第三章电解质溶液
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第三章电解质溶液
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第三章 电解质溶液
Electrolyte Solution
本章要点
1. 掌握一元弱酸、弱碱的解离平衡； 掌握解离平衡的有关计算； 了解多元弱酸的解离平衡。
2. 掌握同离子效应、稀释定律。 3. 掌握缓冲溶液的基本概念及其pH值的计算；
度cα取决于解离度大小与溶液初始浓度)。 ※
② Kθ和α都可表示相同类型弱电解质的相对强弱， 但α随浓度而变， Kθ与浓度无关， 所以，用α 比较时必须指明同一浓度。
③ cH cKa 和稀释定律 K / c 只适用于Kθ 较小的电解质（c/K θ ≥ 500, α ≤5%）， Kθ较大的弱酸，如HNO2 (c = 0.1 mol·dm－3时 α= 6.6%); HF (c = 0.1 mol·dm－3时α=5.8%)等， H+离子浓度必须准确计算。
则 Ka c 2 Ka / c
cH c c Ka
一元弱电解质氢离子浓度的计算通式
一元弱酸: cH cKa
一元弱碱: cOH— cKb
c: 弱酸或弱碱的起始浓度 上述公式只适用于解离度很小的弱酸、弱碱溶液， 即以c/K ≥ 500，α ≤ 5%为近似计算的必要条件。
用H+浓度的负对数(pH值)表示溶液的酸碱性：
pH lg cH
cH c c Ka
pH12(lgKa lgc)
令pKa lg Ka
pH12pKa
1lgc 2
3. 稀释定律
Ka /c
Kb / c
一定温度下，弱电解质溶液的解离度与其浓 度的平方根成反比。即浓度越稀，解离度越 大，即稀释定律。
说明
① α增大，但解离出的离子浓度不一定大(离子浓
x
Kθ(HAc)=1.76×10-5
cH+ cAc
x2
cHAc
0.10 x
c/Kaθ＞500 ，则0.10－x≈0.10
x 2 0 .1 0 =1.76×10-5 x =1.33×10-3 mol·dm－3
α=
1.33 10 0.10
3
×100%
=
1.33
wenku.baidu.com
%
二、水的电离与溶液的酸碱性
1. 水的电离
掌握缓冲溶液的配制。
4. 了解盐类水解的意义及对溶液pH值的影响。 5. 了解酸碱质子理论及共轭酸碱对的概念。 6. 掌握溶度积规则及其应用；
掌握分步沉淀、沉淀转化等概念； 掌握沉淀溶解平衡的有关计算。
§3.1 弱电解质的解离平衡
电解质：在溶于水和熔化状态下能导电的化合物 称作电解质(Electrolytes)。
H2O
H+ + OH-
实验测得25 ℃纯水中：
cH cO H 1 .0 1 0 7m o ld m 3
而纯水的浓度可视为常数 ：
c H 2 O 1 0 0 0 1 8 5 5 .6m o ld m 3
K cH cOH cH2O
KwcHcO H1.01014
Kw — 水的离子积常数
2. 溶液的酸碱性和pH值的测定 1) 常温下溶液的酸碱性
P.329附录3 一些弱电解质在水溶液中的解离常数。
2. 解离度 （Ionization degree） 1) 概念
平 溶 衡 液 时 中 已 原 解 有 离 电 的 解 电 质 解 的 质 分 分 子 子 总 数 数 1 0 0 ％
＝ 分 平 子 衡 总 时 浓 解 度 离 （ 的 或 分 起 子 始 浓 浓 度 度 ） 1 0 0 ％
解离常数Kθ
实验求得。 理论计算: lgK rG /2.303R T
解离常数的性质
① 衡量弱电解质解离程度大小的标志：
K越大，弱电解质解离程度越大。 一般K≤10-4——弱电解质
②
K
值与温度有关，lg
K2 K1
rHm(T2 T1) 2.303RT1T2
酸碱电离平衡、沉淀溶解平衡认为K是常数， 通常不考虑温度的影响 。
水溶液中： cH+cOH 1.01014
pH + pOH = 14.0
酸性溶液中：cH 1 .0 1 0 7m o ld m 3cO H 中性溶液中：cH 1 .0 1 0 7m o ld m 3cO H 碱性溶液中：cH + 1 .0 1 0 7m o ld m 3cO H
