第四章-电解质溶液和离子平衡ppt课件.ppt

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1、4.3弱电解质的解离平衡4.2强电解质溶液4.4缓冲溶液4.5盐类的水解4.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡4.1近代酸碱理论简介第四章电解质溶液和离子平衡第一节近代酸碱理论简介一、酸碱质子理论P88酸——能给出质子的物质。例：HAc、H3PO4碱——能接受质子的物质。例：Ac-、CO32-1.酸碱的定义2.酸碱的形式酸质子+碱HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共轭酸碱对之间只差一个H+既可以给出质子又可以接受质子的物质为两性物质3.酸碱的强度⑴酸碱的强度给出质子能力越强——酸性越强接

2、受质子能力越强——碱性越强⑵酸越强，其对应共轭碱碱性越弱碱越强，其对应共轭酸酸性越弱例：酸强度HA>HB>HC共轭碱强度A-

3、质溶液<1，a1.0mol/L时，用[H+]表示。[H+]<1.0mol/L时，用pH表示。⑵pH=-lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性[H+]=[OH-]pH=7中性[H+]<[OH-]pH>7碱性同理：pOH=-lg[OH-]即pH+pOH=14二、一元弱

4、酸、弱碱的解离平衡HAcH++Ac–1.解离常数：NH3·H2ONH4＋＋OH－解离常数的意义：①解离常数的大小反映了弱电解质解离的趋势。越大，弱电解质解离程度越大。②与弱酸、弱碱的浓度无关。③与温度有关。（注：由于解离过程的热效应较小，室温下可忽略对解离常数的影响。）2.解离度3.解离常数和解离度的关系设HA的浓度为Cmol/L，解离度为。HAH++A-起始浓度/mol·L-1c00平衡浓度/mol·L-1c(1-)ccKa=c2(稀释定律)4.一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算例：浓度为Cmol/L的HAc溶液。⑴一元弱酸HAcH

5、++Ac–①一般公式：②近似公式：例：浓度为Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱碱①一般公式：②近似公式：NH3·H2ONH4＋＋OH－例：已知25℃时，计算该温度下0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该温度下HAc的解离度。解：设解离平衡时，[H+]=xmol·L-1HAcH++Ac-起始浓度/mol·L-10.100平衡浓度/mol·L-10.1-xxxpH=-lg[H+]=-lg(1.310-3)=2.89三、多元弱酸的离解平衡H2SH++HS-HS-H++S2-1.特点：①分步。②一步比一步

6、难。——pH计算只考虑第一级解离。例：室温下，H2S饱和溶液的浓度为0.10mol·L-1，求溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]、[OH-]。⑴由于Ka1>>Ka2，故求[H+]时只考虑第一级解离。解：设H2S饱和溶液中[H+]=xmol·L-1起始浓度/mol·L-10.1000H2SH++HS-平衡浓度/mol·L-10.10-xxx⑵设：平衡时[S2-]=yHS-H++S2-起始浓度/mol·L-1xx0∵很小，HS-解离很少，即y非常小∴x-y≈xx+y≈x平衡浓度/mol·L-1x-yx+yy由上述计算可知：H2SH++HS-

7、HS-H++S2-讨论：H2S2H++S2-室温下，H2S饱和溶液的浓度约为0.1mol·L-1H2S溶液中[H+]≠2[S2-]四、影响解离平衡的因素：1.同离子效应：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-平衡移动方向同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象。——降低解离度例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入固体NaAc0.1mol(假定溶液体积不变)，计算溶液中的H+浓度和HAc的解离度。x=[H+]=1.75×10-5mol·L-10.10+x≈0.100.10

8、00.10平衡浓度/(mol·L-1)0.10–xx0.10+x解：HAcH++Ac－0.10-x≈0.10初始浓度/(mol·L-1)由于Ka较