电解质溶液 PPT课件
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电解质溶液-完整PPT课件
(1)水的离子积
①定义式:KW= ②说明
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a.在稀溶液中,KW只受 关。
影响,而与溶液的酸碱性和浓度大小无
b.在其他条件一定的情况下,温度升高,KW
,反之则减小。
c.溶液中水电离产生的c(H+)
水电离产生的c(OH-)。
d.计算KW时,c(OH-)、c(H+)指溶液中的离子总浓度。 (2)溶液的pH
pH>7 ( )
考点一
栏目索引
(8)25 ℃时,等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后,溶液pH=7 ( )
(9)常温下pH=2的盐酸与等体积pH=12的氨水混合后所得溶液呈酸性
()
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(10)常温下pH为2的盐酸中由水电离出的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1 ( )
(11)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后,溶液的pH=7 ( )
c.相关离子:加入无水CH3COONa抑制电离,加入浓盐酸抑制电离,加入
考点一
栏目索引
碱能促进电离,仍然符合
原理。
(2)电离平衡常数(K)
①计算方法 对于一元弱酸:HA
H++A-,K=
高考导航
。
对于一元弱碱:MOH M++OH-,K=
。
②电离平衡常数的化学含义:K值越大,电离程度
,相应酸(或碱)
的酸性(或碱性)越强。
H2O
(2)②指示剂
(3)①检漏 润洗 ②锥形瓶内溶液颜色变化 半分钟内
考点一
栏目索引
4.正误判断,正确的划“√”,错误的划“✕”。
(1)用湿润的pH试纸测得某溶液的pH=3.4 ( (2)某溶液的pH=7,该溶液一定为中性溶液 (
医用化学(第3版)PPT课件 第2章 电解质溶液
熟悉 同离子效应、盐效应的概念；缓冲溶液的配制
了解 正常人各种体液的pH范围、人体中的缓冲对 及在稳定血液pH过程中的作用
第二章 电解质溶液
第一节 电解质的基本概念
第一节 电解质的基本概念
一、电解质的定义及分类
（一）电解质的定义 电解质是指溶于水中或在熔融状态下能导电的化合物， 这些化合物的水溶液称为电解质溶液
由于Kbcb ≥ 20Kw，cb／Kb = 0.100／（5.8×1010）＞500，
故
[OH ] Kb cb 5.81010 0.100 7.8106 （mol·L1）
pOH = 5.11
pH = 14 – 5.11 = 8.89
第二章 电解质溶液
第五节 缓冲溶液
第五节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成和作用原理
数称为弱碱的解离平衡常数（dissociation constant of base ），简称碱常数
A + H2O
HA + OH
K
b
(A
)
[HA][OH [A ]
]
Kb值愈大，碱接受质子的能力愈强，其碱性愈强
弱酸（弱碱）的Ka（Kb）值非常小，为使用方便，也常用pKa（pKb）表示，它是酸
（碱）的解离平衡常数的负对数，即
酸（acid）：凡能给出质子（H+）的物质
碱（base）：凡能接受质子的物质
酸
质子 + 碱
HAc
H+ + Ac
H2CO3 HCO3
H+ + HCO3 H+ + CO32
酸碱半反应
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸碱半反应（half reaction of acid-base）：表示酸碱之间转化关系的式子
了解 正常人各种体液的pH范围、人体中的缓冲对 及在稳定血液pH过程中的作用
第二章 电解质溶液
第一节 电解质的基本概念
第一节 电解质的基本概念
一、电解质的定义及分类
（一）电解质的定义 电解质是指溶于水中或在熔融状态下能导电的化合物， 这些化合物的水溶液称为电解质溶液
