第3章-D-水溶液化学

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2025版新教材高中化学第3章水溶液中的离子反应与平衡第4节沉淀溶解平衡第1课时沉淀溶解平衡课时作业

第三章第四节第1课时一、选择题1．下列说法正确的是( C )A．硫酸钡放入水中不导电，则硫酸钡是非电解质B．物质溶于水达到饱和时，溶解过程就停止了C．绝对不溶解的物质是不存在的D．某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0解析：A项，硫酸钡是强电解质，其在水中的溶解度比较小，错误；B项，溶解平衡为动态平衡，错误；D项，残留离子浓度小于10－5mol·L－1时，则认为该离子沉淀完全，错误。

2．已知K sp(AgCl)＝1.8×10－10，K sp(AgI)＝8.5×10－17，K sp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序正确的是( C )A．AgCl>AgI>Ag2CrO4B．AgCl>Ag2CrO4>AgIC．Ag2CrO4>AgCl>AgID．Ag2CrO4>AgI>AgCl解析：设Ag2CrO4饱和溶液中Ag＋的浓度为x，则CrO2－4的浓度为0.5x，则有K sp(Ag2CrO4)＝x2×0.5x＝0.5x3＝2.0×10－12，则有x＝34×10－12≈1×10－4，因为AgCl饱和溶液中c(Ag＋)＝ 1.8×10－10≈1×10－5，所以Ag＋浓度Ag2CrO4＞AgCl，化学式相似的AgCl和AgI的K sp 越小，c(Ag＋)越小，即AgCl＞AgI，Ag＋浓度大小顺序为Ag2CrO4＞AgCl＞AgI，故选C。

3．磷酸钙用于制造乳色玻璃、陶瓷、涂料、媒染剂、药物、肥料、家畜饲料添加剂、糖浆澄清剂、塑料稳定剂等。

磷酸钙容易形成结石。

已知在Ca3(PO4)2的饱和溶液中c(Ca2＋)＝2.0×10－6mol·L－1，c(PO3－4)＝2.0×10－6mol·L－1，则Ca3(PO4)2的K sp为( B )A．2.0×10－29B．3.2×10－29C．6.3×10－18D．5.1×10－27解析：Ca3(PO4)2的饱和溶液中存在Ca3(PO4)2(s)3Ca2＋(aq)＋2PO3－4(aq)，c(Ca2＋)＝2.0×10－6mol·L－1，c(PO3－4)＝2.0×10－6mol·L－1，则K sp[Ca3(PO4)2]＝(2.0×10－6mol·L－1)3×(2.0×10－6mol·L－1)2＝3.2×10－29。

第3章第1节第2课时-2024-2025学年高中化学选择性必修1教学PPT

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第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
【针对训练】 1．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中相差不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数，根据下面表格中的数据判断以下说法中不正确的是( )
酸
HClO4
H2SO4
HCl

HNO3
Ka
结合课本附录Ⅱ，以H3PO4为例，分析多元弱酸电离规律及其原因。提示：H3PO4 是三元酸，其三级电离常数分别为 Ka1＝6.9×10－3、Ka2＝6.2×10－ 8、Ka3＝4.8×10－13，故多元弱酸逐级电离能力减弱。从电离平衡移动的角度分析，前一步电离出的 H＋对后面的电离有抑制作用；从粒子的电荷情况分析，带电粒子 (H2PO－ 4 、HPO24－ )再电离出 H＋，需要克服这些阴离子对 H＋的吸引，所需的能量高，故多元弱酸的分步电离一步比一步困难。
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第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
3．在一定温度下，加水逐渐稀释 1 mol·L－1 氨水的过程中，随着水量的增加，请
说明溶液中下列含量的变化：
(1)n(OH－)______________(填“增大” “减小”或“不变”，下同)。
c（OH－） (2)c（NH3·H2O）
mol·L － 1 ，溶液中的氢离子浓度约为
Ka·c（HClO4） ≈ 1.6×10－5×1 mol·L－1＝0.004 mol·L－1，则高氯酸的电离度
约为0.010m4 oml·ol·L－L1－1 ×100%＝0.4%，故 C 正确；题给四种酸在冰醋酸中的电离平衡
常数越大，酸性越强，由题表数据知，高氯酸的电离常数最大，酸性最强，故 D 错误。]

