有机无机化学化工热力学教学课件电解质溶液
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无机化学课件电解质溶液
二、同离子效应和盐效应
在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的
强电解质时，使弱电解质的电离度降低的现象称同
离子效应。
例：
HAc + NaAc ,
HAc的离解度降低。
NH3·H2O + NH4Cl ， NH3·H2O的离解度降低。
HAc + HCl ，
HAc的离解度降低。
若在HAc溶液中加入不含相同离 子的强电解质，由于溶液中离子间相 互牵制作用增强， H+和Ac-结合成分 子 的机会减小，分子化的速率减小， 故表现为解离度略有所增加，这种效 应称为盐效应
)
c (
H
S
)
1.11012
由于 Ka1 >>Ka2 ，即 Ka1/Ka2>104 时，H+主要来源于第一步离解，因此计算
溶液中c (H+)时，只考虑第一步离解，可
近似把它作为一元弱酸，用Ka1来计算。
例：计算0.1mol/LH2S溶液的pH值和 S2- 浓度。 解：因为C/Ka1 ≥ 500，且Ka1 ≫ Ka2
NH3 + H+
[H+] = KhC盐
§9-2 溶液的酸碱性
例：已知NH3的Kb=1.78×10-5 , 试计算0.1 mol·L-1的NH4Cl的pH值。
解：Kh = 1—.17—80-×1—4 1—0- — = 5.625×10-10
[H+] = KhC盐= 7.5 ×10-6 pH = 6 - lg7.5 = 5.1
Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和 [OH-]之积为一常数。
电离为吸热过程，温度升高，Kw愈大。
《电解质溶液》PPT课件_OK
化合价：整数
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
大学化学教学课件-2电解质溶液.ppt
3.由于静电力的存在，当正、负离子接近时，会形成离
子对。是独立的、电中性的单元。
离子氛示意图
8
二、离子的活度和活度因子 1.活度(α):即离子的有效浓度。是指电解质溶液
中实际起作用的离子浓度。
2.浓度与活度的关系：αB = γB· cB
γB 称为溶质B的活度因子
一般情况下 0 ＜γB ＜1 ∴ αB＜ cB
酸给出质子后成为碱，碱接受质子后成为酸。
共轭酸碱对：相差一个质子的一对酸和碱。
15
酸
HCl
分 子
HAc
左
边
H2CO3
全 阴离子 HCO3-是源自酸阳 NH4+ 离
子 H3O+
H2O [Al（H2O）6]3+
质子 + 碱
H+
+ Cl -
H+
+ Ac - 阴
离
右
H+
+ HCO3- 子
边
H+
+
CO32-
全
是
近似计算时，可用ci代替bi 。I 的单位为mol·kg-1。
离子强度 I 反映了离子间作用力的强弱
I 值越大，离子间作用力越大，活度因子越小； I 值越小，离子间作用力越小，活度因子越大。
10
活度因子与离子强度
lgi Azi2 I
式中：A为常数，在298.15K的水溶液中值为0.509。
适用于非常稀溶液，bB≤0.01mol/Kg。
第二章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论 第二节 酸碱质子理论 第三节 酸碱溶液pH的计算
1
教学要求
1. 掌握酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的强度。 2. 了解酸碱在水溶液中的质子转移平衡。 3. 掌握弱酸、弱碱电离平衡的近似计算和简化计算公式。 4. 熟悉水的离子积及水溶液pH的表达式。 5. 掌握酸碱溶液和难溶电解质中的同离子效应和盐效应。
子对。是独立的、电中性的单元。
离子氛示意图
8
二、离子的活度和活度因子 1.活度(α):即离子的有效浓度。是指电解质溶液
中实际起作用的离子浓度。
2.浓度与活度的关系：αB = γB· cB
γB 称为溶质B的活度因子
一般情况下 0 ＜γB ＜1 ∴ αB＜ cB
酸给出质子后成为碱，碱接受质子后成为酸。
共轭酸碱对：相差一个质子的一对酸和碱。
15
酸
HCl
分 子
HAc
左
边
H2CO3
全 阴离子 HCO3-是源自酸阳 NH4+ 离
子 H3O+
H2O [Al（H2O）6]3+
质子 + 碱
H+
+ Cl -
H+
+ Ac - 阴
离
右
H+
+ HCO3- 子
边
H+
+
CO32-
全
是
近似计算时，可用ci代替bi 。I 的单位为mol·kg-1。
离子强度 I 反映了离子间作用力的强弱
I 值越大，离子间作用力越大，活度因子越小； I 值越小，离子间作用力越小，活度因子越大。
10
活度因子与离子强度
lgi Azi2 I
式中：A为常数，在298.15K的水溶液中值为0.509。
适用于非常稀溶液，bB≤0.01mol/Kg。
第二章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论 第二节 酸碱质子理论 第三节 酸碱溶液pH的计算
1
教学要求
1. 掌握酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的强度。 2. 了解酸碱在水溶液中的质子转移平衡。 3. 掌握弱酸、弱碱电离平衡的近似计算和简化计算公式。 4. 熟悉水的离子积及水溶液pH的表达式。 5. 掌握酸碱溶液和难溶电解质中的同离子效应和盐效应。
电解质溶液PPT教学课件
② 要使醋酸的pH值由5 变到 6，加水稀释_＞___10倍(填< 、
> 、=)
解析：因为稀释10倍，pH小于6，所以如pH=6，要大 于10倍
例：有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，
