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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

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

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

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

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+）
化学选修四第三章 电解质水溶液中的(电荷、物料、质子)三大守恒

化学选修四第三章 电解质水溶液中的(电荷、物料、质子)三大守恒


例：Na2CO3溶液中的电荷守恒
Na2CO3 2Na+ + CO32CO32-+ H2O HCO3- + OHHCO3-+ H2O H2CO3 + OHH 2O H+ + OHNa+ 、H+ 阳离子： 阴离子： CO32-、HCO3-、OH通常以浓度的形式表示： c(Na+)+c(H+) = 2c(CO32-) +c(HCO3-)+c(OH-)
选修四 化学反应原理 电解质溶液中三大守恒
同学们对如何把握好电解质溶液 中的三大守恒关系, 常常感到无从下 手或者混淆这些问题,导致做题时常 常出错。今天我们通过复习来突破该 难点。
1.电荷守恒
电解质溶液呈电中性。
阴离子所带负电荷总数=阳离子所带的正电荷总数
书写方法： ①准确找出电解质溶液中所有的阳离子与阴离子 （包括H+与OH-） ②弄清电荷浓度和离子浓度的关系
【你会了吗】 思考NaHCO3溶液的电荷守恒式 【答案】
c(Na+)+c(H+)= 2c(CO32-) +c(HCO3-)+c(OH-)
2.物料守恒（原子守恒）
即溶液中某一组分的原始浓度等于它在溶液中各 种存在形式的浓度之和。
例：Na2CO3溶液中的物料守恒式
Na2CO3 2Na+ + CO32CO32-+ H2O HCO3- + OHHCO3-+ H2O H2CO3 + OHH 2O H+ + OH故碳元素以CO32-，HCO3-，H2CO3三种形式存在，钠元素 以Na+形式存在
【你会了吗】 思考NaHCO3溶液的质子守恒式 【答案】

无机化学第三章 电解质溶液

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， 已解离部分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（实为表观解离度）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。
根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的，酸给出 质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成 为酸，这种对应关系叫共轭关系。
HPO42－ PO43－ + H+
酸
碱 质子
酸越强，它的共轭碱越弱，酸越弱，它的共轭碱 越强。
关于酸碱质子理论：
（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴
离子。
HCl、HAc、NH4+、
pKa= - lg [Ka]
碱B- 在水溶液中有下列平衡：
H+
B- + H2O
HB + OH-
[HB][OH ] Kb [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。
（二）共轭酸碱解离平衡常数的关系
通过推导共轭酸碱对的解离平衡常数存在如下 关系： Ka ·Kb＝ [H+][OH-]＝ Kw= 1.00×10-14 （1）Ka与Kb成反比，酸越弱，其共轭碱越强，
例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度为0.1 mol·kg-1， 测得此溶液的△Tf为0.19℃，求该物质的解离度。

第三章 电解质溶液 练习题

第三章电解质溶液一、是非题[1] 弱酸的标准解离常数愈大，其解离度一定也愈大。

（）[2] 如果将NaOH及NH3·H2O溶液均稀释一倍，则两溶液中c(OH- )均减小到原来的二分之一。

.（）[3] 因为难溶盐类在水中的溶解度很小，所以它们都是弱电解质。

（）[4]根据酸碱质子理论,对于反应HCN + H 2O H3O+ + CN-来说，H2O和CN-都是碱。

（）[5] 计算H2S饱和溶液的c(H+ )时，可只按K(H2S)计算。

因此，当H2S溶液中加入Na2S 时，将不改变H2S溶液中的c (H+ )。

（）二、选择题[1] pH = 2.00的溶液与pH = 5.00的溶液，c (H+ )之比为（）。

(A) 10；(B) 1000；(C) 2；(D) 0.5。

[2] pH = 1.00的HCl溶液和pOH = 13.00的HCl溶液等体积混合后，溶液的pH值为.（）。

(A) 1.00；(B) 13.00；(C) 7.00；(D) 6.00。

[3] 通常，在HAc (aq)平衡组成计算中，常取K(HAc) = 1.75 ×10-5，是因为（）。

(A) K与温度无关；(B) 实验都是在25℃条件下进行的；(C) 温度为25℃，溶液浓度为1.0 mol·L-1时，K(HAc) = 1.75 ×10-5；(D) K随温度变化不明显。

