普通化学第三章第一节).ppt

* * 溶 液 中 的 化 学 平 衡 ? 酸碱平衡 ? 沉淀溶解平衡 ? 配位平衡 ? 电化学平衡（氧化还原平衡） ——溶液中的“四大化学平衡” 第三章 引言——电解质的概念 * 溶液中能传导电流的物质叫电解质。 * 常见的电解质有： 酸、碱、盐。 * 它们在溶液中之所以能导电，是因为它们在水溶液中发生了电离，产生正、负离子。在溶液中能自由移动的带电离子，是电流的载体。 M+A- = M+ + A- 根据电解质在溶液中电离的程度，可将电解质分类： 强电解质：在溶液中全部电离成离子，主要有： 强酸：HClO4 HCl HNO3 强碱：KOH NaOH Ba(OH)2 盐类：NaCl KCl 弱电解质：在溶液中部分电离。部分以离子的形式存在，部分 以分子的形式存在，主要有： 弱酸：H2S H2CO3 HCN 弱减：NH3 Al(OH)3 Ca(OH)2 少数几种金属盐： ZnCl2 CdCl2 HgCl2 (卤化物） 弱电解质的电离，是个可逆的过程。这个可逆过程的终点（电离的限度）是建立电离平衡，这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。 第一节： 溶液中的酸碱平衡 ?弱酸弱碱的电离平衡 ?酸碱质子理论 ?同离子效应和缓冲溶液 第三章：溶液中的化学平衡 一、弱酸、弱碱的电离平衡 1、一元弱酸、弱碱的电离平衡 （1）电离平衡与电离平衡常数 弱酸、弱碱为弱电解质，在水中部分电离，电离产生的正、负离子与未电离的分子间建立如下的化学平衡： 弱酸： HAc + H2O H3O+ + Ac- 简写为： HAc H+ + Ac- 其平衡常数，即弱酸的电离常数： 其中： C—实际浓度 mol / L， [ ]—相对浓度 （纯数）。 弱碱： NH3 + H2O NH4+ + OH- 简写为： HAc H+ + Ac- 其平衡常数，即弱碱的电离常数： 注意要点 * Ka、Kb 表示了弱酸、弱碱在电离方面的本质特性。只与温度有关，与浓度无关。 * 常见 弱酸、弱碱的电离常数，有表可查。（p71) * 水的浓度不包括在平衡常数表达式内。 (2)电离度与平衡常数的关系 电离度?——即电离的百分数。它与电离平衡常数之间的关系，分析如下： 设有弱电解质（弱酸）的电离平衡： H A H+ + A- 未电离时的浓度： [HA]0 0 0 电离达到平衡时的浓度： (1- ?)[HA]0 ?[HA]0 ?[HA]0 上式中如果 Ka 10-4 , 且 [HA] 0.1, 则电离百分数很小，1- ? ? 1，则： 此式说明：电解质溶液的电离度与浓度的平方根成反比，即浓度越稀电离度越大，以离子形式存在于溶液中的比例越多——稀释定律。 对上式进行变换： 对于弱碱，同样有： MOH M+ + OH - 2、多元弱酸、弱碱的电离平衡 含有多个可电离的质子的酸——多元酸 多元酸的电离是分步进行的，以H2S为例说明如下： 一级电离： H2S H+ + HS- 二级电离： HS- H+ + S2- 总电离： H2S 2H+ + S2- Ka? =