第四章 电解质溶液 中医药专业无机化学课件
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无机化学课件电解质溶液
二、同离子效应和盐效应
在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的
强电解质时，使弱电解质的电离度降低的现象称同
离子效应。
例：
HAc + NaAc ,
HAc的离解度降低。
NH3·H2O + NH4Cl ， NH3·H2O的离解度降低。
HAc + HCl ，
HAc的离解度降低。
若在HAc溶液中加入不含相同离 子的强电解质，由于溶液中离子间相 互牵制作用增强， H+和Ac-结合成分 子 的机会减小，分子化的速率减小， 故表现为解离度略有所增加，这种效 应称为盐效应
)
c (
H
S
)
1.11012
由于 Ka1 >>Ka2 ，即 Ka1/Ka2>104 时，H+主要来源于第一步离解，因此计算
溶液中c (H+)时，只考虑第一步离解，可
近似把它作为一元弱酸，用Ka1来计算。
例：计算0.1mol/LH2S溶液的pH值和 S2- 浓度。 解：因为C/Ka1 ≥ 500，且Ka1 ≫ Ka2
NH3 + H+
[H+] = KhC盐
§9-2 溶液的酸碱性
例：已知NH3的Kb=1.78×10-5 , 试计算0.1 mol·L-1的NH4Cl的pH值。
解：Kh = 1—.17—80-×1—4 1—0- — = 5.625×10-10
[H+] = KhC盐= 7.5 ×10-6 pH = 6 - lg7.5 = 5.1
Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和 [OH-]之积为一常数。
电离为吸热过程，温度升高，Kw愈大。
医用化学 电解质溶液课件
进行治疗。
感谢观看
THANKS
电导的应用
在医学、生物、环保等领域，电导可 以用于检测水质、生物体液的离子浓 度等。
电导滴定法
电导滴定法原理
利用电导变化与滴定剂加入量的关系来确定 滴定终点的方法。
电导滴定法的应用
在化学分析中，电导滴定法可用于测定物质 的含量，如酸碱滴定、氧化还原滴定等。
06
电解质溶液与生命活动
人体内的电解质平衡
医用化学 电解质溶液 课件
• 电解质溶液基本概念 • 电解质溶液的渗透压 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 电解质的导电性 • 电解质溶液与生命活动
目录
01
电解质溶液基本概念
电解质
总结词
电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
详细描述
电解质是化合物的一种，其在水溶液中或熔融状态下能够电离出自由移动的离 子，从而具有导电性。电解质在水中的电离程度决定了其导电能力的强弱。
详细描述
酸碱质子理论认为，任何能释放质子（H+）的物质是酸，任 何能接受质子的物质是碱。酸和碱之间的反应是质子的转移 ，反应的实质是质子的转移。
水的离子自解离平衡
总结词
水是一种极弱的电解质，它会发生自 解离，产生氢离子和氢氧根离子。
详细描述
水是一种极弱的电解质，它可以在水 溶液中发生自解离，产生氢离子和氢 氧根离子。在常温常压下，水的自解 离平衡常数约为10^-7。
透压平衡具有重要作用。
电解质平衡紊乱与疾病
要点一
电解质平衡紊乱的原因
饮食不均衡、消化系统疾病、肾脏疾病、内分泌疾病等都 可能导致电解质平衡紊乱。
要点二
电解质平衡紊乱的症状
低钠血症、高钠血症、低钾血症、高钾血症等都是常见的 电解质平衡紊乱症状。这些症状可能表现为恶心、呕吐、 乏力、心律失常等，严重时可能导致昏迷甚至死亡。
感谢观看
THANKS
电导的应用
在医学、生物、环保等领域，电导可 以用于检测水质、生物体液的离子浓 度等。
电导滴定法
电导滴定法原理
利用电导变化与滴定剂加入量的关系来确定 滴定终点的方法。
电导滴定法的应用
在化学分析中，电导滴定法可用于测定物质 的含量，如酸碱滴定、氧化还原滴定等。
06
电解质溶液与生命活动
人体内的电解质平衡
医用化学 电解质溶液 课件
• 电解质溶液基本概念 • 电解质溶液的渗透压 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 电解质的导电性 • 电解质溶液与生命活动
目录
01
电解质溶液基本概念
电解质
总结词
电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
详细描述
电解质是化合物的一种，其在水溶液中或熔融状态下能够电离出自由移动的离 子，从而具有导电性。电解质在水中的电离程度决定了其导电能力的强弱。
详细描述
酸碱质子理论认为，任何能释放质子（H+）的物质是酸，任 何能接受质子的物质是碱。酸和碱之间的反应是质子的转移 ，反应的实质是质子的转移。
水的离子自解离平衡
总结词
水是一种极弱的电解质，它会发生自 解离，产生氢离子和氢氧根离子。
详细描述
水是一种极弱的电解质，它可以在水 溶液中发生自解离，产生氢离子和氢 氧根离子。在常温常压下，水的自解 离平衡常数约为10^-7。
透压平衡具有重要作用。
电解质平衡紊乱与疾病
要点一
电解质平衡紊乱的原因
饮食不均衡、消化系统疾病、肾脏疾病、内分泌疾病等都 可能导致电解质平衡紊乱。
要点二
电解质平衡紊乱的症状
低钠血症、高钠血症、低钾血症、高钾血症等都是常见的 电解质平衡紊乱症状。这些症状可能表现为恶心、呕吐、 乏力、心律失常等，严重时可能导致昏迷甚至死亡。
无机化学--第4章溶液与电离平衡
2019/5/10
课件
3
溶解过程
溶解过程是物理-化学过程，不是单纯物 理过程，常有能量、体积、颜色变化。 例如：
H2SO4(l) + H2O(l) = H2SO4(aq)
