电解质溶液和电离平衡
大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)
非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线
强电解质溶液中存在电离平衡
强电解质溶液中存在电离平衡安徽皖智学校胡征善强电解质溶液中一定操作电离平衡，这句话有两层意思：一是强电解质本身存在电离平衡；二是任何强电解质溶液中都存在水的电离平衡。
强电解质本身在溶液中也存在电离平衡：（1）弱酸的酸式盐如NaHA第一步电离完全电离——强电解质NaHA== Na++ HA—第二步电离可逆电离——电离平衡HA—H++ A2—（2）严格地说，硫酸的第二步电离是可逆电离第一步电离完全电离——强酸H2SO4== H++ HSO4—第二步电离可逆电离——电离平衡HSO4—H+ + SO42—K2(HSO4—) =1.2×10—2因此0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中c(H+)不是0.2000 mol/L和0.1000 mol/L.那么0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中各成分的浓度究竟是多少？（a）0.1000mol/LH2SO4溶液H2SO4== H++ HSO4—HSO4—H+ + SO42—0.1mol/L—x0.1mol/L+x xK2(HSO4—)= (0.1mol/L+x) x /[0.1 mol/L—x]=1.2×10—2x=0.0098 mol/L所以，0.1000mol/L的H2SO4溶液中c(SO42—)=0.0098 mol/L，c(H+)=0.1098 mol/L，c(HSO4—)=0.0902 mol/L （b）0.1mol/LNaHSO4溶液K2(HSO4—)=c2(H+)/[0.1 mol/L—c(H+)]=1.2×10—2解得：c(H+)=0.0292mol/L所以，0.1000mol/L的NaHSO4溶液c(Na+)=0.1000 mol/L，c(SO42—)=c(H+)=0.0292 mol/L，c(HSO4—)=0.0708 mol/L HSO4—的电离度：α(HSO4—)=29.2%在0.1000mol/LNaHSO4溶液中c(H+):c(HSO4—)=40:97，因此溶液中SO42—与c(H+)仍认为可大量共存。
溶液中化学平衡(1)-酸碱电离平衡
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
22
Kb3
KW Ka1
1.0 1014 7.6 103
1.31012
K
a2
K
b3
23
3. 解离度和稀释定律
K a，K b是在弱电解质溶液体系中的一种平衡常数，不受浓度影
响，而浓度对解离度有影响，浓度越稀，其解离度越大。
如果弱电解质AB，溶液的浓度为c0，解离度为α。
HAc + OHNaAc的水解反应
H2O + Ac-
H2O + Ac- HAc + OH-
酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱
作用，向着生成相对较弱的酸和较弱
的碱的方向进行。
12
4.2.2 酸碱的相对强弱
1.水的离子积常数
作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递
H2O +H2O
H3O+ + OH-
例如0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是 c (H+)=c (Ac-)
=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。
2
4.1.2 活度与活度系数
强电解质的解离度并没有达到100%。这 主要是由于离子参加化学反应的有效浓度要 比实际浓度低。 离子的有效浓度称为活度。
a3
c(H )c(PO43 ) c(HPO42 )
4.4 1013
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42--
20
21
磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：
电解质溶液中电离平衡的研究
电解质溶液中电离平衡的研究电解质溶液是一种重要的化学体系，我们在日常生活中常常与它接触，比如凉茶、果汁等饮品，甚至是身体内的血液，都属于电解质溶液。
电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究方向，它对于科学研究和实际应用具有重要意义。
电解质溶液中的电离平衡是指溶液中电离的离子与未电离的分子或离子之间的反应达到了动态平衡。
在电解质溶液中，随着温度、浓度等条件的变化，离子之间的平衡会发生变化，进而影响到溶液的性质和行为。
电解质溶液中的电离平衡有着广泛的应用。
例如，它对于电化学研究和电化学反应机理的研究具有重要意义。
电解质溶液中的离子浓度和电离度变化，直接导致了电化学反应机理的不同，通过对电离平衡的研究，可以深入了解电化学反应的本质。
