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优选第三章电解质溶液和电离平衡

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。
I 1/ 2 (miZi2)
mi :溶液中第i种离子的浓度, Zi:第i种离子的电荷
离子强度I表示了离子在溶液中产生的电 场强度的大小。
3.一元弱酸、弱碱的离解平衡
1)解离度:就是离解平衡时,已离解的弱电 解质分子数和离解前溶液中它的分子总数的百 分比。离解度常用α表示。
已电离的分子数
电离前分子总数 100 %
离解度的大小可以相对地表示电解质的强弱。
2)离解平衡常数
HAc + H2O ≒ H3O+ + Ac
Ka
[H ][Ac ] [HAc]ຫໍສະໝຸດ 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
包 括
KOH等。
盐 可溶性的盐如NaCl、CuSO4等。
难溶液性的盐如AgCl、BaCl2等。
2、活度与活度系数
活度:是指有效浓度,即单位体积电解质溶液中表
现出来的表观离子有效浓度,即扣除了离子间相互作 用的浓度。以a (activity)表示。
a f c
f:活度系数,稀溶液中,f < 1;极稀溶液中, f 接近 1
结论:
1、多元弱酸的 Ka1 » Ka2 » K a3 ,求[H+]时,
可把多元弱酸当作一元来处理。当c/Ka > 500,
可以根据公式[H+]=
Ka c酸
作近似计算。
2、二元弱酸溶液中,酸根的浓度近似等
于 Ka2 ,与酸的原始浓度无关。
例2:0.050 mol·L-1的HCl溶液的pH和 pOH.
解: HCl →H+ + Cl-, c (H+) ≤ 0.050 mol·L-1. pH = -lg c’ (H+) = -lg 0.050 = - [-2 + 0.70] = 1.30. pOH = pKWΘ – pH = 14.00 – 1.30 = 12.70.
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
pH lg[H ]
pOH值的概念: 氢氧根离子浓度的负对数叫pOH值。
pOH lg[OH ]
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,
离子强度越大,正负离子间作用力越大。
3.1.2弱电解质
水的离解和溶液的pH值
1.水的离解
H2O + H2O
H3O+ + OH
H2O
H+ + OH
298K,纯水中的
[H3O+] = [OH] = 1.0 107 mol·dm3 Kwθ = [H3O+][OH-] = 1.0× 10-14
Kwθ水的离子积常数,在一定的温度下是一个常数。
观点: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,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:溶液导电 能力下降,电离度下降,依数性异常。
强酸 H2SO4、HCI、HNO3、HBr、HI


解 质
强碱 NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2、
[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
优选第三章电解质溶液和电离平衡
3.1.1 强电解质溶液
电解质
强电解质
区别
弱电解质
常根据电离度的大小,电解质相 应地分为强电解质和弱电解质。
3.1.1.强电解质
1.强电解质的概念 根据近代物质结构理论,强电解质是离子型
化合物或具有强极性的共价化合物,它们在溶液 中是全部电离的,电离度应接近100%。
pH ﹥ 7
在纯水中加入酸,[H+]↑,[OH-]↓ 在纯水中加入碱,[OH-]↑,[H+]↓
而[H+][OH-] = Kw不变
例1:已知[H+] = 5.6×10-5mol/L, 则pH = ?5 - lg5.6 = 4.25 已知pH = 0.25, 则[H+] = ?10 - 0.25 = 0.562mol/L
[OH-]=
Kb c碱
3.1.3.多元弱酸的离解
特点:分步进行
H2S = H+ + HSKa1 = [H+][HS-]/[H2S] = 5.7 10-8 HS- = H+ + S2Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 10-15
Ka1 Ka2 = K = [H+]2[S2-]/[H2S] = 6.8 10-23
HCO3-的二级离解为: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。
K a 称为酸的离解平衡常数,Kb 碱的离解平衡常数
NH3·H2O≒NH4++OH-
Kb
[
NH
4
][OH
]
[NH3 ]
3)Ki与 的关系
Ki c 2或
Ki c
近似计算推广,当c/Ka>500时,可得浓度为
C酸的一元弱酸溶液中[H+]的近似计算公式
为:
[H+]=
Ka c酸
一元弱碱溶液中[OH-]的近似计算公式为:
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