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(共14张PPT)
药用基础化学/电解质溶液
电解质
电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导电的化合物
根据解离程度大小，可将电解质分为：
强电解质
弱电解质
完全解离
不完全解离
强酸、强碱、大多数盐,如，HCl,H2SO4,NaOH,NaCl
弱酸、弱碱、部分盐,如，HAc, NH3·H2O
电解质
一、电解质及其解离
1.电解质和非电解质
2.强电解质和弱电解质
醋酸、氨水的解离方程式
HAc H+ + Ac-
NH3·H2O NH4+ + OH-
3. 弱电解质的解离
如果弱电解质是多元弱酸，则它们的解离是分步进行的。
如，碳酸的解离方程式：
H2CO3 H+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-
二、弱电解质的解离平衡
Ka ：弱酸的解离常数
1.解离平衡
2.解离平衡常数
NH3·H2O NH4+ + OH-
Kb ：弱碱的解离常数
Ki越大，弱电解质解离程度越大。
HAc H+ + Ac-


一些弱酸弱碱的解离常数（298.15K）
Ki越大，弱电解质解离程度越大。
Ki：只与弱电解质的本质和温度有关，与溶液浓度无关
（1）解离度的概念：电解质达到解离平衡时，已解离的弱电解质的分子数和解离前分子总数的比值
例：25℃时，0.1mol.L-1HAc的α= 1.34%，表示在该溶液中每10000个HAc分子有约134个 HAc分子解离成H+ 和Ac-
3.解离度
二、弱电解质的解离平衡
HAc H+ + Ac-
解离度越大，弱电解质解离程度越大。
溶液浓度C（mol·L–1） 解离度α（%） 解离常数Ki
0.2 0.938 1.75ⅹ10-5
0.1 1.33 1.75ⅹ10-5
0.02 2.96 1.75ⅹ10-5
0.001 13.3 1.75ⅹ10-5
不同浓度HAc溶液的解离度和解离常数
（2）影响解离度的因素：电解质的性质、溶液的浓度、温度、溶剂的性质
3.解离度
二、弱电解质的解离平衡
α和Ka都可用来表示酸的强弱，在一定温度时，Ka不随 浓度而变，是一个常数，但α随浓度而变。
α与Ka的关系
4.解离度和解离常数的计算
二、弱电解质的解离平衡
溶液的解离度与其浓度平方根成反比。即浓度越稀，解离度越大，这个关系式叫做稀释定律。
当Ka很小，ca/Ka ≥500时
HAc
H+ + Ac
当KHAc很小，ca/KHAc ≥500时， 0.1－x≈0.1
起始浓度/(mol.L-1）
0.1 0 0
0.1-x x x
平衡浓度/(mol.L-1）
例：计算0.10 mol.L-1 HAc溶液中H+的浓度和解离度α。 （已知Ka=1.75×10 5）



例： 已知25℃时， 0.200mol·L-1氨水的电离度为0.934%，求c (OH－)和氨的解离常数.
解：
NH3·H2O NH4+ + OH-
起始浓度/(mol.L-1）
0.20 0 0
0.20-x x x
平衡浓度/(mol.L-1）



1.同离子效应
NaAc
Na＋ ＋ Ac-
平衡移动方向
同离子效应使得弱酸或弱碱的解离度降低
同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质含有相同离子的强电解质时，使弱电解质的解离度降低的现象。
三、解离平衡移动-同离子效应和盐效应
又如，在NH3· H2O加入NH4Cl，或NaOH
HAc
H+ + Ac
例：在0.100mol·L-1HAc 溶液 中加入固体NaAc ，使其浓度为0.100 mol·L-1 (假设溶液体积不变) ，计算溶液的[H+]和解离度。
(1)未加NaAc前
HAc
H+ + Ac



加NaAc后
起始浓度 0.100 0 0.100
平衡浓度 0.100－x x 0.100＋x
0.100－x ≈ 0.100，0.100 + x ≈0.100
a 由1.32% 降为 0.0175%
［H+］降低约75倍。
HAc
H+ + Ac



盐效应
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不含相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度升高的现象称为盐效应。如，在HAc溶液中加入NaCl。
发生同离子效应时，必然伴有盐效应，但同离子效应远超过盐效应，常常忽略盐效应的影响。
2. 盐效应
三、解离平衡移动-同离子效应和盐效应

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