第三章 电解质溶液-1a
4.8×10-13
1.0×10-14
12.32
14.00
二、酸碱平衡的移动
1.
浓度对平衡移动的影响
酸HA在水中的质子自递平衡为
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
平衡建立后，若增大溶液中HA的浓 度，则平衡被破坏，向着HA解离的方 为标准态的浓度(即1 mol· -1)。 kg
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。 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。
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-
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。
通常0.1 mol· -1溶液中，强电解质 kg α>30%；弱电解质α<5%.
例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度 b(HA)为0.1 mol· -1，测得此溶液的 kg △Tf为0.19℃，求该物质的解离度。 解 设HA的解离度为α， HA(aq) H+(aq) +A-(aq) 平衡时/mol· -1 0.1-0.1α kg 0.1α 0.1α [HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α) mol· -1 kg 根据△Tf=Kfb 0.19 K=1.86 K· mol-1×0.1(1+α) mol· -1 kg· kg α = 0.022 = 2.2%
3.盐效应
•
若在HAc溶液中加入不含相同离子的强 电解质如NaCl，则因离子强度增大， 溶液中离子之间的相互牵制作用增大， 使HAc的解离度略有增大，这种作用称 为盐效应。
•
产生同离子效应时，必然伴随有盐效 应。
第三节
酸碱的质子理论
酸碱电离理论:
1、要点：酸碱反应的实质是中和反应：
H+ + OH- = H2O。 2、缺陷： 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-, 也具有 碱性；有些物质如NH4Cl水溶液则呈酸 性
2.
①
②
③
共轭酸碱的特点： 酸比它的共轭碱多一个质子。 酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其 共轭酸愈弱。 某酸碱对中的酸、在另一酸碱对中是 碱的物质称为两性物质。
二、酸碱反应的实质 酸碱反应是共轭酸碱对之间的质子传递 反应。 例如，HAc在水溶液中： 酸碱半反应1 HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq) 酸1 碱1
二、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％
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·B/bθ b
a bB /bθ 0.89 0.010 mol kg -1 /(1mol kg 1 ) 0.0089 -1
0.89
2) 0.020 mol· -1KBr+0.030 mol· kg kg 1ZnSO 溶液的离子强度 。 4 解：I = [b(K+)z2(K+) + b(Br-)z2(Br-) + b(Zn2+)z2(Zn2+) + b(SO42-)z2(SO42-)]／２ = [(0.020mol· -1)(+1)2 + kg (0.020mol· -1)(-1)2 + (0.030mol· -)(+2)2 kg kg + (0.030 mol· -1)(-2)2] kg = 0.14 mol· -1 kg
OH–(aq) + NH4+(aq)
加入NH4+使 NH3 解离度降低。
例 在0.100 mol· -1HAc溶液中加入一 L
定量固体NaAc, 使NaAc的浓度等于0.100 mol· -1, 求该溶液中H+浓度, pH和HAc L 的解离度α。
解：设已解离的[H3O+]=x mol· -1 L
酸碱半反应2 H+(aq) + H2O(l) 碱2 总反应
H3O+(aq) 酸2
HAc(aq) + H2O(l) 酸1 碱2
H3O+(aq) + Ac-(aq) 酸2 碱1
酸碱反应
1.解离反应
2.中和反应
3.水解反应
质子传递可以在非水溶液中进行
酸碱反应总是由较强的酸和较强的碱反 应生成较弱的酸和较弱的碱
lg A z z I 0.509 kg 1/2 mol1/ 2 ( 1) (1) 0.010 mol kg 1 0.051
c(NaCl) ≈ 0.0089 mol·L 根据П=icBRT , i=2 П=2×0.0089 mol· -1×8.314 J· -1· -1×298.15 K L mol K ×1 KPa· L/1J = 44 kPa
0.965 0.927 0.901 0.815 0.769 0.651 0.830 0.637 0.544 0.340 0.265 0.88 0.74 0.77 0.71 0.53 0.41 0.54 0.48 0.21 0.16 0.154
0.38 0.35 0.068 0.047
第三章 电解质溶液
Electrolyte Solutions
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。
+
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+ClNa+ + Cl- (离子型化合物) HCl H++ Cl- (强极性分子)
(1) HAc水溶液＋甲基橙（橘红色）
加入 NaAc(s) → 黄色
HAc(aq) + H2O(l)
平衡左移
H3O+(aq) + Ac-(aq)
加入Ac-使 HAc 解离度降低
(2) NH3· 2O + 酚酞 （粉红色） H
加入 NH4Cl(s) → 无色
NH3(aq) + H2O(l)
平衡左移
例 计算0.100 mol· -1HAc溶液的解离度α及 L
[H3O+]。 解 HAc的Ka=1.75×10-5 HAc(aq) + H2O(l) c(1-α)≈c H3O+(aq) + Ac-(aq) cα cα
Ka= (cα)2/c = cα 2
[H3O+]=cα =0.100 mol· -1×1.32%=1.32×10-3 L mol· -1 L
(
4.
