第三章-酸碱解离平衡-课件.ppt
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1、1,第三章 酸碱解离平衡,2,第三节 酸碱理论,第二节 弱电解质溶液,第一节 强电解质溶液,第四节 水电解平衡和溶液的PH值,3,电解质,强电解质和弱电解质,可溶性电解质,难溶性电解质,强电解质,弱电解质,电解质分类:,4,二、离子的活度和活度因子,一、强电解质溶液理论要点,第一节 强电解质溶液,5,强电解质(strong electrolyte):在水溶液中能完全解离成离子的化合物。,特点:1、不可逆性;2、导电性强;,例如:,(离子型化合物),(强极性分子),6,从一些实验结果表明,强电解质在溶液中得解离度都小于100%。,7,强电解质溶液理论要点,1923年Debye P和Hckel E
2、提出了电解质离子相互作用理论(ion interaction theory)。,其要点为:,强电解质在水中是全部解离的;,离子间通过静电力相互作用,每一个离子都被周围电荷相反的离子包围着,形成所谓离子氛(ion atmosphere)。,8,由于离子氛的存在,离子间相互作用而互相牵制,使溶液中的离子不能百分之百地发挥离子应有的效能。,使溶液中自由离子的浓度降低。,离子氛模型,9,离子的活度和活度因子,活度(activity):它是电解质溶液中实际上能起作用的离子浓度。符号为a,单位为1。,活度aB与摩尔浓度cB的关系为:,aB=cB/c,式中B称为溶质B的活度因子(activity facto
3、r),c 为标准摩尔浓度(即 1molL-1)。,10,实验方法只能得到电解质溶液离子的平均活度因子。,11,(2)通常把中性分子的活度因子视为1。,(1)当溶液中的离子浓度很小时,活度接近浓度,即 B 1。,(3)对于弱电解质,因其离子浓度很小,B 1。,溶液愈稀,离子间的距离愈大,离子间的牵制作用愈弱,离子氛和离子对出现的机会愈少,活度与浓度间的差别就愈小。,规 律,12,其定义为:,式中,ci和 zi分别为溶液中第i 种离子的物质的量浓度和该离子的电荷数.I 的单位为molL-1。,离子强度(ionic strength),13,平均活度因子与溶液的离子强度关系:,式中,z 和z分别为正
4、、负离子所带的电荷数,A 为常数,I 是以molL-1为单位时离子强度的值。只适用于离子强度小于0.02molL-1的极稀溶液,Debye-Hckel 公式,14,计算下列溶液的离子强度:(1)0.10molL-1NaNO3溶液;(2)0.10molL-1Na2SO4溶液;(3)0.020molL-1KBr+0.030molL-1ZnSO4溶液。,解:(1)0.10molL-1NaNO3溶液;,例 3-2,15,(2)0.10molL-1Na2SO4溶液;,(3)0.020molL-1KBr+0.030molL-1ZnSO4溶液,16,试计算0.010molL-1NaCl溶液在25的离子强度、
5、活度因子、活度和渗透压力。,解:,由计算可知,对于11价型的强电解质在数值上等于浓度。,17,根据,i cBRT,i 2,实验测得值为43.1kPa,与上述用离子活度计算的值比较接近,与不考虑活度时的计算值(49.6kPa)相差较大。,18,第二节 弱电解质溶液,1、弱电解质的离解平衡2、弱电解质离解平衡的移动,19,弱电解质(weak electrolyte):在水溶液中只有少部分分子解离成阴、阳离子,大部分以分子状态存在。,特点:1、可逆性,存在一个动态的解离平衡;2、导电性弱。,例如:醋酸的解离平衡如下式所示:,20,解离度(degree of ionization):符号为 是指在一定
6、温度下当解离达到平衡时,已解离的分子数与解离前分子总数之比。,在平衡状态下,弱电解质在水溶液中的解离程度的大小可以定量地用解离度来表示:,表达式:,电解质愈弱,解离度就愈小!,21,解离度的大小可通过测定电解质溶液的依数性如Tf、Tb或 等求得。,22,弱电解质的离解平衡(Dissocation equilibrium of weak electrolyte),(一)一元弱酸、弱碱的解离平衡,(二)多元弱酸或弱碱的离解,23,弱电解质在水溶液中只有一部分电离,始终存在着分子与离子之间的电离平衡。以HAc为例,其离解方程式为:,一般简写为:,24,弱电解质分子与其离子之间的平衡。,弱电解质的离解
