无机化学-孙东-第二章 电解质溶液.pptVIP

第二章 电解质溶液 第一节 强电解质溶液理论 第二节 酸碱理论 第三节 水溶液中的质子转移平衡及有关计算 Electrolytic Solution 第二章 电解质溶液 第一节 强电解质溶液理论 根据定义，强电解质在水中完全解离， ?=100% 几种强电解质的表观解离度(0.10mol·L-1, 298K) 电解质 KCl HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2 ZnSO4 ?(%) 86 92 92 61 91 81 40 ?100% 一、离子相互作用理论 1.强电解质在水中完全解离； 2.由于阴阳离子之间的相互作用，形成“离子氛”； - + - - - - - - 阴离子“氛” + + + + + + - 阳离子“氛” 3. 离子氛的存在使得离子运动不完全自由。 ∴ 解离度? 100% 称为表观解离度 - + - - - - - - + + + + + + - 二、离子的活度和活度系数 1. 活度（?）：有效浓度 2. 活度系数 ? 一般 ? 1 ? = ? c c 实际浓度 ? 活度系数 活度系数 ? 的 大小主要取决于离子间的相互作用 (1)稀溶液中的离子浓度很小，活度接近浓度，即? ≈1。 (2)溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，通常把中性分子的活度因子视为1。 (3)对于弱电解质溶液，因其离子浓度很小，一般可以把弱电解质的活度因子也视为1。 三、离子强度与离子活度系数的关系 1．离子强度I c 某种离子的浓度 z 某种离子的电荷 例 计算把0.10mol·L-1K3[Fe(CN)6]溶液和0.10mol·L-1K2SO4溶液等体积混合后的溶液的离子强度 。 解：等体积混合后，各物质浓度均减半： = 0.45 C（ K3[Fe(CN)6]）= C（ K2SO4）= 0.050mol·L-1 C（ K +）= 0.050×5=0.25mol·L-1 C（ [Fe(CN)6] 3-）= 0.050mol·L-1 C（ SO42-）= 0.050mol·L-1 离子强度表征离子间相互作用的强弱 2.德拜－休克尔极限稀释公式 活度系数 ?与离子强度I成反向关系 离子强度I取决于离子的浓度与电荷 第二节 酸碱理论 一、酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论） 凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能解离出OH-的物质是碱(base)。 酸碱反应的实质是：H++OH-===H2O。 局限性： 无法解释许多不含有H+和OH-也表现出酸碱性 不适用于非水体系或无溶剂体系 NH3(g)+HCl(g) 苯 NH4Cl(s) 二、酸碱质子理论 (一) 酸碱定义 凡能给出质子（H+）的物质称为酸凡能接受质子（H+）的物质称为碱 如： 酸 明显进步： 脱离了水的限制 酸碱的相互联系 着眼于反应 碱 HAc H+ + Ac- 酸碱共轭关系 共轭酸碱对： 一种酸释放一个质子后形成其共轭碱， 一种碱结合一个质子后而形成其共轭酸 。 共轭酸比它的共轭碱多一个质子。 质子理论没有盐的概念，如Na2CO3，在电离理论中称为盐，但酸碱质子理论则认为CO32-是碱，而Na+是非酸非碱物质。 NH4+ H+ + NH3 H2SO3 H+ + HSO3- HSO3- H+ + SO32- 酸 碱 酸碱半反应式 仅仅是酸碱共轭关系的表达形式，并不是一种实际反应式. 例如HAc在水溶液中是酸 HAc H+ + Ac- H2O + H+ H3O + + HAc H2O + H3O+ Ac- H + 酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。 如： 电离反应 HAc + H2O H3O+ + Ac- H2O + NH3 NH4+ + OH- 扩大酸碱反应的范围 中和 水解 H3O+ + OH- H2O + H2O H2O + Ac- HAc + OH- NH4+ + H2O H3O+ + NH3 酸碱反应在非水体系下也能进行： NH3(g)+HCl(g) 苯 N