由于Kbcb ≥ 20Kw，cb／Kb = 0.100／（5.8×1010）＞500，
故
[OH ] Kb cb 5.81010 0.100 7.8106 （mol·L1）
pOH = 5.11
pH = 14 – 5.11 = 8.89
第二章 电解质溶液
第五节 缓冲溶液
第五节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成和作用原理
数称为弱碱的解离平衡常数（dissociation constant of base ），简称碱常数
A + H2O
HA + OH
K
b
(A
)
[HA][OH [A ]
]
Kb值愈大，碱接受质子的能力愈强，其碱性愈强
弱酸（弱碱）的Ka（Kb）值非常小，为使用方便，也常用pKa（pKb）表示，它是酸
（碱）的解离平衡常数的负对数，即
酸（acid）：凡能给出质子（H+）的物质
碱（base）：凡能接受质子的物质
酸
质子 + 碱
HAc
H+ + Ac
H2CO3 HCO3
H+ + HCO3 H+ + CO32
酸碱半反应
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸碱半反应（half reaction of acid-base）：表示酸碱之间转化关系的式子
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
电解质溶液ppt课件
第19页
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
+
+ +
+
+
第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 1. 强电解质在水中完全电离 2. 离子间通过静电力相互作用，在中心离子周围形
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
+
+ +
+
+
第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 1. 强电解质在水中完全电离 2. 离子间通过静电力相互作用，在中心离子周围形
电解质溶液课件
REPORTING
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。
物理化学电解质溶液-课件
M (1A u) 1197.0gm ol-1 33
( 1 ) Q z F 1 9 6 5 0 0 C m o l 1 0 . 0 1 8 3 m o l = 1 7 6 6 C
(2 )tQ I0 .1 0 7 2 6 56 C C s 17 .0 6 1 0 4s
1 (3)m (O 2)0.0183m ol4M (O 2)
电极上的反应次序由离子的活泼性决定
在电解池中，都用铜作电极
阳极上发生氧化作用
-
- 电源 +
e-
+
e-
Cu
Cu
C u (s ,电 极 ) C u 2 a q 2 e
阴极上发生还原作用
C u2aq2e C u(s)
电极有时也可发生反应
CuSO4
电解池
总反应△rGT,p>0
结论
由以上可归纳出两点结论：
1900年，吉尔伯特（S. W. Gilbert ）发 现摩擦静电，人们开始认识电现象。
1799年，伏打（A. Volta）设计伏要电池， 给用直流电进行研究提供了可能。
1807年，戴维（H. Davy）用电解法制备 出金属钠和钾，标志电化学产生。
1833年，法拉第（M. Faraday）提出法拉 第定律，为电化学定量研究和电解工业奠定 了理论基础。
（2）原电池：能够实现化学能转化为电 能的电化学装置。
注意：电解池和原电池可能是一套装置， 如充电电池。
电化学装置的电极命名
电化学装置不论是电解池还是原电池， 电极的命名通常有如下形式：
（1）正极、负极。
（2）阴极、阳极。
注意：习惯上，电解池用阴极、阳极命 名；原电池用正极、负极命名。
正极、负极
( 1 ) Q z F 1 9 6 5 0 0 C m o l 1 0 . 0 1 8 3 m o l = 1 7 6 6 C
(2 )tQ I0 .1 0 7 2 6 56 C C s 17 .0 6 1 0 4s
1 (3)m (O 2)0.0183m ol4M (O 2)
