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，从而导致溶液中H3O+离子浓度会显著减少，溶液的pH也会明显增大，所以HCl-NaCl这对共轭酸碱不具有缓冲作用，不能作为缓冲溶液。
4. 溶度积与离子积的有何区别？溶度积K sp =[A a+]m∙[B b−]n，是指难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，离子浓度幂的乘积；而离子积Q= (A a+)m∙(B b−)n，是指难溶电解质的任意浓度时，离子浓度幂的乘积；任何一种难溶电解质在一定温度下，它的离子积可以有多个，而它的溶度积只有一个。
5. 影响难溶电解质分级沉淀的因素有哪些？用分级沉淀原理怎么确定能分离混合离子，达到提纯的目的？影响难溶电解质分级沉淀的因素是沉淀的溶度积和被沉淀离子的浓度。
对同一类型的难溶电解质，K sp小的先沉淀，且K sp相差越大，混合离子越易分离；但对不同一类型的难溶电解质，则不能直接根据K sp的大小来判断沉淀的先后顺序，而应根据溶度积规则分别计算出各个不同离子开始沉淀时所需沉淀剂的浓度，所需沉淀剂浓度低的离子先沉淀，所需沉淀剂浓度高的离子后沉淀。
通过分级沉淀原理要分离混合离子，则要求先沉淀的离子在后沉淀的离子开始沉淀时，先沉淀的离子已沉淀完全，所谓“沉淀完全”并不是指这种离子在溶液中绝对不存在，而是指这种离子在溶液中的浓度小于1×10−5mol/L（在定量分析中，则要求离子的浓度小于1×10−6mol/L），则认为该离子已沉淀完全。
所以要确定能否分离混合离子，则需计算在后沉淀的离子刚开始沉淀时，此时先沉淀的离子在溶液中的残留浓度，如果先沉淀的离子浓度小于1×10−5mol/L，则说明可以分离混合离子，达到提纯的目的。
如果先沉淀的离子浓度大于1×10−5mol/L，说明两种离子会同时析出，则不能分离混合离子。
6. 缓冲溶液中各组分的量的关系例：将0.2mol/L的CH3COOH溶液和0.2mol/L的CH3COONa溶液等体积混合，溶液中大量存在的离子是什么？大量存在的分子有哪些？若向混合溶液中加少量强酸，溶液的pH几乎不变，其理由是什么？若向混合溶液中加少量强碱，溶液的pH也几乎不变，其理由是什么？混合溶液中CH3COONa全部电离，CH3COOH微弱电离，H2O极难电离。
溶液中大量存在的离子为Na+ 、CH3COO−；溶液中大量存在的分子为CH3COOH、H2O 。
由于溶液中有大量CH3COO−，当向混合溶液中加少量强酸时，则绝大多数H+与它结合成CH3COOH，故溶液的pH减小不明显；同样，由于溶液中有大量的CH 3COOH ，当向混合溶液中加少量强碱时，则绝大多数OH −与它反应成CH 3COO −和水，故溶液的pH 增加也不明显。
在一个无限大的量上，增加或减小一个小的量，对这个无限大的量没有影响。
相比较而言，Na + 、CH 3COO −、CH 3COOH 、H 2O 就是无限大的量。
四、补充习题（一）单项选择题1．-42PO H 的共轭碱是（ ）A ． H 3PO 4B ．-24HPO C ．-34PO D ．OH −2．根据酸碱质子理论，下列离子中既可作酸，又可作碱的是（ ）A ．+4NH B ．-24SO C ．-3HCO D ．-Ac3．在1mol/L HAc 溶液中，欲使[H 3O +]增大，可采取的方法是（ ）A ．加水B ．加NaAcC ．加NaOHD ．加 HCl4．在一定温度下，稀释某弱酸溶液，则（ ）A ．α增大，K a 不变B ．α减少，K a 不变，C ．α不变，K a 增大D ．α不变，K a 减少5．下列物质属于共轭酸碱对的是（ ）A ．--2442S O S O H B ．---2S HS C ．--Cl HAc D ．--Ac HCl6．+4NH 的K a = 10-9.26，则0.1mol/L NH 3∙H 2O 水溶液的pH 是（ ） A ． 9.26 B ．4.47 C ．11.13 D ．2.877．欲配制pH=9的缓冲溶液，应选用的缓冲对是（ ）A ．