第六章电解质溶液

1、 第六章第六章 电解质溶液电解质溶液 第第一一次课思考题次课思考题 1.强强(弱）电解质在溶液中的特点是什么？写出弱）电解质在溶液中的特点是什么？写出 强电解质溶液离子强度的计算公式。强电解质溶液离子强度的计算公式。 2.弱电解质的电离度如何计算？影响电离度大弱电解质的电离度如何计算？影响电离度大 小及电离常数大小的因素有哪些？小及电离常数大小的因素有哪些？ 3.电离常数的大小有什么意义？它与电离度的电离常数的大小有什么意义？它与电离度的 关系称为什么定律？关系称为什么定律？ 4.写出一元弱酸写出一元弱酸(碱）溶液碱）溶液pH值的三种计算式及值的三种计算式及 条条 件。件。第六章 电解质溶液

2、强酸强酸 强电解质强电解质 强碱强碱 盐盐 电解质电解质 弱酸弱酸 弱电解质弱电解质 弱碱弱碱 第一节第一节 水的电离与溶液水的电离与溶液的的pHpH一、水的离子积（一、水的离子积（K Kw w) )H2O + H2OH+或或 H2O H3O+ + OH- H+ + OH-OHOHH2KH+OH-= K H2O= Kw （水的离子积常数）（水的离子积常数） 298K时：任何物质的时：任何物质的水溶液水溶液中，中， 其其 H+OH-= Kw =1.010-14K Kw w 的意义的意义：一定温度时，水溶液中一定温度时，水溶液中HH+ + 和和OHOH- - 之积为一常数之积为一常数。水的解离是吸

3、热反应，当温度升高时水的解离是吸热反应，当温度升高时K Kw w增大。增大。水的离子积常数与温度的关系水的离子积常数与温度的关系T/KKw2731.510-152917.410-152951.0010-142981.2710-143235.610-143737.410-13二二.溶液的酸碱性溶液的酸碱性： 中性溶液：中性溶液： H+ OH- 10-7 mol/L 酸性溶液：酸性溶液： H+ OH- 碱性溶液：碱性溶液： H+ OH- 三三.溶液的溶液的pH值值pH= pH= lglg HH+ + pOHpOH= = lgOHlgOH- - pH + pH + pOHpOH = 14 = 14中

4、性溶液：中性溶液： pHpH7 7酸性溶液：酸性溶液： pH 7 7碱性溶液：碱性溶液： pH 7 7第二节第二节 强电解质溶液理论强电解质溶液理论一、离子氛一、离子氛-+-阴离子阴离子“氛氛”+-阳离子阳离子“氛氛”几种强电解质的表观解离度几种强电解质的表观解离度(0.10molL-1, 298K)电解质电解质 KCl HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2 ZnSO4 (%) 86 92 92 61 91 81 40离子氛的存在使得自由离子运动受限离子氛的存在使得自由离子运动受限 解离度解离度 100% 称为表观解离度称为表观解离度二、离子强度二、离子强度22221121z

5、czcIc c 某种离子的浓度某种离子的浓度z z 某种离子的电荷某种离子的电荷 例题：求下列溶液的离子强度例题：求下列溶液的离子强度 1）0.1mol/LCaCl2溶液。溶液。 2）0.1mol/LHCl溶液与溶液与0.1mol/LMgCl2溶液溶液等体等体 积混合积混合. 3) 0.1mol/LNaAc溶液与溶液与0.1mol/LHAc溶液等溶液等体体 积混合积混合. 4) 0.1mol/LHCl溶液与溶液与0.1mol/L葡萄糖溶液等葡萄糖溶液等体体 积混合积混合.三、离子的活度和活度系数三、离子的活度和活度系数 1. 1. 活度（活度（ ）：离子的有效浓度离子的有效浓度2. 2. 活度

