第三章电解质溶液和离子平衡 1、完成下列换算： （1）把下列H+浓度换算成PH： C(H+)/ mol .L-1: 5.6*10-5 4.3*10-12 8.7*10-8 1.8*10-4（2）把下列pH换算成H+浓度： 0.25 1.38 7.80 12.50 2、试计算： （1）pH=1.00与pH=3.00的HCl溶液等体积混合后溶液的pH和c(H+); (2) pH=2.00的HCl溶液与pH=13.00的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH和c（H+）。 3、写出下列弱酸在水中的解离方程式与K aθ的表达式： (1) 亚硫酸（2）草酸（H2C2O4） （3）氢硫酸（4）氢氰酸（HCN） （5）亚硝酸（HNO2） 4、已知25℃时，某一元弱酸0.100 mol .L-1溶液是pH为4.00，试求： （1）该酸是K aθ (2) 该浓度下酸的解离度。 、白醋是质量分数为的醋酸（CH3COOH）溶液，假定白醋的密度ρ为1.007g?ml-1,它的pH为多少？ 6、设0.10 mol .L-1氢氰酸（HCN）溶液的解离度为0.0079%，试求
此时溶液的pH和HCN的标准解离常数K aθ。 7、已知质量分数为2.06%的氨水密度ρ为0.988 g?ml-1，试求： （1）该氨水的pH； （2）若将其稀释一倍，pH又为多少？ 8、（1）在1.00L 0.10 mol .L-1HAc溶液中通入0.10 mol HCl气体（且不考虑溶液体积改变），试求HAc的解离度，并与未通入HCl前做比较。 （2）在1.0L 0.10 mol .L-1NH3?H2O溶液中，加入0.20 mol NaOH （设加入后，溶液体积无变化），试求NH3?H2O的解离度，并与未加NaOH前做比较。 9、描述下列过程中溶液pH的变化，并解释之： （1）将NaNO2溶液加入到HNO2溶液中； （2）将NaNO3溶液加入到HNO3溶液中； （3）将NH4NO3溶液加到氨水中； 10、计算下列缓冲溶液的pH（设加入固体后，下列溶液体积无变化）： （1）在100ml 1.0 mol .L-1 HAc中加入2.8g KOH； （2）6.6g (NH4)2SO4溶于0.50L浓度为1.0 mol .L-1的氨水。 11、静脉血液中由于溶解了CO2而建立下列平衡： H2CO3 ?H+ + HCO- 上述反应是维持血液pH稳定的反应之一，加入血液的pH=7，那么缓冲对c(HCO-)/c(H2CO3)之比应为多少？
第五章电解质溶液 一、关键词 二、学习感悟 1．本章在化学平衡理论的基础上，主要介绍电解质溶液的解离平衡,除酸碱理论之外主要是计算方面的内容。在熟悉公式推导过程的同时，重点掌握有关计算公式。 2．解离平衡计算部分,要注意每个公式的使用条件。避免引起较大误差。
3．本章的重点是弱电解质溶液和缓冲溶液的pH计算及难溶电解质溶度积规则的应用。 三、难点辅导 1. 为什么任何物质的水溶液中都含有H3O+和OH?，而且在常温时，[H3O+]?[OH?]=K w=1.0×10?14？ 无论是酸性还是碱性的物质，一旦与水形成溶液后，由于水发生的质子自递平衡中，会产生H3O+和OH?，所以任何物质的水溶液都含有H3O+和OH?。 在水溶液中，按照酸碱质子理论，酸会给出质子，碱会接受质子，这样必定会引起水的解离平衡发生移动，但水的解离平衡常数不会因平衡的移动发生改变，其解离平衡常数只与温度有关，在常温时，[H3O+]?[OH?]=K w=1.0×10?14。对酸性溶液来说，H3O+主要来自酸性物质（水的极少量解离可忽略），OH?则来自水的少量解离；对碱性溶液来说，OH?主要来自碱性物质（水的极少量解离可忽略），H3O+则来自水的少量解离。 2. 酸碱的强弱由哪些因素决定？ 酸碱的强弱首先取决于酸碱本身给出和接受质子的能力，其次取决于溶剂接受和给出质子的能力。同一种物质在不同溶剂中的酸碱性不同，如HCl 在水中是强酸，在冰醋酸中是弱酸，这是因为水接受质子的能力比冰醋酸强；NH3在水中是弱碱，在冰醋酸中是强碱，冰醋酸给予质子的能力比水强的缘故。所以在比较不同酸碱的强弱时，应在同一溶剂中进行，一般以水为溶剂比较其酸碱性的强弱，即比较在水溶液中的离解平衡常数K a或K b。 3. 缓冲溶液通常由一对共轭酸碱组成，那么HCl-NaCl这对共轭酸碱可组成缓冲溶液吗？为什么？ 缓冲溶液是由共轭酸碱对组成，其中共轭酸是抗碱成分，共轭碱是抗酸成分。缓冲溶液的实质是因有足够浓度的抗碱成分，抗酸成分，当外加少量强酸、强碱时，可以通过解离平衡的移动，来保持溶液pH基本不变。 而HCl-NaCl这对共轭酸碱中的酸是强酸，完全解离，不构成解离平衡，如式：HCl + H2O H3O+ + Cl?，当外加少量[H3O+]时，溶液中碱Cl?不能与少量[H3O+]作用生成HCl，从而溶液中H3O+ 离子浓度会显著增加，溶液的pH也会明显下降；而当外加少量[OH?]时，OH?立即会与H3O+生成难解离的H2O，从
