电解质溶液ppt1 人教课标版优质课件

cH 9.0106 9.0 10 5
0.10 0.10
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②盐效应(salt effect) α增大
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质， 使弱电解质解离度稍稍增大的效应。
Q=
a a H+× AcaHAc
=
f[H+]f[Ac-] [HAc]
=
f2 KaӨ
f 减小，有效浓度减小，平衡右移。
1.3103 (mol L1)
α
Kθ a
1.76 105 0.013
c
0.10
P365的例10－2
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（2）同离子效应和盐效应
①同离子效应——解离平衡的移动
以HAc为例说明，有：
HAc
H+ + Ac-
加入NaAc或强酸后平衡左移，解离度α减小。
在弱电解质溶液中，加入与其有含有相 同离子的强电解质后，使解离平衡向左发生 移动，降低了弱电解质的解离度的这种影响 称为同离子效应。
∴ [H+]= KaӨ×
C酸 C盐
pH＝pKaӨ－㏒
C酸 C盐
在HAc体系中，若加入强酸HCl，则
[H+]≈CHCl（此时可忽略HAc产生的H+）
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弱碱溶液中的同离子效应计算方法和公式 与此类似。
∴ [OH-]= KbӨ×
C碱 C盐
pOH＝pKbӨ－㏒
C碱 C盐
pH＝14 + ㏒[OH-]
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例8-2 计算在1.0L 0.1mol·L-1HAc中加入
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强电解质: 能完全电离的电解质。如NaOH、
电 解
HCl、BaCl2等强酸、强碱和大部分的盐类
化 质 弱电解质: 只能部分电离的物质称弱电解质。
合
如， HAc、H2S、NH3等弱酸弱碱类化合物
物非
电 在溶液中不能发生电离的化合物及大部分的有
解 机化合物如， CH4、CCl4、C6H12O6等 质
一元弱酸：H+ =
K
a
c
pH＝－㏒[H+]
一元弱碱：OH- = Kb c pH＝14 + ㏒[OH-]
注意：当C0/Ka > 400时，上式才适用，不会造成太大
的误差； 同样对弱碱也要C0/Kb > 400时才适用。 10
解离度α：
解离度α=
已解离的分子数 C已解离分子
原有的分子数
C原有分子
α可表示弱电解质解离的难度
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在上述HAc体系中，加入NaAc后，Ac-的浓度为：
[Ac-] = [百度文库aAc]+[H+ ]≈[NaAc]
平衡关系为：
KaӨ =
≈
[H+]×[Ac-] [H+]×([NaAc]+[H+]）
[HAc] = [HAc]－[H+]
[H+]×[NaAc] [HAc]
[HAc] ∴ [H+]= KaӨ× [NaAc]
0.20mol NaAc(s)的溶液 c H 和HAc的解离
度α，并与例8-1的结果比较。
解：
HAc
起始浓度/mol·L-1： 0.10
H+ + Ac-
0
0.20
平衡浓度/mol·L-1：0.10-x≈0.10 x 0.20+x≈0.20
得
K
a
x 0.20 0.10
（因为x很小）
x= cH 1/ 2Ka 9.0106(mol L1)
活度 a = f·c f : 活度系数，c：真实浓度
活度系数直接反映了溶液中离子的自由程度。离 子浓度越大，离子所带的电荷越高，离子间相互牵制 作用就越大， f 就越小，活度与浓度间的差距越大； 反之亦然。当溶液极稀时，离子间相互作用甚微，f
趋近1，a≈c，此时可利用浓度代替活度进行计算。近
似计算中也可这样做。
对HAc， = [H+] C0
α与KaӨ的关系：
——稀释定律
α
Kθ a
及
α
c
Kθ b c
可见，浓度越稀，α越大（[H＋]越小）；不同的一元
弱酸（碱），同浓度时KaӨ及KbӨ越大，α越大。
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例8－1 计算0.10mol·L-1 HAc中的 c H
和HAc的解离度α
解： c K θ c
H
a
1.76 105 0.10
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§10－2 弱酸弱碱的解离平衡
2－1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
（1）电离常数和解离度
如HAc在水溶液中有：HAc
a a a KaӨ =
H+× Ac-
HAc
近似为： Ka =
[H+][Ac-] [HAc]
H+ + Ac-
(省略了CӨ)
对NH3+H2O
NH4+ + OH-则有：
Kb=
[NH4+][OH-] [NH3]
1
本章讲授内容
1. 强电解质溶液理论 ★ ★ 2. 弱酸、弱碱的解离平衡
★ 3. 盐的水解 4. 酸碱理论的发展
★ ★ 5. 电解质的沉淀溶解平衡
2
【教学目的】
1.初步了解强电解质理论，了解离子氛、活度、离子 强度等概念。 2.能应用化学平衡原理，分析水、一元和多元弱酸碱 的解离平衡；掌握同离子效应，盐效应等影响电离平 衡移动的因素；熟练掌握各种体系中有关离子浓度及 pH值的计算；了解缓冲溶液的组成、性质，缓冲作用 原理及缓冲溶液的pH值计算。 3.掌握各种盐类水解平衡情况及水溶液的pH值算。 4.了解酸碱理论的发展概况。 5.掌握Kθsp的意义及溶度积规则；掌握沉淀生成，溶解 或转化的条件；熟悉有关沉淀，溶解的计算。
强电解质 ← 弱电解质 → 非电解质 100%电离 能部分电离 不能电离
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§10－1 强电解质溶液理论
1-1 离子氛和离子强度
离子氛概念
根据德拜-休克尔的强电解质理论，强电解质在水溶 液中是完全电离的。
由于离子间的相互吸
引，每一离子周围都
被异号离子所包围形
成“离子氛”。离子
这种离子间的相互作
用使溶液中的离子并
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解离常数反映了弱电解质解离的趋势大小反 映了酸或碱的强弱。
K是温度的函数，电离为吸热过程，但反应热 小，T升高K变大，室温范围可近似视为常数。
t=0 t=t
HAc C0 C0-x
H+ + Ac00
xx
Kaθ =
[H+][Ac-] [HAc]
Ka θ =
x2 C0 - x
当C0/K a θ > 400时， [H+] = x (Ka θ C0)1/2
产生同离子效应时，必然会伴随着盐效应的发生，但与同 离子效应相比，盐效应作用小得多，其影响可以忽略不计。
不完全自由。
5
由于离子氛的存在，使离子的运动不完全自由， 离子的迁移减慢，产生电离不完全的假象。
离子强度
1
I=
2
mi Zi2
I — 离子强度，表示了离子与“离子氛”之 间的强弱，Zi表示溶液中i 种离子的电荷数，mi 表示i 种离子的质量摩尔浓度。
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1-2 活度和活度系数
活度是指电解质溶液中离子实际发挥的浓 度，也称为有效浓度。