电极上的反应次序由离子的活泼性决定
在电解池中，都用铜作电极
阳极上发生氧化作用
-
- 电源 +
e-
+
e-
Cu
Cu
C u (s ,电 极 ) C u 2 a q 2 e
阴极上发生还原作用
C u2aq2e C u(s)
电极有时也可发生反应
CuSO4
电解池
总反应△rGT,p>0
结论
由以上可归纳出两点结论：
1900年，吉尔伯特（S. W. Gilbert ）发 现摩擦静电，人们开始认识电现象。
1799年，伏打（A. Volta）设计伏要电池， 给用直流电进行研究提供了可能。
1807年，戴维（H. Davy）用电解法制备 出金属钠和钾，标志电化学产生。
1833年，法拉第（M. Faraday）提出法拉 第定律，为电化学定量研究和电解工业奠定 了理论基础。
（2）原电池：能够实现化学能转化为电 能的电化学装置。
注意：电解池和原电池可能是一套装置， 如充电电池。
电化学装置的电极命名
电化学装置不论是电解池还是原电池， 电极的命名通常有如下形式：
（1）正极、负极。
（2）阴极、阳极。
注意：习惯上，电解池用阴极、阳极命 名；原电池用正极、负极命名。
正极、负极
电解质溶液.完美版PPT
阿累尼乌斯酸碱解离理论：在水溶液中解 离出阳离子全是氢离子的物质是酸，解离 出阴离子全部是氢氧根的物质是碱。酸碱 反应是氢离子和氢氧根离子结合生成水。
不全面
第二节 酸碱质子理论
路易斯酸碱电子理论：给电子的是酸，得 电子的是碱。 酸碱质子理论 一、酸碱的定义 酸：凡能给出质子(H＋)的物质(分子或离子)。 碱：凡能接受质子(H＋)的物质(分子或离子)。
[Ac－ ]增大了
二、同离子效应和盐效应
2、盐效应
Cl-
Na+
HAc
ClNa+
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电 解质，引起弱电解质的解离度增大对效应称 为盐效应。
第二节 酸碱质子理论
HCl H2SO4 HAc HNO3 KOH Ba(OH) 2 NaOH 含有H的为酸，含有OH的为碱？ ×
NaCl KCl NaOH HCl 共轭碱 共轭酸
05mol/LH2SO4溶液的pH值是多少？ 二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
NaCl Na + Cl + - 电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合物本身直接电离出自由移动的离子的化合物.
NH4NO3
弱电解质：在水溶液中只有少部分解离，大 部分已分子形式存在，导电能力较弱。
第三章电解质溶液
%
人
体
体
Na+ K+
液 含 约
HCO3- ClCO32-
65
的 水 与 电 解 质
人体血液 pH值在 7.35~7.45间
电解：物质在溶剂中受溶剂的作用由分子解 离为离子的过程。
电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合
物本身直接电离出自由移动的离子的化合 HCl H2SO4 HAc HNO3
不全面
第二节 酸碱质子理论
路易斯酸碱电子理论：给电子的是酸，得 电子的是碱。 酸碱质子理论 一、酸碱的定义 酸：凡能给出质子(H＋)的物质(分子或离子)。 碱：凡能接受质子(H＋)的物质(分子或离子)。
[Ac－ ]增大了
二、同离子效应和盐效应
2、盐效应
Cl-
Na+
HAc
ClNa+
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电 解质，引起弱电解质的解离度增大对效应称 为盐效应。
第二节 酸碱质子理论
HCl H2SO4 HAc HNO3 KOH Ba(OH) 2 NaOH 含有H的为酸，含有OH的为碱？ ×
NaCl KCl NaOH HCl 共轭碱 共轭酸
05mol/LH2SO4溶液的pH值是多少？ 二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
NaCl Na + Cl + - 电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合物本身直接电离出自由移动的离子的化合物.
