第二章+电解质溶液与离子平衡[可修改版ppt]
合集下载
电解质溶液与离子平衡(2)
1、水中的情况：
水的质子自递反应：
H2O + H2O 酸1 碱2
H3O+ + OH酸2 碱1
简写：H2O
H+ + OH-
达到平衡时：
Kａ Ｈ ３ Ｏ ａ ＋ ２ Ｈ ａ ２ Ｏ Ｏ－ Ｈ ＝ ［ｃ ｛ ３ Ｏ ［ Ｈ ＋ ］ ２ Ｏ Ｈ ［｝ ｃ ２ ］ Ｏ － ］ ＝ Ｈ ［３ Ｏ ［ Ｈ ＋ ］ ２ Ｏ Ｈ［ ２］ － Ｏ ］Ｈ
ｃ
整理课件
13
H2O + H2O
H3O+ + OH-
简写：H2O
H+ + OH-
整理课件
9
共扼酸碱对（conjugate acid-base pair）：
满足关系酸=质子+碱的酸和碱.例
酸 == H+ + 碱
HCl == H+ + Cl –
HAc == H+ + Ac–
H2CO3 == H+ + HCO3-
HCO3- == H+ + CO32-
H2O == H+ + OH–
H3O+ == H+ + H2O
离子氛是一个平均统 计模型，虽然一个离子 周围的电荷相反的离子 并不均匀，但统计结果 作为球形对称分布处理。
—
+
—
+
—
+— + — +
— 整理课件
+
+—
—
+
离子氛示意图
+
—+ +—
— 3
第二章 电解质
H2NO3+ + HSO4- HNO3为弱碱
2. 水的质子自递作用和溶液的 pH
(1)水的自递作用和离子积
H
+
H2O + H2O
OH + H3O
-
+
[H3O ][OH ] K [H 2O][H 2O]
•
[H2O]看成常数，与K合并 Kw= [H3O+][OH-] 简作 Kw= [H+][OH-] 质子自递平衡常数Kw又称水的离子积 0 ℃时 Kw= 1.10×10-15 25℃时 Kw= 1.00×10-14 100℃时 Kw= 5.50×10-13。
注意：共轭酸碱对是不能单独存在的半反应
2.2.2 酸碱反应的实质
如： HCl + H2O
HAc + H2O
H3O+ + ClH3 O+ + Ac解离
H2O + NH3
H3O+ + OH-
NH4+ + OHH2O + H2O 中和 水解
H2O + AcNH4+ + H2O H+ A1 B2 或
HAc + OHH3O+ + NH3 H+ A2 B1
两性物质: 既能给出质子，又能接受质子
H2O , HCO3- , H2PO4 -, HPO42-
HB
酸 共轭
B- + H+
碱
BH—B-为共轭酸碱对（cojugate pair of acid-base)
例：下列各组属于共轭酸碱对的是 2A．H3PO4—H2PO4 B. H3PO4—HPO4 32C. H3PO4—PO4 D. H2PO4 —HPO4 323E. H2PO4 —PO4 F. HPO4 —PO4
《溶液和离子平衡》课件
温度
离子浓度
温度升高，沉淀溶解平衡向溶解方向移动 ；温度降低，沉淀溶解平衡向结晶方向移 动。
离子浓度越高，沉淀溶解平衡越偏向结晶 方向；离子浓度越低，沉淀溶解平衡越偏 向溶解方向。
沉淀物性质
压力
不同沉淀物的溶解度不同，因此其沉淀溶 解平衡常数也不同。
压力对沉淀溶解平衡的影响较小，但在高 压下，某些气体在水中的溶解度会发生变 化，从而影响沉淀溶解平衡。
《溶液和离子平衡》ppt课件
contents
目录
• 溶液的组成和性质 • 离子平衡 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 溶液和离子平衡的应用
01
溶液的组成和性质
溶液的定义和分类
定义
溶液是由溶质和溶剂组成的均一、稳 定的混合物。
分类
根据溶质和溶剂的关系，溶液可分为 均相溶液和非均相溶液；根据溶液中 溶质的存在形式，可分为分子溶液、 离子溶液和胶体溶液。
05
溶液和离子平衡的应用
在化学工业中的应用
化学反应
溶液中的离子平衡对化学反应的 进行有着重要影响，如酸碱反应
、沉淀反应等。
物质分离与提纯
通过离子交换、萃取等方法，利用 离子平衡原理进行物质的分离与提 纯。
工业废水处理
利用离子平衡原理，通过调节废水 中的离子浓度，实现废水的处理和 资源化利用。
在环境科学中的应用