此外，电解质溶液的电离平衡还与溶液的物化性质、生物学特性以及分析化学等领域密切相关。
例如，电解质溶液中的离子作为药物的有效成分，对于疾病治疗和生物医学研究有着极其重要的作用。
在电离平衡的研究中，一些重要的概念和理论工具得到了广泛应用。
其中最为重要的概念之一是电离常数，即反应中离子和未离子之间的浓度比值。
电离常数是描述电解质溶液中离子平衡的重要参量，也是刻画电解质的电离程度和强弱的重要数量。
除了电离常数之外，其他类似的概念和理论工具也得到了广泛的应用。
例如，电离度、离子关联、配位等概念，以及水合化、溶解度、分配系数等诸多理论工具，都是电解质溶液中电离平衡研究的基础理论和实用工具。
总之，电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究领域，涉及到电化学、物化性质、分析化学、生物学等诸多应用领域，是科研和实践中不可忽略的一部分。
通过对电离平衡的研究，可以深入了解溶液中离子和未离子之间的动态平衡和相互作用，不仅线索我们深化对溶液物性的认识，而且对于应用尤其是新药开发等方面也有着重要的促进作用。
电离平衡知识点总结公式
电离平衡知识点总结公式1. 电解质和弱电解质电解质是指在溶液中能够电离成离子的物质，如强酸、强碱和盐类等物质。
而弱电解质是指在溶液中只能电离成少量离子的物质，如弱酸、弱碱和部分盐类等。
在电离平衡中，电解质和弱电解质的电离程度会对平衡关系产生重要影响。
2. 离子浓度和离子平衡常数在溶液中，离子的浓度和平衡常数是描述电离平衡的重要参数。
平衡常数（K）是指在特定条件下，电解质或弱电解质的电离反应过程中生成的离子浓度的乘积与原始电解质或弱电解质浓度的比值。
对于一元强电解质（AX），其电离平衡反应可以描述为AX↔A+ + X-，其平衡常数可以表示为K=[A+][X-]/[AX]。
而对于一元弱电解质（HA），其电离平衡反应可以描述为HA↔H+ + A-，其平衡常数可以表示为K=[H+][A-]/[HA]。
平衡常数是描述化学平衡过程中物质的转化程度的重要参数，可以通过平衡常数的大小来判断反应向左、向右或平衡的位置。
3. 离子活度和活度系数离子在溶液中的行为并不仅仅取决于其浓度，而是取决于其活度。
活度是指溶液中离子的实际活跃程度，它与浓度有一定的关系。
在溶液中，离子的活度通过活度系数来描述，活度系数是描述离子在溶液中活性的重要参数。
活度系数可以通过离子浓度和活度的比值来计算。
对于强电解质而言，其离子活度系数通常接近于1，而对于弱电解质而言，其离子活度系数则会偏离1，且会随着浓度的增加而增加。
4. pH和pOH的计算在电离平衡中，溶液中的pH值和pOH值是描述酸碱性的重要参数。
pH值是指溶液中氢离子浓度的负对数，可以通过pH=-log[H+]来计算。
而pOH值是指溶液中氢氧根离子浓度的负对数，可以通过pOH=-log[OH-]来计算。
对于强酸溶液而言，其pH值通常在0-3之间；而对于弱酸溶液而言，则通常在3-6之间。
具体的酸碱性质会受到离子的电离程度和平衡常数的影响。
5. pH和pOH的调节溶液中的pH值和pOH值可以通过添加强酸、强碱或盐类等物质来进行调节。
弱电解质的电离平衡和溶液的pH
专题弱电解质的电离平衡和溶液的PH重点：1.电解质和强、弱电解质的定义2. 弱电解质的电离平衡和电离平衡的移动3. 溶液稀释后PH的计算考点：1.强、弱电解质2.影响电离平衡移动的因素3. 溶液稀释后PH的计算难点：电离平衡的移动和PH的计算知识点1、电解质和溶液的导电性1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
主要有酸、碱、盐、金属氧化物和水。
举例：非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。
主要有大多数有机物、非金属氧化物和NH3。
举例：强电解质：在水溶液里完全电离的电解质。
包括强酸、强碱和大多数盐。
酸是共价化合物，其他的是离子化合物。
离子化合物与共价化合物的重要区别是共价化合物在熔融状态下不导电。
弱电解质：在水溶液里部分电离的电解持。
包括弱酸、弱碱和水。
2、电离方程式（1）强电解质完全电离，用“＝”。
弱电解质部分电离，用“”。
多元弱酸的电离是分步的，如H2CO3H＋＋HCO3―；HCO3―H＋＋CO32―。
多元弱碱的电离是一步进行的。
如F E(OH)3FE3＋＋3OH―。
要注意的是，A L(O H)3的两性电离方程式：H＋＋ALO2―＋H2O A L(O H)3AL3＋＋3OH―（2）多元强酸的酸式盐的电离：熔融状态下：NAHSO4＝NA＋＋HSO4―水溶液中：NAHSO4＝NA＋＋HSO4―（3）多元弱酸酸式盐的电离：NAHCO3＝NA＋＋HCO3―3、判断电解质溶液强弱的方法（1）在相同浓度，相同温度下，与强电解质溶液进行导电性对比实验（2）在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。
（3）浓度与PH的关系（4）测定对应盐的酸碱性，利用盐类水解的知识。
（5）采用同离子效应的实验证明存在电离平衡。
