【北京大学】《医用基础化学》第二章 电解质溶液与缓冲溶液
第二章 电解质溶液与缓冲溶液
第一节 电解质溶液
电解质（electrolyte ）在化学和生产中经常遇到，与人体的关系也很密切。它常以一定浓度的离子形式广泛存在于人的体液和组织液中，如Na +、K +、Ca 2+、Mg 2+、Cl ﹣、HCO 3-、HPO 42﹣、H 2PO 4﹣、SO 42﹣等，其含量与人体的生理功能密切相关。因此，研究电解质溶液的有关性质，对医学科学的学习是十分重要的。
一、解离度
电解质是指在水中或熔融状态下能够导电的化合物。可以分为强电解质（strong electrolyte ）和弱电解质(weak electrolyte )。强电解质在水溶液中全部解离或近乎全部解离成离子，以水合离子的状态存在，如NaCl 和HCl 等。
NaCl ??
→Na ＋＋Cl ﹣ HCl ??
→H ＋＋Cl ﹣ 而弱电解质在水溶液中只有一小部分解离成离子，大部分以分子的形式存在，其解离过程是可逆的，在溶液中存在一个动态平衡，如HAc 与NH 3·H 2O 等。 HAc H + ＋ Ac ﹣
NH 3 ＋ H 2O NH 4+ ＋ OH ﹣
电解质的解离程度通常用解离度(degree of dissociation)α来表示。解离度是指电解质达到解离平衡时，已解离的分子数和原有分子总数之比，表示为：
100%α=?已解离的分子数原有分子总数
（2-1） 例如：在25℃时，0.10mol ·L -1HAc 的α=1.34％，表示在溶液中，每10000个HAc 分子中有134个解离成H +和Ac -。电解质的解离度与溶质和溶剂的极性强弱、溶液的浓度以及温度有关。
对于不同的电解质，其解离度的大小差别很大。一般将质量摩尔浓度为0.10mol ·㎏-1的电解质溶液中解离度大于30％的称为强电解质，解离度小于5％的称为弱电解质，介于30％和5％之间的称为中
强电解质。
强电解质在水溶液中完全解离，理论上，它们的解离度应为100％。但一些实验结果表明，其解离度小于100％。如表2-1所示。
对强电解质来说，实验求得的解离度称为表观解离度。为了阐明强电解质在溶液中的实际情况，1923年德拜（P·Debye）和休克尔（E·Huckel）提出了电解质离子相互作用理论。
表2-1 0.10mol·L-1某些强电解质的实测解离度
电解质HCl HNO3H2SO4KOH NaOH KCl NH4Cl CuSO4
α/％92 92 58 89 84 86 88 40
二、离子相互作用理论
强电解质在水溶液中完全解离成离子，但离子在水溶液中并不完全
自由。由于静电引力作用，带相反电荷的离子相互吸引，距离近的吸引
力大；带同种电荷的离子相互排斥，距离近的排斥力大。因此，距阳离
子越近的地方，阳离子越少，阴离子越多；距阴离子越近的地方，阴离
子越少，阳离子越多。总的结果是，任何一个离子都好像被一层球形对
称的带相反电荷的离子所包围着。这层在中心阳离子或阴离子周围所构
成的球体，叫做离子氛（i o n a t m o s p h e r e）。如图2-1所示，位于球体中
心的离子称为中心离子，在中心阳离子周围有阴离子氛，在中心阴离子
周围有阳离子氛，每个中心离子同时又是另一Array个离子氛的反电荷离子的成员。由于离子的不
规则热运动，离子氛处于形成与打破的平衡
中。在离子氛的影响下，溶液中的离子受到带
有相反电荷离子氛的影响，而不能完全自由活
动。使强电解质溶液中的离子不能百分之百地
发挥应有的效能。因此，实测的解离度总是小
于100%，它反映了溶液中离子间相互影响的
程度，这是表观解离度。而强电解质的理论解
离度是100%。
图2-1 离子氛示意图该理论应用于1－1价型电解质（如N a C l）的稀溶液时比较成功，应用到其它价型的电解质则有一定的偏差。现在已知在强电解质溶液中，特别是浓度不低时，还存在着离子缔合现象，即部分阳离子和阴离
子缔合成离子对作为独立单位运动。
因此强电解质的解离度的意义与弱电解质的不同，弱电解质的解离度能真实反映解离的程度，而强电解质的解离度只能反映离子间相互牵制作用的相对强弱，其解离度称为表观解离度。
三、活度和活度因子
由于强电解质溶液中存在离子氛和离子对，每个离子不能完全自由地运动，其表观解离度与理论解离度有一定的差别，前者总是小于后者。为解释这种差别，路易斯(L e w i s )提出了活度（a c t i v i t y ）的概念。活度是指电解质溶液中实际上可起作用的离子的浓度，通常用α来表示，它的单位为1。它与离子的理论浓度c B 有如下关系：
α＝γB ·c B
γB 称为溶质B 的活度因子。一般来说，γB ＜1，所以α＜c B 。显然，溶液越稀，离子间的距离越远，离子间的牵制作用越小，活度与浓度的差别越小。当溶液的浓度很小时，活度接近浓度，此时γB 接近于
1。可见，活度因子反映了溶液中离子的相互牵制作用的程度。对于液态和固态的纯物质以及稀水溶液中的水，其活度均视为1。在近似计算中，通常把中性分子的活度因子视为1。对于弱电解质溶液，由于其解离度小，离子浓度很小，其活度因子也视为1，弱电解质的活度与浓度基本上相等。在稀溶液中，我们在进行计算时一般用浓度代替活度。
四、离子强度与活度因子
离子的活度因子，不仅与离子本身的浓度和电荷数有关，还与溶液中其它离子的浓度和电荷数有关。为了说明这种影响，人们引入了离子强度（i o n i c s t r e n g t h ）的概念。其定义为： I 2222112233n n 2i i 11(b z b z b z ......b z b z 22
)=++++=∑ （2-2） 式中I 为离子强度，b 1、b 2、b 3……及z 1、z 2、z 3……分别代表溶液中各离子的质量摩尔浓度及电荷数。一般情况下，也可以用物质的量的浓度来代替质量摩尔浓度。
表2-2 不同离子强度时离子的活度系数（25℃）
1×10-4 0.99
0.95 0.90 0.83 2×10-4 0.98
0.94 0.87 0.77 5×10-4 0.97
0.90 0.80 0.67 1×10-3 0.96
0.86 0.73 0.56 2×10-3
0.95 0.81 0.64 0.45
1×10-2
0.89 0.63 0.39 0.19 2×10-3
0.87 0.57 0.28 0.12 5×10-3
0.81 0.44 0.15 0.04 0.1
0.78 0.33 0.08 0.01 0.2
0.70 0.24 0.04 0.003 0.3 0.66 0.62 0.5
0.62
离子强度I 反映了离子间相互作用的强弱，I 值越大，离子间相互作用愈强，活度因子就愈小；I 值越小，离子间相互作用愈弱，活度因子就愈大。由式（2-2）可知，离子强度仅与溶液中离子的浓度以及离子的电荷数有关，与离子的种类无关。
例2-1 求0.01 m o l ·㎏-1 N a C l 溶液的离子强度。
解：I ＝2
1 [（0.01 mol ·㎏-1）（+1）2＋（0.01 mol ·㎏-1）（-1）2] ＝0.01（mo l ·㎏-1）
例2-2 溶液中含有0.04 m o l ·㎏-1 N a C l 和0.01 m o l ·㎏-1 KC l ，求该溶液中N a +的活度。
解：I ＝2
1 [(0.04m o l ·㎏-1)(+1)2＋(0.04m o l ·㎏-1)(-1)
2 ＋(0.01 mo l ·㎏-1)(+1)2＋(0.01 m o l ·㎏-1)(-1)2]
＝0.05（mo l ·㎏-1）
由I ＝0.05 m o l ·㎏-1，z ＝1查表2-2得γ＝0.81，则
α＝γN a +·b N a +＝0.81×0.04＝0.032(m o l ·㎏-1)
对于浓度为0.1～0.2 m o l ·㎏-1的1-1价型电解质溶液，其γB 与I 有以下近似关系：
B lg 0.509Z Z +γ=- （2-3）
式中Z +、Z ﹣分别为溶液中正、负离子所带的电荷数。应用上述公式时，无需查表。
第二节 酸碱质子理论
酸（a c i d ）和碱（b a s e ）是两种重要的电解质，人们对酸碱
的认识是逐步深化的。关于酸碱的理论主要有阿仑尼乌斯（S.A.A rr h en i u s ）的酸碱电离理论，布郎斯特（J.N.B ro ns t ed ）和劳瑞（T.M.Lo w r y ）的酸碱质子理论以及路易斯(G.N.Le w i s )的
酸碱电子理论。
一、酸碱理论
（一）酸碱电离理论
1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯提出了酸碱电离理论，该理论认为：在水溶液中电离出的阳离子全部是H+的是酸，电离出的阴离子全部是OH﹣离子的是碱；酸碱反应的实质是H+与O H﹣反应生成H2O的反应。电离理论虽然在当时能冲破权威的束缚，并对酸碱的认识有了新的突破，但它把酸碱反应只限定在水溶液中的反应，碱也只限定为氢氧化物，它不能解释非水溶剂中的酸碱反应，因此，也不能解释氨水为什么具有碱性,故有一定的局限性。为了克服电离理论的不足，1923年布朗斯特和劳瑞提出了酸碱质子理论。
