电解质溶液的依数性
稀溶液的依数性稀溶液依数性
2.与温度有关
2.与温度有关
3.与蒸发面积有关
蒸发：晾衣
凝结：黄梅天回潮 稀溶液的依数性稀溶液依数性
2
蒸气压
稀溶液的依数性稀溶液依数性
3
与液相处于平衡时的蒸气所具有的压力（压强） 称为该温度下的饱和蒸气压，简称蒸气压，用p 表示，单位为Pa或kPa。P9
液体的蒸气压p与：1.液体的本性有关 2.与温度有关
∵xA+xB=1 p=po(1-xB)=po-poxB xB=nB/(nA+nB)nB/nA =nBMA/mA=MAbB
p= poxB=poMAbB=KbB 稀溶液依数性：p= KbB
或：p= KcB
稀溶液的依数性稀溶液依数性
9
注意点： 1.溶质：难挥发性非电解质 电解质： p= iKbB 对于NaCl i=2 对于CaCl2 i=3
固体也有蒸气压，如：冰、樟脑、碘等
稀溶液的依数性稀溶液依数性
4பைடு நூலகம்
稀溶液的依数性稀溶液依数性
5
二、溶液的蒸气压下降 （Vaper pressure lowering）
当溶液中溶解了难挥发性物质后，溶液 的蒸气压会比纯溶剂低。 见P10图2-2
稀溶液的依数性稀溶液依数性
6
稀溶液的依数性稀溶液依数性
7
稀溶液的依数性稀溶液依数性
19
上述方法用来M不太精确 1.公式近似 2.bB0.1molkg-1，Tf 0.186oC，测量误差大
P14 例2-2
稀溶液的依数性稀溶液依数性
20
第三节 溶液的渗透压力
一、渗透现象和渗透压力 （osmotic pressure）
扩散：
半透膜（细胞壁、肠衣、 毛细血管壁）
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
无机化学级 溶液依数性 优质课件
德拜 和 休克尔提出：
（一） 离子氛(ion atmosphere)：
中心离子周围的那些异性离子群
在强电解质溶液中，由于离子氛的形成， 使离子不能充分表现它应有的性质
离子对的存在，使自由离子的浓度降低， 也使依数性和导电能力的下降
5
离子氛示意图
-
+
离子的有效浓度（表观浓度）总比理论浓度小些
路易斯----活度
1）浓度计算
Π = CBRT = 2×0.02×8.314×298
Π = 99.1kPa
2）活度计算 活度----活度系数---离子强度
I
1 2
B
bB zB2
=
1（0.0212 0.0212） 0.02 2
lg i Azi2 1 I I
lg i
0.50912
1
0.02 0.02
0.0631
Na Cl 0.865 Nac Clc 0.865 0.04 0.0346
RT = 0.0346×8.314×298=85.7 kPa
实验值 86.1 kPa
12
稀溶液的依数性
掌握：
Raoult定律
作业题
电解质溶液
稀溶液 依数性
溶液的蒸气压下降 溶液的沸点升高 溶液的凝固点降低 溶液有渗透压力
ΔP = K·bB ΔTb= Kb·bB ΔTf = Kf·bB
Π = bBRT
各个依数性的原理、 计算公式及其相互联系 渗透压力在医学上的意义
电解质溶液的特殊性
电离度和弱电解质---强电解质
电解质溶液
已解离的分子数
α = 原有分子总数 ×100%
电解质溶液的依数性
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)
无机化学(上)11 溶液依数性的应用1.2.4 溶液依数性的应用
溶液依数性的应用一、溶液依数性的特点：稀溶液、难挥发、非电解质难点分析：为什么在讨论稀溶液的依数性时，要把溶质限定为难挥发非电解质?公式由ΔP = k·m 推出，在推导时，有条件：溶质不挥发，且n质<< n剂，即为稀溶液。
