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第三章 电解质溶液

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电解质溶液和缓冲溶液 PPT

电解质溶液和缓冲溶液 PPT

四、共轭酸碱解离常数的关系
在水溶液中，共轭酸碱对HB–B—分别存在如下的质子传递反应：
HB + H2O
H 3O+ + B
B + H2O
Ka=
HAc + H2O 醋酸的解离常数表达式为：
H3O+ + Ac
[H] [Ac ] K a = [HAc]
根据化学平衡原理，解离常数与弱电解质的本性及温度有关，
而与其浓度无关，其数值的大小可以反映弱电解质解离的趋势。 因而，对于同一类型的弱酸（或弱碱），可以通过比较在同等条 件强下弱的，K解a（离或常K数b）Ka值（大或的Kb酸）性值（的碱大性小），较判强断。弱酸（或弱碱）的相对
HAc + H2O
H3O+ + Ac
（二）解离平衡常数 在一定温度下，当弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解离的
离子浓度幂次方的乘积与未解离的弱电解质分子浓度的比值为一常 数，称为解离平衡常数，简称解离常数(dissociation constant )， 用Ki表示。
弱酸的解离平衡常数用Ka表示。如醋酸的解离平衡可表示如下：
Kw = [H+][OH-] Kw称为水的质子自递平衡常数，又称为水的离子积(ion-product constant for water)。水的质子自递反应是吸热反应，温度升高， Kw值随之增大。实验测得，在25℃时，纯水的Kw = 1.00×10—14。 水的离子积Kw不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。在一定温 度下，只要知道溶液中的[H3O+]，就能计算其中的[OH-]，反之亦 然。
酸给出质子后，剩余的部分是碱，碱接受质子后形成酸。如HCl、 H2O、NH4+、H2CO3和HCO3- 等能给出质子的都是酸，Cl-、OH-、 NH3、HCO3-、CO32-等能接受质子的都是碱。

第三章 电解质溶液

第三章 电解质溶液

说明： 说明： 1. aB ＜bB，故γB ＜1； ； 2.稀溶液 aB≈ cB, γB ≈1； 稀溶液 ； 3.中性分子γB ≈1 ，弱电解质分子γB ≈1； 中性分子 ； 4.纯液态、固态、稀溶液中的水 4.纯液态、固态、稀溶液中的水, a=1； 纯液态 ； 5. cB越大, γB越小; 反之, γB越大。 越大 越小 反之 越大。
由于离子氛的影响， 由于离子氛的影响，实验测得的强电解质的解离 度并不是真正意义的解离度，因此这种解离度被称 度并不是真正意义的解离度， 表观解离度” 为“表观解离度”(apparent dissociation degree)。 。
离子浓度越大，离子所带电荷越多， 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。 的相互作用越强，表观电离度越小。 离子浓度越小，离子所带电荷越少， 离子浓度越小，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% 100%。 影响越小，表观解离度越大，越接近100%。
a± =
a+ × a−
a - = f± c
一些强电解质的离子平均活度因子(25℃) 一些强电解质的离子平均活度因子(25℃)
b／(mol·kg-1) 0.001 ／ HCl KOH KCl H2SO4 Ca(NO3)2 CuSO4 0.966 0.96 0.005 0.928 0.93 0.01 0.904 0.90 0.05 0.803 0.82 0.1 0.796 0.80 0.5 0.753 0.73 1.0 0.809 0.76 0.606 0.130 0.35 0.047
浓度越高，活度越低；电荷数越高，活度越低。 浓度越高，活度越低；电荷数越高，活度越低。
分子间作用力如何计算？ 分子间作用力如何计算？

基础化学第三章(电解质溶液)

