电解质溶液和离子平衡

电解质溶液的浓度计算方法化学中，电解质溶液指的是含有电离物质（即能够生成离子的化合物）的溶液。

在测量、制备和调节电解质溶液中离子的浓度时，需要使用一些特定的计算方法。

本文将介绍一些常见的电解质溶液浓度计算方法，帮助大家更好地理解电解质溶液的性质。

1.电解质溶液的浓度表示电解质溶液的浓度通常用“摩尔浓度”（M）来表示。

1摩尔浓度电解质溶液指的是1升溶液中含有1摩尔的离子。

若某个化合物的摩尔质量为M，则其1摩尔占有的体积为Vm升。

据此，可以得出计算公式：M = n/Vm其中，n表示化合物的摩尔数，Vm表示1摩尔该化合物占有的溶液体积。

有时，为了方便计算，还会用用更为简便的表述方式——“克分数浓度”（w/w%）。

克分数浓度表示出1升溶液中某一种化合物所占的质量比。

若某种溶质的摩尔质量为M，其在1升溶液中的克分数浓度表示式为：w/w% = (m/M) x 100%其中，m表示该化合物在1升溶液中所占的质量（单位为克）。

2.多种离子的电解质浓度计算在电解质溶液中，一个化合物往往会分解成多种离子，也就意味着每种离子的浓度都需要单独计算。

例如，一些电解质溶液中，离子种类有Na+、Cl-和SO42-。

针对这样的情况，可以使用下列方法进行浓度计算。

2.1.离子浓度的计算在某些情况下，可以通过电解质分子流动速率和离子效应系数的转化来计算溶液中每种离子的浓度。

电解质在溶液中的电导率（Λ）可以用来计算离子移动度的次序。

若某种电解质在水中的电导率为Λ0，则其在溶液中的电导率为Λ。

任意离子浓度的表达式为：C = (Λ / Λ0) * C0其中，C0为电解质溶液的总浓度，Λ0表示电解质在水中的电导率、Λ表示溶液中电解质的电导率、C表示一个离子的浓度。

需要注意的是，公式并不是所有情况下都适用。

当电解质样品的浓度很高或溶液的温度很低时，离子间交互作用可能很大，从而导致误差。

2.2.溶液的离子平衡当电解质溶液中含有两种离子时，其离子平衡分析可以使用溶液的化学平衡原理来求解。

化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1．电解质、非电解质的概念2．强电解质与弱电解质的概念3．强弱电解质通过实验进行判断的方法（以醋酸HAc为例）：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，pH>7（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快特别提醒：1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质。

2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。

电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。

3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。

一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。

弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。

4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。

如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。

二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1．温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大2．浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。

一、选择题(14×1'=14')1、一种酸的强度与它在水溶液中的哪一种数据有关？（ ）A 、浓度B 、活度C 、解离常数D 、解离度2、下列溶液中，H +浓度最大的是（ ）A 、1.0mol/L HAcB 、1.0mol/L H 3PO 4（K a,1=6.92×10-3）C 、0.40mol/L HC1D 、0.30mol/L H 2SO 43、对于强电解质溶液，下列说法错误的是（ ）A 、浓度越大，活度系数越大B 、浓度越大，活度系数越小C 、浓度极稀时，活度系数接近于1D 、活度系数越小，表观电离度也越小4、下列各组分子离子中，不属于共轭关系的是（ ）A 、HC1~C1-B 、H 2CO 3~CO 32-C 、H 2CO 3~HCO 3-D 、NH 4+~NH 35、乙酸在液氨和在液态HF 中分别是（ ）A 、弱酸和强碱B 、强酸和强碱C 、强酸和弱碱D 、弱酸和弱碱6、0.05mol/L HCN 溶液中，若有0.01%的HCN 解离，则HCN 的解离常数为（ ）A 、5×10-8B 、5×10-6C 、5×10-10D 、2.5×10-77、下列物质按碱性由弱到强排列顺序是（ ）A 、OH -<HPO 42-<NH 3<HSO 4-<H 2OB 、HPO 42-<OH -<NH 3<H 2O<HSO 4-C 、HSO 4-<H 2O<HPO 42-<NH 3<OH -D 、HPO 42-<OH -<H 2O<NH 3<HSO 4-8、将0.20mol NaOH 和0.20mol NH 4NO 3溶于足量水中，使溶液体积为1.0L ，则此溶液的pH 为（ ）A 、10.27B 、11.27C 、9.27D 、12.279、0.10mol/L HC1和0.10mol/L HAc 等体积混合，溶液中总的[H +]为（ ）A 、0.050mol/LB 、0.10mol/LC 、0.1013mol/LD 、0.0509mol/L10、已知K a (HAc)=1.76×10-5，K b (NH 3)=1.79×10-5，NH 4Ac 溶液的pH 为（ ）A 、明显＞7B 、≈7C 、明显＜7D 、=011、BaSO 4在下列哪种溶液中溶解度最大？ （ ）A 、1mol/L NaC1B 、1mol/L H 2SO 4C 、2mol/L BaC12D 、纯水12、难溶硫化物如FeS 、CuS 、ZnS 等有的溶于盐酸溶液，有的则不溶，主要是因为它们的（ ）A 、酸碱性不同B 、溶解速度不同C 、K Sp 不同D 、晶体结晶不同。

