解离平衡课件.ppt

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1、第四章　解离平衡4.1电解质溶液4.2酸碱质子理论4.3酸碱溶液的解离平衡4.44.5沉淀溶解平衡缓冲溶液电解质强电解质弱电解质4.1电解质溶液4.1.1电解质与解离度理论上，强电解质在水中全部解离，如：NaCl→Na++Cl–HCl→H++Cl-弱电解质在水中部分解离，解离过程是可逆的。可简写为解离分子化当V离解=V分子化达动态平衡，这种平衡称为解离平衡。平衡时，弱电解质的解离程度称为解离度。用α表示：已解离的分子数α=—————————×100%解离前的总分子数1、解离度的大小与电解质的本性有关。同浓

2、度的不同电解质，其解离度不同；电解质越弱，解离度越小。2、弱电解质的解离度受其浓度的影响，浓度愈小，解离度愈大。3、解离度的大小与溶剂有关。4.1.2强电解质溶液理论一般认为强电解质的解离度是100%，但根据溶液的导电性等实验证明强电解质在溶液中的解离度小于100%，什么原因造成强电解质溶液解离不完全的假象呢？1923年，德拜和休克尔提出离子氛的概念(ionicatmosphere)。认为：强电解质在溶液中是完全解离的，但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包围，形成“离子氛”。这种离子间

3、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，产生一种解离不完全的假象。离子氛示意图++++++++++———————————+表观电离度强电解质的解离度与弱电解质的解离度的意义完全不同，它仅表示溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度，称强电解质的解离度为表观电离度。活度与实际浓度间的关系如下：或α称为活度（有效浓度），为活度系数，c为物质的量浓度，b为质量摩尔浓度。4.1.3活度活度：单位体积电解质溶液中，表观上所含有的离子“浓度”，称有效“浓度”，也称活度。4.1.4离子强度（I）I=

4、½×(b1z12+b2z22+……+bizi2)=½Σbizi2≈½Σcizi2式中：bi—各离子的质量摩尔浓度ci—各离子的物质的量浓度zi—各离子所带的电荷数在一定范围内,溶液的离子强度越大,离子间的牵制作用越强，活度系数就越小。4.2酸碱质子理论酸碱理论的发展酸碱电离理论（阿累尼乌斯）酸碱质子理论（布朗斯特）酸碱电子理论（路易斯）定义：凡是能给出质子（H+）的物质都是酸，凡是能接受质子的物质都是碱。4.2.1酸碱质子理论酸=H++碱处于上述等式两边中的一对酸和碱，互称为共轭酸碱。彼此通过一个H+（质

5、子）联系在一起的一对酸和碱，称为共轭酸碱对。Cl-是HCl的共轭碱HCl是Cl-的共轭酸HCl-Cl-称为共轭酸碱对1.酸和碱既可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。2.共轭酸碱对中酸越强，共轭碱越弱；反之，酸越弱，共轭碱越强。3.有些物质如H2O、HCO3-、HSO3-、H2PO4-等既能给出质子又能接受质子，称之为两性物质。由此看出：在质子理论中没有盐的概念。4.2.2酸碱反应:一切包含有质子传递过程的反应称为酸碱反应强酸的解离弱酸的解离平衡弱碱的解离平衡中和反应弱酸盐的水解弱碱盐的水解酸和碱反应的

6、实质是质子的转移，质子从酸Ⅰ转移给碱Ⅱ，从而生成酸Ⅱ和碱Ⅰ。4.2.3酸碱的强弱HAc+H2OH3O++Ac–称为弱酸的离解平衡常数。越大，酸性越强。Ac-+H2OHAc+OH–称为弱碱的离解平衡常数。越大，碱性越强。4.2.4水的离解平衡（水的质子自递反应）水的质子自递反应质子自递反应:发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用，称之。上述方程式简写为:实验测得295K时1L纯水中有10-7molH2O解离∴[H+]=[OH-]=10-7mol.L-1根据化学平衡原理=[H+]·[OH-]/[H2O]([H2

7、O]视为常数)∴[H2O]==[H+]·[OH-]=10-14称为水的离子积常数的意义：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。亦即任何物质的水溶液，不论是酸性、中性还是碱性，都是同时含有H+和OH-，只不过是它们的相对含量不同而已，但在同一溶液中[H+]·[OH-]=4.2.5共轭酸碱对中Ka与Kb的关系（一）一元酸（碱）一元弱酸HAc+H2OH3O++AcHAcAc-一元弱碱H2O+AcHAc+OH酸愈强，愈大，愈小,其共轭碱愈弱。反之亦然。例：NH3~NH4+NH3+H2ONH

8、4++OH-已知NH3的为1.78×10-5，则NH4+的为：①H3PO4+H2OH3O++H2PO4有三级解离常数=2.20×10–13=7.52×10–3=6.23×10-8②H2PO4+H2OH3O++HPO42③HPO42+H2OH3+O+PO43（二）多元酸（碱）因为>>酸性H3PO4>H2PO4>HPO42①PO43+H2OOH+HPO42②HPO42+H2OOH+H2PO4③H2PO4