电解质溶液1基础化学.ppt

评 价： 酸碱电离理论仅适用于水溶液中，由于是最早提出的一种现代酸碱理论，所以也称为经典的酸碱理论，对人类认识酸碱现象起到巨大的作用，在化学史上占有重要位置。虽然这一理论的全部内容已经为质子理论所包含，但由这一理论所产生的酸、碱、盐的概念，及电离、水解等反应还是经常使用。 1923年由丹麦的Br?nsted和英国的Lowry同时提出，该理论可以用于水溶液和非水溶液中，及其它有质子转移的反应中。 共轭酸碱的特点： 酸比它的共轭碱多一个质子。 酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。 某酸碱对中的酸，在另一酸碱对中是碱的物质是两性物质。 一般情况下，弱电解质的?不超过5%，则1- ? ≈1 难溶强电解质：如AgCl、AgI、AgBr、 CaCO3、BaSO4、CuS、 Mg(OH)2 、Fe(OH)3??? 一、溶度积和溶度积规则 例： （一）难溶电解质的溶解度 e.g: 已知Ksp,AgCl＝ 1.77 ? 10-10， Ksp,Ag2CrO4＝ 1.12 ? 10-12，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度 解：（1）设AgCl的溶解度为S1（mol ·L-1),则： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 平衡 S1 S1 解： 练习： 总结： 一、离子氛： 两性物质溶液 最简式： Ka为两性物质作为酸的酸常数 Ka’为两性物质作为碱时其共轭酸的酸常数 【例】计算0.10mol·L-1NaHCO3溶液pH值。已知H2CO3的Ka1=4.5×10-7, Ka2=4.7×10-11. 解: = 4.6×10-9(mol·L-1) ∴ pH= 8.34 = 4.5×10-7×4.7×10-11 √ [H+]= Ka·Ka ’ = Ka2·Ka1 √ √ 【例】计算0.1mol·L-1NH4Ac溶液的pH值。已知NH3的Kb=1.8×10-5， HAc的Ka=1.75×10-5。 解： ∴ pH=7.01 = (1.0×10-14/1.8×10-5)×1.75×10-5 = 9.86×10-8(mol·L-1) √ [ H+]= Ka·Ka’ = (Kw/Kb) ·Ka’ 两性阴离子 Ka1和 Ka2分别是H2CO3的1,2级离解常数。 [H+]= Ka1·Ka2 pH= 1/2(pKa1+pKa2) √ HCO3- H2PO4- : [H+]= Ka1·Ka2 HPO42- : [H+]= Ka2·Ka3 √ √ Ka1,Ka2,Ka3 分别为H3PO4的1,2,3级解离常数。 结论: 两性阴离子溶液的PH与溶液浓度无关。 【思考题】下列哪两种溶液的pH值相等？ ① 0.2 mol·L-1 NaHCO3溶液 ② 0.2 mol·L-1 NaAc溶液 ③ 0.1mol·L-1 NaHCO3溶液 ④ 0.1mol·L-1 NaAc溶液 答案: ①与③ [H+]=√Kac pH值的计算： 最简式 一元弱酸 [H+]=√Ka1c 多元弱酸 [OH-]=√Kbc [OH-]=√Kb1c 一元弱碱 多元弱碱 先求 [H+] 先求 [OH-] 注意公式使用条件 两性物质 [H+]=√KaKa’ 求下列溶液等体积 混合后的[H+] 0.1mol·L-1 0.1mol·L-1 0.05mol·L-1 HAc + NaOH NaAc NH3 + HCl NH4Cl H2CO3 + NaOH NaHCO3 NaHCO3 + NaOH Na2CO3 Na2CO3 + HCl NaHCO3 NaHCO3 + HCl H2CO3 NaAc + NH4NO3 NH4Ac 规律： 1、判断溶液是酸、碱或两性溶液 2、 一元酸： 一元碱： [H+]= √ Ka C [OH-]= Kb C √ 3、 多元酸碱： 当作一元酸碱 H2CO3 HCO3 - CO32- Ka1 Ka2 Kb1 Kb2 [H+]= √ Ka1 C [H+]= √ Ka1Ka2 [OH-]= Kb1 C √ H3PO4 H