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无机化学课件电解质溶液

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《电解质溶液》PPT课件_OK

《电解质溶液》PPT课件_OK
化合价：整数
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。

无机化学-第2章 电解质溶液

无机化学-第2章 电解质溶液

离子氛（ion atmosphere )。
离子氛是一个平均统计模型，虽然一个离
子周围的电荷相反的离子并不均匀，但统计结
果作为球形对称分布处理。
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每一个离子氛的中心离子同时又是另一个 离子氛的反电荷离子的成员。由于离子氛的存 在，离子间相互作用而互相牵制，强电解质溶 液中的离子并不是独立的自由离子，不能完全 自由运动，因而不能百分之百地发挥离子应有 的效能。
40
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二、离子的活度和活度系数
1. 活度（）：离子的有效浓度
=c
c 实际浓度
活度系数
2. 活度系数
一般 <1
当 c → 0 时（溶液极稀） →1
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说明：
（1）当溶液中的离子浓度很小,且离子所带 的电荷数也少时,活度接近浓度，即 γB ≈1。
（2）溶液中的中性分子也有活度和浓度的 区别，但不像离子的区别那么大，所以，通常 把中性分子的活度因子视为1。
（3）对于弱电解质溶液,因其离子浓度很小， 一般可以把弱电解质的活度因子也视为1。
（4）液态或固态的纯物质，以及稀溶液中的 溶剂(如水)，其活度均规定为aB=1。
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例2-1 分别用离子浓度和离子活度计算0.020mol·L-1 NaCl溶液在298K时的渗透压力,并加以比较。
解：⑴ 用离子浓度计算
=icRT=2×0.020×8.314×298=99.1(kPa)
⑵ 用离子活度计算 I 1 (0.02012 0.02012 ) 0.020

无机化学：电解质溶液

无机化学：电解质溶液

= 0.45
2.德拜－休克尔极限稀释公式
lg 0.509 z z
I
活度系数 与离子强度I成反向关系 离子强度I取决于离子的浓度与电荷
第二节 酸碱理论
一、酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论）
凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能 解离出OH-的物质是碱(base)。 酸碱反应的实质是：H++OH-===H2O。
HAc
碱
H+ + Ac酸碱共轭关系
一种酸释放一个质子后形成其共轭碱， 一种碱结合一个质子后而形成其共轭酸 。 共轭酸比它的共轭碱多一个质子。
酸
碱
NH4+
H2SO3 HSO3-
H+ + NH3
H+ + HSO3H+ + SO32-
质子理论没有盐的概念，如Na2CO3，在电离理论中称为盐， 但酸碱质子理论则认为CO32-是碱，而Na+是非酸非碱物质。
局限性：
无法解释许多不含有H+和OH-也表现出酸碱性 不适用于非水体系或无溶剂体系 NH3(g)+HCl(g)
苯
NH4Cl(s)
二、酸碱质子理论
(一) 酸碱定义 凡能给出质子（H+）的物质称为酸 凡能接受质子（H+）的物质称为碱
明显进步： 着眼于反应 脱离了水的限制
酸碱的相互联系
如：
共轭酸碱对：
酸
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。 例如HAc在水溶液中是酸
HAc + H2O HAc H2 O + H +
H+
H 3O + H+ + AcH3 O +

电解质溶液课件

电解质溶液课件
REPORTING
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。

第十章 电解质溶液ppt课件

第十章 电解质溶液ppt课件

= 1 7 6 3 C

(2 )t Q I 0 1 .7 0 6 2 3 5 C A 7 .0 5 1 0 4s
(3) n(O2)1 4n(1 3Au) =1 4197.01g .20 m g ol1/34.57103m ol


例: H2＋0.5O2
H2O
电解
原电池
电解池：
阴极: 2H+ + 2e－ H2 H2O阳极12：O2+2H++2e-
电解反应:H2OH2 12O2
阳离子向阴极运动； 阴离子向阳极运动。

