无机化学：电解质溶液
无机化学第五章 电解质溶液(学生内容)
第五章电解质溶液一、关键词二、学习感悟1．本章在化学平衡理论的基础上，主要介绍电解质溶液的解离平衡,除酸碱理论之外主要是计算方面的内容。
在熟悉公式推导过程的同时，重点掌握有关计算公式。
2．解离平衡计算部分,要注意每个公式的使用条件。
避免引起较大误差。
3．本章的重点是弱电解质溶液和缓冲溶液的pH计算及难溶电解质溶度积规则的应用。
三、难点辅导1. 为什么任何物质的水溶液中都含有H3O+和OH−，而且在常温时，[H3O+]∙[OH−]=K w=1.0×10−14？无论是酸性还是碱性的物质，一旦与水形成溶液后，由于水发生的质子自递平衡中，会产生H3O+和OH−，所以任何物质的水溶液都含有H3O+和OH−。
在水溶液中，按照酸碱质子理论，酸会给出质子，碱会接受质子，这样必定会引起水的解离平衡发生移动，但水的解离平衡常数不会因平衡的移动发生改变，其解离平衡常数只与温度有关，在常温时，[H3O+]∙[OH−]=K w=1.0×10−14。
对酸性溶液来说，H3O+主要来自酸性物质（水的极少量解离可忽略），OH−则来自水的少量解离；对碱性溶液来说，OH−主要来自碱性物质（水的极少量解离可忽略），H3O+则来自水的少量解离。
2. 酸碱的强弱由哪些因素决定？酸碱的强弱首先取决于酸碱本身给出和接受质子的能力，其次取决于溶剂接受和给出质子的能力。
同一种物质在不同溶剂中的酸碱性不同，如HCl 在水中是强酸，在冰醋酸中是弱酸，这是因为水接受质子的能力比冰醋酸强；NH3在水中是弱碱，在冰醋酸中是强碱，冰醋酸给予质子的能力比水强的缘故。
所以在比较不同酸碱的强弱时，应在同一溶剂中进行，一般以水为溶剂比较其酸碱性的强弱，即比较在水溶液中的离解平衡常数K a或K b。
3. 缓冲溶液通常由一对共轭酸碱组成，那么HCl-NaCl这对共轭酸碱可组成缓冲溶液吗？为什么？缓冲溶液是由共轭酸碱对组成，其中共轭酸是抗碱成分，共轭碱是抗酸成分。
无机化学习题解答
《无机化学》习题解答第一章 溶液和胶体1. 求0.01㎏NaOH 、0.10㎏(2Ca 2+)、0.10㎏(21Na 2CO 3)的物质的量。
解：M （NaOH ）= 40g·mol -1 M （2Ca 2+）= 80g·mol -1 M （21Na 2CO 3）= 53g·mol -1 它们的物质的量分别为()(NaOH)0.011000(NaOH) 0.25mol (NaOH)40m n M ⨯===()2+2+2+(2Ca )0.101000(2Ca ) 1.25mol (2Ca )80m n M ⨯=== ()2323231( Na CO )10.1010002( Na CO ) 1.89mol 1253( Na CO )2m n M ⨯===2. 将质量均为5.0g 的NaOH 和CaCl 2分别溶于水，配成500mL 溶液，试求两溶液的ρ(NaOH)、c (NaOH)、ρ(21CaCl 2)和c (21CaCl 2)。
解：M （NaOH ）= 40g·mol -1 M （21CaCl 2）= 55.5g·mol -1()-1(NaOH) 5.0(NaOH)10.0g L 0.5m V ρ===⋅()-1(NaOH)10.0(NaOH)0.25mol L (NaOH)40c M ρ===⋅ ()2-121(CaCl )1 5.02(CaCl )10.0g L 20.5m V ρ===⋅ ()2-1221(CaCl )110.02(CaCl )0.18mol L 1255.5(CaCl )2c M ρ===⋅3. 溶液中KI 与KMnO 4反应，假如最终有0.508gI 2析出，以(KI +51KMnO 4)为基本单元，所消耗的反应物的物质的量是多少？解：题中的反应方程式为10KI + 2KMnO 4 +8H 2SO 4 = 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2SO 4 + 8H 2O将上述反应方程式按题意变换为KI +51KMnO 4 +54H 2SO 4 =21I 2 +51MnSO 4 +53K 2SO 4 +54H 2O1mol 21moln （KI +51KMnO 4）mol 0.508254mol则所消耗的反应物的物质的量为n （KI +51KMnO 4）= 2×0.508254= 0.004（mol ）4. 静脉注射用KCl 溶液的极限质量浓度为2.7g·L -1，如果在250 mL 葡萄糖溶液中加入1安瓿(10 mL)100 g·L -1KCl 溶液，所得混合溶液中KCl 的质量浓度是否超过了极限值?解：混合溶液中KCl 的质量浓度()-1(KCl)1000.010(KCl) 3.85g L 0.2500.010m V ρ⨯===⋅+ 所得混合溶液中KCl 的质量浓度超过了极限值。
电化学和四大化学的关系
电化学和四大化学的关系
电化学与四大化学(无机化学、有机化学、物理化学、分析化学)密切相关，它们之间有着紧密的关系。
在无机化学中，电解质溶液是非常重要的研究对象。
电化学方法如电位滴定法、电化学研究溶液中的反应机理等，都是无机化学中常用的实验手段。
有机化学中电化学也有着很广泛的应用，如电化学还原脱氧、电化学氧化反应等。
这些反应不仅可以合成高效的催化剂，而且可以制备出一些新型有机分子。
在物理化学中，电化学更是不可或缺的一部分。
电化学分析、电化学动力学等研究都是基于物理化学的理论基础。