一、实验目的（1）加深对弱电解质的解离平衡、同离子效应、盐类水解等基本概念的理解。

了解缓冲溶液的缓冲作用及配制。

（2）掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。

二、实验原理在弱电解质的解离平衡或难溶电解质的沉淀一溶解平衡体系中，加入与弱电解质或难溶电解质具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度明显降低的现象，叫做同离子效应。

三、实验用品（仪器、药品）试管、药匙、氨水、醋酸铵固体、酚酞。

甲基橙、碘化铅。

碘化钾。

四、实验内容及操作步骤（l）在小试管中加入1cm30.lmol·dm-3NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。

再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，观察溶液颜色的变化并进行解释（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。

（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.lmol·dm-3KI溶液。

观察现象，解释之。

五、实验现象及结论（l）在小试管中加入1cm30.lmol·dm-3NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。

再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，因同离子效应OH-浓度降低，碱性降低，红色溶液颜色变浅或褪去，（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。

在小试管中用滴管加入1毫升0.1摩尔/升醋酸水溶液和1滴甲基橙指示剂，因醋酸溶液呈酸性，使甲基橙溶液有无色变为红色。

再用药匙向小试管中加入少许醋酸铵晶体，振荡使其溶解，因同离子效应，氢离子浓度降低，酸性降低，橙红色溶液颜色变为橙黄色或黄色。

（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.lmol·dm-3KI溶液。

有黄色沉淀碘化铅生成。

一、实验目的(1)加深对弱电解质的解离平衡、同离子效应、盐类水解等基本概念的理解。

了解缓冲溶液的缓冲作用及配制。

(2)掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。

举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动以醋酸（CH3COOH）为例，其在溶液中的电离平衡可以表示为：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+
这个电离平衡可以理解为：醋酸在溶液中部分电离为离子，同时离子也会结合成醋酸分子。

这个平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度和同离子效应等。

1.温度：电离过程是吸热过程，因此升温会使平衡向右移动，即增加电离程度。

简记为“越热越电离”。

2.浓度：在稀释溶液时，离子浓度一般会减小，平衡向右移动，即“越稀越电离”。

3.同离子效应：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。

4.能反应的物质：向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。

以上信息仅供参考，如果还有疑问，建议查阅化学书籍或咨询专业化学专业人士。

大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡一、教学目标：1. 让学生理解电解质的概念，掌握电解质的分类及电离方程式的书写方法。

2. 让学生了解电解质溶液的导电性及影响因素。

3. 让学生掌握离子平衡的基本原理，了解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡。

4. 培养学生运用所学知识解决实际问题的能力。

二、教学内容：1. 电解质的概念及分类2. 电离方程式的书写及意义3. 电解质溶液的导电性4. 离子平衡的基本原理5. 酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡三、教学方法：1. 采用讲授法，讲解电解质的概念、分类、电离方程式的书写及意义。

2. 采用实验法，让学生通过实验观察电解质溶液的导电性。

3. 采用案例分析法，分析实际问题，引导学生运用所学知识解决问题。

4. 采用小组讨论法，让学生分组讨论离子平衡的应用，提高学生的合作能力。

四、教学步骤：1. 引入电解质的概念，讲解电解质的分类及电离方程式的书写方法。

2. 进行实验，让学生观察电解质溶液的导电性，探讨影响导电性的因素。

3. 讲解离子平衡的基本原理，引导学生理解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水4. 分析实际问题，让学生运用所学知识解决问题。