6、系数活度系数 一般一般 1 任何多元弱酸中：离解特点：部分解离（共性）；离解特点：部分解离（共性）； 分步解离，以第一步为主（个性）。分步解离，以第一步为主（个性）。 结论：结论：二元弱酸二元弱酸 H2A A2-Ka2若需较高弱酸根浓度，应采用可溶性盐若需较高弱酸根浓度，应采用可溶性盐 练习题练习题 1.比较下列酸溶液的酸性强弱：比较下列酸溶液的酸性强弱： HAc(Ka=1.7510-5) H3PO4(Ka1=7.610-3)H2CO3(Ka1=4.1710-7) HCN(Ka=6.210-10) 2.计算下列溶液的电离度及计算下列溶液的电离度及pH值值 1）0.2mol/L HAc(Ka=1

7、.7510-5) 2) 0.1mol/L H2CO3(Ka1=4.1710-7) 3) 0.5mol/LNH3H2O (Kb=1.7510-5) 思考题思考题 1.多元弱酸如何电离？多元弱酸如何电离？pH如何计算？如何计算？ 2.缓冲溶液由什么组成？什么叫缓冲作用？缓冲溶液由什么组成？什么叫缓冲作用？ 3.写出三类缓冲溶液写出三类缓冲溶液pH计算公式。计算公式。 4.影响缓冲作用大小的因素有哪些？如何计影响缓冲作用大小的因素有哪些？如何计算算 缓冲范围？缓冲范围？ 5.选择缓冲对的原则是什么？选择缓冲对的原则是什么？第四节第四节 缓冲溶液缓冲溶液 水水50ml + 50ml + 1 molL-

8、1 HCl 1滴（滴（0.05ml) pH: 7 3 水水50ml + 1 molL-1 NaOH1滴（滴（0.05ml) pH: 7 11 HAc NaAc 混合液混合液50ml +1 molL-1 HCl 1滴滴 pH:4.75 4.74 HAc - NaAc混合液混合液50ml +1 molL-1 NaOH 1滴滴 pH:4.75 4.76 HAc - NaAc+混合液混合液 + 水水 pH:4.75 一一.缓冲溶液的定义缓冲溶液的定义 能抵抗外来少量酸，碱和水的稀释，而本能抵抗外来少量酸，碱和水的稀释，而本身身pH不发生显著变化的作用称不发生显著变化的作用称缓冲作用。缓冲作用。具有缓冲

9、作用的溶液具有缓冲作用的溶液称缓冲溶液称缓冲溶液 二二.缓冲溶液的组成：缓冲溶液的组成： 由由缓冲对缓冲对组成组成： 抗酸成分：与抗酸成分：与H+结合的物质。结合的物质。 抗碱成分：与抗碱成分：与OH结合的物质。结合的物质。 三三.缓冲溶液的类型缓冲溶液的类型 弱酸 + 弱酸盐 HAcNaAc H2 2CO3 3NaHCO3 3 弱碱弱碱 + 弱碱盐弱碱盐 NH3NH4Cl 多元弱酸的两种盐：多元弱酸的两种盐： NaHCO3Na2CO3 NaH2PO4Na2HPO4 四、缓冲作用原理四、缓冲作用原理 HAcNaAc体系体系 HAcHAc H H+ + + Ac + Ac- - 大量 少量 大量

10、 加少量加少量H+: Ac-(大量大量) + H+ (少量）少量） HAc HAc略略 Ac-略略 加少量加少量OH-: HAc(大量大量) + OH- (少量）少量）Ac- +H2O HAc略略 Ac-略略 五五. .缓冲溶液缓冲溶液 pH pH 值的计算：值的计算： 1.1.弱酸弱酸盐弱酸弱酸盐 pH = pH = pKapKa + + lglg C C盐盐 C酸酸 2. 弱碱弱碱 弱碱盐弱碱盐 pH = 14- pKb lg C C盐盐 C碱碱 3.多元酸的两种盐多元酸的两种盐 pH = pH = pKaipKai + + lglg C C盐盐 C盐（多盐（多H ) 六六.缓冲溶液的性质