基础化学第三章(电解质溶液)
和碱的定义和概念。
2 共有的特性
探讨酸和碱之间的一些共同特征。
3 反应类型
介绍酸碱反应的不同类型和常见反应方程。
酸碱指示剂及其应用
什么是酸碱指示剂?
解释酸碱指示剂的作用原理和常 见的指示剂种类。
指示剂的应用
介绍在实验室和日常生活中使用 指示剂的示例。
pH测试
探讨如何使用指示剂测量溶液的 pH值。
基础化学第三章(电解质 溶液)
在这个大纲中，我们将深入讨论基础化学第三章的内容，重点是电解质溶液 的概念、性质和相关的化学反应。拟好心态，准备好展开一段奇妙的化学之 旅吧！
电解质概述
什么是电解质?
介绍电解质的定义和基本特 征。
电解质的分类
区分电解质的不同类型和特 性。
电解质的重要性
探讨电解质在生活和工业中 的应用。
2
气体扩散法
解释气体扩散法的原理和实施方法。
3
液体混合法
介绍液体混合法的步骤和常见应用。
pH计的原理和校准
1
pH计的校准
2
详细步骤和常见校准方法。
3
pH计的原理
阐述pH计测量pH值的基本原理。
校准的重要性
解释为什么校准pH计是必要的。
摩尔浓度和摩尔体积浓度
摩尔浓度
定义并解释如何计算化学物质的摩尔浓度。
摩尔体积浓度
介绍摩尔体积浓度的概念以及如何进行计算。
溶解度概述
什么是溶解度?
解释溶解度的定义和基本概念。
溶解度曲线
讲解溶解度曲线的含义和图像。
影响因素
探讨影响溶解度的因素，如温度和压力。
标准溶液的制备方法
1
液体浸染法
详细步骤和注意事项。

第三章电解质溶液(Electrolytic

第三章电解质溶液(Electrolytic
+ HA- + H3O + A2- + H3O
Ka1 Ka2
H3O+ + OH-
(1)当Ka2.C≥20Kw，忽略水的质子自递平衡 (2)Ka1/Ka2＞102，忽略第二步质子传递反应，相当于一元弱酸 (3)C/Ka1≥500，则[H+]=（C.Ka1）1/2
Ka2 =
A2HA= H+ = Ka2
=7.5×10
-6
pH=5.13
b 一元弱碱 NH3.H2O 、 、 Ac （ C ≥ 500 条件: CN ）
[OH ] =
−
K .C
0.100mol/L NH3.H2O
[OH ] =
−
Kb .C = 1.8×10−5 ×0.1 =1.3×10
pH=11.13
-3
Kb
练习: 1.求0.1 mol/L HAc溶液的pH.（Pka=1.76×10-5） 2.求0.1 mol/L NaCN溶液的pH.（Pka=4.93×10-10）
H+ + AH3O++OH+ −
[H O ]⋅ [A ] =
3
[HA]
K w = H 3 O + ⋅ OH −
[
][
]
（1）当Ka·Ca≥20Kw 时，忽略水的质子自递平衡
HA C H+ + A0 0 Cα Cα
初始浓度
平衡浓度 C－Cα C2α 2 Ka = C－Cα
（2）当Ca/Ka≥500即α＜5% 时，1-α=1
(二)酸碱共轭关系 1. 有酸必有碱,有碱必有酸,酸失去一个质子,得到相应的共 轭碱; 碱得到一个质子变成相应的共轭酸.

基础化学第三章(电解质溶液)5

基础化学第三章(电解质溶液)5

Kb1 =
10-14 Ka ( HPO 2-)
4
=
10-14 Ka3
Kb2 = Ka (H Kb3 = Ka (H
10-14
PO 2 4)
10-14
3PO4)
10-14 = Ka2 10-14 = Ka1
三、酸碱平衡的移动 1、浓度对酸碱平衡的影响
酸溶液
H C