（二）酸碱质子理论
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，例如，H A c、HC l、HC O3﹣、NH4+等都能给出质子，它们是酸。凡能接受质子的物质都是碱，例如，Ac﹣、C O32﹣、C l﹣、OH﹣、NH3等都能接受质子，它们是碱。酸、碱既可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后变为碱，碱接受质子后变为酸。它们之间的转化关系如下：
酸H+＋碱
HCl H+＋Cl﹣
NH4+H+＋NH3
HAc H+＋Ac﹣
HCO3﹣H+＋CO32﹣
H2CO3H+＋HCO3﹣
H3PO4H+＋H2PO4﹣
H2PO4﹣H+＋HPO42﹣
HPO42﹣H+＋PO43﹣
H2O H+＋OH﹣
酸碱之间的这种对应关系称为共轭关系。我们把只相差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。上面左边的酸称为右边碱的共轭酸，右边的碱称为左边酸的共轭碱，酸总是比碱多出一个质子。
由此可见，酸碱可以相互依存相互转化，酸给出质子的能力越强，它的酸性就越强，而它的共轭碱接受质子的能力就越弱，碱性越弱；反之，碱接受质子的能力越强，它的碱性就越强，而它的共轭酸给出质子的能力就越弱，酸性越弱。例如HC l 在水溶液中是强酸，它的共轭碱C l ﹣则是较弱的碱；HA c 在水中是较弱的酸，它的共轭碱A c -则是较强的碱。
有的物质既可以接受质子又可以给出质子，如H 2O 、HCO 3﹣、 H P O 42﹣、H 2P O 4﹣等。把既能接受质子又能给出质子的物质称为两性物质。酸碱质子理论中没有盐的概念，例如C l ﹣在电离理论中是盐，而在质子理论中是碱，可见质子理论拓宽了酸碱的范围。
2Ac +H 3O
HCl NH 3
NH 4+Cl 从以上反应可以看出，酸
1给出质子后变为它的共轭碱——碱1，给出的质子由碱2获得变为其共轭酸——酸2。酸碱反应的实质就是在两对共轭酸碱对之间的质子传递过程。这种过程既不要求反应必须在水溶液中进行，也不要求提前生成独立的质子再加到碱上，因而，反应可在水溶液中进行，也可在非水溶液中或气相中进行，拓宽了酸碱反应的范围。
根据酸碱质子理论，任何酸碱反应都是质子传递反应，其间存在着争夺质子的过程，结果必然是强碱夺取质子转化为其共轭酸——弱酸，强酸给出质子转化为其共轭碱——弱碱，酸碱反应的方向是由较强的酸与较强的碱反应生成较弱的碱和较弱的酸的方向进行。
酸碱质子理论更好地解释了酸碱反应，摆脱了酸碱必须在水中才能发生反应的局限性，解决了一些非水溶液或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的某些离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应，加深了人们对酸碱和酸碱反应的认识。但是酸碱质
子理论不能解释那些不交换质子而又具有酸碱性的物质，因此它还存在着一定的局限性。
（三）酸碱电子理论
1923年L e w i s 提出的酸碱电子理论是目前概括最广的酸碱理论。该理论认为，凡是能给出电子对的物质叫做碱；凡是能接受电子对的物质叫做酸。即酸是电子对的接受体，碱是电子对的给予体。因此，碱中给出电子的原子至少有一对孤对电子，而酸中接受电子的原子至少有一个空轨道，以便接受碱给予的电子对，这种由Le w i s 酸碱电子理论定义的酸和碱叫做L e w i s 酸和L e w i s 碱。例如，三氟化硼（B F 3）是L e w i s 酸，因为B F 3中的B 原子有一个空轨道是电子的接受体。N H 3中N 原子有一对孤对电子，是电子对的给予体，为L e w i s 碱。酸碱反应的实质是碱提供电子对，与酸形成配位键而生成配位化合物，可以表示如下：
酸 ＋ 碱 ??
→ 酸碱配合物 H + ＋ ︰OH –
??→ H ←OH HCl ＋ ︰NH 3 ??→ [H ←NH 3]+Cl –
BF 3 ＋ ︰F – ??→ [F ←BF 3]–
L e w i s 酸碱的范围极其广泛，不受某元素、某溶剂、某离子的限制，几乎所有化合物都可以看作是酸碱配合物。L e w i s 酸碱反应包括除了氧化还原反应以外的几乎所有化学反应。但是，正由于酸碱电子理论概括的酸碱范围太宽，使其实用价值受到一定的限制。
二、水的质子自递平衡
水是一种两性物质，在水分子中也存在质子传递过程。一分子水给出质子后成为其共轭碱OH –，给出的质子由另一分子水接受成为其共轭酸H 3O +。这种发生在同种溶剂分子之间的质子
传递作用称为质子自递反应，水的质子自递反应如下：
H
2O
OH
+H 3O 2 在此反应中，由于H 3O +是强酸，O H –是强碱，同时水既是弱酸又是弱碱，所以该反应进行得很微弱，反应达到平衡时，平衡常数为：
322[H O ][OH ]K [H O][H O]
+-= 由于水作为溶剂，它的量是很大的，而且水的自递反应进行得很微弱，水的消耗量很少，所以可以认为[ H 2O]为常数。
令K w ＝K [ H 2O]2 ＝[ H 3O +][ OH ﹣] （2-4）
K w 称为水的离子积常数。在一定温度下，纯水中[ H 3O +]与
[ O H ﹣]的乘积为一个定值。25℃时，水的K w 为 1.0×10-14。此关系不仅适用于纯水溶液，也适用于任何水溶液，即在任何水溶液中如果已知H 3O +的浓度，就可以依据以上关系得到O H –的浓度，反之亦然。K w 值只受温度变化的影响。不同温度下水的离子积常数如表2-3所示。
表2-3 不同温度下水的离子积常数
T(K)
K W T(K) K W 273
1.1×10-15 313
2.9×10-14 283
2.9×10-15 323 5.5×10-14 293
6.8×10-15 363 3.8×10-13 298 1.0×10-14 373 5.5×10-13
三、弱电解质的解离平衡常数
（一）一元弱酸、弱碱的解离平衡常数
在一定温度下，一元弱酸H B 在水溶液中存在以下解离平衡：
HB + H 2O
H 3O + + B –
平衡时有：
3a [H O ][B ]K [HB]+-= （2-5） 式中[H 3O +]、[ B ﹣]和[H B]分别为达到平衡时溶液中H 3O +、B ﹣和H B 的平衡浓度，K a 称为弱酸的解离平衡常数，简称为酸常数。K a 值越大，表示一元弱酸的解离能力越强，溶液中H 3O +的浓度越高，弱酸的酸性越强。在一定温度下，K a 是一个定值，与一元弱酸的起始浓度无关。例如25℃时HA c 的K a 值是 1.76×
10–5。
同样，对于一元弱碱B －在水溶液中的解离平衡：
B － + H 2O
HB + OH －
平衡时有：
b [OH ][HB]K [B ]--= （2-6） 式中[H B]、[O H –]和[ B –]分别为达到平衡时溶液中HB 、OH –和B –的平衡浓度，K b 称为弱碱的解离平衡常数，简称为碱常数。K b 值越大，表示一元弱碱的解离能力越强，溶液中OH –的浓度越高，弱碱的碱性越强。在一定温度下，K b 是一个定值，与一元弱碱的起始浓度无关。例如25℃时N H 3的K b 值是1.79×10–5。
由于弱电解质的解离平衡常数通常比较小，为使用方便，经常将其K a 或K b 值取负对数，记为p K a 或p K b 。例如：HAc 的p K a ＝4.76。K a 值越大，p K a 越小，弱酸的酸性越强。K b 值越大，pK b 越小，弱碱的碱性越强。
一元弱酸和一元弱碱的解离平衡常数可以在手册中查到。 （二）、共轭酸碱对K a 与K b 的关系
共轭酸碱对H B －B -在水溶液中有如下质子传递过程：
HB + H 2O H 3O + + B –
B – + H 2O HB + OH –
对于一元弱酸其K a ＝[H 3O +][ B –]/[H B]，对于一元弱碱其K b ＝[OH –][H B] /[ B –]则：
3a b [H O ][B ][OH ][HB]K K [HB][B ]
+---=＝[H 3O +][OH -] ＝K w （2-7） 由于在一定温度下K w 为一定值，所以如果已知一元弱酸的K a 值，则可依据以上关系，求得其共轭碱的K b 值；同样，如果已知弱碱的K b 值，也可求得其共轭酸的K a 值。
例2-3 已知25℃时，N H 3的K b ＝1.79×10-5，求N H 4+的K a 值。
解：N H 4+的14w a 5b K 1.010K K 1.7910
--?==?＝5.59×10－10 （三）、多元酸、碱的解离平衡
多元酸碱在水溶液中是分步解离的，有多级解离平衡常数。以二元弱酸H 2B 为例：
H 2B + H 2O
