《电解质溶液的依数性》由会员分享，可在线阅读，更多相关《电解质溶液的依数性（19页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、3.1.5电解质溶液的依数性,思考2：你能说明稀溶液依数性行为的规律吗？,思考1：相同浓度的电解质溶液的蒸气压与非电解质比如何变化？,答：其蒸气压下降，沸点上升和凝固点下降，以及溶液渗透压的数值变化均比同浓度的非电解质大。,3.1.5 电解质溶液的依数性,如：从部分电解质的0.1molkg-1溶液的凝固点下降数值与理论值的比较可以得到电解质溶液的偏差 i 值,电解质 实测Tfp / K 计算 Tfp / K i= Tfp / Tfp NaCl 0.348 0.186 1.87 HCl 0.355 0.186 1.91 K2SO4 0.458 0.186 2.46 CH3COOH 0.188 0
2、.186 1.01 C6H12O6 0.188 0.186 1.00,结论：AB型电解质，i趋近于2。 (如HCl) AB2或A2B型电解质, i趋近于3。 (如BaCl2),可以看出，产生的偏差有以下规律： A2B(AB2)强电解质AB强电解质AB弱电解质非电解质,思考：你还能举例说明电离理论的其他应用吗？,例题,例9 计算0.100molkg-1的NaCl溶液的凝固点。 解 NaCl为AB型电解质，i =2 Tfp(NaCl) = 20.100 molkg-11.86 Kkgmol 1 =0.372 K Tfp(NaCl) = - 0.372 。,例题,例10：将质量摩尔浓度均为0.10
3、molkg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:,解：按从大到小次序排序如下： 粒子数 BaCl2 HCl HAc 蔗糖 蒸气压 蔗糖 HAc HCl BaCl2 沸点 BaCl2 HCl HAc 蔗糖 凝固点 蔗糖 HAc HCl BaCl2 渗透压 BaCl2 HCl HAc 蔗糖,p = i K mB Tbp = i KbpmB Tfp = i KfpmB,3.2 酸碱平衡,根据解离度的大小,将电解质分为强电解质和弱电解质两类。,通常0.1molkg-1溶液中， 强电解质30%； 弱电解质5%； 中强电解质=5%30%
4、,解离度(degree of ionization)溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比。,3.2.1 酸碱质子理论,一.酸碱的概念,酸碱理论的发展历史: 三百多年前：英国物理学家RBoyle指出，酸有酸味，使蓝色石蕊变红，碱有涩味和滑腻感，使红色石蕊变蓝。 1771 A.L.Lavoisier根据硫和磷分别在氧气中燃烧后的产物溶于水显酸性，指出O是所有酸类物质的共同组成元素。 1881 英国化学家H.Davy以不含氧的盐酸否定上述观点，提出氢才是一切酸所不可缺少的元素。,酸碱的概念在不断地发展. 让我们先回忆一下Arrhenius的“电离说” ，然后再介绍Bronsted-low
5、ry酸碱理论和Lewis酸碱理论 .,酸碱电离理论的缺陷： 把酸碱的定义局限于以水为溶剂的系统,不适用于非水系统 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH，也具有碱性。 将酸碱的概念绝对化,无统一计算溶液pH值的公式,按先后次序，酸碱理论主要有以下几种： 酸碱电离理论(Arrhenius acid-base concept) 1887年 酸：在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物 H2SO4 = HSO4 + H+ 碱：所生成的负离子全部是OH的化合物。 NaOH = Na+ + OH 酸碱中和反应的实质是H+ + OH= H2O。,一、酸碱的概念,2.酸碱质子理论(the Brons
6、ted-lowry aeid-base model),凡能给出质子的物质（分子或离子）都是酸； 凡能结合质子的物质（分子或离子）都是碱。,如在水溶液中 酸 质子 + 碱 HCl(aq） H+(aq) +Cl-(aq) HAc(aq) H+(aq) +Ac(aq) NH4+(aq) H+(aq) +NH3(aq) HCO3-(aq) H+(aq) + CO32-(aq) Al(H2O)63+ H+(aq)+ Al(H2O)5(OH-)2+,1923年 J.N 和T.M.Lovory提出了酸碱质子理论，扩大了酸碱范围。,布朗斯特 (Brfnsted J N, 1879-1947) 丹麦物理化学家.