11、缓冲溶液的性质 1.缓冲容量缓冲容量 （）：）： nB pH 越大，缓冲作用越强。越大，缓冲作用越强。 影响影响大小大小的因素：的因素： 1）总浓度总浓度，2）缓冲比缓冲比 2.缓冲范围：缓冲范围： pH = pH = pKapKa 1 1 pH = 14- （pKb 1 1） 七七.缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制 1.选择原则选择原则 ： pH = pH = pKapKa 或或 pH = 14- pKb 2.配制：配制： 八八.血液中的缓冲体系：血液中的缓冲体系： 血浆中的缓冲对血浆中的缓冲对： H2CO3-NaHCO3 NaH2PO4-Na2HPO4 血浆蛋白质血浆蛋白质血浆蛋白

12、质钠盐血浆蛋白质钠盐 细胞中的缓冲对：细胞中的缓冲对： H2CO3-KHCO3 kH2PO4-k2HPO4 HHb-KHb HHbO2-KHbO2 思考题思考题 1.盐有哪些类别？盐有哪些类别？ 2.写出各类盐溶液写出各类盐溶液Kh及及pHpH值计算式。值计算式。 3.3.判断：醋酸钠，氰化钠，硫化钠的碱性判断：醋酸钠，氰化钠，硫化钠的碱性强弱强弱. . 4.4.如何判断如何判断NaNa2 2HPOHPO4 4的酸碱性？的酸碱性？ 第五节 盐类水解 一.盐的分类 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 弱酸弱碱盐 酸式盐 二.盐类水解的定义 三.各类盐的水解平衡 （一）强碱弱酸盐强碱弱酸盐： 1.

13、水解反应水解反应：Ac- +H2O=HAc+OH- 溶液呈碱性溶液呈碱性 2.水解常数水解常数 Kh=Kw / Ka Ka越小，其盐的水解常数越大，该盐越易越小，其盐的水解常数越大，该盐越易水解，盐溶液的碱性越强。水解，盐溶液的碱性越强。 3. pH值计算值计算 ：pH=7+ pKa + lgC盐盐 4.讨论：讨论：C盐盐一定，一定，Ka越小，越小，pH值越大，盐值越大，盐 溶液的碱性越强溶液的碱性越强 （二）强酸弱碱盐：（二）强酸弱碱盐： 1.水解反应：水解反应： NH4NH4+ + +H2O=NH3+H3O溶液呈酸溶液呈酸性性 2.水解常数：水解常数： Kh=Kw / Kb Kb越小，其盐

14、的水解常数越大，该盐越易越小，其盐的水解常数越大，该盐越易水解，盐溶液的酸性越强。水解，盐溶液的酸性越强。 3. pH值计算值计算 ：pH=7 - pKb - lgC盐盐 4.讨论：讨论：C盐一定，盐一定， Kb越小，盐溶液的酸性越小，盐溶液的酸性越强，越强， pH 越小。越小。 （三）弱酸弱碱盐（三）弱酸弱碱盐： 1.水解反应水解反应 Ac- +NH+NH4 4+ + +H2O=HAc + NH3H2O 2.水解常数：水解常数： Kh=Kw / KbKa。 3. pH值计算值计算 ： pH=7+ pKa - pKb 4.讨论讨论： (1)该盐溶液的酸碱性与盐的浓度该盐溶液的酸碱性与盐的浓度无

15、关。无关。 （2）当）当Ka=Kb时，溶液时，溶液pH=7,呈中性。呈中性。 当当KaKb时，溶液时，溶液pH7,呈酸性呈酸性 当当KaKb时，溶液时，溶液pH7,呈碱性呈碱性 （四）多元弱酸正盐（四）多元弱酸正盐： 1. 水解反应：水解反应：分步水解分步水解 CO32- +H2O = HCO3- +OH- Kh1 = Kw /Ka2=1.810- 4HCO3- + H2O = H 2CO3 +OH- Kh2 = Kw /Ka1=2.310- 8 Kh1Kh2 第一级水解为主第一级水解为主 2.水解常数水解常数 ： Kh=Kw / Kai (i =2,3) 3. pH值计算值计算 ：pH=7