原电池：
阳极: H2 2H+ + 2e－
阴极
-
- 电源 +
e-
+
e-
阳极
Pt
Pt
HCl
电解质溶液的导电过 程包括电解质溶液中正、 负离子在外电场作用下的 定向迁移和电极反应。
电解池
阳极：氧化反应 2Cl－ → Cl2+2e－
阴极：还原反应 2H+＋2 e－ → H2
总反应
2Cl－＋2H+ → Cl2＋H2
注意：迁移的离 子不一定是导电 反应的离子。
n

Q zF
或 QnzF
n: 电极上发生反应的物质的量 Q：通过电极电量 F: 法拉第常数 96 485 (C· mol-1) Z : 电子的得失数
电极上发生反应的物质的质量 mnMzQFM
ห้องสมุดไป่ตู้

法拉第定律说明：
法拉第定律是自然界中最严格的定律之一，不受任何外界条 件及参与电极过程各有关物质性质的影响
10.1.3 离子的电迁移率与离子的迁移数

电解质溶液PPT课件

电解质溶液PPT课件

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
.
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:
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
.
1ห้องสมุดไป่ตู้
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
>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

第二章电解质溶液和缓冲溶液精品PPT课件

第二章电解质溶液和缓冲溶液精品PPT课件

[OH-]= Kb c = 1.7910-5 0.1
=1.34×10-3（mol·L-1） pOH = 2.87
pH = 14 - pOH = 11.13
Logo
例.计算250C时，0.10 mol·L-1 NaAc溶液的pH值。
(已知HAc的Ka =1.76×10-5) 解: NaAc在水溶液中全部解离, Ac-是离子碱,与水
Logo
讨论: Kw = [H+] [OH-]
1) Kw的大小只与T有关，T Kw ，
如25℃，Kw=1.0×10-14
1000C，Kw=7.4×10-13 室温，纯水中：[H+] =[OH-] =1.0 ×10-7 mol·L-1
2)任何稀水溶液中，[H+][OH-]=KW为一常数。 已知[H+]，可求[ OH-]，反之亦然。
Logo
例：计算250C时，0.10 mol·L-1的HAc溶液的pH值。 （已知Ka =1.76×10-5）
解： Ka·c = 1.76×10-5×0.01 > 20Kw c/Ka = 0.10/1.76×10-5 > 500，
[H+]= K a c = 1.76 10-5 0.10
=1.33×10-3（mol·L-1） pH = -lg[H+] = -lg1.33×10-3 = 2.88
第第二二章章电电解解质质溶溶液液和缓冲溶液 第一节 电解质溶液
一、电解质 电解质：溶于水或熔融状态下能导电的化合物
电解质溶液：电解质的水溶液
1. 强电解质：在水溶液中能完全解离成离子 的化合物。
如： NaCl、CuSO4 NaClNa++Cl2. 弱电解质：在水溶液中只部分解离成离子

第四章电解质溶液.ppt

第四章电解质溶液.ppt

一、水的自身解离
溶液的酸碱性常用pH值即溶液中H+浓度的 负对数来表示。 pH = -lg[H+] pH值 中性溶液 [H+] =1.0×10-7mol· L-1 酸性溶液 [H+]＞1.0×10-7mol· L-1 碱性溶液 [H+]＜1.0×10-7mol· L-1 =7 ＜7 ＞7
§4.2
溶液的酸碱平衡
[H3O+ ][A- ] ka [HA]
称为酸的质子转移平衡常数
§4.2
溶液的酸碱平衡
二、质子转移平衡与平衡常数
一元弱碱（A-）在水溶液中存在着如 下质子转移平衡： H2O + AHA + OH平衡常数如下： kb [HA][OH ] [A- ]
称为碱的质子转移平衡常数
§4.2
溶液的酸碱平衡
4.质子理论中，酸碱总是互相依存，共 轭酸碱通过质子而联系在一起。
§4.1
酸碱质子理论
二、酸碱反应的实质
酸碱质子理论认为，酸碱反应的实质是 共轭酸碱之间的质子传递过程 例如：
质子传递
HCl +
酸1
NH3
碱2
NH4+ + Cl酸2 碱1
§4.1
酸碱质子理论
二、酸碱反应的实质
扩展的说，电离理论中的电离过程、酸
§4.3
弱电解质溶液pH值
二、多元弱酸（碱）溶液pH值的近似计 算
可以看出，两步的解离常数相差非常大， 在这种情况下，可以进行近似计算，忽略 第二步解离，而主要考虑第一步解离对pH 的影响
§4.3
弱电解质溶液pH值
二、两性物质溶液pH值的计算
NaHCO3、Na2HPO4、NaH2PO4和氨基酸等物 质既能给出质子，又能接受质子，称为两 性物质 两性物质溶液pH计算较为复杂，以 NaHCO3为例，进行近似计算。

