基础化学课件主编祁嘉义3.ppt

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1、第一节强电解质溶液理论第二节酸碱质子理论第三节酸碱溶液pH的计算ElectrolyticSolution第二章电解质溶液第一节强电解质溶液理论解离度α(degreeofdissociation)：电解质的解离程度。电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。强电解质：水溶液中能完全解离成离子的化合物。弱电解质：水溶液中部分解离成离子的化合物。如HCl、NaOH、NaCl如HAc、NH3按定义，强电解质：=100%几种强电解质的解离度(0.10mol·L-1,298K)电解质KClHClHNO3

2、H2SO4NaOHBa(OH)2ZnSO4(%)86929261918140<100%第一节强电解质溶液理论1.强电解质在水中完全解离;(离子浓度很大）-+------++++++-一、离子相互作用理论ioninteractiontheory：2.离子间通过静电力相互作用；3.离子氛和离子对限制了离子的运动。离子氛(ionatmosphere):某一离子被相反电荷的离子包围形成。离子对：正、负离子部分缔合形成。由于离子氛（对）的存在，使得每个离子不能完全发挥其作为独立的自由离子的作用，好像是自

3、由运动的离子数减少一样。∴<100%一、离子相互作用理论强电解质溶液的浓度越大，离子氛作用越强，解离度下降得越显著。——表观解离度强电解质：表示溶液中离子间相互牵制作用的大小。弱电解质：反映电解质解离的百分数。二、离子的活度和活度因子1.活度a(activity)：2.活度因子：溶液极稀：→1，≈1；aB=B·cB/ccB实际浓度弱电解质、中性分子：≈1。离子的有效浓度。B活度因子c标准态的浓度(1mol·L-1)一般<1。反映了溶液中离子间相互牵制作用的大小。单位为1(on

4、e)三、离子强度和活度因子(略)练习1.实验测得1.0mol·L-1KCl在18℃时表观电离度为75.6％，而不是100％，其原因是A、KCl在水溶液中不能全部离解B、KCl是弱电解质C、KCl是强电解质，应全部离解，但实验误差使测得的离解度不到100％；D、KCl在水中全部离解，但由于离子互吸作用，故实验测得的离解度不到100％2.在HCl和NaCl的混合溶液中，若NaCl的浓度增大,则溶液中H+离子的活度将A、增大B、减少C、不变D、越接近其浓度复习：酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论）酸(ac

5、id)：在水中解离出的阳离子全是H+的物质。局限性：无法解释NH3的弱碱性无NH4OH第二节酸碱质子理论碱(base)：在水中解离出的阴离子全是OH-的物质。中和反应的实质是：H++OH—H2O不适用于非水体系或无溶剂体系NH3(g)+HCl(g)苯NH4Cl(s)(protontheoryofacidandbase)酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体。如：酸（一）酸碱的定义HClH++Cl-HAcH++Ac-NH4+H++NH3H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-碱：凡

6、能接受质子（H+）的物质；质子的接受体。H3O+H++H2OH2OH++OH-碱质子+酸碱半反应一、酸碱质子理论1.酸和碱可以是分子，也可以是阳、阴离子。（一）酸碱的定义特点：2.既是酸又是碱（两性物质）如HCO3-,H2O。3.没有“盐”的概念。如NaCl中Cl–为碱；NH4Ac中为两性物质例：下列各组属于共轭酸碱对的是A.H3PO4—H2PO4-B.H2CO3—CO32-C.H3O+—OH-D.H2PO4-—HPO42-E.H2PO4-—PO43-F.HAc—Ac-共轭酸碱对H++B-HBHB

7、—B-酸碱共轭关系酸碱质子+(conjugateacid-basepair)练习：1.指出下列物质何者为酸，何者为碱？并写出其共轭酸（碱）。H2O、H3O+、NH3、H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、CO32-、OH-只能为酸：H3O+、H2CO3、NH4+、H2S、只能为碱：NH3、CO32-、OH-两性物质：H2O、H2PO4-、HS-实质：两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。HAc+NH3NH4++Ac—-H+H++H+（二）酸碱反应的实质适用范围：水溶液、非水溶剂或气相中的

8、反应。HCl(g)+NH3(g)苯NH4Cl(s)H+（二）酸碱反应的实质中和水解H3O++OH-H2O+H2OH2O+Ac-HAc+OH-NH4++H2OH3O++NH3解离HCl+H2OH3O++Cl-HAc+H2OH3O++Ac-NH3+H2ONH4++OH-以上反应：酸碱反应（三）酸、碱的相对强度酸给出质子能力越强，酸性越强，其共轭碱的碱性越弱；碱接受质子能力越强，碱性越强，其共轭酸的酸性越弱；HCl—强酸1.与酸碱本性有关Cl-—较弱的碱HAc—弱酸Ac-—较强的碱酸性H