溶质若为易挥发的物质或电解质，则对依数性的影响比较复杂。
例如，在水中加入一定量的乙醇，由于乙醇的挥发性大于水，在一定温度下，乙醇溶液的蒸气压就会大于该温度下纯水的蒸气压。
所以溶液的蒸气压不是降低而是升高了。
由于溶液的蒸气压升高了，该溶液的沸点就降低了。
但溶液的凝固点是溶剂的固相蒸气压与溶液中溶剂的蒸气分压达到平衡时的温度。
不管易挥发还是难挥发的溶质，都会降低溶液中溶剂的蒸气分压，所以凝固点都会下降。
溶质是电解质，在水中能解离成离子。
带电离子在溶液中强烈的相互作用使其有效浓度即活度与计量浓度相差较大，而且随离子电荷增加和浓度增大，这个差距会变得越来越大。
故在讨论溶液依数性时，为了使依数性与溶液浓度之间的关系简单化，能用简单公式把他们定量的联系起来，所以把溶质限定为难挥发非电解质。
二、溶液依数性的应用1、测定分子量例题：将 1.09g 葡萄糖溶于 20g 水中，所得溶液的沸点升高了 0.156K，求葡萄糖的分子量。
解: 先求出m。
和实际分子量 180 相近，利用凝固点法，测分子量更准确。
因为 k f比 k b要大，温度差要更明显一些。
就测定方法本身来讲，凝固点的测定比沸点测定精确度高。
2、水和溶液的步冷曲线稀溶液的依数性除了如例题所示，可以用来测定分子量，还可以解释一些现象和应用于实际中。
在冷却过程中，物质的温度随时间而变化的曲线，叫做步冷曲线。
在步冷曲线中，纵坐标为温度，横坐标为时间。
曲线(1)是H2O 的步冷曲线，AB段是H2O，液相，温度不断下降；B点开始结冰；BC段温度不变； C点全部结冰；CD段冰的温度不断下降。
曲线(2)是溶液的步冷曲线，A’B’是溶液，液相；B’是溶液的冰点，低于273K，由于有冰析出，溶液的浓度增加，冰点更低，温度下降，故 B’C’段温度不恒定；从C’点开始一同析出冰盐混合物，且二者具有固定的比例，即和此时溶液的比例相同。
药理学中关与解离度的计算
药理学中关与解离度的计算
解离度的计算公式:α=（已离解的弱电解质的浓度/弱电解质的起始浓度）*100%。
解离度的单位为1，习惯上也可以百分率来表示。
解离度可通过测定电解质溶液的依数性求得。
弱电解质在水溶液中只部分电离，绝大部分以分子形式存在，因此在弱电解质溶液中，弱电解质解离和生成始终在进行，并最终达到平衡，这种平衡称为离解平衡。
电解质达到解离平衡时，已解离的分子数和原有分子数之比。
用希腊字母α来表示。
解离度相当于化学平衡中的转化率，其大小反映了弱电解质解离的程度，α越小，解离的程度越小，电解质越弱。
其大小主要取决于电解质的本身，除此之外还受溶液起始浓度、温度和其它电解质存在等因素的影响。
解离度由pKa及所在环境的pH决定，在弱电解质溶液中，只有已解离的部分才能承担传递电荷量的任务，电解质溶液的浓度c越小,弱电解质的解离度α越大。
在无限稀释的电解质溶液中，可认为弱电解质是完全电离的。
对于弱酸性药物：10pH-pKa=[离子型]/[非离子型]
对于弱碱性药物：10pKa-pH=[离子型]/[非离子型]
108.4-7.4=[离子型]/[非离子型]
即101=[离子型]/[非离子型]=10
解离度是指[离子型]/[离子型]+[非离子
型]=10/10+1=10/11=0.909约等于90%。
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+）
第一章 稀溶液依数性和气体分压定律习题
9. 0.58%NaCl溶液产生的渗透压与下列溶液渗透压较接近的是 _b_ 。 （a）0.1mol/L 蔗糖溶液 （b） 0.2mol/L 葡萄糖溶液 （c）0.1mol/L 葡萄糖溶液 （d） 0.1mol/L BaCl2 溶液
10. 在一定温度下，某容器中含有相同质量的H2 (g)、O2 (g)、N2 (g)及He (g)的混合气体，混合气体中分压最小的是_b_ 。 （a） H2 (g) （b） O2 (g) （c） N2 (g) （d） He (g)
二、自测习题
一、判断题（对的打√，错的打×） 1.由于乙醇比水易挥发，故在相同温度下乙醇的蒸气压大于水 的蒸气压。(√) 2.在液体的蒸气压与温度的关系图上，曲线上的任一点均表示 气、液两相共存时的相应温度及压力。(√ ) 3.将相同质量的葡萄糖和尿素分别溶解在100g水中，则形成的 两份溶液在温度相同时的Δp、ΔTb、ΔTf、Π均相同。(×) 4.若两种溶液的渗透压力相等，其物质的量浓度也相等。(×) 5.某物质的液相自发转变为固相，说明在此温度下液相的蒸气 压大于固相的蒸气压。 (√)
2. 欲使相同温度的两种稀溶液间不发生渗透，应使两溶液 ( ) A. 质量摩尔浓度相同 B. 物质的量浓度相同 C. 质量浓度相同 D. 质量分数相同 E. 渗透浓度相同 答案：D E
3.有下列水溶液：①0.100 mol· kg-1的C6H12O6、②0.100 mol· kg1的NaCl、③0.100 mol· kg-1Na2SO4。在相同温度下，蒸气压由 大到小的顺序是( ) A. ②＞①＞③ B. ①＞②＞③ C. ②＞③＞① 质点浓度小到大 D. ③＞②＞① E. ①＞③＞②
6. 0.2 mol· L-1的NaCl溶液的渗透压力等于0.2 mol· L-1的葡萄糖 溶液的渗透压力。(× ) 7. 将浓度不同的两种非电解质溶液用半透膜隔开时，水分子 从渗透压力小的一方向渗透压力大的一方渗透。(√ ) 8 .一块冰放入0℃的水中，另一块冰放入0℃的盐水中，两种 情况下发生的现象一样。(× )
应用物理化学习题解答
《应用物理化学》习题及部分思考题解答刘志明孙清瑞吴也平编解黑龙江八一农垦大学齐齐哈尔大学河南科技大学2009年7月31日第一章 热力学定律思考题1. 设有一电炉丝浸入水槽中(见下图)，接上电源，通以电流一段时间。
分别按下列几种情况作为体系，试问ΔU 、Q 、W 为正、为负，还是为零？①以水和电阻丝为体系； ②以水为体系； ③以电阻丝为体系； ④以电池为体系；⑤以电池、电阻丝为体系； ⑥以电池、电阻丝和水为体系。
答：该题答案列表如下。
2. 任一气体从同一始态出发分别经绝热可逆膨胀和绝热不可逆膨胀达到体积相同的终态，终态压力相同吗?答：不同。
膨胀到相同体积时，绝热可逆与绝热不可逆的终态温度和压力不同。
3. 熵是量度体系无序程度大小的物理量。
下列情况哪一种物质的摩尔熵值更大？(1)室温下纯铁与碳钢； (2)100℃的液态水与100℃的水蒸气； (3)同一温度下结晶完整的金属与有缺陷的金属；(4)1000℃的铁块与1600℃铁水。
答：温度相同的同一种物质，气、液、固态相比（例如水蒸气、液态水和冰相比），气态的微观状态数最大，固态的微观状态数最小，液态居中，因此，摩尔熵气态最大，液态次之，固态最小；同类物质，例如，氟、氯、溴、碘，分子量越大摩尔熵越大；分子结构越复杂熵越大；分子构象越丰富熵越大；同素异形体或同分异构体的摩尔熵也不相同。
（1）、（2）、（3）和（4）均是后者摩尔熵值大。
4. 小分子电解质的渗透压与非电解质的渗透压哪个大？为什么？电解质的稀溶液是否有依数性？其渗透压公式是怎样的？答：非电解质的渗透压大。
因为非电解质不能电离，通过半透膜的几率就小，这样就造成膜两侧的浓差增大，使渗透压增大。
小分子电解质的稀溶液有依数性，但不显著。
稀溶液以浓度代替活度，()RT RT 2c 21c 2c1c 1c 2c ++=∆=π，若c 1>>c 2，RT 1c 2=π；若c 2>>c 1，RT 1c =π，c 1、c 2分别为溶液一侧和溶剂一侧的浓度。
第三章水化学重要概念稀溶液定律（依数性定律）由难挥发的非电解质
第三章 水化学重要概念1.稀溶液定律（依数性定律）：由难挥发的非电解质所形成的稀溶液的性质，溶液的蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降和溶液渗透压与一定量溶剂中所溶剂溶质的数量（物质的量）成正比，而与溶质本身的性质无关，故称依数性。
2.蒸气压：在一定条件下，液体内部那些能量较大的分子会克服液体分子间的引力从液体表面逸出，成为蒸气分子，这个过程称为蒸发或者气化，此过程吸热。
相反蒸发出来的蒸气分子也可能撞到液面，为液体分子所吸引，而重新进入液体中，此过程称为液化，此过程放热。
随着蒸发的进行，蒸气浓度逐渐增大，凝聚的速度也就随之增大，当凝聚的速度和蒸发的速度达到相等时，液体和它的蒸气就达到了平衡状态。
此时蒸气所具有的压力叫做该温度下液体的饱和蒸气压。
3.蒸气压下降：向溶剂（如水）中加入难挥发的溶质，使它溶解成为溶液时，可以测得溶剂的蒸气压下降。
同一温度下，纯溶剂蒸气压与溶液蒸气压之差叫做溶液的蒸气压下降。
4.在一定的温度下，难挥发的非电解质稀溶液中溶剂的蒸气压下降（p ∆）与溶质的摩尔分数成正比：A B A B p x p nn p =⨯=∆ 。
5.溶液的沸点上升和凝固点下降：当某一液体的蒸气压等于外界压力时（无特殊说明外界压力均指101.325kPa ），液体就会沸腾，此时温度称为液体的沸点。
表示为bp T 。
6.凝固点：该物质的液相蒸气压和固相蒸气压相等时的温度。
表示为fp T 。
7.一般由于溶质的加入会使溶剂的凝固点下降，溶液的沸点上升，而且溶液越浓，凝固点和沸点改变越大。
8.难挥发的非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度成正比（所谓的质量摩尔浓度指1kg 溶剂中所含溶质的物质的量）。
用公式表示为：m K mk fp fp bp =∆=∆T T bp 式中fp bp K K 和分别称为溶剂的摩尔沸点上升常数，和溶剂的摩尔凝固点下降常数，单位为1mol kg K -⋅⋅。
9.渗透压：是维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。
《无极及分析化学》(第三版)第一章 课后习题答案详解
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。
第二章 溶液依数性
例. 在100克水中溶解4.56克尿素, 计 算此溶液的沸点。
12 /30
(2) 测定难挥发非电解质的摩尔质量
例. 将0.40g葡萄糖溶于20.0g水中，测得 溶液的 沸点为100.056 ℃，计算葡萄糖的摩尔质量。
13 /30
4. 溶液的凝固点下降
freezing point lowering
① 有半透膜的存在； ② 膜两边的溶液存在浓度差；
22 /30
为了维持渗透平衡向溶液所施加的最小外压。
渗透方向:
溶剂分子从纯溶剂→溶液， 或是从稀溶液→浓溶液。
23 /30
5) Van’t Hoff 定律
πV = nRT π = nRT/V = cRT
R 8.314Pa m 3 K 1 mol 1 8.314kPa dm 3 K 1 mol 1
17 /30
例. 将0.40g葡萄糖溶于20.0g水中,测得溶液的 凝固点为-0.207 ℃,计算葡萄糖 的摩尔质量.