NH 3∙H 2O —NH 4Cl (K b = 1×10-5)B ．HAc —NaAc(K a = 1×10-5)C ．HCOOH —NaCOOH(K a = 1×10-4)D ．HNO 2—NaNO 2(K a = 5×10-4)8．向饱和AgCl 溶液中加水，下列叙述正确的是（ ）A ．AgCl 的K sp 增大B ．AgCl 的溶解度和K sp 都不变C ．AgCl 的溶解度增大D ．AgCl 的溶解度和K sp 都增大9．对A 2B 型难溶电解质，其溶解度s 和K sp 的换算关系式为（ ）A ．K sp = s 2B ．K sp =4s 2C ．K sp =4s 3D ．K sp =16s 410．下列溶液不能使Mg(OH)2沉淀溶解的是（ ）A ．HClB ．HNO 3C ．NH 4ClD ．MgCl 211．下列混合溶液中有同离子效应的是( )A．NaOH和HCl B．NaOH和NaClC．NH3.H2O和NH4Cl D．HAc和H2CO312．向NH3·H2O溶液中加入下列溶液，能产生同离子效应的是( )A．NaOH溶液B．NaCl溶液C．HAc溶液D．HCl溶液13．现有pH＝2的HCl和HAc溶液各10ml，若分别稀释至100ml，则pH 值为( )A．均为3 B．前者等于3，后者小于3C．前者等于3，后者大于3 D．前者小于3，后者等于314．下列溶液没有缓冲作用的是( )A．CH3COOH-CH3COONa B．NH3.H2O-NH4ClC．HCl-NaCl D．H2CO3-Na2CO315．下列溶液不具有缓冲作用的是( )A．0.1mol/L CH3COOH和0.1mol/L CH3COOK溶液等体积混合B．0.1mol/L H2CO3和0.1mol/L CH3COONa溶液等体积混合C．0.1mol/L Na2HPO4和0.2mol/L KH2PO4溶液等体积混合D．0.1mol/L NH3.H2O和0.2mol/L NH4Cl溶液等体积混合16．NaH2PO4的共轭酸是( )A．Na3PO4 B．Na2HPO4 C．NaHCO3 D．H3PO417．按照酸碱质子理论，下列物质属于两性物质的是( )A．NH4+B．H2S C．HPO42−D．H3PO418．下列各组中,以等体积混合可产生沉淀者为（）A．0.2mol/L MgSO4+0.2mol/L Na2CO3B．0.2 mol/L Na2CO3+0.2 mol/L K2SO4C．0.2 mol/L MgSO4+0.2 mol/L ZnCl2D．0.2 mol/L KNO3+0.2 mol/L Na2SO419．欲分离一溶液中之Mg2+及Cu2+之离子,可采用下列何种试剂（）A．Na2CO3(aq)B．H2S(aq)C．HCl(aq)D．NaOH(aq)20．下列哪组水溶液中,其每一离子皆可以0.1mol/L浓度存在(开始各离子浓度是0.1 mol/L)（）A．Na+,Ag+,SO42−,Cl−,NO3−B．Na+,Ca2+,Cl−,CO32−,NO3−C．K+,Pb2+,Cl−,NO3−D．K+,Cu2+,SO42-,Cl−,NO3−21．含有Ag+、Cu2+、Fe3+皆0.1mol/L的离子溶液,通常可用下列何试剂分离Fe3+离子（）A．盐酸B．硫酸C．氢氧化钠D．氨水22．设有各为0.1mol/L 浓度的三种溶液A、B、C。
混合A与B产生白色沉淀,混合A与C产生黄色沉淀,而混合B与C不生沉淀。
问A、B、C 的成分为何（）A．A为CaSO4，B为K2CrO4，C为Ba(OH)2B．A为Ba(OH)2，B为K2CrO4，C为CaSO4C．A为CaSO4，B为Ba(OH)2，C为K2CrO4D．A为Ba(OH)2，B为CaSO4，C为K2CrO423．下列那一种酸,在水溶液中最易完全溶解Ba(OH)2、Fe(OH)3、Pb(OH)2之混合物而不产生任何沉淀（）A．H2SO4B．HCl C．HNO3D．H3PO424．将稀盐酸及硫化氢分别加入下列五种之混合离子溶液(浓度皆为0.1 mol/L)中,不会产生沉淀者应为（）A．Mg2+,Sr2+B．Hg22+,Sn2+C．Pb2+,Fe2+D．