H 3O + + HB － HB - + H 2O H 3O + + B －
3a12[H O ][HB ]K [H B]
+-= （2-8） 23a2[H O ][B ]K [HB ]
+--= （2-9） 在一定温度下K a 1、K a 2是定值。与多元酸的起始浓度无关，受温度的影响。K a 1、K a 2代表弱酸的解离能力，K a 1、K a 2越大，弱酸的酸性越强。例如：H 2C O 3是二元酸，在水溶液中分两步解离：
H 2CO 3＋H 2O
H 3O +＋HCO 3－ HCO 3－＋H 2O
H 3O +＋CO 32－ 25℃时，K a 1＝4.3×10﹣7，K a 2＝5.61×10﹣11。
H 3P O 4是三元酸，在水溶液中分三步解离：
H 3PO 4 ＋H 2O
H 3O +＋H 2PO 4－ H 2PO 4－＋H 2O
H 3O +＋HPO 42－ HPO 42－＋H 2O
H 3O +＋PO 43－ 25℃时，K a 1＝6.7×10﹣3，K a 2＝6.2×10﹣8、K a 3＝4.5×10﹣13。
（四）弱电解质解离平衡的移动
虽然在一定条件下，弱电解质的解离达到动态平衡时，已解离的分子数与未解离的分子数不再改变，但如果改变反应条件，平衡将发生移动。
1、浓度的影响
在一定条件下，弱电解质H B 在水溶液中：
HB + H 2O H 3O + + B －
达到平衡时，升高H B 的浓度或降低B ﹣的浓度，上述平衡会向右移动，弱电解质的解离度增加，溶液中离子数目增加。反之，则平衡向左移动，弱电解质的解离度降低，未解离的分子数增加。
例2-4 试计算0.100 mo l ·L -1 H A c 溶液的解离度α及[H 3O +]。 解 已知H A c 的K a ＝1.76×10-5
根据
HAc ＋ H 2O ﹣
＋ H 3O + C(1－α)≈C C α C α
K a =
2C αC αC αC
= 得
= 1.34％ [H 3O +]＝C α＝0.100×1.34％＝1.34×10-3（mo l ·L -1）
2、同离子效应（co m m on i o n e ff e ct ）
如果在弱电解质的水溶液中加入与其具有共同离子的强电解质时，使弱电解质的解离度下降的现象称为同离子效应。以H A c 为例来说明，H A c 在水溶
HAc ＋ H 2O ＋ H 3O +
加入N a A c 后， 平 ＋ Na + 由于N a A c 是强电解质，在水溶液中完全解离成离子， 导致溶液中A c －的浓度升高，H A c 的解离平衡被打破，平衡向左移动，HA c 的解离度降低。
同理，在N H 3水溶液中有：
NH 3 ＋ H 2O NH 4+ ＋ OH –
加入N H 4C l 后， 平衡左移←
NH 4Cl ??
→ NH 4+ ＋ Cl – 由于NH 4C l 是是强电解质，在水溶液中完全解离成离子， 导致溶液中N H 4+的浓度升高，NH 3的解离平衡被打破，平衡向左移动，NH 3的解离度降低。
例2-5 25℃时，在0.10 mo l ·L -1 H A c 溶液中加入固体N a A c ，使其浓度为0.10 m o l ·L -1（设溶液体积不变），计算此时H A c 溶液的解离度α。（H A c 的K a ＝1.76×10-5）
分析：欲计算H A c 的解离度，现已知起始时H A c 的浓度为0.10m o l ·L -1，只需求得已解离分子的浓度，就可得H A c 的解离度。已解离分子的浓度等于平衡时溶液中[H 3O +]。
解： HAc ＋ H 2O Ac ﹣
＋ H 3O +
3a [H O ][Ac ]K [HAc]
+-= a 3K [HAc][H O ][Ac ]
+-= 由于H A c 的解离很微弱，为便于计算，忽略H A c 解离消耗的H A c 分子和生成的A c ﹣的浓度，则：[H A c ]≈0.10mo l ·L -1，[ A c ﹣]≈
0.10m o l ·L -1代入上式，
553 1.76100.10[H O ] 1.76100.10-+
-??==?（mol ·L -1） 5
3[H O ] 1.76100.018%[HAc]0.10
+-?α=== 25℃时，0.10m ol ·L -1H A c 的α为 1.34％，加入N a A c 后，H A c 的解离度降为0.018%。可见，由于N a A c 的同离子效应，使得H A c 的解离度大大的降低了。
3、盐效应（s al t e ff e c t ）
在弱电解质的水溶液中，加入与弱电解质含有不同离子的强电解质，使得弱电解质的解离度增加的现象称为盐效应。盐效应的产生，是由于强电解质的加入，使溶液中带相反电荷离子间的相互吸引作用增强，离子结合成分子的机会减少，降低了分子化的程度，因而达到平衡时，弱电解质的解离度比未加入强电解质时略微大些。
例如，在0.1m o l · L -1H A c 溶液中加入N aC l 晶体，使N aC l 的浓度为0.1m ol ·L -1时，[H 3O +]不是 1.34×10–3m o l ·L -1，而是
1.70×10–3m ol ·L -1，解离度不是 1.34%而是 1.70%。由于N aC l 的完全解离而产生的Na ＋和C l –的静电吸引，使得HAc 的解离度有所增加。
实际上，在发生同离子效应的同时，必然伴随着盐效应的发生，但这两个效应对弱电解质解离度影响程度是不同的。盐效应可以使弱电解质的解离度增大一些，而同离子效应可以使弱电解质的解离度大大降低。这说明同离子效应和盐效应对溶液酸碱性的影响是不能相提并论的。所以，一般情况下，忽略盐效应的影
响不会带来很大的误差。
第三节 溶液酸度的计算
一、酸度与pH 值
酸度是指水溶液中H 3O +的浓度（严格地讲应该是活度）。当溶液中H 3O +比较低时，为使用方便，引入p H 值的概念。水溶液中H 3O +浓度的负对数值称为p H 值。表示为：
pH ＝－lg[H 3O +]
椐据溶液的p H 值将溶液分为：
酸性溶液：pH ﹤7；中性溶液：p H ＝7；碱性溶液：p H ﹥7。
[OH -]浓度也可以取负对数值称为pO H 值。表示为：
pOH ＝－lg[OH -]
如果溶液中的H 3O +比较高时，直接用H 3O +浓度来表示。强酸或强碱的酸度直接用其浓度表示。
二、一元弱酸或弱碱溶液pH 值的计算
一元弱酸H B 在水溶液中的质子平衡有：
H B 在水溶液中的解离平衡：
HB + H 2O
H 3O + + B －
水的质子自递反应：
H 2O + H 2O H 3O + + OH － 溶液中的H 3O +来自两个方面：弱酸H B 解离和水的质子自递反应。设H B 的起始浓度为C a ，当C a ·K a ≥20 K w 时，忽略水的质子自递过程，此时溶液中H 3O +只由H B 解离生成进行计算。
HB + H 2O H 3O + + B －
起始 C a 0 0
平衡 C a －[H 3O +] [H 3O +] [B －]
2
3a a 3[H O ]K C [H O ]
++=- 当a a C K ≥500时，C a [H 3O +]，则，C a －[H 3O +]≈C a ，上式简
化为：
3[H O ]+ （2-10）
如果a a
C K ＜500时，通过解方程得：
3[H O ]+=
同样，对于一元弱碱B –，其水溶液中有以下质子平衡： B –的解离平衡：
B － + H 2O
HB + OH －
水的质子自递反应：
H 2O + H 2O H 3O + + OH － 设B –的起始浓度为C b ，当C b ·K b ≥20 K w 时，忽略水的质子自递反应，此时溶液中O H －浓度由B –的解离产生，根据其解离平衡有：
B － + H 2O HB + OH －
起始 C b 0 0
平衡 C b －[OH －] [HB] [OH －]
由式（2-6）得：
b b [OH ][HB]K C [OH ]
--=- 当b b C K ≥500时，C
b [ OH －]，因此C b －[OH －]≈C b ，则：
[OH ]- （2-11）
如果b b
C K ＜500时，通过解方程得：
[OH ]-=
例 2-6 计算25℃时0.20 m o l ·L -1 H A c 溶液的p H 值。 （H A c 的K a =1.76×10﹣5）
解：C a ·K a ＝0.20×1.76×10
﹣5＞20 K w a a C K ＝50.201.7610
-?＝1.14×104＞500
采用简化公式：
3
[H O]+==1.88×10-3(m o l·L﹣1)
p H＝－l g[H3O+]＝－l g(1.88×10-3)＝2.73
例2-7计算25℃时0.10 m o l·L-1 N H3溶液的p H值。（已知N H3的K b=1.79×10﹣5）
解：C b·K b＝0.10×1.79×10﹣5＞20K w，b
5
b
C0.10
K 1.7910-
=
?