稀释相同倍数后，pH的变化值依次增大，则
HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A、HX、 HY、 HZ
(3)溶液中的盐中弱离子水解，破坏了水的电离平衡， 从而使溶液呈酸碱性。
c(H+)>c(OH-) 酸性
c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)<c(OH-) 碱性
pH试纸的正确使用方法 (08海南)用pH试纸测定溶液pH的正确操作是 A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测
液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃
例：在溶液中的电离方程式书写正确的是
A、 H2CO3
2H + CO32 （E）
B、 NaHCO3
Na + H +CO32
C、 CH3COOH
CH3COO +H
D、 BaCO3（固）
Ba 2 +CO3 2
E、HCO3 +H2O
CO3 2 + H3O
F、HCO3 + H2O
H2CO3 +OH 返回
（三）电离平衡
4、强酸与强酸混合 pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，
所得溶液的pH＝ 2.3 。
两种pH值不同的强酸等体积混合时
△pH≥2时， pH混=pH小+0.3
5、强碱与强碱混合 pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液 体积比按1∶1混合后的pH值__1_2_.7__。
> 、=)
解析：因为稀释10倍，pH小于6，所以如pH=6，要大 于10倍
例：有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，
稀释相同倍数后，pH的变化值依次增大，则
HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A、HX、 HY、 HZ
(3)溶液中的盐中弱离子水解，破坏了水的电离平衡， 从而使溶液呈酸碱性。
c(H+)>c(OH-) 酸性
c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)<c(OH-) 碱性
pH试纸的正确使用方法 (08海南)用pH试纸测定溶液pH的正确操作是 A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测
液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃
例：在溶液中的电离方程式书写正确的是
A、 H2CO3
2H + CO32 （E）
B、 NaHCO3
Na + H +CO32
C、 CH3COOH
CH3COO +H
D、 BaCO3（固）
Ba 2 +CO3 2
E、HCO3 +H2O
CO3 2 + H3O
F、HCO3 + H2O
H2CO3 +OH 返回
（三）电离平衡
4、强酸与强酸混合 pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，
所得溶液的pH＝ 2.3 。
两种pH值不同的强酸等体积混合时
△pH≥2时， pH混=pH小+0.3
5、强碱与强碱混合 pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液 体积比按1∶1混合后的pH值__1_2_.7__。
基础化学(第3版)课件：第三章 电解质溶液
则
Kw = [H+] ·[OH-] = 1.00×10-14
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
30
（二）酸碱质子传递平衡及其平衡常数
一元弱酸或弱碱与水分子的质子传递反应是可逆的，
当进行到一定程度时就建立平衡。用HB表示一元弱酸，
B-表示其共轭碱，则
HB + H2O
B- + H3O+
Ki
[H3O ][B ] [HB][H2O ]
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
8
活度(activity)：离子的有效浓度或表观浓度 离子的有效浓度是指电解质溶液中实际上可起作用 的离子浓度。 活度通常用a表示，它的单位为1(one)。液态、固态 纯物质及稀水溶液中的水，活度视为1。 活度aB与溶液浓度cB的关系为
aB γB cB c γB称为溶质B的活度因子(activity factor)；c 为标准态
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
20
两性物质(amphoteric substance): 既可作为酸给出 质子，又可作为碱接受质子的物质，如HCO3-、H2O。
共轭酸碱对: 把组成上仅相差一个质子的一对酸碱 称为共轭酸碱对。如：
H2CO3 和 HCO3HCO3- 和 CO32-
NH4+ 和 NH3 H3O+ 和 H2O H2O 和 OH-
H+
H2O + H2O 酸1 碱 2
H3O+ + OH酸2 碱1
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
29
平衡时
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 of water)，其数值与温度有关，当温度为
第十章 电解质溶液ppt课件
= 1 7 6 3 C
(2 )t Q I 0 1 .7 0 6 2 3 5 C A 7 .0 5 1 0 4s
(3) n(O2)1 4n(1 3Au) =1 4197.01g .20 m g ol1/34.57103m ol
例: H2＋0.5O2
H2O
