电解质溶液PPT课件
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❖ 3.影响因素：内因：弱电解质的本性； 外因：溶液的温度。
注意：与浓度无关；
例如：一定温度温度下1mol/L,0.1mol/L 的HAc的电离常数一定。
.
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4.意义：解离常数的大小可以反映弱电 解质（弱酸、弱碱等）解离的趋势。
❖ 通过比较相同温度下的解离常数Ka （或Kb)值的大小，判断弱酸（或弱 碱）酸性（或碱性）的相对强弱。值 越大的相对酸性（或碱性）越强。
>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
一下什么是同离子效应和盐效应，会使α增大
还是减小。
.
.
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:
分子的速率相同时，溶液中各组分的浓度不再发生改变，即
达到动态平衡，这种状态称为解离平衡。
注意：1.达到平衡的标志：正、逆反应速率相等， 2. 弱电解质分子和离子间达到的是一种动态平衡
当反应达到平衡时，正反应和逆反应仍在继续进行
.
4
3.平衡受外界因素的影响
1）.当外界条件改变时，弱酸弱碱的解离 平衡就会遭到破坏，又建立起新的解离平 衡。像这种因平衡状态被破坏而建立新的 平衡的过程，叫做解离平衡的移动。 2）.平衡移动方向遵循勒夏特列原理。 如果改变影响平衡的一个条件（如温度、 浓度），平衡就向着能够减弱这种改变的 方向移动。
❖ 酸碱是两类重要的电解质，科学家们在研究 酸碱物质的性质、组成及结构方面，先后提 出了很多理论如：酸碱电离理论、酸碱质子 理论、酸碱电子理论等。
❖ 酸碱理论
电离理论（1987瑞典阿仑尼乌斯 (Arrhenius)
质子理论（1923年，丹麦化学家布朗斯 特和英国化学家劳瑞）
.
18
第二节 酸碱质子理论
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
.
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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
14
四、同离子效应和盐效应
❖ 1、同离子效应： ❖ 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有
共同离子的强电解质，使得弱电解质的电离 度减小的现象称为同离子效应。例如：
HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ac–(aq) 平衡移动方向
NaAc(aq) . Na (aq) + Ac–(aq) 15
性，或碳酸钠的碱性。
.
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二、酸碱质子理论
（一）酸碱的概念
酸：凡是能给出质子H＋的物质（HCl,H3O+ ,H2O ,HCO3－） 碱：凡是能接受质子H＋的物质（Cl－,H2O, OH－,CO32－）
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
解质的电离度增大。
.
16
同离子效应破坏原来弱电解质的解离平衡， 使平衡向左移动，离子结合成分子。所以使 解离度减小。
❖ 盐效应使电解质溶液中的离子数增多，组织 已经解离的离子碰撞结合成分子。所以使解 离度增大。
❖ 同离子效应发生的同时也有盐效应。
.
17
❖ 盐效应一般影响较小，非精确计算不考虑
第二节 酸碱质子理论
❖ 见课本P9表2-1
.
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三、解离度 为了定量的描述电离的程度我们来学习解离度。 1.定义：一定温度下，弱电解质达到解离平衡时
溶液中已解离的弱电解质分子数与弱电解质分 子总数的比值，成为该弱电解质的解离度，用 α表示。
已 溶解 液离 中的 电电 解解 质 电 质 分 已 解 分 子 解 质 子 总 离 的 数 数 的 初 1浓 0始 % 0度 浓
回忆关于：电解质和非电解质 电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导
电的化合物
根据电离程度大小，可将电解质分为：
强电解质 完全电离 强酸、强碱、大多数盐
弱电解质 不完全电离 弱酸、弱碱、部分盐
.
3
一 弱酸、弱碱的解离平衡
弱电解质在水溶液中的电离是可逆的
HAc ＋ H2O
Ac－ ＋ H3O+
解离平衡：在一定温度下，当分子解离成离子和离子结合成
.
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a．温度对化学平衡的影响 弱酸弱碱的解离反应是一个吸热的过程 HAc H+ + Ac－
温度↑，平衡右移→ 温度↓ ，平衡左移← b.浓度对化学平衡的影响
❖ 例如：往HAc溶液中加入NaAc、HCl、 NaOH或者NaCl溶液时，解离平衡会发生 什么样的移动呢？
.
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二、弱酸、弱碱的解离平衡常数
1.定义：电离平衡常数：电离达到平衡时，已经 电离的各离子浓度，以化学计量数为指数的幂次 方乘积与未电离的分子浓度的比值是一常数，简 称解离常数。用K来表示。 2.以一元弱酸HAc为例，它的电离平衡和解离常 数可以表示如下：
HAc H+ + Ac-
K= [H ][Ac-]
[HAc]
.