电解质溶液知识点总结 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 【注意】 1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。 二.强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 O _ 1．强、弱电解质的范围： 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 2．强、弱电解质与溶解性的关系： 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 3．强、弱电解质与溶液导电性的关系： 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 4．强、弱电解质与物质结构的关系： 强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。5．强、弱电解质在熔融态的导电性： 离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 三、弱电解质的电离平衡： 强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（逆、等、动、定、变） 1．电离方程式： 书写强电解质的电离方程式时常用“==，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。 2．电离平衡常数： 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
第八章 电解质溶液 一、基本公式和内容提要 1、Faraday （法拉第）定律 B Q n z F += (8 - 1 - 1) B B Q m M z F += (8 – 1 -2) 2、离子电迁移率和迁移数 E E r u r u l l ++ ==d d ,d d -- （8-2-1） def B B I t I = (8-2-2) I r I r t t I r r I r r +++++= == = ++,-- --- (8-2-3) u u t t u u u u + +++== ++, --- - (8-2-4) B 11t t t t t +++=∑=∑+∑=,-- (8-2-5) m,+ m, m m t t ΛΛΛΛ∞∞+∞∞==, -- (8-2-6) m,++m,u F u F ΛΛ∞∞ ∞∞ ==,-- (8-2-7) 3、电导、电导率、摩尔电导率 1I G R U == - (8-3-1) 1A G l κκ ρ = =, （8-3-2） def m m V c κ Λκ= = （8-3-3） cell 1 l K R R A κρ = == (8-3-4) 4、Kohlrausch(科尔劳奇)经验式 m m 1c ΛΛβ∞ =-() 5、离子独立移动定律 m m ,+m ,-m m ,+v v ΛΛΛΛΛΛ∞∞∞∞∞∞ +-=+=+, (8-5) 6、Ostwald （奥斯特瓦尔德）稀释定律 m m ΛαΛ∞= （8-6-1）
2 m m m m C c c K ΛΛΛΛ∞∞=-() （8-6-2） 7、离子的平均活度、平均活度因子和电解质的平均质量摩尔浓度 111def def def v v v v v v v v v a a a m m m γγγ+-+-+-±+ - ±+ - ±+- ===(), (), () （8-7-1） B v v v m a a a a a m γ+-± ±±+-± ===, （8-7-2） 1、 离子强度 def 2B B B 1 2I m z ∑= (8-8) 9、Debye-Huckel(德拜-休克尔)的极限定律 z A z I γ±+- =-lg (8-9-1) z 1B A z I a I γ+-±= +lg - (8-9-2) 电解质溶液之所以能导电，是由于溶液中含有能导电的正、负离子。若通电于电解质溶 液，正、负离子将朝相反方向移动，电极上就有氧化还原反应发生。电极上起作用的物质的质量与通入的电荷量及该物质的摩尔质量成正比，这可利用faraday 定律进行计算。为了描述电解质溶液的导电行为，引入了离子的迁移速率r +(r -)、离子的电迁移率（也称为离子淌度）u u +-()、离子的迁移数t t +-()、电导G 、电导率κ和摩尔电导率Λm 等概念。由于在电解质溶液中正、负离子总是同时存在，单个离子的性质无法用实验测定，为了描述电解质溶液偏离理想的行为，引入了离子平均活度γ±、离子平均质量摩尔浓度m ±和离子平均活度a ±等概念。引入离子强度I 是为了表示离子浓度和离子价数对平均活度因子的影响。若是强电解质的稀溶液，其离子平均活度因子γ±的理论值可以用Debye-Huckel 极限定律计算，实验值可以用电动势法测定（见第九章）。 迁移数 迁移数的定义是指某种离子产生的电流与溶液中总电流的比值I I +-(),后来还扩展为某种离子迁移的电荷量占通过电池电荷量的分数Q Q +-()、某种离子的迁移速率占所有离子速率加和的分数[]r r r ++-+()、某种离子的电迁移率占所有离子电迁移率加和的分数 []u u u ++-+()、某种离子的摩尔电导率占电解质总摩尔电导率的分数[]++-ΛΛ+Λ()等。迁移 数总是等于后小于1的分数，溶液会走所有离子迁移数的加和等于1。无论是在原电池还是在电解池中，离子在电场的作用下总是做定向移动，阴离子迁向阳极（不一定是正极），阳离子迁向阴极（不一定是负极）。对于只含一种电解质的溶液，若正、负离子的电价相同，则离子迁移的速率也快，迁移的电荷量就越多，迁移数也就越大。但是在混合电解质溶液中，由于离子之间的相互作用，情况就比较复杂。改变外压，可以影响离子的迁移速率，但一般不改变离子的迁移数，因为正、负离子的移动速率成比例地同时改变。 测定迁移数的方法主要有三种: (1) Hittorf （希托夫）法 由于离子在迁移过程中，中部离子的浓度基本不变，只要 分析阴极不（或阳极部）离子浓度的变化，知道离子迁移的方向和电极上发生的反应，就可以计算离子的迁移数。实验比较容易掌握，但计算稍麻烦一点。