＞500。
采用简化公式：
[OH]-==1.34×10﹣3(m o l·L﹣1)
p O H＝2.87
p H＝p K w－p O H＝14.00－2.87＝11.13
注意只有当一元弱酸同时满足C a·K a≥20K w和a
a
C
K
≥500时，才能采用简化公式，否则会造成较大的误差。同样对于一元弱碱，只有同时满足C b·K b≥20K w和b
b
C
K
≥500时，才能采用简化公式。
例2-8计算25℃时0.10 m o l·L-1 N H4C l溶液的p H值。（已知N H3的K b=1.79×10﹣5）
解：N H4+是N H3的共轭酸，根据K a K b＝K w，
N H4+的
14
10
a5
1.010
K 5.5910
1.7910
-
-
-
?
==?
?
C a·K a＝0.10×5.59×10﹣10＞20K w，a
10
a
C0.10
K 5.5910-
=
?
＞500。
采用简化公式：
3
[H O]+==7.48×10﹣6(m o l·L﹣1)
p H＝5.13
例2-9计算25℃时0.10m o l·L-1N a A c溶液的p H值。（已知H A c 的K a=1.76×10﹣5）
解：A c－是H A c的共轭碱，根据K a K b＝K w
A c－的
-14
-10
w
b-5
a
K 1.010
K 5.7510
K 1.7610
?
===?
?
C b K b＝0.10×5.75×10﹣10＞20K w
9b 10b C 0.10 5.7510K 5.7510
-==??＞500
[OH ]- = 7.58×10
﹣6（mo l ·L ﹣1）
p O H ＝5.12
p H ＝p K w －p O H ＝14.00－5.12＝8.88
三、多元酸、碱p H 值的计算 多元酸、碱的水溶液中存在多级解离，其p H 值的计算比较复杂。以二元弱酸H 2B 为例，在H 2B 水溶液中有以下质子平衡：
H 2B 的一级解离平衡：
H 2B ＋ H 2O
H 3O + ＋ HB ﹣
3a12[H O ][HB ]K [H B]+-= H 2B 的二级解离平衡：
HB ﹣ ＋ H 2O
H 3O + ＋ B 2﹣
23a2[H O ][B ]K [HB ]+--= H 2O 的质子自递反应：
H 2O ＋ H 2O H 3O + ＋ OH ﹣
K w ＝[H 3O +][ OH ﹣]
溶液中的[H 3O +]来自弱酸的两级解离和水的质子自递反应，但在各表达式中[H 3O +]是同一个值。设H 2B 的浓度为C a ，
（1）当C a K a 1≥20K w 时，忽略水的质子自递过程。
（2）由于多元弱酸K a
1 K a 2
K a 3，当a1a 2
K K ≥102时，忽略H 2B 的第二级解离，将其当作一元弱酸来处理，此时[H 3O +]≈[H B ﹣]，[H 2B ]
≈C a 。
（3）当a a1
C K ≥500时，采用一元弱酸的简化公式
：3[H O ]+= 由于二元弱酸的二级解离很微弱，溶液中H 3O +的浓度主要是由其一级解离生成的，所以当忽略水的质子自递反应和二元弱酸的二级解离时有[H 3O +]≈[H B ﹣]，[B 2-]≈K a 2。
例 2-10 计算25℃0.10 m o l ·L
﹣1 H 2C O 3溶液的pH 值以及HCO 3﹣和C O 32﹣的浓度。（已知H 2C O 3的K a1 ＝ 4.3×10﹣7，K a2 ＝ 5.61×10
﹣11） 解：C a K a 1＝0.1×4.3×10﹣7＞20K w ，7
3a111a 2K 4.3107.6610K 5.6110
--?==??＞102。
7
5a a1C 0.10 2.3310K 4.310-==??＞500 按一元弱酸处理：
43[H O ] 2.0510+-===?（mol ·L -1）
p H ＝3.69
同理，对于多元弱碱B 2﹣其水溶液中的质子平衡有：
B 2﹣ ＋ H 2O OH ﹣ ＋ HB ﹣ b12[HB ][OH ]K [B ]
---= HB ﹣ ＋ H 2O
OH ﹣
＋ H 2B 2b2[H B][OH ]K [HB ]--= H 2O ＋ H 2O H 3O + ＋ OH ﹣
K w ＝[H 3O +][ OH ﹣]
（1）当C b K b 1≥20K w 时，忽略水的质子自递过程。
（2）由于多元弱碱K b
1 K b 2
K b 3，当b1b2
K K ≥102时，忽略B 2
﹣的第二级解离，将其当作一元弱碱来处理，此时[O H ﹣]≈[H B ﹣]，[B 2﹣]
≈C b 。
（3）当b b1
C K ≥500时，采用一元弱碱的简化公式
：[OH ]-=由于二元弱碱的二级解离很微弱，溶液中O H ﹣的浓度主要是由其
一级解离生成的，所以当忽略水的质子自递反应和二元弱碱的二级解离时有[O H ﹣]≈[H B ﹣]，[H 2B ]≈K b 2。
四、两性物质溶液p H 值的计算
常见的两性物质有（1）两性阴离子，如H C O 3﹣、H 2PO 4－、HPO 42－等。（2）阳离子酸与阴离子碱组成的物质（弱酸弱碱盐），如N H 4A c 、N H 4C N 等。（3）氨基酸，以N H 3+－C H R －C O O ﹣为代表。两性物质在水溶液中的质子传递平衡十分复杂，以N a H C O 3为例加以说明。N a H C O 3在水溶液中的质子平衡有：
H C O 3﹣作为酸：
HCO 3﹣ ＋ H 2O
3O + ＋ CO 32﹣ ( 此时的酸常数为H 2C O 3的K a 2) H C O 3﹣作为碱：
HCO 3﹣ ＋ H 2O OH ﹣
＋ H 2CO 3 （其共轭酸H 2C O 3的酸常数为K a 1） 水的质子自递反应：
H 2O ＋ H 2O H 3O + ＋ OH ﹣
当C a K a 2≥20K w 且C a ＞20K a 1时，忽略水的质子自递过程。当两性物质的浓度不太小时，采用以下近似公式：
3[H O ]+= （2-12）
式中K a 1为两性物质作为碱时其共轭酸的酸常数， K a 2为两性物质作为酸时的酸常数。从公式中可以看出当两性物质的C a K a 2≥20K w 且C a ＞20K a 1而且浓度不太小时，其H 3O +与起始浓度无关。
对于多元弱酸离子由于存在多级解离常数，使用时需注意。 例如H 2P O 4－
，当C a K a 2≥20K w 且C a ＞20K a 1时，其近似公式为：
3[H O ]+= a1a21pH (pK pK )2
=+ 而H P O 42－， C a K a 3≥20K w 且C a ＞20K a 2时，其近似公式为：
3[H O ]+= a2a31pH (pK pK )2
=+ 对于阳离子酸与阴离子碱组成的两性物质，例如N a A c
43a(HAc)a(NH )1[H O ]pH (pK pK )2
++=+ （2-13） 例 2-11 计算0.10m o l ·L ﹣1N a 2H P O 4
溶液的p H 值。 （已知H 3P O 4的K a 1＝7.52×10
﹣3， K a 2＝6.23×10﹣8， K a 3＝2.2×10﹣13） 解：H P O 42－是两性物质，其作为酸的酸常数是K a 3，作为碱时其共
轭酸酸常数是K a 2，通过计算得C a K a 3＞20K w ，C a ＞20K a 2，采用近似公式：
a2a31pH (pK pK )2
=+＝9.77 例 2-12 计算N H 4C N 溶液的p H 值。（已知N H 3的p K b ＝4.75，H C N 的p K a ＝9.31）
解：N H 4C N 是两性物质，将N H 4+的p K a 值和C N ﹣
的共轭酸H C N 的p K a 值代入公式2-13即可。
N H 4+的 p K a ＝p K w －p K b ＝14.00－4.75＝9.25 N H 4C N 的 4a(HCN)a(NH )1pH (pK pK )2+=+1(9.319.25)2
=+9.28= 第四节 缓冲溶液
生物体内的化学反应，往往需要在一定的p H 值条件下才能正常进行。人体生命活动的主要物质——酶的作用需要一个稳定的p H 环境，才能保证人体正常的生理活动。人的各种体液都有
一定的p H值，例如人体血液的p H值在7.35～7.45之间，当人体摄入大量的酸性或碱性食物时，人体血液的p H值还是保持恒定不变，这是因为血液是缓冲溶液，具有抵抗外来少量强酸或强碱的能力，从而能够稳定溶液的p H值。因此缓冲溶液的学习对医学生来说是非常必要的。
一、缓冲作用、缓冲溶液及其组成
我们先看一个实验：溴麝香草酚兰是一种酸碱指示剂，溶液的pH＝7时，其显绿色，pH＜6时，显黄色，pH＞7.6时显蓝色。向一定量的纯水中加入2～3滴该指示剂，水溶液的颜色为绿色，向此溶液中加入少量的强酸（如HC l），溶液的颜色变为黄色，此时p H＜6；如果向上述溶液中加入的是少量的强碱（如N aO H），则溶液的颜色变为蓝色，此是pH＞7.6。说明一般溶液的p H值，易受外来少量强酸或强碱的影响。但是，向一定量的N a H2P O4和N a2H P O4组成的溶液中加入该指示剂，溶液的颜色为绿色，此时p H＝7，向此溶液中加入少量的强酸，溶液的颜色保持不变，如果向上述溶液中加入的是少量的强碱，溶液的颜色还是绿色，说明该溶液具有对抗少量外来强酸或强碱的能力。把这种具有对抗少量外来强酸或强碱或进行稀释而自身的p H值几乎保持不变的作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液（bu ff e r s ol ut i on）。
缓冲溶液由足够浓度的共轭酸碱对组成。其中共轭碱能对抗外来强酸称为抗酸成分，共轭酸能对抗外来强碱称为抗碱成分。这一对共轭酸碱对通常称为缓冲对或缓冲系，常见的缓冲对主要有三种类型：弱酸及其对应的共轭碱，如：H Ac—N a A c。弱碱及其对应的共轭酸，例如：N H3—N H4C l。多元弱酸及其对应的共轭碱，例如，N aH2P O4—N a2HP O4等。
二、缓冲作用机理
缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是因为在溶液中有一定量的抗酸成分和抗碱成分。以H A c—N a Ac缓冲系为例：
在该缓冲溶液中，N a A c 是强电解质，在水溶液中完全解离：
NaAc ??