NH4NO3
弱电解质：在水溶液中只有少部分解离，大 部分已分子形式存在，导电能力较弱。
第三章电解质溶液
%
人
体
体
Na+ K+
液 含 约
HCO3- ClCO32-
65
的 水 与 电 解 质
人体血液 pH值在 7.35~7.45间
电解：物质在溶剂中受溶剂的作用由分子解 离为离子的过程。
电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合
物本身直接电离出自由移动的离子的化合 HCl H2SO4 HAc HNO3
电解质溶液教学课件
在研究电解质溶液时，往往涉及溶液的酸碱性。 溶液的酸碱性强弱可以用溶液中[H+]或[OH–]来表示， 但通常是用pH来表示的。要学习溶液酸碱性的知识， 首先要学习水的电离。
一、水的离子积
精确的实验证明,水是一种极弱的电解质,能微弱地电离。 H2O H2O H3O OH
简写为 H2O H OH
问题 下列溶液分别属于酸性、中性还有碱性溶液？ [H+]= 1×10–5 mol/L 酸性溶液
[H+]= 1×10–7 mol/L 中性溶液
[H+]= 8×10–11 mol/L 碱性溶液
二、溶液的pH
1.溶液的pH 但是由于稀溶液中[H+]很小，使用[H+] 表示溶液
的酸碱性时很不方便，为此引入pH的概念。
KW [H ][OH ]= 1×10–14
[H ] [OH ]
因此中性溶液中：
[H ] [OH ] = 1×10–7 mol/L
二、溶液的pH
1.溶液的pH
综上所述，所谓中性溶液，是指[H+]和 [OH–]相等的溶液， 酸性溶液是指[H+] 大于 [OH–]的溶液，碱性溶液是指[OH–]大 于 [H+]的溶液。常温下：
一、水的离子积
在25 ℃时，每升水中有1×10–7 mol的水分子电离。 也就是说，在纯水中：
[H+] = [OH–] = 1×10–7 mol/L 所以 KW [H ][OH ]= 1×10–7×1×10–7 = 1 ×10–14
水的离子积只随温度的升高而增加。在温度变化 不大时，可近似看成常数。常温下该数值一般可以认 为是1×10–14。
中性溶液：[H ] 107 mol/L [OH ]
一、水的离子积
精确的实验证明,水是一种极弱的电解质,能微弱地电离。 H2O H2O H3O OH
简写为 H2O H OH
问题 下列溶液分别属于酸性、中性还有碱性溶液？ [H+]= 1×10–5 mol/L 酸性溶液
[H+]= 1×10–7 mol/L 中性溶液
[H+]= 8×10–11 mol/L 碱性溶液
二、溶液的pH
1.溶液的pH 但是由于稀溶液中[H+]很小，使用[H+] 表示溶液
的酸碱性时很不方便，为此引入pH的概念。
KW [H ][OH ]= 1×10–14
[H ] [OH ]
因此中性溶液中：
[H ] [OH ] = 1×10–7 mol/L
二、溶液的pH
1.溶液的pH
综上所述，所谓中性溶液，是指[H+]和 [OH–]相等的溶液， 酸性溶液是指[H+] 大于 [OH–]的溶液，碱性溶液是指[OH–]大 于 [H+]的溶液。常温下：
一、水的离子积
在25 ℃时，每升水中有1×10–7 mol的水分子电离。 也就是说，在纯水中：
[H+] = [OH–] = 1×10–7 mol/L 所以 KW [H ][OH ]= 1×10–7×1×10–7 = 1 ×10–14
水的离子积只随温度的升高而增加。在温度变化 不大时，可近似看成常数。常温下该数值一般可以认 为是1×10–14。
中性溶液：[H ] 107 mol/L [OH ]
第8讲 电解质溶液ppt
