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电解质溶液的依数性

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电解质溶液的依数性

电解质溶液的依数性

如 NH4Cl 中的NH4+是离子酸， Cl－是离子碱。 NaAc 和Na2CO3中的CO32 －和 Ac－是离子碱。 无盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物)
(3) 酸和碱是相对的,并非不变,对于某些物种而言，是酸是碱取决于参与的具体 反应
例如: H2O在HCl溶液和NH3溶液中 的作用不同 HCl + H2O == H3O+ + Cl－ H2O是碱 NH3 + H2O == OH－ + NH4+ H2O是酸
解离常数
以HAc为例： HAc(aq)
H+ (aq) + Ac－ (aq)
e q e q ( c ( H )c )( c ( A c )c ) K ＝ e q ( c ( H A c )c )
简写成
e q e q c (H )c (A c) K ＝ a e q c (H A c )
－
共轭酸碱对
酸H ＋ 碱
例如： HAc + H2O H3O+ +NH3 H2O+ CN2H2O+ CO 3 H2O/OH-
＋
共轭酸碱对 H3O+ +Ac- (电离)
+ H2O+ NH 4 (中和)
HAc/Ac-, H3O+/ H2O
+ + NH 4 /NH3, H3O / H2O
OH- + HCN (水解)
3.2
酸碱平衡
一.酸碱的概念
3.2.1 酸碱质子理论
[酸碱理论的发展历史]: 三百多年前：英国物理学家R· Boyle指出，酸有酸味，使 蓝色石蕊变红，碱有涩味和滑腻感，使红色石蕊变蓝。 1771 voisier根据硫和磷分别在氧气中燃烧后的产 物溶于水显酸性，指出O是所有酸类物质的共同组成元素。

无机及分析化学第一章课后习题

无机及分析化学第一章课后习题

第1章思考题与习题参考答案一、选择题1．等压下加热5％的下列水溶液，最先沸腾的是（）A. 蔗糖（C12H22O11）溶液B. 葡萄糖（C6H12O6）溶液C. 丙三醇（C 3H8O3）溶液D. 尿素（(NH2)2 CO）溶液解：选D。

在等压下，最先沸腾就是指溶液的蒸气压最低。

根据难挥发非电解质稀溶液的依数性变化规律，溶液质量摩尔浓度增大，溶液的蒸气压下降。

这里，相同质量分数下，溶质的摩尔质量越小，质量摩尔浓度越大。

选项D中非电解质尿素的摩尔质量最小，尿素溶液的质量摩尔浓度最大，蒸气压最低，在等压下最先沸腾。

2．0.1mol·kg－1下列水溶液中凝固点最低的是（）A. NaCl溶液B. C12H22O11溶液C. HAc溶液D. H2SO4溶液解：选D。

电解质溶液的依数性虽然不能用拉乌尔定律进行统一的定量计算，但仍然可以参照难挥发非电解质稀溶液的依数性进行定性描述。

即溶质的粒子数目增大，会引起溶液的蒸气压降低，沸点升高，凝固点下降和溶液的渗透压增大。

此题中，在相同质量摩尔浓度下，溶液中的粒子数目估算出来是H2SO4溶液最多，所以其凝固点最低。

3．胶体溶液中，决定溶胶电性的物质是（）A. 胶团B. 电位离子C. 反离子D. 胶粒解：选D。

根据胶团结构，胶核和吸附层的整体称为胶粒，胶粒中反离子数比电位离子数少，故胶粒所带电荷与电位离子符号相同。

即胶粒带电，溶胶电性由胶粒决定。

4．溶胶具有聚结不稳定性，但经纯化后的Fe(OH)3溶胶可以存放数年而不聚沉，其原因是（）A. 胶体的布朗运动B. 胶体的丁铎尔效应C. 胶团有溶剂化膜D. 胶粒带电和胶团有溶剂化膜解：选D。

溶胶具有动力学稳定性和聚结稳定性，而聚结稳定性是溶胶稳定的根本原因，它包含两个方面，胶粒带有相同电性的电荷，当靠近时会产生静电排斥，阻止胶粒聚结合并；而电位离子和反离子形成的溶剂化膜，也会阻隔胶粒的聚结合并。

