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1、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,标准解离常数,酸解离常数 碱解离常数,1电解质溶液,大小反映了酸、碱性强弱。,愈大，酸或碱性就愈强。,、,、,相同类型的电解质，,如：25，0.1molL-1 HAc， = 1.3%，表示1000个分子中有13个分子离解为H+、Ac-。,电离度,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,如：HAc中加入NaAc或HCl，均会使HA
2、c的解离度降低。,加入,Ac-，平衡左移，抑制HAc电离，使 。,例3-2,同离子效应,1电解质溶液,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。,盐效应,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 。 H2SS2-是否是共轭酸碱对
3、？,例2：,H2PO4-是 ，其共轭酸 ；共轭碱 。,Ac-,HF,否。H2SHS- or HS-S 2-,两性物质,HPO4 2-,H3PO4,2酸碱质子理论,二、酸碱反应的实质,实质：两对共轭酸碱对之间的质子转移。,H+,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,三、水的质子自递作用,强酸,强碱,平衡右移，反应微弱,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,四、共轭酸碱对 、 间关系,水溶液中共轭酸碱对的解离常数间有如下关系：,注意：这是共轭酸碱对之间的关系。 如HAc 和Ac- ；NH3 与NH4+ 。,例：25
4、NH3的 = 1.7610-5，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0.1molL-1 NH3H2O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,一、酸度与pH值,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。,稀溶液，,或,pH+pOH=14.0,活度,3溶液酸度的
5、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=1.010-3 mol L-1,pH=4时，H+2=1.010-4 mol L-1,混合后：,= -lg 5.5 10-4 = 3.26,3溶液酸度的计算,二、 溶液酸度的计算,（一）一元弱酸溶液,起始 C 0 0,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,0.2molL-1 HCl和0.2mol L-1 NH3等体积混合，求溶液的pH值。已知Kb(NH3) = 1.7810-5。,解：,实际计算离子酸NH4+的pH值。,= 7.510-6,pH = 5.13,思考题：,1. 把pH = 3.0的弱酸HA稀释10倍后，溶液的pH为多少？,2. 0.1molL-1 HCOOH100ml和0.1mol L-1 KOH100ml混合后，溶液的pH值？ 已知K a(HCOOH)= 1.810-4。,（pH = 3.5）,（pH = 8.22）,