第三章 电解质溶液
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电解质溶液和缓冲溶液 PPT
四、共轭酸碱解离常数的关系
在水溶液中，共轭酸碱对HB–B—分别存在如下的质子传递反应：
HB + H2O
H 3O+ + B
B + H2O
Ka=
HAc + H2O 醋酸的解离常数表达式为：
H3O+ + Ac
[H] [Ac ] K a = [HAc]
根据化学平衡原理，解离常数与弱电解质的本性及温度有关，
而与其浓度无关，其数值的大小可以反映弱电解质解离的趋势。 因而，对于同一类型的弱酸（或弱碱），可以通过比较在同等条 件强下弱的，K解a（离或常K数b）Ka值（大或的Kb酸）性值（的碱大性小），较判强断。弱酸（或弱碱）的相对
HAc + H2O
H3O+ + Ac
（二）解离平衡常数 在一定温度下，当弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解离的
离子浓度幂次方的乘积与未解离的弱电解质分子浓度的比值为一常 数，称为解离平衡常数，简称解离常数(dissociation constant )， 用Ki表示。
弱酸的解离平衡常数用Ka表示。如醋酸的解离平衡可表示如下：
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 constant for water)。水的质子自递反应是吸热反应，温度升高， Kw值随之增大。实验测得，在25℃时，纯水的Kw = 1.00×10—14。 水的离子积Kw不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。在一定温 度下，只要知道溶液中的[H3O+]，就能计算其中的[OH-]，反之亦 然。
酸给出质子后，剩余的部分是碱，碱接受质子后形成酸。如HCl、 H2O、NH4+、H2CO3和HCO3- 等能给出质子的都是酸，Cl-、OH-、 NH3、HCO3-、CO32-等能接受质子的都是碱。
第三章 电解质溶液
说明： 说明： 1. aB ＜bB，故γB ＜1； ； 2.稀溶液 aB≈ cB, γB ≈1； 稀溶液 ； 3.中性分子γB ≈1 ，弱电解质分子γB ≈1； 中性分子 ； 4.纯液态、固态、稀溶液中的水 4.纯液态、固态、稀溶液中的水, a=1； 纯液态 ； 5. cB越大, γB越小; 反之, γB越大。 越大 越小 反之 越大。
由于离子氛的影响， 由于离子氛的影响，实验测得的强电解质的解离 度并不是真正意义的解离度，因此这种解离度被称 度并不是真正意义的解离度， 表观解离度” 为“表观解离度”(apparent dissociation degree)。 。
离子浓度越大，离子所带电荷越多， 离子浓度越大，离子所带电荷越多，离子间 的相互作用越强，表观电离度越小。 的相互作用越强，表观电离度越小。 离子浓度越小，离子所带电荷越少， 离子浓度越小，离子所带电荷越少，离子氛 影响越小，表观解离度越大，越接近100% 100%。 影响越小，表观解离度越大，越接近100%。
a± =
a+ × a−
a - = f± c
一些强电解质的离子平均活度因子(25℃) 一些强电解质的离子平均活度因子(25℃)
b／(mol·kg-1) 0.001 ／ HCl KOH KCl H2SO4 Ca(NO3)2 CuSO4 0.966 0.96 0.005 0.928 0.93 0.01 0.904 0.90 0.05 0.803 0.82 0.1 0.796 0.80 0.5 0.753 0.73 1.0 0.809 0.76 0.606 0.130 0.35 0.047
浓度越高，活度越低；电荷数越高，活度越低。 浓度越高，活度越低；电荷数越高，活度越低。
分子间作用力如何计算？ 分子间作用力如何计算？
基础化学第三章(电解质溶液)
和碱的定义和概念。
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。
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。
第三章电解质溶液(Electrolytic
+ HA- + H3O + A2- + H3O
Ka1 Ka2
H3O+ + OH-
(1)当Ka2.C≥20Kw，忽略水的质子自递平衡 (2)Ka1/Ka2＞102，忽略第二步质子传递反应，相当于一元弱酸 (3)C/Ka1≥500，则[H+]=（C.Ka1）1/2
Ka2 =
A2HA= H+ = Ka2
=7.5×10
-6
pH=5.13
b 一元弱碱 NH3.H2O 、 、 Ac （ C ≥ 500 条件: CN ）
[OH ] =
−
K .C
0.100mol/L NH3.H2O
[OH ] =
−
Kb .C = 1.8×10−5 ×0.1 =1.3×10
pH=11.13
-3
Kb
练习: 1.求0.1 mol/L HAc溶液的pH.（Pka=1.76×10-5） 2.求0.1 mol/L NaCN溶液的pH.（Pka=4.93×10-10）
H+ + AH3O++OH+ −
[H O ]⋅ [A ] =
3
[HA]
K w = H 3 O + ⋅ OH −
[
][
]
（1）当Ka·Ca≥20Kw 时，忽略水的质子自递平衡
HA C H+ + A0 0 Cα Cα
初始浓度
平衡浓度 C－Cα C2α 2 Ka = C－Cα
（2）当Ca/Ka≥500即α＜5% 时，1-α=1
(二)酸碱共轭关系 1. 有酸必有碱,有碱必有酸,酸失去一个质子,得到相应的共 轭碱; 碱得到一个质子变成相应的共轭酸.
