《电解质溶液 》ppt课件

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1、第十章电解质溶液第十章电解质溶液§10-1强电解质溶液理论*§10-2弱酸、弱碱的解离平衡*§10-3盐的水解§10-4酸碱理论的发展*§10-5难溶强电解质的沉淀-溶解平衡8/23/20212§10-1强电解质溶液理论一、离子氛和离子强度强电解质在水溶液中是完全电离的，但由于离子间存在着相互作用，离子的行动并不完全自由。正离子的周围存在着由负离子形成的“离子氛”，同样负离子周围也存在着由正离子形成的“离子氛”。+----------8/23/20213离子浓度越大，离子所带电荷数越多，离子与它的离子氛之间的作用越强。这种作用可用离子强度I表示：I=1/2∑mizi2

2、z:离子的电荷数，m:是离子的质量摩尔浓度例10-1当电解质溶液通电时，由于离子与它的“离子氛”间的相互作用，使得离子不能百分之百地发挥输送电荷的作用，表观上觉得离子的数目少于电解质全部电离应有的离子数。同样测依数性时也是如此。8/23/20214二、活度和活度系数活度（有效浓度）：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度。a=fcC:浓度；f：活度系数（0-1）离子自身的电荷数越高，所在溶液的离子强度越大，f值越小。8/23/20215当溶液浓度较大，离子强度较大时，若不用活度进行计算，结果将偏离实际较远。弱电解质溶液、难溶性强电解质溶液及浓度较低的强电解质溶液，可近似认

3、为f=1,用浓度代替活度。8/23/20216§10-2弱酸、弱碱的解离平衡一、一元弱酸、弱碱的解离平衡二、水的离子积和溶液的PH值三、多元弱酸的解离平衡四、缓冲溶液8/23/20217一、一元弱酸、弱碱的解离平衡1.解离常数Kiθ起始浓度C000平衡浓度C0–[H+][H+][H+]8/23/20218弱电解质稀溶液f≈1α≈c8/23/20219一元弱碱：8/23/2021102.解离度αα：弱酸弱碱在溶液中解离的百分数8/23/202111百分数计算式的两种写法1.把%看成一种单位的符号，%表示每100份样品中某物质所占份数。等式中只需在一边出现。（国际通用）。

4、2.把%看成表示数字的符号。某数后面加%相当于被100除。8/23/2021123.解离常数与解离度的区别与联系Kiθ与α都是用来衡量弱电解质电离程度大小的物理量。(1)区别：Kiθ是化学平衡常数的一种形式，不受浓度影响，一定温度下，对某一弱电解质是常数（因弱电解质解离的热效应不大，所以温度对Kiθ的影响较小，一般条件下不考虑）。α是转化率的一种形式，随浓度变化。同一弱电解质α与C1/2成反比，浓度越稀，α越大；(2)联系：相同浓度的不同弱电解质，α与（Kiθ）1/2成正比，Kiθ越大，α越大。例10-28/23/202113二、水的离子积和溶液的pH值1.水的离子积

5、水的离子积：Kwθ=Kaθ=[H+][OH-]常温下：Kwθ=1.0×10-148/23/2021142.溶液的酸碱性和pH值Kwθ是平衡常数，与浓度无关。因此无论水溶液是中性、酸性或碱性，在一定温度下Kwθ=[H+][OH-]始终成立。中性溶液[H+]=1.0×10-7mol·dm-3=[OH-]酸性溶液[H+]＞1.0×10-7mol·dm-3＞[OH-]碱性溶液[H+]＜1.0×10-7mol·dm-3＜[OH-][H+]越大，溶液的酸性越强[OH-]越大，溶液的碱性越强8/23/202115问题：强酸与酸性强是否等同？酸性增强中性碱性增强01234567891

6、0111213148/23/202116测定溶液酸碱性的方法：酸度计（较精确），pH试纸或酸碱指示剂(粗测）。3.酸碱指示剂定义：借助于颜色的改变来指示溶液pH值的物质叫酸碱指示剂。一般为有机弱酸或弱碱。红色H+橙色OH-黄色8/23/2021178/23/202118[HIn]:[In-]≥10，溶液显HIn的颜色-红色；[In-]:[HIn]≥10，溶液显In-的颜色-黄色。此时pH=pKiθ±1─指示剂的变色范围。几种常见酸碱指示剂：甲基橙3.1-4.4红-橙-黄石蕊5.0-8.0红-紫-蓝酚酞8.2-10.0无色-粉红-红8/23/202119思考：某溶液使甲

7、基橙显黄色，使酚酞显无色，则该溶液pH值在4.4-8.2之间用单一指示剂只能确定溶液的pH值范围，但不能确定溶液的酸碱性。pH试纸是将滤纸经多种指示剂的混合溶液浸透、晒干制成。该试纸在不同的pH值溶液中显示不同的颜色。将显示色与标准比色卡比较，即可判断溶液的pH值。练习：习题3、48/23/202120三、多元弱酸的解离平衡（1）第一步电离出的H+对第二步有抑制作用（2）S2-对H+的结合力大。所以，[HS-]≈[H+]，[H+]以第一步为主。8/23/202121常温常压下，H2S气体在水中的饱和浓度是0.1mol·dm-3。始态浓度0.100平衡