分析化学中电化学也有着广泛的应用，如电化学分析、电解质计算等。
这些方法可以用于分析溶液中的化学成分，提高分析精度。
因此，电化学与四大化学的关系密切，它们相互促进、相互关联，推动了化学研究的不断发展。
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第1章 电解质溶液09-1
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氯碱工业是仅次于硫酸和化肥的重要无机化学产业，已经有百 年的历史，但如何节约电能、热能、原料等措施都能对国民经 济产生巨大的推动作用。 人们在长期实践的基础上改善了许多电解工艺，比如１９６０ 年出现的在Ti电极上镀Pt、Ir、RuO2代替石墨的电解槽，Ti的 重量只有铁的５６％，强度超过铁，地壳总重量占０.４４％， 储量充足，表面可形成TiO2耐腐蚀性好，表面涂贵金属的目的 是增加导电性，这种电极的优点是：
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1600年，英国物理学家吉伯发现，不仅琥珀和煤玉 摩擦后能吸引轻小物体，而且相当多的物质经摩擦 后也都具有吸引轻小物体的性质，他注意到这些物 质经摩擦后并不具备磁石那种指南北的性质。为了 表明与磁性的不同，他采用琥珀的希腊字母拼音把 这种性质称为“电的”。吉伯在实验过程中制作了 第一只验电器，这是一根中心固定可转动的金属细 棒，当与摩擦过的琥珀靠近时，金属细棒可转动指 向琥珀。
7.贾梦秋,应用电化学,高等教育出版社,2004.
8.腾岛昭,电化学测定方法,北大出版社,1995.
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绪言
1.从氯碱工业说起： 氯碱工业是大家比较熟悉的和重要的电化学工业，它 是以食盐为原料，将其水溶液进行电解，这样同时支取氯 气、氢气和烧碱（NaOH）。 氯气可以和氢气合成盐酸和制造漂白粉外，又是很多有机 产品的原料，如六六六．滴滴涕，聚氯乙烯（PVC）、有机 溶剂和中间产品的原料。 烧碱则大量用于化学工业．造纸．纺织、肥皂、冶金和石 油部门。
1833年法拉第根据多次实验结果归纳出了著名的法拉第定律, 为电化学的定量研究和电解工业奠定了基础.
1870年人们创造了发电机,电解才被广泛地应用于工业中
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金属表面的精饰 电化学新能源的开发和利用
第八章 电解质溶液解答
第八章电解质溶液上一章下一章返回1．柯尔拉乌希经验公式适用条件和范围是什么？柯尔拉乌希离子独立运动定律的重要性何在？答：柯尔拉乌希经验公式：，适用于强电解质水溶液，浓度低于0.01mol·dm-3的稀溶液。
根据离子独立移动定律，可以从相关的强电解质的Λ∞来计算弱电解质的Λ∞。
或由离子电导数值计算出电解质的无限稀释时摩尔电导。
2．电导率与摩尔电导概念有何不同? 它们各与哪些因素有关?答：电导率κ是：两极面积各为1m2，并相距1m时，其间溶液所呈的电导；而摩尔电导是在相距1m的两电极间含有1mol溶质的溶液所呈的电导，摩尔电导用Λm表示Λm＝κ/c，电导率κ与电解质本性有关，与温度有关，与电解质浓度有关；摩尔电导与电解质本性有关，与温度有关，与电解质浓度有关。
3．为什么用交流电桥测定溶液的电导? 为什么用1000H z(即c/s，周每秒)频率测定溶液的电导? 为什么在未知电阻的线路上并联一电容? 测准溶液电导的关键是什么?答：用交流电流测溶液的电导，可以避免电解作用而改变电极本性，并且可以消除电极的极化作用。
用1000Hz的交流频率可防止电极上的极化作用，并可用耳机检零。
并联电容是为了消除电导池的电容的影响。
测准电导的关键是在各接触点均接触的条件下，电桥平衡，正确检零。
4．当一定直流电通过一含有金属离子的溶液时，在阴极上析出金属的量正比于：(1) 金属的表面积； (2) 电解质溶液的浓度；(3) 通入的电量； (4) 电解质溶液中离子迁移的速度。
答：(3).5．在界面移动法测定离子迁移数的实验中，其结果是否正确，最关键是决定于：(1) 界面移动的清晰程度； (2) 外加电压的大小；(3) 阴、阳离子迁移速度是否相同； (3) 阴、阳离子的价数是否相同。
答：(1)6．电解质在水溶液中时，作为溶剂的水电离为 H+、OH－离子，为什么一般不考虑它们的迁移数?影响离子迁移数的主要因素是什么？答：因为水中H+与OH－的浓度甚低，K sp＝10－14，其迁移数极小，不考虑不会影响测量结果。
《无机化学》习题册及答案
《无机化学》课程习题册及答案第二章电解质溶液一、是非题:（以“＋”表示正确，“－”表示错误填入括号）1．根据质子理论，两性物质溶液的pH值与两性物质的浓度绝对无关（）2．将0.10mol L-1的NaHCO3溶液加水稀释一倍，溶液的pH值基本不变（）3．把pH=3与pH=5的酸溶液等体积混合，溶液的pH值为4 （）4．将HAc溶液稀释一倍，溶液中的[H+]就减少到原来的一半（）5．在0.2 mol·L-1的HAc溶液20ml中加入适量NaCl，则可使HAc的解离度增加（）6．在0.101⋅HAc溶液10ml中加入少量固体NaAc，则可使HAc的解离Lmol-度增加（）7．将0.10mol L-1的NaAc溶液加水稀释一倍，溶液的pH值变小（）8．将0.10mol L-1的HAc溶液加水稀释一倍，溶液的pH值变小（）9．根据质子理论，H2O是两性物质（）10．根据质子理论，HCO3-是两性物质（）11. 两种一元弱酸，K a越大的越容易失去质子，酸性越强，在水溶液中的解离度也越大。
