基础化学第三章电解质溶液案例.ppt

第三章 电解质溶液 Electrolyte Solutions 第一节 强电解质溶液理论 强电解质和弱电解质 定义：电解质是溶于水中或熔融状态下能导电的化合物，这些化合物的水溶液称为电解质溶液。 第一节 强电解质溶液理论 强电解质和弱电解质 电解质可分为强电解质和弱电解质两类。在水溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解质。例如 Na+Cl- Na+ + Cl- (离子型化合物) HCl H++ Cl- (强极性分子) 弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。例如： HAc H+ + Ac- 第一节 强电解质溶液理论 解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分子总数之比。单位为一，可以百分率表示。  第二节 酸碱的质子理论 质子酸碱的概念 酸碱的定义 酸：能给出质子(H+)的物质 (质子给体) 酸可以是分子、阳离子或阴离子。 第二节 酸碱的质子理论 质子酸碱的概念 酸碱的定义 碱：能接受质子的物质 (质子受体) 碱可以是分子、阳离子或阴离子。 第二节 酸碱的质子理论 酸释放一个质子形成其共轭碱；碱结合一个质子形成其共轭酸。 酸、碱得失质子的反应式是酸碱半反应式。 酸碱半反应两边是共轭酸碱对。 第二节 酸碱的质子理论 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称为两性物质。 第二节 酸碱的质子理论 酸碱反应的实质——共轭酸碱对之间的质子传递反应 第二节 酸碱的质子理论 酸碱反应的方向——较强酸、碱反应生成较弱酸、碱 第二节 酸碱的质子理论 四、水的质子自递平衡 水的质子自递平衡和水的离子积 第二节 酸碱的质子理论 水的质子自递平衡和水的离子积 [H2O]看成常数，与K合并 Kw= [H3O+][OH-] 简作 Kw= [H+][OH-] 质子自递平衡常数Kw又称水的离子积 0℃时 Kw= 1.10×10-15 25℃时 Kw= 1.00×10-14 100℃时 Kw= 5.50×10-13。 第二节 酸碱的质子理论 水的质子自递平衡和水的离子积 水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 25℃的纯水中 [H+] = [OH-] = =1.00×10-7.00 mol·L-1 中性溶液中 [H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol·L-1 酸性溶液中 [H+] ＞1.0×10-7 mol·L-1＞ [OH-] 碱性溶液中 [H+] ＜1.0×10-7 mol·L-1＜ [OH-]  第二节 酸碱的质子理论 水溶液的pH 定义： pH=-lg 稀溶液中， pH = -lg［H+］ 类似的， pOH = -lg［OH-］ 298.15K， pH + pOH=14。 溶液中H+浓度为1 mol·L-1～10-14 mol·L-1时，pH值范围在0~14。 如果溶液中H+浓度或OH-浓度大于1 mol·L-1时，直接用H+或OH-的浓度来表示。 第二节 酸碱的质子理论 人体各种体液的pH值 第三节 弱酸和弱碱的解离平衡 酸和碱的解离平衡常数 HB + H2O B- + H3O+ 稀溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为 Ka称为酸解离平衡常数。 第三节 弱酸和弱碱的解离平衡 酸和碱的解离平衡常数 Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释放质子能力的大小。 Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时为强酸。 HAc ＞ HCN ＞ NH4+ Ka 1.74×10-5 6.16×10-10 5.59×10-10 一些弱酸的Ka非常小，常用pKa表示，它是酸的解离平衡常数的负对数。 第三节 弱酸和弱碱的解离平衡 2.酸和碱的解离平衡常数 类似地，碱B?在水溶液中有下列平衡 B- + H2O HB + OH Kb为碱解离平衡常数。 Kb的大小表示碱接受质子能力的大小，Kb值愈大，碱性愈强。 pKb是碱的解离平衡常数的负对数。 第二节 酸碱的质