5. 进行小组讨论，分享各组对离子平衡应用的理解。

五、教学评价：1. 课堂讲解评价：观察学生对电解质概念、分类、电离方程式的掌握情况。

2. 实验操作评价：评估学生在实验中的观察、分析、解决问题能力。

3. 小组讨论评价：评价学生在讨论中的参与程度、合作能力及对离子平衡应用的理解。

4. 课后作业评价：检查学生对课堂所学知识的巩固情况。

六、教学内容：1. 酸碱平衡的计算与应用2. 氧化还原平衡的计算与应用3. 盐的水解平衡的计算与应用4. 缓冲溶液的性质及制备5. 电解质溶液的pH值及其测定方法七、教学方法：1. 采用讲授法，讲解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡的计算方法。

2. 通过案例分析，让学生掌握酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡的应用。

第三章电解质溶液和离子平衡第一节强电解质在溶液中的状况一、离子氛的概念1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hückel）提出强电解质理论。

其要点：①强电解质在水中是完全电离的如离子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等强极性键化合物：HCl，H2SO4（H+ + HSO4-）等②离子之间相互作用，使离子的行动并不自由。

离子在溶液中的运动受离子氛的牵制。

离子氛示意图在导电性实验中，决定导电性强弱有两个因素：①溶液中离子的多少②离子的迁移速度。

离子迁移速度的变慢，因此，根据溶液的导电度测得的电离度就降低了，这时测得的电离度称为表观电离度。

电解质电离式表观电离度/%氯化钾KCl→K++Cl-86硫酸锌ZnSO→Zn2++SO42-40盐酸HCl→H++Cl-92硝酸HNO→H++NO-92硫酸H2SO4→H++HSO4- 61氢氧化钠NaOH→Na++OH- 91氢氧化钡Ba(OH)2→Ba2++2OH- 81二、活度和活度系数由于离子间的相互牵制，离子的行动并不完全自由，使离子的有效浓度比实际的计算浓度要低。

1907年，Lewis（路易斯）提出了离子活度的概念a = f × C （f ＜ 1）有效浓度“折扣”计算浓度活度活度系数对强电解质来讲，而弱电解质或难溶电解质，离子浓度小，离子间的影响也小，f →1第二节水的电离和溶液的PH值本节以平衡原理为依据，讨论弱电解质中的电离平衡。

一、水的离子积实验表明，纯水也有微弱的导电性K = [H+][OH-]/[H2O]∵H2O的电离极弱，电离掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数。

∴[H+][OH-] = K[H2O] = Kw Kw：常数∴在一定温度下，[H+][OH-]为一常数，25℃纯水中，[H+] = 10-7mol/L = [OH-]∴ Kw = [H+][OH-] = 10-14对纯水或在纯水中加入酸、碱或其它物质（浓度较稀）都适用。

一、电解质溶液的基本概念1. 教学目标：（1）理解电解质溶液的概念；（2）掌握电解质和非电解质的区别；（3）了解电解质溶液的导电性。

2. 教学内容：（1）电解质溶液的定义；（2）电解质和非电解质的分类及特点；（3）电解质溶液的导电性及影响因素。

3. 教学方法：（1）采用讲授法，讲解电解质溶液的基本概念；（2）利用案例分析，分析生活中的电解质溶液实例；（3）开展小组讨论，探讨电解质溶液导电性的影响因素。

4. 教学评估：（1）课堂问答，检查学生对电解质溶液概念的理解；（2）案例分析，评估学生对电解质和非电解质的识别能力；（3）小组讨论，考察学生对电解质溶液导电性影响因素的掌握。

二、离子平衡的基本原理1. 教学目标：（1）理解离子平衡的概念；（2）掌握离子平衡的计算方法；（3）了解离子平衡在实际应用中的重要性。

2. 教学内容：（1）离子平衡的定义及特点；（2）离子平衡的计算方法及步骤；（3）离子平衡在实际应用中的案例分析。

3. 教学方法：（1）采用讲授法，讲解离子平衡的基本原理；（2）利用数学模型，演示离子平衡的计算过程；（3）分析实际案例，强调离子平衡在实际应用中的重要性。

4. 教学评估：（1）课堂问答，检查学生对离子平衡概念的理解；（2）数学模型计算，评估学生对离子平衡计算方法的掌握；（3）案例分析，考察学生对离子平衡在实际应用中的认识。