Ka1 Ka2
H3O+ + OH-
(1)当Ka2.C≥20Kw，忽略水的质子自递平衡 (2)Ka1/Ka2＞102，忽略第二步质子传递反应，相当于一元弱酸 (3)C/Ka1≥500，则[H+]=（C.Ka1）1/2
Ka2 =
A2HA= H+ = Ka2
=7.5×10
-6
pH=5.13
b 一元弱碱 NH3.H2O 、 、 Ac （ C ≥ 500 条件: CN ）
[OH ] =
−
K .C
0.100mol/L NH3.H2O
[OH ] =
−
Kb .C = 1.8×10−5 ×0.1 =1.3×10
pH=11.13
-3
Kb
练习: 1.求0.1 mol/L HAc溶液的pH.（Pka=1.76×10-5） 2.求0.1 mol/L NaCN溶液的pH.（Pka=4.93×10-10）
H+ + AH3O++OH+ −
[H O ]⋅ [A ] =
3
[HA]
K w = H 3 O + ⋅ OH −
[
][
]
（1）当Ka·Ca≥20Kw 时，忽略水的质子自递平衡
HA C H+ + A0 0 Cα Cα
初始浓度
平衡浓度 C－Cα C2α 2 Ka = C－Cα
（2）当Ca/Ka≥500即α＜5% 时，1-α=1
(二)酸碱共轭关系 1. 有酸必有碱,有碱必有酸,酸失去一个质子,得到相应的共 轭碱; 碱得到一个质子变成相应的共轭酸.
基础化学第三章(电解质溶液)5
Kb1 =
10-14 Ka ( HPO 2-)
4
=
10-14 Ka3
Kb2 = Ka (H Kb3 = Ka (H
10-14
PO 2 4)
10-14
3PO4)
10-14 = Ka2 10-14 = Ka1
三、酸碱平衡的移动 1、浓度对酸碱平衡的影响
酸溶液
H C
C Ka
第三章 电解质溶液 （Electrolytic solution）
• 体液（血浆、胃液、泪水、尿液）含有许多 电解质离子，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、 HCO3-、CO32-、HPO42-、H2PO4-、SO42- 等，它 们维持体液渗透浓度、pH值。 • 体液中的电解质溶液是其他生理功能的必需 成分，并对神经、肌肉等组织的生理、生化 功能起着重要的作用
(二)水溶液的pH
中性溶液： [H+ ] = [OH- ]= 1.010-7 mol · L-1 酸性溶液 ：[H+ ] >1.010-7 mol · L-1 > [OH- ] 碱性溶液： [H+ ] <1.010-7 mol · L-1 < [OH- ] pOH= -lg OH- pH= -lg H+ pH + pOH = -lg H+OH-= - lg 10-14 = 14.00
• 钾的代谢：
来源：食物，婴儿每天需2.0-3.0mmol/kg，成人只
需1.0-1.5mmol/kg。饥饿者进食后，由于细胞代谢
的需要，钾的需求增多。其中90%以上由尿排出，其 余大部分由粪便排出。
第一节
强电解质溶液
第三章电解质溶液演示文稿
第34页，共63页。
（二）酸碱质子传递平衡及其平衡常数
HB 平衡时
+ H2O
H3O+
Ki
[H3O ][B ] [HB][H 2O]
Ka
[H ] [B ] [HB ]
+ B-
Ka ：弱酸的质子传递平衡常数 酸的解离常数，简称酸常数
Ka越大，酸给出质子的能力越强，酸越强
第35页，共63页。
B - + H2O
第三章电解质溶液演示文稿
第1页，共63页。
优选第三章电解质溶液
第2页，共63页。
第一节 强电解质溶液理论 一、电解质和非电解质
电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导电的化 合物
根据解离程度大小，可将电解质分为： 强电解质 完全解离 强酸、强碱、大多数盐 弱电解质 部分解离 弱酸、弱碱、部分盐
第3页，共63页。
1
0
0
%
已解离的电解质浓度 α 电 解 质 的 原 始 浓 度 100%
解离度可通过测定电解质溶液的电导或依数 性来测定
第5页，共63页。
影响解离度大小的因素
➢ 本性：电解质的结构 ➢ 外因：溶剂性质、溶液温度、溶液浓度
第6页，共63页。
一些电解质溶液的凝固点降低值
bB mol∙kg-1
0.100
γi
A
z
2 i
I
适用条件：溶液非常稀，I小于0.01 mol·Kg－1
浓度较大时，可修正为：
lg γ i
A
z
2 i
1 I
I
无限稀溶液，I→0，lgγ→0，则γ→1，a＝c