Ag+,Zn2+25．下列盐中何者不溶或微溶于水（）A．Na2SO4(B) Ba(NO3)2C．BaSO4(D) MgCl2（二）多项选择题26．下列叙述正确的是( )A．酸性溶液中只含H3O+，碱性溶液中只含OH−B．中性溶液的pH=0C．在中性溶液中[H3O+]= [OH−]=10−7D．常温下，对于任何溶液[H3O+][OH−]=10−14E．在任何溶液中，都同时含有H3O+、OH−27．下列能水解的盐是( )A．NaCl B．Na2SO4C．NaAc D．NH4Cl E．NH4Ac28．根据酸碱质子理论，下列只能做碱的是( )A．HS−B．Ac−C．NO3−D．HPO42−E．H2O29．下列不能水解的盐是( )A．NaCl B．Na2SO4C．NaAc D．NH4Cl E．NH4Ac 30．下列对0.001mol/L氢氧化钾溶液的叙述，不正确的是( )A．pH=11 B．[OH−]=10−3mol/L C．[H3O+] =10−11D．pH=3 E.溶液里无H3O+31．下列表达不正确的是（）A．电离平衡常数既与温度有关,也与浓度有关。
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. 使学生了解离子平衡的原理，理解离子平衡的影响因素。
3. 培养学生运用电解质溶液和离子平衡的知识分析问题和解决问题的能力。
二、教学内容1. 电解质的概念及其分类2. 电离方程式的书写及意义3. 离子平衡的原理4. 离子平衡的影响因素5. 电解质溶液的性质及应用三、教学重点与难点1. 教学重点：电解质的概念、分类，电离方程式的书写及意义，离子平衡的原理及应用。
2. 教学难点：电离方程式的书写规则，离子平衡的计算。
四、教学方法1. 采用讲授法，系统地讲解电解质的概念、分类，电离方程式的书写及意义，离子平衡的原理及应用。
2. 通过实例分析，使学生掌握电解质溶液的性质及应用。
3. 利用多媒体手段，形象地展示电解质电离过程，增强学生的理解。
4. 开展小组讨论，引导学生主动探索、发现问题，培养学生的合作能力。
五、教学过程1. 引入：通过生活中的实例，如食盐水、醋等，引导学生思考电解质的概念及作用。
2. 讲解电解质的概念、分类，电离方程式的书写及意义。
3. 讲解离子平衡的原理，并通过实例分析离子平衡的影响因素。
4. 讲解电解质溶液的性质及应用，结合实际案例进行分析。
5. 课堂练习：布置相关题目，让学生运用所学知识进行分析解答。
6. 总结：对本节课内容进行归纳总结，强调重点、难点。
7. 布置作业：布置适量作业，巩固所学知识。
六、教学评价1. 课堂表现评价：观察学生在课堂上的参与程度、提问回答情况，以及小组讨论的表现，了解学生的学习状态和兴趣。
2. 作业评价：通过学生提交的作业，评估学生对电解质溶液和离子平衡知识的理解和应用能力。
3. 测试评价：定期进行小测验，测试学生对电解质溶液和离子平衡知识的掌握程度。
七、教学资源1. 教科书和辅导书：为学生提供系统的电解质溶液和离子平衡知识。
2. 多媒体课件：通过动画和图片等形式，生动展示电解质电离过程和离子平衡原理。
无机化学 溶液
1
0 .1kg 0 .2 0 0 m ol kg
1
水的摩尔分数为
100 g 18.02 g· -1 mol 5.549 mol = 0.9964 = (5.549 + 0.0200) mol xA= 100 g + 0.0200 mol 18.02 g· -1 mol
3.958mol kg
1
【例1-2】欲配制1.0 mol•dm-3的硫酸溶液0.50 dm3， 需取用ρ=1.84 g•cm-3，98%的浓硫酸多少cm3？
解：设需取浓硫酸x cm3。
因为稀释前后溶液中溶质含量不变，则
0.50dm3×1.0mol•dm-3×98g•mol-1
＝ x×1.84g•cm-3×98% x =27.17 cm3 答：需取用浓硫酸27 cm3 。
设xB为溶质B的摩尔分数
p = p0xA = p0(1-xB)
p0－p = p0xB
p＝ p0－p = p0xB
p p p K bB
0