(3)质子守恒 质子守恒 电解质溶液中,由于电离､水解等过程的发生,往往存在质子 电解质溶液中 由于电离､水解等过程的发生 往往存在质子 由于电离 (H+)的转移 但转移过程中质子数量保持不变 称为质子守 的转移,但转移过程中质子数量保持不变 的转移 但转移过程中质子数量保持不变,称为质子守 溶液中,存在 的电离和水解,H 的电 恒｡如在NaHS溶液中 存在 如在 溶液中 存在NaHS的电离和水解 2O的电 的电离和水解 离,其质子转移情况可作如下分析 其质子转移情况可作如下分析: 其质子转移情况可作如下分析
8.判断溶液中离子能否大量共存时 需要考虑盐类的水解｡如 判断溶液中离子能否大量共存时,需要考虑盐类的水解 判断溶液中离子能否大量共存时 需要考虑盐类的水解｡ Al3+与 HCO − 因发生双水解而不能大量共存｡ 因发生双水解而不能大量共存｡ 3 9.分析某些盐溶液不能用蒸发结晶法获得的原因｡如将AlCl3 分析某些盐溶液不能用蒸发结晶法获得的原因｡如将 分析某些盐溶液不能用蒸发结晶法获得的原因 溶液蒸干灼烧得到Al 而不是AlCl3｡ 溶液蒸干灼烧得到 2O3而不是
c(OH − )碱 × V碱 V稀
c1 (OH − )V1 + c2 (OH − )V2 V1 + V2
c(OH − )碱 V碱 − c( H + )酸V酸 V碱 + V酸
3.稀释后溶液 的变化规律 稀释后溶液pH的变化规律 稀释后溶液 (1)对于强酸溶液 对于强酸溶液(pH=a)每稀释 n倍,pH增大 个单位,即 每稀释10 增大n个单位 即 对于强酸溶液 每稀释 增大 个单位 pH=a+n(a+n<7)｡ ｡ (2)对于强碱溶液 对于强碱溶液(pH=b)每稀释 n倍,pH减小 个单位 即 每稀释10 减小n个单位 对于强碱溶液 每稀释 减小 个单位,即 pH=b-n(b-n>7)｡ ｡ (3)对于弱酸溶液 对于弱酸溶液(pH=a)每稀释 n倍,pH的范围是 每稀释10 对于弱酸溶液 每稀释 的范围是 a<pH<a+n(即对于 相同的强酸与弱酸稀释相同倍数 强 即对于pH相同的强酸与弱酸稀释相同倍数 即对于 相同的强酸与弱酸稀释相同倍数,强 变化的程度大)｡ 酸pH变化的程度大 ｡ 变化的程度大
电解质溶液PPT课件
2、盐效应
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不具有共 同离子的强电解质而使弱电解质的电离度略有增大
的现象称为盐效应。
例如，在1L0.1mol/L HAc溶液中加0.1molNaCl,
会使HAc的解离度由原来的0.013上升至0.017。
原因：加入不具有共同离子的强电解质时，溶
液中离子的浓度显著增大，离子间相互牵制作用增 强，减少了离子结合成分子的机会，从而导致弱电
.
10
❖ 例如：25℃时，0.1mol/LHAc α =1.33% ❖ 表示：一万个醋酸分子中有133个发生了
电离。 2.影响因素：内因：弱电解质的本性；
外因：溶液的温度，溶液浓度 通常说某种电解质溶液的电离度都是指一 定温度和一定浓度时的电离度。
.
11
❖ 3.意义：反映电解质的相对强弱。
根据 25℃，0.1mol·L-1 α 电解质溶液的α判断强弱:
第二章 电解质溶液
第一节 弱电解质溶液的解 离平衡
第二节 酸碱质子理论
第三节 酸碱溶液pH的计算
.
1ห้องสมุดไป่ตู้
本章学习要求
❖ 充分理解弱电解质的解离平衡移动原理 ❖ 掌握质子理论、共轭酸、共轭碱 的概念 ❖ 熟悉弱酸 弱碱 酸常数Ka 碱常数Kb 的概念 ❖ 熟练掌握酸碱 pH 值计算
.
2
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
>30% 强电解质 5~30% 中强电解质 <5% 弱电解质
.