2021_2022学年新教材高中化学第3章水溶液中的离子反应与平衡第4节基次时15沉淀溶解平衡的应用

沉淀溶解平衡的应用学习任务1．能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质，培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。

2．能举例说明沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题，培养科学态度与社会责任的化学核心素养。

1．沉淀的生成(1)调节pH法加入氨水调节pH至7～8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。

反应离子方程式：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋4。

(2)加沉淀剂法以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。

反应的离子方程式如下：Cu2＋＋S2－===CuS↓、Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋、Hg2＋＋S2－===HgS↓、Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。

(3)化学沉淀法废水处理工艺流程示意图水垢中含有CaCO3和Mg(OH)2为什么不是MgCO3和Ca(OH)2?[提示]CaCO3和Mg(OH)2都是难溶物，它们的溶解度都很小，而MgCO3和Ca(OH)2都是微溶物质，它们的溶解度比CaCO3和Mg(OH)2大。

要使工业废水中的重金属离子Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形成的化合物的溶解度如下：化合物PbSO4PbCO3PbS溶解度×10－4×10－7×10－14/g由上述数据可知，选用的沉淀剂最好是( )A．硫化物B．硫酸盐C．碳酸盐D．以上沉淀剂均可A[产生的沉淀的溶解度越小，沉淀反应进行的越完全。

在某种沉淀中加入适当的沉淀剂，可使原来的沉淀溶解而转化为另一种溶解度更小的沉淀。

]2．沉淀的溶解(1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地除去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。

(2)溶解沉淀的试剂类型①用强酸溶解：例如，溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。

2022年人教版高中化学选择性必修一第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡

第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡基础巩固1.能说明CH3COOH是弱电解质的事实是()。

A.CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱B.CH3COOH溶液与碳酸钙反应,缓慢放出二氧化碳C.CH3COOH溶液用水稀释后,氢离子浓度下降D.0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,氢离子的浓度约为0.001 mol·L-1答案:D解析:D项中氢离子浓度仅为溶液中CH3COOH浓度的1%,说明CH3COOH只有1%发生了电离,从而证明CH3COOH是弱酸。

2.下列说法正确的是()。

A.电离平衡常数受溶液浓度的影响B.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱C.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大D.可用CH3COOH和H2CO3的电离常数比较其酸性强弱,其中H2CO3的电离常数为K=c 2(H+)·c(CO32-) c(H2CO3)答案:B解析:影响K的因素只有温度,A项错误;酸溶液中c(H+)的大小除了与K有关外,还与酸的浓度有关,C项错误;比较酸的相对强弱时,多元弱酸要用第一步的电离常数,即K a1,D 项错误。

3.H2S是二元弱酸。

在其水溶液中,通入或加入少量的下列物质:①HCl②NH3③NaHS固体④Na固体。

能使溶液中的c(H+)增大的是()。

A.①②B.②④C.③④D.①答案:D解析:在H2S溶液中存在平衡:H2S H++HS-,HS-H++S2-。

当通入HCl时,溶液中n(H+)增大,虽然平衡逆向移动,但c(H+)仍增大;通入NH3或加入金属钠,溶液中c(H+)减小,虽然平衡向右移动,但c(H+)仍减小;加入NaHS固体,使平衡H2S H++HS-逆向移动,故c(H+)减小,故选D。