（6）利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱。
（7）稀释前后的PH与稀释倍数的变化关系。
（8）利用元素周期律进行判断。
4、溶液的导电性溶液的导电性与电解质的强弱无关，与离子的浓度和离子所带的电荷数成正比。
弱电解质在水溶液中的电离平衡
【弱电解质在水溶液中得电离平衡】【电离平衡概念】一定条件(温度、浓度)下,分子电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等,溶液中各分子与离子得浓度都保持不变得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得最大电离程度.【电离平衡得特征】①逆:弱电解质得电离过程就是可逆得,存在电离平衡.②等:弱电解质电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等.③动:弱电解质电离成离子与离子结合成分子得速率相等,不等于零,就是动态平衡.④定:弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液里离子得浓度、分子得浓度都不再改变.⑤变:外界条件改变时,平衡被破坏,电离平衡发生移动.【电离方程式得书写】(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)弱酸得酸式盐完全电离成阳离子与酸根阴离子,但酸根就是部分电离.NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-(4)强酸得酸式盐如NaHSO4完全电离,但在熔融状态与水溶液里得电离就是不相同得.熔融状态时:NaHSO4=Na++HSO4-;溶于水时:NaHSO4=Na++H++SO42-.【例2】室温下,对于pH与体积均相同得醋酸与盐酸两种溶液,分别采取下列措施,有关叙述正确得就是( )A.加适量得醋酸钠晶体后,两溶液得pH均增大B.温度都升高20℃后,两溶液得pH均不变C.加水稀释两倍后,两溶液得pH均减小D.加足量得锌充分反应后,两溶液中产生得氢气一样多【解析】盐酸就是强酸,醋酸就是弱酸,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相同得醋酸与盐酸,醋酸得浓度大于盐酸,不同得酸与相同金属反应,生成氢气得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,醋酸钠与盐酸反应生成醋酸,导致溶液得pH增大,向醋酸中加入醋酸钠,能抑制醋酸电离,导致其溶液得pH增大,故A正确;B.盐酸就是强酸,不存在电离平衡,升高温度不影响盐酸得pH,醋酸就是弱酸,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,所以醋酸得pH减小,故B 错误;C.pH相同、体积相同得醋酸与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、体积相同得醋酸与盐酸,醋酸得物质得量大于盐酸,且二者都就是一元酸,所以分别与足量得锌反应,醋酸产生得氢气比盐酸多,故D错误;故选A.题型三:电离平衡常数得含义【例3】部分弱酸得电离平衡常数如表,下列选项错误得就是( )A.2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO32-B.2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑C.中与等体积、等pH得HCOOH与HCN消耗NaOH得量前者小于后者D.等体积、等浓度得HCOONa与NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者【解析】弱酸得电离平衡常数越大,其酸性越强,等pH得弱酸溶液,酸性越强得酸其物质得量浓度越小,弱酸根离子水解程度越小,结合强酸能与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.氢氰酸得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.甲酸得酸性大于碳酸,所以2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑能发生,故B正确;C.等pH得HCOOH与HCN溶液,甲酸得物质得量浓度小于氢氰酸,所以中与等体积、等pH得HCOOH 与HCN消耗NaOH得量前者小于后者,故C正确;D.根据电荷守恒,c(HCOO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),c(CN-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),即离子总数就是n(Na+ )+n(H+)得2倍,而NaCN得水解程度大,即NaCN溶液中得c(OH-)大,c(H+)小,c(Na+)相同,所以甲酸钠中离子浓度大,故D错误;故选AD.