第三章 电解质溶液-1a
电解质溶液导电性实验的探讨
主要有两种： 一种是用白炽灯泡显示电解质 溶液导电性强弱，另一种是用发光二极管分段显 示。其中用灯泡显示的，又分为用 2． 5V 小灯泡 （ 用干电池作电源） 和用 220V 白炽灯泡（ 用 220V 电网电源） 两种。部分仪器的照片见图 1。
际区分可用的区间是 90% ～ 40% 。 用发光二极管显示的仪器有五个贮液槽，用
多个发光二极管分段显示来区分五种不同溶液， 通过调试第一种溶液使一个发光二极管亮，第二 种溶液使两个发光二极管亮……其原理见图 2， 图中斜线是连续变化的模拟量，阶梯是数字量，即 经过量化了的五个台阶。
图1
上述实 验 方 案 各 有 欠 缺。 用 白 炽 灯 泡 显 示 的，理论上灯泡亮度可以连续变化，但实际存在的 问题有： ①2． 5V 白炽灯泡，同一规格的亮度相差 较大； 用 220V 灯泡虽然亮度一致性较好，但是需 要使用 220V 电网电源，不安全，而且没有必要。 ②人眼对白炽灯泡发光亮度的感觉，不能区分通 过 灯 泡 的 电 流 强 度 的 较 小 差 别。 经 试 验， 2. 5V0. 3A 的 白 炽 灯 泡，当 电 流 下 降 到 90% （ 0． 27A） 时，看不出亮度变化，电流下降到 80% ～ 40% （ 0． 25A ～ 0． 125A） 时亮度变化较明显，电 流下降到 30% （ 0． 1A） 时灯丝不发光。因此，实
电解质溶液的实验
• 五、思考与交流
• 1.每次更换试验物质时，必须先切断电源。
• 2.每一次更换烧杯时，必须用蒸wk.baidu.com水洗净电极。
• 3.食盐、硝酸钾、氢氧化钠等的晶体都必须是干燥的。
• 4.用市售浓硫酸作导电试验，灯泡会发光。用蒸馏方法不 能得到无水硫酸，因为硫酸溶液有最高恒沸点（338℃）， 这时的浓度为98.3％。无水硫酸是用三氧化硫溶于适量水 而制得的，它几乎不导电。市售发烟硫酸是三氧化硫溶于 硫酸制得的，但它极易吸收空气里的水蒸气。所以，做这 个实验要迅速。
• 四、探究过程 • 1.分别配制好0.1N的盐酸、硫酸、磷酸、醋酸、氢氧化钠、氢氧化钾、
基础化学题库(题库+标准答案)
第二章稀溶液依数性练习题
一、是非题（共10题）
1. 溶液的沸点是指溶液沸腾温度不变时的温度。（）
2. 溶液与纯溶剂相比沸点升高、凝固点降低是由于溶剂摩尔分数减小引起的。（）
3. 等物质的量硝酸钾和碳酸钾分别加入等量的水中，该两溶液的蒸气压下降值相等。（）
4. 凡是浓度相等的溶液都是等渗溶液。（）
5. 溶液的蒸气压下降和沸点升高仅适用于难挥发的非电解质溶质，而凝固点降
低及渗透压则不受此限制。（）
6. 电解质浓溶液也有依数性变化规律，但不符合拉乌尔定律的定量关系。（）
7. 一定量的电解质加入纯水中，此溶液的沸点一定高于100℃，但无法定律计算。
（）
8. 任何两种溶液用半透膜隔开，都有渗透现象发生。（）
9. 分散质粒子大小在合适的范围内，高度分散在液体介质中就能形成稳定的溶
胶。（）
10. AlCl3、MgCl2、KCl三种电解质对负溶胶的聚沉值依次减小。（）
二、选择题( 共11题)
1. 以下论述正确的是---------------------------------------------------------------------------（）
（A）饱和溶液一定是浓溶液
（B）甲醇是易挥发性液体，溶于水后水溶液凝固点不能降低
（C）强电解质溶液的活度系数皆小于1
（D）质量摩尔浓度数值不受温度变化
2. 已知乙醇和苯的密度分别为g·cm-3和g·cm-3,若将乙醇和901 cm3苯互溶, 则此溶液中乙醇的质量摩尔浓度为-----------------------------------------------------( )
电化学试题
电化学练习题
1判断正误
1. 由于离子迁移数与离子的迁移速率成正比，因此，一种离子的迁移速率一定时，其迁移数也一定，凡是能够改变离子迁移速率的因素都能改变离子迁移数。( )
2. 摩尔电导率m /C，对于弱电解质溶液，式中的C表示已经解离部分的浓度。()
3. 在一定温度下稀释电解质溶液，摩尔电导率A n 一定增大，而电导率K的值的变化方向则
不一定。( )
4. 任何可溶性的强电解质溶液都可以作为盐桥使用。( )
