电解质溶液思维导图
电解质溶液内容详述
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思维导图大纲
电解质溶液思维导图模板大纲
弱酸和弱碱溶液的解离平衡
一.弱酸，弱碱的解离平衡及其平衡常数
解离平衡及其平衡常数
弱酸的解离平衡 Ka=[H+]×[A-]/[HA] Ka称为酸解离常数
Ka,水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释放H+的能力的大小。Ka愈大，酸性俞强；＞10时为强酸 PKa=-IgKa
弱碱的解离平衡 Kb=[NH4+]×[OH-]/[NH3] Kb称为碱解离平衡常数
Kb为大小表示碱接受H+能力的大小，Kb愈大，碱性俞强。 PKb=-IgKb
二.共轭酸碱解离常数的关系
25℃时：PKa+PKb=14 酸的酸常数越大，该酸酸性越强，而其共轭碱的碱常数越小，碱的碱性越弱；反之亦然
多元弱酸（碱）在水中的质子传递反应
Ka1×Kb3=Kw n Ka2×Kb2=Kw Ka3×Kb1=Kw
三.酸碱平衡的移动
浓渡对酸碱平衡的影响
稀释定律：在一定温度下，α则随溶液的稀释而增大，平衡向解离方向移动。
同离子效应和盐效应
弱碱溶液PH的计算
一.强酸或强碱溶液
强酸：[H+]=c(HA)
强碱：[OH-]=c(B） 而水解离出的H+和OH-就可以忽略。
二.一元弱酸或弱碱溶液
1.当Ka×Ca≥20Kw 2.Ca/Ka≥500 [H+]=Ka×Ca×10^0.5
1.当Kb×Cb≥20Kw 2.Cb×Kb≥500 [OH-]=Kb×Cb×10^0.5
三.多元酸（碱）溶液
多元弱酸Ka1远远大于Ka2, Ka1/Ka2＞100时[H+]时，当作一元弱酸处理；计算以一级解离为主
多元弱碱的Kb1远远大于Kb2,Kb1/Kb2＞100，计算[OH-]时，当作一元弱碱处理；计算以一级解离为主
四.两性物质溶液
1.负离子型 2.弱酸弱碱型 3.氨基酸型
两性物质在水溶液中的酸碱性取决于Ka与Kb的相对大小 Ka＞Kb,呈酸性 Ka＜Kb，呈碱性 Ka=Kb,呈中性
PH计算最简公式 (Ka×c＞20Kw,且c＞20K`a) [H+]=Ka×K`a ×10^0.5
强电解质溶液
一.电解质和解离度
强电解质~强酸，强碱，多数盐
弱电解质~弱酸，弱碱，部分盐
解离度：α；温度增高&浓度下降，α增大
二.Debye-Hvckel的离子互吸理论
离子氛
离子浓度越大，离子所带电荷越多，离子间的相互作用越强，表观电离度越小。
离子的浓度越小，离子所带电荷越少，离子氛影响越小，表观解离度越大，越接近100%
三.离子的活度和离子强度
活度：电解质溶液中，实际上可起作用的离子浓度。符号：a。（有效浓度）
酸碱理论
一.酸碱质子理论
凡是能给出质子（H＋）的物质都是酸，凡是能接受质子的物质都是碱
共轭酸碱对：组成上只相差一个质子的一对酸碱
酸碱质子理论中没有盐的概念
结论：酸碱反应实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应
拉平效应和区分效应
二.水的质子自递平衡
Kw:水的质子自递平衡常数，也称水的离子积。25℃，1×10^-14 T增大，Kw增大
水溶液的PH值： PH=-Ig[H+] POH=-Ig[OH-] 25℃， Kw=[H+]×[OH-]=1×10^-14 PH+POH=14
25℃时，水的PH=7 [H+]＞1×10^-7,PH＜7，溶液呈酸性 [H+] = 1×10^-7,PH=7, 溶液呈中性 [H+]＜1×10^-7,PH＞7，溶液呈碱性
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