（）12.弱酸溶液愈稀，解离度愈大，溶液的pH值便愈小。
（）二、选择题：1．HAc在下列溶液中解离度最大的是（）A．1 mol∙L-1 NaAc B．2 mol∙L-1 HCl C．纯水D．1 mol∙L-1 NaCl 2．下列物质中酸性最大的是（）A．HCl B．HAc C．H2O D．NH33．从酸碱质子理论来看，下列物质中既是酸又是碱的是（）A．H2O B．NH4+C．Ac-D．CO32- 4．欲使NH3·H2O的α和pH均上升，应在溶液中加入（）A ．少量水B ．少量NaOH （s ）C ．少量NH 4 Cl （s ）D ．少量NaCl （s ）5．下列物质中碱性最大的是 （ ）A ．NaOHB ．Ac -C ．H 2OD ．NH 36．欲使HAc 的α和pH 均减小，应在溶液中加入 （ ）A ．少量水B ．少量HClC ．少量NaAc （s ）D ．少量NaCl （s ）7. 下列物质都是共轭酸碱对除了 （ ）A. HONO, NO 2-B. H 3O +, OH -C. CH 3NH 3+, CH 3NH 2D. HS -, S 2-E. C 6H 5COOH, C 6H 5COO -8. 氨水中加入NH 4Cl,氨水的解离度（ ），解离常数（ ），溶液的pH 值（ ）。
大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡
大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡一、教学目标：1. 理解电解质的概念及其分类。
2. 掌握电解质溶液的导电原理。
3. 理解离子平衡的定义及其在溶液中的重要性。
4. 学会使用离子平衡原理分析溶液的性质。
二、教学内容：1. 电解质的概念及分类电解质的定义强电解质与弱电解质盐类电解质和非盐类电解质2. 电解质溶液的导电原理自由移动离子的产生电流的形成及导电性判断电解质溶液的电导率三、教学重点与难点：1. 教学重点：电解质的概念及其分类。
电解质溶液的导电原理。
2. 教学难点：电解质溶液中离子平衡的判断及分析。
四、教学方法：1. 采用多媒体课件辅助教学，直观展示电解质溶液的导电过程。
2. 案例分析法，以具体电解质为例，分析其溶液的导电性质。
3. 互动讨论法，引导学生思考并解决电解质溶液中的实际问题。
五、教学准备：1. 教学课件及辅助材料。
2. 实验室仪器设备，如电导率仪等。
3. 相关案例及问题讨论。
六、教学过程：1. 引入新课：通过回顾上节课的内容，引导学生思考电解质溶液的导电性质及其应用。
2. 教学内容讲解：电解质的概念及其分类电解质溶液的导电原理离子平衡的定义及其重要性3. 案例分析：以具体电解质为例，分析其溶液的导电性质及离子平衡情况。
4. 课堂互动：引导学生思考并解决电解质溶液中的实际问题。
七、课后作业：1. 复习本节课的内容，重点掌握电解质的概念及其分类。
2. 练习判断不同电解质溶液的导电性质，分析其原因。
3. 思考并解答与离子平衡相关的问题。
八、教学评价：1. 课堂表现：观察学生在课堂上的参与程度、提问回答等情况，了解学生的学习状态。
2. 课后作业：检查学生完成的作业质量，评估其对课堂内容的掌握程度。
3. 小组讨论：评估学生在小组讨论中的表现，了解其对电解质溶液和离子平衡的理解和应用能力。
九、教学拓展：1. 电解质溶液的酸碱性及其调节原理。
2. 电解质溶液在工业中的应用，如电镀、电池制造等。
第6章 电解质溶液
课程名称：无机化学第六章电解质溶液6-1 水的解离与溶液的pH值6-1-1 酸碱的解离理论酸碱的解离理论1884年瑞典化学家阿仑尼乌斯（S.A.Arrhenius,1859～1927年）提出的酸碱理论认为：酸是在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H+）①的化合物；碱是在水溶液中最离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH-）的化合物。
酸碱中和反应的实质就是H+和OH-结合为H2O的反应。
酸碱的相对强弱可以根据它们在水溶液中电离出H+或OH-程度的大小来衡量。
①水溶液中的氢离子实际上是质子(H+) 和水结合生成的H3O+离子及其水合离子，但书写时除非必须注明其物态，一般仍可简写为H+。
6-1-2 水的解离反应和溶液的pH值1. 水的解离反应用精密的电导仪测量，发现纯水有极微弱的导电能力。
其原因是水有微弱的解离，使纯水中存在极微量的H3O+和OH-。
经实验测知，298.15K时纯水中c(H+)和c(OH-)均为1.0×10-7mol·L-1。
研究揭示，在纯水或稀溶液中，存在着水的解离平衡：课程名称：无机化学H2O(1 ) H+(aq) + OH-(aq)而且 {c(H+)/cθ}{c(OH-)/cθ}=称为水的离子积。
与其它平衡常数一样，是温度的函数。
不同温度下水的离子积见表6-1。
