大专无机化学-电解质溶液和离子平衡33页PPT
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4电解质溶液和离子平衡精品PPT课件
例如： H A c + H 2 OH 3 O + + A c 达平衡时，其标准解离常数的表达式为：
1.75 10 Kaθ
[c
(H3O [c
)/cθ ][c(Ac (HAc)/cθ ]
)/c
θ
]
5
同理，对于 HAc 的共轭碱 Ac¯的解离平衡式为： H 2 O + A c - O H - + H A c
酸
碱 质子
HPO42－ ⇌ PO43－ + H+
酸
碱 质子
酸 ⇌ 质子 ＋ 碱
共轭酸碱（对）
酸 ⇄碱+ H+
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为一对共轭酸碱。
两性物质：既能给出质子，又能接受质子的。
如：HSO
4
, Fe(OH)(H 2 O ) 5
2
,
HCO
凡是能够提供质子的分子或离子都是酸 酸是质子的给予体
凡是能够接受质子的分子或离子都是碱 碱是质子的接受体
HAc ⇌ Ac－ + H+ 酸 碱 质子
NH3 ⇌ NH2－ + H+ 酸 碱 质子
[Al(H2O)6]3+ ⇌ [Al(H2O)5(OH)]2+ + H+
酸
碱
质子
H2PO4－ ⇌ HPO42－ + H+
2007-5-27
溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性
溶液酸碱性 酸性 中性 碱性
c(H+)/mol·L-1 >1.0×10-7 1.0×10-7 <1.0×10-7
c(OH-)/pmHol·越L-1小<1，.0×溶10液-7 1酸.0×性10越-7 >强1.0×10-7 pH=[c-(lpHgH+[)c/c越(H][+大c)/(cO，H] -)溶/c 液]= 1碱.0×性10越-14强= Kw
【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
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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]
+
第三章电解质溶液和电离平衡优秀课件
解为：HCO3－≒H＋＋CO32－
K a2
[H ][CO32 ] [HCO3 ]
5.6 1011
∵H2CO3 的 K a1 » K a2 ，［HCO3－］≈［H＋］
∴[CO32 ] Ka2 5.61011
答：［H＋］＝［HCO3－］＝1.3×10－4mol/L，［CO32－］＝5.6×10－11mol/L。
结论：
［例 3-2］室温时，碳酸饱和溶液的物质的量的浓度约为 0.04mol/L，求此
溶液中 H＋、HCO3－和 CO32－离子的浓度。（已知 K a1 ＝4.3×10－7， K a2 ＝5.6×10－11）
解：由于 H2CO3 的 K a1 » K a2 ，可忽略二级离解，当一元酸处理。
设溶液中［H＋］＝xmol/L，则［HCO3－］≈［H＋］＝xmol/L
H2CO3≒H＋＋HCO3－
C 起始
0.04 0
0
C 平衡 0.04－x x
x
K a1
[H ][HCO3 ] [H 2CO3 ]
x2 0.04 x
4.3 107
∵c/ K a ＞500，可以用近似值计算 ∴0.04－x≈0.04mol/L。
x [H ] 4.3107 0.04 1.3104 mol/L
Kwθ水的离子积常数，在一定的温度下是一个常数 。
2.溶液的酸碱性和pH值
pH值的概念： 氢离子浓度的负对数叫做pH值
pHlgH [ ]
pOH值的概念： 氢氧根离子浓度的负对数叫pOH值。
pOHlgO [ H ]
pH pOH 14
25℃时，pH + pOH = pKw =14（25℃）
[H+] ≤ 1mol/L，[OH-] ≤ 1mol/L时 ： [H+] = [OH-]时， 中性， [H+] = 10-7 ，pH = 7 [H+] ﹥ [OH-]时，酸性， [H+]﹥10-7 ，pH ﹤7 [H+] ﹤ [OH-]时，碱性， [H+]﹤10-7，
K a2
[H ][CO32 ] [HCO3 ]
5.6 1011
∵H2CO3 的 K a1 » K a2 ，［HCO3－］≈［H＋］
∴[CO32 ] Ka2 5.61011
答：［H＋］＝［HCO3－］＝1.3×10－4mol/L，［CO32－］＝5.6×10－11mol/L。
结论：
［例 3-2］室温时，碳酸饱和溶液的物质的量的浓度约为 0.04mol/L，求此