电解质溶液试题 一．选择题 在以下溶液中溶解度递增次序为： (a) ·dm -3 NaNO 3 (b) ·dm -3 NaCl (c) H 2O (d) ·dm -3Ca(NO 3)2 (e) ·dm -3 NaBr (A) (a) < (b) < (c) < (d) < (e) (B) (b) < (c) < (a) < (d) < (e) (C) (c) < (a) < (b) < (e) < (d) (D) (c) < (b) < (a) < (e) < (d) 2.在298 K 无限稀释的水溶液中，下列离子摩尔电导率最大的是： (A) La 3+ (B) Mg 2+ (C) NH 4+ (D) H + 3. 0.001 mol ·kg -1 K 3[Fe(CN)6]水溶液的离子强度为： (A) ×10-3 mol ·kg -1 (B) ×10-3 mol ·kg -1 (C) ×10-3 mol ·kg -1 (D) ×10-3 mol ·kg -1 4. 在浓度为 c 1的 HCl 与浓度 c 2的 BaCl 2混合溶液中,H +离子迁移数可表示成： (A) m (H +)/[m (H +) + m (Ba 2+) + 2?m (Cl -)] (B) c 1?m (H +)/[c 1?m (H +)+ 2c 2?m ( Ba 2+)+ (c 1+ 2c 2)m (Cl -)] (C) c 1?m (H +)/[c 1?m (H +) + c 2?m (Ba 2+) + m (Cl -)] (D) c 1?m (H +)/[c 1?m (H +) + 2c 2?m (Ba 2+) + 2c 2?m (Cl -)] 5. 在10 cm 3 浓度为 1 mol ·dm -3 的KOH 溶液中加入10 cm 3水，其电导率将： (A) 增加 (B) 减小 (C) 不变 (D) 不能确定 其摩尔电导率将 (A) 增加 (B) 减小 (C) 不变 (D) 不能确定 6. 已知()12221089.4291,--∞???=Λmol m S K O H m ，此时(291K)纯水中的 m (H +)= m (OH -)=×10-8 mol ·kg -1，则该温度下纯水的电导率 为： (A) ×10-9 S ·m -1 (B) ×10-6 S ·m -1 (C) ×10-9 S ·m -1 (D) ×10-6 S ·m -1 7. 电解熔融NaCl 时，用10 A 的电流通电5 min ，能产生多少金属钠 (A) 0.715 g (B) 2.545 g (C) 23 g (D) 2.08 g 8. 德拜-休克尔理论用于解释： (A) 非理想气体引力 (B) 强电解质行为 (C) 氢键 (D) 液体的行为 9. 对于同一电解质的水溶液，当其浓度逐渐增加时，何种性质将随之增加 (A) 在稀溶液范围内的电导率 (B) 摩尔电导率 (C) 电解质的离子平均活度系数 (D) 离子淌度 10. 德拜-休克尔理论及其导出的关系式是考虑了诸多因素的，但下列因素中哪点是它不 曾包括的 (A) 强电解质在稀溶液中完全解离 (B) 每一个离子都是溶剂化的 (C) 每一个离子都被电荷符号相反的离子所包围 (D) 溶液与理想行为的偏差主要是由离子间静电引力所致 11. 在 Hittorff 法测迁移数的实验中，用 Ag 电极电解 AgNO 3溶液，测出在阳极部AgNO 3的浓度增加了 x mol ，而串联在电路中的 Ag 库仑计上有 y mol 的 Ag 析出,则Ag +离 子迁移数为： (A) x /y (B) y /x (C) (x -y )/x (D) (y -x )/y 12. 在无限稀释的电解质溶液中，正离子淌度∞+U ，正离子的摩尔电导率() +∞+M m ,λ和法拉
