5.1电解质溶液(课件）-《无机化学》同步教学（化学工业出版社）

第五章 酸碱平衡 第一节 电解质溶液 第二节 酸碱质子理论 第三节 溶液的酸碱性 目录 第五章 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 学习目标 1．理解：酸碱解离理论和酸碱质子理论要点；酸碱反应实质；弱电解质pH的计算方法；缓冲溶液组成和缓冲作用原理。 2．熟悉：缓冲溶液的pH计算方法；缓冲溶液的配制。 3．了解：活度、活度系数、解离度的定义。 二 第一节 电解质溶液 强电解质溶液理论 弱电解质的解离平衡 一 电解质是在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物. 电解质 第一节 电解质溶液 强电解质 弱电解质 第一节 电解质溶液 一、强电解质溶液理论 强电解质在水溶液中完全解离成离子. （一）离子互吸理论 第一节 电解质溶液 但实验测得强电解质的解离度却小于100% KCl → K+ + Cl – HCl → H+ + Cl- 如 25℃时，0.1mol.L-1KCl溶液 =86% 0.1mol.L-1HCl溶液 =92% 由实验测得的强电解质的解离度称为表观解离度。 强电解质在水中是全部解离的 如： 一、强电解质溶液理论 一、强电解质溶液理论 1. 溶液中异号离子之间互相吸引，形成“离子氛” — 离子氛示意图 + + + + + + + + + + — — — — — — — — — — — + + + 2. 离子浓度↑，所带电荷↑，表观电离度↓。 三、强电解质溶液理论 3. 活度和活度系数 活度系数f——反映溶液中离子活动的自由程度 a = f · c a—活度，c —浓度，f —活度系数 0  f  1 ● c 越大， f 越小 则 a 与 c 的偏离越大 ● c 很低，f → 1.0 , c→ a 活度——溶液中离子实际发挥的浓度，即有效浓度。 二、弱电解质的解离平衡 Ki与浓度无关，只与温度有关。 由于温度对Ki影响不大，室温范围可忽略。 Ka ＞ 10 -2 强酸 Kb ＞ 10-2 强碱 =10 -2 ～10 -4 中强酸 = 10-2 ～10-4 中强碱 ＜ 10 -4 弱酸 ＜ 10-4 弱碱 Ka 、Kb ——分别表示弱酸、弱碱电离常数 其大小表示酸碱的相对强弱 解离常数Ka、Kb 二、弱电解质的解离平衡 解离常数Ka、Kb 一元弱酸　 HAc H+ + Ac- c(H+)·c(Ac-) 　c(HAc) Ka ø(HA) = NH3 + H2O NH4+ + OH- 同理 共轭酸碱对Ka与Kb的关系 酸常数 碱常数 例： HAc～Ac- (在水溶液中 ) 结论 Ka.Kb=Kw 二、弱电解质的解离平衡 （二） 解离度 定义：是当弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解离的分子数占弱电解质分子总数(已解离和未解离的)的百分比。 符号：α 二、弱电解质的解离平衡 例5-1 在某温度时，在0.1mol/L的HAc溶液中，每1000个HAc分子有72个分子解离成离子，求HAc在该温度时的解离度。 二、弱电解质的解离平衡 (三) 影响解离度的因素 1．电解质的性质 2．浓度 3．温度 4．溶剂 （四）同离子效应和盐效应 同离子效应 在弱电解质溶液中，加入含有相同离子强电解质，使弱电解质解离度降低的现象。 如 HAc H+ + Ac- [Ac-] ↑ 平衡← HAc ↓ 同理，加入HCl，也将使HAc的解离度减小。 NaAc → Na+ + Ac- 盐效应 在弱电解质溶液中，加入不含有共同离子的强电解质溶液，使其解离度稍有增加的现象。 C总 ↑，离子相互间的牵制作用↑，活度系数f↓，离子活度a ↓，不易重新结合成为弱酸分子。 “盐效应” ＜“同离子效应” 如：把NaCl(s)加入到HAc溶液中 ↑ 二、弱电解质的解离平衡 （五）弱电解质溶液pH近似计算 例5-2　298K时，HAc的解离常数为1.76×10－5。计算0.10mol/LHAc溶液的H+浓度和解离度。 解：HAc水溶液中，同时存在两个解离平衡： 设[H+] =