第16页，共63页。
酸碱理论的发展
➢ 1789年，提出氧元素是酸的必要成分，所有酸必须含有
（二）酸碱质子传递平衡及其平衡常数
HB 平衡时
+ H2O
H3O+
Ki
[H3O ][B ] [HB][H 2O]
Ka
[H ] [B ] [HB ]
+ B-
Ka ：弱酸的质子传递平衡常数 酸的解离常数，简称酸常数
Ka越大，酸给出质子的能力越强，酸越强
第35页，共63页。
B - + H2O
第三章电解质溶液演示文稿
第1页，共63页。
优选第三章电解质溶液
第2页，共63页。
第一节 强电解质溶液理论 一、电解质和非电解质
电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导电的化 合物
根据解离程度大小，可将电解质分为： 强电解质 完全解离 强酸、强碱、大多数盐 弱电解质 部分解离 弱酸、弱碱、部分盐
第3页，共63页。
1
0
0
%
已解离的电解质浓度 α 电 解 质 的 原 始 浓 度 100%
解离度可通过测定电解质溶液的电导或依数 性来测定
第5页，共63页。
影响解离度大小的因素
➢ 本性：电解质的结构 ➢ 外因：溶剂性质、溶液温度、溶液浓度
第6页，共63页。
一些电解质溶液的凝固点降低值
bB mol∙kg-1
0.100
γi
A
z
2 i
I
适用条件：溶液非常稀，I小于0.01 mol·Kg－1
浓度较大时，可修正为：
lg γ i
A
z
2 i
1 I
I
无限稀溶液，I→0，lgγ→0，则γ→1，a＝c
第16页，共63页。
酸碱理论的发展
➢ 1789年，提出氧元素是酸的必要成分，所有酸必须含有
2014届高二化学反应原理第三章 电解质溶液知识梳理
高二化学第三章水溶液中的离子平衡第一节一、强弱电解质1、电解质：在或状态下能够导电的叫做电解质。
2、电解质分类强电解质强酸强碱按照程度盐弱酸弱电解质弱碱水3、思考：1）、Cu、食盐水是电解质吗？为什么？2）、电解质一定能导电吗？3）、电解质溶液中各微粒的存在形式？强电解质溶液中：离子分子弱电解质溶液中：离子分子4）、强电解质的导电性一定强于弱电解质吗？电解质溶液的导电性强弱与什么因素有关？5）有下列物质：①CH3COONa ②Ba(OH)2 ③CaCO3 ④SO2 ⑤Cl2⑥H2O ⑦C2H5OH ⑧NH4Cl ⑨C6H5OH其中（填序号）属于强电解质的是_____________，属于弱电解质的是________________ 二、弱电解质的电离平衡影响电离平衡的外界因素①温度，促进电离。
②浓度，加水稀释电离。
按要求完成下列表格的内容：写出电离方程式，并判断外界条件对平衡移动的影响。
练习题：1、下列物质中，属于强电解质的是（）A、CO2B、盐酸C、BaSO4D、NaOH溶液2.下列物质中，能够导电而且是电解质的是（）A．熔融的氢氧化钠B．稀盐酸C．硝酸钾晶体 D. 融化的铁3、下列叙述中正确的是（）A、氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质；B、固体氯化钠不导电，所以氯化钠不是电解质；C、氯化氢溶液能导电，所以氯化氢是电解质；D、氯气(Cl2)溶于水能导电，所以氯气是电解质，3、电解质溶于水后电离出的阴、阳离子是能够导电的，而且溶液的导电能力与溶液中离子所带的电荷的浓度有关，下列溶液的导电能力最强的是( ) A、0.2 mol／L NaCl溶液B、0.15 mol／L MgCl2溶液C、0.2 mol／L BaCl2溶液D、0.25 mol／L HCl溶液4、在做溶液导电性的实验装置中盛一定量的CuSO4溶液，此时通电，灯泡发光，再不断的加入某种物质，会发现灯泡逐渐变暗，直至熄灭，持续加入该物质灯泡会再次逐渐变亮，据此分析加入的物质是( ) A、Zn粒B、BaCl2溶液C、KOH溶液D、Ba（OH）2溶液5．常温下，关于等体积、等浓度的盐酸和醋酸说法正确的是（）A．溶液中的氢离子浓度相等B．溶液中微粒的种类一样多C．导电能力盐酸大于醋酸，中和等量的氢氧化钠时消耗的物质的量一样多D．分别加入完全相同的足量镁条，与盐酸反应的起始速率快，与醋酸反应最终产生的氢气多高二化学第三章水溶液中的离子平衡第二节一、水的电离平衡1、定义，纯水中，氢离子与氢氧根离子的乘积为K W = c(H+) . c(OH-)25℃时，K W = c(H+) . c(OH-) =实验测定，该温度下，稀溶液中都有这样的关系，即K W = c(H+) . c(OH-) =2、如果温度高于25℃时，水的电离程度，K W值。
