电解质溶液 (2)优秀课件
合集下载
相关主题
- 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)。
例如：运用依数性解决KCl～H2O，已知：H2O的 Kf = 1.86 （273K）, KCl水溶液：m = 0.20mol·㎏－1, 求该溶液的凝固点降低值。
理论计算： (1) 根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：
∆Tf = Kf m = 1.86×0.20 = 0.372K
(2) 根据强电解质完全电离： 粒子质量浓度 m，= 2m = 0.40mol·㎏－1 ∆Tf ’= Kf ·m’= 1.86×0.40 = 0.744K
已知 KHAc= 1.76×10-5 解方程即可得 [H＋] 当C0 / Ka > 400时，则C0－[H＋]≈C0 则可以简化计算
Ka = [H＋]2/ C0
[H + ] = Ka . C0
同理 [OH ] = Kb . C 0
Ka 和 Kb都是平衡常数,它能表示弱酸、弱碱解离 出离子的趋势的大小，K 值越大表示解离的趋势越大。 一般把 Ka 值小于 10-2 的酸称为弱酸；弱碱也可以按 Kb 的大小分类。
溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。
（2）离子强度： 用 I 表示
I 是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作
用强弱的。显然离子浓度越大，离子所带电荷越高，
离子与离子氛之间的作用越强。离子强度 I 越大，正
负离子间作用力越大。
I = 1/2∑mi zi2 I：离子强度：mol ·㎏－1
mi：i 离子的质量摩尔浓度 Zi ：i 离子的电荷数 例： 求0.01mol·㎏－1 的BaCl2 溶液的离子强度
由于弱电解质的稀溶液 a≈c f≈1.0
Kqa
= aH + aAc aHAc
= [H+]2 [ HAc ]
Kθbθ
=
[
NH
+
4
[ NH3
][OH
. H2O
] ]
弱酸电离常数用 Kθa 表示，弱碱电离常数用 Kbθ 表示。 不同的物质Kaθ、Kbθ 值不同；与弱酸弱碱的浓度无关； 它们既然属于平衡常数，当然与温度有关。但由于弱
弱酸、弱碱在溶液中解离的百分数可以用解离度 (电离度) α表示。
已电离的浓度
α ＝ —————×100%
解 mBa2＋ = 0.01mol·㎏－1 mCl－ = 0.02 mol·㎏－1
ZBa2+ = 2
ZCl－ =－1
所以 I = 1/2∑mi zi2 = 1/2[ 0.01×22＋0.02×(－1)2]
= 0.03 mol·㎏－1
（3）活度（a）和活度系数（f）
在电解质溶液中，由于离子之间存在着相互作用，
正离子周围负离 子多一些，在负离子 -
周围正离子多一些。
-
+
+
-
离子氛 + 示意图
+ -
Debye 和 Hückel 认为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。由于离子氛使离子的运动
受到相互牵制，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：
电解质溶液 (2)优秀课件
溶液
非电解 质溶液
Biblioteka Baidu
依数性只与溶质的粒子数 有关，而与溶质本质无关。
强电解 易溶强电解质
电解质 溶液
质溶液
弱电解 质溶液
难溶强电解质
弱酸、弱碱的电离平衡 盐的水解 酸碱理论的发展
§4.1 强电解质溶液理论 1. 存在的实际问题（在强电解质溶液中）
前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于 强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现 了偏差。
离子的行动为什么不完全自由 ——— 离子氛形成的结果
离子的相互作用大小如何衡量 ——— 离子强度 电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算
———有效浓度（活度）和活度系数 Debye 和 Huckel 较好的解释了强电解质溶液的 某些性质与依数性实验结果之间的偏差，并构成了 强电解质溶液理论。 (1)离子氛：在强电解质溶液中，电解质完全电离， 相同电荷的离子相斥，相反电荷离子相吸，所以在 正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多 一些。在强电解质溶液中，一种离子被异号离子所 包围的现象称为离子氛（ionic atmosphere） 。
实际测得：0.673K （介于0.372～0.744 之间） 以上事实如何解释呢？有人提出了新的理论，即
强电解质溶液理论。
2. 离子氛和离子强度、活度和活度系数 1923年 Debye 和 Huckel 提出了强电解质溶液理论：
强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相 互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表 现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出 现了上述与实验结果相矛盾的问题。就此提出了三个 问题：
1. 电离常数和解离度
作为弱电解质的弱酸、弱碱在水溶液中只有一
部分发生电离，存在着电离平衡。
例如：HAc 和 NH3·H2O 的电离平衡如下：
HAc + H2O
NH3 + H2O 或写作 ： HAc
H3O+ + Ac NH4+ + OHH+ + Ac-
NH3·H2O
NH4+ + OH-
HAc 和 NH3·H2O 的电离平衡表达式可分别写成：
电解质解离的效应很小，所以温度变化对Ka、Kb值的 影响很小。常用酸碱电离平衡常数可以从书中查到。
利用酸碱电离平衡常数可以进行有关的计算
例：对于一元弱酸：令初始的浓度为 C0
HAc
H＋ ＋ Ac－
初始：
C0
0
0
平衡： C0－[H＋]
[H＋] [Ac-]
平衡时：[H＋] = [Ac－]
[H [+ H ][AA ]c]c=K0a=c[0H [+H ]2+]
使得离子不能完全发挥其作用，不论在讨论导电性方
面还是讨论依数性方面的实验中，真正发挥作用的总
是比完全电离时应达到的离子浓度少。
我们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，显然活度要小于浓度。用a
表示。
a = f c f 为活度系数
一般说：离子电荷高，离子强度大，则 f 越小，
表明离子之间相互作用大，活度与浓度之间差别也越
大，则此时必须用活度进行有关计算，否则结果将偏
离实际较大。
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 。
