大学生基础化学——电解质溶液

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。

第三章电解质溶液首页难题解析学生自测题学生自测答案章后习题解答难题解析 [TOP]例3-1 (1) NaOH和H3PO4溶液等体积混合，测得溶液pH值为4.66，溶液的渗透浓度为200 mmol·L-1，求混合前NaOH和H3PO4溶液的浓度各为多少？(2)若此 NaOH和H3PO4溶液以2：1的体积混合，溶液pH 和渗透浓度各为多少？ (已知H3PO4：p K a1=2.16；p K a2=7.21；p K a3=12.32)分析 (1) NaOH和H3PO4溶液等体积混合，由pH=4.66知混合后只有NaH2PO4，那么NaOH和H3PO4浓度相等，再由混合溶液渗透浓度求得NaOH和H3PO4溶液的浓度。

(2)NaOH和H3PO4以2：1体积混合，可计算出溶液pH和渗透浓度。

解 (1)因NaOH和H3PO4溶液等体积混合后pH=4.66=(p K a1+p K a2)/2，可判断混合溶液只含有NaH2PO4，因此混合前NaOH和H3PO4浓度相等，又混合溶液的渗透浓度为200 mmol·L-1，即2×c(NaH2PO4)= 200 mmol·L-1c(NaH2PO4)= 0.10 mol·L-1根据c(NaH2PO4)推出混合前c(NaOH)= 0.20 mol·L-1，c(H3PO4)= 0.20 mol·L-1(2) NaOH和H3PO4溶液以2：1的体积混合发生的反应为：2NaOH(aq) + H3PO4(aq)Na2HPO4(aq) + 2H2O(aq)由于混合前c(NaOH)= 0.20 mol·L-1，c(H3PO4)=0.20 mol·L-1，混合后溶液只含有Na2HPO4，浓度为c(Na2HPO4)= (2/3)×0.20 mol·L-1因此溶液的渗透浓度为3×(2/3)×0.20×1000 mmol·L-1=400 mmol·L-1由于混合溶液只含有Na2HPO4两性物质，pH=(p K a2 + p K a3)/2=(7.21+12.32)/2=9.76例3-2在0.100 mol·L-1HA溶液的解离度α为1.32%，(1)计算HA的解离常数。

物理化学电解质溶液教案中的弱电解质与强电解质的区分一、引言电解质溶液是物理化学领域中的一个重要概念，了解和区分其中的弱电解质与强电解质对于理解溶液中的离子行为及电解质的化学性质非常重要。

本文将从理论基础、溶解度以及电导性三个方面详细介绍弱电解质与强电解质的区别。

二、理论基础1. 电离与解离电离是指在溶液中，离子化合物在溶液中解离成离子的过程，形成电离态。

弱电解质在溶液中只有部分分子发生离解，大部分分子以分子形态存在，离子与分子浓度之间的比例相对较小。

强电解质在溶液中完全离解，产生大量离子，离子与分子浓度之间的比例相对较大。

2. 离子活度离子活度是指离子在溶液中的有效浓度，它与离子的浓度及电活度系数有关。

弱电解质的离子活度较低，离子的浓度较小；而强电解质的离子活度较高，离子的浓度相对较大。

三、溶解度差异溶解度是指在一定条件下单位体积溶剂中能溶解的最大物质的量。

弱电解质的溶解度相对较低，溶质只能溶解一部分形成离子和未离子的混合物；而强电解质的溶解度较高，溶质可以完全溶解形成单独的离子。

四、电导性差异电解质溶液的电导性能反映了其中溶质离解的程度。

弱电解质在溶液中只有部分分子能够离解成离子，因此其电导性较低；而强电解质在溶液中能够完全离解成离子，因此具有较高的电导性。

五、实验演示为了更好地理解弱电解质与强电解质的区别，可以进行以下实验演示：1. 电导性实验：取弱电解质与强电解质两种物质制备溶液，通过电导仪测量其电导率，观察强电解质溶液的电导率较高，而弱电解质溶液的电导率较低。