4.在0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,对于该平衡,下列叙述正确的是()。

高中化学第3章物质在水溶液中的行为 3.1 水溶液（第2课时）溶液pH的计算学案鲁科版选修4

溶液pH 的计算学习目标： 1. 了解pH 的含义。

2. 了解溶液稀释时pH 的变化规律，会计算各类混合溶液的pH 。

学习重难点：各类混合溶液的pH 的计算方法。

自主学习【学问回顾】依据pH ＝－lg[H ＋]计算溶液pH 的关键是先推断溶液的酸碱性，然后再确定溶液的[H ＋]。

(1)若为强酸溶液：可由强酸的浓度直接求[H ＋]，再计算其pH 。

如： ①常温下，1.0×10－4mol·L －1盐酸溶液的pH 为4；②常温下，5.0×10－3 mol·L －1硫酸溶液的pH 为2。

(2)若为强碱溶液：先确定溶液中的[OH －]，由K w 求出[H ＋]，再计算其pH 。

如： ①常温下，将0.4 g NaOH 固体溶于水得到1 L 溶液，该溶液的pH 为12； ②常温下，b mol·L －1强碱B(OH)n 溶液的pH 为14＋lg(nb )。

【学习探究】探究点一酸、碱溶液混合后pH 计算方法1．室温下pH ＝2的盐酸与pH ＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的[H ＋]为1.0×10－3_mol·L －1，pH 为3；若等体积混合后，溶液的pH 为2.3。

2．室温下将200 mL 5×10－3mol·L －1NaOH 溶液与100 mL 2×10－2mol·L －1NaOH 溶液混合后，溶液的[OH －]为1.0×10－2_mol·L －1，[H ＋]为1.0×10－12_mol·L －1，pH 为12。

3．室温下pH ＝12的NaOH 溶液与pH ＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH 为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH 为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH 为11。

[归纳总结] 溶液pH 的计算方法1．强酸、强碱溶液的pH 计算方法先求出强酸、强碱溶液中的[H ＋]，强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出[OH －]，再依据水的离子积换算出[H ＋]，然后用公式pH ＝－lg[H ＋]求出pH 。

第3章第3节第3课时-2024-2025学年高中化学选择性必修1教学PPT

第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
第三章水溶液中的离子反应与平衡
第三节盐类的水解
第3课时(能力课时) 水溶液中微粒浓度的关系水溶液中的离子反应图像
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第三章水溶液中的离子反应与平衡
文本
化学·选择性必修1 化学反应原理
目
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CONTENTS
01 关键能力提升 02 课时分层作业
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第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
A．由图可推测，H2X为弱酸 B．滴加过程中发生的反应有H2X＋OH－═══HX－＋H2O，HX－＋OH－═══X2－＋H2O C．水的电离程度：a点与b点大致相等 D ．若常温下 Ka(HY) ＝ 1.1×10 － 2 ， HY 与少量 Na2X 发生的反应是 2HY ＋ X2 － ═══H2X＋2Y－
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第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
A．X 曲线代表草酸，Y 曲线代表醋酸，c1＜c2 B．醋酸在滴定过程中始终有 n(CH3COOH)＝0.02c1＋n(OH－)＋n(Na＋)－n(H＋) C．若 b 点时 c(H＋)＝Ka(CH3COOH)，则 b 点溶液中 c(CH3COOH)＝c(CH3COO－) ＞c(Na＋) D．若 a 点 V[NaOH(aq)]＝7.95 mL，则 a 点有 c(C2O24－ )＋2c(OH－)＝c(HC2O－ 4 ) ＋2c(H＋)＋c(H2C2O4)
点，判断是哪种溶质的等量粒子浓度大小关系：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)
混合
＞c(OH－)