*§7.5 强电解质溶液理论简介 通过对强电解质溶液的系统研究，人们得出了两个重要的经验公式：科尔劳什经验公式和路易斯经验公式。如何来解释这两个经验公式所展现的关系呢？因为路易斯经验公式是热力学的和静态的，理论处理相对容易，而科尔劳什经验公式是动力学的和动态的，其处理也相对复杂，因此，我们可以首先讨论路易斯经验公式并建立相关的理论，而后再处理科尔劳什经验公式。 1．德拜－休克尔离子活度理论 因为理想溶液的化学势可以表示为ln B B B RT m μμ=+，而非理想溶液的化学势可以表示为ln ln B B B B RT m RT μμγ=++，因此，当将1 mol 的电解质从理想溶液转入非理想溶液中时，需要做的功可以表示为： Δ(,)ln 'B G T p RT W γ==- 因此，'ln B W RT γ=-（7.11） 式（7.11）建立了活度系数与溶质转移过程中所做的有效功之间的联系。所以，描述离子活度系数变化的关键是求算有效功。对电解质溶液而言，显然这种有效功来源于离子由于静电吸引而导致的势能。但由于电解质溶液的复杂性，给求解离子间的势能带领困难。1918～1920年，高什(Ghosh)曾假设电解质溶液具有离子晶体的结构而试图求算该势能，但不成功。直至1923年，德拜(Debye)和休克尔(Hückel)建立了“离子氛（ionic atmosphere ）”模型，才较好地解决了电解质溶液中阴阳离子间的势能问题。 如图7.9所示，由于阴阳离子间的静电吸引，如果在一个阳离子周围选取一个小的立方体空间，则在此小立方体内由于阴离子出现的几率要比正离子大，导致该小体积带部分负电荷。从统计力学观点看，在阳离子周围存在一个球形对称的负电荷氛围，称为“离子氛”。 离子氛的总电量与中心离子电量相等。同理，在一个阴离子周围也存在一个正电的离子氛。也就是说，在强电解质溶液中，每一个离子都作为“中心离子”而被带有相反电荷的离子氛包围；同时，每—个离子又对构成另一个或若干个其他中心离子的离子氛作出贡献。 图7.9 离子氛示意图 德拜—休克尔借助离子氛模型，成功地把电解质溶液中众多离子之间原本纷繁复杂、难以理出头绪的相互作用简化为各中心离子与其周围离子氛的静电引力，而后通过假设1）离子为点电荷；2）离子间仅存在静电作用；3）溶液中水的介电常数不变；和4）离子氛中的电荷分布符合玻尔兹曼分布和泊松公式的前提下，德拜—休克尔导出了离子活度系数的公式 2B B ln Az I γ=- (7.20)
11.7强电解质溶液理论简介 11.7.1德拜—休克尔（Debye-Huckel）离子互吸理 论 溶液中粒子间互相作用对溶液的性质影响很 大。对电解质溶液，粒子间相互作用主要有离子间 的相互作用和离子与溶剂分子间的相互作用。 1923年德拜和休克尔把物理学中的静电学和化学联系起来。首先提出了强电解质离子互吸理论。由于该理论是建立在强电解质是全部电离这一假设上，因此又称为非缔合式电解质理论。此理论的要点是: ?离子间的相互作用力主要是库仑力。而强电解质溶液与理想溶液的偏差是由库仑力引起的。 ?提出离子氛模型以简化理论分析。将离子间存在着的库仑力归结为各中心离子与它周围的离子氛的静电引力。 ?借助于静电学理论和统计力学方法并引入适当假设，推导出德拜—休克尔极限公式。 下面就离子氛的概念及德拜—休克尔极限公式作简单介绍。 （1）离子氛(离子电迁移与离子氛动画观看) 从宏观角度看，电解质溶液总是电中性的；而从微观角度看，一方面正、负离子间的库仑力要使离子象在晶格中那样作规则的排列而力呈有序的分布，另一方面热运动又将使离子处于杂乱分布。由于热运动不足以抵消库仑力的影响，所以两种力相互作用的结果必然形成这样的情景：在一个离子（中心离子）的周围，异性离子出现的几率要比同性离子多。因此可以认为，在每一个中心离子的周围，相对集中地分布着一层带异号电荷的离子。我们将这层异号电荷所构成的球体称为离子氛。见图11-12。 为了正确地理解离子氛，还需要在概念上明确几点。 a.在没有外加电场作用时，离子氛是球形对称的，离子氛的总电量与中心离子电量相等。这是因为离子氛中的每一个离子是属于许多离子氛所共有的。 b.中心离子是任意选择的，溶液中的每一个离子均可作为中心离子，而与此同时它又是其他离子氛中的成员之一。 c.由于离子的热运动，中心离子并没有固定的位置，因此，离子氛是瞬息万变的。 由于离子氛连同被它包围的中心离子是电中性的，所以溶液中各个离子氛之间不再存在着静电作用。因此，可以将溶液中的静电作用完全归结为中心离子与离子氛之间的作用，从而使所研究的问题及理论处理大大简化。 （2）德拜—休克尔极限公式 离子互吸理论认为，强电解质溶液性质偏离理想溶液的原因是离子间的静电作用力。而此静电力最终又可归结于中心离子与离子氛之间的静电作用。由以上结论可得到以下推论：
无机化学第三章课后习题参考答案
第三章 电解质溶液和离子平衡 1、 完成下列换算: (1) 把下列H +浓度换算成PH : + -1 -5 -12 C(H +)/ mol . L : 5.6*10 4.3*10 8.7*10 (2) 把下列pH 换算成H +浓度: 7.80 12.50 2、试计算: (1) pH=1.00与pH=3.00的HCI 溶液等体积混 合后溶液的pH 和c(H +); (2) p H=2.00 的 HCI 溶液与 pH=13.00 的NaOH 溶液等体积混合后溶液的 pH 和 c ( H +)。 3、写出下列弱酸在水中的解离方程式 与K a e 的表达式： (1) 亚硫酸(2) 草酸 (H 2C 2O 4) (3) 氢硫酸 (4) 氢氰酸 (HCN ) 1.8*10 -4 0.25 1.38
(5)亚硝酸(HNO2) 4、已知25 C时，某一元弱酸0.100 mol . L-1溶液是pH为4.00，试求： (1) 该酸是K a ° (2) 该浓度下酸的解离度 CHCOO)溶液， 1 假定白醋的密度P为 1.007g?ml ,它的pH为多少？ 6、设0.10 mol . L-1氢氰酸(HCN 溶液的解离度为0.0079%,试求此时溶液的pH 和HCN勺标准解离常数K a°。 7、已知质量分数为2.06%的氨水密度 _1 p 为0.988 g ?ml，试求： (1)该氨水的pH; (2)若将其稀释一倍，pH又为多少？8、 ( 1)在1.00L 0.10 mol . L-1 HAc溶液中通入0.10 mol HCl气体(且不考虑溶液体积改变)，试求HAc的解离度，并与未通入HCI前做比较。 (2) 在 1.0L 0.10 mol ?L-1NH?40 溶