C Ka

第三章 电解质溶液 （Electrolytic solution）
• 体液（血浆、胃液、泪水、尿液）含有许多 电解质离子，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、 HCO3-、CO32-、HPO42-、H2PO4-、SO42- 等，它 们维持体液渗透浓度、pH值。 • 体液中的电解质溶液是其他生理功能的必需 成分，并对神经、肌肉等组织的生理、生化 功能起着重要的作用
(二)水溶液的pH
中性溶液： [H+ ] = [OH- ]= 1.010-7 mol · L-1 酸性溶液 ：[H+ ] >1.010-7 mol · L-1 > [OH- ] 碱性溶液： [H+ ] <1.010-7 mol · L-1 < [OH- ] pOH= -lg OH- pH= -lg H+ pH + pOH = -lg H+OH-= - lg 10-14 = 14.00
• 钾的代谢：
来源：食物，婴儿每天需2.0-3.0mmol/kg，成人只
需1.0-1.5mmol/kg。饥饿者进食后，由于细胞代谢
的需要，钾的需求增多。其中90%以上由尿排出，其 余大部分由粪便排出。
第一节
强电解质溶液

第三章电解质溶液演示文稿

第三章电解质溶液演示文稿
第34页，共63页。
（二）酸碱质子传递平衡及其平衡常数
HB 平衡时
+ H2O
H3O+
Ki
[H3O ][B ] [HB][H 2O]
Ka
[H ] [B ] [HB ]
+ B-
Ka ：弱酸的质子传递平衡常数 酸的解离常数，简称酸常数
Ka越大，酸给出质子的能力越强，酸越强
第35页，共63页。
B - + H2O
第三章电解质溶液演示文稿
第1页，共63页。
优选第三章电解质溶液
第2页，共63页。
第一节 强电解质溶液理论 一、电解质和非电解质
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 完全解离 强酸、强碱、大多数盐 弱电解质 部分解离 弱酸、弱碱、部分盐
第3页，共63页。
1
0
0
%
已解离的电解质浓度 α 电 解 质 的 原 始 浓 度 100%
解离度可通过测定电解质溶液的电导或依数 性来测定
第5页，共63页。
影响解离度大小的因素
➢ 本性：电解质的结构 ➢ 外因：溶剂性质、溶液温度、溶液浓度
第6页，共63页。
一些电解质溶液的凝固点降低值
bB mol∙kg-1
0.100
γi
A
z
2 i
I
适用条件：溶液非常稀，I小于0.01 mol·Kg－1
浓度较大时，可修正为：
lg γ i
A
z
2 i
1 I
I
无限稀溶液，I→0，lgγ→0，则γ→1，a＝c
第16页，共63页。
酸碱理论的发展
➢ 1789年，提出氧元素是酸的必要成分，所有酸必须含有

2014届高二化学反应原理第三章 电解质溶液知识梳理

高二化学第三章水溶液中的离子平衡第一节一、强弱电解质1、电解质：在或状态下能够导电的叫做电解质。

2、电解质分类强电解质强酸强碱按照程度盐弱酸弱电解质弱碱水3、思考：1）、Cu、食盐水是电解质吗？为什么？2）、电解质一定能导电吗？3）、电解质溶液中各微粒的存在形式？强电解质溶液中：离子分子弱电解质溶液中：离子分子4）、强电解质的导电性一定强于弱电解质吗？电解质溶液的导电性强弱与什么因素有关？5）有下列物质：①CH3COONa ②Ba(OH)2 ③CaCO3 ④SO2 ⑤Cl2⑥H2O ⑦C2H5OH ⑧NH4Cl ⑨C6H5OH其中（填序号）属于强电解质的是_____________，属于弱电解质的是________________ 二、弱电解质的电离平衡影响电离平衡的外界因素①温度，促进电离。

