(zhì)。其“解離度”（表觀）一般大于 30 %。 弱電解質(zhì) — 指在水溶液中只能部份電離為相應離子的電解質(zhì)。其“解離度”一般小于 5 % 。,2024/2/29,15,一元弱酸弱堿的電離,電離常數(shù)：即一元弱酸弱堿按化學平衡定律寫出的平衡常數(shù)。Ka — 稱為弱酸

9、的電離平衡常數(shù)。Kb — 稱為弱堿的電離平衡常數(shù)。,弱酸弱堿的電離常數(shù)之間一般沒什么關系。 只有共軛酸堿的電離常數(shù)Ka、Kb才有關系。 實踐證明： Ka?Kb = Kw 上式表明：共軛酸堿的 Ka、Kb 互成反比。,2024/2/29,16,電離常數(shù)的用途,Ka、Kb是化學平衡常數(shù)的一種形式，利用Ka、Kb數(shù)值的大小，可以判斷酸堿的強弱。,通常： Ka、Kb = 10-2 ~10-7 之間為弱酸、弱堿；

10、 Ka、Kb < 10-7 為極弱酸、極弱堿。 有時弱酸、弱堿的濃度太小 ，為了便于計算就取它們濃度的負對數(shù)得pKa 、pKb。 pka 、pkb的正值越大，其弱酸弱堿越弱。,2024/2/29,17,解離度（電離度）,定義 — 即電離平衡時弱電解質(zhì)的解離百分率。解離度用 ? 表示 。,2024/2/29,18,多元弱酸的電離,多元弱酸的電離是分步進行的，必須注意：,1、多元弱酸總電離常數(shù)式中的濃度，只

11、表示各自平衡時的濃度，不表示電離方式；2、多元弱酸溶液中，一般可忽略 水電離出的H+；3、多元弱酸電離平衡有如下規(guī)律：,當 Ka1 >> Ka2 >> Ka3 ，求[H+]時,可將多元酸當一元酸處理；二元弱酸中，當 Ka1 >> Ka2 時，[A2-]約等于 Ka2 。 即 [A2-] = Ka2（3） 多元弱酸的酸根濃度很低，若需濃度較大的這種酸根時，要用該

12、酸的可溶性鹽配制 。,2024/2/29,19,人們曾一度認為：一切強電解質(zhì)在水溶液中不論濃度大小，都完全電離成離子，其解離度應為100% ；但實驗測出，強電解質(zhì)在溶液中的解離度都小于100%。,強電解質(zhì)溶液,表觀解離度 — 實驗測出的各種強電解質(zhì)的解離度稱為表觀解離度 。,2024/2/29,20,德拜和休克爾提出了離子互吸理論，認為：強電解質(zhì)在水溶液中是完全電離的，但由于帶電離子之間的相互作用，每個離子都被帶異號電荷的離子所包圍，

13、形成了“離子氛”。,離子氛,離子氛— 即是電解質(zhì)溶液中每個離子周圍的異號電荷離子。 由于“離子氛”的反作用，使得強電解質(zhì)的解離度 < 100% ，因此稱為“表觀解離度”。,2024/2/29,21,活度和活度因子,定義：活度 — 即單位體積電解質(zhì)溶液中，表觀上所含有的離子濃度?；疃扔址Q“有效濃度”，用“a”表示。,2024/2/29,22,離子強度（I）,意義： 離子強度是溶液中存在的離子所產(chǎn)生的電場強度的量度，它僅與

14、溶液中各離子的濃度和電荷有關，而與離子本性無關,2024/2/29,23,1、同離子效應 ——即在已建立化學平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入少量與其具有相同離子的另一種強電解質(zhì)，而使弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象，稱為同離子效應。,四、 同離子效應 緩沖溶液,2024/2/29,24,2、 緩沖溶液,定義： 能夠抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用，具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。,2024/2/29,2

15、5,緩沖溶液主要有三類,弱酸及其鹽 — 如：HAC-NaAC 弱堿及其鹽 — 如：NH3H2O-NH4Cl 多元弱酸的酸式鹽和對應次級鹽— 如：NaH2PO4-Na2HPO4,2024/2/29,26,緩沖作用原理,緩沖對—即組成緩沖溶液的兩種試劑。 每種緩沖溶液都由一個緩沖對組成。 例如：HAc - NaAc 抗酸成分 — 緩沖溶液中具有對抗外加少量酸而保持溶液pH基本不變的試劑。

16、 抗堿成分 — 緩沖溶液中具有對抗外加少量堿而保持溶液pH基本不變的試劑。,,,,,2024/2/29,27,緩沖溶液的性質(zhì)及選擇,1、當弱酸及其鹽的平衡濃度相等時， pH = pKa 所以配制一定pH 的緩沖溶液時， 可以選擇 pKa 與所需 pH 盡量接近或相等的 弱酸及其鹽。 2、緩沖溶液總濃度一定時，當酸堿

17、平衡濃度之 比等于 1 時，緩沖容量最大。,2024/2/29,28,總濃度 緩沖容量,總濃度 — 指組成緩沖溶液的兩種試劑平衡濃度的總和。緩沖容量 — 即使1升緩沖溶pH增大一個單位所需加入的強堿mol數(shù)；或pH減小一個單位所需加入的強酸mol數(shù) 。,2024/2/29,29,緩沖溶液的緩沖作用是有限的,緩沖溶液的有效范圍是： [酸] / [堿] 在10/1 —1/10 之間,弱酸及其鹽緩沖溶液有效范圍是：