2. pH实验：取一定浓度的弱电解质和强电解质，用pH电极测量其溶液的pH值，发现强电解质溶液的pH值通常较低，而弱电解质溶液的pH值相对较高。

3. 水合实验：通过溶液中水合离子的形成与溶解度的关系，观察强电解质与弱电解质在溶液中形成的水合离子的数量和稳定性的差异。

六、应用与总结弱电解质和强电解质在应用中有着不同的用途和特点。

弱电解质广泛应用于生物医学领域，如药物的释放与吸收，而强电解质则常用于工业生产过程中，如电解制备金属。

化学笔记第一章第二节1.物质的量，B的物质的量用nB表示，单位摩尔，单位符号mol2.质量浓度，pB=mB/V，其中，V指溶液体积3.质量摩尔浓度，bB=nB/mA，其中，nB指溶质物质的量，mA指溶剂质量。

单位为mol/kg。

4.物质的量分数，也称摩尔分数，B的摩尔分数符号为xB，单位是1，xB=nB/nA+nB。

第二章，稀溶液的依数性第一节，溶液的蒸汽压下降一，与液相处于动态平衡的气体称为饱和蒸气，它具有的压力称为该温度下的饱和蒸汽压，简称蒸汽压，单位是Pa或，kPa。

（在一定温度下蒸汽压是个定值，蒸汽压只与液体的本性和温度有关，固体有升华现象，也具有一定的蒸汽压）同温下，蒸气压大的挥发快。

二，含难挥发非电解质的稀溶液蒸汽压低于同温下纯溶剂的蒸汽压。

拉乌尔公式p=p*.xA 其中A为溶剂得△p=p*.xB其中，B为溶质△P=K.bB难挥发性非电解质稀溶液的蒸汽压下降与溶质的质量摩尔浓度bB成正比，而与溶质的本性无关。

第二节，溶液的沸点升高和凝固点降低一，液体的沸点液体的蒸汽压等于外界压力时的温度二，△Tb=Kb.bB Kb为溶剂的质量摩尔沸点升高常数，只与溶剂的本性有关三，凝固点是物质的固相纯溶剂的蒸汽压与它的液相蒸汽压相等的温度，水的凝固点又称冰点。

凝固点降低△Tf=Kf.bB Kf称为溶剂的质量摩尔凝固点降低常数，只与溶剂本性有关。

第三节溶液的渗透压一，渗透压是为了阻止溶剂分子渗透而必须在溶液上方所需要施加的最小额外压力，符号为∏，单位为Pa或kPa。

渗透压也属于溶液的依数性。

半透膜的存在和膜两侧单位体积内溶剂分子数不相等，是产生渗透现象的两个必要条件，净渗透的方向总是溶剂分子从纯溶剂一方往溶液一方，从稀溶液一方往浓溶液一方。

∏=iRTcB在数值上，cB与bB相近，故又可写为iRTbB二，渗透浓度，即混合溶液的总浓度符号为Cos。

临床上规定渗透浓度为280~320mmol之间为等渗溶液，小于280为低渗溶液高于320为高渗溶液。

项目三电解质溶液一、选择题1.OH-的共轭酸是（）A.H+B.H3O+C.H2OD.H22.向HAc溶液中加入NaAc固体时，HAc的Ka（）A.增大B.不变C.减小D.先增大后减小3.某缓冲溶液含有等浓度的A-和HA, 已知Kb(A-)为1.0×10-10,此溶液在25℃时的pH是( )A.4B.7C.10D.144.下列弱酸中，酸性最强的是：（）A．HAc（K a＝1.76×10-5）B．HCN（K a＝4.93×10-10）C．H2CO3（K a1＝4.3×10-7）D．H2S（K a1＝9.1×10-8）5.人体中血液的 pH 值总是维持在 7.35~7.45 范围内，这是由于( )A. 人体内有大量的水分 (水约占体重 70 % )B. 新陈代谢的 CO2部分溶解在血液中C. 新陈代谢的酸碱物质等量地溶在血液中D. 血液中的 HCO3－和 H2CO3只允许在一定的比例范围中6.一定温度下,加水稀释弱酸，数值将减小的是（）A.[H+]B.αC.pHD.Ka7. 根据酸碱质子理论，在化学反应： NH3+ H2O ⇌ NH4+ + OH‐中，属于碱的物质是( )。