16、+ pKai + lgC盐盐 （五）酸式盐（五）酸式盐 1.水解反应和电离反应水解反应和电离反应(NaHCO3) 水解反应水解反应 HCO3- + H2O = H 2CO3 +OH- 电离反应电离反应 HCO3- = CO32- +H+ 2.水解常数：水解常数： Khf = Kw / Kai (f=2,3 ； i= 1,2 ) 溶液的酸碱性决定于溶液的酸碱性决定于Khf 与与Kai 的大小的大小 Khf Kai 该盐水解为主，溶液呈碱性。该盐水解为主，溶液呈碱性。 Khf Kai 该盐电离为主，溶液呈酸性。该盐电离为主，溶液呈酸性。 3. pH值计算值计算 ： pH= pKa1 pKa2 pH

17、= pKa2 pKa3 (HPO4-） 四四.影响盐类水解的因素：影响盐类水解的因素： 1.温度：升高温度，促进水解。温度：升高温度，促进水解。 2.酸度：酸度： 盐类 水解反应式 水解常数 pH值计算 强碱弱酸盐强碱弱酸盐 Ac- +H2O=HAc+OH- Kh=Kw/Ka pH=7+1/2pKa+1/2lgC盐盐强酸弱碱盐强酸弱碱盐 NHNH4 4+ + +H2O=NH3+H3O+ Kh=Kw/Kb pH=7-1/2pKb-1/2lgC盐盐弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐 Ac- + +NHNH4 4+ + +H2O=HAc+ Kh=Kw/KbKa pH=7+1/2pKa-1/2pKb NH3H2O多

18、元弱酸正盐多元弱酸正盐CO32- +H2O = HCO3- +OH- Kh=Kw / Kai pH=7 + pKai + lgC盐盐酸式盐酸式盐 HCO3- + H2O = H 2CO3 +OH- Khf = Kw / Kai pH= pKa1 pKa2 HCO3- = CO32- +H+ pH= pKa2 pKa3 思考题思考题 1.1.什么是质子酸，质子碱，两性物质？什么是质子酸，质子碱，两性物质？ 2.2.什么叫共轭酸碱对？它们在组成上相什么叫共轭酸碱对？它们在组成上相 差什么？差什么？ 3.3.写出共轭酸碱对的酸常数，碱常数的写出共轭酸碱对的酸常数，碱常数的 关系式关系式.第六节第六节

19、 酸碱理论酸碱理论一、酸碱电离理论一、酸碱电离理论( (阿累尼乌斯阿累尼乌斯酸碱理论）酸碱理论） 凡是在水中解离出阳离子全部是凡是在水中解离出阳离子全部是H H+ +的物质是的物质是酸酸( (acid) )， 解解离出阴离子全部是离出阴离子全部是OHOH- -的物质是的物质是碱碱( (base) )。 中和反应的实质是：中和反应的实质是：H+OH-=H2O。无法解释无法解释NH3H2O的弱碱性的弱碱性无无NH4OH不适用于非水体系或无溶剂体系不适用于非水体系或无溶剂体系NH3(g)+HCl(g)苯苯NH4Cl(s)H H+ +不能单独存在于水溶液中不能单独存在于水溶液中不足不足 二、酸碱质子理

20、论二、酸碱质子理论（一）（一） 酸碱定义酸碱定义凡能给出质子（凡能给出质子（H H+ +）的物质称为）的物质称为酸酸凡能接受质子（凡能接受质子（H H+ +）的物质称为）的物质称为碱碱 酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子. . 酸和碱具有相对性酸和碱具有相对性. . 没有没有“盐盐”的概念的概念. . HCl H+ + Cl- HAc H+ + Ac- NH4+ H+ + NH3 H2SO3 H+ + HSO3- HSO3- H+ + SO32-如：如：酸酸 碱碱 根据酸碱质子理论，下列物质哪些是酸？根据酸碱质子理论，下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些是两性