电解
原电池
电解池：
阴极: 2H+ + 2e－ H2 H2O阳极12：O2+2H++2e-
电解反应:H2OH2 12O2
阳离子向阴极运动； 阴离子向阳极运动。
原电池：
阳极: H2 2H+ + 2e－
阴极
-
- 电源 +
e-
+
e-
阳极
Pt
Pt
HCl
电解质溶液的导电过 程包括电解质溶液中正、 负离子在外电场作用下的 定向迁移和电极反应。
电解池
阳极：氧化反应 2Cl－ → Cl2+2e－
阴极：还原反应 2H+＋2 e－ → H2
总反应
2Cl－＋2H+ → Cl2＋H2
注意：迁移的离 子不一定是导电 反应的离子。
n
Q zF
或 QnzF
n: 电极上发生反应的物质的量 Q：通过电极电量 F: 法拉第常数 96 485 (C· mol-1) Z : 电子的得失数
电极上发生反应的物质的质量 mnMzQFM
ห้องสมุดไป่ตู้
法拉第定律说明：
法拉第定律是自然界中最严格的定律之一，不受任何外界条 件及参与电极过程各有关物质性质的影响
10.1.3 离子的电迁移率与离子的迁移数
物理化学课件第八章电解质溶液
物理化学课件第八章电解质溶液
第八章电解质溶液
均相氧化-还原反应：化学能
热能
异相(或电化学)氧化-还原反应:化学能 电能 差异原因:所得失电子的传递方式和途径不同
电化学体系:氧化和还原在空间上分离且电子经外电路传递
电化学:电解质溶液理论.热力学.动力学.应用 电解质溶液理论:水溶液.非水溶液.熔液.固态快离子导体
(1)基本概念
A : 研究对象
H : 第二类导体 (2)法拉弟定律
B :电化学用途 C :电流 D : 载流子 E : 正极、负极
F :阴极、阳极 G : 第一类导体
I : 半导体
定律的文字表示
J : 原电池 K:电解池 L : 离子迁移方向 M :电流效率
法拉弟常数 定律的数学式 粒子的基本单元 例题
离子都为一价离子 正负离子运输电荷的数量取决于其迁移速度
1、设正负离子迁移速率相等,r- =r+,各分担2mol电子电量 在AA'、BB'平面上各有2mol正、负离子逆向通过。
惰
A
B
惰
迁移 性 反应 阳
＋＋＋＋＋ ＋＋＋＋＋ －－－－－ －－－－－
＋＋＋＋＋ －－－－－
性 阴
极 阳极区
中间区
阴极区 极
法拉第定律的意义 ⒈ 是电化学上最早的定量的基本定律,揭示了 电化学池通入电量与析出物质之间的定量关系 2. 该定律在任何温度、任何压力下均可以使用 3 该定律的使用没有什么限制条件
4. 电量计或库仑计的基础
§ 8.2 离子的电迁移和迁移数 电解质溶液中的离子在电场中可以移动 不同的离子有无区别 怎样表征这种区别？ 离子的电迁移规律、影响因素？
+
阴
第八章电解质溶液
均相氧化-还原反应：化学能
热能
异相(或电化学)氧化-还原反应:化学能 电能 差异原因:所得失电子的传递方式和途径不同
电化学体系:氧化和还原在空间上分离且电子经外电路传递
电化学:电解质溶液理论.热力学.动力学.应用 电解质溶液理论:水溶液.非水溶液.熔液.固态快离子导体
(1)基本概念
A : 研究对象
H : 第二类导体 (2)法拉弟定律
B :电化学用途 C :电流 D : 载流子 E : 正极、负极
F :阴极、阳极 G : 第一类导体
I : 半导体
定律的文字表示
J : 原电池 K:电解池 L : 离子迁移方向 M :电流效率
法拉弟常数 定律的数学式 粒子的基本单元 例题
离子都为一价离子 正负离子运输电荷的数量取决于其迁移速度
1、设正负离子迁移速率相等,r- =r+,各分担2mol电子电量 在AA'、BB'平面上各有2mol正、负离子逆向通过。
惰
A
B
惰
迁移 性 反应 阳
＋＋＋＋＋ ＋＋＋＋＋ －－－－－ －－－－－
＋＋＋＋＋ －－－－－
性 阴
极 阳极区
中间区
阴极区 极
法拉第定律的意义 ⒈ 是电化学上最早的定量的基本定律,揭示了 电化学池通入电量与析出物质之间的定量关系 2. 该定律在任何温度、任何压力下均可以使用 3 该定律的使用没有什么限制条件
4. 电量计或库仑计的基础
§ 8.2 离子的电迁移和迁移数 电解质溶液中的离子在电场中可以移动 不同的离子有无区别 怎样表征这种区别？ 离子的电迁移规律、影响因素？
+
阴
第四章电解质溶液.ppt
一、水的自身解离
溶液的酸碱性常用pH值即溶液中H+浓度的 负对数来表示。 pH = -lg[H+] pH值 中性溶液 [H+] =1.0×10-7mol· L-1 酸性溶液 [H+]＞1.0×10-7mol· L-1 碱性溶液 [H+]＜1.0×10-7mol· L-1 =7 ＜7 ＞7
§4.2
溶液的酸碱平衡
[H3O+ ][A- ] ka [HA]
称为酸的质子转移平衡常数
§4.2
溶液的酸碱平衡
二、质子转移平衡与平衡常数
一元弱碱（A-）在水溶液中存在着如 下质子转移平衡： H2O + AHA + OH平衡常数如下： kb [HA][OH ] [A- ]
称为碱的质子转移平衡常数
§4.2
溶液的酸碱平衡
4.质子理论中，酸碱总是互相依存，共 轭酸碱通过质子而联系在一起。
§4.1
酸碱质子理论
二、酸碱反应的实质
酸碱质子理论认为，酸碱反应的实质是 共轭酸碱之间的质子传递过程 例如：
质子传递
HCl +
酸1
NH3
碱2
NH4+ + Cl酸2 碱1
§4.1
酸碱质子理论
二、酸碱反应的实质
扩展的说，电离理论中的电离过程、酸
§4.3
弱电解质溶液pH值
二、多元弱酸（碱）溶液pH值的近似计 算
可以看出，两步的解离常数相差非常大， 在这种情况下，可以进行近似计算，忽略 第二步解离，而主要考虑第一步解离对pH 的影响
§4.3
弱电解质溶液pH值
二、两性物质溶液pH值的计算
NaHCO3、Na2HPO4、NaH2PO4和氨基酸等物 质既能给出质子，又能接受质子，称为两 性物质 两性物质溶液pH计算较为复杂，以 NaHCO3为例，进行近似计算。
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
