第1章酸碱解离平衡和缓冲溶液

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1、第三章酸碱解离平衡和缓冲溶液dissociationequilibriumofacid-baseandbuffersolution§3.1强电解质溶液§3.2弱电解质溶液§3.3酸碱理论§3.4水的解离平衡和溶液的pH§3.5缓冲溶液电解质：在熔融状态或水溶液中能够离解成离子(导电)的物质。导电能力渗透压电解质与非电解质溶液性质的差别§3.1强电解质溶液（strongelectrolyte）强碱弱电解质强电解质电解质强酸典型盐类弱酸弱碱一、电解质的概念与分类二、强电解质理论-离子互吸学说（interionicattractiontheor

2、y）1923年由德拜(P.Debye)和休克尔(E.Hückel)提出离子氛+++++++++离子对离子氛与“离子对”示意图结论实测解离度不是真正的解离度，称为表观解离度强电解质的离解是完全的，只是由于离子氛和“离子对”的存在，才造成了强电解质不完全解离的假象（实测离解度小于100%）。强电解质KClZnSO4HClHNO3H2SO4NaOH表观解离度/%864092926191一些强电解质的表观解离度（298K，0.10mol·L-1）三、活度与活度系数活度(activity)也叫离子的有效浓度，是指溶液中能发挥离子效能的离子浓度。符号

3、a。活度单位为1；通常，离子活度因子B小于1。浓度越稀，B越接近于1；中性分子或弱电解质溶液，B视为1。aB=BcB/cθB活度因子；cθ标准态的浓度（1mol•L-1）cB/cθ=cr,BaB=Bcr,B溶液中阳离子和阴离子的活度系数的几何平均值。对1-1型电解质：平均活度因子:对于溶液中的阴、阳离子：a+=+cr,+a-=-cr,-离子强度与活度因子离子强度活度因子的计算（适用范围：对1-1型，c<0.02mol·L-1）(德拜-休克尔极限公式)(溶液中离子的电荷所形成的静电场强度的量度)分别用离子浓度和离子活度计算0

4、.02mol·L-1NaCl溶液在25℃时的渗透压。例：±=0.85Π=2×0.85×0.02×8.31×298=84.2(kPa)解：离子浓度为2×0.02=0.04(mol·L－1)Π=cRT=0.048.31298=99.1(kPa)实测值：86.1kPa.一、弱酸弱碱的离解平衡1、一元弱酸弱碱的离解平衡与离解常数§3.2弱电解质溶液（weakelectrolyte）Kaθ—酸，Kbθ—碱；pKaθ＝-lgKaθ，pKbθ＝-lgKbθ离解常数Kθ除与弱电解质的本性有关外，还与温度有关，而与浓度无关；离解常数可表示酸碱的相对强

5、弱；HAH++A-注意表达式中各浓度项的含义。离解度及其与离解常数的关系离解度：离解达到平衡时，已离解的分子数占溶质分子总数的百分数。符号α。HAH+＋A-c-cαcαcα当α＜5%，或c/Kaθ≥500时：或稀释定律BOHB++OH-对浓度为c的弱碱：当α＜5%，或c/Kbθ≥500时：H3PO4H+＋＋H+＋H+2、多元酸碱在溶液中的离解平衡与离解常数温度；同离子效应；盐效应。二、弱电解质解离平衡的移动同离子效应:在弱电解质溶液中，加入一种与该弱电解质具有相同离子的强电解质时，弱电解质离解度降低的现象。HAcH++Ac-NaAc===

6、Na++Ac-从平衡常数表达式分析：例：25℃时，向lL浓度为0.1mol·L-1HAc溶液中加入0.1molNaAc，求HAc的离解度。(设溶液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5)HAcH+＋Ac-0.100－xx0.100+x解、x=1.76×10-5mol·L-1盐效应：在弱电解质溶液中，若加入与弱电解质不具有相同的离子的强电解质时，该弱电解质的解离度增大的现象。盐效应一般影响较小，非精确计算不考虑同离子效应发生的同时也有盐效应。在0.100mol·L-1HOAc溶液中，加入NaCl使其浓度为0.100mol·L-1，计算H

7、OAc的离解度。例：解:±=0.78查表：§3.3酸碱理论（theoryofacid-base）1663年波义耳(R.Boyle)提出酸碱概念。1889年阿累尼乌斯提出酸碱电离理论。1905年富兰克林酸碱溶剂理论。1923年布朗斯特和费莱(T.M.Lowry)几乎同时各自独立地提出了酸碱的质子理论。同年，路易斯提出了酸碱的电子理论。1963年皮尔逊提出硬软酸碱原则。概述一、酸碱质子理论酸:能给出质子(H+)的物质。质子给予体。特点1、扩大了酸碱概念；2、酸碱概念有相对性；3、酸碱相互依存；4、没有了盐的概念共轭酸碱对:仅相差一个质子的一

8、对酸、碱。中性物质:不能给出质子，也不能接受质子的物质。两性物质:既能给出质子，也能接受质子的物质。碱:能接受质子的物质。质子的接受体。1、基本概念例：HClH+＋Cl-[Al(H2O)6]3