第10章电解质溶液 一、选择题 1．已知K spθ（AgCl）＝1.8×10-10，K SPθ（Ag2CrO4）＝2.0×10-12，下列说法正确的是（）。[南开大学2011研] A．AgCl的溶解度大于的Ag2CrO4溶解度 B．AgCl的饱和水溶液导电性很弱，说明AgCl是弱电解质 C．加入NaCl固体，由于盐效应使AgCl的溶解度增大 D．AgCl的饱和水溶液中加水，待重新平衡时，AgCl的溶解度不变，K spθ也不变 【答案】D 【解析】溶解度常数是离子的浓度与其溶解时方程式前的系数的幂次方的乘积，其大小不能直接代表溶解度的大小。AgCl溶液的导电性很弱是因为其电离离子浓度小，并非因为它是弱电解质。加入Ag产生盐效应的同时还会产生同离子效应，而同离子效应会使其溶解度降低。因此答案选D。 2．酸碱电子理论是由科学家（）提出。[电子科技大学2011研] A．L．Pauling B．美国科学家Person C．美国科学家Lewis D．加拿大科学家N．Baalett E．无正确答案可选 【答案】C
【解析】1923年，美国化学家G.N.Lewis 提出了酸碱电子理论，定义酸为任何可以接受电子对的分子或离子，必须具有可以接受电子对的空轨道；碱是可以给出电子对的分子或离子，必须具有未共享的孤对电子。酸碱之间以共价配键相结合，并不发生电子转移。 3．在标准状态下，将0.1mol·dm -3的醋酸水溶液稀释至原体积的10倍，则稀释后醋酸的解离度为稀释前解离度的(（ )）。(（已知醋酸的解离离常数K a ＝1.8×10-5)）。[电子科技大学2011研] A．大约10倍 B．大约0.1倍 C．大约5倍 D．大约3倍 E．条件不够，无法计算 【答案】D 【解析】醋酸为一元弱酸，并假定稀释前后醋酸的解离常数不变，则满足稀释定律。稀释定律是指对一元弱酸来说，解离度与溶液浓度和解离常数之间满足的关系式，表达为：{} θa (HA) K c α=醋酸溶液稀释至原溶液体积的10倍，则其浓度变为原浓度的1/10，即c 2＝0.01mol·dm -3。故θθ21a a 2112 (HA)(HA)=103αα=c K K c c c 。
第十章电解质溶液 1．把下列氢离子浓度、氢氧根离子浓度换算成pH和pOH。 （1）[H+]=3.2×105-mol·dm3-；（2）[H+]=6.7×109-mol·dm3-； （3）[OH-]=2.0×106-mol·dm3-；（4）[OH-]=4.0×1012-mol·dm3-。 解 2．把下列pH、pOH换算成氢离子浓度、氢氧根离子浓度。 （1）pH=0.24；（2）pH=7.5； （2）pOH=4.6；（4）pOH=10.2 解 3．已知298K时某一弱酸的浓度为0.010 mol·dm3-，测得其pH为4.0。求Kθ 和α及稀 a 、α和pH。 释至体积变成2倍后的Kθ a 解 4．将1.0dm30.20 mol·dm3-的HAc溶液稀释导多大体积时才能使Hac的解离度比原溶液
增大1倍？解 5．求0.10 mol·dm3-盐酸和0.10 mol·dm3-H2C2O4混合溶液中的C2O-2 4和HC2O- 4 的浓 度。 解 6．计算0.010 mol·dm3-的H2SO4溶液中各离子的浓度，已知H2SO4的Kθ 2 为1.2×102-。解
7．有一混合酸溶液，其中HF的浓度为1.0 mol·dm3-，HAc的浓度为0.10 mol·dm3-，求溶液中H+，F-，Ac-,HF和HAc的浓度。 解 解 解
解 8．将1.0 mol·dm3-Na3PO4和2.0 mol·dm3-盐酸等体积混合，求溶液的pH值。解 解 解
14. 写出下列分子或离子的共轭酸。 SO-2 4，S-2，H2PO- 4 ，NH3，HNO3，H2O 答 15．写出下列分子或离子的共轭碱。 HAc，H2O，NH3，HPO-2 4 ，HS- 答 16．举列说明酸碱电子理论中有哪几类常见反应。
电解质溶液试题 一．选择题 1.AgCl 在以下溶液中溶解度递增次序为： (a) 0.1mol ·dm -3 NaNO 3 (b) 0.1mol ·dm -3 NaCl (c) H 2O (d) 0.1mol ·dm -3Ca(NO 3)2 (e) 0.1mol ·dm -3 NaBr (A) (a) < (b) < (c) < (d) < (e) (B) (b) < (c) < (a) < (d) < (e) (C) (c) < (a) < (b) < (e) < (d) (D) (c) < (b) < (a) < (e) < (d) 2.在298 K 无限稀释的水溶液中，下列离子摩尔电导率最大的是： (A) La 3+ (B) Mg 2+ (C) NH 4+ (D) H + 3. 