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8章电解质溶液 84页PPT文档
极
S
O
24
S
O
24
极
ZnSO4溶液 CuSO4溶液
在阴极上发生还原的是
C u2aq2e C u(s)
阴离子迁向阳极 在阳极上发生氧化的是
Daniell电池
Z ns Z n2(aq)2e
在电极上发生反应的先后由其性质决定
在电解池中， 用惰性电极
-
- 电源 +
e-
+
e-
Pt
Pt
第八章 电解质溶液
电解
电能
电池
化学能
第八章 电解质溶液
§8.1 电化学中的基本概念和电解定律 §8.2 离子的电迁移率和迁移数 §8.3 电解质溶液的电导 §8.4 电解质的平均活度和平均活度因子 §8.5 强电解质溶液理论简介
§8.1 电化学中的基本概念和电解定律
1. 原电池和电解池 电化学主要是研究电能和化学能之间的
把离子B所运载的电流与总电流之比称为离子B
的迁移数（transference number）用符号 t B 表示。
其定义式为：
tB def
IB I
t B 是量纲一的量，单位为1，数值上总小于1。
2.2 离子迁移数的定义
说明： （1）迁移数在数值上还可表示为：
t
I I
Q r
U
9 64 8 4 .6C m o l 1 96500C m ol1
如果在电解池中发生如下反应：
M z z e M ( s ) 电子得失的计量系数为 z+，欲从阴极上沉积
出1 mol M(s)，即反应进度为1 mol 时，需通入的电 量为 Q
Q(1) z+eLz+F
普通化学课件第三章电解质溶液
叫做稀释定律。也就是说：随着弱电解质溶液不
断稀释， 会不断增大。
Principle of Chemistry I
【注意】：① c为弱电解质的原始浓度
② 不断增大，但解离出的离子浓 度不一定大（c ）。
化 Chapter 3 电解质溶液
学
原
理 ★不同浓度HAc溶液的酸度和电离度的关系★ （
I
）
c酸
c(H+)
α
/ mol·dm-3
/ mol·dm-3
/%
Principle of Chemistry I
1.00
42×10-4
0.42
0.10
13.3×10-4
1.33
0.01
4.2×10 -4
4.2
I
化 Chapter 3 电解质溶液 学 原 理 （
）
Principle of Chemistry I
对于纯水或中性的水溶液（如NaCl等）： pH = pOH = 7.0 对于酸性溶液: c(H+) > 10-7, c(OH-) < 10-7, pH < 7.0 对于碱性溶液:c(OH-) > 10-7, c(H+) < 10-7, pH >7.0
化 Chapter 3 电解质溶液
学
原 三、有关解离平衡的计算
化 Chapter 3 电解质溶液
学 原
解法2：设解离度为，∵
c
K
θ a
500,可近似计算：
理 （
αK a 1.7 6 1 5 01.3 3 1 2 01.3% 3
c
0.1
I
） c ( H ) c ( A ) c α c 0 1 .1 . 1 3 1 . 3 - 3 m 3 0 % 3 d 3 o m
断稀释， 会不断增大。
Principle of Chemistry I
【注意】：① c为弱电解质的原始浓度
② 不断增大，但解离出的离子浓 度不一定大（c ）。
化 Chapter 3 电解质溶液
学
原
理 ★不同浓度HAc溶液的酸度和电离度的关系★ （
I
）
c酸
c(H+)
α
/ mol·dm-3
/ mol·dm-3
/%
Principle of Chemistry I
1.00
42×10-4
0.42
0.10
13.3×10-4
1.33
0.01
4.2×10 -4
4.2
I
化 Chapter 3 电解质溶液 学 原 理 （
）
Principle of Chemistry I
对于纯水或中性的水溶液（如NaCl等）： pH = pOH = 7.0 对于酸性溶液: c(H+) > 10-7, c(OH-) < 10-7, pH < 7.0 对于碱性溶液:c(OH-) > 10-7, c(H+) < 10-7, pH >7.0
化 Chapter 3 电解质溶液
学
原 三、有关解离平衡的计算
化 Chapter 3 电解质溶液
学 原
解法2：设解离度为，∵
c
K
θ a
500,可近似计算：
理 （
αK a 1.7 6 1 5 01.3 3 1 2 01.3% 3
c
0.1
I
） c ( H ) c ( A ) c α c 0 1 .1 . 1 3 1 . 3 - 3 m 3 0 % 3 d 3 o m
电化学第二章电解质溶液课件ppt
解释σc -c曲线出现极大值的原因。 而液态水中的分子，排列比较杂乱，不像冰晶体中的分子那样规则排列。
的体积无变化，而且混合后无任何热效应，则所形 电解质（electrolyte)：有能力在水或有机溶剂中形成可以自由移动离子的物质，叫做电解质。
离子单位时间内通过单位截面积的物质的量称为该离子的流量。
成的溶液为理想溶液。 解释σc -c曲线出现极大值的原因。
优选电化学第二章电解质溶液 电迁流量(qe)：离子在单位时间内电迁移通过单位面积液面的摩尔数
• 理想溶液不要求分子体积为零,但要求各种分子的大 离子单位时间内通过单位截面积的物质的量称为该离子的流量。
:与溶液同温同压下组分i的标准态下的化学势
电化学第二章电解质溶液
优选电化学第二章电解质溶液
电解质定义
• 电解质（electrolyte)：有能力在水
或有机溶剂中形成可以自由移动离子 的物质，叫做电解质。
• 电解质溶液(electrolyte solution)： 溶质溶入溶剂中后，溶质能完全或部 分解离成离子所形成的溶液。
电解质溶液导电机理
小,形状相似. 热力学定义: 若溶液中任一组分在全部浓度范围内(0≦xi≦1)均服从拉乌尔定律,则其为理想溶液.
