文档介绍：第五章电离平衡与酸碱滴定
§5-1 强电解质溶液
§5-2 弱电解质的电离平衡
§5-3 盐类水解
§5-4 缓冲溶液
§5-5 滴定分析简介
§5-6 酸碱滴定法
§5-1 强电解质溶液
强弱电解质的区别
溶解度大小与电离度大小的区别
一、强电解质溶液理论
电解质稀溶液
难挥发非电解质稀溶液
依数性上的差别
强电解质并非完全电离
说明
德拜-休格尔:
离子互吸理论(离子间相互影响-离子氛)
单位体积的电解质溶液中离子的有效浓度称为该溶液的活度。
离子的实际浓度
活度系数(0~1)
溶液中离子的活度
a = γ● c
公式(5-1)
(a )
γ的大小可通过离子强度求得。
§5-2 弱电解质的电离平衡
当在一定温度下,该电离达到平衡时,存在如下关系:
酸的电离常数Ka
碱的电离常数Kb
Ki称为电离(平衡)常数
以HAc为例 HAc H++Ac-
(Ki)
一、电离平衡常数和电离度
Ki=
公式(5-2)
α(%)
Ki与温度( ),与平衡时各物质的初始浓度( ), Ki越大,弱电解质的电离程度越( ),Ki从本质反映了弱电解质的( )。
有关
无关
同类型的弱酸或弱碱的相对强度可由Ka或Kb的大小决定,
如:HAc
HCN
Ka=×10-5
Ka=×10-10
表5-3 醋酸溶液在不同温度下的电离常数
表5-4 不同浓度醋酸溶液的电离常数和电离度
大
强弱
(α)
表示在电离平衡状态下,弱电解质的电离程度。
α= ×100%
已电离的分子数
分子总数
α= ×100%
C离
C
α越大,电离的百分率越高.
Ki与α都用来表示弱电解质的相对强弱,它们之间必然存在一定的内在关系。
由于α≤5% (即c/Ki≥500) ,1-α≈1 ∴Ki≈ cα2
起始浓度(mol/L)
电离浓度(mol/L)
c
0
0
cα
cα
cα
平衡浓度(mol/L)
c(1-α)
cα
cα
HAc H+ + Ac-
即:在一定温度下,弱电解质的电离度随溶液的浓度的降低而增大。
如果C(HAc) 降低,α会增大,但[H+]和[Ac-]会( )。
降低
( α≤5%)
稀释定律
公式(5-3)
例如:
二、水的电离和溶液的酸碱性
纯水是很弱的电解质,在常温下微弱地解离,存在H+、OH-与H2O间的解离平衡:
H20 H+ + OH-
K [H2O] = [H+] ×[OH-]
Kw = K [H2O] = [H+] ×[OH-]
Kw:水的离子积常数(简称水的离子积)
Kw与温度有关,
常温下[H+]=[OH-]=10-7mol/L, Kw=10-14
=
>
中性溶液:[H+]( )[OH-],[H+]( )10-7mol/L,
酸性溶液:[H+]( )[OH-],[H+]( )10-7mol/L,
碱性溶液:[H+]( )[OH-], [H+]( )10-7mol/L,
<
pH越( ),[H+]越( ),酸性越( ),pOH也就越( )
小
大
强
=
>
<
大
根据溶液的pH值不同可分为:
    酸性溶液、中性溶液和碱性溶液。
对水溶液有:    pH+pOH=14
溶液的酸碱性
pH=,pOH=;
pH<,pOH>;
pH>,pOH<。
溶液中[H+]、[OH-]的计算:例1,例2 to see p-81