[4] 某一弱碱强酸盐MA，其标准水解常数K=1.0 ×10-9，则相应弱碱的标准解离常数K 为.（）。

(A) 1.0 ×10-23；(B) 1.0 ×10-5；(C) 1.0 ×10-9；(D) 1.0 ×10-14。

[5] 已知：K(HCN) = 6.2 ×10-10，则NaCN的标准水解常数为（）。

(A) 1.6 ×10-6；(B) 6.2 ×10-10；(C) 6.2 ×10-24；(D) 1.6 ×10-5。

第三章 第三节 第3课时 电解质溶液中微粒间的关系

第3课时电解质溶液中微粒间的关系一、溶液中的守恒关系1．电荷守恒电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。

即电荷守恒，溶液呈电中性。

(1)解题方法①分析溶液中所有的阴、阳离子。

②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。

(2)举例如：Na2CO3溶液中①Na＋、H＋、CO2－3、HCO－3、OH－。

②1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(CO2－3)＋1×c(HCO－3)＋1×c(OH－)。

化简得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO2－3)＋c(HCO－3)＋c(OH－)。

2．元素质量守恒在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，其质量在反应前后是守恒的，即元素质量守恒。

(1)解题方法①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的定量关系(特定元素除H、O元素外)。

②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。

(2)举例如：Na2CO3溶液中①n(Na＋)n(CO2－3)＝21，即n(Na＋)＝2c(CO2－3)，CO2－3在水中部分会水解成HCO－3、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式。

②c(Na＋)＝2[c(CO2－3)＋c(HCO－3)＋c(H2CO3)]。

3．质子守恒方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。

如Na2CO3中将电荷守恒和元素质量守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO－3)＋2c(H2CO3)。

方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2O H＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。

如：Na2CO3溶液中即c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO－3)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO－3)＋c(H＋)。

二、溶液中离子浓度比较的四种类型1．不同溶液中同一离子浓度比较要考虑溶液中其他离子对该离子的影响，如：在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，c(NH＋4)由大到小的顺序：④>⑤>③>①>②。

基础化学第三章 电解质溶液


i的理论值应=2, i 的实验值=1.87 i的实验值< i的理论值
理论推导得
=
i-1 n-1
n: 解离出的离子数
Tf=iKfbB i=1.87 n=2
表观解离度=0.87
强电解质溶液理论
凝固点法测定电解质的校正因子
电解质 cB(mol·L-1) 度
NaCl 0.10
理论i 值
2
实验i 值 表观解离
I=d=ef=
1 2
∑i bi Zi2
bi～i离子质量摩尔浓度 Zi～i离子的电荷数
I =1/2(b1Z12 + b2Z22 + b3Z32 +‥‥） =1/2∑ibiZi2
I单位：mol·kg-1, 近似计算时可用ci代替bi
例:某溶液中有0.1mol·L-1NaCl和0.1mol·L-1 HAc, 求溶液的离子强度 I
X射线实验和强电解质溶液理论认为： 强电解质完全解离
二、强电解质溶液理论
离子相互作用理论
(1) 强电解质在水溶液中100%解离
. . (2) 离子间静电吸引和排斥,形成离子氛
Na+ Cl－
Na+ Cl－
溶液极稀时，每一NaCl分子可产生两个质点
i=2
Na+ 溶液极浓时，i → 1
Cl－
Na+ Cl－
解: 溶液中离子 [Na+]=[Cl-]= 0.1mol·L-1 [H+]和[Ac-]可忽略不计
I=1/2{[Na+] ×12 + [Cl-] ×(-1)2} =1/2[0.1×12 +0.1×(-1)2] =0.1
例:某溶液中有0.1mol·L-1NaCl和0.1mol·L-1 NaAc , 求溶液的离子强度 I

