【北京大学】《分析化学》第三章--电解质溶液--一等奖课件
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基础化学：第三章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液
É lectrolyte 电解质
—substance qui conduit le courant électrique en solution aqueuse ou à l’état de fusion.
Le rôle de solution électrolytique : maintenir la concentration osmotique des liquides du corps humain, valeur de pH et les autres fonctions physiologiques et biochimiques
为了表达溶液中离子氛或离子对的影响，引入活度 活度(activité)a ：concentration effective des ions 离子有效浓度
aΒ=γB ·cB / cθ
量纲：一
γB ：活度因子 coefficient d’activité Cθ：标准摩尔浓度, 1 mol·L-1
∵aB＜ cB，∴γ B ＜1
les électrolyte fort se dissocient complètement dans l’eau. la force électrostatique inter ionique forme l’atmosphère
ionique离子氛, empêche le mouvement libre des ions.
体液（血浆、胃液、泪水、尿液）含有许多 电解质离子，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、 HCO3-、CO32-、HPO42-、H2PO4-、SO42- 等， 它们维持着体液渗透浓度、pH值.
一、Électrolyte 电解质 et degréde dissociation 解离度
《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。
基础化学课件：第三章电解质溶液
第三章 电解质溶液
electrolyte solution
第一节 强电解质溶液理论
一、强电解质和弱电解质
解离度(电离度)：
一定温度一定浓度下， 达解离平衡时
0.1 mol·kg-1 电解质溶液：
＞30% 强电解质
＝5%~30% 中强电解质
＜5%
弱电解质
已解离的分子数 已解离的浓度
原有分子总数 初始浓度
解：H2PO4-
Kb,3
=
Kw Ka,1
HPO42-
Kb,2
=
Kw Ka,2
PO43-的Kb值分别为
2. 写出下列各碱的共轭酸：
S2- PO43- NH3 CN- ClHS- HPO42- NH4+ HCN HCl
OHH2O
第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡
一、弱酸（弱碱）的解离平衡及其平衡常数
HAc(aq) + H2O(l)
Ac-(aq) + H3O+(aq)
Ka
[Ac ][H3O ] [HAc]
HNO3为强酸 HNO3为弱酸 HNO3为弱碱
以H2O为基准，用酸碱质子传递平衡常数衡量。
四、水的质子自递平衡 （一）水的质子自递平衡和水的离子积
H+
H2O + H2O 或 H2O Kw= [H+] ×[OH-]
H3O+ + OHH+ + OH-
Kw：水的离子积常数
任何物质的水溶液中：[H+][OH-]= Kw =1.0×10-14 (25℃)
⑥ HPO42--PO43-
（①、④ 、⑥）
2. 共轭酸碱对是不能单独存在的半反应
电解质溶液课件 PPT
解: 已知HAc的Ka=1、76*10-5
Kb AC-=Kw/Ka =1、0 ×10-14 /1、76×10-5 =5、68 ×10-10
pOH=-lg[OH-]=-lg7、54×10-6=5、12
pH=14-pOH=14-5、12=8、88
例 计算0、100mol、L-1NH4Cl溶液的 pH值。
Cb
=
—40—0×—0—、—10—－—10—0×—0、—10= 400 +100
0、06
