12第一章_1.2电解质溶液.ppt

1.2 电解质溶液 酸碱质子理论（布朗斯特酸碱理论，1923） 酸碱的强弱：通过给出或接受质子的难易来体现。 共轭酸的酸性越强,其共轭碱的碱性越弱； 共轭碱的碱性越强,其共轭酸的酸性越弱。 例如，HCl, HAc, HCN 的酸性依次减弱, Cl-, Ac-, CN- 的碱性依次增强。 酸碱电子理论 2 酸碱离子平衡及pH值计算 一、水的离解和pH标度 纯水有微弱的导电能力 H2O ? H++OH- 　　实验测得295K 时1升纯水仅有10-7mol 水分子电离，所以：[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 根据化学平衡原理： 　　　　　　　 以后浓度单位用 mol/L，简写作： Kw= [H+][OH-] pH = 7 则 pOH = 7 中性溶液。 pH 7 则 pOH 7 酸性溶液, pH越小酸性越强。 pH 7 则 pOH 7 碱性溶液, pH越大碱性越强。 二、一元弱酸弱碱的解离平衡 当? 5％ 或 c酸/Ka ?500时 1-? ≈1 　 即Ka≈c? 2 　　∴ ? = 共轭酸碱对的Ka与Kb的关系 例2 计算 0.01 mol·L-1 二氯乙酸（HA）溶液的pH值。已知此酸的 Ka? = 3.32×10-2。 解: 若直接用公式计算 当c碱/Kb ?500时 　 　　∴ ? = 例3 求浓度为 0.1 mol·L-1 NH3 溶液pH值和NH3 的解离度。NH3 的 Kb=1.76×10-5。 解： c/Kb 500, [OH-] = (cKb)1/2 = 1.33×10-3, pOH = 2.88 pH = 11.12 α= (Kb/c)1/2 = 1.33% 例4 求浓度为0.1mol·L-1 NaAc 溶液的pH值和NaAc的水解度。HAc的Ka=1.76×10-5。 解： Kb = Kw/Ka =(1.00×10-14)/(1.76×10-5) = 5.68×10-10 c/Kb500, [OH-] = (cKb)1/2 = 7.54×10-6, [H+]=1.33×10-9 pH = 8.88 α= [OH-]/c = (7.54×10-6)/(0.1) = (7.54×10-3)% 三、 多元弱酸、弱碱的离解平衡 由于 Ka1 Ka2 ，即 Ka1/Ka2 104 时，H+ 主要来源于第一步解离，因此计算溶液中 c(H+)时，只考虑第一步解离，可近似把它作为一元弱酸，用 Ka1 来计算。 例5 计算 0.1 mol/L H2S 溶液的pH值和 S2- 浓度。 多元弱碱：如Na2CO3、 K3PO4，其Kb可由多元弱酸的Ka计算： CO32- + H2O HCO3- + OH- Kb1= Kw/ Ka2(H2CO3) HCO3- + H2O H2CO3 + OH- Kb2= Kw/ Ka1(H2CO3) 例6 求浓度为 0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液的pH 值和 Na2CO3 的电离度。 解：计算多元弱碱 [OH-] 时，可以只考虑第一级电离： CO32- + H2O HCO3- + OH- Kb1= Kw/ Ka2(H2CO3) = (1.00×10-14)/(5.61×10-11)=1.78×10-4 c/Kb1500, [OH-]=(cKb1)1/2 = 4.22×10-3 mol·L-1, [H+]= 2.37×10-12 mol·L-1 pH= 11.63 α=[OH-]/c = (4.22×10-3)/(0.1) = 4.22 % 一 、同离子效应 弱酸及其盐体系（ HAc － NaAc） 弱碱及其盐体系（ NH3?H2O － NH4Cl） 若在 HAc 溶液中加入不含相同离子的强电解质，由于溶液中离子间相互牵制作用增强， H+ 和 Ac- 结合成分子的机会减小，分子化的速率减小，故表现为解离度略有所增加，这种效应称为盐效应。 在发生同离子效应的同时，必然伴随着盐效应的产生。与同离子效应相比，盐效应要小得多。 能够抵抗外加少量酸、少