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❖ 式中的[H+]、[Ac-]和[HAc]均为平衡时 的浓度，单位以mol/L表示。 常用Ka——酸，Kb——碱；
一、酸碱的电离理论
１Fra Baidu bibliotek酸碱的定义 电离时生成的阳离子全部是H+离子的化合物叫酸； 电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。
2、H+离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中和反应 的实质是：H+ + OH- H2O。
局限性：只适用于水溶液，不能解释非水溶液酸碱反应； 范围限制在能电离出H+ 或OH-，不能解释氯化铵的酸
注意：与浓度无关；
例如：一定温度温度下1mol/L,0.1mol/L 的HAc的电离常数一定。
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4.意义：解离常数的大小可以反映弱电 解质（弱酸、弱碱等）解离的趋势。
❖ 通过比较相同温度下的解离常数Ka （或Kb)值的大小，判断弱酸（或弱 碱）酸性（或碱性）的相对强弱。值 越大的相对酸性（或碱性）越强。
>30% 强电解质 5~30% 中强电解质 <5% 弱电解质
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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
一下什么是同离子效应和盐效应，会使α增大
还是减小。
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❖ 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。
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❖ 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:
分子的速率相同时，溶液中各组分的浓度不再发生改变，即
达到动态平衡，这种状态称为解离平衡。
注意：1.达到平衡的标志：正、逆反应速率相等， 2. 弱电解质分子和离子间达到的是一种动态平衡
当反应达到平衡时，正反应和逆反应仍在继续进行
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3.平衡受外界因素的影响
1）.当外界条件改变时，弱酸弱碱的解离 平衡就会遭到破坏，又建立起新的解离平 衡。像这种因平衡状态被破坏而建立新的 平衡的过程，叫做解离平衡的移动。 2）.平衡移动方向遵循勒夏特列原理。 如果改变影响平衡的一个条件（如温度、 浓度），平衡就向着能够减弱这种改变的 方向移动。
❖ 酸碱是两类重要的电解质，科学家们在研究 酸碱物质的性质、组成及结构方面，先后提 出了很多理论如：酸碱电离理论、酸碱质子 理论、酸碱电子理论等。
❖ 酸碱理论
电离理论（1987瑞典阿仑尼乌斯 (Arrhenius)
质子理论（1923年，丹麦化学家布朗斯 特和英国化学家劳瑞）
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第二节 酸碱质子理论
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
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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
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第一节 弱电解质溶液的解离平衡
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四、同离子效应和盐效应
❖ 1、同离子效应： ❖ 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有
共同离子的强电解质，使得弱电解质的电离 度减小的现象称为同离子效应。例如：
HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ac–(aq) 平衡移动方向
NaAc(aq) . Na (aq) + Ac–(aq) 15
性，或碳酸钠的碱性。
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二、酸碱质子理论
（一）酸碱的概念
酸：凡是能给出质子H＋的物质（HCl,H3O+ ,H2O ,HCO3－） 碱：凡是能接受质子H＋的物质（Cl－,H2O, OH－,CO32－）
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
解质的电离度增大。
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同离子效应破坏原来弱电解质的解离平衡， 使平衡向左移动，离子结合成分子。所以使 解离度减小。
❖ 盐效应使电解质溶液中的离子数增多，组织 已经解离的离子碰撞结合成分子。所以使解 离度增大。
❖ 同离子效应发生的同时也有盐效应。
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❖ 盐效应一般影响较小，非精确计算不考虑
第二节 酸碱质子理论
❖ 见课本P9表2-1
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三、解离度 为了定量的描述电离的程度我们来学习解离度。 1.定义：一定温度下，弱电解质达到解离平衡时
溶液中已解离的弱电解质分子数与弱电解质分 子总数的比值，成为该弱电解质的解离度，用 α表示。
已 溶解 液离 中的 电电 解解 质 电 质 分 已 解 分 子 解 质 子 总 离 的 数 数 的 初 1浓 0始 % 0度 浓
回忆关于：电解质和非电解质 电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导
电的化合物
根据电离程度大小，可将电解质分为：
强电解质 完全电离 强酸、强碱、大多数盐
弱电解质 不完全电离 弱酸、弱碱、部分盐
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一 弱酸、弱碱的解离平衡
弱电解质在水溶液中的电离是可逆的
HAc ＋ H2O
Ac－ ＋ H3O+
解离平衡：在一定温度下，当分子解离成离子和离子结合成
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a．温度对化学平衡的影响 弱酸弱碱的解离反应是一个吸热的过程 HAc H+ + Ac－
温度↑，平衡右移→ 温度↓ ，平衡左移← b.浓度对化学平衡的影响
❖ 例如：往HAc溶液中加入NaAc、HCl、 NaOH或者NaCl溶液时，解离平衡会发生 什么样的移动呢？
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二、弱酸、弱碱的解离平衡常数
1.定义：电离平衡常数：电离达到平衡时，已经 电离的各离子浓度，以化学计量数为指数的幂次 方乘积与未电离的分子浓度的比值是一常数，简 称解离常数。用K来表示。 2.以一元弱酸HAc为例，它的电离平衡和解离常 数可以表示如下：
HAc H+ + Ac-
K= [H ][Ac-]
[HAc]
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❖ 式中的[H+]、[Ac-]和[HAc]均为平衡时 的浓度，单位以mol/L表示。 常用Ka——酸，Kb——碱；
一、酸碱的电离理论
１Fra Baidu bibliotek酸碱的定义 电离时生成的阳离子全部是H+离子的化合物叫酸； 电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。
2、H+离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中和反应 的实质是：H+ + OH- H2O。
局限性：只适用于水溶液，不能解释非水溶液酸碱反应； 范围限制在能电离出H+ 或OH-，不能解释氯化铵的酸