Debye—Hückel理论 ：
lg i Azi
2
I
I
平均活度因子
lg A z z
对于较高离子强度的溶液
Azi I lg i 1 I
2
或
lg
A z z I 1 I
第二节 弱电解质溶液的解离平衡 一、弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常 数 HAc(aq)+H2O(l) Ac-(aq) +H3O+(aq)
一、酸碱的概念 1.酸碱的定义 酸：能给出质子 (H+)的物质 (质子给体)
酸可以是分子、
正离子或负离子
碱：能接受
质子的物质
(质子受体)
碱可以是分子、 正离子或负离子。
酸释放一个质子形成其共轭碱； 碱结合一个质子形成其共轭酸。 酸、碱得失质子的反应式是酸碱半反应 式。 酸碱半反应两边是共轭酸碱对。
HCl(aq) + NH3(aq) (aq)
NH4+(aq) + Cl-
反应强烈地向右进行 Ac-(aq) + H2O(l) (aq) HAc(aq) + OH-
反应明显地偏向左方
三． 1.
水的质子自递平衡 水的质子自递平衡和水的离子积
H+ H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
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
1 2 I i bi zi 2
def
近似计算时，也可以用ci代替bi。I的单 位为mol· -1。 kg
例 计算：(1) 0.010 mol· -1 NaCl溶液的离子强度、活度因子、活度 kg 和25℃时的渗透压。 解 (1) I = 1/2[ b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)] = [0.010 mol· -1×(+1)2+0.010 mol· -1(-1)2] kg kg = 0.010 mol· -1 kg
[H 3O ][OH ] K [H 2 O][H 2 O]
[H2O]看成常数，与K合并，得
Kw= [H3O+][OH-]
Kw称质子自递平衡常数，又称水的离子 积 0℃时
25℃时
Kw= 1.15×10-15
Kw= 1.01×10-14
100℃时
Kw= 5.44×10-13
水的离子积不仅适用于纯水，也适用 于所有稀水溶液。
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。
合集下载
大学化学第3章
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
§3.3.1 水的质子自递作用和溶液的pH 水的质子自递作用和溶液的pH
水的质子自递 H+ ┌──┐ H2O + H2O === H3O+ + OH－
([H3O+ ] / cθ ) ×([OH ] / cθ ) [H3O+ ][OH ] 平衡常数 K = = θ 2 ([H2O] / c ) [H2O]2
溶液中， 【例3-1】0.010 molkg－1HCl溶液中，同时含有 】 溶液中 同时含有0.090 molkg－1 KCl，求该溶液中的H+离子活度。 ，求该溶液中的 离子活度。 解： I = 1 [0.010 ×12 + 0.010 × (1)2 + 0.090 ×12 + 0.090 × (1)2 ] = 0.10(mol kg1)
α=
此式为稀释定律。 此式为稀释定律。 (2) 同离子效应
Kα c
(3-12)
在弱电解质溶液中加入与弱电解质含有相同
离子的易溶强电解质，使得弱电解质解离度降低的现象， 离子的易溶强电解质，使得弱电解质解离度降低的现象，称为同离 子效应
溶液的[H 和解离度 和解离度α； 【例3-3】计算 (1) 0.l00 mol L－1 HAc溶液的 +]和解离度 ； (2) 】 溶液的 如果在1L 溶液加入0.100 mol NaAc则溶液的 +] 则溶液的[H 如果在 0.100 molL－1 HAc溶液加入 溶液加入 则溶液的 和解离度α各为多少？已知HAc的Ka =1.76×10－5。 和解离度 各为多少？已知 的 各为多少
§3.2.1 酸碱定义