弱电解质得证明方法(以盐酸与醋酸为例):1、通过测定同浓度、同体积得溶液得导电性强弱来鉴别规律1:同物质得量浓度得酸溶液,酸越弱,其溶液得导电能力越弱.2、通过测定同浓度溶液得pH大小来鉴别规律2:同物质得量浓度得酸溶液,酸性越弱,溶液得pH越大.若两种酸溶液得pH相同,酸越弱,溶液得浓度越大.3、通过比较同浓度、同体积得溶液与同一种物质反应得速率快慢来鉴别规律3:等物质得量浓度得酸,酸越弱,其c (H+)越小,反应速率越慢.4、通过测定同浓度得酸所对应得钠盐溶液得pH大小来鉴别规律4:等物质得量浓度下,一元酸得钠盐溶液,其“对应得酸”越弱,溶液得pH越大.5、通过比较体积相同、pH相同得酸溶液同倍数稀释后,溶液得pH变化大小来鉴别规律5:在pH相同时,同体积得酸,酸越弱,抗稀释能力越强,即稀释相同倍数下,pH变化幅度越小.6、通过比较同体积、同pH得溶液分别与同种物质发生完全反应时,消耗得物质得量得多少来鉴别规律6:在pH相同得条件下,同体积得酸,酸越弱,其中与能力越强.7.通过向酸溶液中加入与之相应得钠盐,引起溶液pH变化得大小来鉴别规律7:在等物质得量浓度得酸溶液中,分别加入相应得盐固体(电离出相同得酸根离子),引起pH变化越大,其相酸性越弱.。
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动以醋酸（CH3COOH）为例，其在溶液中的电离平衡可以表示为：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+
这个电离平衡可以理解为：醋酸在溶液中部分电离为离子，同时离子也会结合成醋酸分子。
这个平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度和同离子效应等。
1.温度：电离过程是吸热过程，因此升温会使平衡向右移动，即增加电离程度。
简记为“越热越电离”。
2.浓度：在稀释溶液时，离子浓度一般会减小，平衡向右移动，即“越稀越电离”。
3.同离子效应：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
4.能反应的物质：向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
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第五章 电解质溶液和电离平衡
成功之处：由于水溶液中H+和OH-的浓度可以测量，适 用于水溶液中pH、电离度、缓冲溶液、溶解度的计算等，精 确度相对较高，所以至今仍然是一个非常实用的理论。
局限性：酸碱电离理论不能解释非水溶剂中的酸碱反应， 也不能解释氨水的碱性和一些盐类溶液的酸碱性。对于非水 体系和无溶剂体系都不适用 。
性分子。而酸碱质子论又可称为共轭酸碱理论。在共轭酸碱
酸碱理论
酸碱电离理论 酸碱溶剂理论 酸碱质子理论 酸碱电子理论
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
一、酸碱电离理论
瑞典科学家阿仑尼乌斯于1887年提出了关于酸碱本质的 观点——酸碱电离理论（阿仑尼乌斯酸碱理论）。
酸：凡是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质。 碱：在水溶液中电离生成的阴离子全部是OH-的物质。 酸碱中和反应的实质：H+和OH-结合生成H2O。
混合物
2.CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解 质，因为导电的物质不是其本身。
3.难溶的盐（BaSO4等）虽然水溶液不能导电，但是在融化 时能导电，也是电解质。
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第五章 电解质溶液和电离平衡
电解质
强电解质
【能够发生完 全（或几乎完 全）电离的电 解质】
弱电解质
【能够发生 部分电离的 电解质】
例如：在液氨中，氨基化钾KNH2使酚酞变红而显碱性， 水溶液中NaCO3、NH3·H2O显碱性，HSO4-是酸是碱等，酸 碱电离理论都无法解释。
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
二、酸碱溶剂理论
富兰克林于1905年提出酸碱溶剂理论(简称溶剂论)，酸 碱溶剂理论的基础仍是阿仑尼乌斯的电离理论，只不过它从 溶剂的电离为基准来论证物质的酸碱性。
水
Hale Waihona Puke 武汉理工大学出版社第五章 电解质溶液和电离平衡
强电解质： HCl＝H+＋ClNaOH＝Na+＋OHNaCl＝Na+＋Cl-
弱电解质： HAc⇌H+＋AcNH3·H2O⇌ NH4+＋OH-
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
第二节 酸碱理论
酸和碱是两类重要的电解质，大量的化学反应都属于 酸碱反应的范畴。酸碱反应在生物、医学、地质等众多领 域中是一类很重要的反应。
