简明无机化学-电解质溶液
基础化学第三章(电解质溶液)
2 共有的特性
探讨酸和碱之间的一些共同特征。
3 反应类型
介绍酸碱反应的不同类型和常见反应方程。
酸碱指示剂及其应用
什么是酸碱指示剂?
解释酸碱指示剂的作用原理和常 见的指示剂种类。
指示剂的应用
介绍在实验室和日常生活中使用 指示剂的示例。
pH测试
探讨如何使用指示剂测量溶液的 pH值。
基础化学第三章(电解质 溶液)
在这个大纲中，我们将深入讨论基础化学第三章的内容，重点是电解质溶液 的概念、性质和相关的化学反应。拟好心态，准备好展开一段奇妙的化学之 旅吧！
电解质概述
什么是电解质?
介绍电解质的定义和基本特 征。
电解质的分类
区分电解质的不同类型和特 性。
电解质的重要性
探讨电解质在生活和工业中 的应用。
2
气体扩散法
解释气体扩散法的原理和实施方法。
3
液体混合法
介绍液体混合法的步骤和常见应用。
pH计的原理和校准
1
pH计的校准
2
详细步骤和常见校准方法。
3
pH计的原理
阐述pH计测量pH值的基本原理。
校准的重要性
解释为什么校准pH计是必要的。
摩尔浓度和摩尔体积浓度
摩尔浓度
定义并解释如何计算化学物质的摩尔浓度。
摩尔体积浓度
介绍摩尔体积浓度的概念以及如何进行计算。
溶解度概述
什么是溶解度?
解释溶解度的定义和基本概念。
溶解度曲线
讲解溶解度曲线的含义和图像。
影响因素
探讨影响溶解度的因素，如温度和压力。
标准溶液的制备方法
1
液体浸染法
详细步骤和注意事项。
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。
基础化学第三章电解质溶液
A2B
Ag2CrO4
6.54×10-5
1.12×10-12
第五节 沉淀溶解平衡
一． 溶度积和溶度积规则 2. 溶度积规则 • 定义离子积IP ，它表示任一条件下离子浓度幂 的乘积。IP和Ksp形式类似，但含义不同。Ksp表 示饱和溶液中离子浓度（平衡浓度）幂的乘积， 仅是IP的一个特例。
Ag (aq) + Cl (aq) AgCl(s) I p c(Ag )c(Cl )
HAc H2CO3
第二节 酸碱的质子理论
2. 酸碱反应的实质——共轭酸碱对之间的质子传 递反应
H+ + Ac碱1 + H2O 碱2 H3O+ 酸2
例如 HAc 在水溶液中， 酸碱半反应 1 HAc 酸1 酸碱半反应 2 H+
H+
总反应
HAc 酸1
+
H2O 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
第二节 酸碱的质子理论
• 酸碱反应的方向——较强酸、碱反应生成较弱 酸、碱
HCl + NH3 反应强烈地向右方进行。 Ac- + H2O 反应明显地偏向左方。 HAc + OHNH4++ Cl-
第二节 酸碱的质子理论
四、水的质子自递平衡 1. 水的质子自递平衡和水的离子积
H
+
H2O + H2O
OH + H3O
-
+
[H3O ][OH ] K [H 2O][H 2O]
Κsp [Ag ][Cl ]
+
-
第五节 沉淀溶解平衡
一． 溶度积和溶度积规则 2. 溶度积规则 • Ip=Ksp 溶液饱和。沉淀与溶解达到动态平衡， 既无沉淀析出又无沉淀溶解。 • Ip＜Ksp 溶液不饱和。溶液无沉淀析出，若加 入难溶电解质，则会继续溶解。 • Ip＞Ksp 溶液过饱和。溶液会有沉淀析出。 • 以上三点称为溶度积规则，是判断沉淀生成和 溶解的依据。
本科高校《基础化学》第一章--电解质溶液
I lgγ 0.509 z 0 . 30 I 1 I
2 i
【例1】 计算0.010mol· kg-1 NaCl溶液的离子强度，活度 系数以及活度。
解： I = 1/2[ b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)]
= 1/2[0.010×(+1)2+0.010× (-1)2]
2
2
α 很小时，1 － α≈1，
∴ Ka
Θ ≈c
α2
α
K c
θ a
θ Ka c α 2或α
θ Ka c
同理对于弱碱 可推导出→：
K
θ b
c α 或α
2
θ 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。
④一元弱酸、弱碱的近似计算 以弱酸HA为例，设HA的起始浓度为c酸，则平衡 时：cH+= cAcHA= c酸 - cH+ H+(aq) + A-(aq) 0 cH+ 0 cH+
H3 O +
H2C2O4
/
5.6×10-2 6.9×10-3 1.5×10-4 1.75×10-5
/
1.25 2.16 3.81 4.76
H2 O
HC2O4H2PO4C2O4Ac-
酸 性 增 强
H3PO4 HC2O4HAc
碱 性 增 强
H2CO3
H2PO4HCO3HPO42H2O
4.5×10-7
6.1×10-8 4.7×10-11 4.8×10-13 1.0×10-14
体积混合后，溶液的离子强度是：
A.0.4 D.0.3 B.0.2 E.0.15 C.0.1
无机化学：电解质溶液
= 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。
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。
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
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 +
电解质水的名词解释
电解质水的名词解释电解质水是指含有电解质（离子）的水溶液，其中离子能够在水中自由移动，以实现电解作用的过程。
电解质水分为无机电解质水和有机电解质水两种，前者主要包括无机酸、无机碱、无机盐和无机质溶液，而后者则是指有机酸、有机碱、有机盐以及蛋白质的溶液。
无机电解质水是指含有无机离子的溶液。
无机酸溶液富含氢离子（H+），如盐酸溶液，而无机碱溶液含有氢氧根离子（OH^-），如氢氧化钠溶液。