酸碱质子理论：凡是能给出质子的物质都是酸，凡是能接受质 给出质子的物质都是 酸碱质子理论：凡是能给出质子的物质都是酸 凡是能接受质 子的物质都是碱。即酸是质子的给予体；碱是质子的接受体。它们 的物质都是碱 即酸是质子的给予体；碱是质子的接受体。 的关系如下 酸 === 碱 + 质子 HCl === Cl－ + H+ HAc === Ac－ + H+
《电解质溶液》PPT课件_OK
化合价：整数
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
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
电解质溶液课件
REPORTING
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。
基础化学(第3版)课件：第三章 电解质溶液
则
Kw = [H+] ·[OH-] = 1.00×10-14
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
30
（二）酸碱质子传递平衡及其平衡常数
一元弱酸或弱碱与水分子的质子传递反应是可逆的，
当进行到一定程度时就建立平衡。用HB表示一元弱酸，
B-表示其共轭碱，则
HB + H2O
B- + H3O+
Ki
[H3O ][B ] [HB][H2O ]
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
8
活度(activity)：离子的有效浓度或表观浓度 离子的有效浓度是指电解质溶液中实际上可起作用 的离子浓度。 活度通常用a表示，它的单位为1(one)。液态、固态 纯物质及稀水溶液中的水，活度视为1。 活度aB与溶液浓度cB的关系为
aB γB cB c γB称为溶质B的活度因子(activity factor)；c 为标准态
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
20
两性物质(amphoteric substance): 既可作为酸给出 质子，又可作为碱接受质子的物质，如HCO3-、H2O。
共轭酸碱对: 把组成上仅相差一个质子的一对酸碱 称为共轭酸碱对。如：
H2CO3 和 HCO3HCO3- 和 CO32-
NH4+ 和 NH3 H3O+ 和 H2O H2O 和 OH-
H+
H2O + H2O 酸1 碱 2
H3O+ + OH酸2 碱1
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
29
平衡时
Kw = [H+][OH-] Kw称为水的质子自递平衡常数，又称为水的离子积 (ion product of water)，其数值与温度有关，当温度为
高一化学电解质溶液PPT优秀课件
c(Na＋)＝2{c(CO23－)＋c(HCO－3 )＋c(H2CO3)}。 (3)水电离出的氢离子和氢氧根离子相等 如 K2S 溶液中：c(OH－)＝c(HS－)＋2c(H2S)＋ c(H＋)。
2．注意问题
(1)不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对该离子的影响。如对于 相 同 物 质 的 量 浓 度 的 a.NH4Cl b．CH3COONH4 c．NH4HSO4 溶液，b 中 CH3COO－能够促进 NH＋ 4 的水解，c 中电离出 的 H＋能够抑制 NH4＋的水解，故三种溶液中 c(NH4＋)由大到小的顺序是 c>a>b。
第3讲电解质溶液
高 1．了解电解质的概念。了解强电解质和弱电 考 解质的概念。 点 2．了解电解质在水溶液中的电离，以及电解 击 质溶液的导电性。
3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4．了解水的电离，离子积常数。 5．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。 6．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度 的主要因素、盐类水解的应用。
7．了解离子反应的概念、离子反应发生的条 件。了解常见离子的检验方法。