在一定温度下，难挥发非电解质稀溶 液的蒸气压下降，近似地与溶液的质量摩 尔浓度成正比，而与溶质的本性无关。
Examples
293K时水的饱和蒸气压为2.38kPa,将6.840g蔗糖溶于 100.0g水中，求蔗糖溶液的质量摩尔浓度和蒸气压。 解： 蔗糖的摩尔质量为342.0g· -1，质量摩尔浓度为 mol
= 0.060 kg· m ol -1 = 60 g· m ol -1
四、溶液的渗透压，osmotic pressure
（一） 渗透现象与渗透压 扩散现象： 纯溶剂和溶液或不同浓度的溶液互相接 触，一段时间后，由于分子的运动会成为均 匀浓度的溶液。
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。
人教版高中化学选修4第五章 电解质溶液整章精品教案
人教版高中化学选修4第五章电解质溶液整章精品教案第一节弱电解质的电离平衡[基础知识精析]复习目标1．电解质与非电解质的概念、判断。
2．电解质溶液的导电性。
3．强电解质与弱电解质的概念、判断。
4．弱电解质的电离平衡及平衡移动。
5．电离方程式的书写。
6．能正确书写电离方程式。
一．电解质、非电解质和强、弱电解质电解质和非电解质的概念在水溶液里和熔融状态下能导电的化合物．．．叫电解质；在以上两种情况下都不能导电的化合物．．．叫非电解质：强电解质和弱电解质：在水溶液中完全电离的电解质叫做强电解质，部分电离的电解质叫弱电解质。
强电解质和弱电解质研究的条件是稀的水溶液，本质区别是电解质在水分子的作用下电离出离子能力的大小（可通过电解质溶液的导电实验验证）。
注意：不能简单地根据溶液导电能力的强弱来判断电解质的相对强弱，因为溶液的导电能力强弱还与温度、浓度等因素有关。
（1）强电解质（强酸、强碱、大多数盐，包括一些难溶性盐）完全电离（2）弱电解质的电离（弱酸、弱碱、少数盐）不能完全电离二、电解质、非电解质与导电情况的关系页：11、电解质不是在任何情况下都导电，如食盐晶体、氯化氢气体等不导电。
在水中不导电不一定不是电解质，在水中导电也不一定就是电解质，非电解质溶于水形成的溶液不一定不导电。
2、不能简单地根据溶液导电能力的强弱来判断电解质的相对强弱，因为溶液的导电能力强弱与溶液中自由移动的离子浓度和价态、温度等因素有关。
一、弱电解质的电离平衡：（一）、*电离度1．概念：表示弱电解质在水溶液中电离程度的相对大小。
当弱电解质在水溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。
2．计算公式：α=%100子总数溶液中原有电解质的分数已经电离的电解质分子 只适用于处于电离平衡状态的弱电解质。
意义：（1）原有分子总数=已电离分子数+未电离的分子数例如：在醋酸溶液中， α = %100)()()(HAc n H n H n +++若α=1.32%,表示每10000个醋酸分子中有132个发生电离。
大学化学教学课件-2电解质溶液
例: 已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH4+的 Ka。
解：NH4+是NH3的共轭酸，
KaK Kw b1 1..0 7 0 91 1 0 1 0 545.5 910 10
28
（四）多元弱酸（或多元弱碱）在水中的 质子传递反应
例如：H3PO4的质子传递反应分三步进行，
Kb3 K Ka w 1 16..09 0 211 0 1 0 341.4 41 0 12
31
（五）平衡移动
1. 浓度对平衡移动的影响
例 试计算0.100mol·L -1HAc溶液的解离度α及[H+] 。
解： 已知HAc的Ka = 1.74×10-5
根据 ： HAc c－cα ≈c
2.其受温度影响
24
如： HAC的 Ka = 1.74×10-5 > HCN的Ka = 6.16×10- 10 >NH4+的Ka = 559×10-10
其酸性强弱顺序为：HAC > HCN > NH4+。
25
表 在水溶液中的共轭酸碱对和pKa值（25ºC）
共轭酸HA
H3O+
H2C2O4
H2SO3