酸：凡是能给出质子（H+）的物质。 碱：凡是能接受质子的物质。 按照酸碱质子理论，酸和碱不是孤立存在的，酸给出质 子后剩下的部分就是碱，碱接受质子后就成为酸，因此当酸 失去一个质子而形成的碱称为该酸的共轭碱，而碱获得一个 质子后就生成了该碱的共轭酸。由得失一个质子而发生共轭 关系的一对酸和碱称为共轭酸碱对，也可直接称为酸碱对。
电解质
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物, 如酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物。
非电解质 在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物， 如非金属氧化物（CO2、SO2）、某些非金属 氢化物（NH3）、绝大多数有机物（如酒精、 蔗糖）等。
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第五章 电解质溶液和电离平衡
注意
1.单质
既不是电解质也不是非电解质。
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第五章 电解质溶液和电离平衡
其关系式为：酸⇌ 质子（H+） + 碱
例如：
共轭酸 共轭碱
HAc ⇌H+ + Ac-
H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4H2PO4- ⇌ H+ + HPO42H2CO3 ⇌ H+ + HCO3HCO3- ⇌ H+ + CO32NH4+ ⇌ H+ + NH3 H2O ⇌ H+ + OH由此可见，酸和碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中
强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI、HMnO4 强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH、RbOH… 大部分盐
大部分的金属氧化物
弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH
弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、…… 少部分盐：Pb(AC) 2
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本章教学目标
1.会正确写出电解质溶液中的电离平衡常数的表 达式； 2.会选择适合实验要求的缓冲溶液并进行配制； 3.会利用电解质溶液的电离平衡相关理论知识进 行化学实验； 4.会综合利用电离平衡知识解决生产实践中的实 际问题。
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第五章 电解质溶液和电离平衡
第一节 强电解质和弱电解质
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第五章 电解质溶液和电离平衡
酸碱溶剂理论中，酸和碱并不是绝对的，在一种溶剂中 的酸，在另一种溶剂中可能是一种碱。
成功之处：把以水为溶剂的个别现象，推广到适用更多 溶剂的一般情况，因此大大扩展了酸和碱的范围。
局限性：酸碱溶剂理论对于一些不电离的溶剂以及无溶 剂的酸碱体系，则无法说明。
例如：苯不电离，NH3和HCl在苯中也不电离，但NH3和 HCl在苯中同样可以反应生成NH4Cl。NH3和HCl能在气相进 行反应，同样也是溶剂论无法解释的。
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第五章 电解质溶液和电离平衡
三、酸碱质子理论
1923年，丹麦化学家布朗斯特与英国化学家劳莱分别独 立的提出了酸碱质子理论。
无机化学
第五章 电解质溶液和电离平衡
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无机化学
第一节 强电解质和弱电解质 第二节 酸碱理论 第三节 水的电离和溶液的pH值 第四节 弱酸和弱碱的电离平衡 第五节 同离子效应和盐效应 第六节 缓冲溶液和盐类水解 第七节 沉淀的生成和溶解
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本章教学目标
1.了解电解质的基本概念； 2.掌握缓冲溶液的概念及作用原理； 3.理解同离子效应和盐效应对电离平衡的影 响； 4.掌握弱酸、弱碱、缓冲溶液以及盐类溶液 pH的计算方法； 5.掌握溶度积原则在判断难溶电解质在沉淀 -溶解平衡中的应用； 6.熟悉分步沉淀的原理及应用。
酸：在溶剂中产生该溶剂的特征阳离子的溶质。 碱：在溶剂中产生该溶剂的特征阴离子的溶质。 例如：液氨中存在如下平衡：2NH3 = NH4+ + NH2因此在液氨中电离出NH4+的是酸，如NH4Cl；电离出NH2-的 是碱，如NaNH2。 液态N2O4中存在如下平衡：N2O4 = NO+ + NO3因此在液态N2O4中电离出NO+的是酸，如NOCl；电离出 NO3-的是碱，例如AgNO3。