(molБайду номын сангаасL-1)
pKa = pKa(NH4+ ) = 9、25
pH = pKa + lg—C—b = 9、25 + lg0—、—06 =9、73
Ca
0、02
三、缓冲容量与缓冲范围
(一)缓冲容量(buffer capacity)
Kb =
—Kw— = Ka
1、0×10-14 1—、—8×—1—0-5 =
5、6×10-10
酸与碱的离解常数具体反映了酸碱的强度,酸的 Ka越大,酸就越强;若碱Kb的越大,碱就越强, 在共轭酸碱对中,酸Ka的越大,则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡
➢水的离子积常数
Kw
例: 1L缓冲溶液中含有0、10molHAc与0、20molNaAc, 求该缓冲溶液的pH值。
解:该缓冲溶液中含有HAc-NaAc缓冲对 又 Ka(HAc) =1、76×10-5 Ca =0、10mol·L-1 Cb = 0、20 mol·L-1
pH = pKa + lg —CCa—b = 4、75 + lg00—、 、—2100
NaOH Na OH
Kb AC-=Kw/Ka =1、0 ×10-14 /1、76×10-5 =5、68 ×10-10
pOH=-lg[OH-]=-lg7、54×10-6=5、12
pH=14-pOH=14-5、12=8、88
例 计算0、100mol、L-1NH4Cl溶液的 pH值。
Cb
=
—40—0×—0—、—10—－—10—0×—0、—10= 400 +100
0、06
(molБайду номын сангаасL-1)
pKa = pKa(NH4+ ) = 9、25
pH = pKa + lg—C—b = 9、25 + lg0—、—06 =9、73
Ca
0、02
三、缓冲容量与缓冲范围
(一)缓冲容量(buffer capacity)
Kb =
—Kw— = Ka
1、0×10-14 1—、—8×—1—0-5 =
5、6×10-10
酸与碱的离解常数具体反映了酸碱的强度,酸的 Ka越大,酸就越强;若碱Kb的越大,碱就越强, 在共轭酸碱对中,酸Ka的越大,则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡
➢水的离子积常数
Kw
例: 1L缓冲溶液中含有0、10molHAc与0、20molNaAc, 求该缓冲溶液的pH值。
解:该缓冲溶液中含有HAc-NaAc缓冲对 又 Ka(HAc) =1、76×10-5 Ca =0、10mol·L-1 Cb = 0、20 mol·L-1
pH = pKa + lg —CCa—b = 4、75 + lg00—、 、—2100
NaOH Na OH
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 ]
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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
电解质溶液ppt课件
离子导3 mol电量，负离子导1 mol电量。在假想的 AA,BB平面上有3 mol正离子和1 mol负离子逆向通过。
通电结束，阳极部正、负离子各少了3 mol，阴极 部只各少了1 mol，而中部溶液浓度仍保持不变。
28
阳极
A
B
始态
阴极
4 mol
r+ 3r
终态
阳极部 A 中部 B 阴极部
29
1.向阴、阳两极迁移的正、负离子物质的量总和恰 好等于通入溶液的总电量。
n(电) 0.0405 g /107.88 g mol1 3.754 104 mol 2. 电解前含某离子的物质的量n(起始） 3.电解后含某离子的物质的量n(终了） 4.写出电极上发生的反应，判断某离子浓度是增 加了、减少了还是没有发生变化 5.判断离子迁移的方向
39
例题： 在Hittorf 迁移管中，用Cu电极电解已知浓度的 CuSO4 溶液。通电一定时间后，串联在电路中的银 库仑计阴极上有 0.0405 g Ag(s) 析出。 称重阴极部溶液质量为 36.434 g 据分析知，在通电前含 CuSO4 1.1276 g 在通电后含 CuSO4 1.1090 g 试求 Cu2+ 和 SO24 的离子迁移数。
的迁移数（transference number）用符号 tB 表示。