→ Na + ＋ Ac － H A c 在水溶液中有：
HAc ＋ H 2O H 3O + ＋ Ac －
当加入少量强酸时，溶液中H 3O +的浓度增加，HA c 的解离平衡向左移动，达到新平衡时溶液中H A c 分子的数目略有增加，加入的少量H 3O +几乎全部被消耗掉，溶液的pH 值几乎保持不变，只是A c –的数目减少，但由于Na A c 的完全解离，溶液中有大量A c ﹣，把Ac –称为抗酸成分。当加入外来强碱时，溶液中的O H ﹣的浓度增加，O H –与溶液中的H 3O +结合生成H 2O ，也就是溶液中H 3O +的浓度减少，促使HAc 的解离平衡向右移动，增加了H A c 分子的解离度，补充了消耗掉的H 3O +的浓度，当达到新平衡时，加入的少量O H –几乎全部被消耗掉，溶液的p H 值几乎保持不变，只是H Ac 分子的数目略有减少，Ac ﹣的数目略有增加，因此把H A c 称为抗碱成分。可见，缓冲对中，共轭酸是缓冲溶液的抗碱成分，共轭碱是缓冲溶液的抗酸成分。同理我们也可以以N H 3—N H 4C l 缓冲系为例，解释缓冲溶液的缓冲作用机理。
正是由于缓冲溶液中共轭酸碱对之间的质子传递平衡，使得缓冲溶液能对抗少量外来强酸或强碱，而自身的p H 值几乎保持不变。
三、缓冲溶液pH 值
以H B —B –缓冲系为例，H B 与B ﹣之间的质子传递平衡：
HB + H 2O H 3O + + B –
3a [H O ][B ]K [HB]
+-= 移项得 3a [HB][H O ]K [B ]
+-= 两边取负对数得 a [B ]pH pK lg [HB]
-=+
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。缓冲溶液的实质是因有足够浓度的抗碱成分，抗酸成分，当外加少量强酸、强碱时，可以通过解离平衡的移动，来保持溶液pH基本不变。 而HCl-NaCl这对共轭酸碱中的酸是强酸，完全解离，不构成解离平衡，如式：HCl + H2O H3O+ + Cl?，当外加少量[H3O+]时，溶液中碱Cl?不能与少量[H3O+]作用生成HCl，从而溶液中H3O+ 离子浓度会显著增加，溶液的pH也会明显下降；而当外加少量[OH?]时，OH?立即会与H3O+生成难解离的H2O，从
弱电解质的电离平衡及移动
弱电解质的电离平衡及移动 1.下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是（） ①亚硝酸溶液中存在HNO2分子，呈酸性②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应④0.1 mol·L-1HNO2溶液中，c(H+)=0.015 mol·L-1⑤相同浓度时，HNO2的导电能力比HCl弱 A．①②③B．②③④C．①④⑤D．①②④⑤ 2.在相同温度时，100 mL 0.01 mol?L-1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol?L-1的醋酸溶液相比较，下列数值或性质中，前者大于或强于后者的是（） A．溶液的导电性B．醋酸的电离常数C．完全中和时所需NaOH的量D． H+的物质的量 3.常温下向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时，会引起() A．溶液中的c(H＋)减小 B．电离平衡左移，电离常数减小 C．溶液的导电能力减弱 D．溶液中的c(OH－)减小 4.在20 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，能使溶液的c(H＋)增大，而且使醋酸的电离平衡向逆反应方向移动，可加入的试剂是() A． 20 mL水B．浓盐酸C．冰醋酸D． NaOH溶液 5.能证明氟化氢是弱电解质的事实是() A．氟化氢在所有卤化氢中热稳定性最强 B．浓H2SO4加入氟化钙固体中，加热，有氟化氢气体产生 C． 100 mL 0.1 mol·L－1氢氟酸中，c(H＋)小于0.1 mol·L－1D．在氢氟酸中滴加含酚酞的NaOH溶液，红色褪去 6.用我们日常生活中的食用白醋(醋酸浓度约为1 mol·L－1)进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是() A．白醋中滴入石蕊溶液呈红色 B．白醋溶液中存在分子 C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出 D．经检验白醋中c(H＋)约为0.01 mol·L－1 7.甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是() A． 1 mol·L－1的甲酸溶液的c(H＋)约为0.01 mol·L－1 B．甲酸能与水以任意比例互溶 C．甲酸与盐酸都能与NaOH发生反应 D．甲酸溶液的导电能力比盐酸溶液的导电能力弱 8.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是() A．熔融时不导电 B．水溶液的导电能力很差 C．不是离子化合物，而是共价化合物 D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存 9.甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是() A．常温下，1 mol·L－1甲酸溶液中的c(H＋)约为1×10－2mol·L－1 B．甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳 C． 10 mL 1 mol·L－1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反应 D．甲酸溶液与锌反应比强酸溶液缓慢 10.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是() A．c(OH ?) c(NH3·H2O)B．c(NH4+) c(OH?) C．c(NH3·H2O) c(NH4+) D．c(OH－) 11.0.1 mol·L－1氨水10 mL，加蒸馏水稀释到1 L后，下列变化正确的是() ①电离程度增大②c(NH3·H2O)增大③NH4+数目增多④c(OH－)增大⑤导电性增强
电解质溶液习题及答案 ()
第七章（一）电解质溶液练习题 一、判断题： 1．溶液是电中性的，正、负离子所带总电量相等，则正、负离子离子的迁移数也相等。2．离子迁移数与离子速率成正比，某正离子的运动速率一定时，其迁移数也一定。 3．离子的摩尔电导率与其价态有关系。 4．电解质溶液中各离子迁移数之和为1。 5．电解池通过l F电量时，可以使1mol物质电解。 6．因离子在电场作用下可以定向移动，所以测定电解质溶液的电导率时要用直流电桥。 7．无限稀电解质溶液的摩尔电导率可以看成是正、负离子无限稀摩尔电导率之和，这一规律只适用于强电解质。 8．电解质的无限稀摩尔电导率Λ∞ m可以由Λm作图外推到c1/2 = 0得到。 下列关系式是否正确： (1) Λ∞,1＜Λ∞,2＜Λ∞,3＜Λ∞,4 （2）κ1＝κ2＝κ3＝κ4 (3)Λ∞,1＝Λ∞,2＝Λ∞,3＝Λ∞,4 (4)Λm,1＝Λm,2＝Λm,3＝Λm,4 10．德拜—休克尔公式适用于强电解质。 11．对于BaCl2溶液，以下等式成立： (1) a = γb/b0；(2) a = a+·a - ； (3) γ± = γ+·γ - 2； (4) b = b+·b-；(5) b±3 = b+·b-2； (6) b± = 4b3。12．若a(CaF2) = 0.5，则a(Ca2+) = 0.5 ，a(F－) = 1。 二、单选题： 1．下列溶液中哪个溶液的摩尔电导最大：
(A) 0.1M KCl水溶液；(B) 0.001M HCl水溶液； (C) 0.001M KOH水溶液；(D) 0.001M KCl水溶液。 2．对于混合电解质溶液，下列表征导电性的量中哪个不具有加和性： (A) 电导；(B) 电导率； (C) 摩尔电导率；(D) 极限摩尔电导。 3．在一定温度和较小的浓度情况下，增大强电解质溶液的浓度，则溶液的电导率κ与摩尔电导Λm变化为： (A) κ增大，Λm增大；(B) κ增大，Λm减少； (C) κ减少，Λm增大；(D) κ减少，Λm减少。 4．在一定的温度下，当电解质溶液被冲稀时，其摩尔电导变化为： (A) 强电解质溶液与弱电解质溶液都增大； (B) 强电解质溶液与弱电解质溶液都减少； (C) 强电解质溶液增大，弱电解质溶液减少； (D) 强弱电解质溶液都不变。 5．分别将CuSO4、H2SO4、HCl、NaCl从0.1mol·dm－3降低到0.01mol·dm－3，则Λm变化最大的是： (A) CuSO4 ；(B) H2SO4 ； (C) NaCl ；(D) HCl 。 6．影响离子极限摩尔电导率λ∞ m的是：①浓度、②溶剂、③温度、④电极材料、 ⑤离子电荷。 (A) ①②③；(B) ②③④； (C) ③④⑤；(D) ②③⑤。 7．科尔劳施的电解质溶液经验公式Λ＝Λ∞－Ac1/2，这规律适用于： (A) 弱电解质溶液；(B) 强电解质稀溶液； (C) 无限稀溶液；(D) 浓度为1mol·dm－3的溶液。 8．已知298K，?CuSO4、CuCl2、NaCl的极限摩尔电导率Λ∞分别为a、b、c(单位为S·m2·mol－1)，那么Λ∞(Na2SO4)是： (A) c＋a－b；(B) 2a－b＋2c； (C) 2c－2a＋b； (D) 2a－b＋c。 9．已知298K时，(NH4)2SO4、NaOH、Na2SO4的Λ∝分别为3.064×10－2、2.451×10－2、 2.598×10－2 S·m2· mol－1，则NH4OH的Λ∝为：（单位S·m2·mol－1） (A) 1.474×10－2；(B) 2.684×10－2； (C) 2.949×10－2；(D) 5.428×10－2。 10．相同温度下，无限稀时HCl、KCl、CdCl2三种溶液，下列说法中不正确的是： (A) Cl－离子的淌度相同； (B) Cl－离子的迁移数都相同； (C) Cl－离子的摩尔电导率都相同；
化学平衡与电解质1
化学平衡与电解质 1、N2+3H2 2NH3的反应中，经过一段时间后， NH3的浓度增加L。在此时间内用H2表示的平均速率为L稴，则此一段时间值是（） A、1s B、2s C、 D、 2、在平衡体系H2S H++HS-，HS H++S2-中，增大溶液的PH值时，则[S2-]A A、可能增大也可能减小 B、增大 C、减小 D、不变 3、已知反应A＋3B＝2C＋D在某段时间内以A的浓度变化表示的化学反应速率为1mol·L －1·min－1，则此段时间内以C的浓度变化表示的化学反应速率为： A．·L－1·min－1 B．1mol·L－1·min－1 C．2mol·L－1·min－1D．3mol·L－1·min－1 4、反应4NH3（气）＋5O3（气） 4NO（气）＋6H3O（气）在10L密闭容器中进行，半分钟 后，水蒸气的物质的量增加了,则此反应的平均速率(X)(反应物的消耗速率或产物的生成速率)可表示为 A.(NH3)= B.(O2)= C.(NO)= D.(H 2O)=、在一定温度下，AgCl的饱和溶液中Ag+浓 度和Cl-浓度的乘积是一常数。现将足量AgCl固体分别加入：（1）10毫升蒸馏水（2）30毫升摩/升盐酸（3）5毫升摩/升NaCl溶液（4）10毫升摩/升CaCl2溶液中，使AgCl溶解并至饱和。此时所得溶液中Ag+浓度由大到小排列的正确顺序是（B） A、（1）>（2）>（3）>（4） B、（1）>（2）>（4）>（3） C、（1）>（3）>（2）>（4） D、（4）>（3）>（2）>（1） 6、在1升摩/升的NaOH溶液中通入标准状况下的升，完全反应，则下列关系式正确的是 （BD ） A、[Na+]>[OH-]>[CO32-]>[H+]>[HCO3-] B、[Na+]>[HCO3-]>[CO32-]>[OH-]>[H+] C、[Na+]>[CO32-]>[HCO3-]>[H+]>[OH-] D、[Na+]+[H+]=[CO32-]+[OH-]+[HCO3-] 7、把NH4Cl溶于重水（D2O）中，生成的水合氢离子的式量应是（D） A、19-20 B、20 C、21 D、21-22 8、根据盐类水解等知识，可判断MgCl2·6H20高温（600°C）灼烧时的分解产物是（D ） A、MgCl2、H2O B、Mg（OH）2、HCl、H2O C、Mg、Cl2、H2O D、MgO、HCl、H2O 9、用同一浓度的氨水分别与50ml醋酸溶液和25ml盐酸完全作用时都消耗20ml氨水，这 表明醋酸溶液与盐酸的关系是（AB ） A、醋酸的物质的量浓度是盐酸物质的量浓度的1/2 B、50ml醋酸与25ml盐酸所含溶质的物质的量相同 C、两种酸的PH值相同 D、醋酸电离度与盐酸电离度相同 10、在密封容器中通入A、B两种气体，在一定条件下反应：2A（气）+B（气） 2C （气）+Q（Q>0）达到平衡后，改变一个条件（x），下列量的（y）一定符合图中曲线的是（AC ）