6. 掌握酸、碱解离常数（Ka、Kb）的应用及共轭酸碱对Ka 和Kb的关系（Ka×Kb=Kw）。
2
第一节 强电解质溶液理论
+
N a C l(s ) H 2 ON a + (a q )+ C l-(a q )
3
强电解质和弱电解质
在水溶液中能完全解离成离子的化合物 就是强电解质。
例
Na+Cl-
[H 3 O ]O [ ]H K [H 2 O ]2 K w
第五章 电解质溶液 (教师内容)
第五章电解质溶液 (教师内容)第五章 电解质溶液一、学习目的本章将主要介绍酸碱质子理论、一元弱酸(碱)和多元弱酸(碱)的解离平衡及有关计算、缓冲溶液的酸碱性及配制、难溶电解质沉淀溶解平衡等内容。
为第八章配位化合物的学习奠定理论基础，同时也为分析化学的酸碱滴定及药物化学、药物分析等课程打基础。
知识要求1．掌握共轭酸碱对解离平衡常数之间的关系；掌握一元弱酸(碱)、多元弱酸（碱）和两性物质溶液的pH 计算；掌握缓冲溶液的组成、配制及其相关计算；掌握溶度积规则和难溶电解质溶液中各离子浓度的计算。
2．熟悉酸碱质子论的基本理论；熟悉缓冲作用原理；熟悉难溶电解质沉淀溶解平衡的特点。
3．了解活度、活度系数、离子强度的概念；了解缓冲溶液在医药上的应用。
能力要求1．能够熟练应用电解质的解离平衡理论，对一元弱酸（碱）、多元弱酸（碱）、缓冲溶液以及两性物质溶液的pH 进行熟练的计算。
2．能够熟练运用溶度积规则，判断沉淀溶解平衡的方向。
3．学会缓冲溶液的配制和精密试纸的应用。
二、重点串解本章主要介绍了酸碱理论；溶液的酸碱平衡以及各类酸碱溶液pH 的计算；缓冲溶液的概念、缓冲原理、pH 计算以及缓冲液的配制；难溶电解质的沉淀溶解平衡、溶度积常数、溶度积规则及其应用等内容，为学习药物化学、药物分析等后续课程奠定基础。
（一）酸碱理论 1. 酸碱理论2. 溶液的酸碱平衡酸碱电离理论：电离时所产生的阳离子全部是 H +的化合物是酸；电离时所产生的阴离子全部是OH −的化合物是碱。
酸碱质子理论：凡能给出质子的物质是酸；凡能接受质子的物质是碱。
分类（二）缓冲溶液缓冲溶液：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稀释，而保持溶液pH 基本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。
酸碱溶液pH的计算两性物质：c /K a ´≥20，c ∙K a ≥20 K w 时, 3a a[H O ]K 'K +=⋅一元弱碱：c b ∙K b ≥20K w ，c b /K b ≥500时， b b [OH ]c K -=⋅多元弱酸：c a ∙K a1≥20K w 且c a /K a1≥500时， 3a a1[H O ]c K +=⋅多元弱碱：c b ∙K b1≥20K w 且c b /K b1≥500时， b b1[OH ]c K -=⋅一元弱酸：c a ∙K a ≥20K w ，c a /K a ≥500时， 3a a [H O ]c K +=⋅水的质子自递平衡平衡常数 K w = [H 3O +] [OH –]常温时，K w= 1.0×10−14活度和活度系数 离子强度：反映离子间相互作用力的强弱强电解质溶液 (0<1)a c =⋅≤γγ弱酸(弱碱)的解离平衡平衡常数 K a （K b ） K a （K b ）表示弱酸（弱碱）解离程度越大，其弱酸（弱碱）的强度就越强。
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 +
高三化学第6讲电解质溶液(一)
高三化学第6讲电解质溶液（一）第6讲电解质溶液〔一〕姓名:效果:______知识点1 弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离平衡〔1〕电离平衡的概念一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结分解弱电解质分子的速率时，电离进程到达平衡形状。
〔2〕电离平衡的树立与特征①末尾时，v(电离) ，而v(结合)为。