其定义式为：
tB def
IB I
tB是量纲一的量，单位为1，数值上总小于1。
由于正、负离子迁移的速率不同，所带的电荷不 等，因此它们在迁移电量时所分担的分数也不同。
32
迁移数在数值上还可表示为：
t
I I
Q Q
r U r r U U
电解
电能
电池
化学能
通电结束，阳极部正、负离子各少了3 mol，阴极 部只各少了1 mol，而中部溶液浓度仍保持不变。
28
阳极
A
B
始态
阴极
4 mol
r+ 3r
终态
阳极部 A 中部 B 阴极部
29
1.向阴、阳两极迁移的正、负离子物质的量总和恰 好等于通入溶液的总电量。
n(电) 0.0405 g /107.88 g mol1 3.754 104 mol 2. 电解前含某离子的物质的量n(起始） 3.电解后含某离子的物质的量n(终了） 4.写出电极上发生的反应，判断某离子浓度是增 加了、减少了还是没有发生变化 5.判断离子迁移的方向
39
例题： 在Hittorf 迁移管中，用Cu电极电解已知浓度的 CuSO4 溶液。通电一定时间后，串联在电路中的银 库仑计阴极上有 0.0405 g Ag(s) 析出。 称重阴极部溶液质量为 36.434 g 据分析知，在通电前含 CuSO4 1.1276 g 在通电后含 CuSO4 1.1090 g 试求 Cu2+ 和 SO24 的离子迁移数。
的迁移数（transference number）用符号 tB 表示。
其定义式为：
tB def
IB I
tB是量纲一的量，单位为1，数值上总小于1。
由于正、负离子迁移的速率不同，所带的电荷不 等，因此它们在迁移电量时所分担的分数也不同。
32
迁移数在数值上还可表示为：
t
I I
Q Q
r U r r U U
电解
电能
电池
化学能
基础化学第三章(电解质溶液)5演稿课件(1)
=1.33×10-3mol·L-1 = 1.33%
0.1mol·L-1 HAc+ 0.1mol·L-1 NaAc
离子氛作用：离子自由运动能力下降，离子 的有效浓度减低。
判断：由于离子氛的影响， 0.1mol·L-1
NaCl解离了87%
（-）
三、离子的活度和离子强度
1.离子活度 离子的有效浓度（a）
γ -----活度因子 a = γ·c
a-----离子活度(有效浓度)
c-----离子真实浓度(理论浓度)
活度因子γ反映了溶液中离子之间作用力的大 小；活度因子越小，作用力越大；
[Ac -] = [H+ ] + c (NaAc) = c (NaAc)
[HAc] = c (HAc ) - [H+ ] = c (HAc )
[H+][Ac-] [H+] c(NaAc) Ka = [HAc] = c(HAc )
c(HAc ) [H+ ] = Ka c(NaAc)
c(NaAc ) pH =pKa + lg c(HAc)
NaAc
（碱）
Ac-：离子碱 Na+：中性
NH4Ac （两性物质） NH4+：离子酸 Ac-：离子碱
NaCl
（中性物质 ）
Na+、Cl-：中性物质
共轭关系： 酸 ⇌ 质子 + 碱 HB ⇌ H+ + B-
1.有酸必有碱，有碱必有酸 2.共轭酸碱对只能相差一个质子 3. 酸强碱必弱，碱强酸必弱；
酸的强度用Ka 表示，碱的强度用Kb 表示， 且 Ka ·Kb = Kw = 10-14 H2CO3的共轭碱是HCO3-，不是CO32例如：HCl > HAc Cl- < Ac-
0.1mol·L-1 HAc+ 0.1mol·L-1 NaAc
离子氛作用：离子自由运动能力下降，离子 的有效浓度减低。
判断：由于离子氛的影响， 0.1mol·L-1
NaCl解离了87%
（-）
三、离子的活度和离子强度
1.离子活度 离子的有效浓度（a）
γ -----活度因子 a = γ·c
a-----离子活度(有效浓度)
c-----离子真实浓度(理论浓度)
活度因子γ反映了溶液中离子之间作用力的大 小；活度因子越小，作用力越大；
[Ac -] = [H+ ] + c (NaAc) = c (NaAc)
[HAc] = c (HAc ) - [H+ ] = c (HAc )
[H+][Ac-] [H+] c(NaAc) Ka = [HAc] = c(HAc )
c(HAc ) [H+ ] = Ka c(NaAc)
c(NaAc ) pH =pKa + lg c(HAc)
NaAc
（碱）
Ac-：离子碱 Na+：中性
