高职高专：《无机化学》课程电子教案（PPT教学课件）第三章 电解质溶液和离子平衡

第三章电解质溶液和离子平衡 第一节强电解质溶液 第二节水的电离和溶液的PH值 第三节弱酸弱碱的离解平衡 第四节同离子效应和缓冲溶液 第五节盐类的水解 第六节酸碱质子理论 第七节沉淀和溶解平衡 第八节溶度积规则和应用

第三章 电解质溶液和离子平衡 第一节 强电解质溶液 第二节 水的电离和溶液的PH值 第三节 弱酸弱碱的离解平衡 第四节 同离子效应和缓冲溶液 第五节 盐类的水解 第六节 酸碱质子理论 第七节 沉淀和溶解平衡 第八节 溶度积规则和应用

第一节强电解质溶液 1923年, Debye及 Huckel提出离子氛( IonIc atmosphere)概念。 现点:强电解质在溶液中是完全电离的,但是由于离 子间的相互作用,每一个离子都受到相反电荷离子的束缚, 这种离子间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,电离度下降

第一节 强电解质溶液 1923 年 ， Debye 及 Hückel 提 出 离 子 氛 （ ionic atmosphere）概念。 观点：强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离 子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚， 这种离子间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，电离度下降

活度与活度系数 活度:是指有效浓度,即单位体积电解质溶液中表 现出来的表观离子有效浓度,即扣除了离子间相互作用 的浓度。以a( activity)表示。 a=I Xc ∫:活度系数,稀溶液中,∫<l;极稀溶液中,∫接近1

活度与活度系数 活度：是指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表 现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作用 的浓度。以a （activity）表示。 f：活度系数，稀溶液中，f < 1；极稀溶液中，f 接近1 a = f c

规律: ①离子强度越大,离子间相互作用越显著,活度系 数越小; ②离子强度越小,活度系数约为1。稀溶液接近理想 溶液,活度近似等于浓度。 ③离子电荷越大,相互作用越强,活度系数越小

规律： ① 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系 数越小； ② 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理想 溶液，活度近似等于浓度。 ③ 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小

第二节水的电离和溶液的PH值 水本身电离平衡 HO + HO H,O+ OH 在25°C,由电导等方法测得 [H30*]=[OH-1=1.0 X 10-7(mol/dm3) 则Kw=[H3O+]OH=1.0×1014(无量纲) K称为水的离子积,是水的电离常数。 K随温度的增加,略有增加。 K也可由△G求得 H2O0+H2O0- H3o(ag+ OH(ag) △G-237.2-237.2 237.2-1573(kJ/mol) △G298=7990gK0 △Ge 2.30RT

第二节 水的电离和溶液的PH值 水本身电离平衡 H2O + H2O H3O+ + OH– 在25 °C，由电导等方法测得 [H3O+ ] = [OH– ] = 1.0 × 10–7 （mol/dm3 ) 则 Kw = [H3O+ ] [OH– ] = 1.0 × 10–14 ( 无量纲） Kw 称为水的离子积，是水的电离常数。 Kw随温度的增加，略有增加。 Kw也可由 求得 H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH– (aq) -237.2 -237.2 -237.2 -157.3 (kJ/mol) = 79.90  Gf  G298 2.30RT G lgK T    = −  Gf

纯水时: [H30*=[0H-]=1.0 X 10-7(mol/dm3) pH=-Ig [ H3o=7=POH 加入0.10mol/dm3强酸时, IOH=Kw/Hof 1.0×1014/1.0×101 =1.0×1013(mol/dm3) 加入0.10mol/dm3强碱时, TH3o=Kw/OHI 10×1014/1.0×101 =1.0×1013( mol/dm3) 水溶液中(纯水、或酸碱溶液),HO+和OH同时存在 K是个常数。(酸溶液中也有OH,碱溶液中也有 H2O+)

纯水时： [H3O+ ] = [OH– ] = 1.0 × 10–7 （mol/dm3 ) pH = - lg [H3O+ ] = 7 = pOH 加入0.10 mol/dm3 强酸时， [OH– ] = Kw / [H3O+ ] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1 = 1.0 × 10–13（mol/dm3 ) 加入0.10 mol/dm3 强碱时， [H3O+ ] = Kw / [OH– ] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1 = 1.0 × 10–13（mol/dm3 ) 水溶液中 (纯水、或酸碱溶液）， H3O+ 和OH– 同时存在， Kw是个常数。（酸溶液中也有OH–，碱溶液中也有 H3O+ ）

2溶液的pH值 DH=-lgHTT pOH=-Ig or-] p11+pOH=14

2 溶液的pH值 lg[ ] + pH = − H pH + pOH =14 lg[ ] − pOH = − OH

3酸碱指示剂 HIn表示石蕊 HIn 蓝 n =([H+×[In])/[HIn] 当c(HIn)>c(In)时,溶液呈红色,是酸性 当c(HIn)<<c(In)时,溶液呈蓝色,是碱性 [HIn] [H+]=K;0× LIn 在[HIn]/[In]≥10或[HIn]/[In-]≤0.1时, 指示剂颜色变化 指示剂变色范围是[H]在0.1~10之间

3 酸碱指示剂 HIn表示石蕊 HIn H+ + In− 红 蓝 = ([H+]  [In−])/[HIn] 当c (HIn) c (In−)时，溶液呈红色，是酸性 当c (HIn) c (In−)时，溶液呈蓝色，是碱性 [HIn] [H+] =Ki θ  ─── [In−] 在 [HIn] /[In−]  10或 [HIn] /[In−]  0.1时， 指示剂颜色变化 指示剂变色范围是 [H+] 在0.1  10之间。 →←

第三节弱酸弱碱的离解平衡 元弱酸、弱碱的解离平衡 1、电离常数和解离度 HAc ho HO+ Ac K -[a HA HAc] 弱酸:K0 H 弱碱: OH K Co-LOH OH

一、一元弱酸、弱碱的解离平衡 1、电离常数和解离度 HAc + H2O = H3O+ + Ac−   [ ] 2 HAc H a a a K HAc H Ac a + =  = + −    [ ]0 2 c H Ka + =    [ ]0 H K c a  = +   [ ]0 OH K c b  = +   [ ] 0 2 − − − = c OH OH Ka  弱酸： 弱碱： 第三节 弱酸弱碱的离解平衡

解离度: H

解离度： C0 Kb   = 0 0 0 0 C K C K C C H a a    = = = +