电解质溶液1041页PPT

电解质溶液1041页PPT
(5) 稀释后的pH值相等,则加水 量 :_C_H__3_C_O__O_H__>__H_C__l_=_H__2_S_O_4__=_H__N_O_ 3
五、离子方程式
1、离子方程式： 用实际参加反应的离子符号表示化学反应的 式子,叫离子方程式.
2、离子方程式的意义：
1、表示某一具体反应的实质 2、表示某一类型反应的离子方程式
混合溶液计算pH值:
(1)准确判断混合后溶液的酸碱性. (2) 酸性溶液先计算c(H+) ,
碱性溶液先计算c(OH-). (3)注意溶液体积的变化.
1、常温下，当pH=11的氢氧化钠溶液稀释 102倍时，计算稀释后溶液的pH值。 9；
2、常温下，将pH=1和pH=4的盐酸等体积混合， 求混合后溶液的pH。 1.3
易电离的 b、强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。
物质
c、可溶性盐：溶解性表
仍用化学式表示的物质：
a、难溶的物质：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等 难溶于水、 b、难电离的物质：弱酸、弱碱、水。 难电离的 c、气体：H2S、CO2、SO2等 物质或气体 d、单质：H2、Na、I2等
e、氧化物：Na2O、Fe2O3等
(5) 与50mL, 0.1mol/L NaOH反应后pH 值 :____C__H_3_C__O_O__H__>_H__C_l__=__H_N__O_3_>__H_2_S_O__4____
100mLpH=3的HCl, H2SO4 , CH3COOH , HNO3
(1)与足量Zn产生H2体积: ______C__H_3_C_O__O_H__>__H__C_l_=__H_2_S_O__4 _>_H__N_O__3____ (2)与Zn反应产生氢气开始时速率: ____H_C__l_=__H_2_S_O_4__=_C__H_3_C_O__O_H___________________ (3) 中和消耗 NaOH :__C_H__3C__O_O__H__>_H__C__l _=_H__2S__O_4_=__H_N__O_3____ (4) 稀释100倍后的pH 值 :C_H__3_C_O__O_H__<__H_C__l_=__H_2_S_O_4__=_H__N_O__3_________
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<1> H2CO3 ＝ H+ + HCO3- K1 = 4.3×10-7
<2> HCO3- ＝ H+ + CO32- K2 =5.6×10-11
<3> H2O ＝ H+ + OH-
KW = 1.0×10-14
根据多重平衡原则：
多元弱酸盐的水解是分
Kh1＝Kw/K2＝1.8×10-4
步进行的,与多元弱酸一 样,多步水解一般只考虑
HAc + HCl ，
HAc的离解度降低。
若在HAc溶液中加入不含相同离 子的强电解质，由于溶液中离子间相 互牵制作用增强， H+和Ac-结合成分 子 的机会减小，分子化的速率减小， 故表现为解离度略有所增加，这种效 应称为盐效应
在发生同离子效应的同时，必 然伴随着盐效应的产生。与同离子效 应相比，盐效应要小得多。
溶液中c (H+)时，只考虑第一步离解，可
近似把它作为一元弱酸，用Ka1来计算。
例：计算0.1mol/LH2S溶液的pH值和 S2- 浓度。 解：因为C/Ka1 ≥ 500，且Ka1 ≫ Ka2
c(H ) Ka1 ca 0.1 9.1108 9.54105(mol / L)