由于纯化的Fe(OH)3溶胶具有这种聚结稳定性，从而可以存放数年而不聚沉。

溶液的依数性

溶液的依数性

Kf：溶剂凝固点降低系数； b： 溶质的质量摩尔浓度。 凝固点下降原理的应用。
4、 渗透压
半透膜： 可以允许溶剂分子自由通过而不允许溶质 分子通过。 溶液的渗透压：由于半透膜两边的溶液单位体积内溶 剂分子数目不同而引起稀溶液溶剂分子渗透到浓溶液 中的倾向。为了阻止发生渗透所需施加的压力，叫溶 液的渗透压。
结论： 蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降，渗透
压都是难挥发的非电解质稀溶液的通性；它们只与溶 剂的本性和溶液的浓度有关，而与溶质的本性无关。
例: 谷氨酸分子式为 [COOHCH· NH2· (CH2)2COOH],取0.749g谷氨酸溶 于50.0g水中，测的凝固点为-0.188 º C,试求水溶 剂的凝固点下降常数Kf. 解: T 273.15 (273.15 0.188) 0.188( K )
f
0.749 1000 T f K f b K f ( )( ) M 50
M 88 K f ( )( ) M 50
K f 1.84K kgmol1
实验测定25C时，水的饱和蒸气压: p (H2O) = 3167.7 Pa； 0.5 mol · kg-1 糖水的蒸气压则为: p (H2O) = 3135.7 Pa； 1.0 mol · kg-1 糖水的蒸气压为: p (H2O) = 3107.7 Pa。
结论： 溶液的蒸气压比纯溶剂低，溶液浓度
溶解过程： ① 溶质分子或离子的离散过程 ② 溶剂化过程 溶液的形成伴随能量、体积、颜色的变化。
溶液：电解质溶液、非电解质溶液 导电性
难挥发非电解质稀溶液的依数性
稀溶液的依数性：
只与溶液的浓度有关，而与溶质的本性无关。
这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固

大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)

大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)

非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线

电解质溶液的依数性质

电解质溶液的依数性质
8
選修化學(上)
範例 3-16
解答
先分別求出溶液的各種數據： 5.85 ＝ 0.100 （ mol ） 食鹽的莫耳數： 58.5 500 ＝ 27.8 （ mol ） 水的莫耳數： 18
0.100 ＝ 0.200 （ m ） 溶液的重量莫耳濃度： 500 1000 0.100 ＝ 0.198 （ M ） 溶液的體積莫耳濃度： 500 5.85 1 1 1000
選修化學(上)
7
範例 3-16
25 ℃時，水的飽和蒸氣壓為 24 mmHg。在 1 大氣壓下， 將 5.85 克食鹽溶於 500 克水，假設其為極稀薄的溶液。 回答下列問題： （原子量：Na＝23.0，Cl＝35.5） （水的 Kb＝0.52 ℃ m－1，Kf＝1.86 ℃ m－1） (1)該溶液的蒸氣壓下降量為何？ (2)該溶液的沸點為何？ (3)該溶液的凝固點為何？ (4)假設溶液的密度為 1 g mL－1，其滲透壓為何？
選修化學(上)
4
3-6
電解質溶液的依數性質
因此，電解質溶液的依數性質必須以 凡特何夫因數（van’t Hoff factor，i）修正如下： 蒸氣壓下降量： 沸點上升度數： 凝固點下降度數： 滲透壓：
選修化學(上)
5
3-6
電解質溶液的依數性質
在極稀薄溶液中，i 值：
強電解質，例如 NaCl、Na2SO4 及 CaCl2 等，每莫 耳的上述電解質可分別解離出 2、3、3 莫耳離子， 理論上 i 值依序為 2、3、3； 弱電解質，例如 CH3COOH，在水中部分解離， i 值介於 1 ～ 2 之間。 特殊狀況：CH3COOH 在苯中會發生偶合現象， 如圖： i 值小於 1。
選修化學(上)
3