△H ø ＜ 0
NH4HCO3(l) + H2O(l) = NH4HCO3(aq)
△H ø ＞0
2019/5/10
课件
2019/5/10
课件
32
S.Arrhenius酸碱理论的优点
1. 从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征，OH-是碱的 特征。
2. 解释了“中和热”的值： H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)
△Hø= -55.99 kJ.mol-1 （放热）
3. 找出了衡量酸、碱强度的标度 （酸pKHa、= -碱lgKab(、H+水) 溶液酸碱性pH）。
溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压,导致溶液的沸 点升高：
ΔTb＝kb m
（ΔTb ＝ Tb - Tb* ）
Tb* 为纯溶剂的沸点； Tb 为溶液的沸点；
kmbo：l ·溶kg剂-1时沸的点溶上液升沸常点数升，高即值：。溶液的浓度m = 1
kb取决定于溶剂的本性：与溶剂的摩尔质量、沸点、 汽化热有关。（不同溶剂的kb数值见教材p.71, 表5-1）
2019/5/10
课件
13
溶液的沸点升高示意图
2019/5/10
课件
14
常用溶剂的Kb和Kf值
2019/5/10
课件
15
3. 凝固点下降（教材p.71, 图5-4）
凝固点（Freezing point)：在标准状况下，纯 液体蒸气压与它的固相蒸气压相等时的温度为 该液体的凝固点。
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
《专题九电解质溶液》PPT课件
行溶液 pH 的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及
盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。了解溶度积的含义。能
运用平衡移动原理分析沉淀的溶解、生成和转化过程。
考点串讲
专题九
电解质溶液部分是高中化学的重要基础理论之一，具
开本 关专
有难度大、灵活性强、知识琐碎等特点，是历年高考考查
开本
关专
数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液
题
必须是稀溶液；温度必须相同。
栏
目 2．两种测量方法
溶液的pH值可以用pH试纸测定(精确到整数，且只能
在1～14的范围内)，也可以用pH计(精确到0.1)测定。
考点串讲
专题九
开本 关专
题 栏 目
3．三个重要比较
水溶液可分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液，下表是
栏
盐，从而促进了水的电离。
目
(2)室温下，溶液中的 c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，说明该溶
液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液；溶液中的 c(H＋)<
1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性
的盐溶液。
考点串讲
专题九
6．pH 和等于 14 的酸碱混合问题的判断与计算
pH 和等于 14 的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱
考点串讲
专题九
5．溶液中的 c(H＋)和水电离出来的 c(H＋)的区别
(1)室温下水电离出的 c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液
中水电离出的 c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，则可判断该溶液
开本
呈酸性或碱性；若某溶液中水电离出的 c(H＋)
电解质溶液PPT教学课件
② 要使醋酸的pH值由5 变到 6，加水稀释_＞___10倍(填< 、
> 、=)
解析：因为稀释10倍，pH小于6，所以如pH=6，要大 于10倍
例：有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，
稀释相同倍数后，pH的变化值依次增大，则
HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A、HX、 HY、 HZ
(3)溶液中的盐中弱离子水解，破坏了水的电离平衡， 从而使溶液呈酸碱性。
c(H+)>c(OH-) 酸性
c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)<c(OH-) 碱性
pH试纸的正确使用方法 (08海南)用pH试纸测定溶液pH的正确操作是 A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测
液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃
例：在溶液中的电离方程式书写正确的是
A、 H2CO3
2H + CO32 （E）
B、 NaHCO3
Na + H +CO32
C、 CH3COOH
CH3COO +H
D、 BaCO3（固）
Ba 2 +CO3 2
E、HCO3 +H2O
CO3 2 + H3O
F、HCO3 + H2O
H2CO3 +OH 返回
（三）电离平衡
4、强酸与强酸混合 pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，
所得溶液的pH＝ 2.3 。
两种pH值不同的强酸等体积混合时