NH4Ac （两性物质） NH4+：离子酸 Ac-：离子碱
NaCl
（中性物质 ）
Na+、Cl-：中性物质
共轭关系： 酸 ⇌ 质子 + 碱 HB ⇌ H+ + B-
1.有酸必有碱，有碱必有酸 2.共轭酸碱对只能相差一个质子 3. 酸强碱必弱，碱强酸必弱；
酸的强度用Ka 表示，碱的强度用Kb 表示， 且 Ka ·Kb = Kw = 10-14 H2CO3的共轭碱是HCO3-，不是CO32例如：HCl > HAc Cl- < Ac-
高一化学电解质溶液PPT优秀课件
c(Na＋)＝2{c(CO23－)＋c(HCO－3 )＋c(H2CO3)}。 (3)水电离出的氢离子和氢氧根离子相等 如 K2S 溶液中：c(OH－)＝c(HS－)＋2c(H2S)＋ c(H＋)。
2．注意问题
(1)不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对该离子的影响。如对于 相 同 物 质 的 量 浓 度 的 a.NH4Cl b．CH3COONH4 c．NH4HSO4 溶液，b 中 CH3COO－能够促进 NH＋ 4 的水解，c 中电离出 的 H＋能够抑制 NH4＋的水解，故三种溶液中 c(NH4＋)由大到小的顺序是 c>a>b。
第3讲电解质溶液
高 1．了解电解质的概念。了解强电解质和弱电 考 解质的概念。 点 2．了解电解质在水溶液中的电离，以及电解 击 质溶液的导电性。
3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4．了解水的电离，离子积常数。 5．了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的 方法，能进行pH的简单计算。 6．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度 的主要因素、盐类水解的应用。
7．了解离子反应的概念、离子反应发生的条 件。了解常见离子的检验方法。
8．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转 化的本质。
重点知识归纳
一、弱电解质的电离平衡 1．影响电离平衡的因素 (1)温度：升高温度，促进弱电解质的电离(弱电解质的 电离是一个吸热过程)。 (2)浓度：减小溶液的浓度，促进弱电解质的电离(减小 溶液的浓度，使离子结合成分子的机会减少，电离程 度加大)。 (3)外加试剂： ①弱酸溶液中加强酸或弱碱溶液中加强碱，均抑制弱 电解质的电离；弱酸溶液中加强碱或弱碱溶液中加强 酸，均促进弱电解质的电离。
锌粉
产生氢气的速率：盐酸 >醋酸
2．注意问题
(1)不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对该离子的影响。如对于 相 同 物 质 的 量 浓 度 的 a.NH4Cl b．CH3COONH4 c．NH4HSO4 溶液，b 中 CH3COO－能够促进 NH＋ 4 的水解，c 中电离出 的 H＋能够抑制 NH4＋的水解，故三种溶液中 c(NH4＋)由大到小的顺序是 c>a>b。
第3讲电解质溶液
高 1．了解电解质的概念。了解强电解质和弱电 考 解质的概念。 点 2．了解电解质在水溶液中的电离，以及电解 击 质溶液的导电性。
3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4．了解水的电离，离子积常数。 5．了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的 方法，能进行pH的简单计算。 6．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度 的主要因素、盐类水解的应用。
7．了解离子反应的概念、离子反应发生的条 件。了解常见离子的检验方法。
8．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转 化的本质。
重点知识归纳
一、弱电解质的电离平衡 1．影响电离平衡的因素 (1)温度：升高温度，促进弱电解质的电离(弱电解质的 电离是一个吸热过程)。 (2)浓度：减小溶液的浓度，促进弱电解质的电离(减小 溶液的浓度，使离子结合成分子的机会减少，电离程 度加大)。 (3)外加试剂： ①弱酸溶液中加强酸或弱碱溶液中加强碱，均抑制弱 电解质的电离；弱酸溶液中加强碱或弱碱溶液中加强 酸，均促进弱电解质的电离。