A.NH3和H2OB. NH3和OH-C.NH4+和OH-D. H2O和NH4+8. 下列同浓度的物质溶液中，pH值最大的是( )A. NH4AcB. NaCNC. NaAcD. HCN9. 在37℃, 当血液pH=7.40,pK a=6.10时,此时[HCO3-]/[H2CO3]等于( )A.1/20B. 20/1C. 2/1D. 1/1010．根据酸碱质子理论，下列分子或离子在水溶液中只能是酸的：（）A．HCN B．HS－C．H2PO4-D．NH311．已知HCN的K a=5.0×10-10，则CN-的K b为：（）A．2.0×10-5B．5.0×10-10C．5.0×10-4D．5.0×10-2412．血液中的主要抗酸成分是：（）A．H2CO3B．Na2CO3C．NaHCO3D．Na3PO413.不是共轭酸碱对的一组物质( )A.NH3,NH2-B. NaOH,Na+C.H2,H-D.O2-,OH-14.298.15K时，H++ OH- ⇌H2O的标准平衡常数为（）A.K WB.1.0*10-7C.1.0*107D.1/K W15.在由HAc-NaAc组成的缓冲溶液中，如果[HAc]大于[NaAc]，则该缓冲溶液抗酸（碱）能力为 ( )A.抗酸能力大于抗碱能力B.抗酸能力小于抗碱能力C.相同D.无法判断16.H2PO4-的共轭碱是（）A.H3PO4B.HPO42-C.PO43-D.OH-17.共轭酸碱对的K a和K b的关系是A. K a=K bB. K a K b=1C. K a/K b=K wD. K a*K b=K w18.用纯水将下列溶液稀释10倍时，其中pH变化最小的是（）A. 0.1mol/LHCL溶液B. 0.1mol/LNH3·H2O 溶液C. 0.1mol/LHAc溶液D. 0.1mol/LHAc溶液+0.1mol/LNaAc溶液19.按照酸碱质子理论，属于两性物质的是（）A．OH- B.S2- C.HNO2 D.PO42-20．用H3PO4(pKa1=2.16，pKa2=7.21，pKa3=12.32)和NaOH所配成的pH=7.0的缓冲溶液中，抗酸成分是（）A．H2PO4- B．HPO42- C．H3PO4 D．H3O+21．与缓冲容量有关的因素是（）A．外加酸量B．总浓度C．Ka或Kb D．外加碱量22．下列物质中酸性最强的是（）A．HAc B．NH4+C．H2PO4- D．H3PO423．欲配制pH＝5.0的缓冲溶液，应选用下列缓冲系中的（）A．甲胺盐酸盐（pK a＝10.63）B．硼酸（pK a＝9.27）C．甲酸（pK a＝3.75）D．乙酸（pK a＝4.756）24.影响缓冲容量的主要因素是（）A．缓冲溶液的pH值和缓冲比B．弱酸的pK a和缓冲比C．弱酸的pK a和缓冲溶液的总浓度D．缓冲溶液的总浓度和缓冲比25．下列各组分等体积混合的溶液，无缓冲作用的是（）A．0.2 mol·L-1 磷酸氢钾和等体积的水B．0.2 mol·L-1 HCl和0.2 mol·L-1 NH3·H2OC．0.2 mol·L-1 KH2PO4和0.2 mol·L-1 Na2HPO4D．0.01 mol·L-1 CH3CHOHCOOH 和0.01 mol·L-1 CH3CHOHCOONa26．下列各组溶液中，能以一定体积比组成缓冲溶液的是（）A．浓度均为0.1 mol·L-1的NaAc溶液和HAc溶液B．浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH溶液和HCl溶液C．浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH溶液和NH3溶液D．