医用基础化学第三章优秀课件
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④ 难溶电解质的溶度积常数Ksp的表达式，溶度积 和溶解度的关系及其计算。
⑤ 离子积定义和溶度积规则涵义，应用浓度积规 则判断沉淀的生成、溶解及沉淀的先后次序。
教学基本要求
2. 熟悉 ① 强电解质理论、强电解质溶液表观解离度和 活度、离子强度等概念。 ② 酸碱在水溶液中的质子转移平衡。 ③ 水的离子积及水溶液的pH值的表达。 ④ 酸碱溶液的同离子效应和盐效应。
① 溶度积和溶度积规则 ② 沉淀的生成、分级沉淀和沉淀的溶解 ③ 沉淀溶解平衡实例
教学基本要求
1. 掌握
① 酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱 的强度。
② 酸碱解离常数及其应用，共轭酸碱对Ka与Kb关 系。
③ 一元弱酸弱碱、多元弱酸弱碱和两性物质（负 离子型、弱酸弱碱型）等水溶液中pH的计算。
def1
I 2
i bizi2
bi和zi分别为溶液中第i种离子的质量摩尔浓度 和代该替离bi。子I的的电单荷位数为，mo近l·k似g-计1。算时，也可以用ci
第一节 强电解质溶液理论
例 计算：(1) 0.010 mol·kg-1 NaCl溶液的离子强度、活度因子、活 度和25℃时的渗透压。
解 (1) I = 1/2[ b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)] = [0.010 mol·kg-1×(+1)2+0.010 mol·kg-1(-1)2] = 0.010 mol·kg-1
3. 了解 ① 活度因子及其计算。 ② 难溶电解质的同离子效应和盐效应。
第一节 强电解质溶液理论
一．强电解质和弱电解质
1. 定义：电解质是溶于水中或熔融状态下能导电 的化合物，这些化合物的水溶液称为电解质溶 液。
+
NaCl(s) H2O Na+(aq) + Cl-(aq)
第一节 强电解质溶液理论
一．强电解质和弱电解质
• 电解质可分为强电解质和弱电解质两类。在水 溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解 质。例如
Na+ClHCl
Na+ + Cl- (离子型化合物) H+ + Cl- (强极性分子)
• 弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化 合物。例如：
HAc
H+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 1-1价型电解质的离子平均活度因子：
离子的平均活度：
a aa
第一节 强电解质溶液理论
一些强电解质的离子平均活度因子(25℃)
b／(mol·kg-1) 0.001
HCl
0.966
KOH
0.96
KCl
H2SO4 Ca(NO3)2 CuSO4
0.88
0.005 0.928 0.93
0.01 0.904 0.90
医用基础化学第三章
内容提要
1. 强电解质溶液理论 ① 强电解质和弱电解质：电解质定义、 分类及解离度 ② 强电解质溶液理论要点：离子氛概念 ③ 离子的活度、活度因子和离子强度
2. 弱电解质溶液的解离平衡
① 弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数 ② 酸碱平衡的移动——浓度、同离子效应和盐
效应的影响
内容提要
3. 酸碱的质子理论 ① 酸碱的概念 ② 酸碱反应的实质 ③ 水的质子自递平衡 ④ 共轭酸碱解离常数的关系
4. 酸碱溶液pH的计算 ① 强酸或强碱溶液 ② 一元弱酸或弱碱溶液 ③ 多元酸碱溶液 ④ 两性物质溶液：负离子型、弱酸弱碱型、氨 基酸型
内容提要
5. 酸碱的电子理论及软硬酸碱理论 6. 难溶强电解质的沉淀溶解平衡
第一节 强电解质溶液理论
• 校正系数i与解离度α 的关系
1) AB型电解质
AB(aq)
A+(aq) + B-(aq)
平衡时 c-cα
cα
cα
ic=[(c-cα)+cα+cα]=c+cα
i=1+α
2) AB2（或A2B）型电解质
AB2(aq)
A2+(aq) + 2B-(aq)
平衡时 c-cα
cα
2cα
③ 溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，不 过不象离子的区别那么大，所以，通常把中性 分子的活度因子视为1。
④ 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。
第一节 强电解质溶ຫໍສະໝຸດ 理论• 目前不能由实验测定电解质溶液单种离子的活 度因子，但可测定离子的平均活度因子γ±。
解 设HA的解离度为α，