溶液中 H＋、HCO3－和 CO32－离子的浓度。（已知 K a1 ＝4.3×10－7， K a2 ＝5.6×10－11）
解：由于 H2CO3 的 K a1 » K a2 ，可忽略二级离解，当一元酸处理。
设溶液中［H＋］＝xmol/L，则［HCO3－］≈［H＋］＝xmol/L
H2CO3≒H＋＋HCO3－
C 起始
0.04 0
0
C 平衡 0.04－x x
x
K a1
[H ][HCO3 ] [H 2CO3 ]
x2 0.04 x
4.3 107
∵c/ K a ＞500，可以用近似值计算 ∴0.04－x≈0.04mol/L。
x [H ] 4.3107 0.04 1.3104 mol/L
Kwθ水的离子积常数，在一定的温度下是一个常数 。
2.溶液的酸碱性和pH值
pH值的概念： 氢离子浓度的负对数叫做pH值
pHlgH [ ]
pOH值的概念： 氢氧根离子浓度的负对数叫pOH值。
pOHlgO [ H ]
pH pOH 14
25℃时，pH + pOH = pKw =14（25℃）
[H+] ≤ 1mol/L，[OH-] ≤ 1mol/L时 ： [H+] = [OH-]时， 中性， [H+] = 10-7 ，pH = 7 [H+] ﹥ [OH-]时，酸性， [H+]﹥10-7 ，pH ﹤7 [H+] ﹤ [OH-]时，碱性， [H+]﹤10-7，
最新高考化学复习 电解质溶液中的离子平衡ppt优质课件
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3.溶液的pH计算方法：
（3）溶液混合后的pH计算:
①两强酸混合：
直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H ②两强碱混合：
)
c(H
)1V1 V1
c(H V2
) 2V2
方法一：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后利用 pH＝－lgc(H＋)计算出pH。
最新高考化学复习 电解质溶液中的离子平衡ppt优质课件
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判断某酸属于弱酸的三个角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如 测0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变， 平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1<pH<2。
②25℃时，pH＝10的溶液是碱性溶液，不一 定为碱溶液，pH＝5时溶液也不一定为酸溶液， 还可能为能水解的盐溶液。
③溶液稀释时，不是所有离子的浓度都减小， 有些离子的浓度可能增大。若为酸溶液，则稀释 时H+浓度减小，OH－浓度增大；若为碱溶液，则 稀释时OH－浓度减小，H+浓度增大。
最新高考化学复习 电解质溶液中的离子平衡ppt优质课件
Kb
3.电离平衡常数：
(1)碳酸电离方程式：H2CO3⇌H＋＋HCO－ 3 HCO－ 3 ⇌H＋＋CO23－ (2)电离平衡常数表达式：
cH＋·cHCO－ 3
cH＋·cCO23－
Ka1＝ cH2CO3 ，Ka2＝ cHCO－ 3
。
(3)比较大小： Ka1 > Ka2
影响因素：温度不变，电离平衡常数不变；温度升高，电 离平衡常数一般增大。
第2章电解质溶液和离子平衡精品PPT课件
强电解质：在水溶液中导电能力强的 电解质 物质，强电解质在水溶液中完全解离。
如，强酸、强碱和大多数盐；
弱电解质：在水溶液中导电能力弱的 物质，弱电解质在水溶液中部分解离。 如，弱酸、弱碱等。
弱电解质在水溶液中是部分解离的，其 解离程度可用解离度α来表示。
解离度α：已解离的分子数与分子总数之比。
在定容反应中，已解离的弱电解质的浓 度c与起始浓度c0之比等于其解离度。即：
[例1]（见p72）
2.2.2 多元弱酸的解离平衡
现以H2S为例，其反应如下：
第一步解离
H2S
第二步解离
HS-
H+ + HSH+ + S2-
Ka1
[H+ ][HS[H2S]
]
1.07
107
K
a2
[H+ ][S2[HS- ]
]
1.26 1013
由于Ka1
Ka2 （一般Ka1 / Ka2 >103），
活度：把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓 度称为有效浓度或称为活度。
浓度和活度之间的关系： a =γ·c
式中：a 活度；c 浓度；γ活度系数。
由于离子之间的牵制作用， c > a，所以γ<1。
