中小學教師師德培訓

第三章電解質(zhì)溶液電解質(zhì)溶液第三章電解質(zhì)溶液電解質(zhì)溶液第一節(jié)強電解質(zhì)溶液理論第二節(jié)酸堿理論第三節(jié)水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡及有關計算ElectrolyticSolution第二章電解質(zhì)溶液第一節(jié)強電解質(zhì)溶液理論ElectrolyticS第一節(jié)強電解質(zhì)溶液理論根據(jù)定義，強電解質(zhì)在水中完全解離，=100%幾種強電解質(zhì)的表觀解離度(0.10mol·L-1,298K)電解質(zhì)KClHClHNO3H2SO4NaOHBa(OH)2ZnSO4

(%)8692

9261918140

<100%

第一節(jié)強電解質(zhì)溶液理論根據(jù)定義，強電解質(zhì)在水中完全解離，一、離子相互作用理論1.強電解質(zhì)在水中完全解離；2.由于陰陽離子之間的相互作用，形成“離子氛”；-+------陰離子“氛”++++++-陽離子“氛”3.

離子氛的存在使得離子運動不完全自由。∴解離度

<100%稱為表觀解離度-+------++++++-一、離子相互作用理論1.強電解質(zhì)在水中完全解離；2.由于陰陽二、離子的活度和活度系數(shù)1.活度（）：有效濃度2.活度系數(shù)

一般

<1活度系數(shù)的大小主要取決于離子間的相互作用(1)稀溶液中的離子濃度很小，活度接近濃度，即

≈1。(2)溶液中的中性分子也有活度和濃度的區(qū)別，通常把中性分子的活度因子視為1。(3)對于弱電解質(zhì)溶液，因其離子濃度很小，一般可以把弱電解質(zhì)的活度因子也視為1。cB

理論濃度

B

活度因子c

標準態(tài)的濃度(1mol·L-1)

單位為1(one)

aB=

B·cB/c

對于溶液二、離子的活度和活度系數(shù)1.活度（）：有效濃度2.活三、離子強度與離子活度系數(shù)的關系1．離子強度Ic

某種離子的濃度z某種離子的電荷例計算把0.10mol·L-1K3[Fe(CN)6]溶液和0.10mol·L-1K2SO4溶液等體積混合后的溶液的離子強度。解：等體積混合后，各物質(zhì)濃度均減半：=0.45C（K3[Fe(CN)6]）=C（K2SO4）=0.050mol·L-1C（K

+）=0.050×5=0.25mol·L-1C（[Fe(CN)6]

3-）=0.050mol·L-1C（SO42-）=0.050mol·L-1離子強度表征離子間相互作用的強弱三、離子強度與離子活度系數(shù)的關系1．離子強度Ic某種離2.德拜－休克爾極限稀釋公式

活度系數(shù)與離子強度I成反向關系離子強度I取決于離子的濃度與電荷2.德拜－休克爾極限稀釋公式活度系數(shù)與離子強度I成反向第二節(jié)酸堿理論一、酸堿電離理論(阿累尼烏斯酸堿理論）凡是在水中能解離出H+的物質(zhì)是酸(acid)，能解離出OH-的物質(zhì)是堿(base)。酸堿反應的實質(zhì)是：H++OH-===H2O。局限性：無法解釋許多不含有H+和OH-也表現(xiàn)出酸堿性不適用于非水體系或無溶劑體系NH3(g)+HCl(g)苯NH4Cl(s)第二節(jié)酸堿理論一、酸堿電離理論(阿累尼烏斯酸堿理論）二、酸堿質(zhì)子理論(一)酸堿定義凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為酸

凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為堿如：酸明顯進步：脫離了水的限制酸堿的相互聯(lián)系著眼于反應堿HAcH++Ac-

酸堿共軛關系共軛酸堿對：一種酸釋放一個質(zhì)子后形成其共軛堿，一種堿結(jié)合一個質(zhì)子后而形成其共軛酸。共軛酸比它的共軛堿多一個質(zhì)子。二、酸堿質(zhì)子理論(一)酸堿定義凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱質(zhì)子理論沒有鹽的概念，如Na2CO3，在電離理論中稱為鹽，但酸堿質(zhì)子理論則認為CO32-是堿，而Na+是非酸非堿物質(zhì)。

NH4+H++NH3H2SO3H++HSO3-HSO3-H++SO32-酸堿質(zhì)子理論沒有鹽的概念，如Na2CO3，在電離理論中稱為鹽，但酸堿半反應式僅僅是酸堿共軛關系的表達形式，并不是一種實際反應式.例如HAc在水溶液中是酸HAcH++Ac-

H2O+H+H3O+

+HAcH2O+H3O+Ac-H+酸堿反應的實質(zhì)是兩對共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞反應。