5. 以两种不同浓度的电解质溶液间的相界面处由于离子迁移速率不同而产生的电位差称为
液接电势，用盐桥可以完全消除液接电势。( )
6. 对于给定的电极反应，标准电极电势$为常数，其数值不随温度而变。( )
7. 只要电极反应为可逆反应的电极就能作为参考电极。( )
8. 化学电池的电动势决定于电池内的氧化还原反应，因此，对应于一定的电池总反应必有
确定的电动势数值。( )
9. 不论是原电池还是电解池，极化的结果都是使阳极电势升高，阴极电势降低。( )
10. 电解时在电极上首先发生反应的离子总是承担了大部分的电量迁移任务。( )
参考答案
1. (巧
离子迁移数与离子的迁移速率成正比，但是一种离子的迁移速率一定时，其迁移数并不总是一定，这是因为离子的迁移数不但决定于离子的本性，而且与共存的离子有关。能够改变离子迁移速率可能改变离子迁移数，但是不一定。例如改变外加电压，可影响离子的运动速度，但是因为正、负离子处于相同的电场强度下，其迁移速率会成比例地改变，因此外压电压的大小一般不影响离子的迁移数。
2. ()X
电解质溶液与电极电势的测定
误差分析：对实验过程中可能产生的误差进行分析，并采取相应措施减小误差对实验结 果的影响。
操作误差：实验操作过程中， 由于操作人员的主观因素或操 作不当导致的误差。
测量误差：由于仪器、测量工 具的精度限制，不可避免地存 在测量误差。
实验结束后，应按 照指导老师的要求 正确处理废弃物， 并保持实验室整洁
实验过程中要严格遵守操作 规程，避免发生意外事故。
实验前必须仔细阅读操作规程， 确保了解实验步骤和注意事项。
实验结束后要按照操作规程 正确处理实验废弃物。
实验过程中要保持实验室的 整洁和安全。
实验废弃物分类：按照化学性质进行分类，避免混合存放 废弃物处理：使用专用容器进行收集，定期送至指定地点进行处理 环保要求：实验过程中应减少废弃物的产生，提倡绿色化学实验 实验员职责：实验员应负责实验废弃物的处理，确保符合环保要求
感谢您的观看
汇报人：XX
实验测定方法
电解质溶液中离子的迁移数和迁移率 电极电势的测定方法 实验原理的数学表达式 实验原理的应用范围
准备电解质溶液和电极
将电极插入电解质溶液中
连接电位差计，记录电极 电势
重复实验，获得多组数据
数据记录：准确记录实验过程中的各项数据，包括实验前后的电极电势、溶液浓度等。
电化学基础
t(Ag+)及t(NO3-)。
解：电极反应： 阳极
Ag＝Ag+＋e
阴极
Ag+＋ e-＝Ag
在阳极，由于阳极Ag 氧化成Ag+进入溶液中及NO3-的迁入，使
电解后阳极区AgNO3浓度有所升高。
2021/1/16
18
对Ag+ ：在阳极区进行物质的量的衡算： 迁出阳极区物质的量n（迁）=电极反应的物质的量n（电）+ 电解 前阳极区电解质的量n（原）- 电解后阳极区电解质的量n（剩）
阳极区电解后有 23.14g的水和 1.390mmol的AgNO3，设水分子不 迁移，电解前阳极区23.14g水中原有 AgNO3的物质的量为 n（原）＝(43.50mmol/1000g)× 23.14g=1.007mmol n（电）＝0.723mmol； n（剩）＝ 1.390mmol n（迁）＝（ 0.723 ＋ 1.007 －1.390）mmol＝0.340 mmol t(Ag+)＝n（迁）/ n（电） t(Ag+)＝0.340／0 .723＝0470； t(NO3-)＝1－t(Ag+)＝0.530
阳极（anode）：在其上发生氧化反应（失电子）的电极；
阴极（cathode）：在其上发生还原反应（得电子）的电极；
正极(positive electrode)：两电极比较，电势较高的电极； 负极(negative electrode)：两电极比较，电势较低的电极。
电解质溶液的依数性
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 )
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: 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
共轭酸碱对 (conjugate acid-base pair)
酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为 酸碱共轭关系。 酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱； 碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。 共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。例如:
共轭酸碱对 H2SO4/HSO4－, NH4+/NH3, H3O+/ H2O, HCl/Cl－, HCO3-/CO32
3-1-1 电离平衡(第一课时)教案
3-1-1 电离平衡（第一课时）[教学目标]
1．知识目标
（1）电解质与非电解质定义与实例。
（2）强电解质和弱电解质概念。从分类标准角度电解质和非电解质、强电解质和弱电解质跟共价化合物、离子化合物等不同分类之间的关系。
（3）理解电离度、电离平衡等含义。
2．能力和方法目标
（1）通过电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等分类关系的认识，理解分类方法在化学学习中的作用，掌握用不同分类标准对同一对象进行分类的方法。
（2）通过有关实验，提高从化学实验探究化学本质的能力。
3．情感和价值观目标
由弱电解质的电离、阴阳离子共存等特征，体会矛盾体双方相附相存的对立统一关系。通过电离平衡中电解质分子的电离、离子间的结合这种动态平衡关系，进一步体验化学平衡的“动”、“定”、“变”等特征。
[重点与难点]
本课时的重点是电解质、非电解质的概念，强电解质和弱电解质的概念。
本课时的难点是弄清化合物不同分类之间的关系。
[教学过程]
见ppt文件。
课堂练习：
1．下列各组物质全部是弱电解质的是（）。
（A）H2O、NH3·H2O、H3PO4、HF （B）Cu(OH)2、
CH3COOH、C2H5OH、CH3COONa
（C）H2SO3、Ba(OH)2、BaSO4（D）H2SiO3、H2S、CO2
2．下列物质的水溶液中，除水分子外，不存在其它分子的是（）。
（A）NaF （B）NaHS （C）HNO3（D）HClO
3．医院里用HgCl2的稀溶液作手术刀的消毒剂，HgCl2熔融时不导电，熔点低。HgS难溶于水，易溶于氯化钠饱和溶液中。关于HgCl2的
电解质溶液和离子平衡
强酸 H2SO4、HCI、HNO3、HBr、HI
强
电
解 质
强碱 NaOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2、KOH等。
包
括
盐 可溶性的盐如NaCl、CUSO4等。
难溶液性的盐如AgCl、BaCl2等。
3-1-1 电解质
（2）弱电解质： 在水溶液中只有一部分离解的电解质叫做 弱电解质。
（3）电离： 电解质在水溶液中或在熔化状态下，分离成为离了的过 程叫电离。
∵H2O的电离极弱，电离的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水 的浓度可视为常数，合并入平衡常数。
∴[H+][OH-] = K[H2O] = Kw
Kw：常数
水的离子积随温度升高而稍有增加,其数值列于P44的表3-2中,在25℃时,
KWΘ == 1.00×10-14. 也就是说, 在25℃时,在1升水中仅有1.00×10-7mol的水发生了离解
解：1).先求氢离子浓度, 因Ka1Θ >> Ka2Θ,且c/ Ka1Θ > 0.040÷(4.4 ×10-7) >500,
H2SO4→H++HSO4NaOH→Na++OHBa(OH)2→Ba2++2OH-
表观电离度/% 86 40 92 92 61 91 81
3-2 水的电离和溶液的PH值
第三章-电解质溶液
抗酸成分
高职高专“十一五”规划教材 医用化学
3、NaCl溶液呈中性的原因： NaCl H2O Na+ + ClOH- + H+
医用化学
两者离子不反应 所以 ：c(H+) ＝ c(OH-) 溶液显中性
化学工业出版社
高职高专“十一五”规划教材 4、盐类水解的规律
医用化学
盐的 类型 强酸 弱碱盐 强碱 弱酸盐 强酸 强碱盐
实例
能否 水解 能 能
水解的 ` 离子
