溶液的基本性質(zhì)ppt課件-在線瀏覽
2025-06-18 08:38本頁(yè)面
【正文】 學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡。 ? 化學(xué)平衡狀態(tài)是一定條件下可逆反應(yīng)進(jìn)行的最大程度即限度。 ? （二） 濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響 ? 在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減小生成物的濃度，平衡向正反應(yīng)的方向（或向右）移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，平衡向逆反應(yīng)的方向（或向左）移動(dòng)。例如無(wú)機(jī)化合物中的酸、堿、鹽均為電解質(zhì)，它們的水溶液稱為電解質(zhì)溶液。 ? 強(qiáng)電解質(zhì)的電離是不可逆的，其電離方程式用“ =” 或 “ → ” 表示。例如 HCl、 KOH、 NaOH、 HNO HClO H2SOBa(OH)2以及 NaCl、 KCl、 MgCl Na2SO4等。 特點(diǎn)： 弱電解質(zhì)的解離過(guò)程是 可逆 的 ,在溶液中存在一個(gè)動(dòng)態(tài)的 解離平衡 ； 導(dǎo)電性弱 。 H2O等 。當(dāng)正過(guò)程和逆過(guò)程的速度相等時(shí)，溶液里的醋酸分子、氫離子和醋酸根離子的濃度不再改變，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡狀態(tài)。 ? ? 電離平衡常數(shù)：對(duì)于一元弱酸或一元弱堿，電離生成的各種離子濃度的乘積和溶液中未電離分子的濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù) ? 弱酸的電離常數(shù)用 Ka表示，弱堿的電離常數(shù)用 Kb表示。 (2) 同類型的弱酸、弱堿．可用 Ka 、 Kb值比較它們的酸堿性的強(qiáng)弱。但與濃度無(wú)關(guān)。有的電離程度大，有的電離程度小。 ? １．電離度 ? 電離度是當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占電解質(zhì)分子總數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分?jǐn)?shù) 。 ? 同一弱電解質(zhì)在一定范圍內(nèi)，溶液越稀，電離度越大。 ? 同一弱電解質(zhì)，溫度越高，電離度越大。 ? 由于弱電解質(zhì)的電離度大小與溫度濃度有關(guān)，所以在表示電離度時(shí)，必須指明溶液的溫度和濃度，當(dāng)溫度、濃度一定時(shí)電離度為一常數(shù)，可用來(lái)衡量電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱 ? 四、同離子效應(yīng) ? 在弱電解質(zhì)溶液中加入一種有與弱電解質(zhì)相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，弱電解質(zhì)的電離平衡會(huì)受到影響而改變其電離度。 ? HAc = H+ + Ac－ NH3 + H2O = NH4+ + OH－ ? NaAc → Na+ + Ac － NH4Cl → NH4+ + Cl－ ? 同理，在氨的水溶液中加入 NH4Cl時(shí)，溶液中 NH4+離子濃度相應(yīng)增加，使電離平衡向左移動(dòng)，降低了氨的電離度，結(jié)果使溶液的堿性減弱。 第三節(jié) 溶液的酸堿性 ?一、水的電離和離子積常數(shù) ?經(jīng)過(guò)精密儀器的科學(xué)測(cè)定，發(fā)現(xiàn)水是一種極弱電解質(zhì)。 ? H2O ＋ H2O H3O＋ ＋ OH－ ? 在一定溫度下，該反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，存在如下關(guān)系式： ?式中 Ki為水的平衡常數(shù)。 ? 223i ]OH[]OH][OH[K ???]OH][OH[K 3w ????實(shí)驗(yàn)測(cè)得：在 25 ℃ 時(shí)純水中 [H3O＋ ]=[OH－ ]= 107 mol水的離子積不僅適用于純水，也適用于所有稀水溶液。 ? 當(dāng)向水中加入酸時(shí)，加入的 H+就會(huì)促使水的電離度減小，電離平衡向左移動(dòng)，達(dá)到新的平衡時(shí)， [H+]107mol/L[OH]，由于 [H+][OH]，所以溶液呈現(xiàn)酸性。 71. 0 10wH O H K m ol L+ 輊輊 = = = 醋臌臌? 根據(jù) pH定義和水的離子積常數(shù)，我們可得到如下結(jié)論： ? 25℃ 時(shí) : ? 中性溶液 [H＋ ] = [OH－ ] pH= ? 酸性溶液 [H＋ ] ＞ [OH－ ] pH＜ ? 堿性溶液 [H＋ ] ＜ [OH－ ] pH＞ ? （二） PH值 ? [H+]或 [OHˉ] 都可用來(lái)表示溶液的中性、酸性或堿性，但實(shí)際應(yīng)用中多采用 [H+]來(lái)表示。例如，人的血液中 [H+]為 ，即 108 mol/L，血液究竟是酸性還是堿性 ,不容易看清楚。 ? 規(guī)定：溶液的 PH值是氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)值（常用對(duì)數(shù)）。 ? 用 PH值表示稀的水溶液的酸堿性，則有： ? 在純水或中性溶液中， [H+]=1 107 mol/L PH=lg[H+]=lg107=7 ? 在酸性溶液中， [H+]＞ 1 107 mol/L PH＜ 7 ， PH越小，則酸性越強(qiáng)。 ? 和 PH相仿， [OHˉ] 和 Kw也可用它們的負(fù)對(duì)數(shù)來(lái)表示，即 ? pOH=lg[OH] ? pKw=lgKw ? 由于在 25℃ 時(shí)， [H+]在純水中， [H+]和[OH]相等，呈中性。這些鹽的離子與水中 H+或 OH作用生成難電離物質(zhì)，使水中的 [H+]或 [OH]發(fā)生改變的反應(yīng)稱為鹽的水解。除強(qiáng)酸強(qiáng)堿生成的鹽不發(fā)生水解呈中性外，其他的鹽類都會(huì)發(fā)生一定程度的水解，鹽的水解一般有三種情況： ? PH值大于 7，顯堿性。 Ac－可以和水電離出的少量 H+結(jié)合
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