弱电解质的电离平衡知识点
一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的 化合物,叫电解质。 非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。 概念理解： ①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属 （单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质； ②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离 的并不是他们本身吗，因此属于非电解质； ③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐， 如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质； 只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明； 既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO 4。 ④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子； ⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在 离子也无法导电，比如NaCl，晶体状态不能导电。 ⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。 强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。 2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：
电解质溶液知识点总结(教师版)
电解质溶液知识点总结 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 【注意】 1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。 二.强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 O _ 1．强、弱电解质的范围： 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 2．强、弱电解质与溶解性的关系： 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 3．强、弱电解质与溶液导电性的关系： 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 4．强、弱电解质与物质结构的关系： 强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。5．强、弱电解质在熔融态的导电性： 离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 三、弱电解质的电离平衡： 强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（逆、等、动、定、变） 1．电离方程式： 书写强电解质的电离方程式时常用“==，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。 2．电离平衡常数： 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
《医用基础化学》第二章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论 电解质在水中解离产生荷电的离子，因而其水溶液具有导电性能。解离过程所消耗的能量从解离产物形成水合离子放出的水合能来补充。电解质的解离程度可用解离度来表示，解离度(degree of dissociation)α是指电解质达到解离平衡时，已解离的分子数和原有的分子总数之比。 α原有分子总数已解离的分子数= (2-1) 解离度α习惯上用百分率来表示，其大小可通过测定电解质溶液的依数性即△T f 、△T b 或П，或测定电解质溶液的电导率等求得。 解离度大小与电解质的本性、浓度、溶剂性质及温度有关。 在水溶液中能完全解离成离子的电解质称为强电解质(strong electrolyte)。从结构上，强电解质为离子型(如NaCl 、CuSO 4等)或强极性分子(如HCl 等)化合物。它们在水溶液中完全解离成离子，不存在解离平衡。如 NaCl Na + + Cl - (离子型化合物) HCl H + + Cl - (强极性分子) 在水溶液中只能部分解离成离子的电解质称为弱电解质(weak electrolyte)，解离度α＜5%，如HAc 、NH 3·H 2O 等。它们在水溶液中只有很少部分解离成离子，大部分还是以分子的形式存在溶液中。解离生成的离子又可重新结合成分子，因此解离过程是可逆的，在溶液中存在动态的解离平衡。例如醋酸在水溶液中的解离： HAc H ++ Ac - 一、离子相互作用理论 强电解质在水溶液中完全解离，它们的解离度应为100%。但实验测得的解离度小于100%，该解离度称为表观解离度(apparent dissociation degree)。 德拜(Debye)和休克尔(H ückel)提出的电解质离子相互作用理论(ion interaction theory)解释了表观解离度小于100% 的原因：强电解质在水中是全部解离的；离子间 由于静电力相互作用，每一个离子周围都被较多 图2-1 离子氛示意图
南京大学《物理化学》考试第七章电解质溶液
第七章电解质溶液 物化试卷（一） 1. 离子电迁移率的单位可以表示成： (A) m·s-1 (B) m·s-1·Ｖ-1 (C) m2·s-1·Ｖ-1 (D) s-1 2．水溶液中氢和氢氧根离子的电淌度特别大，究其原因，下述分析哪个对？ (A) 发生电子传导(B) 发生质子传导 (C) 离子荷质比大(D)离子水化半径小 3．电解质溶液中离子迁移数(t i) 与离子淌度(U i) 成正比。当温度与溶液浓度一定时，离子淌度是一定的，则25℃时，0.1 mol·dm-3 NaOH 中Na+的迁移数t1 与0.1mol·dm-3 NaCl 溶液中Na+ 的迁移数t2，两者之间的关系为： (A) 相等(B) t1> t2 (C) t1< t2 (D) 大小无法比较
4．在Hittorff 法测迁移数的实验中，用Ag 电极电解AgNO3溶液，测出在阳极部AgNO3的浓度增加了x mol，而串联在电路中的Ag 库仑计上有y mol 的Ag 析出, 则Ag+离子迁移数为： (A) x/y (B) y/x (C) (x-y)/x (D) (y-x)/y 5．298 K时，无限稀释的NH4Cl水溶液中正离子迁移数t+= 0.491。已知Λm(NH4Cl) = 0.0150 S·m2·mol-1 ，则： (A)λm(Cl-) = 0.00764 S·m2·mol-1 (B) λm(NH4+ ) = 0.00764 S·m2·mol-1 (C) 淌度U(Cl-) = 737 m2·ｓ-1·V-1 (D) 淌度U(Cl-) = 7.92×10-8 m2·ｓ-1·V-1 6．用同一电导池分别测定浓度为0.01 mol/kg和0.1 mol/kg的两个电解质溶液，其电阻分别为1000 W 和500 W，则它们依次的摩尔电导率之比为： (A) 1 : 5 (B) 5 : 1 (C) 10 : 5 (D) 5 : 10 7. CaCl2 摩尔电导率与其离子的摩尔电导率的关系是： (A) Λ∞(CaCl2) = λm(Ca2+) + λm(Cl-) (B)Λ∞(CaCl2) = 1/2 λm(Ca2+) + λm(Cl-)
2019年高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析).doc
2019年高考化学二轮复习专题10 电解质溶液与离子平衡（讲）（含解 析） 考向一弱电解质的电离与水的离子积 （1）考纲要求 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。 2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解水的电离，水的离子积常数。 4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。 （2）命题规律 水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。 【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。 【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。
高考化学弱电解质的电离平衡
第23讲弱电解质的电离平衡 基础题组 1.(2018陕西西安模拟)下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是() ①常温下NaNO2溶液pH大于7 ②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗 ③HNO2和NaCl不能发生反应 ④常温下0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2 ⑥常温下将pH=1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍,溶液pH约为2.8 A.①④⑥ B.①②③④ C.①④⑤⑥ D.全部 2.近期发现,H2S是继NO、CO之后的第三个生命体系气体信号分子,它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。下列事实中,不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是() A.氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应,而亚硫酸可以 B.氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸 C.0.10 mol·L-1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1 D.氢硫酸的还原性强于亚硫酸
