电解质溶液和离子平衡(教案)

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1、第三章电解质溶液和离子平衡第一节强电解质在溶液中的状况一、离子氛的概念1923年，德拜(P.J.W.Debye)和休格尔(E.HUckel)提出强电解质理论。其耍点：①强电解质在水中是完全电离的如离子型化合物:NaCl>KC1>NaOH、KOH等强极性键化合物：HC1,H2SO4(H+HSOD等制。离子氛示意图在导电性实验中,②离子之间相互作用，使离子的行动并不自由。离子在溶液中的运动受离子氛的牵00%0O®㊀㊉㊀9©O®0QO0决定导电性强弱有两个因索:①溶液中离了的多少②离子的迁移速度。离了迁移速度的变慢，因此，根据溶液的

2、导电度测得的电离度就降低了，这时测得的电离度称为表观电离度。电解质电离式表观电肉度/%氯化钾KC1-K+C186硫酸锌ZnSO->Zn2++SO?40盐酸HCl-If+CT92硝酸HNO-H+NO-92硫酸H2SO4—H+HSOj-61氢氧化钠NaOH-Na+OH-91蛍氧化锁Ba(0H)2-*Ba2*+20H-81二、活度和活度系数由于离子间的相互牵制，离子的行动并不完全口由，使离子的有效浓度比实际的计算浓度耍低。1907年，Lewis(路易斯)提出了离了活度的概念a=有效浓度活度f“折扣”活度系数XC计算浓度(f<1)对强

3、电解质來讲，而弱电解质或难溶电解质，离子浓度小，离子间的影响也小，f->1第二节水的电离和溶液的PH值本节以平衡原理为依据，讨论弱电解质11«的电离平衡。一、水的离子积实验表明,纯水也有微弱的导电性-HH2/0ZHHK=[H][0H]/[H20]・・・乩0的电离极弱，电离掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数。・•・[£][0盯=K[H2O]=KwKw：常数・：在一淀温度下，[H‘][OH]为一常数,25°C纯水中,[H]=10mol/L=[OH]・・・Kw=[H][OH]=1014对纯水

4、或在纯水中加入酸、碱或其它物质（浓度较稀）都适用。在纯水中加入酸，[『]t,[OH]I,在纯水中加入碱,[OH-]t,[X],而[H][OH「]=Kw不变二、溶液的PH值1、什么叫PH值？PI1=-lg[ir]POH=-lg[OH]25°C吋,PH+POH=PKw=14(25°C)[H]Wlmol/L,[OH]Wlmol/LIFf：[的=[OH]时,屮性，[H]=107,PH=:7[1门>[0H]时，酸性，[H*]>10-7,PH<7[『]<[OH]时，碱性，[H+]<10-7,PH>72、PH值的计算[『]=mX10"mo

5、l/L,PH=-lg(X10_n)=n-•lgm[OH]=mX10nmol/L,POH=-lg(n)X10")=n-lgmPH=14-POH二14-n+lgm例：已知U「]=5.6X10mol/L,贝ljPH=5-lg5.6=4.25已知PH=0.25,贝lj[H+]=10_025=0.562mol/L3、PH值的测定（1）酸碱指示剂是一种有机染料，为有机弱酸或弱碱,它们的分子或离子在不同的PH值时，因为本身结构变化而呈现不同的颜色。如：甲基橙：Hln=H+In红色黄色加入酸，平衡左移，呈红色加入碱，平衡右移，呈黄色各种指示剂

6、有一定的变色范围。而采用复合指示剂，可以使所显示的PH值范围更窄。PH试纸就是多种酸碱指示剂混合、浸透,可以识别PH差值1,甚至0.2-0.3o(2)PH计可以读出小数点后两位数字。第三节弱酸弱碱的电离平衡一、一元弱酸和弱碱的电离平衡1、一元弱酸的电离平衡聽蠶;弱酸部分电离，大部分以未电离分子HA二H"+A电离常数：Ka(ha>=[H][A]/[HA]Ka意义：表示弱酸的电离能力的强弱。厉越人，酸性越强。25°C时：HAKaIIC00I11.77X10HAc1.75X10HC1O2.80X10HCN6.20X10VKa(HA)

7、=[H][A]/[HA]又[旳=[A-]；[HA]〜C.[H+]=JCKa2、一元弱碱的电离平衡BOH二+0H-电离常数:Kb（BOH）=[B4][OH]/[BOH]同样，Kb越人，碱性越强如：NHb+H2O=NH；+OH'电离常数：Kb（NH3）=[NT][OH]/[NHs]Ka、Kb与其它平衡常数一样，与浓度无关，而与T有关。3、电离度（a）己归离的电财址度蜩电解质的起始舷X100%（相当于转化率）H+Ac5c0c$-ca+Cac平衡C-CaCaHA0+CaCa当电解质很弱时，电离度很小，（C/KdN500）,可以认为1

8、-a（此时误差W2%）则：Ka=Ca2f«a(C/K&500时)稀释溶液：Cl,而岛与浓度无关，则atKa(HA>=[H"][A]/[HA]=CaXCa/(C-Ca)=Ca2/l-a又,也不变，Cl,I・••稀释溶液,at,不能认为H]f，而应是Io同样对于一元弱碱：(C/K