离子移动方向不同，但电流方向相同 电解质截面积：1m2；
• 许多实际溶液体系性质很接近理想溶液: 动态性质：与离子在溶液中运动有关的性质，例如离子的扩散、电导等
实际上，温度越过4℃以后，冰晶体会越来越少，直至消失，水就进入正常膨胀状态了。 电离度越大，则同种电解质浓度下，电离的离子浓度越大。
学势
• x i :组分i的摩尔分数
（4）真实溶液中某组分i的化学势
• 路易斯（Lewis）提出笼统地用一个新函数活 度(ax,i)(activity)来代替物质的量分数(xi)。
的体积无变化，而且混合后无任何热效应，则所形 电解质（electrolyte)：有能力在水或有机溶剂中形成可以自由移动离子的物质，叫做电解质。
离子单位时间内通过单位截面积的物质的量称为该离子的流量。
成的溶液为理想溶液。 解释σc -c曲线出现极大值的原因。
优选电化学第二章电解质溶液 电迁流量(qe)：离子在单位时间内电迁移通过单位面积液面的摩尔数
• 理想溶液不要求分子体积为零,但要求各种分子的大 离子单位时间内通过单位截面积的物质的量称为该离子的流量。
:与溶液同温同压下组分i的标准态下的化学势
电化学第二章电解质溶液
优选电化学第二章电解质溶液
电解质定义
• 电解质（electrolyte)：有能力在水
或有机溶剂中形成可以自由移动离子 的物质，叫做电解质。
• 电解质溶液(electrolyte solution)： 溶质溶入溶剂中后，溶质能完全或部 分解离成离子所形成的溶液。
电解质溶液导电机理
小,形状相似. 热力学定义: 若溶液中任一组分在全部浓度范围内(0≦xi≦1)均服从拉乌尔定律,则其为理想溶液.
离子移动方向不同，但电流方向相同 电解质截面积：1m2；
• 许多实际溶液体系性质很接近理想溶液: 动态性质：与离子在溶液中运动有关的性质，例如离子的扩散、电导等
实际上，温度越过4℃以后，冰晶体会越来越少，直至消失，水就进入正常膨胀状态了。 电离度越大，则同种电解质浓度下，电离的离子浓度越大。
学势
• x i :组分i的摩尔分数
（4）真实溶液中某组分i的化学势
• 路易斯（Lewis）提出笼统地用一个新函数活 度(ax,i)(activity)来代替物质的量分数(xi)。
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(D) NaOH(1mol·dm-3) + NaCl(1mol·dm-3)
❖ 选择以下正确答案, 填入相应的空格内:
(A) 弱酸及其盐的浓度
(B) 弱酸盐浓度
(C) 弱酸及其盐的浓度比 (D) 弱酸的 Ka值
对于 HAc-NaAc 缓冲体系:
(1)决定体系 pH 值的主要因素是______________________;
三、弱酸弱碱盐水解
NH4＋+ Ac－+H2O ≒ NH3·H2O + HAc
K＝
c NH 3
cHAc
c NH 3
cHAc
•
c H
c OH
c c NH
4
Ac
c c NH
4
Ac
c H
c OH
KW Ka Kb
四、酸式盐水解
H2PO4- +H2O ≒ H 3PO4 + OHH2PO4- ≒ HPO42- + H+
HAc(aq) ≒ H+(aq)+Ac-(aq) Køa=1.8×10-5
二、多元酸电离平衡 以H2S例，其水溶液中反应
第一步：H2S ≒ H+＋HS－ K ø1,H2S=cH+·cHS-/cH2S 第二步：H S－ ≒ H+＋S2－ K ø2,H2S=cH+·cS2-/cHS-
§10.2 酸碱理论
有机无机化学化工热力学教学课件电解质溶 液
§10.1 弱电解质的平衡
一、一元弱酸、弱碱
1、弱酸 如HAc(CH3COOH)、 HNO2、 HCOOH、 HCN等 以HAc为例：其水溶液中电离反应
HAc(aq) ≒ H+(aq)+Ac-(aq) Køa=1.8×10-5 (298K) Køa的含义：
谢谢！
x=0.1 K øa/0.2 K øa=1.8×10－5代入 得 x=9.0×10－6
即[H+]=9.0×10-6 mol·dm-3
电离度 =[H+]/ C0 =9.0×10 －6/0.1 =9.0×10－3﹪
若不加入NaAc, 得
CH+= 1.3×10－3 = CH+/ C = 1.3﹪ 所以说, 加入 NaAc固体， 由于Ac－的影响使HAc的 缩小了144倍。
酸/C碱 有关， 但PH的缓冲范围一般是：PH = PK±1
（2）酸度或碱度和盐的浓度越大，则缓冲能力强， 但在C酸/C碱 的比值为1时，缓冲性能最好。
（3）用水稀释 PH＝PK ø酸－㏒（C酸/C碱）
或 POH＝PK ø碱－㏒（C碱/C酸） PH不变
5、配制缓冲溶液 酸＋共轭碱 ，如： HAc＋NaAc；NH3·H2O+NH4Cl；
PH＝PKa－lg（C酸/C碱） ＝4.76-0.17
＝4.59
如果是加强碱0.010mol ，
PH＝PKa－lg（C酸/C碱） ＝4.76- （- 0.17 ）
＝4.93
4、缓冲溶液的特点：
