当前位置：文档之家 › 3第三章 电解质溶液

3第三章 电解质溶液

  • 格式：ppt
  • 大小：709.00 KB
  • 文档页数：31

下载文档原格式

  / 31

合集下载

第3章-电解质溶液无机化学 (2)

第3章-电解质溶液无机化学 (2)

ppt编号3-1-3-7
思考题
1、为什么弱电解质的活度系数近 似等于1，而强电解质的活度系数 反而小于1？
2、为什么溶液越稀，活度系数越 大，浓度与活度间差别越小？
0.01 0.904 0.90 0.901 0.544 0.71 0.41
0.05 0.803 0.82 0.815 0.340 0.54 0.21
0.1 0.796 0.80 0.769 0.48 0.16
0.5 1.0 0.758 0.809 0.73 0.76 0.651 0.606 0.154 0.130 0.38 0.35 0.068 0.047
ppt编号3-1-3-1
3.1.3 活度和活度系数
ppt编号3-1-3-2
活度a（activity） ——离子的有效浓度，即实际能起作用的离子浓度。
aB = B·bB / bɵ
aB — B离子的活度 bB — B离子的质量摩尔浓度
B — B离子的活度系数(activity coefficient)/活度因子
ppt编号3-1-3-6
表3-3 一些强电解质的离子平均活度系数（25℃）
bB/mol·kg-1
HCl KOH KCl
H2SO4 Ca(NO3)2
CuSO4
0.001 0.966 0.96 0.965 0.630 0.88 0.74
0.005 0.928 0.92 0.927 0.639 0.77 0.53
(activity factor) bɵ — 标准质量摩尔浓度，bɵ = 1 mol·kg–1 活度和活度系数的量纲都为1。
ppt编号3-1-3-3
1、对于无限稀释的溶液，离子间的距离较大，牵 制作用较弱， B 1。 2、对于中性分子，B 1。 3、弱电解质的离子浓度很小，也可认为 B 1。 4、对于一般浓度的溶液：B < 1，aB < bB 。

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3章电解质溶液习题

第3章电解质溶液习题

第3章 电解质溶液1. 计算0.10mol ·kg -1 K 3[Fe(CN)6] 溶液的离子强度。

I =21(3×0.10×12+0.10×（-3）2) = 0.60 mol ·kg -12. 根据酸碱质子理论，判断下列物质在水溶液中哪些是酸？哪些是碱？哪些是两性物质？写出它们的共轭酸或共轭碱。

HS -、HCO 3-、CO 32-、ClO -、OH -、H 2O 、NH 3、[Cu(H 2O)4]2+3. 计算下列溶液的pH 。

(1) 0.10 mol ·L -1 HCN ；K a =4.9×10-10c ·K a ＞20K w ； c/K ａ≥400时，最简式 =⨯⨯==H -+10,0109.4][10c K a 7.0×10-6（mol · L -1）pH=5.15(2) 0.10 mol ·L -1 KCN ；K b =2.0×10-5c ·K ｂ＞20K w ；c/K ｂ≥400时， 最简式 35104.110.0100.2][---⨯=⨯⨯==OH c K b （mol · L -1）pOH=2.85 pH=11.15(3) 0.020 mol ·L -1 NH 4Cl ；K a =5.6×10-10c ·K a ＞20K w ； c/K ａ≥400时，最简式 610103.3020.0106.5][--+⨯=⨯⨯==H c K a （mol · L -1）pH=5.48(4) 500mL 含0.17g NH3溶液。

K b=1.8×10-5（mol·L-1）4[] 6.010--OH===⨯（mol·L-1）pOH=3.22 pH=10.784. 实验测得某氨水的pH为11.26，已知K b(NH3)=1.8×10-5，求氨水的浓度。

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3章电解质溶液(酸碱平衡与沉淀溶解平衡)