0.001 mol ·kg -1 K 3[Fe(CN)6]水溶液的离子强度为： (A) 6.0×10-3 mol ·kg -1 (B) 5.0×10-3 mol ·kg -1 (C) 4.5×10-3 mol ·kg -1 (D) 3.0×10-3 mol ·kg -1 4. 在浓度为 c 1的 HCl 与浓度 c 2的 BaCl 2混合溶液中,H +离子迁移数可表示成： (A) l m (H +)/[l m (H +) + l m (Ba 2+) + 2l m (Cl -)] (B) c 1l m (H +)/[c 1l m (H +)+ 2c 2l m (? Ba 2+)+ (c 1+ 2c 2)l m (Cl -)] (C) c 1l m (H +)/[c 1l m (H +) + c 2l m (Ba 2+) + l m (Cl -)] (D) c 1l m (H +)/[c 1l m (H +) + 2c 2l m (Ba 2+) + 2c 2l m (Cl -)] 5. 在10 cm 3 浓度为 1 mol ·dm -3 的KOH 溶液中加入10 cm 3水，其电导率将： (A) 增加 (B) 减小 (C) 不变 (D) 不能确定 其摩尔电导率将 (A) 增加 (B) 减小 (C) 不变 (D) 不能确定 6. 已知()122 210 89.4291,--∞???=Λmol m S K O H m ，此时(291K)纯水中的 m (H +)= m (OH -)=7.8×10-8 mol ·kg -1，则该温度下纯水的电导率 为： (A) 3.81×10-9 S ·m -1 (B) 3.81×10-6 S ·m -1 (C) 7.63×10-9 S ·m -1 (D) 7.63×10-6 S ·m -1
第三章 电解质溶液和离子平衡 1、完成下列换算： （1）把下列H+浓度换算成PH： C(H+)/ mol .L-1: 5.6*10-5 4.3*10-12 8.7*10-8 1.8*10-4 （2）把下列pH换算成H+浓度： 0.25 1.38 7.80 12.50 2、试计算： （1）pH=1.00与pH=3.00的HCl溶液等体积混合后溶液的pH和c(H+); (2) pH=2.00的HCl溶液与pH=13.00的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH和c（H+）。 3、写出下列弱酸在水中的解离方程式与K aθ的表达式： (1) 亚硫酸（2）草酸（H2C2O4） （3）氢硫酸（4）氢氰酸（HCN） （5）亚硝酸（HNO2） 4、已知25℃时，某一元弱酸0.100 mol .L-1溶液是pH为4.00，试求： （1）该酸是K aθ (2) 该浓度下酸的解离度α。 5、白醋是质量分数为5.0%的醋酸（CH3COOH）溶液，假定白醋的密度ρ为1.007g?ml-1,它的pH为多少？ 6、设0.10 mol .L-1氢氰酸（HCN）溶液的解离度为0.0079%，试求
此时溶液的pH和HCN的标准解离常数K aθ。 7、已知质量分数为2.06%的氨水密度ρ为0.988 g?ml-1，试求： （1）该氨水的pH； （2）若将其稀释一倍，pH又为多少？ 8、（1）在1.00L 0.10 mol .L-1HAc溶液中通入0.10 mol HCl气体（且不考虑溶液体积改变），试求HAc的解离度，并与未通入HCl前做比较。 （2）在1.0L 0.10 mol .L-1NH3?H2O溶液中，加入0.20 mol NaOH （设加入后，溶液体积无变化），试求NH3?H2O的解离度，并与未加NaOH 前做比较。 9、描述下列过程中溶液pH的变化，并解释之： （1）将NaNO2溶液加入到HNO2溶液中； （2）将NaNO3溶液加入到HNO3溶液中； （3）将NH4NO3溶液加到氨水中； 10、计算下列缓冲溶液的pH（设加入固体后，下列溶液体积无变化）： （1）在100ml 1.0 mol .L-1 HAc中加入2.8g KOH； （2）6.6g (NH4)2SO4溶于0.50L浓度为1.0 mol .L-1的氨水。 11、静脉血液中由于溶解了CO2而建立下列平衡： H2CO3 ?H+ + HCO- 上述反应是维持血液pH稳定的反应之一，加入血液的pH=7，那么缓冲对c(HCO-)/c(H2CO3)之比应为多少？
第三章电解质溶液与离子平衡 1、完成下列换算: （1）把下列H+浓度换算成PH: C(H+)/ mol 、L-1: 5、6*10-5 4、3*10-12 8、7*10-8 1、8*10-4（2）把下列pH换算成H+浓度: 0、25 1、38 7、80 12、50 2、试计算: (1)pH=1、00与pH=3、00的HCl溶液等体积混合后溶液的pH与c(H+); (2) pH=2、00的HCl溶液与pH=13、00的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH与c(H+)。 3、写出下列弱酸在水中的解离方程式与K aθ的表达式: (1) 亚硫酸(2)草酸(H2C2O4) (3)氢硫酸(4)氢氰酸(HCN) (5)亚硝酸(HNO2) 4、已知25℃时,某一元弱酸0、100 mol 、L-1溶液就是pH为4、00,试求: (1)该酸就是K aθ (2) 该浓度下酸的解离度α。 5、白醋就是质量分数为5.0%的醋酸(CH3COOH)溶液,假定白醋的密度ρ为1、007g?ml-1,它的pH为多少？ 6、设0、10 mol 、L-1氢氰酸(HCN)溶液的解离度为0、0079%,试求