表6-1 不同温度下水的离子积t/℃ 5 10 20 25 50 100/10-40.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.12. 溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小:酸性溶液c(H+) ＞1.0×10-7 mol·L-1 ＞c(OH-)纯水(或中性溶液) c(H+) =1.0×10-7 mol·L-1=c(OH-)碱性溶液c(H+) ＜1.0×10-7 mol·L-1＜c(OH-)当溶液中c(H+)或c(OH-)小于1 mol·L-1时,用浓度直接表示溶液的酸碱性显得不方便, 可采用pH表示之: pH=-lg{c(H+)/cθ}根据；pH=-lg{·cθ/c(O H-)}则pH= p- p OH = 14 - p OH酸性溶液pH＜7纯水(或中性溶液) pH=7碱性溶液pH＞7[例6-1]比较下列溶液的pH值年月日x0404-08课程名称：无机化学(1) 0.10 mol·L -1的HOAc 溶液；(2) 纯水 ；(3) 0.10 mol·L -1 NH 3·H 2O 溶液。
无机化学 第六章[1]
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C碱 解： (1)、 pOH pK b lg C盐
1.00 lg 1.8 10 lg 4.74 1.00
5
pH 14.00 pOH 9.26
(2)、 [平衡]
NH3.H2O
0.050 0.001 0.051
OH- + NH4+
-x
x
0.050 0.001 0.051
pH lg[H3O ]
pOH lg[OH ]
pH 和 pOH 都可以表示溶液的酸碱性，但习 惯上采用 pH。 1) 当[H3O+]=[OH-]=1.0×10-7 mol· -1，pH = pOH = L 7.0，溶液显中性； 2) 当[H3O+]＞1.0×10-7mol· -1，[H3O+]＞[OH-],pH L ＜7.0,溶液显酸性,pH值越小,酸性越强。
二、强电解质溶液理论
离子的浓度越大，带电荷数目越多，离子
与它的离子氛之间的相互作用越强。 离子强度
1 I bi Z i2 2
离子强度可以用来衡量溶液中离子和它的离 子氛之间相互作用的强弱。
活度的概念
由于强电解质溶液中离子之间的相互作用，使 得真正发挥作用的总是比电解质完全电离时所应达 到的离子浓度要低一些。实际发挥作用的浓度称为 活度。
a fc
a 活度 f 活度系数
一般离子自身的电荷数越高，所在溶
液的离子强度越大，则 活度系数f 值越小。
在经常接触的计算中，溶液浓度一般较低，
离子强度较小，f = 1.0
§ 7-2 弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离平衡 1、电离常数及解离度
HAc H 2O
大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡
大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡一、教学目标：1. 让学生理解电解质的概念，掌握电解质的分类及电离方程式的书写方法。
2. 让学生了解电解质溶液的导电性及影响因素。
3. 让学生掌握离子平衡的基本原理，了解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡。
4. 培养学生运用所学知识解决实际问题的能力。
二、教学内容：1. 电解质的概念及分类2. 电离方程式的书写及意义3. 电解质溶液的导电性4. 离子平衡的基本原理5. 酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡三、教学方法：1. 采用讲授法，讲解电解质的概念、分类、电离方程式的书写及意义。
2. 采用实验法，让学生通过实验观察电解质溶液的导电性。
3. 采用案例分析法，分析实际问题，引导学生运用所学知识解决问题。
4. 采用小组讨论法，让学生分组讨论离子平衡的应用，提高学生的合作能力。
四、教学步骤：1. 引入电解质的概念，讲解电解质的分类及电离方程式的书写方法。
2. 进行实验，让学生观察电解质溶液的导电性，探讨影响导电性的因素。
3. 讲解离子平衡的基本原理，引导学生理解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水4. 分析实际问题，让学生运用所学知识解决问题。
5. 进行小组讨论，分享各组对离子平衡应用的理解。
五、教学评价：1. 课堂讲解评价：观察学生对电解质概念、分类、电离方程式的掌握情况。
2. 实验操作评价：评估学生在实验中的观察、分析、解决问题能力。
3. 小组讨论评价：评价学生在讨论中的参与程度、合作能力及对离子平衡应用的理解。
4. 课后作业评价：检查学生对课堂所学知识的巩固情况。
六、教学内容：1. 酸碱平衡的计算与应用2. 氧化还原平衡的计算与应用3. 盐的水解平衡的计算与应用4. 缓冲溶液的性质及制备5. 电解质溶液的pH值及其测定方法七、教学方法：1. 采用讲授法，讲解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡的计算方法。
2. 通过案例分析，让学生掌握酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡的应用。
无机化学：第四章 水溶液
