第八章弱酸和弱碱的解离平衡.ppt

第8章 酸碱解离平衡 §8.2 盐的水解 整理后可得： 进行化简得： 第8章 酸碱解离平衡 §8.2 盐的水解 在一定的条件下，弱酸弱碱盐水溶液的H+与盐溶液浓度无关，只与相应酸或碱的解离常数有关。 3. 酸式盐（既电离又水解） 例：求0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH。 解： 第8章 酸碱解离平衡 §8.2 盐的水解 §8.3 电解质溶液理论及酸碱 理论的发展 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 8.3.1 强电解质溶液理论 电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导 电的化合物。 强电解质：在水中几乎全部解离 。 弱电解质：在水中仅部分解离 。 电离度大小的影响因素：浓度 温度 电离度（α） 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 1、离子强度 1923年，Debye 及Hückel提出强电解质溶液理论。 观点：强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，其表现是： 溶液导电能力下降； 电离度下降； 依数性异常。 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 bi ：溶液中第i种离子的浓度， Zi：第i种离子的电荷 离子强度 I 表示了离子在溶液中产生的电场 强度的大小。 离子强度越大，正负离子间作用力越大。 离子强度I：衡量溶液中正、负离子的作用情况。 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 活度：指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作用的浓度。以a（activity）表示。 f：活度系数，稀溶液中， f 1； 极稀溶液中，f 接近1。 2、活度与活度系数 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 规律： ① 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系数越小； ② 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于浓度。 ③ 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数 越小。 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 3、盐效应 （1） 定义： 在弱酸或弱碱溶液中,加入不含相同离子的易溶强电解质,而使平衡向右移动,弱电解质的解离度增大的现象称为盐效应。 （2） 原因： 易溶强电解质的加入,溶液中离子强度增大，使离子间相互作用增强。 8.3.2 酸碱质子理论 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 (Proton Theory of Acid-Base) 1. 酸碱的定义 凡是能给出质子(H3O+)的物质都是酸 凡是能得到质子(H3O+)的物质都是碱 既能给出质子又能得到质子的物质是两性物质 如: HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+ 如: Cl- AC- CO32- NH3 [Fe(H2O)5(OH)]2+ 如: HCO3-, H2O 2. 酸碱反应的术语 根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，碱得到质子变成酸——共轭关系。 通式 酸 H+ + 碱 酸碱半反应 因质子得失而相互转化的每一对酸碱——共轭酸碱对。 (conjugated pair of acid-base) 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 酸总是较碱多一个正电荷，酸碱可以是分子，阳离子，阴离子。 H2PO4- H+ + HPO42- NH4+ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ H+ + Fe(H2O)5(OH)2+ 例如 第8章 酸碱解离平衡 §8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展 故 c(H+)≈c1(H+) ① 多元弱酸中 ②纯二元弱酸中 ③混合酸中 c(S2-) ≈ Ka2 由于 Ka1 Ka2 与初始浓度无关 （条件：c 400Ka ) 第8章 酸碱解离平衡 §8.1 弱酸和弱碱的解离平衡 例：计算0.100mol·L-1H2S溶液中的H3O+， OH-，S2- 浓度和溶液pH 。 （1）c(H3O+)