电解质溶液与离子平衡(I)

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1、第二章电解质溶液与离子平衡§2-1强电解质溶液理论复习：电解质——熔融或溶解状态能电离（导电）的物质。电解质强电解质——弱电解质——能完全电离的电解质只能部分电离的物质称弱电解质。NaOH、HCl、BaCl2（强酸、强碱和大部分的盐类）HAc、H2S、NH3（弱酸弱碱类等化合物）非电解质CH4、CCl4、C6H12O6（大部分的有机化合物）在溶液中不能发生电离的化合物化合物问题：强电解质水溶液完全解离，解离度应该100%，但电导实验解离度小于100%。强电解质水溶液实验测定解离度（表观解离度）（298K,0.10mol/L）电解质KClZnSO4HClHNO3H2

2、SO4NaOHBa(OH)2解离度86409292619181强电解质理论基本思想：（1923年，德拜（Debye）和休克尔（Hückel）提出）1、强电解质在水溶液中是完全电离的，但离子的表现不是100%的。2、一个离子存在着较多的异号离子（离子氛）（ionatmosphere)，离子和它的“离子氛”之间存在相互作用，使离子不能100%发挥作用。离子氛示意图++++++++++———————————+离子氛是一个平均统计模型，虽然一个离子周围的电荷相反的离子并不均匀，但统计结果作为球形对称分布处理。每一个离子氛的中心离子同时又是另一个离子氛的反电荷离子的成员。由

3、于离子氛的存在，离子间相互作用而互相牵制，强电解质溶液中的离子并不是独立的自由离子，不能完全自由运动，因而不能百分之百地发挥离子应有的效能。Debye-Hückel的电解质离子相互作用理论合理地解释了强电解质的表观解离度不是100％的原因。3、离子强度I：衡量溶液中离子和它的“离子氛”之间存在相互作用的强弱。4、“有效浓度”：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度C′=fC“活度”(activity)：有效浓度的相对浓度（后续课程会作明确的讨论）说明：在基础化学的讨论中，特别是稀溶液，一般作近似处理：f(γ)≈1§2-2酸碱质子理论简单复习阿伦尼乌斯（Arrheniu

4、s1887年）电离理论电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫酸；电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。局限：无法解释Na2CO3，Na3PO4呈碱性；NH4Cl显酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为，如液氨中：NH4++NH2-=2NH3HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(s)这是一典型的酸碱反应，其中也并无OH-出现。针对这些情况，人们又分别提出了酸碱质子理论和路易斯酸碱理论。这两个理论解决了电离理论所不能解决的问题，并且扩大了酸和碱的范围。再例如一、酸碱质子理论（布朗斯特Brönsted和劳莱Lowry在1923年提出）酸碱质子理论的主

5、要思想：酸（acid）——凡能给出质子（H+）的分子或离子。给出质子的能力越强，酸性越强。碱（base）——凡能接受质子（H+）的分子或离子。接受质子的能力越强，碱性越强。酸=H++碱HCl=H++Cl–HAc=H++Ac–H2CO3=H++HCO3-HCO3-=H++CO32-H2O=H++OH–H3O+=H++H2ONH4+=H++NH3酸和碱不是孤立的，酸给出质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成为酸。酸=H++碱共扼酸碱对（conjugateacid-basepair）：满足关系酸=质子+碱的酸和碱.例酸==H++碱HCl==H++Cl–HAc==H+

6、+Ac–H2CO3==H++HCO3-HCO3-==H++CO32-H2O==H++OH–H3O+==H++H2ONH4+==H++NH3NH3==H++NH2-1、根据酸碱质子理论,写出下列分子或离子的共轭酸的化学式:（或下列物质哪是酸，哪是碱？）SO42-、S2-、H2PO4-、HSO4-、NH32、写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：NH4+、H2S、H2SO4、H2PO4-、HSO4-HSO4-、HS-、H3PO4、H2SO4、NH4+NH3、HS-、HSO4-、HPO42-、SO42-拉平效应和区分效应（了解）例如在非水溶剂如甲醇中，可以区分出氢卤酸的

7、相对强弱为HI>HBr>HCl，甲醇是这些强酸的区分溶剂，甲醇的作用称为区分效应。拉平效应溶剂使物质的相对酸碱性区分不出来的作用，称为溶剂的拉平效应。该溶剂称为拉平溶剂。例如HCl、HI、H2SO4、HNO3和HClO4等在水中都是强酸，所以水是这些物质的拉平溶剂，水的这种作用称水的拉平效应。同理，液氨对HAc和HCl具有拉平效应，是HAc和HCl的拉平溶剂，醋酸对NaOH和NH3具有拉平效应，是NaOH和NH3的拉平溶剂。区分效应溶剂能使物质的相对酸碱性区分出来的作用，称为溶剂的区分效应。该溶剂称为区分溶剂。§2-3水溶液中的质子转移平衡及有关计算一、水的质子自

8、递作用和溶