§10-2 弱酸、弱碱的解离平衡
2-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
理论计算： (1) 根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：
∆Tf = Kf m = 1.86×0.20 = 0.372K
(2) 根据强电解质完全电离： 粒子质量浓度 m，= 2m = 0.40mol·㎏－1 ∆Tf ’= Kf ·m’= 1.86×0.40 = 0.744K
已知 KHAc= 1.76×10-5 解方程即可得 [H＋] 当C0 / Ka > 400时，则C0－[H＋]≈C0 则可以简化计算
Ka = [H＋]2/ C0
[H + ] = Ka . C0
同理 [OH ] = Kb . C 0
Ka 和 Kb都是平衡常数,它能表示弱酸、弱碱解离 出离子的趋势的大小，K 值越大表示解离的趋势越大。 一般把 Ka 值小于 10-2 的酸称为弱酸；弱碱也可以按 Kb 的大小分类。
溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。
（2）离子强度： 用 I 表示
I 是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作
用强弱的。显然离子浓度越大，离子所带电荷越高，
离子与离子氛之间的作用越强。离子强度 I 越大，正
负离子间作用力越大。
I = 1/2∑mi zi2 I：离子强度：mol ·㎏－1
mi：i 离子的质量摩尔浓度 Zi ：i 离子的电荷数 例： 求0.01mol·㎏－1 的BaCl2 溶液的离子强度
由于弱电解质的稀溶液 a≈c f≈1.0
Kqa
= aH + aAc aHAc
= [H+]2 [ HAc ]
Kθbθ
=
[
NH
+
4
[ NH3
][OH
. H2O
] ]
弱酸电离常数用 Kθa 表示，弱碱电离常数用 Kbθ 表示。 不同的物质Kaθ、Kbθ 值不同；与弱酸弱碱的浓度无关； 它们既然属于平衡常数，当然与温度有关。但由于弱
弱酸、弱碱在溶液中解离的百分数可以用解离度 (电离度) α表示。
已电离的浓度
α ＝ —————×100%
解 mBa2＋ = 0.01mol·㎏－1 mCl－ = 0.02 mol·㎏－1
ZBa2+ = 2
ZCl－ =－1
所以 I = 1/2∑mi zi2 = 1/2[ 0.01×22＋0.02×(－1)2]
= 0.03 mol·㎏－1
（3）活度（a）和活度系数（f）
在电解质溶液中，由于离子之间存在着相互作用，
正离子周围负离 子多一些，在负离子 -
周围正离子多一些。
-
+
+
-
离子氛 + 示意图
+ -
Debye 和 Hückel 认为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。由于离子氛使离子的运动
受到相互牵制，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：
电解质溶液 (2)优秀课件
溶液
非电解 质溶液
Biblioteka Baidu
依数性只与溶质的粒子数 有关，而与溶质本质无关。
强电解 易溶强电解质
电解质 溶液
质溶液
弱电解 质溶液
难溶强电解质
弱酸、弱碱的电离平衡 盐的水解 酸碱理论的发展
§4.1 强电解质溶液理论 1. 存在的实际问题（在强电解质溶液中）
前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于 强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现 了偏差。
离子的行动为什么不完全自由 ——— 离子氛形成的结果
离子的相互作用大小如何衡量 ——— 离子强度 电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算
———有效浓度（活度）和活度系数 Debye 和 Huckel 较好的解释了强电解质溶液的 某些性质与依数性实验结果之间的偏差，并构成了 强电解质溶液理论。 (1)离子氛：在强电解质溶液中，电解质完全电离， 相同电荷的离子相斥，相反电荷离子相吸，所以在 正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多 一些。在强电解质溶液中，一种离子被异号离子所 包围的现象称为离子氛（ionic atmosphere） 。
实际测得：0.673K （介于0.372～0.744 之间） 以上事实如何解释呢？有人提出了新的理论，即
强电解质溶液理论。
2. 离子氛和离子强度、活度和活度系数 1923年 Debye 和 Huckel 提出了强电解质溶液理论：
强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相 互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表 现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出 现了上述与实验结果相矛盾的问题。就此提出了三个 问题：
1. 电离常数和解离度
作为弱电解质的弱酸、弱碱在水溶液中只有一
部分发生电离，存在着电离平衡。
例如：HAc 和 NH3·H2O 的电离平衡如下：
HAc + H2O
NH3 + H2O 或写作 ： HAc
H3O+ + Ac NH4+ + OHH+ + Ac-
NH3·H2O
NH4+ + OH-
HAc 和 NH3·H2O 的电离平衡表达式可分别写成：
电解质解离的效应很小，所以温度变化对Ka、Kb值的 影响很小。常用酸碱电离平衡常数可以从书中查到。
利用酸碱电离平衡常数可以进行有关的计算
例：对于一元弱酸：令初始的浓度为 C0
HAc
H＋ ＋ Ac－
初始：
C0
0
0
平衡： C0－[H＋]
[H＋] [Ac-]
平衡时：[H＋] = [Ac－]
[H [+ H ][AA ]c]c=K0a=c[0H [+H ]2+]
使得离子不能完全发挥其作用，不论在讨论导电性方
面还是讨论依数性方面的实验中，真正发挥作用的总
是比完全电离时应达到的离子浓度少。
我们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，显然活度要小于浓度。用a
表示。
a = f c f 为活度系数
一般说：离子电荷高，离子强度大，则 f 越小，
表明离子之间相互作用大，活度与浓度之间差别也越
大，则此时必须用活度进行有关计算，否则结果将偏
离实际较大。
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 。
§10-2 弱酸、弱碱的解离平衡
2-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