第二章 稀溶液的依数性

第二章 稀溶液的依数性

17.1g nB 0.0500 mol 1 342g mol
100g nA 5.66mol 1 18.0g mol
5.56mol xA 0.991 5.56mol 0.0500 mol
p p xA 2.34k Pa 0.991
0
2.32k Pa
二、溶液的蒸气压下降
四、渗透压在医学上的意义
衡量溶液渗透压的大小：
Π～c Π ～ ic
（一） 渗透浓度：
渗透活性物质（溶质粒子包括分子、离子）的总浓度， 符号为c os，单位为mol· L-1 或mmol· L-1 。 非电解质溶液： c os=
二、Van’t Hoff 定律*
解： 首先计算该溶液的浓度：
cRT
1.33 4 1 c 5.37 10 mol L RT 8.31 298 Hb的摩尔质量：


35.0 4 1 M 6.52 10 g mol 4 5.37 10
二、Van’t Hoff 定律*
渗透（现象）： 溶剂分子透过半透膜从纯溶剂进入溶液中的过程。 渗透现象产生的条件： (1)半透膜的存在 (2)半透膜两侧单位体积内溶剂的个数不等 稀 浓
非电解质溶液 ：稀溶液和浓溶液之间也会产生渗透现象
一、渗透现象和渗透压
渗透方向:
溶剂净转移的方向
（ 1 ）溶剂分子总是从纯溶剂通过半透膜向溶 液渗透；（2）从浓度小的溶液向浓度大的溶液（非 电解质溶液）渗透 溶剂分子从单位体积内溶剂分子数目多的一侧 向溶剂分子数目少的一侧运动。
二、溶液的蒸气压下降
显然:溶液中难挥发的溶质浓度越大,Δ p下降越多
二、溶液的蒸气压下降
Raoult*（拉乌尔）定律：p = p0· xA xA为溶剂的摩尔分数。 在温度一定下，难挥发性非电解质稀溶液的蒸气压 等于纯溶剂的蒸气压与溶剂摩尔分数的乘积。 由于xA<1，所以p<p0 xA+xB=1 xB为溶质的摩尔分数。 xA = 1- xB p= p0(1- xB) △p= p0－p = p0xB 适用条件：1难挥发性2非电解质的3稀薄溶液*。

二依数性-沸点、凝固点、渗透压

8
（二273）K时溶溶液液的的蒸凝汽固压小点于降冰的低蒸汽压则冰融化（冰、水相互转化的
条件：向蒸汽压小的一方变化），欲使冰与溶液共存必须降低体系的温 度直至冰与溶液蒸汽压相等，此时对应的温度即为溶液的凝固点Tf。
p (kPa)
A ：冰-水共存 B ：冰-溶液共存
水
0.61
A
溶液 冰
B ⊿Tf
Tf 273
Π
溶剂的净转移
纯溶剂
溶液
纯溶剂
溶液
纯溶剂
溶液
半透膜
(a)
半透膜
(b)
半透膜
(c)
渗透压力：在一定的温度下，将纯溶剂与
溶液以半透膜隔开，恰能阻止渗透发生所
需施加的外压力，称为该溶液的渗透压力。
用符号π表示。
21
如果用半透膜把稀溶液和浓溶液隔开，为了阻 止渗透现象发生，必须在浓溶液液面施加压力， 但是此压力并不代表任一溶液的渗透压，它仅 仅是溶液渗透压的差值。
即此种溶液的凝固点为 0.98 ℃
16
三．电解质稀薄溶液的依数性行为
Δp = i K bB ΔTb = i Kbb B ΔTf = i Kfb B • 如AB型电解质，i趋近于2。 (如KCl) • AB2或A2B型电解质, i趋近于3。 (如MgCl2)
表2-4
第三节 溶液的渗透压力
特点：溶质、溶剂同时进行，无方向性
溶液的凝固点是溶液与其固态纯溶剂具有相同蒸汽压而能 平衡共存的温度。
也是溶液蒸气压下降的直接结果
7
在一定压力下，当液体的温度已低于该压力下 液体的凝固点，而液体仍不凝固的现象叫液体 的过冷现象(supercooled phenomena of liquid)。 此时的液体称为过冷液体(supercooled liquid)， 这是一种热力学上的不稳定状态，在通过外界 摩擦等作用下会迅速凝固，并使温度回升。

医用化学常见公式总结(实用5篇)