在室温下，pH与pOH的关系为pH+pOH=14 pH值的适用范围在0~14之间，临床工作中 用pH试纸粗略测定溶液的pH值。
化学工业出版社
高职高专“十一五”规划教材 医用化学
三、pH值在医学上的意义 医学上常用PH来表示体液的酸碱性。PH值在医学 上具有很重要的意义，例如，正常人血浆的PH值相 当恒定，保持在7.35-7.45之间，如果血液的PH值大于 7.45，在临床上就表现出明显的碱中毒。反之，当血 液的pH值小于7.35时，则表现出明显的酸中毒。在临 床上纠正酸中毒用的是NaHCO3，纠正碱中毒用的是 NH4Cl。
该结论同样适用于多元弱碱
化学工业出版社
高职高专“十一五”规划教材 医用化学
二、弱电解质的解离平衡 解离平衡是化学平衡的一种形式，符合一般化 学平衡原理。以醋酸的解离过程为例：
第三章 电 解 质 溶 液
22
离子强度I 反映了离子间作用力的强弱， I 值愈大，离子间的作用力愈大,活度因子就愈 小；反之，I 值愈小，离子间的作用力愈小， 活度因子就愈大。
Debye-Hü ckel从理论上导出某离子的活 度因子与溶液的离子强度关系。
lgγ i Az
2 i
I
（3.4）
式中， zi为离子i 的电荷数，A 为常数，I 是 以 mol· -1 为 单 位 时 离 子 强 度 的 值 ， 在 kg 298.15K的水溶液中A值为0.509。
解：
I
1 2
1 2
[b(Na ) z
2
(Na )
b(Cl ) z
2
2
(Cl )
]
1 2
[(0.010mol kg )( 1) (0.010mol kg )( 1) ]
Fra Baidu bibliotek1
1
0.010mol kg
由计算可知，对于1－1价型的强电解质在数 值上等于浓度。
[(0.20mol kg )( 1) (0.10mol kg )( 2) ]
2
1
0.30mol kg
1
2 （3） I 1 [b z 2 (K ) b z (Br (K ) (Br )
第三章电化学腐蚀基础
第三章电化学腐蚀基础
金属材料与电解质溶液接触时，会发生电化学腐蚀或称湿腐蚀，它是以金属为阳极的腐蚀原电池过程。工业用金属一般都是还有杂质的，当其浸在电解质溶液中时，发生电化学腐蚀的实质就是在金属表面上形成了许多以金属为阳极，以杂质为阴极的腐蚀电池。它的工作特点是只能导致金属材料的破坏而不能对外做有用电功的短路原电池。
§3-1 腐蚀原电池
一、原电池
P33图1是一个最常见的原电池。中心碳棒是电池的正极，外围的锌皮是负极。电解质是NH4Cl溶液。当外电路接通时，灯泡亮。电极反应为：
阳极锌皮上发生氧化反应（使锌原子离子化）：
Zn→Zn2++2e
阴极碳棒是发生还原反应：
2H++2e→H2
电池总反应为：
Zn+2H+→Zn2++H2
在反应过程中，电池的锌皮不断被离子化，并放出电子，在外电路中形成电流。金属锌的离子化结果就是腐蚀破坏。
一个腐蚀电池必须包括阳极、阴极、电解质溶液和外电路四个部分，缺一不可。这四个组成部分构成腐蚀电池工作的三个必需的环节。
1 阳极过程金属进行阳极溶解，以金属离子或水化离子形式转入溶液，同时将等量电子留在金属上。
2 阴极过程从阳极通过外电路流过来的电子被来自电解质溶液且吸附于阴极表面能够接受电子的物质，即氧化性物质所吸收，在金属腐蚀中将溶液中的电子接受体称为阴极去极化剂。
3 电流的流动电流的流动在金属中依靠电子从阳极经导线流向阴极，在电解质溶液中则是依靠离子的迁移。
腐蚀电池的三个环节既相互独立又彼此紧密联系和相互依存。只要其中一个环节受阻或停止工作，则整个腐蚀过程也就停止。
物理化学电解质溶液-课件
电化学基本理论
在电化学工业发展的同时，电化学的基 本理论也得到了不断的发展，人们先后提出 了电解质的部分电离理论、强电解质溶液的 离子互吸理理论和电导理论、原电池电动势 的产生理论、电极反应动力学的理论等，这 些理论也反过来指导电化学工业的进一步发 展。
电化学主要研究内容
发展今天电化学所研究的内容已相当丰 富，并逐渐形成了一门独立的学科。其主要 研究内定大体有以下几个方面。
（2）原电池：能够实现化学能转化为电 能的电化学装置。
注意：电解池和原电池可能是一套装置， 如充电电池。
电化学装置的电极命名
电化学装置不论是电解池还是原电池， 电极的命名通常有如下形式：
（1）正极、负极。
（2）阴极、阳极。