（1）PH值或POH值的一般表达式： PH＝PK ø酸－㏒（C酸/C碱） POH＝PK ø碱－㏒（C碱/C酸） 所以，PH值或POH值主要取决于PK ø值，但与 C
§10.2 盐的水解
强电解质不管强酸强碱盐（如：NaCl， K2SO4），强酸弱碱盐（如：NH4Cl），弱 酸强盐碱（如：NaAc，KCN）溶在水中总 是多数以离子存在，但是组成不同，其溶 液酸碱性不同，由于不同离子结合质子能 力不一样，水解程度不同。强酸强碱盐不 发生水解。
一、强酸弱碱盐
以NH4Cl为例，其反应式为： （1）NH4Cl（s）→NH4++ Cl－ （2）NH4+(aq)＋H2O ≒ NH3(aq)＋H3O＋(aq)
解：
HAc ←→ H+ + Ac-
开始时相对浓度 0.1 0
0.2
平衡时相对浓度 0.1-x x 0.2+x
x为[H+] 平衡常数表达式
K øa＝x(0.2+x)/(0.1-x)
由于C0/
K
ø a
>>
400,且平衡左移，近似得
0.2+x=0.2 0.1-x=0.1
所以平衡常数的表达式为：
K øa＝0.2 x / 0.1
一、Arrhenius酸碱电离理论(Review) 二、酸碱质子理论
1 定义 2. 酸碱反应：质子转移的反应 3. 拉平效应、区分效应
区分效应
HClO4＋HAc≒ ClO4－ + H2Ac＋ pKa=5.8
H2SO4＋HAc≒ HSO4－ + H2Ac＋ pKa=8.2
HCl＋HAc≒ Cl－ + H2Ac＋
(2)影响上述体系 pH 值变动 0.1～0.2 个单位的因素是_____;
(3)影响缓冲容量的因素是__________________________;
(4)影响对外加酸缓冲能力大小的因素是_______________。
• 20.0 cm3 0.10 mol·dm-3 Na3PO4 溶液与 20.0 cm3 0.10 mol·dm-3H3PO4相混合, 溶液的 pH值是多少 ?
pKa=8.8
HNO3＋HAc≒ NO3－ + H2Ac＋ pKa=9.4
缓冲溶液
❖ 一、同离子效应
在弱酸或弱碱的电解质溶液中，加入与其 具有共同离子的强电解质使电离平衡向 左移，从而降低了弱电解质的电离度， 这种影响叫同离子效应。
例如
如在HAc溶液中加入一些NaAc，NaAc在溶 液中完全电离，则Ac－离子浓度增加很多，会 使醋酸电离平衡左移，也降低HAc电离度。设 在0.10mol·dm-3的HAc溶液中加入固体NaAc， 使NaAc的浓度达0.20 mol·dm-3，求溶液中的 [H+]和电离度。
H3PO4 : Ka1 = 7.52×10-3 , Ka2= 6.23×10-8 ,
Ka3= 4.4×10-13 ;
H2CO3 : Ka1 = 4.30×10-7 , Ka2= 5.61×10-11)(A) HAc-NaAc(B) NH3-NH4Cl
(C) NaH2PO4-Na2HPO4 (D) NaHCO3-Na2CO3
计算在0.050mol·l-1的 HAc和0.050 mol·l-1的NaAc溶液中 加入
0.010 mol·l-1的HCl前后PH值。
（1） 加入前：HAc ←→ H＋ + Ac－
初始 0.050 0 0.050
平衡时 0.050-x x 0.050+x
得 [H+]＝ x = K øa×C酸/C碱
二、缓冲溶液的组成和作用
1、能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而 保持体系的PH值基本不变的溶液称缓冲
2、溶一液般。是由弱酸和它的共轭碱 或由弱碱和它的共轭酸所组成，
如 HAc＋NaAc；NH3·H2O+NH4Cl；Na2H2PO4+ NaHPO4等 可配置成不同PH值的缓冲溶液。
3、缓冲溶液为什么能控制溶液PH值基本不变？以HAc ＋NaAc为例：
Na2H2PO4+ NaHPO4；HCO3－+CO32－
过量NH3+适量HCl 过量NH4＋+适量NaOH 过量NaAc+适量HCl
过量NaAc+适量NaOH？？
• 配制 pH = 7 的缓冲溶液时, 选择最合适的缓冲对是--
------------( )
( Ka HAc= 1.8×10-5 , Kb NH3= 1.8×10-5 ;
• 下列各混合溶液中,具有缓冲作用的是--------------------------( ) (A) HCl(1mol·dm-3) + NaAc(2mol·dm-3)
(B) NaOH(1mol·dm-3) + NH3(1mol·dm-3) (C) HCl(1mol·dm-3) + NaCl(1mol·dm-3)
(H3PO4的 Ka1=7.5×10-3, Ka2=6.2×10-8, Ka3=2.2×10-13)
❖ 测得某一弱酸 ( HA )溶液的 pH=2.52, 该一元 弱酸的钠盐 ( NaA ) 溶液的pH=9.15, 当上述 HA 与 NaA 溶液等体积混匀后测得 pH=4.52, 求该 一元弱酸的电离常数 K-HA 值为多少?