医用化学常见公式总结(实用5篇)医用化学常见公式总结第1篇计算电解质溶液依数性的校正因子 i 与解离度的关系: α = i -1 (适用于1-1AB型) 离子强度是溶液中所有离子产生的电场强度的量度: I= Σbi z i2298K时 I 与γ±的关系：lg γ± = – |z+ z–|(适用于I < • kg–1 的极稀水溶液)活度与理论浓度的关系a = γ•酸碱质子理论：酸碱的定义、共轭关系、反应实质、酸碱的强度。

质子酸、质子碱、两性物质的判断；共轭酸碱对。

H2PO4--的共轭酸：H3PO4 H2PO4-的共轭碱：HPO42-[Fe(H2O)6]3+的共轭碱：[Fe(OH)(H2O)5]2+酸解离常数Ka、碱解离常数Kb的影响因素：本性、温度。

影响酸碱平衡的因素：浓度（稀释定律）、同离子效应和盐效应。

弱酸、弱碱的解离平衡：部分解离；分步电离，以第一步为主。

解离度α的影响因素：本性、温度、浓度。

同离子效应的定性判断、定量计算。

有关离子浓度的计算（重点）一元酸碱: 近似式、最简式及使用条件。

多元酸碱: 按一元酸碱计算。

两性物质二元弱酸的酸根阴离子浓度近似等于Ka2难溶电解质的沉淀溶解平衡（重点）溶度积与溶解度的关系和换算溶度积规则沉淀溶解平衡的移动。

Ip = Ksp 饱和溶液平衡状态Ip < Ksp 不饱和溶液沉淀溶解Ip > Ksp 过饱和溶液沉淀析出开始沉淀： Ip = Ksp沉淀完全：剩余离子浓度c ≤×10-5 mol·L-1Ksp的表达式以及Ksp与溶解度的相互换算；有同离子效应存在时溶解度的计算.掌握AB型、A2B或AB2型和A3B或AB3型的计算公式。

