[理化生]第二章1 电解质溶液.ppt

第二章 电解质溶液 ; 第一节 电解质溶液的依数性 第二节 强电解质溶液 第三节 弱电解质溶液 第四节 难溶电解质的沉淀平衡;1、掌握活度、活度系数、离子强度的概念及其相互 关系。 2、掌握同离子效应的概念及计算。 3、掌握溶度积、溶度积规则和溶度积与溶解度之间的换算。掌握应用 KSP进行计算，并能判断沉淀的生成与溶解。 4、熟悉稀释定律和弱电解质的电离平衡的特点。 5、了解离子互吸理论、盐效应的概念。 6、自学电解质溶液的依数性。;电解质 (electrolyte) 在水溶液或熔融状态下能导电的化合物; 稀溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点降低和渗透压，都是由于难挥发性的非电解质的加入而引起溶剂性质的变化，这些性质变化取决定于溶液中溶质的质点数，而与溶质的本性无关，溶液的这些性质称为稀溶液的依数性或通性。 对于电解质溶液，由于电解质在水中电离为离子，使溶液中溶质粒子数目增多，离子之间有相互作用，情况变得很复杂，因而依数性出现反常。 ;;;; 如果是非电解质浓溶液，则溶液中的溶质质点浓度大，质点间的相互影响加强，使溶液的依数性发生偏差；如果是电解质溶液，溶液的依数性发生了很大的偏差，必须在公式中引入校正系数 i 进行校正。即 Δp= i·K·bB ΔTb= i·Kb·bB ΔTf= i·Kf·bB Л= i·CBRT 结论：溶液越稀， i值越大。对于某一电解质来说， i 有一定的最大值，在极稀的溶液中， 1-1型（如NaCl、KNO3）电解质i的极限值为2； 1-2型或2-1型（如Na2SO4、BaCl2）的电解质i的极限值为3，其余类推。;; 1923年德拜(P.Debye)和休克尔(E.Huckel)提出了强电解质理论，即离子互吸理论，要点如下： ① 强电解质在水溶液中完全电离。 ② 离子间通过静电力相互作用，每一个离子都被周围带异号电荷的离子包围着，阳离子周围有较多的阴离子，阴离子周围有较多的阳离子。将中心离子周围的那些异性离子群叫做“离子氛”。 ; 应该说，溶液中离子的分布应该 看成是很多“离子氛”交错在一起的复 杂系统，而绝不能看成是一个个相互 独立的“离子氛”。由于离子在不断运 动着，所以“离子氛”不断地拆散，但 又随时形成。 也正是由于“离子氛”的存在，使得 离子间相互作用而相互牵制。因此， 强电解质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 100%地发挥离子应有的效能。 ; 离子间相互作用→离子氛 →互相牵制→不是独立的自由离子→不能完全自由运动→不能百分之百地发挥离子的效能→表观解离度＜理论解离度 (如 ：NaCl =Na+ + Cl- 表观解离度 100% )→ 离子的有效浓度(即表观浓度) ＜ 理论浓度。; 例如，当电解质溶液通电时，阳离子向阴极移动，但它的“离子氛”却向阳极移动，这样，离子迁移的速率显然就比自由离子慢，因此溶液的导电性就比理论值低一些，产生一种电离不完全的假象；又如，在测量电解质溶液的依数性时，由于离子与它的离子氛之间的相互作用，使人们觉得发挥作用的离子数少于电解质完全电离时应有的离子数目。 显然，溶液中离子的浓度越大，离子所带的电荷越多，离子与它的离子氛之间的相互作用越强。; 由此可见，通过实验测得的强电解质的电离度，并不代表强电解质在溶液中的实际电离度，而仅仅反映了强电解质溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度。 故实验测得的强电解质溶液的电离度称为“表观电离度”（apparent degree of ionization）。 ; 把电解质溶液中，实际上可起作用的离子浓度称为有效浓度，也称活度（activity)，用a表示。 a等于离子的实际浓度c乘上一个校正系数f，即 a = f·c 　　　校正系数f称活度系数(activity coefficient)，活度系数直接反映了溶液中离子间相互牵制作用的强弱。 ;; 注意： 在我们经常接触的计算中，溶液的浓度一般很低，离子强度也较小，例如在下节要讨论的弱电解质溶液和难溶性强电解质溶