无机化学：电解质溶液
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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%
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
（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
wenku.baidu.com
Cl- + NH4+
HAc + NH3
Ac- + NH4+
(%)
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
= 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。
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
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。
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 。
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
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
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
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
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。
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 ]
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%
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
（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
wenku.baidu.com
Cl- + NH4+
HAc + NH3
Ac- + NH4+
(%)
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
= 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。
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
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。
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 。
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
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
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
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
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。
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 ]