医用化学常见公式总结第2篇适用于微量及痕量组分的测定。

标准曲线法：配制一个溶液作吸收曲线获得λmax；配制一系列溶液作标准工作曲线；测定未知溶液Ax获得Cx 。

吸收光谱（吸收曲线）：以波长λ为横坐标，吸光度A为纵坐标所得的曲线。

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+）

电解质溶液的依数性


H++HSO－ 4 H++SO42－
两性物质: H2O,HCO3ˉ(所有酸式根)
H2O是两 性物质
(4).计算溶液pH值时,可用统一公式!
二.酸碱离子平衡及pH值计算
• 1.酸(碱)的解离平衡 —— 以HAc为例
除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液都存在解离平衡：
HAc(aq) + H2O(l)
H3O+ (aq) + Ac－ (aq)
剂无关（即不涉及发生质子转移的环境），故而在气相
和任何溶剂中均通用.
酸Na碱2C可O以3以是及分N子H4、C阴l等离的子酸、碱阳性离。子，能够解释NH3、
(2)质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离 子碱，
如 NH4Cl 中的NH4+是离子酸， Cl－是离子碱。 NaAc 和Na2CO3中的CO32 －和 Ac－是离子碱。
ΔTfp(NaCl) = 2×0.100 mol·kg-1×1.86 K·kg·mol –1 =0.372 K
Tfp(NaCl) = - 0.372 ℃ 。
例题
例10：将质量摩尔浓度均为0.10 mol·kg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透
压按从大到小次序排序:
则解离常数 K a＝ ceq(H ceq ()H cA eq)(A){ cc eqc(eH q( H )} 2 )
将上式整理后得, {ceq(H+)}2 + Ka ceq(H+) －cKa = 0
——求解溶液中ceq(H+)的准确公式
但常采用近似计算, 当Ka＜10－4,c/Ka＞500时, ceq(H+)<<c ∴ c－ceq(H+) ≈c ,即
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3.2
酸碱平衡
一.酸碱的概念
3.2.1 酸碱质子理论
[酸碱理论的发展历史]: 三百多年前：英国物理学家R· Boyle指出，酸有酸味，使 蓝色石蕊变红，碱有涩味和滑腻感，使红色石蕊变蓝。 1771 voisier根据硫和磷分别在氧气中燃烧后的产 物溶于水显酸性，指出O是所有酸类物质的共同组成元素。
– HCO3 + OHˉ(水解)
HCN/CN-, H2O/OH2HCO 3/CO3,
–
2.酸碱质子理论
酸碱反应的实质
——两个共轭酸碱对之间的质子传递
●酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱 ●某酸碱对中的酸、在另一酸碱对中是碱的物质称为两性物质 ●反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方 向进行
二.酸碱离子平衡及pH值计算
H3O+ (aq) + Ac－ (aq)
除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液都存在解离平衡：
H+ (aq) + Ac－ (aq)
提问：如何表示酸碱平衡的程度？ 通常，以解离常数Ka(Kb)和α来衡量酸(碱) 解离程度的大 小及强弱，其值可由热力学数据求算，也可由实验测定。 在水溶液中，酸碱的强弱决定于酸将H+给予水分子或碱 从水分子中夺取H+的能力。一般,以Ka表示酸的解离常数,以 Kb表示碱的解离常数.
－
共轭酸碱对
酸 H ＋碱
例如： HAc + H2O H3O+ +NH3 H2O+ CN2H2O+ CO3 H2O/OH-
＋
共轭酸碱对 H3O+ +Ac- (电离)
+ H2O+ NH4 (中和)
HAc/Ac-, H3O+/ H2O
+ NH4 /NH3, H3O+/ H2O
OH- + HCN (水解)
(1)扩大酸碱的范围
优点:
比电离理论更广泛, 其酸碱的定义只以H+为判据，与溶 剂无关（即不涉及发生质子转移的环境），故而在气相 和任何溶剂中均通用. 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，能够解释NH3、 Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。
(2)质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离 子碱，
Δp = i K mB ΔTbp = i KbpmB ΔTfp = i KfpmB
渗透压
BaCl2 → HCl → HAc → 蔗糖
根据解离度的大小,将电解质分为强电解质和弱电解质两类。 解离度α(degree of ionization)——溶液中已解离的 电解质的分子数与电解质总分子数之比。 通常0.1mol· -1溶液中 kg 已解离的电解质浓度 解离度 100% ， 电解质的起始浓度 强电解质α>30%； 弱电解质α<5%； 中强电解质α=5%～30% 强电解质： 在水中全部解离 弱电解质： 在水溶液中只有部分解离, 大部分仍以分子形式存在 存在解离平衡
1881 英国化学家H.Davy以不含氧的盐酸否定上述观点 ，提出氢才是一切酸所不可缺少的元素。
酸碱的概念在不断地发展. 让我们先回忆一下 Arrhenius的“电离说” ，然后再介绍Bronsted-lowry酸 碱理论和Lewis酸碱理论 .
一、酸碱的概念