HA(aq)
H+(aq) +A-(aq)
平衡时/mol·kg-1 0.1-0.1α
0.1α 0.1α
[HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α) mol·kg-1
根据△Tf=Kfb 0.19 K=1.86 K·kg·mol-1×0.1(1+α) mol·kg-1
α = 0.022 = 2.2%
ic=[(c-cα)+cα+2cα]=c+2cα
i=1+2α
第一节 强电解质溶液理论
2. 强电解质溶液理论要点 • 电解质离子相互作用，
离子氛存在，致使离子 间相互作用而互相牵制， 表观解离度不是100%。 • 一种更为简单的离子对 模型，虽然便于理解， 但难以量化。
第一节 强电解质溶液理论
3. 离子的活度和活度因子 • 活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓
• 解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分 子总数之比。单位为一，可以百分率表示。
已解离分子数
原有分子总数
• 通常0.1 mol·kg-1溶液中，强电解质α>30%； 弱电解质α<5%；中强电解质α=5%～30%。
第一节 强电解质溶液理论
例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度b(HA)为0.1 m质o的l·k解g-离1，度测。得此溶液的△Tf为0.19℃，求该物
度，有效浓度的值就是活度aB。 • 活度因子： γB称为溶质B的活度因子。 • 离子的活度
aB = γB·bB/bO
bθ为标准态的浓度(即1 mol·kg-1)。
第一节 强电解质溶液理论
① 由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般
γB < 1
② 当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷 数也少时，活度接近浓度，即 γB≈1。
0.05 0.803 0.82
0.1 0.796 0.80
0.265
0.16
0.5 0.753 0.73 0.651 0.154
0.068
1.0 0.809 0.76 0.606 0.130 0.35 0.047
第一节 强电解质溶液理论
4. 离子强度：离子的活度因子是溶液中离子间作 用力的反映，与离子浓度和所带电荷有关
⑤ 离子积定义和溶度积规则涵义，应用浓度积规 则判断沉淀的生成、溶解及沉淀的先后次序。
教学基本要求
2. 熟悉 ① 强电解质理论、强电解质溶液表观解离度和 活度、离子强度等概念。 ② 酸碱在水溶液中的质子转移平衡。 ③ 水的离子积及水溶液的pH值的表达。 ④ 酸碱溶液的同离子效应和盐效应。
① 溶度积和溶度积规则 ② 沉淀的生成、分级沉淀和沉淀的溶解 ③ 沉淀溶解平衡实例
教学基本要求
1. 掌握
① 酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱 的强度。
② 酸碱解离常数及其应用，共轭酸碱对Ka与Kb关 系。
③ 一元弱酸弱碱、多元弱酸弱碱和两性物质（负 离子型、弱酸弱碱型）等水溶液中pH的计算。
def1
I 2
i bizi2
bi和zi分别为溶液中第i种离子的质量摩尔浓度 和代该替离bi。子I的的电单荷位数为，mo近l·k似g-计1。算时，也可以用ci
第一节 强电解质溶液理论
例 计算：(1) 0.010 mol·kg-1 NaCl溶液的离子强度、活度因子、活 度和25℃时的渗透压。
解 (1) I = 1/2[ b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)] = [0.010 mol·kg-1×(+1)2+0.010 mol·kg-1(-1)2] = 0.010 mol·kg-1
3. 了解 ① 活度因子及其计算。 ② 难溶电解质的同离子效应和盐效应。
第一节 强电解质溶液理论
一．强电解质和弱电解质
1. 定义：电解质是溶于水中或熔融状态下能导电 的化合物，这些化合物的水溶液称为电解质溶 液。
+
NaCl(s) H2O Na+(aq) + Cl-(aq)
第一节 强电解质溶液理论
一．强电解质和弱电解质
• 电解质可分为强电解质和弱电解质两类。在水 溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解 质。例如
Na+ClHCl
Na+ + Cl- (离子型化合物) H+ + Cl- (强极性分子)
• 弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化 合物。例如：