锌粉
产生氢气的速率：盐酸 >醋酸
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
第三章电解质溶液1
HS
H S2 Ka2c(H c(H )c(S S )2)1.11 012
多重平衡体系：H2S 2HS2 KK1K2
第三章 电解质溶液
多元弱电解质的解离常数是逐级减小的： Ka2<<Ka1，说明解离程度越来越小。
原因：1. 第二步解离是由带负电的HS－解离出H＋， 显然比从中性的H2S 解离出H＋要困难得多
弱碱： K b
c
此公式对于一元弱酸、 弱碱和它不是常数， 与弱电解质溶液本身的浓度有关。
第三章 电解质溶液
2、影响解离度的因素
（1）稀释定律（Law of dilution） 由 K 可以推断：c越小，则越大，所
c
以这个关系式又叫做稀释定律。也就是说：随着弱 电解质溶液不断稀释，会不断增大。
基本概念： 电解质(Electrolyte)：在水溶液中（或熔融状态下）
能够解离生成带电离子的化合物。
NaCl、HCl、NaOH ——电解质；
蔗糖——非电解质(Non Electrolyte)。
第三章 电解质溶液
电解质按其解离度的大小，有强电解质和弱电 解质之分：
强电解质：在水 能溶 够液 完中 全解离成 电离 解子 质的 ，
因此，只能根据平衡常数的公式：
x2 K a
1.77 1 04
0.010x
解一元二次方程得： x=1.24×10-3 mol·dm-3 pH=-lg(1.24×10-3 )=2.91 = (1.24×10-3 )/0.010 ×100%=12.4%
第三章 电解质溶液
水的电离与溶液的酸碱性
0.1
c (H ) c (A ) c 1 .1 3 -m 3 0 3 d o 3 m l
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解： HA(aq)
H+(aq) + A-(aq)
开始时： 0.10 平衡时： 0.10 - cH+
0
0.10
cH+
0.10+cH+
K
θ a
cH
(0.10
c H
)
0.10 - cH
cH
北京大学
《分析化学》
cH 1.74 105 mol L1
α cH 100% 1.74 10-5 100%
lgγ 0.509 zi21 I I 0.30I
北京大学
《分析化学》
【例1】 计算0.010mol·kg-1 NaCl溶液的离子强度，活度
系数以及活度。
解： I = 1/2[ b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)]
= 1/2[0.010×(+1)2+0.010× (-1)2]
北京大学
《分析化学》
二、多元弱酸的电离
以H2S水溶液为例：
一级电离： H2S
= 0.010 mol·kg-1
lg γ
0.509 (1)2
0.01
1 0.01
0.30 0.01
γ 0.90
a γ bB 0.90 0.010 0.0090 mol kg1
北京大学
《分析化学》
弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡
HAc
H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子
即
K
θ a
aH aAc aHAc
由于HAc分子不带电荷，受离子强度影响极小，其 活度仍可由浓度代替，故上式变为：
北京大学
《分析化学》
K
θ a
aH aAc cHAc
γ c H H γ c Ac Ac cHAc
在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质不具有相同 离子的强电解质，使弱电解质的电离度略有增大的 效应称作盐效应。
全部以离子状态存在； 包括：离子型化合物如NaCl、KCl
强极性键化合物如HCl
例如： NaCl HCl
Na+ + ClH+ + Cl-
（离子型化合物） （强极性分子）
北京大学
《分析化学》
弱电解质：在水溶液中只有少部分电离成阴、阳 离子，大部分以分子状态存在。
特点：电离过程可逆，在溶液中存在一个动态的电 离平衡；如HAc、HCN、NH3·H2O等。