注意：习惯上，电解池用阴极、阳极命 名；原电池用正极、负极命名。
正极、负极
基本化工产品的制备和一些有机化合物 的电化学合成，如氢氧化钠、氯气、氯酸钾、 过氧化氢等的制备，己二腈、有机酸的电化 学合成。
电镀、电解加工、电抛光、铝的氧化保 护、电着色及电泳喷漆等工艺技术近年来得 到快速的发展。
化学电源随着近年来的一些尖端科学技 术的发展了得到迅速发展，各种体积小、重 量轻、安全易于存放的高性能电池、微型电 池不断被研制出来，并在宇航、通信、生化、 医学等领域得到了较广泛的应用。
96484.6C m ol 1 96500C m ol1
电解质溶液-同离子效应实验报告(三)
电解质溶液-同离子效应实验报告电解质溶液-同离子效应实验报告
实验名称: 电解质溶液- 同离子效应实验形式: 在线模拟+现场实践提交形式: 在线提交实验报告学生姓名: 学
号:
年级专业层次:
学习中心:
江苏苏州效劳站
提交时间:
2021
年
7
月
23 日学习同离子效应(一)、(二) 实验,详见《普通化学》(《化学原理 1》)课件中得实验教学-实验内容-电解质溶液,并答复下面得问题、一、
实验目得 1)
)
加深对弱电解质得解离平衡、同离子效应、盐类水解等根本概念得理解。了解缓冲溶液得缓冲作用及配制、 2)
)
掌握难溶电解质得多相离子平衡及沉淀得生成与溶解
得条件。
二、实验原理在弱电解质得解离平衡或难溶电解质得
沉淀一溶解平衡体系中,参加与弱电解质或难溶电解质具有
一样离子得易溶强电解质,那么平衡向左移动,产生使弱电
解质得解离度或难溶电解质得溶解度明显降低得现象,叫做
同离子效应。
三、实验用品( 仪器、药品) 试管、药匙、氨水、醋酸铵固体、酚酞。甲基橙、碘化铅。碘化钾。
四、实验内容及操作步骤 l)在小试管中参加 1 cm3 0、l moldm-3 NH3 水溶液与 1 滴酚酞指示剂,观察溶液颜色。再参加少许 NH4Ac 晶体,振荡使其溶解,观察溶液颜色得变
化并进展解释。
(2)自己设计一实验,验证同离子效应使 HAc 溶液中得
H+浓度降低。
(3)在试管中参加 3 滴 PbI2 饱与溶液,参加 2 滴 0、l moldm3 KI溶液、观察现象,解释之
五、实验现象及结论 (l)在小试管中参加 1 cm3 0、l moldm3 NH3 水溶液与1滴酚酞指示剂,观察溶液颜色。再参加少许NH4Ac 晶体,振荡使其溶解,因同离子效应 OH浓度降低,碱性降低,红色溶液颜色变浅或褪去,
电解过程知识点归纳
电解过程知识点归纳
什么是电解过程？
电解过程是通过电流使含有可溶性离子的电解质溶液或熔融物质发生化学变化的过程。在电解过程中，电解质的离子在电解质中移动，形成氧化还原反应，并在电极上发生电化学反应。
电解过程的基本原理
1. 电解质溶液中的正离子（阳离子）朝向阴极（负极）移动，接受电子并发生还原反应。
2. 电解质溶液中的负离子（阴离子）朝向阳极（正极）移动，失去电子并发生氧化反应。
电解过程的两个关键概念
氧化还原反应
在电解过程中，正离子在电极上接受电子，发生还原反应；负
离子在电极上失去电子，发生氧化反应。这种同时发生的氧化和还
原的反应称为氧化还原反应，也被称为电化学反应。
电解质
电解质是指能够在溶液中形成离子的化合物。在电解质溶液中，正离子和负离子以自由移动的形式存在。常见的电解质包括盐、酸、碱等。
电解过程的应用
电解过程在许多领域都有重要应用，例如：
1. 电镀：通过电解金属溶液，在物体表面形成一层金属薄膜，
用于保护、装饰或改变物体的性质。
2. 电解产氢：利用电解水的过程来制取氢气，用作燃料或工业
生产中的原料。
3. 电解铝：通过电解矾土熔炼产生金属铝，用于制造铝制品。
4. 电解污水处理：通过电解污水中的离子，将水中的有害物质转化为无害物质，从而净化污水。
总结
电解过程是指通过电流使电解质溶液或熔融物质发生化学变化的过程。电解过程涉及氧化还原反应和电解质的运动。电解过程在许多领域都有重要应用，包括电镀、电解产氢、电解铝和污水处理等。
第3 章酸碱滴定分析法3.1.1 均相平衡、异相平衡、离子强度3.1.2 活度
由附录表查得H+的 å 值为 900，又由附录表查得当 å 为 900，I为 0.1 mol·L-1 时，γH+=0.83。所以， 例 2：计算 0.050 mol·L-1AlCl3溶液中Cl-和Al3+的活度。 解：
