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第三章????? 电解质溶液 第一节? ? 电解质溶液 第二节????酸碱质子理论 第三节 溶液酸度的计算 §1电解质溶液 §1电解质溶液 §1电解质溶液 §1电解质溶液 §2酸碱质子理论 §2酸碱质子理论 §2酸碱质子理论 二、酸碱反应的实质 §2酸碱质子理论 三、水的质子自递作用 §2酸碱质子理论 四、共轭酸碱对 、 间关系 §3溶液酸度的计算 一、酸度与pH值 §3溶液酸度的计算 §3溶液酸度的计算 二、 溶液酸度的计算 §3溶液酸度的计算 §3溶液酸度的计算 * 二、弱电解质在溶液中的解离 （一）解离平衡、标准解离常数和解离度 弱电解质AB 平衡时 标准解离常数 酸解离常数 碱解离常数 §1电解质溶液 大小反映了酸、碱性强弱。 愈大，酸或碱性就愈强。 、 、 相同类型的电解质， 如：25℃，0.1mol·L-1 HAc，? = 1.3%，表示1000个分子中有13个分子离解为H+、Ac-。 电离度 （二）稀释定律 时，上式可简化为： 稀释定律：c ? ，?? ? ，?? 例[3-1] （三）同离子效应和盐效应 如：HAc中加入NaAc或HCl，均会使HAc的解离度降低。 加入 [Ac-]?，平衡左移?，抑制HAc电离，使? ? 。 [例3-2] 同离子效应 如：HAc中加入NaCl，会使HAc的解离度略有增加。 加入 离子浓度?，使H+不易与Ac-结合，平衡右移?，使?? 。 注意：一般同离子效应和盐效应同时存在，只是后者影响小，一般不考虑。 盐效应 一、酸碱的定义及其共轭关系 质子理论：凡能给出质子的物质——酸 凡能接受质子的物质——碱 共轭酸碱对 共轭酸、碱之间只相差一个质子； 酸、碱可以是分子也可以是离子； 有些物质既是酸又是碱——两性物质，如HCO3-。 例1： HAc的共轭碱 ；F-的共轭酸 。 H2S~S2-是否是共轭酸碱对？ 例2： H2PO4-是 ，其共轭酸 ；共轭碱 。 Ac- HF 否。H2S~HS- or HS-~S 2- 两性物质 HPO4 2- H3PO4 实质：两对共轭酸碱对之间的质子转移。 H+ 因质子转移不必一定在溶液中进行，在非水或气相也可进行。 强酸 强碱 平衡右移，反应微弱 平衡时： 因[H2O]很大，视为常数，合并于 ，用 表示。 水的离子积常数 水溶液中共轭酸碱对的解离常数间有如下关系： 注意：这是共轭酸碱对之间的关系。 如HAc 和Ac- ；NH3 与NH4+ 。 例：25℃NH3的 = 1.76?10-5，求离子酸NH4+ ？ 酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。 思考题： 1. 在0.1mol·L-1 NH3·H2O中加入下列物质，?、pH值如何变化？ （1）加H2O；（2）加NaOH；（3）加HCl；（4）加NH4Cl；（5）加NaCl 2. C2H5COOH、NaHS、NaHSO3、NH4Ac中两性物质？ H2S ~ HS- ~ S2-；H2SO3 ~ HSO3- ~ SO32- 酸度——酸的物质的量浓度，CHA。 强酸，如：HCl，[H+] = CHCl 弱酸，[H+]很小时，用pH表示。 稀溶液， 或 pH+pOH=14.0 活度 例：等体积pH=3的HCl溶液和pH=4的HCl溶液混合，求混合液的pH值。 解： pH=3时，[H+]1=1.0?10-3 mol· L-1 pH=4时，[H+]2=1.0?10-4 mol· L-1 混合后： = -lg 5.5 ?10-4 = 3.26 （一）一元弱酸溶液 起始 C 0 0 平衡 C-X X X X = 时，得简化公式： [例3-3] （二）一元弱碱溶液 同理可推导： 近似公式： [例3-4] *