cHAc
c
简写
K c c c K c cc aH, AHcAc
HH+ + AAc-cHHAAc c
NH3 H2O
NH+4+OH－
KK cccc cc b,NNHH33HH2O2O
NNHH+4+4 OOHH- -
NNHH33HH2O2O
Ka: 表示弱酸（acid）的解离常数； Kb :表示弱碱（base）的解离常数。 一般把具体的弱酸、弱碱分子式标在K的右下角。
←
例3.1 求0.10 mol·dm－3HAc溶液中的H+、Ac-浓度、
溶液的pH值及HAc的解离度α。已知 298.15
K时Kθ(HAc)=1.76×10-5。 解：设达到平衡时溶液中的c(H+)为x mol·dm－3
HAc = H+ + Ac-
起始浓度/ mol·dm－3 0.10 0
0
平衡浓度/ mol·dm－3 0.10-x x
按其解离度的大小，有强电解质和弱电解质之分： 强电解质：在水溶液中能完全解离成离子的电解质，
如HCl，NaOH， CuSO4。 AB → A＋ + B－ (不可逆) 弱电解质：在水溶液中仅能部分解离的电解质， 如HAc，NH3， H2S。 AB A＋ + B－ (可逆) 正、负离子和未解离分子间存在解离平衡。
温度、起始浓度相同的条件下， 越小，电解质越弱。
2) 解离度与平衡常数的关系
一元弱酸HA （解离平衡时解离度为α ） :
H A H + + A —
初始浓度(mol.dm-3) c
00
平衡浓度(mol.dm-3) c(1) c c
(c)2 c2
Ka
c(1)
(1)
c / Ka 500或 5%时，可采取近似计算：1 1
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1. 解离常数Kθ
HAc (CH3COOH, 醋酸 )在水中的解离：
H A c ( a q ) H 2 O ( l )H 3 O ( a q ) A c ( a q )
H A c H ++ A c-
平衡时的标准平衡常数(解离常数)表达式为：
K
HAc
cH+ c
cAcc
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第三章 电解质溶液
Electrolyte Solution
本章要点
1. 掌握一元弱酸、弱碱的解离平衡； 掌握解离平衡的有关计算； 了解多元弱酸的解离平衡。
2. 掌握同离子效应、稀释定律。 3. 掌握缓冲溶液的基本概念及其pH值的计算；
度cα取决于解离度大小与溶液初始浓度)。 ※
② Kθ和α都可表示相同类型弱电解质的相对强弱， 但α随浓度而变， Kθ与浓度无关， 所以，用α 比较时必须指明同一浓度。
③ cH cKa 和稀释定律 K / c 只适用于Kθ 较小的电解质（c/K θ ≥ 500, α ≤5%）， Kθ较大的弱酸，如HNO2 (c = 0.1 mol·dm－3时 α= 6.6%); HF (c = 0.1 mol·dm－3时α=5.8%)等， H+离子浓度必须准确计算。
则 Ka c 2 Ka / c
cH c c Ka
一元弱电解质氢离子浓度的计算通式
一元弱酸: cH cKa
一元弱碱: cOH— cKb
c: 弱酸或弱碱的起始浓度 上述公式只适用于解离度很小的弱酸、弱碱溶液， 即以c/K ≥ 500，α ≤ 5%为近似计算的必要条件。
用H+浓度的负对数(pH值)表示溶液的酸碱性：
pH lg cH
cH c c Ka
pH12(lgKa lgc)
令pKa lg Ka
pH12pKa
1lgc 2
3. 稀释定律
Ka /c
Kb / c
一定温度下，弱电解质溶液的解离度与其浓 度的平方根成反比。即浓度越稀，解离度越 大，即稀释定律。
说明
① α增大，但解离出的离子浓度不一定大(离子浓
x
Kθ(HAc)=1.76×10-5
cH+ cAc
x2
cHAc
0.10 x
c/Kaθ＞500 ，则0.10－x≈0.10
x 2 0 .1 0 =1.76×10-5 x =1.33×10-3 mol·dm－3
α=
1.33 10 0.10
3
×100%
=
1.33
