电解质溶液课件

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，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=[HAc]][Ac-][H式中的[H+]、[Ac-]和[HAc]均为平衡时的浓度，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。%100电解质的初始浓度已解离的浓度溶液中电解质分子总数已解离的电解质分子数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α电离常数K和电离度α影响因素：相同：都受电解质本身性质和温度的影响；不同：α受电解质浓度的影响。提到浓度对电离度α的影响，就不能不知道什么是同离子效应和盐效应。下面我们就来学习一下什么是同离子效应和盐效应，会使α增大还是减小。四、同离子效应和盐效应1、同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有共同离子的强电解质，使得弱电解质的电离度减小的现象称为同离子效应。例如：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+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，科学家们在研究酸碱物质的性质、组成及结构方面，先后提出了很多理论如：酸碱电离理论、酸碱质子理论、酸碱电子理论等。酸碱理论质子理论（1923年，丹麦化学家布朗斯特和英国化学家劳瑞）电离理论（1987瑞典阿仑尼乌斯(Arrhenius)第二节酸碱质子理论一、酸碱的电离理论１、酸碱的定义电离时生成的阳离子全部是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。2、H+离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中和反应的实质是：H++OH-H2O。局限性：只适用于水溶液，不能解释非水溶液酸碱反应；范围限制在能电离出H+或OH-，不能解释氯化铵的酸性，或碳酸钠的碱性。二、酸碱质子理论（一）酸碱的概念酸：凡是能给出质子H＋的物质（HCl,H3O+,H2O,HCO3－）碱：凡是能接受质子H＋的物质（Cl－,H2O,OH－,CO32－）酸、碱可以是阳离子、阴离子和中性分子当一种酸给出一个质子后则变成了碱，而碱接受一个质子后则变成了酸。酸碱的关系式可以表示如下：酸碱＋H+HClCl－+H+H2OOH－+H+HCO3－CO32－+H+H2CO3HCO3－+H+酸碱半反应酸和碱的相互依存关系，称为共轭关系共轭酸碱对：只相差一个质子的一对酸碱两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质酸碱质子理论中没有盐的概念一般来说：共轭酸给出质子的能力越强，酸性越强，它的共轭碱接受质子的能力就越弱，共轭碱的碱性就越弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。如：H2OH++OH-水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。(二)酸碱反应的实质按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。例如：HAc溶液显酸性是由于HAc与H2O分子之间发生了质子的传递；NH3的水溶液显碱性是由于NH3和H2O分子之间发生了质子的传递。HAc+H2OH3O+Ac-+H+酸1碱2酸2碱1H3O++OH-H2O+H2OHCl+H2OH3O++Cl-NH4++H2OH3O++NH3H2O+Ac-HAc+OH-结论：一种酸和一种碱发生反应，总是伴随着一种新酸和新碱的生成。酸1和碱1是一对共轭酸碱对，同2.酸碱反应实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应酸碱反应的方向：总是由较强的酸或是较强的碱作用，向着生成较弱的酸或较弱的碱的方向进行。HCl+NH3NH4++Cl-强烈向右方进行Ac-+H2OHAc+OH-明显偏向左方反应可在水溶液中进行，也可在非水溶剂中或气相中进行。小结：扩大了酸和碱的范围，没有盐的概念扩大了酸碱反应的范围，解释了在气相或非水溶剂中进行的酸碱反应将酸碱强度和质子传递反应结合起来。