蒸气分子 液体分子 溶质分子
原因在于溶 剂的一部分 表面被溶质 微粒占据， 使得单位时 间内从溶液 中蒸发的分 子减少，使 得溶液的蒸 发速率降低。
③在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的(饱和) 蒸气压下降近似地与溶液的质量摩尔浓度成正比。
xA=
nA nA + nB
=
nA nB
m = 55.56
p = pB*
第二节 非电解质稀溶液的通性
稀溶液通性(依数性)：
难挥发非电解质稀溶液的性质——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 剂中所溶解溶质的物质的量成正比（即与溶液的浓度成 正比，与溶剂的种类和本性无关）。以上性质又称为稀 溶液的依数性。
一、溶液的蒸气压下降——拉乌尔定律
有三种表述：
由渗透压形
成的液面差 渗透压：为维持被半
透膜所隔开的溶液与
纯溶剂之间的渗透平
溶液
纯水
衡而需要的额外压力
半透膜
难挥发的非电解质稀溶液的渗透压∏与溶液的浓度c 及绝对温度T成正比：
∏= cRT = nRT/V 或 ∏V = nRT 与理想气体状态方程pV = nRT很相似相似
第三节 电解质溶液的通性
m 55.56 = K m
其中55.6为1kg水的物质的量，m为溶液的质量摩尔浓度， K为比例常数。 二、溶液的凝固点下降
难挥发非电解质稀溶液的凝固点下降ΔTf与溶液的质 量摩尔浓度m成正比。
ΔTf = Kf ·m
Kf为溶剂的凝固点下降常数，可查表 应用：实验室可以利用上述原理自制制冷剂，见表8-5。 三、溶液的沸点上升
A2B或AB2 型强电解 质溶液
AB型强 电解质 溶液
电解 质溶 液
无机化学第三章 电解质溶液
强电解质： （例如NaCl） 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
弱电解质： （例如HAC） 在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。
2、解离度的计算 解离度的定义：电解质达到解离平衡时， 已解离部分浓度和初始浓度之比。
• 表示：
已解离浓度 初始浓度
100％
➢对于不同的电解质，由于其本性不同，解 离度有很大差别。通常按解离度大小，把 质量摩尔浓度为0.1 mol/Kg的电解质溶液 中解离度（实为表观解离度）大于30％的 称为强电解质，小于5％的称为弱电解质， 介于二者之间的称为中强电解质。
根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的，酸给出 质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成 为酸，这种对应关系叫共轭关系。
HPO42－ PO43－ + H+
酸
碱 质子
酸越强，它的共轭碱越弱，酸越弱，它的共轭碱 越强。
关于酸碱质子理论：
（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴
离子。
HCl、HAc、NH4+、
pKa= - lg [Ka]
碱B- 在水溶液中有下列平衡：
H+
B- + H2O
HB + OH-
[HB][OH ] Kb [B]
Kb称为碱的解离平衡常数 （1）Kb值越大，碱性越强。 （2）P Kb是碱的解离平衡常数的负对数。
（二）共轭酸碱解离平衡常数的关系
通过推导共轭酸碱对的解离平衡常数存在如下 关系： Ka ·Kb＝ [H+][OH-]＝ Kw= 1.00×10-14 （1）Ka与Kb成反比，酸越弱，其共轭碱越强，
例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度为0.1 mol·kg-1， 测得此溶液的△Tf为0.19℃，求该物质的解离度。
基础化学概念
基础化学概念
基础化学概念包括物质的变化及性质、化学反应速率和化学平衡、电解质溶液、有机化学、无机化学和分析化学等。
1.物质的变化及性质：包括物理变化和化学变化。
物理变化是没有新物质生成的变化，如
物质的三态变化、形状的改变、位置的移动等。
化学变化是有新物质生成的变化，也称为化学反应。
化学变化常常伴随一些反应现象，如发光、发热、产生气体、改变颜色、生成沉淀等。
2.化学反应速率和化学平衡：化学反应速率是指单位时间内反应物和生成物浓度的变化量。
化学平衡是指在一定条件下，化学反应达到平衡状态，即反应物和生成物的浓度不再发生变化。
3.电解质溶液：电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
电解质溶液是指
在水溶液中能够导电的化合物溶液。
4.有机化学：有机化学是研究有机化合物的组成、结构、性质和变化的科学。
5.无机化学：无机化学是研究无机化合物的组成、结构、性质和变化的科学。
6.分析化学：分析化学是研究物质的组成、结构和性质的定量分析方法的科学。
这些是基础化学概念的一部分，对于理解化学学科的基本原理和概念非常重要。
大专无机化学教案电解质溶液和离子平衡
一、电解质溶液的基本概念1. 教学目标：（1）理解电解质溶液的概念；（2）掌握电解质和非电解质的区别；（3）了解电解质溶液的导电性。
2. 教学内容：（1）电解质溶液的定义；（2）电解质和非电解质的分类及特点；（3）电解质溶液的导电性及影响因素。