中和反应的平衡常数是一个重要的化学参数，它决定了反应的平衡点，即在一定温 度下，溶液中酸碱反应达到平衡时的氢离子和氢氧根离子的浓度。
酸碱平衡的影响因素
酸碱物质的浓度
压力
酸碱物质的浓度是影响酸碱平衡的重 要因素。当加入新的酸或碱时，会打 破原有的平衡状态，导致平衡移动。
第2章 化学平衡与电解质溶液[可修改版ppt]
![第2章 化学平衡与电解质溶液[可修改版ppt]](https://img.taocdn.com/s3/m/5ead0b6069dc5022abea0022.png)
压强引起平衡移动的v-t图分析
对于反应前后气体分子数目不变的反应
H2(g)＋I2(g)
2HI(g)
V
V
V(正)
V正= V逆
V(正)
V(逆)
V(逆)
V正= V逆
0 ⑤增大压强 t
0
⑥减小压强
t
V正＝V逆 平衡不移动 压强引起平衡移动的相关v-t图分析
3、温度变化对化学平衡的影响
温度的改变对正逆反应速率都会产生影 响，但影响的程度不同，温度的变化对吸热 反应的速率比放热反应的率影响大。
mA+nB
pC+qD
在一定温度下达到平衡状态时，反应物和产物的平 衡浓度之间保持如下关系
Kc =
在一定温度下，可逆反应达到平衡时，各生成物浓度以 其系数为幂的乘积与各反应物浓度以其系数为幂的乘积的 比值为平衡常数。（P24）
➢ 平衡常数是某一可逆反应的特性常数，与反应温度有关， 与浓度无关；
➢ 同一反应在不同温度下，其平衡常数不同；
具体表现在：
升高温度，正、逆反应速率都增大，但增大的 倍数不一样，吸热反应增大的倍数大。 降低温度，正、逆反应速率都减小，但降低的 倍数不一样，吸热反应降低的倍数大。
3、温度变化对化学平衡的影响
V
V吸热
V(正)
V放热
V(逆)
0 ①升高温度 t
结论：其他V条吸件＞不V变放，平升衡高向温吸度热平方衡向向移吸动热反应方向 移动
温度引起平衡移动的相关v-t图分析
3、温度变化对化学平衡的影响
V
V(正)
V放热
V(逆)
V吸热
0
②降低温度
t
结移论动：其他V放条＞件V吸不变平，衡降向低放温热反度应平方衡向向移放动热反应方向
高考化学复习电解质溶液中的离子平衡教学课件
高考化学复习 电解质溶液中的离子平衡ppt
3.溶液的pH计算方法： （1）单一溶液的pH计算： 先求出溶液的H+浓度或OH-浓度，再代入公式计算。 pH＝－lgc(H＋) pH＝14＋lgc(OH-)（常温） ①强酸（HnA）溶液： 若浓度为a mol·L-，c(H+)=nc mol·L-，pH=-lgna ②强碱（B(OH)n）溶液： 若B(OH)n浓度为b mol·L-，c(OH-)=nbmol·L-， pH＝14＋lgc(OH-)=14+lgnb
c(H ) c(H )酸V酸 c(OH )碱V碱 V酸 V碱
pH＝－lgc(H＋)
c(OH ) c(OH )碱V碱 c(H )酸V酸 V酸 V碱
pH＝14＋lgc(OH-)
高考化学复习 电解质溶液中的离子平衡ppt
高考化学复习 电解质溶液中的离子平衡ppt
【链接高考】
1.(2007-全国卷I)室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是
H2S⇌H++HS- HS- ⇌H++S2c.强中有弱：
NaHCO3=Na++HCO3- HCO3-⇌H++CO32-
3.电离平衡常数：
当弱电解质达到电离平衡时，电解质电离出的 离子浓度的幂之积与其浓度之比，就是电离平衡常数， 简称电离常数。 CH3COOH⇌H++CH3COO- Ka
NH3∙H2O⇌NH4++OH-
醋酸比较： ①H+ 浓度：盐酸大于醋酸 。 ②溶液pH：盐酸小于醋酸。 ③导电能力：盐酸的导电能力强。等体积稀
释后还是盐酸的导电能力强。
高考化学复习 电解质溶液中的离子平衡ppt
高考化学复习 电解质溶液中的离子平衡ppt
【PPT课件】电解质溶液与离子平衡有色彩
2018/12/19 17
体液紊乱包括:
①容量紊乱：即容量过多(水肿)、容量不足
(脱水)；
②渗透压紊乱：即体液张力减低(低渗血
症)、体液张力增高(高渗血症)；
③酸碱平衡失调：即酸中毒及碱中毒； ④体液各种溶质浓度紊乱：如钾、钠、钙、
镁、葡萄糖、尿素及氨基酸等浓度过高或过低等。
均为病态