第3章电解质溶液(酸碱平衡与沉淀溶解平衡)
➢ 酸碱半反应两边是共轭酸碱对。
写出盐酸、硫酸、磷酸的共轭碱； 写出NH4+、H2PO4-1的共轭酸
2. 共轭酸碱的特点
① 酸比它的共轭碱多一个质子； ② 酸愈强，其共轭碱越弱；碱愈强，其共轭酸愈弱； ③ 既可作为共轭酸、又可作为共轭碱的物质称为两性物质。
理解酸碱质子理论：➢酸碱共轭关系 ➢酸碱反应的实质
➢ 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-，却具有碱性。
一、酸碱的概念
1923年，布朗斯特和劳 莱提出了酸碱质子理论
1.酸：能给出质子(H+) 的物质。酸可以是分子、 阳离子或阴离子。
碱：能接受质子的物 质。碱可以是分子、阳 离子或阴离子
酸： 质子 碱
HCl
H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
在HAc溶液中，加入少量NaAc，平衡向左方向移 动，从而降低了HAc的解离度。即
H+
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq) K [H3O ][OH- ] [H2O][H2O]
[H2O]看成常数，与K合并，得
K w = [H3O+][OH-]
K
称质子自递平衡常数，又称水的离子积
w
在常温下，K w = 1.0 10-14
水溶液的pH 稀溶液中， pH = -lg[H 3O ] 类似的， pOH = -lg[OH - ] 298K, pH pOH = 14.00
共轭酸碱解离常数的关系
HA (aq)+ H2O(l)
A-(aq) + H3O+ (aq)
Ka
[A- ][H3O
HA

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+）

3 电解质溶液-1

3 电解质溶液-1
c( NaCl ) ≈ 0.0089mol ⋅ L
Π = icB RT = 2 × 0.0089 × 8.314 × 298.15 = 44.1kPa
实验值： 实验值：43.1kPa； ； 不考虑活度的计算值： 不考虑活度的计算值：49.6 kPa。 。 在生物体中，离子强度对酶、 在生物体中，离子强度对酶、激素和维生素的功 能影响不能忽视。 能影响不能忽视。
离子氛、 离子氛、离子对示意图
第一节 强电解质溶液理论
第一节 强电解质溶液理论
二、离子活度和活度因子 活度（ 活度（activity ， B ） ：电解质溶液中实际上 a 能起作用的离子浓度（ 能起作用的离子浓度（离子的有效浓度 ）。
a B = γ B ⋅ bB / b
或
θ
aB = γ B ⋅ cB / c
第二节 酸碱质子理论
例：下列分子或离子中，哪些只是酸？哪些只是碱？ 下列分子或离子中，哪些只是酸？哪些只是碱？ 哪些是酸碱两性物质？ 哪些是酸碱两性物质？ HS-、SO32-、HPO42-、NH4+、HAc、OH-、H2O、 、 、 NO3-、HCl。 。 解：酸：NH4+、HAc、HCl； 、 ； 碱：SO32-、OH-、NO3-； 酸碱两性物质： 酸碱两性物质：HS-、HPO42-、H2O。 。
第二节 酸碱质子理论
讨论——根据酸碱质子理论，试说明下列两性物质， 根据酸碱质子理论，试说明下列两性物质，
并指出其共轭酸或共轭碱： 并指出其共轭酸或共轭碱：H2O、H2PO4- 。 、 H2O： ：
H 2O
H 2O + H
+
H + OH
H 3O
+
−
+

无机化学第三章 电解质溶液

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。

电解质溶液.完美版PPT

电解质溶液.完美版PPT
阿累尼乌斯酸碱解离理论：在水溶液中解 离出阳离子全是氢离子的物质是酸，解离 出阴离子全部是氢氧根的物质是碱。酸碱 反应是氢离子和氢氧根离子结合生成水。
不全面
第二节 酸碱质子理论
路易斯酸碱电子理论：给电子的是酸，得 电子的是碱。 酸碱质子理论 一、酸碱的定义 酸：凡能给出质子(H＋)的物质(分子或离子)。 碱：凡能接受质子(H＋)的物质(分子或离子)。
[Ac－ ]增大了
二、同离子效应和盐效应
2、盐效应
Cl-
Na+
HAc
ClNa+
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电 解质，引起弱电解质的解离度增大对效应称 为盐效应。
第二节 酸碱质子理论
HCl H2SO4 HAc HNO3 KOH Ba(OH) 2 NaOH 含有H的为酸，含有OH的为碱？ ×
NaCl KCl NaOH HCl 共轭碱 共轭酸
05mol/LH2SO4溶液的pH值是多少？ 二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
NaCl Na + Cl + - 电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合物本身直接电离出自由移动的离子的化合物.
NH4NO3
弱电解质：在水溶液中只有少部分解离，大 部分已分子形式存在，导电能力较弱。
第三章电解质溶液
%
人
体
体
Na+ K+
液 含 约
HCO3- ClCO32-
65
的 水 与 电 解 质
人体血液 pH值在 7.35~7.45间
电解：物质在溶剂中受溶剂的作用由分子解 离为离子的过程。
电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合
物本身直接电离出自由移动的离子的化合 HCl H2SO4 HAc HNO3