已知Cl-1的å＝300，B=0.00328,由德拜－休克尔计算γCl-
当平衡常数的质量作用定律表示式中的各项以活度表示时，所得平衡 常数称为活度常数 K
活度常数只是温度的函数。
4
第 3 章酸碱滴定分析法讲稿
浓度常数 当平衡常数的质量作用定律表示式中的各项以浓度表示时，所得平衡
常数称为浓度常数 Kc： K c = [ A]m [B]n [ Am Bn ]
浓度常数与活度常数的关系，由活度和浓度的关系很容易得到：
当离子强度较小时,可以不考虑水化离子的大小，活度系数可按极限公式计算
离子强度与溶液中各种离子的活度及电荷有关，其计算式为：
式中ci ，Zi 分别为溶液中第i 种离子的浓度和电荷。 严格地说，德拜-休克尔公式仅适用于较稀的溶液( I < 0.1mol·L-1)。对于离子强度 不太高的溶液，可由此公式计算出活度系数的近似值。若再忽略离子体积的差别(除 H+ 外，均视å为 0.3 nm)，则活度系数仅与离子强度(I)和离子电荷数(z)有关。据此制 成了简易活度系数图(如下)，使用起来很方便。
- 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、"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、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)。
BH+(aq) + OH-(aq)
[BH ][OH ] Kb [B ]
Kb为碱解离平衡常数。
pKb是碱解离常数的负对数。
酸HA
H3O+ H2C2O4
Ka (aq)
/ 5.6×10-2
pKa (aq)
/ 1.25
共轭碱AH2O HC2O4-
H3PO4
6.9×10-3
4.8×10-13
1.0×10-14
12.32
14.00
二、酸碱平衡的移动
1.
浓度对平衡移动的影响
酸HA在水中的质子自递平衡为
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
平衡建立后，若增大溶液中HA的浓 度，则平衡被破坏，向着HA解离的方 向移动，即H3O+和A-的浓度增大。
H2O(l) +HAc(aq) H3O+(aq) + Ac-(aq) 初始时/ mol· -1 0.100 L 0 0.100 平衡时/mol· -1 [HAc]=0.100–x≈0.100 L [H3O+]=x ; [Ac-]= 0.100+x≈0.100
[H3O+] = x mol· -1= 1.75×10-5 mol· -1, pH = 4.75 L L
OH–(aq) + NH4+(aq)
加入NH4+使 NH3 解离度降低。
例 在0.100 mol· -1HAc溶液中加入一 L
定量固体NaAc, 使NaAc的浓度等于0.100 mol· -1, 求该溶液中H+浓度, pH和HAc L 的解离度α。
解：设已解离的[H3O+]=x mol· -1 L
[H 3O ][OH ] K [H 2 O][H 2 O]
[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
25℃时
Kw= 1.15×10-15
Kw= 1.01×10-14
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。
2.
①
②
③
共轭酸碱的特点： 酸比它的共轭碱多一个质子。 酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其 共轭酸愈弱。 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。
二、酸碱反应的实质 酸碱反应是共轭酸碱对之间的质子传递 反应。 例如，HAc在水溶液中： 酸碱半反应1 HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq) 酸1 碱1
K / c 1.75 10 / 0.100 1.32 10 1.32%
5 2
K只随温度改变而改变，而在一定温度下， α 则随溶液的稀释而增大，这称为稀
释定律。
2.
