第三章电解质溶液

第三章电解质溶液 • 第一节电解质溶液 • 第二节酸碱质子理论 • 第三节溶液酸度的计算

§1电解质溶液 二、弱电解质在溶液中的解离（一）解离平衡、标准解离常数和解离度弱电解质AB 平衡时酸解离常数碱解离常数标准解离常数

§1电解质溶液 大小反映了酸、碱性强弱。、相同类型的电解质，愈大，酸或碱性就愈强。、电离度如：25℃，0.1mol·L-1 HAc，= 1.3%，表示1000个分子中有13个分子离解为H+、Ac-。

§1电解质溶液 （二）稀释定律时，上式可简化为：稀释定律：c ，  ， 例[3-1]

§1电解质溶液 （三）同离子效应和盐效应 • 同离子效应如：HAc中加入NaAc或HCl，均会使HAc的解离度降低。加入 [Ac-]，平衡左移，抑制HAc电离，使 。 [例3-2]

§1电解质溶液 • 盐效应如：HAc中加入NaCl，会使HAc的解离度略有增加。加入离子浓度，使H+不易与Ac-结合，平衡右移，使 。注意：一般同离子效应和盐效应同时存在，只是后者影响小，一般不考虑。

§2酸碱质子理论 一、酸碱的定义及其共轭关系质子理论：凡能给出质子的物质——酸凡能接受质子的物质——碱共轭酸碱对

§2酸碱质子理论 • 共轭酸、碱之间只相差一个质子； • 酸、碱可以是分子也可以是离子； • 有些物质既是酸又是碱——两性物质，如HCO3-。例1： HAc的共轭碱；F-的共轭酸。 H2S~S2-是否是共轭酸碱对？ Ac- HF 否。H2S~HS- or HS-~S 2- H2PO4-是，其共轭酸；共轭碱。两性物质 H3PO4 例2： HPO4 2-

§2酸碱质子理论 H+ 二、酸碱反应的实质实质：两对共轭酸碱对之间的质子转移。因质子转移不必一定在溶液中进行，在非水或气相也可进行。

§2酸碱质子理论 强酸强碱平衡右移，反应微弱三、水的质子自递作用平衡时：因[H2O]很大，视为常数，合并于，用表示。水的离子积常数

§2酸碱质子理论 水溶液中共轭酸碱对的解离常数间有如下关系：四、共轭酸碱对、间关系注意：这是共轭酸碱对之间的关系。如HAc和Ac-；NH3与NH4+。例：25℃NH3的 = 1.7610-5，求离子酸NH4+？酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。

思考题： 1. 在0.1mol·L-1 NH3·H2O中加入下列物质，、pH值如何变化？（1）加H2O；（2）加NaOH；（3）加HCl；（4）加NH4Cl；（5）加NaCl 2. C2H5COOH、NaHS、NaHSO3、NH4Ac中两性物质？ H2S ~ HS- ~ S2-；H2SO3 ~ HSO3- ~ SO32-

§3溶液酸度的计算 酸度——酸的物质的量浓度，CHA。强酸，如：HCl，[H+] = CHCl 弱酸，[H+]很小时，用pH表示。一、酸度与pH值活度稀溶液，或 pH+pOH=14.0

§3溶液酸度的计算 例：等体积pH=3的HCl溶液和pH=4的HCl溶液混合，求混合液的pH值。解： pH=3时，[H+]1=1.010-3 mol· L-1 pH=4时，[H+]2=1.010-4 mol· L-1 混合后： = -lg 5.5 10-4 = 3.26

§3溶液酸度的计算 （一）一元弱酸溶液起始C 0 0 二、溶液酸度的计算平衡C-X X X

X = 时，得简化公式： [例3-3]

§3溶液酸度的计算 （二）一元弱碱溶液同理可推导：近似公式： [例3-4]

§3溶液酸度的计算 0.2mol·L-1 HCl和0.2mol· L-1 NH3等体积混合，求溶液的pH值。已知Kb(NH3) = 1.7810-5。解：实际计算离子酸NH4+的pH值。 pH = 5.13 = 7.510-6

思考题： 1. 把pH = 3.0的弱酸HA稀释10倍后，溶液的pH为多少？（pH = 3.5） 2. 0.1mol·L-1 HCOOH100ml和0.1mol · L-1 KOH100ml混合后，溶液的pH值？已知K a(HCOOH)= 1.810-4。（pH = 8.22）

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