3. 教学方法：（1）采用讲授法，讲解电解质溶液的基本概念；（2）利用案例分析，分析生活中的电解质溶液实例；（3）开展小组讨论，探讨电解质溶液导电性的影响因素。
4. 教学评估：（1）课堂问答，检查学生对电解质溶液概念的理解；（2）案例分析，评估学生对电解质和非电解质的识别能力；（3）小组讨论，考察学生对电解质溶液导电性影响因素的掌握。
二、离子平衡的基本原理1. 教学目标：（1）理解离子平衡的概念；（2）掌握离子平衡的计算方法；（3）了解离子平衡在实际应用中的重要性。
2. 教学内容：（1）离子平衡的定义及特点；（2）离子平衡的计算方法及步骤；（3）离子平衡在实际应用中的案例分析。
3. 教学方法：（1）采用讲授法，讲解离子平衡的基本原理；（2）利用数学模型，演示离子平衡的计算过程；（3）分析实际案例，强调离子平衡在实际应用中的重要性。
4. 教学评估：（1）课堂问答，检查学生对离子平衡概念的理解；（2）数学模型计算，评估学生对离子平衡计算方法的掌握；（3）案例分析，考察学生对离子平衡在实际应用中的认识。
三、酸碱平衡1. 教学目标：（1）理解酸碱平衡的概念；（2）掌握酸碱平衡的计算方法；（3）了解酸碱平衡在实际应用中的重要性。
2. 教学内容：（1）酸碱平衡的定义及特点；（2）酸碱平衡的计算方法及步骤；（3）酸碱平衡在实际应用中的案例分析。
3. 教学方法：（1）采用讲授法，讲解酸碱平衡的基本原理；（2）利用数学模型，演示酸碱平衡的计算过程；（3）分析实际案例，强调酸碱平衡在实际应用中的重要性。
4. 教学评估：（1）课堂问答，检查学生对酸碱平衡概念的理解；（2）数学模型计算，评估学生对酸碱平衡计算方法的掌握；（3）案例分析，考察学生对酸碱平衡在实际应用中的认识。
无机化学主要内容
无机化学主要内容无机化学是研究无机物质的组成、结构、性质、合成和应用的学科。
它是化学的一个重要分支，与有机化学相对应。
无机化学主要研究无机物质的基本性质、化学反应、化学键、离子反应、配位化学、催化作用、电化学、材料化学等方面。
无机化学的基本性质无机化学的基本性质包括物理性质和化学性质。
物理性质包括密度、熔点、沸点、硬度、导电性、磁性等。
化学性质包括酸碱性、氧化还原性、配位性、络合性等。
无机物质的基本性质是研究无机化学的基础。
无机化学的化学反应无机化学的化学反应包括酸碱反应、氧化还原反应、配位反应、沉淀反应等。
酸碱反应是指酸和碱在一定条件下发生的化学反应，产生盐和水。
氧化还原反应是指物质的氧化和还原过程，其中氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
配位反应是指配体与中心离子形成配合物的化学反应。
沉淀反应是指两种水溶液中的离子结合形成不溶性的沉淀物质。
无机化学的化学键无机化学的化学键包括离子键、共价键、金属键等。
离子键是指正负离子之间的电荷吸引力形成的化学键。
共价键是指共用电子对形成的化学键。
金属键是指金属原子之间的电子互相共享形成的化学键。
无机化学的电化学无机化学的电化学包括电解质溶液、电极反应、电解等。
电解质溶液是指在水溶液中能够导电的化合物。
电极反应是指电极上发生的化学反应，包括氧化反应和还原反应。
电解是指在电解质溶液中，通过电流作用使化合物分解成离子的过程。
无机化学的材料化学无机化学的材料化学包括无机材料的合成、性质和应用。
无机材料包括陶瓷材料、玻璃材料、金属材料、半导体材料等。
无机材料的合成包括溶胶-凝胶法、水热法、气相沉积法等。
无机材料的性质包括力学性质、光学性质、电学性质等。
无机材料的应用包括电子器件、光学器件、催化剂、传感器等。
无机化学是研究无机物质的组成、结构、性质、合成和应用的学科，它涉及到无机物质的基本性质、化学反应、化学键、离子反应、配位化学、催化作用、电化学、材料化学等方面。
无机化学在化学、材料、能源等领域都有着广泛的应用。
无机化学第三章课后习题参考答案
第三章电解质溶液和离子平衡1、完成下列换算：（1）把下列H+浓度换算成PH：C(H+)/ mol .L-1: 5.6*10-5 4.3*10-12 8.7*10-8 1.8*10-4（2）把下列pH换算成H+浓度：0.25 1.38 7.80 12.502、试计算：（1）pH=1.00与pH=3.00的HCl溶液等体积混合后溶液的pH和c(H+);(2) pH=2.00的HCl溶液与pH=13.00的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH和c（H+）。
3、写出下列弱酸在水中的解离方程式与K aθ的表达式：(1) 亚硫酸（2）草酸（H2C2O4）（3）氢硫酸（4）氢氰酸（HCN）（5）亚硝酸（HNO2）4、已知25℃时，某一元弱酸0.100 mol .L-1溶液是pH为4.00，试求：（1）该酸是K aθ(2) 该浓度下酸的解离度α5 }/(∉ π:5.0%ξ CH3COOH）溶液，假定白醋的密度ρ为1.007g •ml-1,它的pH为多少？6、设0.10 mol .L-1氢氰酸（HCN）溶液的解离度为0.0079%，试求此时溶液的pH和HCN的标准解离常数K aθ。
7、已知质量分数为2.06%的氨水密度ρ为0.988 g•ml-1，试求：（1）该氨水的pH；（2）若将其稀释一倍，pH又为多少？8、（1）在1.00L 0.10 mol .L-1HAc溶液中通入0.10 mol HCl气体（且不考虑溶液体积改变），试求HAc的解离度，并与未通入HCl前做比较。