同离子效应
在弱酸或弱碱的水溶液中，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 。
3.盐效应
•
若在HAc溶液中加入不含相同离子的强 电解质如NaCl，则因离子强度增大， 溶液中离子之间的相互牵制作用增大， 使HAc的解离度略有增大，这种作用称 为盐效应。
•
产生同离子效应时，必然伴随有盐效 应。
第三节
酸碱的质子理论
酸碱电离理论:
1、要点：酸碱反应的实质是中和反应：
H+ + OH- = H2O。 2、缺陷： 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-, 也具有 碱性；有些物质如NH4Cl水溶液则呈酸 性
4.离子强度：离子的活度因子是溶液 中离子间作用力的反映，与离子浓度 和所带电荷有关
1 2 I i bi zi 2
def
近似计算时，也可以用ci代替bi。I的单 位为mol· -1。 kg
例 计算：(1) 0.010 mol· -1 NaCl溶液的离子强度、活度因子、活度 kg 和25℃时的渗透压。 解 (1) I = 1/2[ b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)] = [0.010 mol· -1×(+1)2+0.010 mol· -1(-1)2] kg kg = 0.010 mol· -1 kg
bθ为标准态的浓度(即1 mol· -1)。 kg
①由于离子的表观浓度小于理论浓度， 一般γB < 1 ②当溶液中的离子浓度很小，且离子所 带的电荷数也少时，活度接近浓度， 即 γB≈1。 ③溶液中的中性分子也有活度和浓度的 区别，不过不象离子的区别那么大， 所以，通常把中性分子的活度因子 视为1。
HCl(aq) + NH3(aq) (aq)
NH4+(aq) + Cl-
反应强烈地向右进行 Ac-(aq) + H2O(l) (aq) HAc(aq) + OH-
反应明显地偏向左方
三． 1.
水的质子自递平衡 水的质子自递平衡和水的离子积
H+ H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
例 计算0.100 mol· -1HAc溶液的解离度α及 L
[H3O+]。 解 HAc的Ka=1.75×10-5 HAc(aq) + H2O(l) c(1-α)≈c H3O+(aq) + Ac-(aq) cα cα
Ka= (cα)2/c = cα 2
[H3O+]=cα =0.100 mol· -1×1.32%=1.32×10-3 L mol· -1 L
稀水溶液中，[H2O]可看成是常数， Ka称为酸解离常数。
Ka是水溶液中酸强度的量度。
Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时 为强酸。 HAc ＞ HClO ＞ HCN
6.2×10-10 Ka 1.75×10-5 3.9×10-8
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。
类似地，碱B-在水溶液中有下列平衡
酸碱半反应2 H+(aq) + H2O(l) 碱2 总反应
H3O+(aq) 酸2
HAc(aq) + H2O(l) 酸1 碱2
H3O+(aq) + Ac-(aq) 酸2 碱1
酸碱反应
1.解离反应
2.中和反应
3.水解反应
质子传递可以在非水溶液中进行
酸碱反应总是由较强的酸和较强的碱反 应生成较弱的酸和较弱的碱
一、酸碱的概念 1.酸碱的定义 酸：能给出质子 (H+)的物质 (质子给体)
酸可以是分子、
正离子或负离子
碱：能接受
质子的物质
(质子受体)
碱可以是分子、 正离子或负离子。
酸释放一个质子形成其共轭碱； 碱结合一个质子形成其共轭酸。 酸、碱得失质子的反应式是酸碱半反应 式。 酸碱半反应两边是共轭酸碱对。
(
4.
