文档介绍：第三章电解质溶液和离子平衡
第一节强电解质溶液
第二节水的电离和溶液的PH值
第三节弱酸弱碱的离解平衡
第四节同离子效应和缓冲溶液
第五节盐类的水解
第六节酸碱质子理论
第七节沉淀和溶解平衡
第八节溶度积规则和应用
第一节强电解质溶液
1923年,Debye 及Hückel提出离子氛(ionic atmosphere)概念。
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。
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。
f:活度系数,稀溶液中,f < 1;极稀溶液中, f 接近1
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。
第二节水的电离和溶液的PH值
水本身电离平衡
H2O + H2O H3O+ + OH–
在25 °C,由电导等方法测得
[H3O+] = [OH–] = × 10–7 (mol/dm3)
则 Kw = [H3O+] [OH–] = × 10–14 ( 无量纲)
Kw 称为水的离子积,是水的电离常数。
Kw随温度的增加,略有增加。
Kw也可由求得
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)
- - - - (kJ/mol)
=
纯水时:
[H3O+] = [OH–] = × 10–7 (mol/dm3)
pH = - lg [H3O+] = 7 = pOH
mol/dm3 强酸时,
[OH–] = Kw / [H3O+]
= × 10–14 / × 10–1
= × 10–13(mol/dm3)
mol/dm3 强碱时,
[H3O+] = Kw / [OH–]
= × 10–14 / × 10–1
= × 10–13(mol/dm3)
水溶液中(纯水、或酸碱溶液), H3O+ 和OH–同时存在, Kw是个常数。(酸溶液中也有OH–,碱溶液中也有H3O+ )
2 溶液的pH值
3 酸碱指示剂
HIn表示石蕊
HIn H+ + In
红蓝
= ([H+] [In])/[HIn]
当c (HIn) c (In)时,溶液呈红色,是酸性
当c (HIn) c (In)时,溶液呈蓝色,是碱性
[HIn]
[H+] =Kiθ───
[In]
在[HIn] /[In] 10或[HIn] /[In] ,
指示剂颜色变化
指示剂变色范围是[H+] 10之间。
→
←
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、电离常数和解离度
HAc + H2O = H3O+ + Ac
弱酸:
弱碱:
第三节弱酸弱碱的离解平衡
解离度: