电解质溶液和解离平衡
化学解离平衡实验报告
一、实验目的1. 理解并掌握解离平衡的概念；2. 掌握弱电解质解离平衡的原理和影响因素；3. 通过实验验证弱电解质解离平衡的规律；4. 提高实验操作技能和数据分析能力。
二、实验原理1. 弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡，如：HA ⇌ H+ + A-；2. 影响解离平衡的因素有：浓度、温度、酸碱度等；3. 同离子效应：向弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离。
三、实验仪器与药品1. 仪器：酸度计、滴定管、锥形瓶、烧杯、玻璃棒、滴定台、移液管等；2. 药品：醋酸、氢氧化钠、酚酞、甲基橙、氯化钠等。
四、实验步骤1. 准备溶液：配置0.1mol/L的醋酸溶液、0.1mol/L的氢氧化钠溶液、0.1mol/L 的氯化钠溶液；2. 测定醋酸溶液的pH值：用酸度计测定0.1mol/L醋酸溶液的pH值；3. 加入氢氧化钠溶液：向醋酸溶液中加入氢氧化钠溶液，观察pH值变化；4. 加入氯化钠溶液：向醋酸溶液中加入氯化钠溶液，观察pH值变化；5. 比较实验结果：分析实验数据，验证弱电解质解离平衡的规律。
五、实验数据与分析1. 醋酸溶液的pH值为4.74；2. 加入氢氧化钠溶液后，pH值逐渐上升，最终稳定在12.28；3. 加入氯化钠溶液后，pH值无明显变化。
分析：1. 醋酸溶液为弱酸，存在电离平衡：HA ⇌ H+ + A-；2. 加入氢氧化钠溶液后，氢氧化钠与醋酸发生中和反应，消耗H+，使pH值上升；3. 加入氯化钠溶液后，氯化钠为强电解质，不参与醋酸的电离平衡，pH值无明显变化。
六、实验结论1. 弱电解质在水溶液中存在电离平衡；2. 醋酸溶液的pH值受氢氧化钠溶液的影响，受氯化钠溶液影响较小；3. 同离子效应可以抑制弱电解质的电离。
七、实验注意事项1. 实验过程中注意操作规范，确保实验数据准确；2. 使用酸度计时，注意仪器校准和电极清洗；3. 加入试剂时，注意观察溶液颜色变化，以便判断反应进行情况。
第四章 解离平衡
— + + — +
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+ —
离子氛示意图
表观电离度 强电解质的解离度与弱电解质的解离度的 意义完全不同，它仅表示溶液中离子间相互 牵制作用的强弱程度，称强电解质的解离度 为表观电离度。
4.1.3活度
活度：单位体积电解质溶液中，表观上所含 有的离子“浓度”，称有效“浓度”，也称活度。 活度与实际浓度间的关系如下：
K 酸愈强，K a 愈大， b 愈小,其共轭碱愈弱。反之 亦然。
例：NH3 ~ NH4+
NH3 +
H 2O
NH4+
+ OH-
已知NH3的 K b为1.78×10-5，则NH4+的 K a 为：
K a , NH 4
Kw 1.0 10 10 5.6 10 5 K b , NH 3 1.7810
4.1.2 强电解质溶液理论
一般认为强电解质的解离度是100%，
但根据溶液的导电性等实验证明强电解质 在溶液中的解离度小于100%，什么原因造 成强电解质溶液解离不完全的假象呢？
1923年，德拜和休克尔提出离子氛的概念 (ionic atmosphere)。认为：强电解质在溶 液中是完全解离的，但由于离子间的相互 作用，每一个离子都受到相反电荷离子的 包围，形成“离子氛”。这种离子间的相 互作用使溶液中的离子并不完全自由。其 表现是：溶液导电能力下降，产生一种解 离不完全的假象。
解离平衡实验报告结果
一、实验目的1. 了解解离平衡的基本概念和原理。
2. 通过实验验证弱电解质、强电解质在溶液中的解离平衡。
3. 掌握解离平衡的实验操作和数据处理方法。
二、实验原理解离平衡是指弱电解质或强电解质在水溶液中，部分或完全解离成离子的动态平衡过程。
弱电解质在水溶液中部分解离，强电解质在水溶液中完全解离。
本实验主要验证弱电解质和强电解质在溶液中的解离平衡。
三、实验仪器与药品1. 仪器：酸度计、滴定管、移液管、烧杯、锥形瓶、玻璃棒、试管等。
2. 药品：0.1 mol/L HCl溶液、0.1 mol/L NaOH溶液、酚酞指示剂、醋酸溶液、醋酸钠溶液、氯化钠溶液、氯化镁溶液、氢氧化钠溶液、氯化铵溶液等。
四、实验步骤1. 测定0.1 mol/L HCl溶液的pH值，记录数据。
2. 测定0.1 mol/L NaOH溶液的pH值，记录数据。
3. 测定0.1 mol/L醋酸溶液的pH值，记录数据。
4. 测定0.1 mol/L醋酸钠溶液的pH值，记录数据。
5. 测定0.1 mol/L氯化钠溶液的pH值，记录数据。
6. 测定0.1 mol/L氯化镁溶液的pH值，记录数据。
7. 测定0.1 mol/L氢氧化钠溶液与氯化镁溶液混合后的pH值，记录数据。
8. 测定0.1 mol/L氯化铵溶液与氯化镁溶液混合后的pH值，记录数据。
五、实验数据与处理1. HCl溶液的pH值为1.0。
2. NaOH溶液的pH值为13.0。
3. 醋酸溶液的pH值为4.5。
4. 醋酸钠溶液的pH值为9.0。
5. 氯化钠溶液的pH值为7.0。
6. 氯化镁溶液的pH值为5.5。
7. 氢氧化钠溶液与氯化镁溶液混合后的pH值为9.5。
8. 氯化铵溶液与氯化镁溶液混合后的pH值为6.5。
六、实验结果与分析1. HCl溶液和NaOH溶液的pH值分别为1.0和13.0，说明HCl和NaOH在水中完全解离，溶液呈强酸性或强碱性。
2. 醋酸溶液的pH值为4.5，说明醋酸在水中部分解离，溶液呈弱酸性。
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
无机及分析化学-4解离平衡
酸性溶液中不含OH-，碱性溶液中不含H+。
（）
3、中和0.1mol/L的氨水和NaOH，所需要的HCl量相同。（）
4、下列物质pH值相同，物质的量浓度最大的是（）
A HCl B H2SO4 C H3PO4 D CH3COOH 5、一种酸的强度与它在水溶液中性质有关的是（）
A 浓度 B 解离度 C 解离常数 D 溶解度
[例] 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 。
2019/7/10
第四章 解离平衡
4-3 缓冲溶液
一、缓冲作用原理和基本公式
缓冲溶液----能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释作用而
本身pH值保持基本不变的溶液。
[H ][OH ] Kc[H2O] 1.810 16 55.54 1.0 10 1（4 室温时） Kw
说明：
Kw—水的离子积常数
1)T
Kw
2)对于任何一种水溶液[H ][OH ] 1.0101（4 室温时）
或pH pOH 14
2019/7/10
HCO3-+H2O
H2CO3+ OH-
K h1
Kw Ka2
K h2
Kw K a1
第四章 解离平衡
4-2 溶液的酸碱性 小结
1、水的电离 任何水溶液中[H ][OH ] 1.01014 Kw或pH pOH 14
水溶液的酸碱性取决于：水溶液中H+和OH-浓度 的相对大小
3）若[H+]<[OH-] 即[H+] <10-7 或pH>7
解释一下电解质溶液中的电离和解离过程
解释一下电解质溶液中的电离和解离过程电解质溶液中的电离和解离过程是两个相互关联的概念，但它们有一些不同之处。
电离是指电解质在水中离解成自由移动离子的过程。
这个过程是自发进行的，因为水分子会从离子中“夺走”束缚电子，从而形成水合离子。
在水中，这些水合离子可以自由移动，从而导电。
例如，氯化钠在水中电离成钠离子和氯离子。
解离则是一个平衡过程，其中电解质与溶剂分子之间的相互作用使得电解质完全离解成单个的离子。
这个过程通常需要加热或加入酸或碱来打破分子间的化学键。
例如，硫酸钡在水中需要高温或强酸或强碱才能完全解离成钡离子和硫酸根离子。
总的来说，电离是一个自发过程，而解离通常需要一些外部因素来打破分子间的化学键。
在电解质溶液中，这两个过程都存在，并且它们共同决定了溶液的导电性和离子浓度。
解离平衡实验报告
实验5. 解 离 平 衡一、 实验目的1. 进一步理解和巩固酸碱反应的有关概念和原理（如：同离子效应、盐类的水解及其影响因素）。
2. 学习试管实验的一些基本操作。
3. 学习缓冲溶液的配制及其pH 的测定，了解缓冲溶液的缓冲性能。
4. 掌握酸度计的使用方法。
二、 实验原理 1. 同离子效应弱酸、弱碱的解离平衡：)()()()(32aq A aq O H l O H aq HA)()()()(2aq OH aq BH l O H aq B在弱电解质溶液中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度下降的现象叫做同离子效应。
2. 盐的水解强酸弱碱盐水解显酸性； 强碱弱酸盐水解显碱性；弱酸弱碱双水解，溶液酸碱性视弱酸弱碱的相对强弱。
水解反应是中和反应的逆过程，是吸热反应，因此升高温度有利于盐类的水解。
3. 缓冲溶液1) 弱酸－弱酸盐组成的缓冲溶液的pH 计算：)()(lg)(A c HA c HA pK pH a2) 弱碱－弱碱盐组成的缓冲溶液的pH 计算：)()(lg )(14BH c B c B pK pH b＝)()(lg )(B c BH c BH pK a一般用pH 计精确测定溶液的pH 值。
缓冲溶液的缓冲能力与溶液的浓度以及)()( A c HA c 、)()(BH c B c 的比值有关，其浓度越大、比值越接近1时，缓冲能力越强（比值一般在0.1~10）。
三、 实验步骤 1. 同离子效应1) 用pH 试纸，酚酞试剂测定和检查0.1 mol·L -1 NH 3·H 2O 的pH 及其酸碱性；再加入少量NH 4OAc(s)，观察现象，写出反应方程式，并简要解释之。
2) 用0.1 mol·L -1 HOAc 代替0.1 mol·L -1 NH 3·H 2O ，用甲基橙代替酚酞，重复实验1)。
第二章 溶液和弱电解质的解离平衡第三节 弱电解质的解离平衡
教案课程名称：化学课程类型：公共基础课教学进程：第6次课第二章第三、四节学时：2使用教材：《化学》（通用版）主备人：昌永进〖教学目标〗1.了解电解质的解离和强电解质、弱电解质的概念。
2．了解弱电解质的解离平衡。
3．理解水的离子积和用pH表示溶液酸碱度的方法。
〖教学重点〗1. 强电解质、弱电解质的概念。
2.弱电解质的解离平衡。
3．水的离子积和pH表示溶液酸碱度的方法。
〖教学难点〗1．弱电解质的解离平衡。
2．水的离子积和溶液的pH。
〖教法建议〗借助电解质溶液的导电实验或课件展示，引出强弱电解质的解离实质，由此介绍水的解离、水的离子积和溶液pH的知识。
教学中，要采用比较法或列举生活中的实例，以调动学生学习兴趣，提高教学效果。
〖教学内容〗引言：在前面的学习中，已经学过化学平衡的概念、特征和影响化学平衡移动的因素。
在此基础上，本节着重讨论弱电解质的解离平衡、水的离子积和溶液的pH。
新授：第三节弱电解质的解离平衡一、强电解质与弱电解质凡是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质，电解质在水溶液中之所以能够导电，是因为它们在水溶液中发生了解离，产生了能够自由移动的离子。
通常，把能够全部解离的电解质称为强电解质，反之称为弱电解质。
强酸、强碱和大多数盐类都是强电解质，它们在水溶液里全部以离子形式存在，通常用“====”表示完全解离。
例如：HCl ==== H+＋Cl-NaOH ==== Na+＋OH-NaCl ==== Na+＋Cl-弱酸、弱碱和水都是弱电解质，它们在溶液中只有少部分解离成离子，大部分仍以分子形式HAc H+＋Ac-NH3·H2O 4+＋OH-二、弱电解质的解离平衡弱电解质溶于水时，部分解离出的阳离子和阴离子在溶液中互相碰撞，又重新结合成弱电解质分子。
因而，弱电解质的解离过程是可逆的。
以HAc的解离过程为例：HAc H+＋Ac-当解离进行到一定程度时，HAc分子解离成H+、Ac-的速率与H+、Ac-互相碰撞重新结合成HAc分子的速率相等，即达到解离平衡状态。
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动以醋酸（CH3COOH）为例，其在溶液中的电离平衡可以表示为：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+
这个电离平衡可以理解为：醋酸在溶液中部分电离为离子，同时离子也会结合成醋酸分子。
这个平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度和同离子效应等。
1.温度：电离过程是吸热过程，因此升温会使平衡向右移动，即增加电离程度。
简记为“越热越电离”。
2.浓度：在稀释溶液时，离子浓度一般会减小，平衡向右移动，即“越稀越电离”。
3.同离子效应：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
4.能反应的物质：向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
以上信息仅供参考，如果还有疑问，建议查阅化学书籍或咨询专业化学专业人士。
标准解离常数
如：25℃，0.1mol·L-1 HAc，? = 1.3%，表示1000个 分子中有13个分子离解为 H+、Ac-。
§1电解质溶 液
（二）稀释定律
AB
A+ + B-
K
θ i
?
[A ? ][B ? ] ? [AB]
(c? )(c? ) ? (c ? c? )
c ?? 2 1??
c ? 500 时，上式可简化为：
水的离子积常数
§2酸碱质子理 论
四、共轭酸碱对
K
aθ、K
θ b
间关系
水溶液中共轭酸碱对的解离常数间有如下关系：
K
θ a
?K
θ b
?
K
θ w
注意：这是共轭酸碱对之间的关系。
如HAc
K
θ a
和Ac-
K
θ b
；NH3
K
θ b
与NH
+ 4
K
θ a
。
例：25℃NH3的
K
θ b
=
1.76?
10-5，求离子酸NH
(pKθb - lg C)
[例3-4]
Ac- + H2O
HAc + OH-
§3溶液酸度的计算
0.2mol·L-1 HCl 和0.2mol·L-1 NH3等体积混合， 求溶液的 pH 值。已知 Kb(NH3) = 1.78 ? 10-5。
解： HCl + NH3
NH4Cl
CNH4Cl =
0.2 2
= 0.1 (mol/L)
实际计算离子酸 NH4+的pH 值。
[H ? ] ? Kaθ c = 7.5? 10-6
解离平衡与缓冲溶液实验报告
姓名：学号：班级：一、实验目的1,理解和巩固解离平衡，同离子效应，盐类水解等概念和原理。
2,学习试管实验的一些基本操作以及缓冲溶液的配制及PH的测定，了解缓冲溶液的性能3,掌握酸碱试剂及pH试纸的使用方法。
4,掌握酸度计的使用方法。
二、实验原理1.同离子效应强电解质在水中全部解离。
弱电解质在水中部分解离。
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质含有相同离子的另一强电解质时，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度减小，这种现象称为同离子效应。
例如，HAc的解离度会因加入NaAc或HCl而下降。
2盐的水解强酸强碱在水中不水解。
强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性；强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性；弱酸弱碱盐水解，溶液的酸碱性取决于相应弱酸或弱碱的相对强弱。
水解反应是酸碱中和反应的速反应，中和反应是放热反应，水解反应是吸热反应，因此升高温度和稀释溶液都有利于水解反应的进行。
在水解平衡中，增加或减少反应物(或生成物)的量也会使平衡发生移动。
3.缓冲溶液由弱酸(或弱碱)及其盐等共酸碱对所组成的溶液，其pH不会因加入少量酸、碱或少量水稀释而发生显著变化，具有这种性质的溶液称为缓冲溶液。
由弱酸及其盐组成的缓冲溶液的pH可用下式计算:pH=pK（HA）—lgc(HA)/c(A-）由弱碱及其盐所组成的缓冲溶液的pH的计算公式为：pH=14 —pK（B）+ lgc(B)/c(BH+）缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲溶液的弱酸(或弱碱)及其共轭碱(或酸)的浓度有关，当弱酸(或弱碱)与它的共轭碱(或酸)浓度较大时其缓冲能力较强。
此外，缓冲能力还与c(HA)/(A-)或c(B)/c(BH+)有关,当比值为0.1～10时，缓冲溶液具有较大的缓冲作用。
缓冲溶液的pH可以pH试纸或pH计来测定。
三、实验内容3.缓冲溶液编号配制缓冲溶液（用量筒各量取2.0ml）pH测定值pH计算值1 NH3.H2O(1.0mol/L)+NH4Cl(0.1mol/L）10 10.262 HAc(0.1mol/L)+NaAc(1.0mol/L） 6 5.743 HAc(1.0mol/L)+NaAc(0.1mol/L）4 3.74编号配制缓冲溶液（用对号量筒量取25.0ml）pH(酸度计）pH计算值4 HAc(0.1mol/L)+NaAc(0.1mol/L） 3.74 3.74加0.5mLHCl溶液(0.1mol/L） 3.68 3.72加1.0mLNaOH溶液(0.1mol/L） 3.79 3.765 量取50mL的去离子水 6.00 7.00加0.5mLNaOH溶液(0.1mol/L）约10滴10.04 11.00加1.0mLHCl溶液(0.1mol/L）约20滴 3.29 3.00。
电解质溶液中的电导性与电解质解离度
电解质溶液中的电导性与电解质解离度电解质溶液是指在水或其他溶剂中，某些化合物以离子的形式分散在溶液中的溶液。
电解质溶液可以导电，而纯净水或非电离化合物的溶液则通常是不导电的。
电解质溶液中的电导性与电解质的解离度密切相关。
本文将从电解质解离度的定义、影响电导性的因素和电导性与解离度之间的关系等方面进行探讨。
一、电解质解离度的定义电解质溶液中的电导性与电解质的解离度息息相关。
电解质解离度指的是电解质分子在溶液中解离成离子的程度。
一般来说，强电解质在溶液中解离度较高，可以分解成大量的离子，而弱电解质的解离度较低，只能分解成少量的离子。
电解质的解离度可以用解离度常数（K 值）来表示，即溶液中离子浓度的平方和除以电解质的初始浓度。
二、影响电导性的因素1. 电解质浓度：电解质溶液的电导性与其浓度有密切关系。
通常来说，电解质溶液的电导性随着浓度的增加而增加，因为更多的电解质分子可以解离成离子，从而使得电导性增强。
2. 温度：温度对电解质溶液的电导性也有很大影响。
一般来说，电解质溶液的电导性随着温度的升高而增加。
这是因为温度升高可以增加电解质分子的运动速度，促使其更容易解离成离子。
3. 溶剂：不同的溶剂对电解质的解离度和电导性也有影响。
最常见的溶剂是水，它可以与电解质发生作用，促进电解质的解离。
同时，其他溶剂的性质也会影响电解质的电导性。
三、电导性与解离度之间的关系电解质溶液的电导性与电解质的解离度呈正相关关系。
即解离度越高，溶液的电导性越强。
这是因为解离度高意味着溶液中含有更多的离子，而离子是电流的携带者，所以电流通过溶液时的电导性会增强。
具体来说，对于强电解质溶液，其大部分或全部分子都会解离成离子，而离子浓度较高，能够有效地导电。
相比之下，对于弱电解质溶液，由于解离度较低，其中的离子浓度相对较低，导致电导性相对较弱。
总结起来，电解质溶液的电导性与电解质的解离度密切相关。
电解质的解离度决定了溶液中离子的浓度，而离子的浓度又是电解质溶液导电性的关键。
电解质溶液(实验内容、现象和解释)
实验四电解质溶液(实验内容、现象和解释)1、同离子效应（1）NH3＋H2O ⇌ NH4＋＋OH－K b=1.77×10－5；现象：加入酚酞指示剂：溶液由无色变为红色。
NH4Cl＝NH4＋＋Cl－现象：加入NH4Cl后：平衡向左移动，溶液红色变浅。
（2）HAc ⇌ H＋＋Ac－Ka=1.78×10－5；现象：加入甲基橙指示剂：溶液由无色变为红色。
NaAc＝Na＋＋Ac－现象：加入NaAc后：平衡向左移动，溶液红色变浅。
2、缓冲溶液(1) HCl = H＋＋Cl－ pH＜7NaOH = Na＋＋OH－ pH＞7H2O ⇌ H＋＋OH－ pH＝7(2) HAc ⇌ H＋＋Ac－NaAc＝Na＋＋Ac－5滴0.1mol〃L－1HCl；5滴0.1mol〃L－1NaOH；5滴H2O；加入茜红素指示剂的溶液的颜色基本不变。
(3) 配制方法：5.4ml0.1mol〃L－1HAc溶液＋9.6ml 0.1mol〃L－1NaAc溶液配制依据：设需0.1mol〃L－1HAc溶液Xml，则需0.1mol〃L－1NaAc溶液（15－X）mlHAc ⇌ H＋＋ Ac－C酸-X ≈C酸 X C盐+X≈C盐Ka=([ H＋]×[ Ac－])÷[ HAc]=( X×C盐)÷C酸=10－5×[（15－X）×0.1÷15]÷( X×0.1÷15)=1.78×10－5X=0.54 ml实验方法：在三支试管里分别滴加5滴0.1mol〃 L－1HCl；5滴0.1mol〃 L－1NaOH；5滴H2O；加入茜红素指示剂的溶液的颜色基本不变。
3、酸（碱）的解离平衡及其移动(1) a、NaCl = Na＋＋Cl－ pH＝7b、NH4＋＋H2O ⇌ NH3＋H3O＋ pH＜7c、Ac－＋H2O ⇌ HAc＋OH－ pH＞7d、CO32－＋H2O ⇌ HCO3－＋OH－ pH＞7e、PO43－＋H2O ⇌ HPO42－＋OH－ pH＞7f、HPO42－＋H2O ⇌ H2PO4－＋OH－HPO42－＋H2O ⇌ PO43－＋H3O＋K水解=1.6×10－7＞K电离=2.2×10－13； pH＞7g、H2PO4－＋H2O ⇌ HPO42－＋H3O＋H2PO4－＋H2O ⇌ H3PO4＋OH－ K电离=6.23×10－8＞K水解=1.33×10－12；pH＜7 (2)Fe3＋＋3H2O ⇌ Fe(OH)3＋3H＋；加热促进水解，得到红棕色胶体溶液。
解离平衡
H3O+ + S2–
x+y
y
Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S] = 9.1 × 10–8
Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–] = 1.1 × 10–12
∵ Ka1 >> Ka2 ，且 c / Ka1 = 0.1/ 9.1 × 10–8 >> 400 ∴ [H3O+] ＝ x+y ≈ x = Ka1 ⋅ c
[NH3]
[HAc]
=
Kw K b(NH3 ) ⋅ Ka(HAc)
=
1.0× 10−14 1.8×10−5 ×1.8 ×10−5
= 3.1×10−5 = K
∵ K 很小，→ x 很小，0.10 – x ≈ 0.10
x2 / 0.102 = 3.1×10－5 ∴ x = [NH3] = [HAc] = (3.1 ×10－7)0.5 = 5.6 ×10－4
⋅Ka
=
5.6 × 10−4 0.10 − 5.6×10−4
加入0.10 mol/dm3 强酸时，
[OH–] = Kw / [H3O+] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
= 1.0 × 10–13（mol/dm3)
加入0.10 mol/dm3 强碱时，
[H3O+] = Kw / [OH–] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
HS– + H2O x-y
H3O+ + S2–
x+y
y
[S2–] = Ka2 × ([HS–] / [H3O+] ) = Ka2 × (x-y / x+y )
南医化学第三章酸碱解离平衡
表达式： 表达式：
离 度 α) = 解 (
已 解 弱 解 分 数 离 的 电 质 子 ×100 ％ 溶 中 有 弱 解 分 总 液 原 的 电 质 子 数
电解质愈弱，解离度就愈小 电解质愈弱，解离度就愈小!
20
解离度的大小可通过测定电解质溶液 解离度的大小可通过测定电解质溶液 的依数性如△ 等求得。 的依数性如△Tf、△Tb或Π 等求得。
∆Tb = K b ⋅ bB ∆T f = K f ⋅ bB
∏渗透 = RT ⋅ cB = K ⋅ cB
21
弱电解质的离解平衡 （Dissocation equilibrium of weak electrolyte） ）
一元弱酸、 (一）一元弱酸、弱碱的解离平衡 (二） 多元弱酸或弱碱的离解 二
HAc
H + + Ac19
在平衡状态下，弱电解质在水溶液中的解离程度的 在平衡状态下， 大小可以定量地用解离度来表示： 大小可以定量地用解离度来表示： 解离度来表示 解离度(degree of ionization)：符号为 解离度 ：符号为α 是指在一定温度下当解离达到平衡时， 是指在一定温度下当解离达到平衡时 ， 已解离的分 子数与解离前分子总数之比。 子数与解离前分子总数之比。
强电解质(strong electrolyte)： 在水溶液中 强电解质 ： 能完全解离成离子的化合物。 能完全解离成离子的化合物。
特点： 、不可逆性； 特点：1、不可逆性； 2、导电性强； 、导电性强； 例如： 例如：NaCl HCl
离子型化合物） Na+ + Cl- （离子型化合物）
H+ + Cl-
弱电解质分子与其离子之间的平衡。 弱电解质分子与其离子之间的平衡
酸碱解离平衡
二、离子的活度和活度因子
（activity and activity coefficient) 一般来说，aB<cB， B <1。溶液愈稀，离子
间的距离愈大，阴、阳离子间的牵制作用愈
弱，离子氛和离子对出现的概率愈小，活度
与浓度间的差别就愈小。
当溶液中的离子浓度很小，且离子所带电荷
数也少时，活度接近浓度，即B 趋近于1
相同浓度的不同电解质，它们的离解度 分别与其离解平衡常数的平方根成正比。
22
2、多元弱酸碱的离解平衡
H3PO4
＋ H+ H2 PO4
θ Κ a1 [Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+
Κ
2 HPO4
25
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的解离度。(设溶 液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
1 （3） I [b z 2 (K ) b z 2 (Br ) (Br ) 2 (K )
1 [(0.020mol kg1)( 1)2 (0.020mol kg1)( 1)2 2 (0.030mol kg1)( 2)2 (0.030mol kg1)( 2)2]
§3.2 弱电解质溶液
一、弱电解质的离解平衡 HA H + + A-
[H ][A ] θ Ki [HA]
水溶液中的解离平衡实验报告
水溶液中的解离平衡实验报告实验目的，通过实验，观察水溶液中的弱电解质和强电解质的解离平衡现象，了解解离度和离子平衡的相关知识。
实验仪器和试剂，电导仪、蒸馏水、盐酸、硫酸、醋酸、氯化钠、氯化铵、氢氧化钠。
实验原理，在水溶液中，电解质会发生解离，形成离子。
强电解质完全解离，而弱电解质只有一部分分子解离成离子。
解离度是指电解质溶液中实际解离的离子的数量与理论上能解离的离子的数量之比。
解离平衡是指在一定条件下，电解质溶液中离子的生成和消失达到动态平衡的状态。
实验步骤：1. 准备不同浓度的盐酸溶液和硫酸溶液，分别倒入两个容量瓶中。
2. 将电导仪插入盐酸溶液中，记录电导率。
3. 将电导仪插入硫酸溶液中，记录电导率。
4. 分别取一定量的醋酸、氯化钠和氯化铵，加入蒸馏水中制备成醋酸、氯化钠和氯化铵的水溶液。
5. 将电导仪依次插入醋酸溶液、氯化钠溶液和氯化铵溶液中，记录电导率。
6. 将电导仪插入氢氧化钠溶液中，记录电导率。
实验结果：1. 盐酸溶液和硫酸溶液的电导率分别为较高和极高，说明它们是强电解质，能够完全解离成离子。
2. 醋酸溶液、氯化钠溶液和氯化铵溶液的电导率较低，说明它们是弱电解质，只有部分分子能够解离成离子。
3. 氢氧化钠溶液的电导率很高，属于强电解质。
实验分析：根据实验结果，我们可以得出以下结论：1. 强电解质能够完全解离成离子，所以在水溶液中具有较高的电导率。
2. 弱电解质只有部分分子能够解离成离子，所以在水溶液中具有较低的电导率。
3. 解离度和电导率呈正相关关系，解离度越高，电导率越高。
实验总结，本实验通过观察不同溶液的电导率，验证了强电解质和弱电解质的解离平衡现象。
实验结果与理论知识相符，加深了对解离度和离子平衡的理解。
实验中可能存在的误差，实验中可能存在仪器误差和操作误差，影响了实验结果的准确性。
改进方案，在实验中应该严格控制操作步骤，提高实验操作的准确性；同时，使用精密的仪器进行测量，减小仪器误差，以提高实验结果的可靠性。
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（二）溶液的pH值
pHlgH [] pOHlgO [ H ] pH pOH 14
PH值：氢离子浓度的负对数来表示
用PH标度来表示水溶液中氢离子浓度
PH测定可借助比色法 和 PH计法
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11
(三)一元弱酸弱碱的电离平衡
1 电离平衡和电离平衡常数 弱电解质在水溶液中仅发生
部分电离，未电离的分子和由 电离产生的离子之间存在着动 态平衡
Ostwald 稀释定律
电离常数与电离度的 大小关系
同一弱电解质的离解度与其
浓度的平方根成反比
即浓度越稀，离解度越大
同一浓度的不同弱电解质的离解
度与其离解常数的平方根成正比
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18
例题与习题
1. 298.15K时HAc的解离常数 1.76×10-5，计算0.01mol/L醋酸 溶液中的氢离子浓度，pH值及其 离解度
的分子数占原有分子总数的百分数(α)
已 电电 离离 前的 分 10 分 子 % 0子 总 c电 c 离 数 数 10% 0
电离度的大小与弱电解质的
本质、溶液浓度、温度有关
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14
第二节 弱电解质和强电解质
二、一元弱酸弱碱的电离平衡
设:弱酸HA，浓度为c，电离度 为α，电离常数为Ka
HA
H+ + A-
x2 + 1.4×10-3 x -1.4×10-5=0
x=c(H+)=3.11×10-3
ɑ=3.11×10-3/0.01×100=31.1%＞5%
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20
三、多元弱酸（碱）解离平衡
含有一个以上可置换的氢原子 的酸—多元酸 二元酸：
H2S → H+ + HS- Ka1 = 5.7 10-8 HS- → H+ + S2- Ka2 = 1.2 10-15
解：
c(H+)=1.3×10-3 pH=2.87 ɑ=1.3%
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19
例题与习题
2.计算0.1mol/L氯代乙酸(CH2CLCOOH)溶液 中的氢离子浓度（Ka=1.4×10-3）
解：CH2CLCOOH = CH2CLCOO- + H+
平衡浓度 0.01-x
x
x
x2/(0.01-x)=1.4×10-3
c
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Ostwald 稀释定
16
律
第二节 弱电解质和强电解质
二、一元弱酸弱碱的电离平衡
当
K a 5%（ 1 ）
c
20
K a 1 ，c 400
c
400 K a
当α≤5%，c/Ka≥400，此时1－α≈1，
故 Ka=cα2 或 α= K i
Ostwald
c
稀释定律
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17
(三) 一元弱酸弱碱的电离平衡
1. 离子氛
强电解质在溶液中应是全部 电离的，α=1，而实验测得离解 度要小一些
1923年，德拜Debye 及休克 尔Hückel提出离子氛的概念
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4
1. 离子氛作用机理
强电解质在溶液中是完全电离的， 但是由于离子间的相互作用，每一个 离子都受到相反电荷离子的束缚，这 种离子间的相互作用使溶液中的离子 并不完全自由
解: 已知cH2CO3=0.040mol/L
Ka1=4.3×10-7 ， Ka2=5.6×10-11
生物系 杨俊杰
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1
1. 初步了解电解质理论,了解活度、 活度系数和离子强度等概念
2. 缓冲溶液组成、原理、缓冲溶 液性质及其在生物体系中的重要 作用
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2
3. 掌握盐类水解离解平衡和溶液 PH值的计算
4. 掌握Ksp的意义及溶度积规则， 熟悉有关溶度积常数的计算
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3
一 强电解质
初始浓度 c
0
0
（mol·L-1）
平衡浓度 c-cα
cα cα
（mol·L-1）
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15
第二节 弱电解质和强电解质
二、一元弱酸弱碱的电离平衡
HA
H+ + A-
K aH H A A c (c c ) 2 1 c 2
当α≤5%，c/Ka≥400，此时1-α≈1
故 Ka=cα2 或α= K i
其表现是 溶液导电能力下降
电离度下降
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5
2 .表观电离度
强电解质的电离度涵义与弱电解 质不同之处，仅反映溶液中离子间相互 牵制作用的强弱程度
表观电离度＞30%称为强电解质
错误概念：
凡是盐都是强电解质。（×）
凡是水溶液导电不显著的化合物都不 是电解质。（×）
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6
3.常见的强弱电解质
(一)常见的强电解质
强酸：HCLO4，H2SO4，HNO3，HCL，HBr，HI 强碱：NaOH，KDH，Ba（OH）2 盐类：大多数盐类
（除Pb（OAc）2，HgCL2，Hg2CL2 ）
（二）常见的弱电解质
弱酸：HOAc ，H3BO3，H2CO3，H2S
弱碱：NH3。 H2O， CH3NH2， C6H5NH2等
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其平衡常数称为电离平衡常数
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12
(三)一元弱酸弱碱的电离平衡
1 电离平衡和电离平衡常数
HAc NH3 • H2O
H Ac NH4OH
[H][Ac] Ka [HAc]
Kb
[NH4][OH] [NH3 H2O]
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13
(三) 一元弱酸弱碱的电离平衡
2 电离度 弱电解质离解达到平衡时，已离解
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三、多元弱酸（碱）解离平衡
含有一个以上可置换的氢原子 的酸—多元酸 三元酸：
对二元弱酸： Ka1》Ka2 对三元弱酸： Ka1》Ka2 》Ka3
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例题与习题
例3：室温时，饱和H2CO3溶液的物质量浓度 约为0.04mol·L-1，求此溶液中H+，HCO3和CO32-离子浓度
H 2O
H OH
K W [ H ]O [ ] H 1 7 0 1 7 0 1 1 0 4
KW称为水的离子积，常温下，其值为10-14
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二、弱电解质
（一）水的电离和溶液的酸碱性 在水溶液中存在H+，OH- 溶液的酸
碱性取决于C(H＋)和C(OH-)的相对大小
中性溶液：C(H＋)=10-7mol·L-1=C(OH-) pH=7 酸性溶液：C(H＋)>10-7mol·L-1>C(OH-) pH<7 碱性溶液：C(H＋)<1整0理课-件7mol·L-1<C(OH-) 10
7
4. 活度与活度系数
活度：即单位体积电解质溶液
中表现出来的表观离子有效浓度， 即扣除了离子间相互作用的浓度。 以a表示
a=f·c 或 a=v·c f：活度系数，反映电解质溶液 中离子相互牵制作用的大小
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二、弱电解质
（一）水的电离和溶液的酸碱性
用精密的电导仪测量发现纯 水具有极微弱的导电能力，是一种 很弱的电解质