三、酸碱平衡1. 教学目标：（1）理解酸碱平衡的概念；（2）掌握酸碱平衡的计算方法；（3）了解酸碱平衡在实际应用中的重要性。

2. 教学内容：（1）酸碱平衡的定义及特点；（2）酸碱平衡的计算方法及步骤；（3）酸碱平衡在实际应用中的案例分析。

3. 教学方法：（1）采用讲授法，讲解酸碱平衡的基本原理；（2）利用数学模型，演示酸碱平衡的计算过程；（3）分析实际案例，强调酸碱平衡在实际应用中的重要性。

4. 教学评估：（1）课堂问答，检查学生对酸碱平衡概念的理解；（2）数学模型计算，评估学生对酸碱平衡计算方法的掌握；（3）案例分析，考察学生对酸碱平衡在实际应用中的认识。

班级： 姓名：请同学们认真看完复习总结后再做针对性例题。

第三章：水溶液中的离子平衡 章末总结第一节 电离平衡（只有弱电解质才有电离平衡）1．先区分强弱电解质：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。

弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③电解质的强弱与溶解性无关。

某些盐如BaSO 4、CaCO 3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH 3COOH 、NH 3·H 2O 尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。

④电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。

溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。

【例题1】下列说法中正确的是（ ）A ．能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质B ．强电解质溶液中存在溶质分子；弱电解质溶液中也必存在溶质分子C ．在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是电解质D ．Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质【例题2】下列说法中错误的是（ ）A.非电解质一定是共价化合物B.强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电C.浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强D.相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同【例题1】 C 【例题2】 B2．电离方程式的书写连接符号：强电解质用“”，弱电解质用“”。

多元弱酸分步写，多元弱碱一步。

写出在水溶液中下列物质的电离方程式HCl NaOHCH 3COOH NH 3·H 2OH 2SO 4 Fe (OH )3H 2S NaHSO 4H 3PO 4 NaHCO 3（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：【电解质】在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物（酸、碱、盐、活波金属氧化物和水）【非电解质】在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物（非金属氧化物、有机物、NH3、）【注意】①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物【强电解质】在水溶液里全部电离成离子的电解质。

强酸：强碱：盐：【弱电解质】在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

弱酸：弱碱：水：【注意】①强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的全部电离，故BaSO4为强电解质）②电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

二、电离平衡1、含义：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

2、影响电离平衡的因素：①温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

②浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

③同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

④其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

3、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。

）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]【影响因素】①电离常数的大小主要由物质的本性决定。

②电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

③同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO三、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14【注意】K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。

电解质溶液中的离子平衡与离子活度的计算电解质溶液是由可电离的物质（电解质）溶解在溶剂中形成的溶液。

在这种溶液中，电解质分子会在溶剂的作用下分解成离子，并在溶液中自由移动。

在电解质溶液中，离子平衡和离子活度的计算是理解溶液中离子行为的重要方面。

本文将讨论离子平衡的概念以及计算离子活度的方法。

离子平衡是指在电解质溶液中，离子的生成和消失达到动态平衡的过程。

这意味着溶液中离子的生成速率等于离子的消失速率。

离子平衡是基于离子反应速率的原理推导出来的。

对于一个具体的离子反应，可以根据其反应速率常数和离子浓度来确定平衡的位置。

根据离子平衡的原理，可以使用电解质溶液中的离子浓度来计算离子的活度。

离子活度是指溶液中离子的有效浓度，它与实际浓度有所不同。

离子活度考虑了溶液中的电离度，能更准确地描述离子在溶液中的行为。

计算离子活度的方法有多种，其中最常用的是离子活度系数法。

离子活度系数是一个修正因子，它通过考虑电离度和溶液中溶剂和溶质之间的相互作用来修正离子浓度。

离子活度系数可以根据溶剂和溶质的性质以及溶液的温度和压力来确定。

离子活度系数的计算可以使用不同的模型和方程式。

最简单的模型是理想溶液模型，它假设溶液中的离子完全独立，并且离子之间没有相互作用。

在这种情况下，离子活度系数等于1，离子活度等于离子浓度。

然而，在大多数情况下，离子之间会发生相互作用，因此需要使用更复杂的模型。

常用的离子活度系数模型包括德拜-黑克尔模型、范廷-希尔模型和庆饶方程等。

这些模型考虑了离子的电荷、尺寸和溶液中的离子相互作用。

根据特定的模型和方程式，可以计算出离子的活度系数，并进一步确定离子活度。

在实际计算中，离子活度常常与离子平衡常数一起使用。

离子平衡常数是反映离子反应平衡位置的指标，它可以用来确定离子浓度与离子活度之间的关系。

根据离子平衡常数和离子活度，可以计算出电解质溶液中的离子浓度。

总结一下，电解质溶液中的离子平衡和离子活度的计算是理解溶液中离子行为的重要方面。