pH = - lg c(H+)= 4.02
滴一滴0.1M HCl 后的pH值
3
4.7
滴一滴0.1M NaOH后的pH值
11
4.7
§9-3 缓冲溶液
一、缓冲作用原理和计算公式
加入少量H+ ，它与Ac-结合 生成HAc，平衡向左移动，
HAc + H2O
H+ + Ac-
+
OH-
H2O
加入少量OH- ，它与H+结
合生成水，平衡向右移动，
不论加酸还是加碱，溶液的酸度保持相对稳定
§9-2 溶液的酸碱性
2、一元强酸弱碱盐的水解
<1> H2O
H+ + OH-
KW
<2> NH3 + H2O
NH4+ + OH- Kb
<1> - <2>: NH4+
NH3 + H+
[H+] = KhC盐
§9-2 溶液的酸碱性
例：已知NH3的Kb=1.78×10-5 , 试计算0.1 mol·L-1的NH4Cl的pH值。
第五章 电解质溶液
内容提要
在热力学平衡、化学平衡的基础 上本章讨论水溶液的有关平衡问题， 以酸碱电离论为基础，讨论弱电解质 的电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平 衡、平衡移动规律、缓冲溶液相关理 论及计算。最后简要介绍酸碱理论。
学习要求
★ 熟悉弱电解质解离平衡的计算，了解活 度、离子强度等概念。
★ 掌握缓冲溶液的原理和计算。 ★ 明确近代酸碱理论的基本概念。
§9-2 溶液的酸碱性
２、稀释有利于促进水解 ３、 加热有利于促进水解
§9-3 缓冲溶液
能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释， 而本身pH值不发生显著变化的作用称缓冲 作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
溶液 溶液pH值
4ml H2O
7.0
4ml HAc +NaAc
(均为0.1 mol·L-1)
4.7
教学内容
§ 9-1强电解质溶液和弱电解的解离平衡。 § 9-2 溶液的酸碱性。〈水的解离和 pH；盐
类水解的酸碱性及影响因素。〉 § 9-3 缓冲溶液。〈缓冲作用原理及计算公式；
在生物等方面的重要意义。〉 § 9-4 酸碱理论。〈质子理论；电子理论 〉
§ 9-1 弱电解的解离平衡和强电解质溶液
在溶液中，能够发生解离的物质称电解质， 不能能够发生解离的物质称非电解质。在溶液中能， 完全解离的电解质为强电解质，只能部分解离的物 质称弱电解质。
电离为吸热过程，温度升高，Kw愈大。
水的离子积常数与温度的关系
§9-2 溶液的酸碱性
pH = 7 则 pOH = 7 pH < 7 则 pOH > 7 pH > 7 则 pOH < 7
中性溶液 酸性溶液,pH越小酸性越来自 碱性溶液,pH越大碱性越强∵ Kw=[H+][OH-]=10-14
∴ pH + pOH = pKW = 14
3、与溶剂有关。
§ 9-1 弱电解的解离平衡和强电解质溶液
当 <5％ 或 c酸/Ka 400时 1-
≈1
即Ka≈c 2 ∴ =
稀 释
定
此式表明，在一定温度下，浓度越
律
稀，电离度越大。
例 1：计算0.1mol/L HAc溶液 中氢离子浓度及离解度。
解：
HAc = H+ + Ac-
起始： 0.1
0
HS- = H+ + S2-
Ka2
c (
H
)
c (
S 2
)
c( HS )
1.11012
因为
c（HS-）≈c(H+)
所以 c（S2-）= Ka2 = 1.1×10-12 （mol/L）
注意： c（S2-）= Ka2 ，只能用于H2S水溶液中。
§9-2 溶液的酸碱性
一、水的离解和pH标度 纯水有微弱的导电能力
