《电解质溶液》课件

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1、第二章电解质溶液第一节弱电解质溶液的解离平衡第二节酸碱质子理论第三节酸碱溶液pH的计算本章学习要求充分理解弱电解质的解离平衡移动原理掌握质子理论、共轭酸、共轭碱的概念熟悉弱酸弱碱酸常数Ka碱常数Kb的概念熟练掌握酸碱pH值计算第一节弱电解质溶液的解离平衡回忆关于：电解质和非电解质电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导电的化合物根据电离程度大小，可将电解质分为：强电解质弱电解质完全电离不完全电离强酸、强碱、大多数盐弱酸、弱碱、部分盐一弱酸、弱碱的解离平衡弱电解质在水溶液中的电离是可逆的HAc＋H2OAc－＋H3O+解离平衡：在一定温度下，

2、当分子解离成离子和离子结合成分子的速率相同时，溶液中各组分的浓度不再发生改变，即达到动态平衡，这种状态称为解离平衡。注意：1.达到平衡的标志：正、逆反应速率相等，2.弱电解质分子和离子间达到的是一种动态平衡当反应达到平衡时，正反应和逆反应仍在继续进行1）.当外界条件改变时，弱酸弱碱的解离平衡就会遭到破坏，又建立起新的解离平衡。像这种因平衡状态被破坏而建立新的平衡的过程，叫做解离平衡的移动。2）.平衡移动方向遵循勒夏特列原理。如果改变影响平衡的一个条件（如温度、浓度），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。3.平衡受外界因素的影响a．温度

3、对化学平衡的影响弱酸弱碱的解离反应是一个吸热的过程HAcH++Ac－温度↑，平衡右移→温度↓，平衡左移←b.浓度对化学平衡的影响例如：往HAc溶液中加入NaAc、HCl、NaOH或者NaCl溶液时，解离平衡会发生什么样的移动呢？二、弱酸、弱碱的解离平衡常数1.定义：电离平衡常数：电离达到平衡时，已经电离的各离子浓度，以化学计量数为指数的幂次方乘积与未电离的分子浓度的比值是一常数，简称解离常数。用K来表示。2.以一元弱酸HAc为例，它的电离平衡和解离常数可以表示如下：HAcH++Ac-K=式中的[H+]、[Ac-]和[HAc]均为平衡

4、时的浓度，单位以mol/L表示。常用Ka——酸，Kb——碱；3.影响因素：内因：弱电解质的本性；外因：溶液的温度。注意：与浓度无关；例如：一定温度温度下1mol/L,0.1mol/L的HAc的电离常数一定。4.意义：解离常数的大小可以反映弱电解质（弱酸、弱碱等）解离的趋势。通过比较相同温度下的解离常数Ka（或Kb)值的大小，判断弱酸（或弱碱）酸性（或碱性）的相对强弱。值越大的相对酸性（或碱性）越强。见课本P9表2-1三、解离度为了定量的描述电离的程度我们来学习解离度。1.定义：一定温度下，弱电解质达到解离平衡时溶液中已解离的弱电解质分子

5、数与弱电解质分子总数的比值，成为该弱电解质的解离度，用α表示。例如：25℃时，0.1mol/LHAcα=1.33%表示：一万个醋酸分子中有133个发生了电离。2.影响因素：内因：弱电解质的本性；外因：溶液的温度，溶液浓度通常说某种电解质溶液的电离度都是指一定温度和一定浓度时的电离度。3.意义：反映电解质的相对强弱。根据25℃，0.1mol·L-1电解质溶液的α判断强弱:>30%强电解质<5%弱电解质5~30%中强电解质αHAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)平衡浓度c–cαcαcα初始浓度c00稀释定律：在一定温度下(Ka为定值)，

6、弱电解质的解离度随着溶液的稀释而增大。越稀越电离115%≈-

7、Ac–(aq)Ac–(aq)+NaNaAc(aq)(aq)+平衡移动方向2、盐效应在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不具有共同离子的强电解质而使弱电解质的电离度略有增大的现象称为盐效应。例如，在1L0.1mol/LHAc溶液中加0.1molNaCl,会使HAc的解离度由原来的0.013上升至0.017。原因：加入不具有共同离子的强电解质时，溶液中离子的浓度显著增大，离子间相互牵制作用增强，减少了离子结合成分子的机会，从而导致弱电解质的电离度增大。同离子效应破坏原来弱电解质的解离平衡，使平衡向左移动，离子结合成分子。所以使解离度减小。盐效应

8、使电解质溶液中的离子数增多，组织已经解离的离子碰撞结合成分子。所以使解离度增大。同离子效应发生的同时也有盐效应。盐效应一般影响较小，非精确计算不考虑第二节酸碱质子理论酸碱是两类重要的电解质，科学家们在研究酸