所以KøNH4＋＝ (C NH3 ) (CH3O + ) /CNH4+
=
cNH3 cH3O • cOH
=
KøW/
c
Kø
NH
NH3
4
cOH
二、强碱弱酸盐
以NaAc为例，其反应式： （1）NaAc→Na＋＋ Ac－ （2） Ac-＋ H2O ≒ HAc+ HO－
所以KøAc－＝ C HAc ·C OH－ /CNH4+ = C HAc ·C OH－ /CNH4+×C H＋ / C H＋ = KøW/ KøHAc
由 于 C0/
K
ø a
>>
400 且 平 衡 左 移 ， 近 似 得
0.050+x=0.050 0.050-x=0.050
即 [H+]＝K øa 所以 PH=4.76
PH＝PKa－lg（C酸/C碱） 假如1升中加入HCl后， 反应生成0.010 mol HAc，则反应
关系变得：
C酸＝0.050+0.010＝0.060 C碱＝0.050-0.010＝0.040
❖ 选择以下正确答案, 填入相应的空格内:
(A) 弱酸及其盐的浓度
(B) 弱酸盐浓度
(C) 弱酸及其盐的浓度比 (D) 弱酸的 Ka值
对于 HAc-NaAc 缓冲体系:
(1)决定体系 pH 值的主要因素是______________________;
三、弱酸弱碱盐水解
NH4＋+ Ac－+H2O ≒ NH3·H2O + HAc
K＝
c NH 3
cHAc
c NH 3
cHAc
•
c H
c OH
c c NH
4
Ac
c c NH
4
Ac
c H
c OH
KW Ka Kb
四、酸式盐水解
H2PO4- +H2O ≒ H 3PO4 + OHH2PO4- ≒ HPO42- + H+
HAc(aq) ≒ H+(aq)+Ac-(aq) Køa=1.8×10-5
二、多元酸电离平衡 以H2S例，其水溶液中反应
第一步：H2S ≒ H+＋HS－ K ø1,H2S=cH+·cHS-/cH2S 第二步：H S－ ≒ H+＋S2－ K ø2,H2S=cH+·cS2-/cHS-
§10.2 酸碱理论
有机无机化学化工热力学教学课件电解质溶 液
§10.1 弱电解质的平衡
一、一元弱酸、弱碱
1、弱酸 如HAc(CH3COOH)、 HNO2、 HCOOH、 HCN等 以HAc为例：其水溶液中电离反应
HAc(aq) ≒ H+(aq)+Ac-(aq) Køa=1.8×10-5 (298K) Køa的含义：
谢谢！
x=0.1 K øa/0.2 K øa=1.8×10－5代入 得 x=9.0×10－6
即[H+]=9.0×10-6 mol·dm-3
电离度 =[H+]/ C0 =9.0×10 －6/0.1 =9.0×10－3﹪
若不加入NaAc, 得
CH+= 1.3×10－3 = CH+/ C = 1.3﹪ 所以说, 加入 NaAc固体， 由于Ac－的影响使HAc的 缩小了144倍。
酸/C碱 有关， 但PH的缓冲范围一般是：PH = PK±1
（2）酸度或碱度和盐的浓度越大，则缓冲能力强， 但在C酸/C碱 的比值为1时，缓冲性能最好。
（3）用水稀释 PH＝PK ø酸－㏒（C酸/C碱）
或 POH＝PK ø碱－㏒（C碱/C酸） PH不变
5、配制缓冲溶液 酸＋共轭碱 ，如： HAc＋NaAc；NH3·H2O+NH4Cl；
PH＝PKa－lg（C酸/C碱） ＝4.76-0.17
＝4.59
如果是加强碱0.010mol ，
PH＝PKa－lg（C酸/C碱） ＝4.76- （- 0.17 ）
＝4.93
4、缓冲溶液的特点：
（1）PH值或POH值的一般表达式： PH＝PK ø酸－㏒（C酸/C碱） POH＝PK ø碱－㏒（C碱/C酸） 所以，PH值或POH值主要取决于PK ø值，但与 C
§10.2 盐的水解
强电解质不管强酸强碱盐（如：NaCl， K2SO4），强酸弱碱盐（如：NH4Cl），弱 酸强盐碱（如：NaAc，KCN）溶在水中总 是多数以离子存在，但是组成不同，其溶 液酸碱性不同，由于不同离子结合质子能 力不一样，水解程度不同。强酸强碱盐不 发生水解。
一、强酸弱碱盐
以NH4Cl为例，其反应式为： （1）NH4Cl（s）→NH4++ Cl－ （2）NH4+(aq)＋H2O ≒ NH3(aq)＋H3O＋(aq)
解：
HAc ←→ H+ + Ac-
开始时相对浓度 0.1 0
0.2
平衡时相对浓度 0.1-x x 0.2+x
x为[H+] 平衡常数表达式
K øa＝x(0.2+x)/(0.1-x)
由于C0/
K
ø a
>>
400,且平衡左移，近似得
0.2+x=0.2 0.1-x=0.1
所以平衡常数的表达式为：
K øa＝0.2 x / 0.1
一、Arrhenius酸碱电离理论(Review) 二、酸碱质子理论
1 定义 2. 酸碱反应：质子转移的反应 3. 拉平效应、区分效应
区分效应
HClO4＋HAc≒ ClO4－ + H2Ac＋ pKa=5.8
H2SO4＋HAc≒ HSO4－ + H2Ac＋ pKa=8.2
HCl＋HAc≒ Cl－ + H2Ac＋
(2)影响上述体系 pH 值变动 0.1～0.2 个单位的因素是_____;
(3)影响缓冲容量的因素是__________________________;
(4)影响对外加酸缓冲能力大小的因素是_______________。
• 20.0 cm3 0.10 mol·dm-3 Na3PO4 溶液与 20.0 cm3 0.10 mol·dm-3H3PO4相混合, 溶液的 pH值是多少 ?
