第三章 溶液

第三章：水溶液中的离子平衡第一节：弱电解质的电离（教案）〈教学目标〉：1.认识电解质有强弱，能从物质的分类角度区别强弱电解质，能用化学平衡理论描述电解质在水溶液中的电离平衡。

2.理解弱电解质的电离平衡以及外界条件对电离平衡的影响。

3.了解电离平衡常数，能用电离平衡常数解释有关离子浓度的问题。

〈重、难点〉：强弱电解质的概念和电离平衡〈本节学案〉一、强弱电解质﹝复习回顾﹞现有物质：①NaCl晶体②蔗糖③Cu ④CO2⑤乙醇⑥H2SO4⑦醋酸⑧水⑨盐酸⑩NH3.H2O以上属于电解质的是①⑥⑦⑧⑩，属于非电解质的是②④⑤，两者都不是的是③⑨，属于强电解质的是①⑥，属于弱电解质的是⑦⑧⑩。

﹙实验3-1﹚：分别实验等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量的Mg条反应并测两溶液的PH。

结论：两种酸与活泼金属反应的剧烈程度及PH值有差别，说明两种溶液的浓度不同，近而说明两种酸溶液中的H+浓度不同。

①强电解质：在水溶液中或熔融状态下，能够完全电离的电解质。

1.定义②弱电解质：在水溶液中，只有部分电离的电解质。

2.区别：是否完全电离3.分类：﹙举例说明﹚活泼的金属氧化物强电解质大多数盐电解质强酸、强碱弱酸弱电解质弱碱水二、弱电解质的电离1.电离平衡①定义：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。

+②特征：逆、等、定、动、变③影响弱电解质平衡移动的因素：浓度、温度、加其他物质等ａ.温度：升高温度，有利于电离，平衡正向移动。

（为什么？）ｂ.浓度：溶液稀释，有利于电离，平衡正向移动。

ｃ.同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制电离。

ｄ.加入与弱电解质电离产生某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。

2.电离方程式①强电解质： KOH ＝ K+ + OH- H2SO4＝2H+ + SO42-②弱电解质：CH3COOH CH3COO- + H+ NH3.H2O NH4+ + OH-3.电离平衡常数k a = C(H+) . C(CH3COO-)K b= C(NH4+).C(OH-)(CH3COOH) (NH3.H2O)注意：①电离平衡常数只与温度T有关②多元弱酸、弱碱电离，酸碱性由第一步电离决定③K值大，电离程度大，酸性或碱性越强四、练习1.下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（D ）A、CH3COOHB、Cl2C、NH4HCO3D、S022.下列物质是强电解质的是( C )A. CH3COOHB. SO3C.BaSO4D. 石墨3.已知HClO的酸性比H2CO3弱，下列反应Cl2＋H2O HCl ＋HClO,要使溶液中HClO的浓度增大，则应采取的措施（ A ）A、光照B、加入石灰石C、加入固体NaOHD、加水。

第3章溶液与离子平衡习题一、思考题1. 稀溶液有哪些依数性？产生这些依数性的根本原因是什么？答案：1）当溶质溶解在溶剂中形成溶液后，溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点降低及产生渗透压等性质，只与溶液中溶质粒子的数目有关，而与溶质的本性无关。

由于这类性质的变化，只适用于稀溶液，故称为稀溶液的依数性。

2）根据拉乌尔定律，对于二组分稀溶液可以看出，加入非挥发性溶质B 以后，溶剂A 的蒸气压会下降，这是造成凝固点下降，沸点升高和渗透压的根本原因。

2. 说明稀溶液定律的适用条件。

答案：难挥发的非电解质稀溶液适用。

3. 将下列水溶液按照其凝固点的高低顺序排列：1 mol ·kg -1 NaCl ，1 mol ·kg -1 H 2SO 4，1 mol ·kg -1 C 6H 12O 6，0.1 mol ·kg -1 CH 3COOH ，0.1 mol ·kg -1NaCl ，0.1 mol ·kg -1 C 6H 12O 6，0.1 mo l ·kg -1 CaCl 2。

