2023學(xué)年完整公開課版電解質(zhì)

藥用基礎(chǔ)化學(xué)/電解質(zhì)溶液電解質(zhì)

電解質(zhì)：在水溶液中或在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物根據(jù)解離程度大小，可將電解質(zhì)分為：強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)完全解離不完全解離強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽,如，HCl,H2SO4,NaOH,NaCl弱酸、弱堿、部分鹽,如，HAc,

NH3·H2O電解質(zhì)一、電解質(zhì)及其解離1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)2.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)醋酸、氨水的解離方程式

HAc?H++Ac-

NH3·H2O?NH4++OH-3.弱電解質(zhì)的解離如果弱電解質(zhì)是多元弱酸，則它們的解離是分步進(jìn)行的。如，碳酸的解離方程式：

H2CO3?H++HCO3-HCO3-?H++CO32-

二、弱電解質(zhì)的解離平衡Ka：弱酸的解離常數(shù)1.解離平衡2.解離平衡常數(shù)NH3·H2ONH4++OH-Kb

：弱堿的解離常數(shù)Ki越大，弱電解質(zhì)解離程度越大。HAcH++Ac-

一些弱酸弱堿的解離常數(shù)（298.15K）Ki越大，弱電解質(zhì)解離程度越大。Ki：只與弱電解質(zhì)的本質(zhì)和溫度有關(guān)，與溶液濃度無(wú)關(guān)（1）解離度的概念：電解質(zhì)達(dá)到解離平衡時(shí)，已解離的弱電解質(zhì)的分子數(shù)和解離前分子總數(shù)的比值例：25℃時(shí)，0.1mol.L-1HAc的α=1.34%，表示在該溶液中每10000個(gè)HAc分子有約134個(gè)HAc分子解離成H+

和Ac-3.解離度二、弱電解質(zhì)的解離平衡HAcH++Ac-解離度越大，弱電解質(zhì)解離程度越大。溶液濃度C（mol·L–1）解離度α（%）解離常數(shù)Ki0.20.9381.75ⅹ10-50.11.331.75ⅹ10-50.022.961.75ⅹ10-50.00113.31.75ⅹ10-5

不同濃度HAc溶液的解離度和解離常數(shù)

（2）影響解離度的因素：電解質(zhì)的性質(zhì)、溶液的濃度、溫度、溶劑的性質(zhì)3.解離度二、弱電解質(zhì)的解離平衡

α和Ka都可用來(lái)表示酸的強(qiáng)弱，在一定溫度時(shí)，Ka不隨濃度而變，是一個(gè)常數(shù)，但α隨濃度而變。

α與Ka的關(guān)系4.解離度和解離常數(shù)的計(jì)算二、弱電解質(zhì)的解離平衡

溶液的解離度與其濃度平方根成反比。即濃度越稀，解離度越大，這個(gè)關(guān)系式叫做稀釋定律。當(dāng)Ka很小，ca/Ka≥500時(shí)HAc

H++Ac?當(dāng)KHAc很小，ca/KHAc≥500時(shí)，0.1－x≈0.1起始濃度/(mol.L-1）0.1000.1-xxx平衡濃度/(mol.L-1）例：計(jì)算0.10

mol.L-1HAc溶液中H+的濃度和解離度α。（已知Ka=1.75×10?5）

例：

已知25℃時(shí)，0.200mol·L-1氨水的電離度為0.934%，求c(OH－)和氨的解離常數(shù).解：NH3·H2ONH4++OH-起始濃度/(mol.L-1）0.20000.20-xxx平衡濃度/(mol.L-1）

1.同離子效應(yīng)NaAcNa＋＋Ac-

平衡移動(dòng)方向同離子效應(yīng)使得弱酸或弱堿的解離度降低同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與該弱電解質(zhì)含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。三、解離平衡移動(dòng)-同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)又如，在NH3·

H2O加入NH4Cl，或NaOHHAc

H++Ac?

例：在0.100mol·L-1HAc溶液中加入固體NaAc，使其濃度為0.100mol·L-1(假設(shè)溶液體積不變)，計(jì)算溶液的[H+]和解離度。(1)未加NaAc前HAc

H++Ac?

加NaAc后起始濃度0.10000.100平衡濃度

0.100－xx0.100＋x0.100－x≈0.100，0.100+x≈0.100a由1.32%降為0.0175%［H+］降低約75倍。HAc

H++Ac?

鹽效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