12
电离常数K和电离度α影响因素： 相同：都受电解质本身性质和温度的影响； 不同：α受电解质浓度的影响。
提到浓度对电离度α的影响，就不能不知道什
么是同离子效应和盐效应。下面我们就来学习
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电解质溶液
• 2、在某温度下，0.10 mol· dm-3 NH3· H2O的pH为11.12， 求氨水的解离常数。
•
解：
NH3· H2O ⇌ NH4++OH-
10
c(OH ) c( NH 4 ) c 2 (OH ) K ( NH 3 H 2O ) c( NH 3 H 2O ) 0.10 c(OH ) 14 11.12 2
0.10
1.74 10 5
7、向1dm-3的0.10mol· dm-3氨水溶液中，应加入多少克 NH4Cl的固体，才能使溶液的pH值等于9.0（忽略体积变 化）。此时氨水的解离度与未加NH4Cl 固体前后有何区 别，说明什么问题？
解、（1）缓冲溶液 pH = 14 – pKb + lg
cb cs
pH = 14-pKb + lg (cb/cs) = 14 - 4.75 +lg(0.05/0.50) = 8.25 即c(OH-)= 1.78×10-6 Ksp(Mn(OH)2) = 1.9×10-13 Q = c(Mn2+) c2(OH-) = (0.001 )× [1014 - 8.25]2 = 3.16 ×10-15< Ksp(Mn(OH)2) = 1.9×10-13
•10.取100g NaAc· 3H2O，加入13cm-3的6mol· dm-3HAc，再用水稀释至 1dm-3，此缓冲溶液的pH值为多少？若向此溶液中通入0.10molHCl气 体（忽略体积变化），求溶液pH值变化了多少。 •解: (1) 100 c( Ac ) 0.735mol dm 3 136.02 1
9.0 = 14 - 4.75 + lg(0.10/cs) cs = 0.178 mol· dm-3 M(NH4Cl)=53.49 m = 0.178 ×1 ×53.49 = 9.5 克 (2) 由于同离子效应，减小
Kb 1 1.33% c
105 2 100% 0.01% 0.10
解： c(Mn2+) = 0.0015 ×10/15=0.001 mol· dm-3
c(NH3) = 0.15×5/(10+5) = 0.05 mol· dm-3 M [(NH4)2SO4)] = 132.1
c (NH4+)=2 (0.495/132.1) / (15×10-3) = 0.50mol· dm-3
所以，不会产生Mn(OH)2沉淀
ห้องสมุดไป่ตู้
12、向20cm-3 0.1mol· dm-3的氨水中逐步加入0.1mol· dm-3 的HCl,
(1)当加入10cm-3的HCl后,计算混合溶液的pH值
(2)当加入20cm-3HCl后,混合溶液的pH值大于7,小于7还是 等于7?
(3)当加入30cm-3的HCl后,计算混合溶液的pH值
c( H ) K h c pH 5.27
KW c 5.31 10 6 m ol L1 Kb
12 （3 )、解: 平衡浓度/mol· dm-3
NH3· H2O + HCl = NH4Cl + H2O
(0.1×10)/50
c(HCl)= 0.1×10/(30+20) = 0.02 mol· dm-3 此体系是HCl体系,由于HCl是强酸,所以溶液现酸性,
6 13 103 c( HAc) 0.078mol dm 3 1
c( HAc) pH pKa l g c( Ac ) 4.75 l g 5.72 0.078 0.735
• (2) HCl+Ac-=HAc+Cl• c(Ac-)=0.735-0.10=0.635 mol· dm-3 • c(HAc)=0.078+0.10=0.178 mol· dm-3
•
pH pKa l g
c ( HAc) c ( Ac )
0.178 4.75 l g 0.635 5.30
• pH=5.30-5.72=-0.42 • 即pH值降低了0.42。
11、在10毫升的0.0015mol· dm-3的MnSO4溶液中，加入5毫升 0.15mol· dm-3的氨水和0.495克硫酸铵晶体（不考虑体积效应），通 过计算说明有无Mn(OH)2沉淀生成？
12(1)、解: 平衡浓度/mol· dm-3
NH3· H2O + HCl = NH4Cl + H2O [0.1×(20-10)]/30
(0.1×10)/30