第三章电解质溶液 2
电解质和电解质溶液
电解质(electrolyte)是溶于水中或熔融状态下 能导电的化合物。电解质溶液是指电解质的 水溶液。 根据电解质在水中的解离程度可将其分为强 电解质和弱电解质。
电解质溶液理论的重要性
人体体液如血浆、胃液、泪水和尿液等都含 有许多电解质离子，如Na＋、K＋、Ca2＋、 Mg2＋、Cl－、HCO3－、CO32－、HPO42－、 H2PO4－、SO42－等，是维持体液渗透浓度、 pH值和其他生理功能必需的成分。
b↗或 |Z| ↗； γB↘
离子强度
将影响活度因子的因素综合，得到溶液中存 在的所有离子所产生的电场强度的量度，即： I＝½(b1Z12＋b2Z22＋…＋bnZn2)＝½∑biZi2 称为离子强度(ionic strength) 当溶液是稀水溶液时，bB≈CB，因此，可用 下式计算：
I＝½(C1Z12＋C2Z22＋…＋CnZn2)＝½∑CiZi2
1. 2. 3. 4. 5. 计算出错；(重复实验可排除) NaCl加入量出错；(重复实验可排除) NaCl未完全溶解；(重复实验可排除) NaCl未完全解离；(可排除，因为是强电 解质，100%解离) 未知原因；(要用新理论—强电解质溶液 理论解释)
离子相互作用理论要点
强电解质溶液理论也称离子相互作用理论(ion interaction theory) 理论要点： 1.强电解质在水中是完全解离的； 2.离子间存在相互作用力，这些力主要的是库 仑力； 3.由于库仑力的作用，离子间存在离子氛，使 能自由移动的离子的数量减少。所以离子不能 百分之百地发挥其应有的效能。
lgγ±＝－0.509|Z＋Z－|I½
例
请再计算：25℃时，0.010mol/ LNaCl溶液的离 子强度I、平均活度因子γ±、离子平均活度a±和 校正计算的渗透压П，(П实验＝43.1kPa)
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根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的，酸给出 质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成 为酸，这种对应关系叫共轭关系。
HPO42－ PO43－ + H+
酸
碱 质子
酸越强，它的共轭碱越弱，酸越弱，它的共轭碱 越强。
关于酸碱质子理论：
（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴
离子。
HCl、HAc、NH4+、
例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度为0.1 mol·kg-1， 测得此溶液的△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·kg-1 0.1-0.1α
0.1α 0.1α
[HA]+[H+]+[A-]=0.1(1+α) mol·kg-1
（三） 酸碱质子传递平衡和平衡常数
➢酸（HA）与碱（B- ）会发生质子传递反
应，反应达平衡后反应物和产物的浓度都
不变。
H+
HCl
NH 3
NH
4
Cl
➢达到平衡时，产物浓度以计量系数为幂的
连乘积与反应物浓度的连乘积之比为一常
数，称为质子传递平衡常数。
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]
pH值的定义: pH= - lg [H+]
溶液酸碱性也可用pOH表示： pOH= - lg [OH-]
25℃时，[H+][OH-]= 1.00×10-14 所以：pH+pOH=14
体液 血清 成人胃液 婴儿胃液 唾液 胰液 小肠液
人体各种体液的pH
pH
体液
7.35～7.45 大肠液
0.9～1.5
一、强电解质和弱电解质 1、定义
强电解质： （例如NaCl） 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
弱电解质： （例如HAC） 在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。
2、解离度的计算 解离度的定义：电解质达到解离平衡时， 已解离部分浓度和初始浓度之比。
• 表示：
已解离浓度 初始浓度
100％