21、物？哪些是碱？哪些是两性物？ K2CO3 H2O Na H2PO4 NH4+ OH- NaAc HF（二）酸碱共轭关系（二）酸碱共轭关系共轭酸碱对共轭酸碱对H+ + B-H BHB - B- ( (在组成上只相差一个在组成上只相差一个H H) 例：下列各组属于共轭酸碱对的是例：下列各组属于共轭酸碱对的是 AH3PO4H2PO4- B. H3PO4HPO42- C. H3PO4PO43- D. H2PO4-HPO42- E. H2PO4-PO43- F. HPO42-PO43- 写出下列各酸的共轭碱的化学式写出下列各酸的共轭碱的化学式 NH4+ H2S H2PO4- H2CO3 写出下列各碱的共

22、轭酸的化学式：写出下列各碱的共轭酸的化学式： S2- PO43- NH3 H2O（三）（三） 酸碱反应的实质酸碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递反应两个共轭酸碱对之间的质子传递反应A1+B2H+H+A2B1酸碱反应酸碱反应如：如：解离解离 HCl + H2O中和中和水解水解 H2O + Ac- H3O+ + OH- H2O + H2O A1 B2H+H+ HAc + H2OH3O+ + Cl-H2O + NH3H3O+ + Ac-NH4+ + OH- NH4+ + H2OHAc + OH- H3O+ + NH3或或 A2 B1（四）（四） 酸碱的强弱酸碱的强弱以以H2O为基准，用酸常数、

23、碱常数衡量。为基准，用酸常数、碱常数衡量。1.1.酸的解离平衡常数酸的解离平衡常数K Ka aHB + H2O H3O+ + B-HBBOH3aK 碱的解离平衡常数碱的解离平衡常数KbB- + H2O HB + OH-BOHHB-bKKa 越大，酸性越强越大，酸性越强Kb 越大，碱性越强越大，碱性越强（五）（五） 共轭酸碱对的共轭酸碱对的 K Ka a 和和 K Kb b 的关系的关系HB + H2O H3O+ + B-HBBOH3aKB- + H2O HB + OH-BOHHB-bKOHOHBOHHBHBBOH3-3conj.b,aKKwb.aKKKKW为水的离子积常数为水的离子积常数 第七

24、章第七章 难溶电解质沉淀难溶电解质沉淀溶解平衡溶解平衡 第一次课第一次课 思考题思考题1. 什么叫溶度积？写出什么叫溶度积？写出Ag2CrO4的溶度积表达的溶度积表达式。式。2. 写出写出AmBn 难溶电解质的难溶电解质的Ksp与与S的换算式。的换算式。3. 生成沉淀的条件是什么？生成沉淀的条件是什么？4. 如何判断混合离子分步沉淀的先后顺序？如何判断混合离子分步沉淀的先后顺序？二、酸碱在水溶液中的质子转移平衡及有关计算二、酸碱在水溶液中的质子转移平衡及有关计算（一）一元弱酸溶液（一）一元弱酸溶液HAc + H2OH+ H3O+ + Ac或或 HAcH+ + AcHAcAcHaK设设HAc的浓

25、度为的浓度为c, ,则平衡时则平衡时H+=Ac- , HAc= cH+HHHAcAcH2acK H+2 + KaH+Kac = 0cKKKa2aa42HcKKcaaH500/时当【例例2-5】计算计算0.10mol0.10molL L-1-1HAc溶液中溶液中H+和和pH值。值。已知已知Ka=1.74=1.741010-5-5。解：解：pH=-lg1.3210-3=2.88c/Ka= 5-10 1.7410. 0500 H+= 10. 0101.74-5=1.3210-3(molL-1)（一）一元弱酸溶液（一）一元弱酸溶液【例例2-6 】 计算计算1.3410-4 molL-1丙酸丙酸( (H