18 /30
5. 电解质稀溶液的依数性行为
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
10 /30
T
2) 溶液的沸点升高：
溶液的沸点高于纯溶剂的沸点。 原因：溶液的蒸汽压低于纯溶剂的蒸汽压。
Tb Tb T Kb b(B)
* b
◆ 它只与溶质的质量摩尔浓度成正比,
而与溶质的本性无关。 Kb 为沸点升高常数 Ebullioscopic constant
11 /30
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
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。
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把酸碱的定义局限于以水为溶剂的系统,不适用于非水系统 无法解释NH3、Na2CO3均不含OHˉ，也具有碱性。 将酸碱的概念绝对化,无统一计算溶液pH值的公式
2.酸碱质子理论(the Bronsted-lowry aeid-base
model) 1923年 J.N 和T.M.Lovory提出了酸碱质子理论，扩大 了酸碱范围。
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 渗透压
BaCl2 →HCl → HAc → 蔗糖 蔗糖 → HAc → HCl → BaCl2 BaCl2 → HCl → HAc → 蔗糖 蔗糖→ HAc → HCl → BaCl2 BaCl2 → HCl → HAc → 蔗糖
简写成
K
＝
a
c
eq
(
H ceq
) ceq ( Ac (HAc)
)
Ka值越大,即 解离程度越大
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。
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.
解离常数
以HAc为例： HAc(aq)
H+ (aq) + Ac－ (aq)
K＝
(ceq
(
H
) c ) (ceq (ceq (HAc)
( Ac c )
)
c )
凡能给出质子的物质（分子或离子）都是酸； 凡能结合质子的物质（分子或离子）都是碱。
如在水溶液中 酸
HCl(aq）
HAc(aq) NH4+(aq) HCO3-(aq) Al(H2O)63+
质子 + 碱
H+(aq) +Cl-(aq)
H+(aq) +Acˉ(aq)
H+(aq) +NH3(aq)
H+(aq) + CO32-(aq)
H2O+ NH+ 4 (中和) NH+ 4 /NH3, H3O+/ H2O
OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OHHCO– 3 + OHˉ(水解) HC–O 3/C2O- 3,
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
布朗斯特 (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.
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:
Δp = i K mB ΔTbp = i KbpmB ΔTfp = i KfpmB
3.2 酸碱平衡
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。
解离度
已解离的电解质浓度 电解质的起始浓度 100%
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。
3.1.5电解质溶液的依数性
思考1：相同浓度的电解质溶液的蒸气压与非电解质比如何变化？
答：其蒸气压下降，沸点上升和凝固点下降，以及溶液渗透压 的数值变化均比同浓度的非电解质大。
性质
•
蒸气压p
• 蒸气压下降p
•
沸点Tb
• 沸点上升Tb
•
凝固点Tf
• 凝固点下降Tf
蔗糖 高 小 低 小 高 小
HAc溶液 NaCl溶液
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－
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)
HAc(aq)
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。
H2O是碱
NH3 + H2O == OH－ + NH4+
H2O是酸
HHS2SOO－ 4 4
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
共轭酸碱对 H－2SO4/HSO4－, NH4+/NH3, H3O+/ H2O, HCl/Cl－, HCO3-/CO32
例如：
HAc + H2O H3O+ +NH3 H2O+ CNH2O+ CO23H2O/OH-
共轭酸碱对
酸 H＋＋碱
共轭酸碱对
H3O+ +Ac- (电离)
HAc/Ac-, H3O+/ H2O
向进行
(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，
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？
3.1.5 电解质溶液的依数性
如：从部分电解质的0.1mol·kg-1溶液的凝固点下降数值与 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
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.
通常0.1mol·kg-1溶液中 ，
强电解质α>30%；
弱电解质α<5%；
强电解质：在水中全部解离
中强电解质α=5%～30%
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
3.2.1 酸碱质子理论
一.酸碱的概念
[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。
) ceq ( (HA)
A
)
{ceq (H )}2 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
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起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1-α) ca ca
α
＝ c(已解离物质) c (原有物质)
100％
α值越大,即解离程度越大
Ka
(c / c )2 c(1 ) / c
0.348
0.186
1.87
HCl
0.355
0.186
1.91
K2SO4
0.458
0.186
2.46
CH3COOH 0.188