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%
二、水的电离与溶液的酸碱性
1. 水的电离
掌握缓冲溶液的配制。
4. 了解盐类水解的意义及对溶液pH值的影响。 5. 了解酸碱质子理论及共轭酸碱对的概念。 6. 掌握溶度积规则及其应用；
掌握分步沉淀、沉淀转化等概念； 掌握沉淀溶解平衡的有关计算。
§3.1 弱电解质的解离平衡
电解质：在溶于水和熔化状态下能导电的化合物 称作电解质(Electrolytes)。
H2O
H+ + OH-
实验测得25 ℃纯水中：
cH cO H 1 .0 1 0 7m o ld m 3
而纯水的浓度可视为常数 ：
c H 2 O 1 0 0 0 1 8 5 5 .6m o ld m 3
K cH cOH cH2O
KwcHcO H1.01014
Kw — 水的离子积常数
2. 溶液的酸碱性和pH值的测定 1) 常温下溶液的酸碱性
P.329附录3 一些弱电解质在水溶液中的解离常数。
2. 解离度 （Ionization degree） 1) 概念
平 溶 衡 液 时 中 已 原 解 有 离 电 的 解 电 质 解 的 质 分 分 子 子 总 数 数 1 0 0 ％
＝ 分 平 子 衡 总 时 浓 解 度 离 （ 的 或 分 起 子 始 浓 浓 度 度 ） 1 0 0 ％
解离常数Kθ
实验求得。 理论计算: lgK rG /2.303R T
解离常数的性质
① 衡量弱电解质解离程度大小的标志：
K越大，弱电解质解离程度越大。 一般K≤10-4——弱电解质
②
K
值与温度有关，lg
K2 K1
rHm(T2 T1) 2.303RT1T2
酸碱电离平衡、沉淀溶解平衡认为K是常数， 通常不考虑温度的影响 。
水溶液中： cH+cOH 1.01014
pH + pOH = 14.0
酸性溶液中：cH 1 .0 1 0 7m o ld m 3cO H 中性溶液中：cH 1 .0 1 0 7m o ld m 3cO H 碱性溶液中：cH + 1 .0 1 0 7m o ld m 3cO H
cHAc
c
简写
K c c c K c cc aH, AHcAc
HH+ + AAc-cHHAAc c
NH3 H2O
NH+4+OH－
KK cccc cc b,NNHH33HH2O2O
NNHH+4+4 OOHH- -
NNHH33HH2O2O
Ka: 表示弱酸（acid）的解离常数； Kb :表示弱碱（base）的解离常数。 一般把具体的弱酸、弱碱分子式标在K的右下角。
←
例3.1 求0.10 mol·dm－3HAc溶液中的H+、Ac-浓度、
溶液的pH值及HAc的解离度α。已知 298.15
K时Kθ(HAc)=1.76×10-5。 解：设达到平衡时溶液中的c(H+)为x mol·dm－3
HAc = H+ + Ac-
起始浓度/ mol·dm－3 0.10 0
0
平衡浓度/ mol·dm－3 0.10-x x
按其解离度的大小，有强电解质和弱电解质之分： 强电解质：在水溶液中能完全解离成离子的电解质，
如HCl，NaOH， CuSO4。 AB → A＋ + B－ (不可逆) 弱电解质：在水溶液中仅能部分解离的电解质， 如HAc，NH3， H2S。 AB A＋ + B－ (可逆) 正、负离子和未解离分子间存在解离平衡。
温度、起始浓度相同的条件下， 越小，电解质越弱。
2) 解离度与平衡常数的关系
一元弱酸HA （解离平衡时解离度为α ） :
H A H + + A —
初始浓度(mol.dm-3) c
00
平衡浓度(mol.dm-3) c(1) c c
(c)2 c2
Ka
c(1)
(1)
c / Ka 500或 5%时，可采取近似计算：1 1
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1. 解离常数Kθ
HAc (CH3COOH, 醋酸 )在水中的解离：
H A c ( a q ) H 2 O ( l )H 3 O ( a q ) A c ( a q )
H A c H ++ A c-
平衡时的标准平衡常数(解离常数)表达式为：
K
HAc
cH+ c
cAcc