3.常温下1 mol·L-1的氨水加水稀释时,下列选项中随着加水量的增加而减小的是() A.c(OH-) B.NH3·H2O电离程度 C.n(H+) D.K W 4.室温下,关于pH=1的醋酸溶液,下列说法正确的是() A.溶液中c(H+)比pH=1的盐酸小 B.1 L该醋酸溶液与足量的Fe粉完全反应,生成0.05 mol H2 C.若将10 mL该醋酸溶液加水稀释至100 mL,溶液pH=2 D.与0.1 mol/L的NaOH溶液完全反应所需溶液体积:V(NaOH溶液)>V(醋酸溶液) 5.(2017湖南三市联考)常温下0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列措施能使溶液pH=(a+1)的是() A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.加入等体积0.2 mol·L-1盐酸 D.升高溶液的温度 6.室温下,向0.01 mol·L-1的醋酸溶液中滴入pH=7的醋酸铵溶液,溶液pH随滴入醋酸铵溶液体积变化的曲线示意图如下图所示。下列分析正确的是()
高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析)
专题10 电解质溶液与离子平衡（讲） 考向一弱电解质的电离与水的离子积 （1）考纲要求 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。 2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解水的电离，水的离子积常数。 4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。 （2）命题规律 水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。 【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。 【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。 【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合 ．．．．的是（）
弱电解质的电离平衡知识点
一、弱电解质得电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子得化合物,叫电解质。 非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子得化合物。 概念理解： ①电解质、非电解质都就是化合物，能导电得物质可能就是溶液（混合物）、金属（单质），但她们不属于电解质非电解质得研究对象，因此她们既不就是电解质也不就是非电解质； ②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能与水反应形成酸或碱，但发生电离得并不就是她们本身吗，因此属于非电解质； ③只能在水中发生电离得电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解得盐，如液态氯化氢就是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质； 只能在熔融状态下电离得电解质就是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，她们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明； 既能在水溶液中又能在溶液中发生电离得物质就是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO 4。 ④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子； ⑤就是电解质，但就是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCl，晶体状态不能导电。 ⑥电解质得强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4不溶于水，但溶于水得BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子得浓度与带电荷数等有关。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子得电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子得电解质。 2、常见得电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见 分类： 3、电离方程式得书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离” ①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO2－4。 ②弱电解质 a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋。 b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步得电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。原因就是上一级电离出得H ＋就是下一级电离得产物，对下一级电离电离有抑制作用 c．多元弱碱，虽然分布电离，但就是书写时一步到位。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ③酸式盐 a．强酸得酸式盐
高中化学 弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡 1．25 ℃时不断将水滴入0.1 mol·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是() 解析：选C A项，氨水的pH不可能小于7；B项，NH3·H2O的电离程度在稀释过程中始终增大；D项，温度不变，K b不变。 2．H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是() A．加水，平衡向右移动，溶液中H＋浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 解析：选C向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误。通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸强，因此溶液pH减小，B错误。滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH 减小，C正确。加入少量CuSO4固体，发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中 S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。 3．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是() A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离常数解析：选B表中电离常数大小关系：HZ>HY>HX，所以酸性强弱为HZ>HY>HX，可见A、C不正确。电离常数只与温度有关，与溶液浓度无关，D不正确。 4．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是() ①加少量烧碱溶液②升高温度③加少量冰醋酸④加水 A．①②B．①③
【北京大学】《医用基础化学》第二章 电解质溶液与缓冲溶液
第二章 电解质溶液与缓冲溶液 第一节 电解质溶液 电解质（electrolyte ）在化学和生产中经常遇到，与人体的关系也很密切。它常以一定浓度的离子形式广泛存在于人的体液和组织液中，如Na +、K +、Ca 2+、Mg 2+、Cl ﹣、HCO 3-、HPO 42﹣、H 2PO 4﹣、SO 42﹣等，其含量与人体的生理功能密切相关。因此，研究电解质溶液的有关性质，对医学科学的学习是十分重要的。 一、解离度 电解质是指在水中或熔融状态下能够导电的化合物。可以分为强电解质（strong electrolyte ）和弱电解质(weak electrolyte )。强电解质在水溶液中全部解离或近乎全部解离成离子，以水合离子的状态存在，如NaCl 和HCl 等。 NaCl ?? →Na ＋＋Cl ﹣ HCl ?? →H ＋＋Cl ﹣ 而弱电解质在水溶液中只有一小部分解离成离子，大部分以分子的形式存在，其解离过程是可逆的，在溶液中存在一个动态平衡，如HAc 与NH 3·H 2O 等。 HAc H + ＋ Ac ﹣ NH 3 ＋ H 2O NH 4+ ＋ OH ﹣ 电解质的解离程度通常用解离度(degree of dissociation)α来表示。解离度是指电解质达到解离平衡时，已解离的分子数和原有分子总数之比，表示为： 100%α=?已解离的分子数原有分子总数 （2-1） 例如：在25℃时，0.10mol ·L -1HAc 的α=1.34％，表示在溶液中，每10000个HAc 分子中有134个解离成H +和Ac -。电解质的解离度与溶质和溶剂的极性强弱、溶液的浓度以及温度有关。 对于不同的电解质，其解离度的大小差别很大。一般将质量摩尔浓度为0.10mol ·㎏-1的电解质溶液中解离度大于30％的称为强电解质，解离度小于5％的称为弱电解质，介于30％和5％之间的称为中
弱电解质的电离平衡练习题
弱电解质的电离平衡练习题 1．下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是 A．CH3CH2COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．S02 2．下列物质是强电解质的是 A．CH3COOH B．SO3C．BaSO4D．石墨 3．某物质的水溶液能导电，且该物质属于非电解质，溶于水化学键被破坏的是A．液溴B．干冰C．蔗糖D．硫酸钡 4．下列关于电解质电离的叙述中，正确的是 A．碳酸钙在水中溶解度很小，其溶液的导电性很差，所以碳酸钙是弱电解质。 B．碳酸钙在水中溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质。 C．氯水和氨水的水溶液导电性都很好，所以它们是弱电解质 D．水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质 5．下列叙述正确的是 A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强 B．因醋酸是弱电解质，盐酸是强电解质，因而中和等体积、物质的量浓度的醋酸和盐酸时，盐酸消耗的NaOH比醋酸多。 C．NaHCO3溶于水，溶液中存在电离平衡。 D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中C(PO43-)相同。 6．在相同温度时100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0.1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是