浓度均为0.1 mol·L-1的HAc溶液和HCl溶液27．下列各缓冲缓冲容量最大的是溶液（）A．500mL中含有0.15mol HAc和0.05mol NaAcB．1000mL中含有0.15mol HAc和0.05mol NaAcC．500mL中含有0.1mol HAc和0.1mol NaAcD．1000mL中含有0.1mol HAc和0.1mol NaAc28．人体血浆中最重要的抗碱成分是（）A．H2PO4- B．HPO42- C．HCO3- D．H2CO329．下列有关缓冲溶液的叙述中，错误的是（）A．总浓度一定时，缓冲比为1时，β值最大B．缓冲对的总浓度越大，β越大C．缓冲范围大体上为pK a±1D．缓冲溶液稀释后,缓冲比不变，所以pH不变，β也不变30．某缓冲溶液的共轭碱的K b=1.0×10-6，从理论上推算该缓冲溶液的缓冲范围是（）A．6～8 B．7～9 C．5～7 D．5～631．人体血浆存在的缓冲对中的共轭碱是（）A．HCO3- B．H2CO3C．CO32- D．H2PO4-32.将下列各对溶液等体积混和后，不是缓冲溶液的是（）A．0.1 mol·L-1 NaAc与0.1 mol·L-1 NaClB．0.2 mol·L-1NH3和0.1 mol·L-1 HClC．0.2 mol·L-1H3PO4和0.1 mol·L-1NaOHD ．0.2 mol·L -1Na 2CO 3和0.2 mol·L -1NaHCO 333．缓冲比关系如下的HA —A -缓冲溶液中，缓冲容量最大（ ）A ．0.18 /0.02B ．0.1 / 0.1C ．0.15 /0.05D ．0.05 / 0.1534．下列有关缓冲溶液的叙述中，错误的是（ ）A ．K a 值影响缓冲范围B ．缓冲比相同时总浓度越大缓冲能力越强C ．缓冲范围为(pK a ±1)D ．缓冲溶液稀释后缓冲比不变，所以pH 不变，缓冲能力不变35．已知某二元酸H 2B 的pK a1=3， pK a2=7，总浓度为0.10 mol·L -1的HB -—B 2- 溶液，当[HB -]=[ B 2-] 时，溶液的pH 为（ ）A ．2B ．3C ．5D ．736．由H 2PO 4-—HPO 42-（pK a ＝7.21）组成的缓冲溶液的理论缓冲范围（ ）A ．7左右B ．6.21～8.21C ．5.21～9.21D ．5.21～7.2137．总浓度为0.20 mol·L -1NH 3- NH 4Cl （pK b =4.75）缓冲溶液，其缓冲容量最大时的pH 为（ ）A ．4.75B ．7.00C ．9.26D ．10.7438．将HAc(pK a =4.756)溶液和NaAc 溶液混合配制成pH=4.75的缓冲溶液，溶液中HAc 和NaAc 的浓度比是( )A ．4:1B ．3:1C ．2:1D ．1:139．下列关于血液的pH 能保持基本不变，说法错误的是( )A ．正常人血液的pH 范围是7.35—7.45B ．血液中[HCO 3-]和[CO 2]溶解的比例是20:1，超过了1:10到10:1的范围，所以血液没有缓冲作用C．血液中有多种缓冲对D．肺和肾的生理调节功能40.下列物质中碱性最弱的是：（）A．Ac- B．NH3 C．HPO43- D．H2PO4-41、由相同浓度的HB溶液与B-溶液等体积混合组成的缓冲溶液，若B-的K b=1.0×10-10，则此缓冲溶液的pH为（）A．4.0 B．5.0 C．7.0 D. 10.042.某弱酸HA的K a＝1×10-5，则其0.1 mo l·L-1溶液的pH值为A. 1.0B. 2.0C. 3.0D.3.543.下列离子中只能作碱的是（）。