酸堿半反應式僅僅是酸堿共軛關系的表達形式，并不是一種實際反如：電離反應

HAc+H2OH3O++Ac-H2O+NH3NH4++OH-擴大酸堿反應的范圍中和水解

H3O++OH-H2O+

H2O

H2O+Ac-HAc+OH-

NH4++H2O

H3O++NH3酸堿反應在非水體系下也能進行：

NH3(g)+HCl(g)苯NH4Cl(s)如：電離反應HAc+H2OH3O++Ac-H2（二）酸堿的強弱HNO3+H2SO4

HNO3+H2OHNO3+HAcH3O++NO3-H2Ac++NO3-H2NO3+

+HSO4-HNO3為強酸HNO3為弱酸HNO3為弱堿用平衡常數(shù)衡量。不僅與酸堿的本性有關，而且也與溶劑的性質(zhì)密切相關在H2O中表現(xiàn)出來的相對強度沒有絕對的酸、堿，更沒絕對的強酸、強堿（二）酸堿的強弱HNO3+H2SO4HNO3+1.酸的解離平衡常數(shù)KaHB+H2OH3O++B-⒉堿的解離平衡常數(shù)KbB-+H2OHB+OH-Ka

越大，酸性越強Kb

越大，堿性越強HBH++B-Ka

稱酸常數(shù)Kb稱堿常數(shù)1.酸的解離平衡常數(shù)KaHB+H2O（三）共軛酸堿對的Ka

和Kb

的關系HB+H2OH3O++B-B-+H2OHB+OH-Ka與Kb成反比關系，反映了在共軛酸堿對中，酸的強度大，其共軛堿的強度小，反之亦然。（三）共軛酸堿對的Ka和Kb的關系HB+H2O（五）溶劑的拉平效應和區(qū)分效應1.拉平效應

將不同強度的酸拉平到溶劑化質(zhì)子水平的效應稱為拉平效應。具有拉平效應的溶劑稱為拉平溶劑。例如：HCl和HAc是兩種強度顯著不同的酸，但在液氨中均表現(xiàn)出強酸性。液氨是HCl和HAc的拉平溶劑

HCl

+NH3HAc

+NH3Cl-+NH4+Ac-+NH4+（五）溶劑的拉平效應和區(qū)分效應1.拉平效應將不同強度的酸拉2.區(qū)分效應能把各種不同酸的強度區(qū)別開來的效應稱為區(qū)分效應。具有區(qū)分效應的溶劑叫做區(qū)分溶劑。例如：HNO3、H2SO4、HCl和HClO4這四種酸在冰醋酸中是不同強度的酸顯然，酸的強度：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3

冰醋酸是上述四種酸的區(qū)分溶劑

K=2×107K=1.3×106K=1.0×103

K=222.區(qū)分效應能把各種不同酸的強度區(qū)別開來的效應稱為酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論擴大了酸堿的含義和酸堿反應的范圍，擺脫了酸堿必須在水中發(fā)生的局限性，解決了一些非水溶劑或氣體間的酸堿反應，并把水溶液中進行的離子反應系統(tǒng)地歸納為質(zhì)子傳遞的酸堿反應。這樣，加深了人們對于酸堿和酸堿反應的認識。關于酸堿的定量標度問題，酸堿質(zhì)子理論亦能象解離理論一樣，應用平衡常數(shù)來定量地衡量在某溶劑中酸或堿的強度，這就使酸堿質(zhì)子理論得到廣泛應用。但是，酸堿質(zhì)子理論只限于質(zhì)子的放出和接受，所以必須含有氫，這就不能解釋不含氫的一類的反應。總結(jié)：SO3+CaO:CaSO4酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論擴大了酸堿的含義和酸堿反應的三、酸堿電子理論凡能給出電子對的物質(zhì)稱為堿(Lewisbase)

凡能接受電子對的物質(zhì)稱為酸(Lewisacid)酸堿定義酸堿反應的實質(zhì)是配位鍵的形成并生成酸堿配合物。酸 堿酸堿配合物。(電子對接受體)(電子對給予體)H+ +

:OH- H：OHHCl+:NH3[H←NH3]BF3 +:F-[F→BＦ3]Cu2++4:NH3 [Cu(←NH3)4]路易斯酸、路易斯堿三、酸堿電子理論凡能給出電子對的物質(zhì)稱為堿(Lewisba小結(jié)凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為酸

凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為堿共軛酸堿對酸堿反應的實質(zhì)是兩對共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞反應。小結(jié)凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為酸

凡能接受質(zhì)子（H+）的第三節(jié)水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡及有關計算一、水的質(zhì)子自遞作用和溶液的pH值（一）水的質(zhì)子自遞作用H2O+H2OH+

H3O++OH-或

H2O

H++OH-Kw=[H+][OH-]（水的離子積常數(shù)）298K時：任何物質(zhì)的水溶液中，其[H+][OH-]=Kw=1.0×10-14兩性物質(zhì)第三節(jié)水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡及有關計算一、水的質(zhì)子自遞作水的解離是吸熱反應，當溫度升高時Kw增大。水的離子積常數(shù)與溫度的關系水的解離是吸熱反應，當溫度升高時Kw增大。水的離子積常數(shù)與溫（二）溶液的酸堿性（pH值）

pH=-lg