7、 因其酸、碱质子理论而著名于世.,共轭酸碱对 (conjugate acid-base pair),酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。,酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱； 碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。 共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。例如:,共轭酸碱对 H2SO4/HSO4, NH4+/NH3, H3O+/ H2O, HCl/Cl, HCO3-/CO32,共轭酸碱对,2.酸碱质子理论,两个共轭酸碱对之间的质子传递,酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱 某酸碱对中的酸、在另一酸碱对中是碱的物质称为两性物质 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相
8、对较弱的酸和碱的方 向进行,酸碱反应的实质,优点:,(1)扩大酸碱的范围 比电离理论更广泛, 其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关（即不涉及发生质子转移的环境），故而在气相和任何溶剂中均通用.,酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，能够解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。,(2)质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离子碱，,如 NH4Cl 中的NH4+是离子酸， Cl是离子碱。 NaAc 和Na2CO3中的CO32 和 Ac是离子碱。,无盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物),(4).计算溶液pH值时,可用统一公式!,(3) 酸和碱是相对的,并非不变,对于某
9、些物种而言，是酸是碱取决于参与的具体反应,例如: H2O在HCl溶液和NH3溶液中 的作用不同 HCl + H2O = H3O+ + Cl H2O是碱 NH3 + H2O = OH + NH4+ H2O是酸,两性物质: H2O,HCO3(所有酸式根),二.酸碱离子平衡及pH值计算,1.酸(碱)的解离平衡 以HAc为例,HAc(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + Ac (aq),HAc(aq) H+ (aq) + Ac (aq),除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液都存在解离平衡：,K值越大,即解离程度越大.一般,以Ka表示酸的解离常数,以Kb表示酸的解离常数.,通常，以解离常数K
10、a(Kb)和来衡量酸(碱) 解离程度的大小及强弱，其值可由热力学数据求算，也可由实验测定。,在水溶液中，酸碱的强弱决定于酸将H+给予水分子或碱从水分子中夺取H+的能力。一般,以Ka表示酸的解离常数,以Kb表示碱的解离常数.,提问：如何表示酸碱平衡的程度？,解离常数,简写成,推论：酸碱的解离常数越大，其酸碱性越强。,同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出，如HF(3.5310-4)和HAc(1.7610-5)均为一元弱酸，但HF的酸性比HAc强。 HF,H2SO3,HNO2,H3PO4 一般称为中强酸。,HAc(aq) H+ (aq) + Ac (aq),以HAc为例：,Ka值越大,
11、即解离程度越大,一元弱酸和一元弱碱的解离平衡,值越大,即解离程度越大,设一元弱酸HA的浓度为c, 解离度为 HA = H+ + A- 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1-) ca ca,稀释定律,2.酸(碱)水溶液中pH值的计算 一元酸(碱),一元酸解离的通式:,HA (aq) H+ (aq) + A (aq),则解离常数,将上式整理后得,ceq(H+)2 + Ka ceq(H+) cKa = 0,但常采用近似计算, 当Ka104,c/Ka500时, ceq(H+)c cceq(H+) c ,即,当Kac 20Kw，可以忽略水的质子自递平衡,Note: 如计算的弱酸(碱)强度极弱或者极稀,则不能应用上述公式, 应同时考虑水的离解.,一元碱解离的通式:,B(aq)+H2O(l) BH+(aq) +OH(aq),对一元弱碱溶液 Kbc20Kw，且cKb500时，同理 B + H2O HB+ + OH-,