（2）在1.0L 0.10 mol .L-1NH3•H2O溶液中，加入0.20 mol NaOH （设加入后，溶液体积无变化），试求NH3•H2O的解离度，并与未加NaOH 前做比较。
9、描述下列过程中溶液pH的变化，并解释之：（1）将NaNO2溶液加入到HNO2溶液中；（2）将NaNO3溶液加入到HNO3溶液中；（3）将NH4NO3溶液加到氨水中；10、计算下列缓冲溶液的pH（设加入固体后，下列溶液体积无变化）：（1）在100ml 1.0 mol .L-1 HAc中加入2.8g KOH；（2）6.6g (NH4)2SO4溶于0.50L浓度为1.0 mol .L-1的氨水。
无机化学-强电解质溶液
稀溶液中，f < 1； 极稀溶液中， f 接近1，活度近似等于浓度
实际粒子数是N的倍数 1.92 1.94 1.97 1.98 1.99
怎么解离？ 解离的是否彻底？
（二）活度和活度系数 电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为有效浓度或活度。 浓度（c）与活度的关系为：
=fc
f 为活度系数，离子自身电荷越高，溶液的离子强度越 高，f 越小；
用 f 修正后, 得到活度 a , 它能更真实地体现溶液的行为
§1 电解质溶液理论和酸碱理论
一、强电解质溶液理论
❖ 在 1dm3 浓度为 0.1mol•dm-3 的蔗糖溶液中，能独立 发挥作用的溶质的粒子数目是 0.1mol 个。
❖ 强电解质 KCl
[KCl]/ mol•dm-3 0.10 0.05 0.01 0.005 0.001
N (KCl个数)
0.10 0.05 0.01 0.005 0.001
第3章-电解质溶液无机化学 (2)
ppt编号3-1-3-7
思考题
1、为什么弱电解质的活度系数近 似等于1，而强电解质的活度系数 反而小于1？
2、为什么溶液越稀，活度系数越 大，浓度与活度间差别越小？
0.01 0.904 0.90 0.901 0.544 0.71 0.41
0.05 0.803 0.82 0.815 0.340 0.54 0.21
0.1 0.796 0.80 0.769 0.48 0.16
0.5 1.0 0.758 0.809 0.73 0.76 0.651 0.606 0.154 0.130 0.38 0.35 0.068 0.047
ppt编号3-1-3-1
3.1.3 活度和活度系数
ppt编号3-1-3-2
活度a（activity） ——离子的有效浓度，即实际能起作用的离子浓度。
aB = B·bB / bɵ
aB — B离子的活度 bB — B离子的质量摩尔浓度
B — B离子的活度系数(activity coefficient)/活度因子
ppt编号3-1-3-6
表3-3 一些强电解质的离子平均活度系数（25℃）
bB/mol·kg-1
HCl KOH KCl
H2SO4 Ca(NO3)2
CuSO4
0.001 0.966 0.96 0.965 0.630 0.88 0.74
0.005 0.928 0.92 0.927 0.639 0.77 0.53
(activity factor) bɵ — 标准质量摩尔浓度，bɵ = 1 mol·kg–1 活度和活度系数的量纲都为1。
ppt编号3-1-3-3
1、对于无限稀释的溶液，离子间的距离较大，牵 制作用较弱， B 1。 2、对于中性分子，B 1。 3、弱电解质的离子浓度很小，也可认为 B 1。 4、对于一般浓度的溶液：B < 1，aB < bB 。
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= 0.45
2.德拜－休克尔极限稀释公式
lg 0.509 z z
I
活度系数 与离子强度I成反向关系 离子强度I取决于离子的浓度与电荷
第二节 酸碱理论
一、酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论）
凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能 解离出OH-的物质是碱(base)。 酸碱反应的实质是：H++OH-===H2O。
HAc
碱
H+ + Ac酸碱共轭关系
一种酸释放一个质子后形成其共轭碱， 一种碱结合一个质子后而形成其共轭酸 。 共轭酸比它的共轭碱多一个质子。
酸
碱
NH4+
H2SO3 HSO3-
H+ + NH3
H+ + HSO3H+ + SO32-
质子理论没有盐的概念，如Na2CO3，在电离理论中称为盐， 但酸碱质子理论则认为CO32-是碱，而Na+是非酸非碱物质。
局限性：
无法解释许多不含有H+和OH-也表现出酸碱性 不适用于非水体系或无溶剂体系 NH3(g)+HCl(g)
苯
NH4Cl(s)
二、酸碱质子理论
(一) 酸碱定义 凡能给出质子（H+）的物质称为酸 凡能接受质子（H+）的物质称为碱
明显进步： 着眼于反应 脱离了水的限制
酸碱的相互联系
如：
共轭酸碱对：
酸
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。 例如HAc在水溶液中是酸
HAc + H2O HAc H2 O + H +
H+
H 3O + H+ + AcH3 O +
+
Ac
-
酸碱半反应式
仅仅是酸碱共轭关系的表达形式，并不是一种实际反应式.