基础化学第三章 电解质溶液


第二节 酸碱的质子理论
局限性： 把酸碱限制在水溶液中， 局限性：1, 把酸碱限制在水溶液中， 无法解释： 无法解释： 如 非水溶剂中的酸碱反应 NH3 + HCl = NH4Cl 无法解释： 无法解释：
2,把碱限制为氢氧化物 把碱限制为氢氧化物. 把碱限制为氢氧化物
NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性
第一节 强电解质溶液理论
三、强电解质溶液理论 1923年, Debye P和 年 和 Hückel E 提出电解质 1. 离子相互作用理论 (ion interaction theory) 强电解质在水中全部解离 离子间静电力相互作用（同性相斥，异性相吸） 离子间静电力相互作用（同性相斥，异性相吸） 形成离子氛
HPO42-+H2O
3−
PO43-+H3O+
K a3
[ PO 4 ][ H 3 O + ] = = 4 . 79 × 10 − 13 2− [ HPO 4 ]
第三章 电解质溶液 (Electrolytic Solution)
第一节
强电解质溶液理论
一、电解质溶液的定义及分类: 电解质溶液的定义及分类
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态 下能导电的化合 物 强电解质 强酸 在水溶液中几乎 强碱 完全解离成离子 盐 弱电解质 在水溶液中只 弱酸 一元 能部分解离成 二元 弱碱 离子 三元
3.水溶液的 值 水溶液的pH值 水溶液的 定义： 定义： pH = - lg aH+ ( 稀溶液中 pH= -lg［H+］) ［ 关系： 关系：pH+pOH=14 酸性pH<7 碱性 碱性pH >7 酸性
写出下列物质的共轭酸或共轭碱， 例1 写出下列物质的共轭酸或共轭碱，并指出 其酸碱性。 其酸碱性。 HCO3- SO32 - H2PO4H2O NH2解： H2CO3 CO32- HSO3 - H3PO4 HPO42H3O+ OHNH3 同温度的HCl、 NH3 · H2O、HAc溶液 例2 同温度的 、 、 溶液 间 (pH + pOH) 相等。这句话对吗? 相等。这句话对吗 ture

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：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 12.502、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α5 }/(∉ π:5.0%ξ 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。