8．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转 化的本质。
重点知识归纳
一、弱电解质的电离平衡 1．影响电离平衡的因素 (1)温度：升高温度，促进弱电解质的电离(弱电解质的 电离是一个吸热过程)。 (2)浓度：减小溶液的浓度，促进弱电解质的电离(减小 溶液的浓度，使离子结合成分子的机会减少，电离程 度加大)。 (3)外加试剂： ①弱酸溶液中加强酸或弱碱溶液中加强碱，均抑制弱 电解质的电离；弱酸溶液中加强碱或弱碱溶液中加强 酸，均促进弱电解质的电离。
锌粉
产生氢气的速率：盐酸 >醋酸
2．注意问题
(1)不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对该离子的影响。如对于 相 同 物 质 的 量 浓 度 的 a.NH4Cl b．CH3COONH4 c．NH4HSO4 溶液，b 中 CH3COO－能够促进 NH＋ 4 的水解，c 中电离出 的 H＋能够抑制 NH4＋的水解，故三种溶液中 c(NH4＋)由大到小的顺序是 c>a>b。
第3讲电解质溶液
高 1．了解电解质的概念。了解强电解质和弱电 考 解质的概念。 点 2．了解电解质在水溶液中的电离，以及电解 击 质溶液的导电性。
3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4．了解水的电离，离子积常数。 5．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。 6．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度 的主要因素、盐类水解的应用。
7．了解离子反应的概念、离子反应发生的条 件。了解常见离子的检验方法。
8．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转 化的本质。
重点知识归纳
一、弱电解质的电离平衡 1．影响电离平衡的因素 (1)温度：升高温度，促进弱电解质的电离(弱电解质的 电离是一个吸热过程)。 (2)浓度：减小溶液的浓度，促进弱电解质的电离(减小 溶液的浓度，使离子结合成分子的机会减少，电离程 度加大)。 (3)外加试剂： ①弱酸溶液中加强酸或弱碱溶液中加强碱，均抑制弱 电解质的电离；弱酸溶液中加强碱或弱碱溶液中加强 酸，均促进弱电解质的电离。
锌粉
产生氢气的速率：盐酸 >醋酸
西南交通大学基础化学课程课件第三章 电解质溶液
在实际测量时发现测量结果小于理论推算，研究发现电离后 的离子之间存在相互作用，自由度下降，使一般情况下溶液 中实际起作用的离子浓度（活度α）小于质量摩尔浓度bB 。表
达式为： aB B bB / b
式中提出了活度因子的概念γB 。其实质就是离子理论浓度 和实际起作用浓度的比值关系。 γB 越大，则离子的自由程 度越高。
数近似相等。
Pe 0 (r 1)E
离子氛的形成
在溶液中，离子之间的相互作用形式是静电的 吸引和排斥。由于离子相互作用的结果，每一离子 周围在一端时间内总有一些带异号电荷的离子包围， 前一种离子称为中心离子，周围带异号电荷的离子 就形成了所谓的“离子氛”。该氛围随时形成又随 时拆散。由于离子氛的存在，离子受到影响而不能 完全独立行动，使强电解质解离出的离子不能完全 发挥个体的作用，因而实际测到的电离度小于1。
继续研究离子在溶液中受到的影响，发现离子的电荷数对
离子间的作用有影响，引入离子强度的概念后，其关系可
定量为：
I def
1 2
i 1
bi Zi2
I 值越大，离子之间的作用力越大，活度越小。
1 强电解质和弱电解质
实验结果表明，在相同的浓度下，不同的电解质的i 值相差可以很大，其对应的电离度相差也很大，有 的电解质的电离度可以80%或 90 %以上，而有的却 比0.1%还要小。根据电离度的大小，把可溶于水的 电解质相对的分为强电解质和弱电解质。
从强电解质的本质上讲，在水中是完全电离成 离子的，而解离度是实验测定值（又称为表观解离 度），它说明强电解质完全电离后其离子并不是完 全自由的，不能象非电解质溶液中的微粒那样发挥 完全独立的微粒作用。如：NaCl溶液的校正因子、 范特霍夫(Van’t Hoff)系数 i 就小于2。