H2O H++OH实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水 分 子电离，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L 平衡原理：
Kw=[H+][OH-]=10-14
Kw=[H+][OH-]=10-14
Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和 [OH-]之积为一常数。
电解质的强弱可以通过其导电能力的大小来判断。
强电解质—— 能完全解离的电解质
电
NaOH、HCl、AgCl（强酸、强碱和大部分的
解
盐类）
化质 合
弱电解质——只能部分解离的物质称弱电解质。
物
HAc、H2S、NH3 （弱酸弱碱类等化合物）
非
电 解
在溶液中不能发生解离的化合物
质
CH4、CCl4、C6H12O6 （大部分的有机化合
(3) HAc
Ac- + H+
(1)-(2)-(3): NH4+ + Ac因此： Kh = —KKWa—Kb
Ka NH3 + HAc
§9-2 溶液的酸碱性
４、多元弱酸强碱盐的水解
CO32- + H2O＝ HCO3- + OH- 第一级水解 Kh1
HCO3- + H2O ＝ H2CO3 + OH- 第二级水解 Kh2
Kh2＝Kw/K1＝2.3×10-8
一级水解。
§9-2 溶液的酸碱性
NH4+ + Ac- NH3 + HAc
Kh
= —[NH—3]—[HA—c]=[H—A—c]2
[NH4+][Ac-] [Ac- ]2
=
[H+]2
—Ka—2
=
—KKWa—Kb
[H+] = —KKW—bKa
因此，弱酸弱碱盐的pH值与盐的浓度 无关，与Ka和Kb的相对大小有关。与盐的 浓度无关。
0
平衡： 0.1-x x
x
x２ Ka = ————— =1.76×10-5
0.1-x
ca 500 则0.1－x≈0.1 Ka
C (H+) = 1.33×10-3 (mol·L-1)
a=1.33 ×10-3 /0.1 = 1.33%
例 2：在1升0.1mol/L HAc溶液中加入0.1mol NaAc晶体（体积不变），计算 溶液中氢离 子浓度及离解度。
§9-2 溶液的酸碱性
二、盐类水溶液的酸酸碱性
１、一元强碱弱酸盐的水解
Ac- + H2O
HAc + OH- (1)
Kh
H2O H+ + OH- (2)
Kw
HAc H+ + Ac-
(3)
Ka
反应(1)＝反应(2)－反应(3) 根据多重平衡原则： K h＝ K w／ Ka
§9-2 溶液的酸碱性
反应(1)＝反应(2)－反应(3) 根据多重平衡原则： K h＝ K w／ Ka
三、多元弱酸、弱碱的离解平衡
含有一个以上可置换的氢原子的酸叫多元酸
H2S = H+ + HSHS- = H+ + S2-
K a1
c c (H ) (HCO3 ) c(H2S )
9.1108
Ka2
c (H
)
c( S 2
)
c (
H
S
)
1.11012
由于 Ka1 >>Ka2 ，即 Ka1/Ka2>104 时，H+主要来源于第一步离解，因此计算
§9-3 缓冲溶液
弱酸及其盐体系（ HAc － NaAc）
HA
H+ + A-
平衡浓度 C酸-[H+] ≈C酸
[H+]
C盐+[H+] ≈C盐
[H+]＝Ka×
—C—酸—
C盐
pH = pKa - log—CC酸 盐—
汉德森公式
§9-3 缓冲溶液
二、缓冲溶液的配制
选择缓冲溶液应考虑：
１、需要一定pH值的缓冲溶液，应当选择pKa 值接近pH值的缓冲对。
强电解质的电离度与弱电解质的电 离度的意义完全不同，它仅表示了离子 间相互牵制作用的能力，故称为表观电 离度。