②浓度，加水稀释电离。

按要求完成下列表格的内容：写出电离方程式，并判断外界条件对平衡移动的影响。

练习题：1、下列物质中，属于强电解质的是（）A、CO2B、盐酸C、BaSO4D、NaOH溶液2.下列物质中，能够导电而且是电解质的是（）A．熔融的氢氧化钠B．稀盐酸C．硝酸钾晶体 D. 融化的铁3、下列叙述中正确的是（）A、氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质；B、固体氯化钠不导电，所以氯化钠不是电解质；C、氯化氢溶液能导电，所以氯化氢是电解质；D、氯气(Cl2)溶于水能导电，所以氯气是电解质，3、电解质溶于水后电离出的阴、阳离子是能够导电的，而且溶液的导电能力与溶液中离子所带的电荷的浓度有关，下列溶液的导电能力最强的是( ) A、0.2 mol／L NaCl溶液B、0.15 mol／L MgCl2溶液C、0.2 mol／L BaCl2溶液D、0.25 mol／L HCl溶液4、在做溶液导电性的实验装置中盛一定量的CuSO4溶液，此时通电，灯泡发光，再不断的加入某种物质，会发现灯泡逐渐变暗，直至熄灭，持续加入该物质灯泡会再次逐渐变亮，据此分析加入的物质是( ) A、Zn粒B、BaCl2溶液C、KOH溶液D、Ba（OH）2溶液5．常温下，关于等体积、等浓度的盐酸和醋酸说法正确的是（）A．溶液中的氢离子浓度相等B．溶液中微粒的种类一样多C．导电能力盐酸大于醋酸，中和等量的氢氧化钠时消耗的物质的量一样多D．分别加入完全相同的足量镁条，与盐酸反应的起始速率快，与醋酸反应最终产生的氢气多高二化学第三章水溶液中的离子平衡第二节一、水的电离平衡1、定义，纯水中，氢离子与氢氧根离子的乘积为K W = c(H+) . c(OH-)25℃时，K W = c(H+) . c(OH-) =实验测定，该温度下，稀溶液中都有这样的关系，即K W = c(H+) . c(OH-) =2、如果温度高于25℃时，水的电离程度，K W值。

第三章电解质溶液 2


电解质和电解质溶液
电解质(electrolyte)是溶于水中或熔融状态下 能导电的化合物。电解质溶液是指电解质的 水溶液。 根据电解质在水中的解离程度可将其分为强 电解质和弱电解质。
电解质溶液理论的重要性
人体体液如血浆、胃液、泪水和尿液等都含 有许多电解质离子，如Na＋、K＋、Ca2＋、 Mg2＋、Cl－、HCO3－、CO32－、HPO42－、 H2PO4－、SO42－等，是维持体液渗透浓度、 pH值和其他生理功能必需的成分。
b↗或 |Z| ↗； γB↘
离子强度
将影响活度因子的因素综合，得到溶液中存 在的所有离子所产生的电场强度的量度，即： I＝½(b1Z12＋b2Z22＋…＋bnZn2)＝½∑biZi2 称为离子强度(ionic strength) 当溶液是稀水溶液时，bB≈CB，因此，可用 下式计算：
I＝½(C1Z12＋C2Z22＋…＋CnZn2)＝½∑CiZi2
1. 2. 3. 4. 5. 计算出错；(重复实验可排除) NaCl加入量出错；(重复实验可排除) NaCl未完全溶解；(重复实验可排除) NaCl未完全解离；(可排除，因为是强电 解质，100%解离) 未知原因；(要用新理论—强电解质溶液 理论解释)
离子相互作用理论要点
强电解质溶液理论也称离子相互作用理论(ion interaction theory) 理论要点： 1.强电解质在水中是完全解离的； 2.离子间存在相互作用力，这些力主要的是库 仑力； 3.由于库仑力的作用，离子间存在离子氛，使 能自由移动的离子的数量减少。所以离子不能 百分之百地发挥其应有的效能。
lgγ±＝－0.509|Z＋Z－|I½
例
请再计算：25℃时，0.010mol/ LNaCl溶液的离 子强度I、平均活度因子γ±、离子平均活度a±和 校正计算的渗透压П，(П实验＝43.1kPa)

