3.2.1电解质（课件）-高一《药用基础化学》同步教学（高教版）

药用基础化学/电解质溶液 电解质 电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导电的化合物 根据解离程度大小，可将电解质分为： 强电解质 弱电解质 完全解离 不完全解离 强酸、强碱、大多数盐,如，HCl,H2SO4,NaOH,NaCl 弱酸、弱碱、部分盐,如，HAc, NH3·H2O 电解质 一、电解质及其解离 1.电解质和非电解质 2.强电解质和弱电解质 醋酸、氨水的解离方程式 HAc ⇌ H+ + Ac- NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH- 3. 弱电解质的解离 如果弱电解质是多元弱酸，则它们的解离是分步进行的。 如，碳酸的解离方程式： H2CO3 ⇌ H+ + HCO3- HCO3- ⇌ H+ + CO32- 二、弱电解质的解离平衡 Ka ：弱酸的解离常数 1.解离平衡 2.解离平衡常数 NH3·H2O NH4+ + OH- Kb ：弱碱的解离常数 Ki越大，弱电解质解离程度越大。 HAc H+ + Ac-     4 一些弱酸弱碱的解离常数（298.15K） Ki越大，弱电解质解离程度越大。 Ki：只与弱电解质的本质和温度有关，与溶液浓度无关 （1）解离度的概念：电解质达到解离平衡时，已解离的弱电解质的分子数和解离前分子总数的比值 例：25℃时，0.1mol.L-1HAc的α= 1.34%，表示在该溶液中每10000个HAc分子有约134个 HAc分子解离成H+ 和Ac- 3.解离度 二、弱电解质的解离平衡 HAc H+ + Ac- 解离度越大，弱电解质解离程度越大。 溶液浓度C（mol·L–1） 解离度α（%） 解离常数Ki 0.2 0.938 1.75ⅹ10-5 0.1 1.33 1.75ⅹ10-5 0.02 2.96 1.75ⅹ10-5 0.001 13.3 1.75ⅹ10-5 不同浓度HAc溶液的解离度和解离常数 （2）影响解离度的因素：电解质的性质、溶液的浓度、温度、溶剂的性质 3.解离度 二、弱电解质的解离平衡 α和Ka都可用来表示酸的强弱，在一定温度时，Ka不随 浓度而变，是一个常数，但α随浓度而变。 α与Ka的关系 4.解离度和解离常数的计算 二、弱电解质的解离平衡 溶液的解离度与其浓度平方根成反比。即浓度越稀，解离度越大，这个关系式叫做稀释定律。 当Ka很小，ca/Ka ≥500时 HAc H+ + Ac− 当KHAc很小，ca/KHAc ≥500时， 0.1－x≈0.1 起始浓度/(mol.L-1） 0.1 0 0 0.1-x x x 平衡浓度/(mol.L-1） 例：计算0.10 mol.L-1 HAc溶液中H+的浓度和解离度α。 （已知Ka=1.75×10−5）       编辑母版文本样式 第二级 第三级 第四级 第五级 例： 已知25℃时， 0.200mol·L-1氨水的电离度为0.934%，求c (OH－)和氨的解离常数. 解： NH3·H2O NH4+ + OH- 起始浓度/(mol.L-1） 0.20 0 0 0.20-x x x 平衡浓度/(mol.L-1）       1.同离子效应 NaAc Na＋ ＋ Ac- 平衡移动方向 同离子效应使得弱酸或弱碱的解离度降低 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质含有相同离子的强电解质时，使弱电解质的解离度降低的现象。 三、解离平衡移动-同离子效应和盐效应 又如，在NH3· H2O加入NH4Cl，或NaOH HAc H+ + Ac− 例：在0.100mol·L-1HAc 溶液 中加入固体NaAc ，使其浓度为0.100 mol·L-1 (假设溶液体积不变) ，计算溶液的[H+]和解离度。 (1)未加NaAc前 HAc H+ + Ac−       加NaAc后 起始浓度 0.100 0 0.100 平衡浓度 0.100－x x 0.100＋x 0.100－x ≈ 0.100，0.100 + x ≈0.100 a 由1.32% 降为 0.0175% ［H+］降低约75倍。 HAc H+ + Ac−       盐效应 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不含相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度升高的现象称为盐效应。如，在HAc溶液中加入NaCl。 发生同离子效应时，必然伴有盐效应，但同离子效应远超过盐效应，常常忽略盐效应的影响