c(NH3· H2O)= 0.1×(20-10)/(20+10) = 0.033mol· dm-3
c(NH4+) = 0.1×10/(20+10) = 0.033 mol· dm-3 此体系是缓冲体系 pH = 14- pKb +lg [c(NH3· H2O)/ c(NH4+)] = 14- 4.75 + lg(0.033/0.033) = 9.25
12(2)、解: 平衡浓度/mol· dm-3
NH3· H2O + HCl = NH4Cl + H2O
(0.1×20)/30
c(NH3· H2O)= 0.1×(20-20)/(20+20) = 0 mol· dm-3
c(NH4+) = 0.1×20/(20+20) = 0.05 mol· dm-3 此体系是NH4Cl的水解体系,由于NH4Cl是强酸弱碱盐,所 以溶液现酸性, pH < 7
pH = lg0.02 =1 .7
• • • • • • • • • • • • • • • •
15.根据PbI2的溶度积，计算(298K时) (1) PbI2在纯水中的溶解度(mol· dm-3)。 (2) PbI2在0.010 mol· dm-3KI溶液中的溶解度。 (3) PbI2在0.010mol· dm-3Pb(NO3)2溶液中的溶解度。 解: (1)Ksp(PbI2)=1.39×10-8 PbI2 ⇌ Pb2+ + 2I平衡浓度/ mol· dm-3 s 2s ∴Ksp(PbI2)=c(Pb2+)· c2(I-) =s · (2s)2=4s3= 1.39×10-8 ∴s= 1.51×10-3 mol· dm-3 (2) PbI2 ⇌ Pb2+ + 2I平衡浓度/ mol· dm-3 s 2s+0.010 ∴Ksp(PbI2)=c(Pb2+)· c2(I-) =s · (2s+0.010)2= 1.39×10-8 ， ∵s 很小，∴ 2s+0.010≈ 0.010 ∴s= 1.39×10-4 mol· dm-3
• 2、在某温度下，0.10 mol· dm-3 NH3· H2O的pH为11.12， 求氨水的解离常数。
•
解：
NH3· H2O ⇌ NH4++OH-
10
c(OH ) c( NH 4 ) c 2 (OH ) K ( NH 3 H 2O ) c( NH 3 H 2O ) 0.10 c(OH ) 14 11.12 2
0.10
1.74 10 5
7、向1dm-3的0.10mol· dm-3氨水溶液中，应加入多少克 NH4Cl的固体，才能使溶液的pH值等于9.0（忽略体积变 化）。此时氨水的解离度与未加NH4Cl 固体前后有何区 别，说明什么问题？
解、（1）缓冲溶液 pH = 14 – pKb + lg
cb cs
pH = 14-pKb + lg (cb/cs) = 14 - 4.75 +lg(0.05/0.50) = 8.25 即c(OH-)= 1.78×10-6 Ksp(Mn(OH)2) = 1.9×10-13 Q = c(Mn2+) c2(OH-) = (0.001 )× [1014 - 8.25]2 = 3.16 ×10-15< Ksp(Mn(OH)2) = 1.9×10-13
•10.取100g NaAc· 3H2O，加入13cm-3的6mol· dm-3HAc，再用水稀释至 1dm-3，此缓冲溶液的pH值为多少？若向此溶液中通入0.10molHCl气 体（忽略体积变化），求溶液pH值变化了多少。 •解: (1) 100 c( Ac ) 0.735mol dm 3 136.02 1
9.0 = 14 - 4.75 + lg(0.10/cs) cs = 0.178 mol· dm-3 M(NH4Cl)=53.49 m = 0.178 ×1 ×53.49 = 9.5 克 (2) 由于同离子效应，减小
Kb 1 1.33% c
105 2 100% 0.01% 0.10
解： c(Mn2+) = 0.0015 ×10/15=0.001 mol· dm-3
c(NH3) = 0.15×5/(10+5) = 0.05 mol· dm-3 M [(NH4)2SO4)] = 132.1
c (NH4+)=2 (0.495/132.1) / (15×10-3) = 0.50mol· dm-3
所以，不会产生Mn(OH)2沉淀
ห้องสมุดไป่ตู้
12、向20cm-3 0.1mol· dm-3的氨水中逐步加入0.1mol· dm-3 的HCl,
(1)当加入10cm-3的HCl后,计算混合溶液的pH值
(2)当加入20cm-3HCl后,混合溶液的pH值大于7,小于7还是 等于7?