922898-医用化学-第三章 电解质溶液


对于纯的弱酸、弱碱，如起始浓度为c，则有解离
度
Ka
c0
称稀释定律，表明 c
该式的使用必须十分小心，它只适用于纯的弱
电解质，有同离子效应(如HAc+NaAc)发生时不
适用。
Ka
c2 (1 ) c (1)
c
，
Ka c
3.二元弱酸、弱碱溶液
二元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。若 一级离解常数与二级离解常数之比大于或等于 102，说明二级离解困难，在实际计算[H+] 时， 通常忽略二级离解，从而把二元弱酸、弱碱当 作一元弱酸、弱碱近似处理。
一、强电解质和弱电解质 1、定义
强电解质： （例如NaCl） 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
弱电解质： （例如HAC） 在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。
2、解离度的计算
解离度的定义：电解质达到解离平衡时，
已解离的浓度和初始浓度之比。
•
表示：
已解离浓度 初始浓度
100％
➢对于不同的电解质，由于其本性不同，解 离度有很大差别。通常按解离度大小，把 质量摩尔浓度为0.1 mol/Kg的电解质溶液 中解离度（表观解离度）大于30％的称为 强电解质，小于5％的称为弱电解质，介 于二者之间的称为中强电解质。
➢酸（HA）与碱（B- ）会发生质子传递反
应，反应达平衡后反应物和产物的浓度都
不变。
HCl
NH 3
NH
4
Cl
➢达到平衡时，产物浓度(以计量系数为幂)的乘 积与反应物浓度的乘积之比为一常数，称 为质子传递平衡常数。
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]