此时溶液的pH与HCN的标准解离常数K aθ。 7、已知质量分数为2、06%的氨水密度ρ为0、988 g?ml-1,试求: (1)该氨水的pH; (2)若将其稀释一倍,pH又为多少？ 8、(1)在1、00L 0、10 mol 、L-1HAc溶液中通入0、10 mol HCl 气体(且不考虑溶液体积改变),试求HAc的解离度,并与未通入HCl前做比较。 (2)在1、0L 0、10 mol 、L-1NH3?H2O溶液中,加入0、20 mol NaOH(设加入后,溶液体积无变化),试求NH3?H2O的解离度,并与未加NaOH前做比较。 9、描述下列过程中溶液pH的变化,并解释之: (1)将NaNO2溶液加入到HNO2溶液中; (2)将NaNO3溶液加入到HNO3溶液中; (3)将NH4NO3溶液加到氨水中; 10、计算下列缓冲溶液的pH(设加入固体后,下列溶液体积无变化): (1)在100ml 1、0 mol 、L-1 HAc中加入2、8g KOH; (2)6、6g (NH4)2SO4溶于0、50L浓度为1、0 mol 、L-1的氨水。 11、静脉血液中由于溶解了CO2而建立下列平衡: H2CO3 ?H+ + HCO- 上述反应就是维持血液pH稳定的反应之一,加入血液的pH=7,那么缓冲对c(HCO-)/c(H2CO3)之比应为多少？ 12、现有一由NH3与NH4Cl组成的缓冲溶液,试计算:
第八章 电解质溶液 一．电化学中的基本概念和电解定律 1.导体： ?? ?→→低，电阻变小。温度升高，溶液黏度降解质）（电解质溶液或熔融电第二类导体：离子导体 温度升高，电阻增大。（例如：金属，石墨）第一类导体：电子导体 2.原电池?? ?→→→→电极相对不活泼还原阴离子向负极移动电极相对活泼 氧化阳离子向正极移动 3.电解池?? ?→→→→→→正离子向阴极迁移 还原负极阴极负离子向阳极迁移氧化正极阳极 4.Faraday 电解定律：通电于电解质溶液之后，(1)在电极上（即两相界面上）物质发生化学 变化的物质的量与通入的电荷量成正比；（2）若将几个电解池串联，通入一定的电荷后，在各个电解池的电极上发生化学变化的物质的量相等。 其数学表达式为：F z Q B +=n 或F z QM B B +=m (式中Q 为电荷量，z 是电子转移数，F=96484.51 mol C -?) 二.离子的电迁移率和迁移数 1.离子的电迁移现象：离子在外电场的作用下发生定向运动称为离子的电迁移。离子所迁移的电荷量随着它们迁移速率的不同而不同。 2.两个规律：a.向阴阳两极方向迁移的正.负离子的物质的量的总和恰等于通入溶液的总电荷量。b. - + -+= =r r Q Q 负离子的迁移速率正离子的迁移速率负离子所传导的电荷量正离子所传导的电荷量阴极部物质的量的减少阳极部物质的量的减少 3.离子的迁移率和迁移数： dl dE u r dl dE u r --+ +==,（为电迁移率和-+u u ，单位为1 12V s m --??） )1;,(,=++=+== -+- +---+++t t I I I t I I I t I I t B B 的迁移数是离子B t B 。 三.电解质溶液的电导 1.对于电解质溶液，其导电能力用电阻的倒数即电导G 来表示，G=1/R.电导的单位为S （西门子）。G=1/R=I/U. 2. 电 导 率 ： l A G κ ρ κ== ，1 （式中 为电为导体长度，为导体截面积，为电导率，ρκl A ）电导率的单位为 1-?m S 。 3.影响电导率的因素：
第6章电解质溶液 6-1、课本80~81页，主要分为两部分：（1）溶液中的离子氛；（2）离子强度的提出。 6-2、概括来说，联系：（1）电离平衡常数、水解平衡常数、电离度和水解度都与温度相关，（2）都用来表征弱酸或弱碱在溶液中的溶解程度。 （3）电离平衡和水解平衡可看做互为逆过程，且在同一温度下，二者的乘积为水的离子积常数。 区别：（1）电离度和水解度还和起始浓度有关。 6-3、概念见课本84~85页，缓冲溶液作用机理与同离子效应有关，而酸碱指示剂作用机理见课本86页，简单说来就是弱酸或弱碱的分子和离子颜色差异较大，不同PH下，分子或离子谁占主要地位显谁色，二者接近时显混合色。 6-4、不同；不同；中和HAc消耗NaOH更多，因为HAc的分析浓度（包括分子和离子型体）比HCl的大。 6-5、（1）同离子效应，电离度下降；（2）同离子效应，下降；（3）由公式 6-6、（1）错误，应大于原来的1/2,由公式可知，初始浓度下降，电离度升高，故OH—浓度略高于原来的1/2。 （2）错误，电离常数只与温度相关。 （3）错误，未给出NaOH的浓度，若低于10-6mol/L,水电离出来的OH-不能忽略。 （4）错误，HAc只是部分电离，应超过两倍。 6-7、不正确，当溶液中H+浓度过低时，应注意水的离子积常数，题目没给出温度，姑且当做是25度时，这样H+浓度不可能低于10-7mol/L。 6-8、（1）相当于缓冲溶液，氢离子浓度降低，PH升高，因为NO2—会发生水解，可能会导致溶液由酸性变为碱性。 （2）同离子效应，氢离子浓度降低，PH升高，由于NO3—不会水解，所以溶液始终是酸性。