△pH≥2时， pH混=pH小+0.3
5、强碱与强碱混合 pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液 体积比按1∶1混合后的pH值__1_2_.7__。
> 、=)
解析：因为稀释10倍，pH小于6，所以如pH=6，要大 于10倍
例：有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，
稀释相同倍数后，pH的变化值依次增大，则
HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A、HX、 HY、 HZ
(3)溶液中的盐中弱离子水解，破坏了水的电离平衡， 从而使溶液呈酸碱性。
c(H+)>c(OH-) 酸性
c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)<c(OH-) 碱性
pH试纸的正确使用方法 (08海南)用pH试纸测定溶液pH的正确操作是 A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测
液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃
例：在溶液中的电离方程式书写正确的是
A、 H2CO3
2H + CO32 （E）
B、 NaHCO3
Na + H +CO32
C、 CH3COOH
CH3COO +H
D、 BaCO3（固）
Ba 2 +CO3 2
E、HCO3 +H2O
CO3 2 + H3O
F、HCO3 + H2O
H2CO3 +OH 返回
（三）电离平衡
4、强酸与强酸混合 pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，
所得溶液的pH＝ 2.3 。
两种pH值不同的强酸等体积混合时
△pH≥2时， pH混=pH小+0.3
5、强碱与强碱混合 pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液 体积比按1∶1混合后的pH值__1_2_.7__。
无机化学课件：第四章(应化专业)
负极(Zn极) Zn - 2e- →Zn2+ 氧化反应 (电子流出的电极)
电池反应
Cu2+ + Zn →Cu + Zn2+
氧化还原电对：
氧化还原电对表示方法 氧化型物质/还原型物质
如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+
氧化型物质，还原型物质 如 Cu2+,Cu、Zn2+,Zn、H+,H2、Sn4+,Sn2+
(-)Pt, Cl2(p) Cl-(c) Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) Pt(+)
原电池的表示方法课堂练习
2H2 + O2 → 2H2O
H2 - 2e- → 2H+ 氧化 O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 还原
(-) Pt, H2(p1) | H+(c1) || H+(c1), H2O | O2(p2), Pt(+)
而伽伐尼的朋友伏打则认为 他可以用任意两个金属和一 种潮湿的物质（食盐水）重 复上述现象，用伏打自己的 话来说：金属是真正的电流 激发者，而神经是被动的。 从而发明了伏打堆。 这一发现引起了极大地震动， 因为这是第一个可以产生持 续电流的装置。
公元1799年，伏打发明伏打電池。
一种利用两种不同的金属夹着盐水湿过的纸张、布片 的多种构造。相当于数个电池串联，故又称为伏打电 堆。
= 0V- 0.7626 V= -0.7626 V
3. 标准电极电势的意义
待测电极处于标准态时
物质皆为纯净物 有关物质的浓度为1mol·L-1 涉及到的气体分压为100kPa 此时测得的电极电势即为标准电极电势
电池反应
Cu2+ + Zn →Cu + Zn2+
氧化还原电对：
氧化还原电对表示方法 氧化型物质/还原型物质
如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+
氧化型物质，还原型物质 如 Cu2+,Cu、Zn2+,Zn、H+,H2、Sn4+,Sn2+
(-)Pt, Cl2(p) Cl-(c) Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) Pt(+)
原电池的表示方法课堂练习
2H2 + O2 → 2H2O
H2 - 2e- → 2H+ 氧化 O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 还原
(-) Pt, H2(p1) | H+(c1) || H+(c1), H2O | O2(p2), Pt(+)
而伽伐尼的朋友伏打则认为 他可以用任意两个金属和一 种潮湿的物质（食盐水）重 复上述现象，用伏打自己的 话来说：金属是真正的电流 激发者，而神经是被动的。 从而发明了伏打堆。 这一发现引起了极大地震动， 因为这是第一个可以产生持 续电流的装置。
公元1799年，伏打发明伏打電池。
一种利用两种不同的金属夹着盐水湿过的纸张、布片 的多种构造。相当于数个电池串联，故又称为伏打电 堆。
= 0V- 0.7626 V= -0.7626 V
3. 标准电极电势的意义
待测电极处于标准态时
物质皆为纯净物 有关物质的浓度为1mol·L-1 涉及到的气体分压为100kPa 此时测得的电极电势即为标准电极电势
无机化学—第四章电化学
电极电势j及原电池的电动势 E的关系： E = j正 - j负
选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零.