第三章电解质溶液


(c )2 c c
c 2 1
加水稀释， 平衡右移，
增大
∵ HA是弱电解质， < 5 %，1- 1，
∴ K a c 2
Ka
c
(无外加酸或碱)
一定温度下，与HA初始浓度的平方根成反比
24
（2）同离子效应：在已经建立平衡的弱电解质 溶液中，加入与其含有相同离子的强电解质， 而使平衡向降低弱电解质解离度方向移动的作 用称为同离子效应。
如：在1L0.10 molL-1HAc溶液中加入0.10mol NaCl
HAc + H2O NaCl
H3O+ + AcNa+ + Cl-
Ka
a a H3O Ac aHAc
H3O [H3O ] Ac [ Ac ]
[HAc]
H3O Ac (0.10 )2 0.10(1 )
H3O
Ac 0.10 2
1、活度：在单位体积的电解质溶液中，表现出的 能起作用的离子浓度。
aB= B(cB /c )
( B < 1 )
2、活度系数：反映了电解质溶液中离子相互牵制
作用的大小。
4
a、溶液浓度越大；离子电荷越高，离子间的牵制
作用越大，B越小，aB和cB差距越大。
b、溶液极稀时，离子间相互作用极微小，B 1， aB cB 。
a. 从化学组成上揭示了酸碱的本质； b. 成功解释了中和热的实验事实； c. 不能解释非水溶剂体系的酸碱性； d. 不能解释Na2CO3, Na3PO4, NH3呈碱性的事实
9
二、酸碱质子理论
1、酸碱的定义：
酸（acid）： 给出质子（H+） 碱（base）：接受质子（H+）
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7.21 10.33
HPO42CO32-
强
HPO42- 4.8×10-13 12.32
PO43-
2020/4/23
H2O
1.0×10-14 14.00
OH-
碱的解离平衡常数
碱B- 在水溶液中有下列平衡，
B- + H2O
HB + OH-
Kb ＝ 〔 HB 〕〔 OH- 〕/〔 B- 〕
Kb称为碱的解离平衡常数 （1） Kb值越大，碱性越强。 （2）p Kb是碱的解离平衡常数的负对数。
放质子能力的大小。
• Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时为强酸。
HAc ＞ HClO ＞ HCN
Ka 1.75×10-5 3.9×10-8 6.2×10-10 •一些弱酸的Ka非常小，常用pKa表示，它是酸解
离常数的负对数。
2020/4/23
一些酸在水溶液中的Ka和pKa值(25℃)
酸HA
Ka (aq) pKa (aq) 共轭碱A-
H3O+和A-的浓度增大。
2020/4/23
稀释定律：
K/c
在一定温度下，K为常数 ，α 则随溶液
的稀释而增大，这称为稀释定律。
2020/4/23
2）同离子效应 在弱酸弱碱的水溶液中，加入与弱酸或
弱碱含有相同离子的易溶性强电解质， 使弱酸或弱碱的解离度降低的现象称为 同离子效应。
2020/4/23
（3）多元弱碱在溶液中的分步解离与多元弱酸相似， 根据类似的条件，可按一元弱碱溶液计算。
2020/4/23
5. 两性物质溶液
既能给出质子又能接受质子的物质称为两性 物质。可分为三种类型。
• 负离子型， 如HCOBiblioteka -、H2PO4-、HPO42-等。
• 弱酸弱碱型， 如NH4Ac、NH4CN、(NH4)2CO3等。
OH- 的物质。 无法解释比如Na2CO3不含OH-, 也具有碱性；有些物
质如NH4Cl水溶液则呈酸性。
2020/4/23
1.质子酸碱的定义 凡能给出质子H+的物质都是酸。 凡能接受质子H+的物质都是碱。
酸 碱＋质子 共轭关系
共轭酸碱对
2020/4/23
说明： （1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子
2020/4/23
• 对于多元弱酸，若Ka1·ca ≥ 20Kw， Ca/Ka1≥ 500，可按一元弱酸公式计算。
〔H＋〕＝ Ka1C酸
例：计算0.1 mol·L-1 H2S水溶液中各个离子的浓 度。
2020/4/23
• 对于多元弱碱， 若且Kb1·cb≥20Kw， Cb/Kb1 ≥ 500，可按一元弱碱公式计算。
〔 OH- 〕＝ Kb1C碱
例：计算0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中各个离子的 浓度。
2020/4/23
对于多元弱酸溶液可以归纳为：
（1）当多元弱酸的Ka1＞＞ Ka2 ＞＞ Ka3 ， Ka1/Ka2 >102可当一元弱酸处理来求〔H＋〕。
（2）多元弱酸第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓 度近似等于Ka2，与酸的浓度关系不大。
2020/4/23
3.酸碱的强弱
影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力
水溶液中，酸碱的强弱用其解离平衡常数 衡量
2020/4/23
酸的解离平衡常数
HA + H2O
H3+O + A-
简写： HA
H+ + A-
Ka ＝ 〔 H+ 〕〔 A- 〕/〔 HA 〕
2020/4/23
• Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释
2020/4/23
2.水溶液的pH
定义：
pH=-lga H 3O
‫ ‏‬稀溶液中， pH = -lg[H3O+]
类似的， pOH = -lg[OH-]
‫ ‏‬298K， pH + pOH=14.00。
‫ ‏‬溶液中[H3O+]=1 mol·L-1～10-14 mol·L-1时， pH值范围在0~14。
总数） • 对于不同的电解质，由于其本性不同，它们的
解离度有很大差别。
2020/4/23
3. 强电解质溶液理论要点
• 电解质离子相互作用，离子氛存在，致使离 子间相互作用而互相牵制，表观解离度不是 100%。
2020/4/23
4. 离子的活度和活度因子 • 活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论
解 NH4+是NH3的共轭酸， 故
Ka=Kw/Kb =1.0×10-14/(1.8×10-5) =5.6×10-10