(3)当加入30cm-3的HCl后,计算混合溶液的pH值
c( H ) K h c pH 5.27
KW c 5.31 10 6 m ol L1 Kb
12 （3 )、解: 平衡浓度/mol· dm-3
NH3· H2O + HCl = NH4Cl + H2O
(0.1×10)/50
c(HCl)= 0.1×10/(30+20) = 0.02 mol· dm-3 此体系是HCl体系,由于HCl是强酸,所以溶液现酸性,
6 13 103 c( HAc) 0.078mol dm 3 1
c( HAc) pH pKa l g c( Ac ) 4.75 l g 5.72 0.078 0.735
• (2) HCl+Ac-=HAc+Cl• c(Ac-)=0.735-0.10=0.635 mol· dm-3 • c(HAc)=0.078+0.10=0.178 mol· dm-3
•
pH pKa l g
c ( HAc) c ( Ac )
0.178 4.75 l g 0.635 5.30
• pH=5.30-5.72=-0.42 • 即pH值降低了0.42。
11、在10毫升的0.0015mol· dm-3的MnSO4溶液中，加入5毫升 0.15mol· dm-3的氨水和0.495克硫酸铵晶体（不考虑体积效应），通 过计算说明有无Mn(OH)2沉淀生成？
12(1)、解: 平衡浓度/mol· dm-3
NH3· H2O + HCl = NH4Cl + H2O [0.1×(20-10)]/30
(0.1×10)/30
c(NH3· H2O)= 0.1×(20-10)/(20+10) = 0.033mol· dm-3
c(NH4+) = 0.1×10/(20+10) = 0.033 mol· dm-3 此体系是缓冲体系 pH = 14- pKb +lg [c(NH3· H2O)/ c(NH4+)] = 14- 4.75 + lg(0.033/0.033) = 9.25
12(2)、解: 平衡浓度/mol· dm-3
NH3· H2O + HCl = NH4Cl + H2O
(0.1×20)/30
c(NH3· H2O)= 0.1×(20-20)/(20+20) = 0 mol· dm-3
c(NH4+) = 0.1×20/(20+20) = 0.05 mol· dm-3 此体系是NH4Cl的水解体系,由于NH4Cl是强酸弱碱盐,所 以溶液现酸性, pH < 7
pH = lg0.02 =1 .7
• • • • • • • • • • • • • • • •
15.根据PbI2的溶度积，计算(298K时) (1) PbI2在纯水中的溶解度(mol· dm-3)。 (2) PbI2在0.010 mol· dm-3KI溶液中的溶解度。 (3) PbI2在0.010mol· dm-3Pb(NO3)2溶液中的溶解度。 解: (1)Ksp(PbI2)=1.39×10-8 PbI2 ⇌ Pb2+ + 2I平衡浓度/ mol· dm-3 s 2s ∴Ksp(PbI2)=c(Pb2+)· c2(I-) =s · (2s)2=4s3= 1.39×10-8 ∴s= 1.51×10-3 mol· dm-3 (2) PbI2 ⇌ Pb2+ + 2I平衡浓度/ mol· dm-3 s 2s+0.010 ∴Ksp(PbI2)=c(Pb2+)· c2(I-) =s · (2s+0.010)2= 1.39×10-8 ， ∵s 很小，∴ 2s+0.010≈ 0.010 ∴s= 1.39×10-4 mol· dm-3