2018/12/19 18
12
平均活度系数
lg A z z I
对于较高离子强度的溶液
Azi I lg i 1 I
2
或
lg
A z z I 1 I
2018/12/19
13
例3-1 分别用离子浓度和离子活度计算0.020mol· L1 NaCl溶液在298K时的渗透压力,并加以比较。 解：⑴ 用离子浓度计算
2018/12/19 27
Kw 的意义：
一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。
水的解离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。
水的离子积常数与温度的关系
T/K 273 291 295 298 323 373
2018/12/19
Kw 1.5×10-15 7.4×10-15 1.00×10-14 1.27×10-14 5.6×10-14 7.4×10-13
29
3.3.2 酸碱在水溶液中的质子转移平衡
（一）一元弱酸溶液
H
+
HAc + H2O
或 HAc
H3O + Ac
H + Ac
+ ﹣
+
﹣
[H ][Ac ] Ka [HAc]
+
体液紊乱包括:
①容量紊乱：即容量过多(水肿)、容量不足
(脱水)；
②渗透压紊乱：即体液张力减低(低渗血
症)、体液张力增高(高渗血症)；
③酸碱平衡失调：即酸中毒及碱中毒； ④体液各种溶质浓度紊乱：如钾、钠、钙、
镁、葡萄糖、尿素及氨基酸等浓度过高或过低等。
均为病态
2018/12/19 18
12
平均活度系数
lg A z z I
对于较高离子强度的溶液
Azi I lg i 1 I
2
或
lg
A z z I 1 I
2018/12/19
13
例3-1 分别用离子浓度和离子活度计算0.020mol· L1 NaCl溶液在298K时的渗透压力,并加以比较。 解：⑴ 用离子浓度计算
2018/12/19 27
Kw 的意义：
一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。
水的解离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。
水的离子积常数与温度的关系
T/K 273 291 295 298 323 373
2018/12/19
Kw 1.5×10-15 7.4×10-15 1.00×10-14 1.27×10-14 5.6×10-14 7.4×10-13
29
3.3.2 酸碱在水溶液中的质子转移平衡
（一）一元弱酸溶液
H
+
HAc + H2O
或 HAc
H3O + Ac
H + Ac
+ ﹣
+
﹣
[H ][Ac ] Ka [HAc]
+
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
液氨是HCl和HAc的拉平溶剂
2.区分效应
能把各种不同酸的强度区别开来的效应称为区分效应。
具有区分效应的溶剂叫做区分溶剂。
例如：
HNO3、H2SO4、HCl和HClO4 这四种酸在冰醋酸中是不同强度的酸
因为： 冰醋酸的碱性较水弱
H C lO 4 + H A c H 2 A c + + C lO 4 - Ka=2×107 H 2 S 4 + H O A c H 2 A c + + H S O 4 - Ka= 1.3×106
HB + H2O B- + H2O
H3O+ + BHB + OH-
Ka
[H3O][B] [HB]
Kb [HB[]B[O-]H]
K aK b[H 3 [O H ][]B B []H []B -][B O ][H H 3O ][O ] H
KaKb Kw KW为水的离子积常数
共轭酸碱对中，酸的强度越大，共轭碱的强度越小 碱的强度越大，共轭酸的强度越小
解：⑴ 用离子浓度计算
=icRT=2×0.020×8.314×298=99.1(kPa)
⑵ 用离子活度计算
I1(0.02 10 20.02 10 2)0.020 2
lg 0.50 1(9 1)0.020 0 .0720
0.847
Π i c R 2 T 0 .0 0 2 .8 0 8 4 .3 7 2 19 4
第二章+电解质溶液 与离子平衡