➢对于不同的电解质，由于其本性不同，解 离度有很大差别。通常按解离度大小，把 质量摩尔浓度为0.1 mol/Kg的电解质溶液 中解离度（实为表观解离度）大于30％的 称为强电解质，小于5％的称为弱电解质， 介于二者之间的称为中强电解质。
根据△Tf=Kfb 0.19 K=1.86 K·kg·mol-1×0.1(1+α) mol·kg-1
α = 0.022 = 2.2%
第三节 酸碱质子理论
一、酸碱的质子理论 （一） 质子理论对酸碱的定义 凡能给出质子H+ 的物质都是——酸。 凡能接受质子H+的物质都是——碱。
HCl、HAc、NH4+、H2SO3等都能给出质子，都是酸； OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受质子， 都是碱。
二、强电解质溶液理论要点
（1）强电解质在水中是全部解离的。 （2）离子间通过静电力相互作用，每一个离子都
被周围电荷相反的离子包围，形成离子氛。
➢ 由于离子氛的存在，离子间相互作用而互相 牵制，强电解质溶液中的离子并不是独立的 自由离子，不能完全自由运动，因而不能百 分百地发挥离子应有的效能，测出的解离度 （表观解离度）往往不是100％。
（2）有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在
另一个共轭酸碱对中却是酸。这种物质称为两
性物质。
(例如HCO3-)
（3）质子理论中没有盐的概念，盐在质子理论
中都是离子酸或离子碱。
（二）酸碱反应的实质 酸碱质子理论认为酸碱反应的实质就是两个共 轭酸碱对之间质子传递的反应。
H+
HCl
NH 3
NH
4
Cl
HCl给出质子，转变成它的共轭碱ClNH3 接受质子转变成它的共轭酸
之间就存在如下的数量关系： [ H+ ][ OH- ]=Kw 不论溶液是酸性，碱性，还是中性。
例. 在纯水中，加入一些酸，其溶液的…（ ） (A) [H+]与[OH-]乘积变大 (B) [H+]与[OH-]乘积变小 (C) [H+]与[OH-]乘积不变 (D) [H+]等于[OH-]
（二）水溶液的pH值 水溶液中同时存在H+， OH-，它们的含量不同， 溶液的酸碱性也不同。 [OH-]=[H+]= 1.00×10-7 mol·L-1 中性 [H+] >1.00×10-7 mol·L-1, [H+] >[OH-] 酸性 [OH-] >1.00×10-7 mol·L-1, [OH-]>[H+] 碱性
关于平衡常数：
（1）一定温度下，质子传递平衡常数数值一 定。（不随反应物浓度变化而变化）
（2）平衡常数的数值越大，说明反应向右进
行的趋势越大，质子从HA中转移给B-的能
力越强。
H+
HCl
NH3
NH
4
Cl
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]
二、水的质子自递平衡
（一）水的质子自递平衡和水的离子积
第三章 电解质溶液
【本章内容】 1. 强电解质溶液理论 2. 酸碱的质子理论 3. 一元酸碱溶液pH的计算 4. 二元酸碱溶液pH的计算 5. 沉淀与溶解平衡
【本章重点】 1. 酸碱的质子理论 2. 一元酸碱溶液pH的计算 3. 沉淀与溶解平衡
【本章难点】 1.二元酸碱溶液pH的计算
第一节 强电解质溶液理论
乳汁
5.0
泪水
6.35～6.85
尿液
7.5～8.0
脑脊液
～7.6
pH 8.3～8.4 6.0～6.9
～7.4 4.8～7.5 7.35～7.45
三、酸碱的强度
（一）酸和碱的解离平衡常数
在水溶液中，一定温度下，酸HA与水的质子传
递反应达到平衡,平衡常数表达式：
H+
HA + H2O
A- +H3O+
Kc
水分子是两性物质，即能给出质子，又可
接受质子。 H+
H
2O
H
OH2O
2
H O OH H OH
3
H2O
H OH
• 水分子间发生的质子传递反应称为水的质 子自递反应。
水的质子传递平衡常数表达式：
Kw ＝[H3O+][OH-] （1） Kw 也称为水的离子积， Kw与温度有关。
（25℃ Kw ＝1.00×10-14 ） （2）在溶液中，只要 H2O, H+, OH- 三者共存，
[H3O ][A ] [HA][H2O]
稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为
Ka
[H3O ][A ] [HA]
Ka称为酸解离常数
（1）Ka(酸的解离平衡常数)是水溶液中酸强度 的量度， Ka值越大，酸性越强。一定温度下， 其值一定。