基础化学电解质溶液

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1、第三章电解质溶液ElectrolyteSolutions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。+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)HClH++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：HAcH++Ac-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。通常0.1mol·kg-1溶液中，强电解质α>30%；弱电解质

2、α<5%.例某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度b(HA)为0.1mol·kg-1，测得此溶液的△Tf为0.19℃，求该物质的解离度。解设HA的解离度为α，HA(aq)H+(aq)+A-(aq)平衡时/mol·kg-10.1-0.1α0.1α0.1α[HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α)mol·kg-1根据△Tf=Kfb0.19K=1.86K·kg·mol-1×0.1(1+α)mol·kg-1α=0.022=2.2%校正系数i与解离度α的关系1)AB型电解质AB(aq)A+(aq)+B-(aq)平衡时c-cαcαcαic=[(c-cα)+cα+cα]

3、=c+cαi=1+α2)AB2（或A2B）型电解质AB2(aq)A2+(aq)+2B-(aq)平衡时c-cαcα2cαic=[(c-cα)+cα+2cα]=c+2cαi=1+2α强电解质溶液理论要点电解质离子相互作用，离子氛存在，致使离子间相互作用而互相牵制，表观解离度不是100%。离子的活度和活度因子活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓度，有效浓度的值就是活度aB。活度因子：γB称为溶质B的活度因子。离子的活度aB=γB·bB/bObθ为标准态的浓度(即1mol·kg-1)。由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般γB<1当溶液中的离子浓度很小，且离

4、子所带的电荷数也少时，活度接近浓度，即γB≈1。溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，不过不象离子的区别那么大，所以，通常把中性分子的活度因子视为1。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。离子的平均活度因子γ±1-1价型电解质的离子平均活度因子：离子的平均活度：一些强电解质的离子平均活度因子(25℃)离子强度：离子的活度因子是溶液中离子间作用力的反映，与离子浓度和所带电荷有关近似计算时，也可以用ci代替bi。I的单位为mol·kg-1。例计算：(1)0.010mol·kg-1NaCl溶液的离子强度、活度因子、活度和25

5、℃时的渗透压。解(1)I=1/2[b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)]=[0.010mol·kg-1×(+1)2+0.010mol·kg-1(-1)2]=0.010mol·kg-1c(NaCl)≈0.0089mol·L-1根据П=icBRT,i=2П=2×0.0089mol·L-1×8.314J·mol-1·K-1×298.15K×1KPa·L/1J=44kPa(2)0.020mol·kg-1KBr+0.030mol·kg-1ZnSO4溶液的离子强度。解：I=[b(K+)z2(K+)+b(Br-)z2(Br-)+b(Zn2+)z2(Z

6、n2+)+b(SO42-)z2(SO42-)]=[(0.020mol·kg-1)(+1)2+(0.020mol·kg-1)(-1)2+(0.030mol·kg-1)(+2)2+(0.030mol·kg-1)(-2)2]=0.14mol·kg-1对于1-1价型及2-2价型的强电解质，I=bZ2。故上述可简化计算：I=I(KBr)+I(ZnSO4)=0.020mol·kg-1×12+0.030mol·kg-1×22=0.14mol·kg-1Debye—Hückel理论：平均活度因子对于较高离子强度的溶液或第二节弱电解质溶液的解离平衡一、弱酸、弱碱的解离平衡及

7、其平衡常数HA(aq)+H2O(l)A-(aq)+H3O+(aq)稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，Ka称为酸解离常数。Ka是水溶液中酸强度的量度。Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时为强酸。HAc＞HClO＞HCNKa1.75×10-53.9×10-86.2×10-10一些弱酸的Ka非常小，常用pKa表示，它是酸解离常数的负对数。类似地，碱B‑在水溶液中有下列平衡B(aq)+H2O(l)BH+(aq)+OH-(aq)Kb为碱解离平衡常数。pKb是碱解离常数的负对数。酸HAKa(aq)pKa(aq)共轭碱A-H3O+//H2OH2C2O45.6×10-

8、21.25HC2O4-H3PO46.9×10-32.16H2PO4-HC2O4-