化学每周记背（3）离子浓度比较及溶解平衡一、必记基础知识1.关于沉淀的溶解平衡：达到溶解平衡的溶液一定是饱和溶液。

溶解度对应的溶剂是100g。

对于同类型的电解质，K SP越小，表示溶解度越小，越难溶。

一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。

计算判断溶液中是否能够产生沉淀的方法是根据Q C＞K SP，则能生成沉淀。

2.离子浓度大小的判断:（1）等浓度的NH4Cl溶液与NH3·H2O溶液混合：溶液显弱碱性。

（2）等浓度的CH3COONa溶液与CH3COOH溶液混合：显弱酸性。

（3）反常的例子：等浓度的NaCN溶液与HCN溶液混合：显弱碱性。

3.关于酸式盐溶液中的微粒浓度①NaHSO3显酸性，因为HSO3-的电离大于水解，所以有c(SO32－)＞c(H2SO3)同理NaH2PO4溶液中c(HPO42-)－)＞c(H3PO4)②NaHCO3溶液有：c(H2CO3)＞c(CO32－)。

因为NaHCO3溶液显碱性，因为HCO3-的水解大于电离, 同理：NaHS中c(H2S)＞c(S2－)。

NaHPO4中c(H2PO4-)－)＞c(PO43-)。

草酸氢钠溶液中NaHC2O4 ：c（H2C2O4）＞c（C2O42-）。

4.影响化学反应速率的因素：浓度C 、温度T 、压强P 、催化剂能够提高活化分子百分数以加快反应速率的是温度和催化剂。

5.H2O2分解的催化剂有MnO2 FeCl3 CuSO4,较快的是MnO2 FeCl3。

6.达到平衡的标志：颜色不变，浓度不变。

压强、密度、平均相对分子质量不变不一定成为标志。

7.增大反应物浓度，平衡正向移动。

减小生成物浓度，平衡正向移动。

升高温度，平衡向吸热方向移动。

降低温度，平衡向放热方向移动。

增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动。

减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动。

8.恒容时增加稀有气体，平衡不移动。

恒压时增加稀有气体，体积会膨胀，相当于减压，平衡向气体体积增大的方向移动。

基础化学概念
基础化学概念包括物质的变化及性质、化学反应速率和化学平衡、电解质溶液、有机化学、无机化学和分析化学等。

1.物质的变化及性质：包括物理变化和化学变化。

物理变化是没有新物质生成的变化，如
物质的三态变化、形状的改变、位置的移动等。

化学变化是有新物质生成的变化，也称为化学反应。

化学变化常常伴随一些反应现象，如发光、发热、产生气体、改变颜色、生成沉淀等。

2.化学反应速率和化学平衡：化学反应速率是指单位时间内反应物和生成物浓度的变化量。

化学平衡是指在一定条件下，化学反应达到平衡状态，即反应物和生成物的浓度不再发生变化。

3.电解质溶液：电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。

电解质溶液是指
在水溶液中能够导电的化合物溶液。

4.有机化学：有机化学是研究有机化合物的组成、结构、性质和变化的科学。

5.无机化学：无机化学是研究无机化合物的组成、结构、性质和变化的科学。

6.分析化学：分析化学是研究物质的组成、结构和性质的定量分析方法的科学。

这些是基础化学概念的一部分，对于理解化学学科的基本原理和概念非常重要。

电解质溶液实验报告实验目的，通过实验观察电解质溶液的电导率与浓度、温度、电解质种类的关系，探究电解质溶液的电导性质。

实验仪器与试剂，电导仪、蒸馏水、NaCl溶液、CuSO4溶液、HCl溶液、NaOH溶液。

实验原理，电解质溶液中的离子在电场作用下能够导电，电导率随溶液中电解质浓度的增加而增加，随温度的升高而增加。

实验步骤：1.准备不同浓度的NaCl溶液，分别取一定量的NaCl溶质加入不同容量的蒸馏水中，制备出浓度分别为0.1mol/L、0.5mol/L、1mol/L的NaCl溶液。

2.测定不同浓度NaCl溶液的电导率，分别取上述三种浓度的NaCl溶液，用电导仪测定它们的电导率。

3.测定不同温度NaCl溶液的电导率，取一种浓度的NaCl溶液，用电导仪在不同温度下测定其电导率。

4.重复以上步骤2、3，用CuSO4、HCl、NaOH溶液代替NaCl溶液，观察不同电解质溶液的电导率随浓度、温度的变化。

实验结果与分析：1.不同浓度NaCl溶液的电导率随浓度的增加而增加，符合电解质溶液电导率与浓度正相关的规律。

2.不同温度NaCl溶液的电导率随温度的升高而增加，符合电解质溶液电导率与温度正相关的规律。

3.不同电解质溶液的电导率随浓度、温度的变化规律各异，表明电解质种类对电导率的影响较大。

结论，电解质溶液的电导率与浓度、温度、电解质种类均有密切关系，电导率与浓度正相关，与温度正相关，不同电解质的电导率变化规律各异。

实验中存在的不确定因素及改进方案，实验中由于温度控制不够精确，可能对结果产生一定影响，下次实验可采用恒温水浴等方法精确控制温度。

实验的意义与应用，电解质溶液的电导率与浓度、温度、电解质种类的关系对于电化学、化学工业等领域具有重要意义，能够指导相关领域的研究和生产实践。

通过本次实验，我们对电解质溶液的电导率与浓度、温度、电解质种类的关系有了更深入的了解，这对于我们进一步研究电解质溶液的电导性质具有重要意义。