一、离子相互作用理论
1.强电解质在水中完全解离
2.阴、阳“离子氛”互相牵制，离子运动不完全自
由
-
-
-
-
-
+
++ +
+
-
+
-
-
+
阴离子“氛”
阳离子“氛”
⒊ 离子对的存在使得自由离子浓度下降
∴ 表观解离度小于 100% 几种强电解质的表观解离度（0.10mol/L,298K）
= 84.0(kPa)
实验测定值 86 kPa
第二节 酸碱理论
酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论）
凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能 解离出OH-的物质是碱(base)。
中和反应的实质是：H++OH- ===H2O。 局限性：
NH3解离不出OH-
不适用于非水体系或无溶剂体系
苯
NH3(g)+HCl(g)
NH4Cl(s)
酸碱质子理论
（一） 酸碱定义
凡能给出质子（H+）的物质称为酸 凡能接受质子（H+）的物质称为碱
如：
酸
HCl
碱 H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
NH4+
H+ + NH3
H2SO3
H+ + HSO3-
HSO3-
H+ + SO32-
⒈ 酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子。
⒉ 酸和碱具有相对性。
H+ H C A cl H 2 A c + + C l- Ka=1.0×103 Ka=22
显然，酸的强度：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3
冰醋酸是上述四种酸的区分溶剂
酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的 范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的局限性，解决 了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应。
关于酸碱的定量标度问题，应用平衡常数来定量 地衡量在某溶剂中酸或碱的强度，这就使酸碱质子理 论得到广泛应用。
（四）溶剂的拉平效应和区分效应
1.拉平效应
HCl和HAc是两种强度显著不同的酸,但在液氨中均表现出强酸性。 H+ C N3 lHN4+ H +- Cl H+ A N3 cHN4+ H +A - c
两个反应均向右进行得很完全 二者在液氨中不存在强度上的差异。
将不同强度的酸拉平到溶剂化质子(如氨合质子)水平 的效应称为拉平效应。具有拉平效应的溶剂称为拉平溶剂。
+
H
+
H
A1 + B2
A2 + B1
（二） 酸碱的强度
1.酸的解离平衡常数Ka
HB + H2O
H3O+ + B-
Ka
[H3O][B] [HB]
Ka 越大，酸性越强
⒉ 碱的解离平衡常数Kb
B- + H2O
HB + OH-
Kb
[HB][OH] [B-]
Kb 越大，碱性越强
（三） 共轭酸碱对的 Ka 和 Kb 的关系
⒊ 没有“盐”的概念。
酸碱共轭关系
HB 共轭酸碱对
H+ + B HB - B
例：下列各组属于共轭酸碱对的是
A．H3PO4—H2PO4-
B. H3PO4—HPO42-
C. H3PO4—PO43-
D. H2PO4-—HPO42-
E. H2PO4-—PO43-
F. HPO42-—PO43-
H+不能单独存在 HCl + H2O
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受， 所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。
酸碱电子理论
（一） 酸碱定义
凡能给出电子对的物质称为碱(Lewis base) 凡能接受电子对的物质称为酸(Lewis acid)
（二）酸碱反应的实质
是配位键（两原子间的共用电子对是由一个原子单独 提供的化学键称为配位键，通常用→表示。）的形成并生 成酸碱配合物。
→1
a c
三、离子强度与离子活度系数的关系