第三章 第三节 第3课时 电解质溶液中微粒间的关系

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。

第三章 第三节 第3课时 电解质溶液中微粒间的关系

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[核心素养发展目标] 1.会分析判断常见电解质(酸、碱、盐)溶液中的粒子种类。

2.分析判断常见单一溶液中的粒子浓度的大小比较。

3.掌握电解质溶液中粒子浓度间的三个守恒关系。

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，其质量在变化前后是守恒的，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找出特定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＋)＝2n(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＋)。

基础化学第三章 电解质溶液

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
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

NH4++OH-
三、同离子效应 在小烧杯里加适量氨水，滴加一滴酚酞试液振摇后，溶液因呈碱性而显 红色。把此溶液分别倒入两支试管中。在其中一只试管中加入少量氯化 铵固体，振摇使之溶解，观察两支试管中溶液的颜色是否发生变化。结 果显示加人氯化铵后，红色变浅，说明溶液的碱性减弱，既[OH-]减小。 这是因为在氨水中加入氯化铵后，由于氯化铵是强电解质，在溶液里完 全电离，溶液中NH4+浓度增大，破坏了原来的解离平衡，使氨水的解离 平衡向左移动，从而降低了氨水的电离度，溶液中的OH-浓度减小。氯化 铵对氨水的解离影响可表示为：
NaOH HCl ZnCl2 Na + OH 或 H + Cl
2+ + + -
NaOH HCl ZnCl2
Na + OH H+ + ClZn + 2Cl
2+
+
-
或 或
Zn + 2Cl
-
（二）弱电解质 在水溶液中只有部分解离成阳离子和阴离子的电解质称为弱电解质，弱 电解质在水溶液中只有很少部分解离成离子，大部分仍以分子形式存在， 弱电解质的解离过程是可逆的（可逆是指在同一条件下，能同时向两个 相反方向双向进行的过程）。可以用解离方程式表示弱电解质的解离过 程，在解离方程式中，用“ ” 可逆号把左边的分子和右边的离子联
二、弱电解质的解离平衡 （一）解离平衡 弱电解质的解离过程是可逆的，以醋酸为例：
CH3COOH
（二）解离度
H+ + CH3COO-
不同的弱电解质在溶液中的解离程度是不同的。弱电解质解离程
度的大小可用解离度来表示。解离度是指弱电解质在溶液中达到解离 平衡时，已解离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数（包括已解离
第一节 弱电解质的解离平衡
一、强电解质和弱电解质 电解质在水溶液能够导电，是由于电解质在水溶液能够自发地解 离成自由移动的阳离子和阴离子（此过程称为解离）。用同体积同浓 度的盐酸、醋酸、氢氧化钠、氨水和氯化钠溶液做导电性实验，可以 观察到灯泡都会变亮，说明它们都是电解质，但灯泡的明暗程度不同 ，说明它们的导电能力不同。导电能力的大小与单位体积中离子的数 目成正比。单位体积内离子数目的多少是由电解质的解离程度决定的 。根据电解质解离程度的不同，可把电解质分为强电解质和弱电解质 。
知识链接