HAc
H+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 1-1价型电解质的离子平均活度因子：
离子的平均活度：
a aa
第一节 强电解质溶液理论
一些强电解质的离子平均活度因子(25℃)
b／(mol·kg-1) 0.001
HCl
0.966
KOH
0.96
KCl
H2SO4 Ca(NO3)2 CuSO4
0.88
0.005 0.928 0.93
0.01 0.904 0.90
医用基础化学第三章
内容提要
1. 强电解质溶液理论 ① 强电解质和弱电解质：电解质定义、 分类及解离度 ② 强电解质溶液理论要点：离子氛概念 ③ 离子的活度、活度因子和离子强度
2. 弱电解质溶液的解离平衡
① 弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数 ② 酸碱平衡的移动——浓度、同离子效应和盐
效应的影响
内容提要
3. 酸碱的质子理论 ① 酸碱的概念 ② 酸碱反应的实质 ③ 水的质子自递平衡 ④ 共轭酸碱解离常数的关系
4. 酸碱溶液pH的计算 ① 强酸或强碱溶液 ② 一元弱酸或弱碱溶液 ③ 多元酸碱溶液 ④ 两性物质溶液：负离子型、弱酸弱碱型、氨 基酸型
内容提要
5. 酸碱的电子理论及软硬酸碱理论 6. 难溶强电解质的沉淀溶解平衡
第一节 强电解质溶液理论
• 校正系数i与解离度α 的关系
1) AB型电解质
AB(aq)
A+(aq) + B-(aq)
平衡时 c-cα
cα
cα
ic=[(c-cα)+cα+cα]=c+cα
i=1+α
2) AB2（或A2B）型电解质
AB2(aq)
A2+(aq) + 2B-(aq)
平衡时 c-cα
cα
2cα
③ 溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，不 过不象离子的区别那么大，所以，通常把中性 分子的活度因子视为1。
④ 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。
第一节 强电解质溶ຫໍສະໝຸດ 理论• 目前不能由实验测定电解质溶液单种离子的活 度因子，但可测定离子的平均活度因子γ±。
解 设HA的解离度为α，
HA(aq)
H+(aq) +A-(aq)
平衡时/mol·kg-1 0.1-0.1α
0.1α 0.1α
[HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α) mol·kg-1
根据△Tf=Kfb 0.19 K=1.86 K·kg·mol-1×0.1(1+α) mol·kg-1
α = 0.022 = 2.2%
ic=[(c-cα)+cα+2cα]=c+2cα
i=1+2α
第一节 强电解质溶液理论
2. 强电解质溶液理论要点 • 电解质离子相互作用，
离子氛存在，致使离子 间相互作用而互相牵制， 表观解离度不是100%。 • 一种更为简单的离子对 模型，虽然便于理解， 但难以量化。
第一节 强电解质溶液理论
3. 离子的活度和活度因子 • 活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓
• 解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分 子总数之比。单位为一，可以百分率表示。
已解离分子数
原有分子总数
• 通常0.1 mol·kg-1溶液中，强电解质α>30%； 弱电解质α<5%；中强电解质α=5%～30%。
第一节 强电解质溶液理论
例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度b(HA)为0.1 m质o的l·k解g-离1，度测。得此溶液的△Tf为0.19℃，求该物
度，有效浓度的值就是活度aB。 • 活度因子： γB称为溶质B的活度因子。 • 离子的活度
aB = γB·bB/bO
bθ为标准态的浓度(即1 mol·kg-1)。
第一节 强电解质溶液理论
① 由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般
γB < 1
② 当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷 数也少时，活度接近浓度，即 γB≈1。
0.05 0.803 0.82
0.1 0.796 0.80
0.265
0.16
0.5 0.753 0.73 0.651 0.154
0.068
1.0 0.809 0.76 0.606 0.130 0.35 0.047
第一节 强电解质溶液理论
4. 离子强度：离子的活度因子是溶液中离子间作 用力的反映，与离子浓度和所带电荷有关