显然， γ 越小，离子与其离子氛之间的相 互作用越强。 a 越小。
➢γ反映了溶液中离子之间相互作用的程度。 ➢γ 与什么因素有关呢？
+
OH -
平衡时：
Kb
[NH4+ [NH3
][OH- ] H2O]
Kb 称为一元弱碱的解离常数。在相同温 度下，Kb 越大，弱碱的碱性越强，反之则越 弱。
2）解离常数与解离度的关系、稀释定律
如，强酸、强碱和大多数盐；
弱电解质：在水溶液中导电能力弱的 物质，弱电解质在水溶液中部分解离。 如，弱酸、弱碱等。
弱电解质在水溶液中是部分解离的，其 解离程度可用解离度α来表示。
解离度α：已解离的分子数与分子总数之比。
在定容反应中，已解离的弱电解质的浓 度c与起始浓度c0之比等于其解离度。即：
[例1]（见p72）
2.2.2 多元弱酸的解离平衡
现以H2S为例，其反应如下：
第一步解离
H2S
第二步解离
HS-
H+ + HSH+ + S2-
Ka1
[H+ ][HS[H2S]
]
1.07
107
K
a2
[H+ ][S2[HS- ]
]
1.26 1013
由于Ka1
Ka2 （一般Ka1 / Ka2 >103），
活度：把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓 度称为有效浓度或称为活度。
浓度和活度之间的关系： a =γ·c
式中：a 活度；c 浓度；γ活度系数。
由于离子之间的牵制作用， c > a，所以γ<1。
显然， γ 越小，离子与其离子氛之间的相 互作用越强。 a 越小。
➢γ反映了溶液中离子之间相互作用的程度。 ➢γ 与什么因素有关呢？
+
OH -
平衡时：
Kb
[NH4+ [NH3
][OH- ] H2O]
Kb 称为一元弱碱的解离常数。在相同温 度下，Kb 越大，弱碱的碱性越强，反之则越 弱。
2）解离常数与解离度的关系、稀释定律
大学化学——溶液与离子平衡ppt课件
17
解：混合溶液中，AgI 和AgCl 沉淀时， 各需Ag+多少？
Ksq[A]gI8.5 11 0 17K sq[Ag] C 1.7 l 71 0 10
b1(Ag+)/by =8.51×10-17/0.01=8.51×10-15 b2(Ag+)/by=1.77×10-10/0.01=1.77×10-8 由于 b1(Ag+)<b2(Ag+)可知, AgI(淡黄)先于AgCl(白)沉淀。
1溶液的酸度影响4022沉淀反应的影响沉淀反应的影响agnhagbr平衡秱动方向agnh氧化还原反应的影响氧化还原反应的影响2fef平衡秱动方向实际上是氧化还原平衡不配位平衡之间的转化也是还原或氧化剂不配体争夺金属离子的反应最终平衡向强者方向秱动
难溶电解质的溶解平衡
一、溶度积 AgCl(s) 溶解 Ag++Cl-
可与 Mg2+ 分离。
精选ppt课件2021
21
在下列溶液不断通入H2S： (1) 0.1mol·kg-1的CuSO4溶液； (2) 0.1mol·kg-1的CuSO4溶液与0.1mol·kg-1HCl溶
液的混合溶液。计算此二溶液中最后剩余的 b(Cu2+)各是多少？Kys(CuS)=6.0×10-36
b (C2 )u b ( K S s2 q )6 7 ..0 6 1 1 3 2 0 0 6 1 7 .9 1 1 0 m 6 k o 1 g l
(2) 铜离子完全沉淀后，混合液中氢离子浓度为：
b(H+)=1.0+0.2=1.2 mol·kg-1
精选ppt课件2021
23
设溶液中下列平衡消耗H+浓度为x mol·kg-1
电解质溶液和离子平衡 (2)优秀课件
2020/11/22
c (H+) c (OH-) =
K
w
= 1.0 10-14
两边取负对数：
pH + pOH = pK
w
= 14.00
2020/11/22
例4-1： 求0.050 mol·L-1 HCl溶液的pH和pOH。（室温）
解： 公式：pH = -lg [c (׳H+)] = -lg（0.05）=1.3 pOH = 14 - pH = 14-1.3 =12.7
4.1 水的解离和溶液的pH:
4.1.1 水的解离平衡:
纯水有微弱的导电性，表明它有微 弱的解离。
水的解离平衡可表示为：
H2O
H+ + OH-
2020/11/22
水的解离平衡 : H2O
标准平衡常数为：
H+ + OH-
2020/11/22
水的离子积： K
w
（1）概念：
在一定温度下，水中c'（H+）、c ' （OH-） 的乘积为一个常数，称为水的离子积。
食醋
பைடு நூலகம்
3.0
啤酒 4.0~5.0
咖啡
5.0
2020/11/22
乳酪 海水
4.8~6.4 8.3
饮用水 6.5~8.5
人尿液
小肠液 胃液
4.8 ~ 8.4
7.6 1.3