德拜－休克尔极限稀释公式
lg0.50z9 z I
离子强度I
适用于 298K c ≤ 0.020 mol·L-1
I1 2c1z12c2z22
c 某种离子的浓度 z 某种离子的电荷
例2-1 分别用离子浓度和离子活度计算0.020mol·L-1
NaCl溶液在298K时的渗透压力,并加以比较。
几种强电解质的表观解离度(0.10mol·L-1, 298K)
电解质 KCl HCl HNO3 H2SO4 NaOH
表观解 离度(%)
86
92
92
61
91
ZnSO4 40
二、离子的活度和活度系数
1. 活度（ctivity）：离子的有效浓度
= c
c 实际浓度
活度系数
2. 活度系数
<1
当 c → 0 时（溶液极稀）
酸 (电子对接受体)
H+ HCl BF3 Cu2+
碱
(电子对给予体)
+
:OH-
+
:NH3
+
:F-
+ 4 :NH3
酸碱配合物。
H：OH [H←NH3] [F←BＦ3] [Cu(←NH3)4]
酸碱质子理论
平衡常数K
分析化学
酸碱电子理论
电子对转移
H3O+ + Cl-
HCl + H2O HAc + H2O H2O + NH3 H3O+ + OHH2O + Ac-
NH4+ + H2O
H3O+ + ClH3O+ + AcNH4+ + OHH2O + H2O HAc + OHH3O+ + NH3
解离 中和 水解
实质:两个共轭酸碱对之间的质子传递反应
2.区分效应
能把各种不同酸的强度区别开来的效应称为区分效应。
具有区分效应的溶剂叫做区分溶剂。
例如：
HNO3、H2SO4、HCl和HClO4 这四种酸在冰醋酸中是不同强度的酸
因为： 冰醋酸的碱性较水弱
H C lO 4 + H A c H 2 A c + + C lO 4 - Ka=2×107 H 2 S 4 + H O A c H 2 A c + + H S O 4 - Ka= 1.3×106
HB + H2O B- + H2O
H3O+ + BHB + OH-
Ka
[H3O][B] [HB]
Kb [HB[]B[O-]H]
K aK b[H 3 [O H ][]B B []H []B -][B O ][H H 3O ][O ] H
KaKb Kw KW为水的离子积常数
共轭酸碱对中，酸的强度越大，共轭碱的强度越小 碱的强度越大，共轭酸的强度越小
解：⑴ 用离子浓度计算
=icRT=2×0.020×8.314×298=99.1(kPa)
⑵ 用离子活度计算
I1(0.02 10 20.02 10 2)0.020 2
lg 0.50 1(9 1)0.020 0 .0720
0.847
Π i c R 2 T 0 .0 0 2 .8 0 8 4 .3 7 2 19 4
第二章+电解质溶液 与离子平衡
一、离子相互作用理论
1.强电解质在水中完全解离
2.阴、阳“离子氛”互相牵制，离子运动不完全自
由
-
-
-
-
-
+
++ +
+
-
+
-
-
+
阴离子“氛”
阳离子“氛”
⒊ 离子对的存在使得自由离子浓度下降
∴ 表观解离度小于 100% 几种强电解质的表观解离度（0.10mol/L,298K）
= 84.0(kPa)
实验测定值 86 kPa
第二节 酸碱理论
酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论）
凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能 解离出OH-的物质是碱(base)。
中和反应的实质是：H++OH- ===H2O。 局限性：
NH3解离不出OH-
不适用于非水体系或无溶剂体系
苯
NH3(g)+HCl(g)
NH4Cl(s)
酸碱质子理论
（一） 酸碱定义
凡能给出质子（H+）的物质称为酸 凡能接受质子（H+）的物质称为碱
如：
酸
HCl
碱 H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
NH4+
H+ + NH3
H2SO3
H+ + HSO3-
HSO3-
H+ + SO32-
⒈ 酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子。