A．中和时所需NaOH的量B．电离程度 C．H+的物质的量浓度D．CH3COOH的物质的量 7．甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10 mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中c(H+)的3倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10 mol/L的乙酸。经测定它们的pH 从大到小依次为a、乙酸、b。由此可知 A．a的浓度必小于乙酸的浓度B．a的浓度必大于乙酸的浓度 C．b的浓度必小于乙酸的浓度D．b的浓度必大于乙酸的浓度 8．在同一温度下，当弱电解质溶液a，强电解质溶液b，金属导体c的导电能力相同，若同时升高到相同温度，则它们的导电能力是 A．a＞b＞c B．a＝b＝c C．c＞a＞b D．b＞c＞a 9．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH 3·H2O NH4+ + OH-，如想增大NH4+的浓度，而不增大OH-的浓度，应采取的措施是 A．适当升高温度B．加入NH4Cl固体C．通入NH3 D．加入少量盐酸 10．已知HClO的酸性比H 2CO3弱，下列反应Cl2+H2O HCl + HClO达到平衡后，要使平衡体系中HClO的浓度增大，应采取的方法是 A．光照B．加入石灰石C．加入固体NaOH D．加水 11．将0.lmol·1L 醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是 A．溶液中c(H+)和c(OH-)都减小B．溶液中c（H+）增大 C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大
第七章 电解质溶液
第七章 电解质溶液 一、学习提要： 本章是电化学的主要内容之一。它主要研究电解质溶液导电的本质、导电能力的表示方法，电解质溶液的浓度与导电率之间的关系、电解质离子的平均活度、平均活度系数和平均浓度。学习中应弄清楚以下内容： 1、1、了解迁移数的意义及常用测定迁移数的方法； 2、明确电导、电导率、摩尔电导率的意义及它们与溶液浓度的关系； 3、熟悉离子独立移动定律及电导测定的一些应用； 4、了解迁移数与摩尔电导率、离子迁移率之间的关系； 5、弄清楚电解质的离子平均活度，平均活度系数和平均浓度的关系及计算方法； 6、了解强电解质溶液理论，并会使用德奉——休克尔极限公式； 二、主要公式及使用条件 1、法拉第定律：Q=nZF m=ZF Q M 适用于电解池和原电池； 2、离子的迁移数：t +=-+++Q Q Q =-++ +U U U t －=-+-+Q Q Q =-+- +U U U t ++t －=1 适用于一定温度，一定外电场下只含一种正离子和一种负离子。 3、电导及电导率：G=R 1=k L A
4、摩尔电导率：∧m =C k 5、摩尔电导率与浓度的关系：∧m =∧∞m －A C 适用于强电解质的稀溶液。 6、离子独立移动定律：∧∞m =λ∞m1++λ∞m1－ 7、弱电解质的离解度 α=m m ∞Λ Λ 8、 a ±v = a ＋v ＋·a －v － γ±v =γ＋v ＋·γ－v － 适用于强电解质溶液 b ±v =b ＋v ＋·b －v － 9、I=21 ∑b B Z B 2 适用于强电解质溶液 10、lg γ±=－A1Z +·Z －1I 三、判断、说明原因： 1、电解质溶液中各离子迁移数之和为1； 2、电解池通过1F 电量时，可以使1mol 物质电解； 3、因离子在电场作用下可定向移动，所以测定电解质溶液的电导率时要用直流电桥； 4、离子独立移动定律只适用于强电解质； 5、电解质的无限稀摩尔电导率∧∞m 由∧m －C ，作图外推法求得； 6、德律——休克尔公式适用于强电解质；
2020届高三化学二轮复习：化学反应原理综合题的研究——化学平衡与电解质溶液的结合【核心突破、经典例题
《高考12题逐题突破》： 化学反应原理综合题的研究 ——化学平衡与电解质溶液的结合 【核心突破】 1．题型特点 此类试题以元素及化合物、化学平衡知识为主题，借助图像、图表的手段考查相关联的知识。主要考查点： (1)反应现象的描述。 (2)氧化还原反应、原电池与电解池、陌生离子方程式的书写。 (3)化学键与反应的热效应计算、信息条件下速率计算、平衡常数的计算、K sp的计算。 (4)平衡的影响因素、平衡移动与图像及相关原因的分析。 2．解题技巧 (1)浏览全题，根据题目提供的信息，结合相关基础知识，先对简单问题进行解答 (2)化学反应速率的影响因素的实验探究 影响化学反应速率的探究实验中，控制变量是关键。 (3)化学平衡常数及平衡转化率的计算 平衡常数的计算可用三段式法，即找出浓度可变的反应物、生成物在起始时、转化的、平衡时的浓度，然后代入平衡常数表达式(平衡时生成物浓度化学计量数次幂的乘积与反应物浓度化学计量数次幂乘积的比值)进行计算。
(4)对于电化学类试题，首先判断是原电池还是电解池，然后分析电极类别，书写电极反应式，按电极反应式进行相关计算。 (5)对于电解质溶液类试题，要明确溶液中的物质类型及其可能存在的平衡类型，然后进行解答。 有关K sp的计算往往与pH的计算结合起来，要注意pH与c(OH－)浓度关系的转换，难溶电解质的悬浊液即为其沉淀溶解平衡状态，符合相应条件下的K sp的值。 【提升训练答案+解析】 1．硫单质及其化合物在化工生产等领域应用广泛。 (1)工业尾气中的SO 2一直是环境污染的主要原因之一，工业上常采用氨水将SO 2 转化为NH 4HSO 3 ，再氧化为(NH 4 ) 2 SO 4 的方法降低尾气中的含硫量。 实验测得NH 4HSO 3 溶液中 c SO2－ 3 c H 2 SO 3 ＝1 500，则溶液的pH为________________。 (已知：H 2SO 3 的K a1＝1.5×10－2，K a2＝1.0×10－7) (2)煤制得的化工原料气中含有羰基硫(O===C===S)，该物质可转化为H 2 S，反应为 COS(g)＋H 2(g)H 2 S(g)＋CO(g) ΔH＞0。 ①恒温、恒容条件下，密闭容器中发生上述反应，下列事实不能说明反应达到平衡状态的是________(填字母)。 a．COS的浓度保持不变 b．化学平衡常数不再改变 c．混合气体的密度不再改变 d．形成2 mol H—S键的同时形成1 mol H—H键 ②T1℃时，在恒容的密闭容器中，将定量的CO和H2S混合加热并达到平衡：H2S(g)＋CO(g)COS(g)＋H 2 (g) K＝0.25。则该温度下反应COS(g)＋H2(g)
弱电解质在水溶液中的电离平衡
【弱电解质在水溶液中的电离平衡】 【电离平衡概念】 一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态（属于化学平衡）． 任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度． 【电离平衡的特征】 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡． ②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等． ③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡． ④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变． ⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动． 【电离方程式的书写】 （1）强电解质用“=”，弱电解质用“?” （2）多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位． H2CO3≒H++HCO3-，HCO3-≒H++CO32-，以第一步电离为主． NH3?H2O≒NH4++OH- Fe（OH）3≒Fe3++3OH- （3）弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离．NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-≒H++CO32- （4）强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的． 熔融状态时：NaHSO4=Na++HSO4-；溶于水时：NaHSO4=Na++H++SO42-．
【例2】室温下，对于pH和体积均相同的醋酸和盐酸两种溶液，分别采取下列措施，有关叙述正确的是（） A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 B．温度都升高20℃后，两溶液的pH均不变 C．加水稀释两倍后，两溶液的pH均减小 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多 【解析】盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以醋酸溶液中存在电离平衡，升高温度能促进弱电解质电离，pH相同的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大于盐酸，不同的酸和相同金属反应，生成氢气的速率与溶液中离子浓度成正比． A．向盐酸中加入醋酸钠晶体，醋酸钠和盐酸反应生成醋酸，导致溶液的pH增大，向醋酸中加入醋酸钠，能抑制醋酸电离，导致其溶液的pH增大，故A正确； B．盐酸是强酸，不存在电离平衡，升高温度不影响盐酸的pH，醋酸是弱酸，其水溶液中存在电离平衡，升高温度，促进醋酸电离，导致醋酸溶液中氢离子浓度增大，所以醋酸的pH减小，故B错误； C．pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别加水稀释后，溶液中氢离子浓度都减小，所以pH都增大，故C错误； D．pH相同、体积相同的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，所以分别与足量的锌反应，醋酸产生的氢气比盐酸多，故D错误； 故选A． 题型三：电离平衡常数的含义 【例3】部分弱酸的电离平衡常数如表，下列选项错误的是（） A．2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO32- B．2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑ C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者 D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者 【解析】弱酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，等pH的弱酸溶液，酸性越强的酸其物质的量浓度越小，弱酸根离子水解程度越小，结合强酸能和弱酸盐反应制取弱酸分析解答． 根据电离平衡常数知，酸性强弱顺序为：HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-， A．氢氰酸的酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸，所以发生CN-+H2O+CO2→HCN+HCO3-反应，故A错误； B．甲酸的酸性大于碳酸，所以2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑能发生，故B正确；