医用基础化学电解质溶液

来源：网络收集时间：2026-06-05

导读：第3章电解质溶液与离子平衡Electrolyte Solutions 第3章1、电解质：溶于水中或熔融状态下能导电的化合物。其水溶液称为电解质溶液。 + NaCl(s) H2O Na (aq) + Cl (aq) + - 第3章2、分类：电解质可分为两类。在水溶液中能完全离解成离子的化合物就是强电解

第3章电解质溶液与离子平衡Electrolyte Solutions

第3章1、电解质：溶于水中或熔融状态下能导电的化合物。其水溶液称为电解质溶液。

NaCl(s)

H2O

Na (aq) + Cl (aq)

第3章2、分类：电解质可分为两类。在水溶液中能完全离解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) 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-

§3.1

强电解质溶液理论

3、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· kg-1溶液中,强电解质α>30%;弱电解质α<5%;中强电解质α=5%~30%。表3-1 强电解质水溶液的解离度 (298K,0.10mol· L-1)电解质解离度α % KCl ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2 86 40 92 92 61 91 81

§3.1

强电解质溶液理论

1、离子相互作用理论要点 (1)强电解质在水中全部离解 (2)由于静电引力，每个离子被相反电荷的离子所包围，形成离子氛。 (3)致使离子互相牵制，自由移动能力降低，表观解离度不是100%。结论：强电解质的解离度表现了离子相互作用的强弱。

§3.1

强电解质溶液理论

2、离子的活度和活度因子 (1)活度：电解质溶液中实际上起作用的浓度，用 aB 表示，单位为一。活度与浓度的关系 aB B cB / cB

γB称为溶质B的活度因子。 cB 称为标准浓度，单位为mol/L。

§3.1

强电解质溶液理论

(2)活度因子由于aB<cB,故 B <1 当溶液中的离子浓度很小时， B≈1。通常把中性分子、弱电解质溶液的活度因子视为1。

§3.1

强电解质溶液理论

3、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 (教材中用bi) ci和Zi分别为溶液中第i种离子的浓度和该离子的电荷数。 I的单位为mol·L-1。 (1)离子强度越大，活度因子越小；

1 2 I ci z i 2

(2)离子强度越小，活度因子越大。稀溶液活度近似等于浓度。 (3)离子电荷越大，相互作用越强，活度因子越小。

§3.1

强电解质溶液理论

一些强电解质的离子平均活度因子(25℃)b/(mol· -1) 0.001 kg 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

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 0.53 0.71 0.41 0.54 0.21 0.48 0.16 0.154 0.38 0.068

§3.2 酸碱的质子理论3.2.1酸碱定义 1.酸：能给出质子(H+)的物酸：质子碱 HCl H+ + ClHAc H+ + AcH2CO3 H+ + HCO3NH4+ H+ + NH3 H3O+ H+ + H2O H2O H+ + OHHCO3H+ + CO32[Al(H2O)6]3+ H+ + [Al(H2O)5OH]2+



质。酸可以是分子、阳离子或阴离子。2.碱：能接受质子的物质。碱可以是分子、阳离子或阴离子

§3.2 酸碱的质子理论酸碱组成共轭酸碱对。酸、碱得失质子的反应式是酸碱半反应式。酸质子 + 碱 HCl H+ + ClNH4+ H+ + NH3 + + + HAc H + Ac H3O H + H2O H2CO3 H+ + HCO3H2O H+ + OH[Al(H2O)6]3+ H+ + [Al(H2O)5OH]2+

§3.2 酸碱的质子理论3.2.2 酸碱反应实质两个共轭酸碱对之间的质子传递例如 HAc 在水溶液中，酸碱半反应 1 HAc 酸1 酸碱半反应 2 H+H+

H+ + Ac碱1 + H2O 碱2 H3O+ 酸2

总反应

HAc 酸1

H2O 碱2

H3O+ + Ac酸2 碱1

§3.2 酸碱的质子理论酸碱反应举例(电离理论中各种反应都是酸碱反应) 原中和: H3O+ + OH- = H 2O + H 2O

或

H+ + OH- = H2O

H3O+ + NH3 = NH4+ + H2O

原水解:

NH4+ + H2O = H3O+ + NH3CO32- + H2O = HCO3- + OHHCl + NH3 = NH4+ + Cl-

气相：

§3.2 酸碱的质子理论3.2.3 酸碱性的强弱(酸碱强度) 酸给出质子的能力越强，其共轭碱接受质子的能力越弱。反之，碱接受质子的能力越强，其共轭酸给出质子的能力越弱。如：酸性 HCl>HAc 碱性 Cl-<Ac 在水中，酸性比H3O+强的是强酸。反之，是弱酸。碱性比OH- 强是强碱，反之，是弱碱。 H3O+是水中能够存在的最强酸。OH-是水中能够存在的最强碱。酸碱在溶液中表现出的强度，还与溶剂有关。(p27)

§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算3.3.1 水的质子自递平衡 1. 水的质子自递平衡 H+

H2O + H2OKw= [H3O+][OH-]

OH + H3O简写作

[H3O+ ][OH- ] K [H2O][H2O]

[H2O]看成常数，与K合并 Kw= [H+][OH-]

Kw为质子自递平衡常数，又称水的离子积。25℃时

Kw= 1.00×10-14

§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 25℃的纯水中[H+] = [OH-] = K w =1.0×10-7 mol· -1 L

中性溶液中 [H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol· -1 L

酸性溶液中 [H+] >1.0×10-7 mol· -1> [OH-] L碱性溶液中 [H+] <1.0×10-7 mol· -1< [OH-]  L

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