2020/4/23
例 已知H2CO3的Ka1= 4.5×10-7， Ka2=4.7×10-11，求CO32-的Kb1和Kb2。
2020/4/23
5. 水的质子自递平衡
1. 水的质子自递平衡和水的离子积
2020/4/23
4、共轭酸碱电离平衡常数的关系
Ka ·Kb＝ [ H+][ OH- ]＝ Kw= 1.00×10-14
（1）共轭酸碱Ka 与Kb成反比，酸越弱， 其共轭碱越强，碱越弱，其共轭酸越强。 （2）若已知酸的解离平衡常数Ka ，就可 以求其共轭碱的解离平衡常数Kb。
2020/4/23
例 已知NH3的Kb为1.8×10-5，试求NH4+的Ka 。
平衡时 Kspcm (A n)cn(D m )
一定温度下，难溶电解质饱和溶液中各 离子浓度（活度）以其计量系数为指数的乘 积为一常数
2020/4/23
溶解度与溶度积的关系
• Ksp的大小反映难溶电解质的溶解能力。 • 溶解度（s）：一定温度下，1升难溶电解质
饱和溶液所含溶质的量，是浓度的一种形式 。 单位： g·L-1 ，mol·L-1
2.
H+
3.
4. H2O(l) + H2O(l)
H3O+(aq) +
OH-(aq) K[H3O][OH] [H2O][H2O]
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[H2O]看成常数，与K合并，得
Kw= [H3O+][OH-]
Kw称质子自递平衡常数，又称水的离子积
0℃时
Kw= 1.15×10-15
25℃时
Kw= 1.01×10-14
度和该离子的电荷数，近似计算时，也可以
用ci代替bi。I的单位为mol·kg-1。
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第二节 酸碱的质子理论
酸碱理论发展的概况：
1100-1600年 发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸
1774年
法国科学家拉瓦锡提出：
酸的组成中都含有氧元素
十九世纪初 认为酸的组成中都含有氢元素
1884年
瑞典科学家Arrhenius提出电离理论
3）盐效应
在弱酸弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含 有不相同离子的易溶性强电解质，离子强度增 大，溶液中离子之间的相互牵制作用增大，使 弱酸或弱碱的解离度略有增大的现象称为盐效 应。 与同离子效应相比较，盐效应要小的多，所以 一般情况下，不考虑盐效应产生的影响。
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思考题 在氨水溶液中分别加入HCl, NH4Cl, NaCl, NaOH， H2O对氨水电离平衡有何影响 ？解离度，pH有何变化？
100℃时
Kw= 5.44×10-13
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶 液。
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25℃的纯水中 [H3O+] = [OH-] = K w =1.0×10-7
中性溶液中 [H3O+]=[OH-] =1.0×10-7mol·L-1 酸性溶液中 [H3O+]＞1.0×10-7mol·L-1＞[OH-] 碱性溶液中 [H3O+]＜1.0×10-7mol·L-1＜[OH-]
第三章 电解质溶液
教学要求：
1.掌握酸碱质子理论：质子酸碱的定义，共轭酸碱对、酸碱 反应的实质，共轭酸碱的解离平衡常数的关系。
2.掌握影响电离平衡的因素，了解同离子效应，盐效应。 3.运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平
衡浓度。 4.掌握溶度积与溶解度的关系,掌握难溶电解质的溶度积规
则，掌握沉淀生成和溶解的方法并做简单计算，了解分 步沉淀的原理。
[OH ] Kbcb
例: 分别计算0.10mol .L-1 HAc 和 0.10mol .L-1 NaAc 溶液的pH值。
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4.多元弱酸、弱碱溶液
多元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。 若一级离解常数与二级离解常数之比大于等于102， 说明二级离解困难，在实际计算中，通常忽略二级 离解。
或阴离子。 （2）有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，
但在另一个共轭酸碱对中却是酸。这种 物质称为两性物质。 （3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离 理论中的盐在质子理论中都是质子酸或 质子碱。
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2. 酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质就是两个共轭 酸碱对之间质子传递的反应。 任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强碱反应生成 较弱的酸和碱。
‫ ‏‬如果溶液中[H3O+]或[OH-] >1 mol·L-1时，直接 用[H3O+]或[OH-]表示。
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人体各种体液的pH
体液 血清 成人胃液 婴儿胃液 唾液 胰液 小肠液
pH 7.35～7.45
0.9～1.5 5.0
6.35～6.85 7.5～8.0 ～7.6
体液 大肠液 乳汁 泪水 尿液 脑脊液
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第一节 强电解质溶液理论
1、电解质溶液 溶于水中或熔融状态下能导电的化合物。
• 强电解质： 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。