酸碱指示剂：著名化学家罗伯特·波义耳在一次实验中，不慎将盐酸溅到紫 罗兰花瓣上。过了一会儿，他惊奇地发现，紫色的花瓣上出现了红点点。波
（一）强电解质 在水溶液中能完全解离成阳离子和阴离子的电解质称为强电解质 ，强电解质在水溶液中全部以阳离子和阴离子的形式存在，强电解质 的解离过程是不可逆的（不可逆是指在一定条件只能向一个方向进行 的过程）。可以用解离方程式表示强电解质的解离过程，在解离方程 式中，通常用“=”或“→”把左边的分子和右边的离子联系起来， 以表示强电解质的解离过程的不可逆性、单向性，例如：
中性溶液
酸性溶液 碱性溶液
[H+]=[OH-]=1.0×10-7 mol/L
[H+]＞[OH-]且[H+]＞1.0×10-7 mol/L [H+]＜[OH-]且[H+]＜1.0×10-7 mol/L
(二) 溶液的pH值
溶液的酸碱性可用[H+]浓度或[OH-]浓度来表示，习惯上用[H+]浓度来表示。但 当溶液中的[H+]很小时，用[H+]表示溶液的酸碱性就很不方便，因此，化学上常 用pH来表示溶液的酸碱性。所谓pH值就是氢离子浓度的负对数（常用对数）。 pH = -lg[H+]
医用化学基础
第三章 电解质溶液
目 录
第一节 弱电解质的解离平衡
第二节 水的解离和溶液的pH值
第三节 盐 类 的 水 解 第四节 缓 冲 溶 液
【学习目标】
1．掌握电解质、强电解质和弱电解质的概念，溶 液酸碱性与pH的关系。
2．掌握缓冲溶液的组成和缓冲作用。 3．理解弱电解质的解离平衡和盐类的水解。 4．了解解离平衡的移动和同离子效应。 5．能进行有关电解质溶液的实验操作。
液浓度越稀电解质的解离度越大，浓度增大，解离度反而减小；温度升高， 解离度增大，温度降低，解离度减小。
（三）解离平衡的移动 解离平衡是化学平衡的一种形式，解离平衡是暂时的、相对的动态平衡。 当外界条件改变时，解离平衡会发生移动。以氨水为例，说明解离平衡 的移动。在氨水中存在下列解离平衡：
NH3· H 2O
系起来，以表示弱电解质的解离过程的可逆性、双向性。
知识链接
电解质饮料：用水将一组化合物按照合理的比例配方溶解，制成电解质饮料。此饮 料可补充人体新陈代谢的消耗。其电解质成分有钠离子、钾离子、镁离子、氯离子、
硫酸根离子、磷酸根离子、柠檬酸盐、蔗糖、葡萄糖、维生素C及维生素B6。为了使
饮料无异味、无咸味，可往饮料中加入柠檬风味剂。还可添加其它风味剂、甜味剂 和防腐剂。电解质饮料可以迅速补充人体水分的消耗、迅速解除疲劳。由于饮料中 富含碳水化合物，如葡萄糖、蔗糖和柠檬酸盐，这些都是有用的能源，在人体内可 迅速转化为糖原贮藏于肝脏内或肌肉内。糖原可保护肝脏，可降低胆固醇的形成。 饮料中维生素C和维生素B6可促进肝脏的新陈代谢，有利于排除有害物质，如酒精、 氨等废物。饮料中的钾离子可降低或消除人体新陈代谢的硷中毒。此饮料的磷酸盐 缓冲剂和柠檬酸缓冲剂，使饮料的pH值保持在可允许的范围内，最好是6.8～7.4， 缓百分比。解离度通常用符号α 来表示，计算公式为：
α= 已解离电解质分子数 100%
电解质分子总数
知识链接
影响解离度大小的因素：影响解离度大小的因素除与电解质和溶剂的极性强 弱有关外，还与溶液的浓度及温度有关。一般来讲，离子化合物和强极性共
价化合物在水溶液中解离度大，弱极性共价化合物在水溶液中解离度小；溶
第二节 水的解离和溶液的pH值
一、水的解离和离子积 人们用普通仪器测量纯水的导电性，纯水不能使灯泡变亮，因此通常认 为纯水是不能导电的。但用精密仪器测定，纯水仍有微弱的导电性，说 明纯水有微弱的解离，它是一种极弱的电解质，能解离出极少量的H+和 OH-。 H 2O H+ + OH-
二、溶液的酸碱性和pH值 （一）溶液的酸碱性 溶液的酸碱性与[H+]、[OH-]浓度的关系可表示为：