扩大酸碱反应的范围 如： 电离反应 中和 水解
HAc + H2O H2O + NH3 H3O+ + OHH2O + AcNH4+ + H2O
三、离子强度与离子活度系数的关系
1．离子强度I
离子强度表征离子间相互作用的强弱
1 2 2 I c1 z1 c2 z 2 2
c 某种离子的浓度 z 某种离子的电荷
例 计算把0.10mol· L-1K3[Fe(CN)6]溶液和0.10mol· L-1K2SO4溶液 等体积混合后的溶液的离子强度 。
解：等体积混合后，各物质浓度均减半： C（ K3[Fe(CN)6]）= C（ K2SO4）= 0.050mol· L-1 C（ K +）= 0.050×5=0.25mol· L-1 C（ SO42-）= 0.050mol· L-1 C（ [Fe(CN)6] 3-）= 0.050mol· L-1
1 I (0.25 1 0.05 (3) 2 0.05 (2) 2 ) 2
H3O+ + AcNH4+ + OHH2O + H2O HAc + OHH3O+ + NH3
酸碱反应在非水体系下也能进行： NH3(g)+HCl(g)
苯
NH4Cl(s)
（二） 酸碱的强弱
没有绝对的酸、碱，更没绝对的强酸、强碱
不仅与酸碱的本性有关，而且也与溶剂的性质密切相关
HNO3 + H2O H3O+ + NO3H2Ac+ + NO3HNO3为强酸 HNO3为弱酸
(%)
86
92
92
61
91
81
40
<100%
一、离子相互作用理论
1.强电解质在水中完全解离； 2.由于阴阳离子之间的相互作用，形成“离子氛”； 3. 离子氛的存在使得离子运动不完全自由。 + + + + + + + 阳离子“氛” 阴离子“氛” + + + + + + - - +
∴ 解离度 < 100% 称为表观解离度
（五）溶剂的拉平效应和区分效应
1.拉平效应
液氨是HCl和HAc的拉平溶剂
将不同强度的酸拉平到溶剂化质子水平的效应称为拉 平效应。具有拉平效应的溶剂称为拉平溶剂。 例如： HCl和HAc是两种强度显著不同的酸,但在液氨中 均表现出强酸性。
HCl + NH3
Cl- + NH4+
HAc + NH3
Ac- + NH4+
无机化学
电解质溶液
电解质溶液
第一节 第二节 强电解质溶液理论 酸碱理论
第三节
水溶液中的质子转移平衡及有关计算
第一节 强电解质溶液理论
根据定义，强电解质在水中完全解离， =100%
Байду номын сангаас
几种强电解质的表观解离度(0.10mol· L-1, 298K)
电解质 KCl HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2 ZnSO4
二、离子的活度和活度系数
1. 活度（）：有效浓度
=c
2. 活度系数
c 实际浓度
活度系数
一般 <1
活度系数 的 大小主要取决于离子间的相互作用 (1)稀溶液中的离子浓度很小，活度接近浓度，即 ≈1。 (2)溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，通常把中性分 子的活度因子视为1。 (3)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。
由于NH3接受质子的能力强,上述两个反应向右进行得很 完全,以致HCl和HAc都被转变成同一种酸(氨合质子即铵 离子NH4+)，即它们在液氨中统统被拉平到NH4+的强度水 平,故二者不存在强度上的差异。
K K
a b, conj.
H3O+ + BHB + OH -
[H ][B ] Ka [HB]
[HB][OH ] Kb [B- ]
w
[H ][B ] [HB ][OH ] [H ][OH ] K [HB] [B ]
K K
a
b, conj.
K
w
Ka与Kb成反比关系，反映了在共轭酸碱对中，酸的强度 大，其共轭碱的强度小，反之亦然。
Ka 称酸常数 Ka 越大，酸性越强
⒉ 碱的解离平衡常数Kb [HB ][OH ] B- + H2O HB + OH- K [ H O][B- ] 2 [HB][OH ] Kb称碱常数 Kb [B ] Kb 越大，碱性越强
（三） 共轭酸碱对的 Ka 和 Kb 的关系
HB + H2O B- + H2O
HNO3 + HAc
HNO3 + H2SO4
H2NO3+ + HSO4- HNO3为弱碱
在H2O中表现出来的相对强度
用解离平衡常数衡量。
1.酸的解离平衡常数Ka
HB + H2O H3O+ + B-
HB
H+ + B
[H3O ][B ] K [ H 2O][HB ]
[H ][B ] Ka [HB ]