这些溶液可以通过电离作用释放出离子，并且具有导电性。
无机盐溶液则包括金属离子和非金属离子，如氯化钠、硫酸铜等。
这些溶液中的离子在溶解过程中能够带电，并且能够导电。
有机电解质水是指含有有机离子的溶液。
有机酸和有机碱的溶液中的离子可以带电，并且也具有导电性。
有机盐溶液则是指含有有机阳离子和无机阴离子（或反之）的溶液，如乙酸铵。
蛋白质是一类重要的有机电解质，在水溶液中也能够释放出离子。
电解质水在生物体内起着重要的作用。
人体血液就是一种电解质水，其主要成分包括含氧双原子离子（如Na+、K+）和含氧三原子离子（如HCO3^-）等。
这些离子在维持体内正常生理功能方面起着至关重要的作用，如维持心脏的正常节律、控制肌肉收缩和维护细胞内外渗透平衡等。
电解质水还在许多工业生产中扮演着关键角色。
电解质溶液的导电性使之成为许多电化学工艺和电解反应的重要媒介，如电镀、电解制氢和电解制氧等过程。
此外，电解质水的电导率也可以用于测量溶液中的离子浓度，这对于环境保护、水质监测和化学分析等领域非常重要。
需要注意的是，电解质水的性质和行为受到多种因素的影响，如浓度、温度和溶解度等。
随着浓度的变化，电解质水的电导率也会发生变化；随着温度的升高，电导率一般会增加，因为温度的增加会促进离子的迁移速率。
此外，溶解度也会影响电解质水的电导率，因为只有在达到一定溶解度时，才能实现足够的离子浓度，从而使电导率增大。
总结起来，电解质水是指含有电解质的水溶液，其中离子能够在水中自由移动，以实现电解作用。
大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡
大专无机化学教案-电解质溶液和离子平衡一、教学目标：1. 让学生理解电解质的概念，掌握电解质的分类及电离方程式的书写方法。
2. 让学生了解电解质溶液的导电性及影响因素。
3. 让学生掌握离子平衡的基本原理，了解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡。
4. 培养学生运用所学知识解决实际问题的能力。
二、教学内容：1. 电解质的概念及分类2. 电离方程式的书写及意义3. 电解质溶液的导电性4. 离子平衡的基本原理5. 酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡三、教学方法：1. 采用讲授法，讲解电解质的概念、分类、电离方程式的书写及意义。
2. 采用实验法，让学生通过实验观察电解质溶液的导电性。
3. 采用案例分析法，分析实际问题，引导学生运用所学知识解决问题。
4. 采用小组讨论法，让学生分组讨论离子平衡的应用，提高学生的合作能力。
四、教学步骤：1. 引入电解质的概念，讲解电解质的分类及电离方程式的书写方法。
2. 进行实验，让学生观察电解质溶液的导电性，探讨影响导电性的因素。
3. 讲解离子平衡的基本原理，引导学生理解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水4. 分析实际问题，让学生运用所学知识解决问题。
5. 进行小组讨论，分享各组对离子平衡应用的理解。
五、教学评价：1. 课堂讲解评价：观察学生对电解质概念、分类、电离方程式的掌握情况。
2. 实验操作评价：评估学生在实验中的观察、分析、解决问题能力。
3. 小组讨论评价：评价学生在讨论中的参与程度、合作能力及对离子平衡应用的理解。
4. 课后作业评价：检查学生对课堂所学知识的巩固情况。
六、教学内容：1. 酸碱平衡的计算与应用2. 氧化还原平衡的计算与应用3. 盐的水解平衡的计算与应用4. 缓冲溶液的性质及制备5. 电解质溶液的pH值及其测定方法七、教学方法：1. 采用讲授法，讲解酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡的计算方法。
2. 通过案例分析，让学生掌握酸碱平衡、氧化还原平衡及盐的水解平衡的应用。
基础化学第一章-电解质溶液
3.9×10-8
6.2×10-10
一些弱酸的Ka非常小，常用pKa表示，它是酸解离常数的 负对数。 pKa=-lgKa
第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡
2．一元弱碱的解离平衡常数Kb（dissociation constant of base） B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq)
第一节 强电解质溶液理论
（2）离子强度I（ion strength）
• • 活度因子的大小除与自身离子的浓度和电荷数有关外， 还受溶液中其它离子的浓度和电荷数的影响，其具体 的影响程度由I的大小决定。 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
1 2 I i bi zi 2
•
第一节 强电解质溶液理论
三、离子的活度和离子强度 aB：离子的有效浓度，指的是电 1、离子的活度（activity） 解质溶液中实际上可起作用的离子的浓度，表示为：
aB B bB
式中： γB -----溶质B的活度因子 bB------溶液的质量摩尔浓度
第一节 强电解质溶液理论
2．活度因子γ B（activity factor） • （1）γB的含义：反映了溶液中离子之间相互牵制作用 的程度。溶液越稀，离子之间相互牵制作用越弱， γB 值越大，离子的活度越大。反之，溶液越浓，离子之 间相互牵制作用越强， γB 越小，离子的活度越小。一 般地: • a. 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。 • b. 溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，不过不 像离子的区别那么大，所以，通常把中性分子的活度 因子视为1。 • c. 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。