⒉ 酸和碱具有相对性。
H+ H C A cl H 2 A c + + C l- Ka=1.0×103 Ka=22
显然，酸的强度：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3
冰醋酸是上述四种酸的区分溶剂
酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的 范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的局限性，解决 了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应。
关于酸碱的定量标度问题，应用平衡常数来定量 地衡量在某溶剂中酸或碱的强度，这就使酸碱质子理 论得到广泛应用。
（四）溶剂的拉平效应和区分效应
1.拉平效应
HCl和HAc是两种强度显著不同的酸,但在液氨中均表现出强酸性。 H+ C N3 lHN4+ H +- Cl H+ A N3 cHN4+ H +A - c
两个反应均向右进行得很完全 二者在液氨中不存在强度上的差异。
将不同强度的酸拉平到溶剂化质子(如氨合质子)水平 的效应称为拉平效应。具有拉平效应的溶剂称为拉平溶剂。
+
H
+
H
A1 + B2
A2 + B1
（二） 酸碱的强度
1.酸的解离平衡常数Ka
HB + H2O
H3O+ + B-
Ka
[H3O][B] [HB]
Ka 越大，酸性越强
⒉ 碱的解离平衡常数Kb
B- + H2O
HB + OH-
Kb
[HB][OH] [B-]
Kb 越大，碱性越强
（三） 共轭酸碱对的 Ka 和 Kb 的关系
⒊ 没有“盐”的概念。
酸碱共轭关系
HB 共轭酸碱对
H+ + B HB - B
例：下列各组属于共轭酸碱对的是
A．H3PO4—H2PO4-
B. H3PO4—HPO42-
C. H3PO4—PO43-
D. H2PO4-—HPO42-
E. H2PO4-—PO43-
F. HPO42-—PO43-
H+不能单独存在 HCl + H2O
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受， 所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。
酸碱电子理论
（一） 酸碱定义
凡能给出电子对的物质称为碱(Lewis base) 凡能接受电子对的物质称为酸(Lewis acid)
（二）酸碱反应的实质
是配位键（两原子间的共用电子对是由一个原子单独 提供的化学键称为配位键，通常用→表示。）的形成并生 成酸碱配合物。
→1
a c
三、离子强度与离子活度系数的关系
德拜－休克尔极限稀释公式
lg0.50z9 z I
离子强度I
适用于 298K c ≤ 0.020 mol·L-1
I1 2c1z12c2z22
c 某种离子的浓度 z 某种离子的电荷
例2-1 分别用离子浓度和离子活度计算0.020mol·L-1
NaCl溶液在298K时的渗透压力,并加以比较。
几种强电解质的表观解离度(0.10mol·L-1, 298K)
电解质 KCl HCl HNO3 H2SO4 NaOH
表观解 离度(%)
86
92
92
61
91
ZnSO4 40
二、离子的活度和活度系数
1. 活度（ctivity）：离子的有效浓度
= c
c 实际浓度
活度系数
2. 活度系数
<1
当 c → 0 时（溶液极稀）
酸 (电子对接受体)
H+ HCl BF3 Cu2+
碱
(电子对给予体)
+
:OH-
+
:NH3
+
:F-
+ 4 :NH3
酸碱配合物。
H：OH [H←NH3] [F←BＦ3] [Cu(←NH3)4]
酸碱质子理论
平衡常数K
分析化学
酸碱电子理论
电子对转移
H3O+ + Cl-
HCl + H2O HAc + H2O H2O + NH3 H3O+ + OHH2O + Ac-
NH4+ + H2O
H3O+ + ClH3O+ + AcNH4+ + OHH2O + H2O HAc + OHH3O+ + NH3
解离 中和 水解
实质:两个共轭酸碱对之间的质子传递反应