即 j (H+/H2)= 0 V
19
2-1 标准电极电势
标准氢电极
j (H+/H2)= 0 V
H2←
H2(100kpa) →
Pt →
←H+(1mol·L-1)
20
2-1 标准电极电势
准态时反应自发进行的方向。
电对
j /V
Pb2+/Pb Sn2+/Sn
>
-0.126V -0.136V
反应自发向右进行
38
非标准态时：先根据Nernst方程求出j(电对), 再计算电动势E 或比较j (电对)。
例 试判断下列反应:Pb2++ Sn Pb + Sn2+，在c(P
b2+) /c(Sn2+)=0.1/1.0 时反应自发进行的方向。
EE
RT ln cG nF cA
c g cD c a cB
c d c b
平衡时: E
=0
cG c g cD c d cA c a cB c b K
平衡时 E 0.05917 lg K 0
(298K):
n
lg K nE 0.05917
(4.3b) 17
§4-2 电极电势
18
2-1 标准电极电势
j 越大,电对中氧化态物质的氧化能力越强，
还原态物质的还原能力越弱
强氧化剂对应弱还原剂 弱氧化剂对应强还原剂
类似酸碱共轭关系 酸 === 质子 + 碱
氧化还原反应的规律：
较强
较强
选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零.
即 j (H+/H2)= 0 V
19
2-1 标准电极电势
标准氢电极
j (H+/H2)= 0 V
H2←
H2(100kpa) →
Pt →
←H+(1mol·L-1)
20
2-1 标准电极电势
准态时反应自发进行的方向。
电对
j /V
Pb2+/Pb Sn2+/Sn
>
-0.126V -0.136V
反应自发向右进行
38
非标准态时：先根据Nernst方程求出j(电对), 再计算电动势E 或比较j (电对)。
例 试判断下列反应:Pb2++ Sn Pb + Sn2+，在c(P
b2+) /c(Sn2+)=0.1/1.0 时反应自发进行的方向。
EE
RT ln cG nF cA
c g cD c a cB
c d c b
平衡时: E
=0
cG c g cD c d cA c a cB c b K
平衡时 E 0.05917 lg K 0
(298K):
n
lg K nE 0.05917
(4.3b) 17
§4-2 电极电势
18
2-1 标准电极电势
j 越大,电对中氧化态物质的氧化能力越强，
还原态物质的还原能力越弱
强氧化剂对应弱还原剂 弱氧化剂对应强还原剂
类似酸碱共轭关系 酸 === 质子 + 碱
氧化还原反应的规律：
较强
较强
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第9页
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1 2 到(的c 1 所z1 有2 离子c2 产z2 生2的 静 电)力 影1 2 响。i cizi2
用公式表示如下：
I1 2(b1z12b2z22)1 2i bizi2 （4-3）
lg Na0.50 12 9 (10.0 1 .15 50.3 00.1)5
0.1192
Na 0.76
第14页
N a N a b N a0 .0m 76 k o 1 g l
lgS4 2 O 0 .5
0 ( 2 9 )2 ( 0 .15 0 .3 0 0 .1)5 10 .15
SO42 0.33
第5页
电离度：符号为α是指在一定温度下当电离达到平 衡时，已电离的分子数与分子总数之比。
已分 电子 离总 分数 子 10数0% （4-1）
在相同浓度下，不同电解质的电离度大小反映了 电解质的相对强弱，电解质愈弱，电离度就愈小。
第6页
范特霍夫建议引用校正系数i，公式变为：
icBRT∏i ′称是作电等解渗质系稀数溶；液的渗透压； p Tb Tf i （4-2） p Tb Tf
γ γγ
式中的γ＋和γ－分别表示正、负离子的活度系数
lgγ0.509zi21II0.3I0（4-5）
第13页
例2.计算0.05mol·Kg-1Na2SO4溶液的离子强度以及 Na+和SO42-的活度系数及活度。
解：
I 1 2
i
bi
zi
21[0.0 5(2)20.112] 2
0.15moklg1
S4 2 O S4 2 O b S4 2 O 0 .3 3 0 .05
0.01m 65oklg1
第15页
第二节 弱电解质溶液的电离平衡
一． 弱酸、弱碱的电离平衡及其平衡常数
HA(aq)
A-(aq) + H+(aq)
Ka
[H ][A ] [HA]
Ka称为酸电离常数。
第16页
a. Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸 在水中释放质子能力的大小。
第四章 电离平衡
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 全部以离子状态存在； 包括：离子型化合物(如NaCl、KCl)和强极性键化 合物(如HCl)。
例如： NaCl HCl
Na+ + ClH+ + Cl-
（离子型化合物） （强极性分子）
第4页
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一些酸在水溶液中的Ka和pKa值(25℃)