2021_2022学年新教材高中化学第三章水溶液中的离子反应与平衡第四节第1课时难溶电解质的沉淀溶解

【解析】选 C。沉淀溶解平衡是平衡的一种，也是一种动态平衡；难溶电解质的 Ksp 的大小反映了难溶电解质在水中的溶解能力，它只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，溶液中离子浓度改变只能使平衡移动，并不改变溶度积，在一定温度下，Ksp 为一常数，Ksp 数值大小比较只能是同种类型物质(即组成的阴、阳离子个数比相同)间比较来确定溶解能力的大小，C 错误。
Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
B．Na2S===2Na＋＋S2－
C．Ag2S(s)
2Ag＋(aq)＋S2－(aq)
D．PbI2(s)
Pb2＋(aq)＋2I－(aq)
【解析】选 C。根据表达式可知方程式应为 A2B(s)
2A＋(aq)＋B2－(aq)，A、D
项错误；但 Na2S 在水溶液中完全电离，不存在可逆过程，B 项错误，C 项正确。
【解析】选 C。A 项，温度不变，硫化汞的 Ksp 不变，错误；B 项，a 点在沉淀溶解平衡曲线的下方，未达到饱和，错误；C 项，c 点对应溶液为饱和溶液，加入 Hg(NO3)2， Hg2＋浓度增大，S2－浓度减小，正确；D 项，升高温度，c(S2－)与 c(Hg2＋)的浓度应同时增大或者减小，错误。
【解析】选 B。Ag2SO4 在水中存在沉淀溶解平衡，即使含有大量 SO24－的溶液中也会存在 Ag＋，A 项错；由图中 b 点可计算 Ag2SO4 的溶度积常数为 Ksp＝(2×10－2)2× 5×10－2＝2×10－5，C 项错；0.02 mol·L－1 的 AgNO3 溶液与 0.02 mol·L－1 的 Na2SO4 溶液等体积混合，Ag2SO4 的离子积 Q＝(0.01)2×0.01＝1×10－6<Ksp，不会生成沉淀， B 项正确；蒸发 Ag2SO4 的不饱和溶液，c(Ag＋)和 c(SO24－ )都会增大，D 项错。

第3章水溶液中的离子反应与平衡4沉淀溶解平衡

沉淀溶解平衡【学法指导】1.认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡。

2.了解离子积与Ksp 的相对大小跟沉淀溶解平衡的关系。

3.了解沉淀的生成、溶解与转化。

能结合实例说明pH 调控的沉淀生成、溶解与转化等在工农业生产和科学研究中的重要作用。

4.能综合运用离子反应和沉淀溶解平衡理论，分析和解决生产、生活中有关沉淀溶解平衡的实际问题【基础梳理】一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.沉淀溶解平衡的建立从固体溶解和沉淀生成的角度，AgCl 在溶液中存在两个过程：一方面，在水分子作用下，少量Ag +和Cl -脱离AgCl 的表面进入水中——；另一方面，溶液中的Ag +和Cl -受AgCl 表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl 的表面析出——。

()()()+-+Ag aq Cl aq AgCl s 溶解沉淀v 溶解 v 沉淀，固体； v 溶解 v 沉淀，溶解； v 溶解 v 沉淀，析出。

2.沉淀溶解平衡 (1)概念在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率时，即达到了沉淀溶解平衡。

(2)特征— —“逆”—— 反应—“动”——平衡时反应没有停止,是一种平衡—“等”——v (正) v (逆)≠0—“定”——平衡时溶液中保持不变—“变”——条件改变,电离平衡被破坏(3)表达式n m m n M A (s)mM aq)nA (aq)+-+（难溶电解质用“s ”标明状态，溶液中的离子用“ ”标明状态，并用 “”连接。

(4)生成难溶电解质的离子反应的限度 ①25 ℃时，溶解性与溶解度的关系②反应完全的标志对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于时，沉淀就达完全。

(5)沉淀溶解平衡的影响因素沉淀溶解平衡属于化学平衡，外界因素对其的影响，同样遵守勒夏特列原理。

①内因难溶电解质本身的性质，这是决定因素。

②外因温度——绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向方向移动；少量平衡向生成沉淀的方向移动，如的沉淀溶解平衡。