26、Pr) )溶液的溶液的 H+和和pH。已知。已知Ka=1.3810-5。解：解：cKKKa2aa42H 3.6710-5(molL-1)pH4.4450071. 91038. 11034. 154aKc【例例2-72-7】计算计算0.10molL-1NH4Cl溶液的溶液的pH值。已值。已知知NH4+的的Ka=5.5910-10。解：解： NHNH4 4ClCl在水溶液中完全解离为在水溶液中完全解离为NHNH4 4+ +和和ClCl- -，浓度均为，浓度均为0.10mol0.10molL L-1-1。ClCl- -为极弱的碱为极弱的碱, ,故对溶液酸碱性影响故对溶液酸碱性影响极小极小, ,通常可

27、以忽略不计。而通常可以忽略不计。而NHNH4 4+ +是弱酸。是弱酸。/Ka= 101059. 510. 0500 H+= 10. 01059. 510=7.4810-6(molL-1)pH=-lg7.4810-6=5.13（二）一元弱碱溶液（二）一元弱碱溶液NH3NH4OHH2O+OHOH1OHNHOHNH22234bccKcKKKb2bb42OHcKKcbbOH500/则若【例例2-9】计算计算0.10molL-1NaAc溶液的溶液的pHpH值。已知值。已知HAc的的Ka=1.7410-5。 解：解：10514,awAcb,1068. 51076. 1100 . 1HAcKKKc / Kb

28、 2bK以第一步质子转移平衡为主以第一步质子转移平衡为主【例例2-11】计算计算0.100molL-1Na2CO3溶液的溶液的pH值值解解：5005621078. 1100. 0/4bbb121KcKK)Lmol(1022. 410. 01078. 1OH134b1cKpOH = 3lg4.22= 2.37pH = 14.002.37 = 11.63（五）两性物质溶液（五）两性物质溶液 既能结合质子又能释放质子的物质为既能结合质子又能释放质子的物质为两性物质两性物质。比较。比较重要的两性物质有三类。重要的两性物质有三类。 两性阴离子溶液两性阴离子溶液HA- + H2O H3O+ + A2-或或

29、 HA- H+ + A2-HA- + H2O H2A + OH-ccHA设设H2A+H+=A2-+OH-根据质子平衡根据质子平衡 H+=A2- + OH- H2A 12awaHAHHHHAHKKK又又ccHAHA近似处理：近似处理：若若12awa2020KcKKc则则ccKcKKKc122aawa再根据再根据H2A的两步解离平衡，得：的两步解离平衡，得：【例例2-12】计算计算0.10molL-1NaHCO3溶液的溶液的pH值。值。11a7a321061. 51030. 4COH21KK的已知解：解：12awa2020KcKKc且117aa1061. 51030. 4H21KK= 4.9010

30、-9(molL-1) pH = 9lg 4.90 = 8.31 弱酸弱碱组成的两性物质溶液弱酸弱碱组成的两性物质溶液以以NH4Ac为例：为例：NH4+ + H2O NH3+ H3O+Ac- + H2O HAc + OH-HHAcHAcOHwawbcKcKKKOHNHHAcH3近似处理：近似处理：若若awa2020KcKcK则则【例例2-13 】 计算计算 0.10 molL-1 NH4Ac 溶液的溶液的 pH 值，已值，已知知NH4+的的Ka为为5.5910-10，HAc的的Ka为为1.7610-5。解：解：c Ka 20Kw c 20Ka85101092. 91076. 11059. 5H

31、pH = 8lg 9.92= 7.00 氨基酸（氨基酸（NH3+RCOO-）以甘氨酸为例：以甘氨酸为例：NH3+CH2COO- + H2O NH2CH2COO- + H3O+Ka = 1.5610-10Kb = 2.2410-12NH3+CH2COO- + H2O NH3CH2COOH+ OH-31214bwa1046. 41024. 21000. 1KKK根据与前面类似推导，得：根据与前面类似推导，得：)Lmol(1034. 81046. 41056. 1H17310aaKK pH = 7lg 8.34= 6.08【例例2-14】计算计算0.10molL-1HAc溶液的溶液的H+和解离度。如