Debye—Hückel理论 ：
lg i Azi
2
I
I
平均活度因子
lg A z z
对于较高离子强度的溶液
Azi I lg i 1 I
2
或
lg
A z z I 1 I
第二节 弱电解质溶液的解离平衡 一、弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常 数 HAc(aq)+H2O(l) Ac-(aq) +H3O+(aq)
④对于弱电解质溶液，因其离子浓度 很小，一般可以把弱电解质的活度因 子也视为1。
离子的平均活度因子γ± 1-1价型电解质的离子平均活度因子：
离子的平均活度：
a
a a
一些强电解质的离子平均活度因子 (25℃)
b／(mol· -1) 0.001 kg 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
(1) HAc水溶液＋甲基橙（橘红色）
加入 NaAc(s) → 黄色
HAc(aq) + H2O(l)
平衡左移
H3O+(aq) + Ac-(aq)
加入Ac-使 HAc 解离度降低
(2) NH3· 2O + 酚酞 （粉红色） H
加入 NH4Cl(s) → 无色
NH3(aq) + H2O(l)
平衡左移
1.5×10-4 1.75×10-5
2.16
3.81 4.756
H2PO4C2O4Ac-
酸 性 增 强
Байду номын сангаас
HC2O4HAc
碱 性 增 强
H2CO3
H2PO4HCO3 H2O
-
4.5×10-7
6.1×10-8 4.7×10-11
6.35
7.21 10.33
HCO3HPO42CO32PO43OH-
HPO42-
0.965 0.927 0.901 0.815 0.769 0.651 0.830 0.637 0.544 0.340 0.265 0.88 0.74 0.77 0.71 0.53 0.41 0.54 0.48 0.21 0.16 0.154
0.38 0.35 0.068 0.047
二、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％
３．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 理论浓度，有效浓度的值就是活度 aB。 活度因子： γB称为溶质B的活度因子。 离子的活度
aB = γB·B/bθ b
第三章 电解质溶液
Electrolyte Solutions
第一节
强电解质溶液理论
一、强电解质和弱电解质 １．定义：电解质是溶于水中或熔融状 态下能导电的化合物，这些化合物 的水溶液称为电解质溶液。
+
电解质可分为强电解质和弱电解质两类。 在水溶液中能完全解离成离子的化合物 就是强电解质。 例如 Na+ClNa+ + Cl- (离子型化合物) HCl H++ Cl- (强极性分子)
lg A z z I 0.509 kg 1/2 mol1/ 2 ( 1) (1) 0.010 mol kg 1 0.051
c(NaCl) ≈ 0.0089 mol·L 根据П=icBRT , i=2 П=2×0.0089 mol· -1×8.314 J· -1· -1×298.15 K L mol K ×1 KPa· L/1J = 44 kPa
25℃的纯水中
[H3O+] = [OH-] = K w =1.0×10-7
中性溶液中 [H3O+]=[OH-] =1.0×10-7mol· -1 L 酸性溶液中 [H3O+]＞1.0×10-7mol· -1＞[OH-] L 碱性溶液中 [H3O+]＜1.0×10-7mol· -1＜[OH-] L
弱电解质在水溶液中只能部分解离成 离子的化合物。 例如： HAc H+ ＋ Ac-
解离度：达解离平衡时，已解离的 分子数和分子总数之比。单位为一， 可以百分率表示。
通常0.1 mol· -1溶液中，强电解质 kg α>30%；弱电解质α<5%.
例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度 b(HA)为0.1 mol· -1，测得此溶液的 kg △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· -1 0.1-0.1α kg 0.1α 0.1α [HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α) mol· -1 kg 根据△Tf=Kfb 0.19 K=1.86 K· mol-1×0.1(1+α) mol· -1 kg· kg α = 0.022 = 2.2%
a bB /bθ 0.89 0.010 mol kg -1 /(1mol kg 1 ) 0.0089 -1
0.89
2) 0.020 mol· -1KBr+0.030 mol· kg kg 1ZnSO 溶液的离子强度 。 4 解：I = [b(K+)z2(K+) + b(Br-)z2(Br-) + b(Zn2+)z2(Zn2+) + b(SO42-)z2(SO42-)]／２ = [(0.020mol· -1)(+1)2 + kg (0.020mol· -1)(-1)2 + (0.030mol· -)(+2)2 kg kg + (0.030 mol· -1)(-2)2] kg = 0.14 mol· -1 kg
校正系数i与解离度α 的关系
1) AB型电解质
AB(aq)
平衡时 c-cα
A+(aq) + B-(aq)
cα cα i=1+α
ic=[(c-cα)+cα+cα]=c+cα 2) AB2（或A2B）型电解质 AB2(aq)
A2+(aq) + 2B-(aq)
平衡时
c-cα
cα
2cα
i=1+2α
ic=[(c-cα)+cα+2cα]=c+2cα