7、平衡(Dissocation equilibrium of weak electrolyte),用Ka 表示弱酸的离解常数用Kb 表示弱碱的离解常数(例如:一元弱碱氨水),pKa=-lgKa,pKb=-lgKb,K与弱电解质的本性和温度有关与浓度无关,25,(一)一元弱酸、弱碱的解离平衡,设HAc的浓度为c,离解度为a,达到平衡后:,c-ca ca ca,26,奥斯特瓦尔德(Ostwald)稀释定律(dilution law),当K很小时,也很小,可认为1-1,,或,注意:只有当a5,或c/K500时才能使用上式(此时误差小于2),27,例 在25时,已知(1)0.100molL-1 HAc溶
8、液的解离度为1.32%;(2)0.0100molL-1HAc溶液的解离度为4.1%,求HAc的解离常数,28,某浓度为0.1mol/L的一元弱酸,其离解度1=0.2%,若将该溶液稀释,则其离解度将增加到2=0.4%,计算稀释后,该弱酸溶液的浓度.,即:0.1(0.2)2=c2(0.4)2,c2=0.025(mol/L),即稀释后该一元弱酸的浓度为0.025mol/L.,29,多元弱酸(或弱碱)在水溶液中的离解是分步进行的,称为分级离解。例如:H3PO4,其离解分三步完成,每一步都有相应的离解平衡,每一级解离都有其对应的解离常数。,二 多元弱酸或弱碱的离解,30,H3PO4的三级离解:,多元弱电
9、解质的离解,31,2 弱电解质离解平衡的移动,32,影响解离平衡的因素,1、温度(影响并不显著)2、同离子和盐的影响,33,同离子效应(common ion effect),在弱电解质溶液中,加入一种与该弱电解质具有相同离子的强电解质时,弱电解质的解离度会降低。这种现象叫作同离子效应。,HAc H+Ac-,34,例4 25时lL浓度为0.100molL-1 HAc溶液中加入0.100molL-1 NaAc后(设溶液总体积不变),HAc的解离度有何变化?(已知25时醋酸的Ka=1.7610-5),解:(1)求出未加NaAc时HAc的离解度:因c/K500,35,(2)当在lL浓度为0.100mo
10、lL-1HAc溶液中加入0.100molNaAc后,,36,因为HAc的解离度很小,加入NaAc后,由于同离子效应,使HAc的解离度更小,则x很小。因此,,HAc0.100 x0.100molL-1 Ac0.100 x0.100molL-1,x=1.7610-5,故:,即 H+1.7610-5molL-1,0.0176,HAc的解离度由原来的1.33%降低到0.0176%。,37,在弱电解质溶液中加入与弱电解质无关的强电解质盐类时,该弱电解质的解离度会增大,这种现象称为盐效应。,盐效应(salt effect),38,例5 在0.100molL-1HAc溶液中,加入NaCl使其浓度为0.100
11、molL-1,计算HAc的解离度,解:由于溶液中有强电解质NaCl存在,离子浓度较大,这时应用活度代替浓度计算,即,39,在离子强度不太大的溶液中,可假设未解离的HAc的活度与其浓度相等,即它的活度系数为1。又因+=rc,-=rc,H=Ac,则上式可写成:,HAc离解产生的H和Ac浓度很小,溶液的离子强度主要是由NaCl引起的。,40,当I0.100molL-1时,H、Ac等一价离子的平均活度系数r=0.78,加入NaCl后使HAc的离解度从1.33%增大到1.70%。,41,二、酸碱电子理论(自学),一、酸碱质子理论,第三节 酸 碱 理 论,42,1887年阿仑尼乌斯(S.Arrhenius
12、)对酸碱的本质提出了看法,即酸碱电离理论。他认为:,1、凡是解离出的阳离子全部是H的物质叫酸(acid)2、凡是解离出的阴离子全部是OH-的物质叫碱(base)3、酸碱反应的实质H 和OH-结合生成水,酸 碱 电 离 理 论,43,酸碱电离理论的优点,解释了一部分含有H+或OH-的物质在水溶液中的酸碱性,酸碱电离理论的局限,1、把酸碱反应只局限于水溶剂中;2、必须含有可解离的H+或OH-;,44,1923年,J.N.Bronsted和T.M.Lowry分别提出了酸碱质子理论,他们认为:,凡能给出质子(H+)的分子或离子都是酸(acid)。,凡能接受质子(H+)的分子或离子都是碱(base)。,
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