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3. 溶液的渗透压
渗透现象 —— 溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散）渗透压 —— 阻止渗透进行所施加的最小外压,用П表示。在数值上，
π
ΠV = nRT或 n Π = RT = cRT V
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图3.3 溶液渗透压示意图末页
WB / M B Δp = p A ⋅ WA / M A + WB / M B
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干燥剂工作原理 CaCl2、NaOH、P2O5等易潮解的固态物质，常用作干燥剂。因其易吸收空气中的水分在其表面形成溶液，该溶液蒸气压较空气中水蒸气的分压小，使空气中的水蒸气不断凝结进入溶液而达到消除空气中水蒸气的目的。
中心正离子
离子氛示意图
负离子
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中心负离子
正离子
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活度
α =γc
α ：活度，无量纲
C: 溶液的浓度
γ
：活度因子，即实际溶液与理想溶液的偏差，无量纲
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3.2
酸碱解离平衡
强电解质：溶液中完全电离
弱电解质：溶液中部分电离
水溶液中的单相离子平衡一般分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。
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等渗溶液与反渗透
等渗溶液人体血液的渗透压约为 780kPa ，病人注射或输液时，使用0.9%的NaCl溶液（0.16 mol·dm-3）或5% 的葡萄糖溶液 (0.28mol·dm-3) ，这两种溶液与红细胞和血浆都是等渗溶液（即渗透压相等）。
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• 反渗透
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3.1 溶液的通性 3.2 酸碱解离平衡 3.3 难溶电解质的多相离子平衡 3.4 胶体与界面化学 3.5 水污染及其危害
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3.1 溶液的通性
溶液有两大类性质： 1）与溶液中溶质的本性有关：溶液的颜色、密度、酸碱性和导电性等； 2）与溶液中溶质的独立质点数有关：而与溶质的本身性质无关————溶液的依数性，如溶液的蒸气压、凝固点、沸点和渗透压等。
浓溶液中，稀溶液定律的定量关系产生偏差。对于电解质溶液，稀溶液定律的定量关系不适用。思考：相同浓度的电解质溶液的蒸气压与非电解质比如何变化？答：其蒸气压下降，沸点上升和凝固点下降，以及溶液渗透压的数值变化均比同浓度的非电解质大。
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3.1.2
电解质溶液的通性
电离理论：电解质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。
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酸碱质子理论
由丹麦化学家Brφnsted和英国化学家Lowry于1923年分别提出。
酸：凡能给出质子的物质；碱：凡能结合质子的物质。
水溶液中 HCl(aq） HAc(aq) NH4+(aq) HCO3-(aq) Al(H2O)63+ 酸
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H+(aq) +Cl-(aq) H+(aq) +Acˉ(aq) H+(aq) +NH3(aq) H+(aq) + CO32-(aq) H+(aq)+ Al(H2O)5(OH-)2+ 质子 + 碱
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2.
溶液的沸点升高和凝固点降低
沸腾当液体饱和蒸气压力等于外界而蒸发只在表面气化沸点液体沸腾过程中的温度。
的压力时，表面和内部同时气化的现象。
固体表面的分子也能蒸发，具有一定的蒸气压。固体与其蒸气在密闭容器中可达到平衡。凝固点液体凝固成固体（严格说是晶体）的温度。
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Lewis酸碱概念的特点： 1) 酸碱反应不再是质子的转移而是电子的转移，是碱性物质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。故Lewis酸碱概念又称为酸碱电子论。 H HCl + • N • H H H
[H
N H
H
]
+ + Cl−
2) Lewis酸的概念扩大了酸的范围，因为能接受电子对作为Lewis 酸的物质不仅是质子(含氢的物质)，也可以是金属离子或缺电子的分子等。例如， Cu2+
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酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后可以再结合质子，因此酸给出质子后就变为碱：酸 (质子给予体）质子 + 碱
(质子接受体）
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共轭酸碱概念
酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱；碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。:
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从部分电解质的0.1mol·kg-1溶液的凝固点下降数值与理论值的比较可以得到电解质溶液的偏差 i 值电解质实测ΔT’f / K 计算Δ Tf / K NaCl 0.348 0.186 HCl 0.355 0.186 K2SO4 0.458 0.186 CH3COOH 0.188 0.186 i= ΔT’f / Δ Tf 1.87 1.91 2.46 1.01
若把溶液和纯溶剂用半透膜隔开，向溶液一侧施加大于渗透压的压力，溶剂分子则向纯溶剂方向移动，这种现象称为反渗透。可用于海水淡化。
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4. 稀溶液的依数性
难挥发非电解质稀溶液的性质(蒸气压下降，沸点上升和凝固点下降，以及溶液渗透压)与一定量溶剂中溶质分子的数目成正比,而与溶质本性无关的现象,称为稀溶液的依数性，也称稀溶液定律。
+
OHˉ(水解)
–
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酸碱质子理论是概念的一场革新：两性物质: H2O, HCO3ˉ (所有酸式根) 无盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物) 可用“有酸才有碱，有碱才有酸，酸中有碱，碱可变酸”来描述酸碱关系。酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，比电离理论更广泛，其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。
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3.1.1 非电解质溶液的通性
1. 蒸气压下降
在一定温度下，液体及其蒸气达到相平衡时，蒸气所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。
液体
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蒸凝
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发聚
气体
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思考：蒸气压与温度有什么关系？答：不同溶剂蒸气压不同，相同溶剂温度升高，蒸气压增大。例如： p(H2O, l , 298K)=3167 Pa p(H2O, l, 373K)=101.325kPa
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难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点，二者之差为： △Tbp = Tbp – Tb = kbp•m kbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K·kg·mol-1。
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溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点，它们之差为：
△Tfp = Tfp－Tf = kfp m
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酸碱电子理论（路易斯酸碱理论）
酸：凡能接受电子对的物质，碱：凡能给出电子对的物质 H + ‫׃‬OH = H2O 酸 + 碱 = 酸碱加合物
Cu2+ + 4NH3 酸碱 [Cu(NH3)4]2+ 深蓝色加合物
酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制，包括的范围更广。
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可以看出，产生的偏差有以下规律： A2B(AB2)强电解质>AB强电解质>AB弱电解质>非电解质思考：你还能举例说明电离理论的其他应用吗？
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• 离子氛：每一离子周围被相反电荷离子包围，由于离子间的相互作用，使得离子在溶液中不是均匀分布，而是形成了球形对称的离子氛。
解离度——溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比。
已解离的电解质浓度解离度α = × 100% 电解质的起始浓度
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例将质量摩尔浓度均为0.10 mol·kg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序: 解：按从大到小次序排序如下：粒子数 BaCl2 →HCl → HAc → 蔗糖蒸气压蔗糖 → HAc → HCl → BaCl2 沸点 BaCl2 → HCl → HAc → 蔗糖凝固点蔗糖→ HAc → HCl → BaCl2 渗透压 BaCl2 → HCl → HAc → 蔗糖
kfp 称为溶剂的摩尔凝固点下降常数。特点 ¾Kfp, kbp只与溶剂种类有关 ¾同种溶剂：kfp ＞kbp
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凝固点降低的应用
¾ 防冻剂（冻梨，防冰冻撒盐）
冬天为防止汽车水箱结冰，可加入甘油、乙二醇等以降低水的凝固点，避免因结冰，体积膨胀而使水箱破裂。 ¾ 冷冻剂工作原理工业冷冻剂如在冰水中加氯化钙固体,由于溶液中水的蒸气压小于冰的蒸气压,使冰迅速熔化而大量吸热,使周围物质的温度降低。食盐-冰（30g NaCl + 100g H2O(s)） -22℃ CaCl2-冰（42.5g CaCl2 + 100g H2O(s)） -55℃
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溶液中溶剂的蒸气压下降