按先后次序，酸碱理论主要有以下几种： 1.酸碱电离理论(Arrhenius acid-base concept) ——1887年 酸：在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物 H2SO4 = HSO4－ + H+ 碱：所生成的负离子全部是OHˉ的化合物。 NaOH = Na+ + OH－ 酸碱中和反应的实质是H+ + OHˉ= H2O。
ceq ( H ) eq ( A ) {ceq ( H )}2 c 则解离常数 K a＝ eq c ( HA) c ceq ( H )
将上式整理后得, {ceq(H+)}2 + Ka ceq(H+) －cKa = 0
——求解溶液中ceq(H+)的准确公式
但常采用近似计算, 当Ka＜10－4,c/Ka＞500时, ceq(H+)<<c ∴ c－ceq(H+) ≈c ,即
Ka = {ceq(H+)}2 c
可推导出求溶液中ceq(H+)的近似公式
ceq ( H ) cKa
一元碱解离的通式: B(aq)+H2O(l) 对一元弱碱溶液
•
BH+(aq) +OH－(aq)
Kb· c≥20Kw，且c／Kb≥500时，同理 B + H2 O HB+ + OH-
ceq(OH－) =
如 NH4Cl 中的NH4+是离子酸， Cl－是离子碱。 NaAc 和Na2CO3中的CO32 －和 Ac－是离子碱。 无盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物)
(3) 酸和碱是相对的,并非不变,对于某些物种而言，是酸是碱取决于参与的具体 反应
例如: H2O在HCl溶液和NH3溶液中 的作用不同 HCl + H2O == H3O+ + Cl－ H2O是碱 NH3 + H2O == OH－ + NH4+ H2O是酸
ΔTfp(NaCl) = 2×0.100 mol· -1×1.86 K· mol –1 kg kg·
=0.372 K Tfp(NaCl) = - 0.372 ℃ 。
例题
例10：将质量摩尔浓度均为0.10 mol· -1的BaCl2, HCl, HAc, kg 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从 大到小次序排序: 解：按从大到小次序排序如下： 粒子数 蒸气压 沸点 凝固点 BaCl2 →HCl → HAc → 蔗糖 蔗糖 → HAc → HCl → BaCl2 BaCl2 → HCl → HAc → 蔗糖 蔗糖→ HAc → HCl → BaCl2
HAc溶液 NaCl溶液 中 低 中 多 中 高 中 多 中 低 中 大
思考2：你能说明稀溶液依数性行为的规律吗？
电解质溶液的依数性 如：从部分电解质的0.1mol· 溶液的凝固点下降数值与 kg
3.1.5
-1
理论值的比较可以得到电解质溶液的偏差 i 值 电解质 实测ΔT’fp / K 计算Δ Tfp / K i= ΔT’fp / Δ Tfp NaCl 0.348 0.186 1.87 HCl 0.355 0.186 1.91 K2SO4 0.458 0.186 2.46 CH3COOH 0.188 0.186 1.01 C6H12O6 0.188 0.186 1.00
α值越大,即解离程度越大
(c / c ) 2 c 2 Ka (c / c )a 2 c(1 ) / c (1 a)c
a K a c / c K a / c
——稀释定律
2.酸(碱)水溶液中pH值的计算
①一元酸(碱)
一元酸解离的通式: HA (aq) H+ (aq) + A－ (aq) 当Ka· ≥ 20w，可以忽略水的质子自递平衡 c
质子 + 碱 H+(aq) +Cl-(aq) H+(aq) +Acˉ(aq) H+(aq) +NH3(aq) 布朗斯特 H+(aq) + CO32-(aq) (Brfnsted J N, 1879-1947) H+(aq)+ Al(H2O)5(OH-)2+ 丹麦物理化学家. 因其酸、
碱质子理论而著名于世.
可以看出，产生的偏差有以下规律： A2B(AB2)强电解质>AB强电解质>AB弱电解质>非电解质
结论：AB型电解质，i趋近于2。 (如HCl) AB2或A2B型电解质, i趋近于3。 (如BaCl2) 思考：你还能举例说明电离理论的其他应用吗？
例题
例9 解 计算0.100mol· -1的NaCl溶液的凝固点。 kg NaCl为AB型电解质，i =2
c Kb
溶液的酸度(H+离子浓度)常用pH值表示， pH = –lgc(H+/c ), 溶液的碱度(OHˉ离子浓度)可用pOH表示。 Note: 如计算的弱酸(碱)强度极弱或者极稀,则不能应用上
述公式, 应同时考虑水的离解.
H 2SO 4 H + +HSO－ 4 － + 2－ HSO 4 H +SO 4
H2O是两 性物质
两性物质: H2O,HCO3ˉ(所有酸式根)
(4).计算溶液pH值时,可用统一公式!
• 1.酸(碱)的解离平衡 —— 以HAc为例
HAc(aq) + H2O(l) HAc(aq)
同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出， 如HF(3.53×10-4)和HAc(1.76×10-5)均为一元弱酸，但HF 的酸性比HAc强。
HF,H2SO3,HNO2,H3PO4 一般称为中强酸。
推论：酸碱的解离常数越大，其酸碱性越强。
一元弱酸和一元弱碱的解离平衡
设一元弱酸HA的浓度为c, 解离度为α HA = H+ + A( α ＝ cc已解离物质 ) 100％ 起始浓度 c 0 0 ( 原有物质 ) 平衡浓度 c(1-α) ca ca
解离常数
以HAc为例： HAc(aq)
H+ (aq) + Ac－ (aq)
(ceq ( H ) c ) ceq ( Ac ) c ) ( K＝ (ceq ( HAc) c )
简写成
ceq ( H ) eq ( Ac ) c Ka＝ ceq ( HAc)
Ka值越大,即 解离程度越大