pKa=8.8
HNO3＋HAc≒ NO3－ + H2Ac＋ pKa=9.4
缓冲溶液
❖ 一、同离子效应
在弱酸或弱碱的电解质溶液中，加入与其 具有共同离子的强电解质使电离平衡向 左移，从而降低了弱电解质的电离度， 这种影响叫同离子效应。
例如
如在HAc溶液中加入一些NaAc，NaAc在溶 液中完全电离，则Ac－离子浓度增加很多，会 使醋酸电离平衡左移，也降低HAc电离度。设 在0.10mol·dm-3的HAc溶液中加入固体NaAc， 使NaAc的浓度达0.20 mol·dm-3，求溶液中的 [H+]和电离度。
H3PO4 : Ka1 = 7.52×10-3 , Ka2= 6.23×10-8 ,
Ka3= 4.4×10-13 ;
H2CO3 : Ka1 = 4.30×10-7 , Ka2= 5.61×10-11)(A) HAc-NaAc(B) NH3-NH4Cl
(C) NaH2PO4-Na2HPO4 (D) NaHCO3-Na2CO3
计算在0.050mol·l-1的 HAc和0.050 mol·l-1的NaAc溶液中 加入
0.010 mol·l-1的HCl前后PH值。
（1） 加入前：HAc ←→ H＋ + Ac－
初始 0.050 0 0.050
平衡时 0.050-x x 0.050+x
得 [H+]＝ x = K øa×C酸/C碱
二、缓冲溶液的组成和作用
1、能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而 保持体系的PH值基本不变的溶液称缓冲
2、溶一液般。是由弱酸和它的共轭碱 或由弱碱和它的共轭酸所组成，
如 HAc＋NaAc；NH3·H2O+NH4Cl；Na2H2PO4+ NaHPO4等 可配置成不同PH值的缓冲溶液。
3、缓冲溶液为什么能控制溶液PH值基本不变？以HAc ＋NaAc为例：
Na2H2PO4+ NaHPO4；HCO3－+CO32－
过量NH3+适量HCl 过量NH4＋+适量NaOH 过量NaAc+适量HCl
过量NaAc+适量NaOH？？
• 配制 pH = 7 的缓冲溶液时, 选择最合适的缓冲对是--
------------( )
( Ka HAc= 1.8×10-5 , Kb NH3= 1.8×10-5 ;
• 下列各混合溶液中,具有缓冲作用的是--------------------------( ) (A) HCl(1mol·dm-3) + NaAc(2mol·dm-3)
(B) NaOH(1mol·dm-3) + NH3(1mol·dm-3) (C) HCl(1mol·dm-3) + NaCl(1mol·dm-3)
(H3PO4的 Ka1=7.5×10-3, Ka2=6.2×10-8, Ka3=2.2×10-13)
❖ 测得某一弱酸 ( HA )溶液的 pH=2.52, 该一元 弱酸的钠盐 ( NaA ) 溶液的pH=9.15, 当上述 HA 与 NaA 溶液等体积混匀后测得 pH=4.52, 求该 一元弱酸的电离常数 K-HA 值为多少?
所以KøNH4＋＝ (C NH3 ) (CH3O + ) /CNH4+
=
cNH3 cH3O • cOH
=
KøW/
c
Kø
NH
NH3
4
cOH
二、强碱弱酸盐
以NaAc为例，其反应式： （1）NaAc→Na＋＋ Ac－ （2） Ac-＋ H2O ≒ HAc+ HO－
所以KøAc－＝ C HAc ·C OH－ /CNH4+ = C HAc ·C OH－ /CNH4+×C H＋ / C H＋ = KøW/ KøHAc
由 于 C0/
K
ø a
>>
400 且 平 衡 左 移 ， 近 似 得
0.050+x=0.050 0.050-x=0.050
即 [H+]＝K øa 所以 PH=4.76
PH＝PKa－lg（C酸/C碱） 假如1升中加入HCl后， 反应生成0.010 mol HAc，则反应
关系变得：
C酸＝0.050+0.010＝0.060 C碱＝0.050-0.010＝0.040