酸HA
Ka (aq) pKa (aq) 共轭碱A-
H3O+
/
/
H2O
H2C2O4 5.6×10-2
1.25
HC2O4-
H3PO4 6.9×10-3
2.16
H2PO4-
酸
HC2O4- 1.5×10-4
3.81
C2O4-
碱
HAc 1.75×10-5 4.756
HA
H+ + A-
开始时c： c
平衡时c： c – cα
0
0
cα cα
则有： Ka[H [ H ][A ]A ]c(cc)2 1c 2
α 很小时，1 － α≈1， ∴ பைடு நூலகம்a≈c α2
K a （4-10） c
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Ka c2或
Ka c
同理对于弱碱 可推导出→：
Kb c2或
Kb 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。
b. Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时 为强酸。
HAc ＞ HClO ＞ HCN Ka 1.75×10-5 3.9×10-8 6.2×10-10
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类似地，碱有下列电离平衡
NH3·H2O(aq)
NH4+(aq) + OH-(aq)
Kb
[NH4][OH] [NH3 H2O]
Kb是碱解离平衡常数。Kb的大小表示碱接受质子 能力的大小，Kb值愈大，碱性愈强。
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三、酸碱平衡的移动
1. 同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入具有
2. 相同离子的易溶强电解质，使得弱电解质电离
度
3例. 如：降低H的现Ac象。 H Ac
NaAc
Na Ac
加入Ac-平衡左移， HAc的电离度降低
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(1) HAc水溶液＋甲基橙（橘红色）
加入 NaAc(s) → 黄色
HAc(aq)
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如：计算0.2mol·kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值。 假设NaCl不电离，则i =1：
Tf iKfbB0.2 1.8 6 1
0.37K2
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0.21.8 620.77K4
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二、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。
Ac-
性
H2CO3 4.5×10-7
6.35
HCO3-
性
增
H2PO4- 6.1×10-8
7.21
HPO42-
增
强
HCO3- 4.7×10-11 10.33
CO32-
强
HPO42- 4.8×10-13
12.32
PO43-
H2O
1.0×10-14
14.00
OH-
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二.电离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
2
0.02moklg1
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三、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。
（4-4）
一般说来，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。
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习惯上把1-1型电解质的离子平均活度系数定义为 正离子和负离子的活度系数的几何平均值，即：
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
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例1：0.01mol·L-1HCl和0.01mol·L-1CaCl2等体积混合 后溶液的离子强度。
解：两溶液是等体积混合，实际浓度减半
I1 2(c1z12c2z22)1 2i cizi2
1
[0.005×(+1)2+0.005×(+2)2+0.015×(-1)2]
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。 例如：醋酸的电离平衡如下式所示：
HAc
H + + Ac-
在平衡状态下，弱电解质在水溶液中的电离程度的 大小可以定量地用电离度来表示：
H+(aq) + Ac-(aq)
加入Ac-使 HAc 电离度降低。