c
北京大学
《分析化学》
K
θ a
c α2或α
K
θ a
c
同理对于弱碱 可推导出→：
Kbθ c α2或α
K
θ b
c
稀释定律：弱电解质溶液的电离度与其浓度的平方 根成反比，浓度越小，电离度越大。
北京大学
《分析化学》
⑤酸碱平衡的移动
HAc
NaAc
H Ac
Na Ac
加入Ac-平衡左移， HAc的电离度降低
北京大学
《分析化学》
③电离平衡常数与电离度的关系
以HA表示一种弱酸，设：浓度为c 、电离度为α
HA
H+ + A-
开始时c： c
平衡时c： c – cα
0
0
cα cα
则有：
K
θ a
cH ，1 － α≈1，
∴ KaΘ≈c α2
α
K
θ a
同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入具有相同 离子的易溶强电解质，使得弱电解质电离度降低的 现象。
北京大学
《分析化学》
【例3】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入一定量固体NaAc 使NaAc的浓度等于0.10mol·L-1, 求该溶液的pH 值和HAc的电离度。
已知0.10mol·L-1HAc的 =1.32%,KaΘ=1.74×10-5
《分析化学》
第一章 电解质溶液
第一节 电解质在溶液中的电离 第二节 缓冲溶液 第三节 溶液的pH值计算 第四节 沉淀―溶解平衡
北京大学
《分析化学》
强、弱电解质
电解质
可溶性电解质 难溶性电解质
强电解质 弱电解质
说明:电解质的强弱与溶剂有关(一般以水作溶剂)
北京大学
《分析化学》
强电解质：在水溶液中能完全电离成离子的化合物 特点：电离不可逆，不存在电离平衡，在水溶液中
用公式表示如下：
I
1 2
(b1z12
b2 z22
)
1 2
i
bi zi2
I —离子强度
bi —各个离子的质量摩尔浓度 zi —各离子的电荷数
北京大学
《分析化学》
二、活度与活度系数 活度：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度
ai bi
γ叫做活度系数，由于ai < bi，所以γ< 1。 活度系数表示溶液中离子之间的相互牵制作用的大小。
NH4+(aq) + OH-(aq)
Kbθ
c c NH
4
OH
cNH3 H2O
KbΘ是碱电离平衡常数。
北京大学
《分析化学》
注：a. KaΘ、 KbΘ只是温度的函数，一般为常温； b. KaΘ、 KbΘ是水溶液中酸碱强度的量度， 通常KΘ越大相应酸碱的强度越大； HAc ＞ HClO ＞ HCN KaΘ 1.75×10-5 3.9×10-8 6.2×10-10 c. 一般把KΘ≤10-4的电解质称为弱电解质； KΘ=10-2~10-3的电解质称为中强电解质； d. pKaΘ = - lgKaΘ pKaΘ 越大，酸越弱；
例如：醋酸的电离平衡如下式所示：
HAc
H + + Ac-
北京大学
《分析化学》
一、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
-
-
-
+
-
-
+
+
+
-
+
+
北京大学
《分析化学》
的离量子度强，度稀表：溶示溶液当液中溶中，液存b中在B 含的C有离B 多子种所离产子生时的，电每场一强种度
离I子受12到(的c1所z1有2 离子c2产z2生2 的静电)力影12响。i ci zi 2
总数之比。单位为1，一般用百分率表示
通常0.1 mol·kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
北京大学
《分析化学》
②电离平衡常数
HAc(ag)
Ac- (ag) + H+ (ag)
K
θ a
cH cAc cHAc
KaΘ称为酸电离平衡常数。
北京大学
《分析化学》
碱有下列电离平衡
NH3·H2O(aq)
cHAc
0.10
=1.74×10-4 = 0.0174%
结论：0.10mol·L-1HAc溶液cH+= 1.32×10-3 mol·L-1
=1.32%；
因同离子效应， cH+= 1.74×10-5 mol·L-1
=0.0174%；均降低为原来的1/76。
北京大学
《分析化学》
若在上【例3】的HAc溶液中加入强电解质NaCl 由于离子强度的影响，要准确计算电离度，必须 用活度求算：