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根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的，酸给出 质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成 为酸，这种对应关系叫共轭关系。
HPO42－ PO43－ + H+
酸
碱 质子
酸越强，它的共轭碱越弱，酸越弱，它的共轭碱 越强。
关于酸碱质子理论：
（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴
离子。
HCl、HAc、NH4+、
例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度为0.1 mol·kg-1， 测得此溶液的△Tf为0.19℃，求该物质的解离度。
解 设HA的解离度为α，
HA(aq)
H+(aq) +A-(aq)
平衡时/mol·kg-1 0.1-0.1α
0.1α 0.1α
[HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α) mol·kg-1
（三） 酸碱质子传递平衡和平衡常数
➢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。
H+
HCl
NH 3
NH
4
Cl
➢达到平衡时，产物浓度以计量系数为幂的
连乘积与反应物浓度的连乘积之比为一常
数，称为质子传递平衡常数。
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]
pH值的定义: pH= - lg [H+]
溶液酸碱性也可用pOH表示： pOH= - lg [OH-]
25℃时，[H+][OH-]= 1.00×10-14 所以：pH+pOH=14
体液 血清 成人胃液 婴儿胃液 唾液 胰液 小肠液
人体各种体液的pH
pH
体液
7.35～7.45 大肠液
0.9～1.5
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， 已解离部分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（实为表观解离度）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。
根据△Tf=Kfb 0.19 K=1.86 K·kg·mol-1×0.1(1+α) mol·kg-1
α = 0.022 = 2.2%
第三节 酸碱质子理论
一、酸碱的质子理论 （一） 质子理论对酸碱的定义 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。
HCl、HAc、NH4+、H2SO3等都能给出质子，都是酸； OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受质子， 都是碱。
二、强电解质溶液理论要点
（1）强电解质在水中是全部解离的。 （2）离子间通过静电力相互作用，每一个离子都
被周围电荷相反的离子包围，形成离子氛。
➢ 由于离子氛的存在，离子间相互作用而互相 牵制，强电解质溶液中的离子并不是独立的 自由离子，不能完全自由运动，因而不能百 分百地发挥离子应有的效能，测出的解离度 （表观解离度）往往不是100％。
（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。
(例如HCO3-)
（3）质子理论中没有盐的概念，盐在质子理论
中都是离子酸或离子碱。
（二）酸碱反应的实质 酸碱质子理论认为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。
H+
HCl
NH 3
NH
4
Cl
HCl给出质子，转变成它的共轭碱ClNH3 接受质子转变成它的共轭酸
之间就存在如下的数量关系： [ H+ ][ OH- ]=Kw 不论溶液是酸性，碱性，还是中性。
例. 在纯水中，加入一些酸，其溶液的…（ ） (A) [H+]与[OH-]乘积变大 (B) [H+]与[OH-]乘积变小 (C) [H+]与[OH-]乘积不变 (D) [H+]等于[OH-]
（二）水溶液的pH值 水溶液中同时存在H+， OH-，它们的含量不同， 溶液的酸碱性也不同。 [OH-]=[H+]= 1.00×10-7 mol·L-1 中性 [H+] >1.00×10-7 mol·L-1, [H+] >[OH-] 酸性 [OH-] >1.00×10-7 mol·L-1, [OH-]>[H+] 碱性
关于平衡常数：
（1）一定温度下，质子传递平衡常数数值一 定。（不随反应物浓度变化而变化）
（2）平衡常数的数值越大，说明反应向右进
行的趋势越大，质子从HA中转移给B-的能
力越强。
H+
HCl
NH3
NH
4
Cl
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]
二、水的质子自递平衡
（一）水的质子自递平衡和水的离子积
第三章 电解质溶液
【本章内容】 1. 强电解质溶液理论 2. 酸碱的质子理论 3. 一元酸碱溶液pH的计算 4. 二元酸碱溶液pH的计算 5. 沉淀与溶解平衡
【本章重点】 1. 酸碱的质子理论 2. 一元酸碱溶液pH的计算 3. 沉淀与溶解平衡
【本章难点】 1.二元酸碱溶液pH的计算
第一节 强电解质溶液理论
乳汁
5.0
泪水
6.35～6.85
尿液
7.5～8.0
脑脊液
～7.6
pH 8.3～8.4 6.0～6.9
～7.4 4.8～7.5 7.35～7.45
三、酸碱的强度
（一）酸和碱的解离平衡常数
在水溶液中，一定温度下，酸HA与水的质子传
递反应达到平衡,平衡常数表达式：
H+
HA + H2O
A- +H3O+
Kc
水分子是两性物质，即能给出质子，又可
接受质子。 H+
H
2O
H
OH2O
2
H O OH H OH
3
H2O
H OH
• 水分子间发生的质子传递反应称为水的质 子自递反应。
水的质子传递平衡常数表达式：
Kw ＝[H3O+][OH-] （1） Kw 也称为水的离子积， Kw与温度有关。
（25℃ Kw ＝1.00×10-14 ） （2）在溶液中，只要 H2O, H+, OH- 三者共存，
[H3O ][A ] [HA][H2O]
稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为
Ka
[H3O ][A ] [HA]
Ka称为酸解离常数
（1）Ka(酸的解离平衡常数)是水溶液中酸强度 的量度， Ka值越大，酸性越强。一定温度下， 其值一定。