答案：溶液凝固点下降的程度与单位体积内溶质的微粒数有关，微粒数越多，凝固点下降值越大。

4. 在冬天抢修土建工程时，常用掺盐水泥沙浆，为什么？答案：降低水凝的凝固点。

5. 说明CaCl 2可用来作干燥剂的原理。

答案：CaCl 2是一种苏松的多孔性物质，吸收大气中的水蒸气后，降低了水蒸气的饱和蒸气压使得水蒸气易于液化。

6. 人体输液时，所用的盐水和葡萄糖溶液浓度是否可以任意改变？为什么？答案：不可以任意改变。

医疗上所用的盐水和葡萄糖溶液是等渗溶液，不能采用低渗溶液也不能采用高渗溶液，否则，会出现医疗上称之的质壁分裂或溶血现象。

7. 什么是溶液的渗透现象？渗透压产生的条件是什么？如何用渗透现象解释盐碱地难以生长农作物？答案：渗透现象是指溶液中的溶剂分子通过半透膜扩散的现象。

条件：必须有渗透膜且膜两边溶液的浓度不同。

第3章 气体、溶液和胶体知识点：一 理想气体状态方程与道尔顿气体分压定律1、 pV= nRTR ＝8.314 kPa∙L∙mol -1∙K -1＝8.314 Pa∙m 3∙mol -1∙K -1＝8.314 J·mol -1·K -1 2、∑i 321p p p p p =+++= 二 溶液的浓度的表示方法1、物质的量浓度 V n c B B =单位mol·L -1 2、质量摩尔浓度 A B B m n b =单位mol·kg -1 3、摩尔分数 B B n x n =4、质量分数 B B m w m =5、质量浓度 B B m Vρ= 单位g·mL -1 三 稀溶液的依数性1、溶液的蒸气压下降 Δp ＝K •b B2、溶液的沸点升高 ΔT b ＝K b •b B3、溶液的疑固点下降 ΔT f ＝K f •b B4、溶液具有一定的渗透压 依数性适用条件：难挥发、非电解质、稀溶液四 胶团结构：AgNO 3与KI 反应形成AgI 溶胶：1、KI 过量：2、AgNO 3过量： 五 溶胶的稳定性和聚沉1、稳定性因素：布朗运动、胶粒带电、溶剂化作用2、聚沉方法：加热、电性相反溶胶的相互混合、加入强电解质3、电解质的聚沉能力： 电解质的聚沉值越小，其聚沉能力越大若胶粒带正电，聚沉能力的次序为：阴离子-3>-2>-1 ； F -> Cl ->Br -> I -若胶粒带负电，聚沉能力的次序为：阳离子+3>+2>+1 ； Cs +>Rb +>K +>Na +>Li + BV n RT ∏=+x-+m {(AgI)nI (n-x)K }xK -⋅⋅⋅ 胶粒带负电x+m 33{(AgI)nAg (n-x)NO }xNO +--⋅⋅⋅ 胶粒带正电。

第三章 水化学重要概念1.稀溶液定律（依数性定律）：由难挥发的非电解质所形成的稀溶液的性质，溶液的蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降和溶液渗透压与一定量溶剂中所溶剂溶质的数量（物质的量）成正比，而与溶质本身的性质无关，故称依数性。

2.蒸气压：在一定条件下，液体内部那些能量较大的分子会克服液体分子间的引力从液体表面逸出，成为蒸气分子，这个过程称为蒸发或者气化，此过程吸热。

相反蒸发出来的蒸气分子也可能撞到液面，为液体分子所吸引，而重新进入液体中，此过程称为液化，此过程放热。

随着蒸发的进行，蒸气浓度逐渐增大，凝聚的速度也就随之增大，当凝聚的速度和蒸发的速度达到相等时，液体和它的蒸气就达到了平衡状态。

此时蒸气所具有的压力叫做该温度下液体的饱和蒸气压。

3.蒸气压下降：向溶剂（如水）中加入难挥发的溶质，使它溶解成为溶液时，可以测得溶剂的蒸气压下降。

同一温度下，纯溶剂蒸气压与溶液蒸气压之差叫做溶液的蒸气压下降。

4.在一定的温度下，难挥发的非电解质稀溶液中溶剂的蒸气压下降（p ∆）与溶质的摩尔分数成正比：A B A B p x p nn p =⨯=∆ 。

5.溶液的沸点上升和凝固点下降：当某一液体的蒸气压等于外界压力时（无特殊说明外界压力均指101.325kPa ），液体就会沸腾，此时温度称为液体的沸点。

表示为bp T 。

6.凝固点：该物质的液相蒸气压和固相蒸气压相等时的温度。

表示为fp T 。

7.一般由于溶质的加入会使溶剂的凝固点下降，溶液的沸点上升，而且溶液越浓，凝固点和沸点改变越大。

8.难挥发的非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度成正比（所谓的质量摩尔浓度指1kg 溶剂中所含溶质的物质的量）。

用公式表示为：m K mk fp fp bp =∆=∆T T bp 式中fp bp K K 和分别称为溶剂的摩尔沸点上升常数，和溶剂的摩尔凝固点下降常数，单位为1mol kg K -⋅⋅。

9.渗透压：是维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。