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。 pH 标度适用范围: 0 ≤ pH ≤ 14.0
1 ≥ c(H+) ≥ 1 10-14 如pH<0、 pH >14 ，应使用c(H+) 或 c(OH-)
c (H+) , c (OH-) ; c (H+) ， c (OH-)
c (H+) c (OH-) =
K
w
= 1.0 10-14
两边取负对数：
pH + pOH = pK
w
= 14.00
2020/11/22
例4-1： 求0.050 mol·L-1 HCl溶液的pH和pOH。（室温）
解： 公式：pH = -lg [c (׳H+)] = -lg（0.05）=1.3 pOH = 14 - pH = 14-1.3 =12.7
4.1 水的解离和溶液的pH:
4.1.1 水的解离平衡:
纯水有微弱的导电性，表明它有微 弱的解离。
水的解离平衡可表示为：
H2O
H+ + OH-
2020/11/22
水的解离平衡 : H2O
标准平衡常数为：
H+ + OH-
2020/11/22
水的离子积： K
w
（1）概念：
在一定温度下，水中c'（H+）、c ' （OH-） 的乘积为一个常数，称为水的离子积。
食醋
பைடு நூலகம்
3.0
啤酒 4.0~5.0
咖啡
5.0
2020/11/22
乳酪 海水
4.8~6.4 8.3
饮用水 6.5~8.5
人尿液
小肠液 胃液
4.8 ~ 8.4
7.6 1.3
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。 pH 标度适用范围: 0 ≤ pH ≤ 14.0
1 ≥ c(H+) ≥ 1 10-14 如pH<0、 pH >14 ，应使用c(H+) 或 c(OH-)
c (H+) , c (OH-) ; c (H+) ， c (OH-)
电解质溶液及电离平衡课件
电解质溶液及电离平衡课件集团标准化工作小组 [Q8QX9QT-X8QQB8Q8-NQ8QJ8-M8QMN]电解质溶液及电离平衡一、强电解质和弱电解质1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。
弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。
一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。
2．弱电解质的电离平衡⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。
当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。
这个平衡是动态平衡的。
⑵电离平衡的特征：1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。
2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。
3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。
二、水的离子积和溶液的PH写出水的电离方程式。
在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH-1、水的离子积常数25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数）其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少其中水电离出来的H+浓度是多少2．溶液的酸碱性和PHPH = - lgc(H+)当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便3、pH的测定方法：(1)广范pH试纸、精密pH试纸（2)酸碱指示剂 3)pH计石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙~红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄4、PH相关计算例1：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl 溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。
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