（3）相当于缓冲溶液，氢离子浓度升高，PH降低，可能会导致溶液由碱性变为酸性。 6-9、（1） （2）PH=PKa，由公式可得。 （3）关键是看三种溶液的PKa或PKb，在加减一范围内，查课本83页表6-1可知，甲酸的Ka=1.8*10-4,PKa=3.74，甲酸与甲酸钠溶液的PH接近3，故选择其配制PH=3的缓冲溶液；氨水的Kb=1.8*10-5,PKb=4.74，氨水与氯化铵溶液的PH=14—POH=9.26，故选择其配制PH=10的缓冲溶液。 6-10、酸碱质子理论：（1）能给出质子的物质为酸，能与质子结合的物质为碱，既能给出质子，又能接受质子的称为两性物质；（2）酸碱反应实质为质子的传递，解决了非水溶液和气体中某些化合物的酸碱性问题。 酸碱电离理论：水溶液中电离出的阳离子全是氢离子的化合物为酸，电离出的阴离子全是氢
一．名词解释 1．晶格能： 在绝对零度时由气态的正负离子，生成一摩尔的离子晶体时所放出的能量。 2．电解质的溶解熵： 当一摩尔分子的盐，通过可逆过程，溶入水中，这个过程的熵变化叫做溶解熵。 3．离子水化数： 最接近离子的第一层水分子，在外加电场下，水分子和离子能够一块移动，此水化作用叫原水化，此层水分子的数目（原水化数）称为离子的水化数。 4．自扩散： 在纯液体里，分子不断地作无秩序的运动，某一点上一个分子，经过一定时间后，有移到另一点上的一定几率，这样的运动称为自扩散。 5．过量函数： 实际溶液的热力学性质减去理想溶液的热力学性质得出的差值，称为过量函数。 二．填空题 1．离子缔合的主要理论有卜耶隆离子缔合理论和伏阿斯离子缔合理论。 2．测定离子水化数的方法有 离子淌度法 、 水化熵法 、 压缩系数法 、 统计力学计算法 等。 3．溶液理论家把电解质分为 非缔合式电解质和 缔合式电解质 两种电解质。 4．求取晶格能的方法有_热化学循环_和__理论计算__。 5．溶质扩散的推动力是 化学势梯度 。 6．Fick 第一定律 x c D J ??-= 和Fick 第二定律 ?? ? ??????=??x c D x t c 。 7．渗透系数分为两种，即 合理渗透系数g 和_实用渗透系数φ 。 三．简答题 1．Debye —Huckel 建立离子互吸理论的基本假设。 ① 任何浓度的电解质都是完全离解的； ② 离子是带电荷的圆球，电荷不会极化，离子电场有圆球对称性；
③ 在离子间的相互作用里，只有库仑力起重要作用，其他分子间力都可忽略。 ④ 由于离子相互作用而产生的吸引能小于它的热运动能。 ⑤ 溶液的介电常数和溶剂的介电常数并无分别，即完全忽略加入电解质后介电常数的变化。 共6分 2．离子周围水的结构模型。 3分 A ：第一水化层（结构增强层） 1分 B ：格尔内区（结构破坏层） 1分 C ：体相水分子 1分 3．利用三离子物的形成解释下列图中当量电导的变化趋势。 根据质量作用定律得到 c K ΛΛo = 浓度增加，当量电导下降。 当浓度继续增加时，当量电导经过一个最低点而又上升，可认为溶液中形成三离子物，由此可推导出浓度与当量电导的关系： c c ΛB A += 6分 4．电解质扩散与非电解质扩散的不同之处以及电解质扩散与电导的不同之处。 电解质扩散与非电解质扩散的不同之处： ① 由于扩散离子淌度不同所产生的电位梯度
第八章电解质溶液 本章要求： 1.掌握电化学的基本概念和电解定律，了解迁移数的意义及常用的测定方法 2.掌握电导率，摩尔电导率的意义及它们与溶液浓度的关系。 3.熟悉离子独立移动定律及电导测定的应用。 4.掌握迁移数与摩尔电导率，离子电迁移率之间的关系，能熟练地进行计算。 5.理解电解质的离子平均活度，平均活度因子的意义及计算方法。 6.了解强电解质溶液理论的基本内容及适用范围，并会计算离子强度及使用bye-huckel极限公式。 电化学主要是研究电能和化学能之间的互相转化及转化过程中相关规律的科学，电化学无论在理论上还是在生产实践活动中都是有着十分重要的作用。 §8.1 电化学中的基本概念和电解定律 一．原电池和解池 1.导体：能导电的物体称为导电体，简称导体 大致可分为两类： 第一类导体（电子导体）：考电子的定向运动而导电，在导电过程中自身不发生化学变化，其导电能力随温度升高而降低。 第二类导体（离子导体）：依靠离子的定向运动而导电，在导电过程中电极上要发生电化学反应 特点：随温度升高，离子的运动速度加快，导电能力增强。 2.电池：用第一类导体联接两个电极并使电流在两极间流过，则构成外电路，这种装置 就叫电池。其构成必须包含有电解质溶液和电极两部分，可分为两类。 电解池：将电能转变为化学能的装置 原电池：将化学能转变为电能的装置 电极的分类：阳极：发生氧化反应 针对电极反应的性质来分： 阴极：发生还原反应 正极：电势较高的电极 针对电势的高低来分： 负极：电势较低的电极 第二类导体的电流由阴阳离子的移动而共同承担： ①电流通过溶液是由正负离子定向迁移来实现 ②电流在电极与溶液界面处得以连续，是由于两电极上分别发生氧化还原反应使电子得 失而形成。 二法拉第定律（电解定律） 1.内容：①通电于电解质溶液之后，在电极上物质发生化学变化的物质的量与通入的 电量成正比。②若将几个电解池串联，通入一定的电量后，在各个电解池的电极上发生化学反应的物质的量相等。 2.数学表达式