①平衡的树立进程中，v(电离) v(结合)。
①当v(电离) v(结合)时，电离进程到达平衡形状。
2．影响电离平衡的要素〔1〕内因：弱电解质自身的性质——决议要素〔2〕外因①温度：温度降低，电离平衡移动，电离水平。
①浓度：稀释溶液，电离平衡移动，电离水平。
①同离子效应：参与与弱电解质具有相反离子的强电解质，电离平衡移动，电离水平。
①参与能反响的物质：电离平衡移动，电离水平。
【留意】(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定一切的离子浓度都减小。
由于温度不变，K w＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
〔2〕电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离水平也不一定增大。
〔3〕关于浓的弱电解质溶液加H 2O 稀释的进程，弱电解质的电离水平逐渐增大，但离子浓度能够先增大后减小。
典例精析【例1】常温下，加水稀释二元弱酸H 2C 2O 4溶液，以下说法正确的选项是〔 〕 A ．溶液中n (H ＋)·n (OH －)坚持不变 B ．溶液中水电离的c (H ＋)·c (OH －)坚持不变 C ．溶液中c (HC 2O －4)c (H 2C 2O 4)坚持不变D ．c (HC 2O －4)与2c (C 2O 2－4)之和不时减小【例2】一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释进程中，溶液的导电才干变化如下图，以下说法正确的选项是〔 〕 A ．a 、b 、c 三点溶液的pH ：c <a <bB ．a 、b 、c 三点CH 3COOH 的电离水平：c <a <bC ．用湿润的pH 试纸测量a 处溶液的pH ，测量结果偏小D ．a 、b 、c 三点溶液用1 mol·L －1 NaOH 溶液中和，消耗NaOH 溶液体积：c <a <b知识点2 电离平衡常数及其运用1．表达式〔1〕一元弱酸HA 的电离常数：依据HAH ＋＋A －，可表示为K a ＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )。
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。
第五章 电解质溶液 无机化学(第二版 郭小仪)
三、 酸碱指示剂(acid-base indicator)
㈠、酸碱指示剂的定义和变色原理：
1．定义： 在不同pH溶液中能显示不同颜色的化合物。 2．变色原理： （石蕊） HIn H+ + In红的石蕊分子 + 蓝的石蕊离子→紫 当向此溶液中加入酸，指示剂的电离平衡向左 移动，结果溶液中［HIn］增大，溶液的颜色 就以HIn分子的颜色为主,呈显红色，称酸式色； 当向此溶液中加入碱，电离平衡向右移动，结 果［HIn］减小，［In-］增大，溶液的颜色就 以离子的颜色为主，呈显蓝色，称碱式色。
同一弱电解质的电离度与其浓度的平方 根成反比，溶液浓度越稀，电离度越大； 相同浓度的不同弱电解质的电离度与电 离常数的平方根成正比，电离常数越大， 电离度也越大。
（二）弱电解质的电离平衡
3.关于电离平衡的计算
［例1］已知25℃时，0.1mo1/L的醋 酸电离度α=1.34％，计算醋酸的电离 常数。 解：Ka =cBα2 =0.1×0.01342 =1.8×10－5
（如 HAc H++Ac- ）
弱电解质包含：
弱酸——醋酸（HAc）、碳酸、硼酸等， 弱碱——氨水等 少数盐类——氯化汞 、醋酸铅
二、 弱电解质的电离度和电离平衡
（一）电离度
1、电离度的定义：
电离平衡时，已电离的弱电解质分子数和电 离前溶液中它的分子总数的百分比。
已电离的分子数 α= 电离前分子总数 l00％
pH = -1g0.1= 1
（2）0.1mol/L氢氧化钠溶液[OH－]= 0.1mol/L
14 K 1 10 13 w [H ] 1 10 (mol/L), 0.1 [OH ]
pH lg(1 1013 ) 13