第二章 电解质溶液与离子平衡.pptVIP

拉平效应和区分效应（了解） * 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） 81 91 61 92 92 40 86 解离度 Ba(OH)2 NaOH H2SO4 HNO3 HCl ZnSO4 KCl 电解质 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） （ion atmosphere ) ，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（Arrhenius ? 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- = 2 NH3 HCl(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Br?nsted和劳莱Lowry在1923年提出） 酸碱质子理论的主要思想： 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+ + H2O NH4+ = 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（conjugate acid-base pair）： 满足关系酸=质子+碱的酸和碱.例 酸 == H+ + 碱 HCl == H+ + Cl – HAc == H+ + Ac– H2CO3 == H+ + HCO3- HCO3- == H+ + CO32- H2O == H+ + OH