32、和解离度。如果在果在1L该溶液中加入该溶液中加入0.10molNaAc，则溶液中，则溶液中H+和和HAc的解离度各为多少的解离度各为多少? ?已知已知HAc的的Ka=1.7410-5。解：解：)Lmol(1033. 110. 010761H135a1cK)Lmol(1076. 110. 010. 01076. 1H155NaAcHAca2ccK（六）溶剂的拉平效应和区分效应（六）溶剂的拉平效应和区分效应1.1.拉平效应拉平效应 将不同强度的酸拉平到溶剂化质子将不同强度的酸拉平到溶剂化质子( (如氨合质子如氨合质子) )水水平的效应称为平的效应称为拉平效应拉平效应。具有拉平效应的溶剂称为。具有拉

33、平效应的溶剂称为拉平拉平溶剂溶剂。 例如：例如：HClHCl和和HAcHAc是两种强度显著不同的酸是两种强度显著不同的酸, ,但在液氨中均但在液氨中均表现出强酸性。表现出强酸性。 HCl + NH3NH4 + Cl-HAc + NH3NH4 +Ac - 由于由于NHNH3 3接受质子的能力强接受质子的能力强, ,上述两个反应向右进行上述两个反应向右进行得很完全得很完全, ,以致以致HClHCl和和HAcHAc都被转变成同一种酸都被转变成同一种酸( (氨合质子氨合质子即铵离子即铵离子NHNH4 4+ +) )，即它们在液氨中统统被拉平到，即它们在液氨中统统被拉平到NHNH4 4+ +的强的强度水

34、平度水平, ,故二者不存在强度上的差异。故二者不存在强度上的差异。 液氨是液氨是HClHCl和和HAcHAc的拉平溶剂的拉平溶剂 因为：因为：2.2.区分效应区分效应 能把各种不同酸的强度区别开来的效应称为能把各种不同酸的强度区别开来的效应称为区分效应区分效应。具。具有区分效应的溶剂叫做有区分效应的溶剂叫做区分溶剂区分溶剂。 例如：例如：HNOHNO3 3、H H2 2SOSO4 4、HClHCl和和HClOHClO4 4这四种酸在冰醋酸中是这四种酸在冰醋酸中是不同强度的酸不同强度的酸 因为：因为：HClO4+HAc H2Ac+ClO4-Ka=2107H2SO4+HAc H2Ac+HSO4-K

35、a= 1.3106HCl +HAc H2Ac+Cl-Ka=1.0103 HCl +HAc H2Ac+Cl-Ka=22 显然，酸的强度：显然，酸的强度：HClO4H2SO4HClHNO3 冰醋酸的碱性较水弱冰醋酸的碱性较水弱冰醋酸是上述四种酸的区分溶剂冰醋酸是上述四种酸的区分溶剂 酸碱质子理论酸碱质子理论 酸碱质子理论扩大了酸碱质子理论扩大了酸碱的含义酸碱的含义和和酸碱反应的范围酸碱反应的范围，摆，摆脱了酸碱必须在水中发生的局限性，解决了脱了酸碱必须在水中发生的局限性，解决了一些非水溶剂或一些非水溶剂或气体间的酸碱反应气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归，并把水溶液中进行的离子反

36、应系统地归纳为纳为质子传递的酸碱反应质子传递的酸碱反应。 这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。关于酸碱这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。关于酸碱的的定量标度定量标度问题，酸碱质子理论亦能象解离理论一样，应用问题，酸碱质子理论亦能象解离理论一样，应用平平衡常数衡常数来定量地衡量在某溶剂中来定量地衡量在某溶剂中酸或碱的强度酸或碱的强度，这就使酸碱质，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。子理论得到广泛应用。 但是，酸碱质子理论只限于但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受质子的放出和接受，所以，所以必必须含有氢须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。，这就不能解释不含氢的一类的反应。总结

37、：总结：三、酸碱电子理论三、酸碱电子理论凡能给出电子对的物质称为凡能给出电子对的物质称为碱碱(Lewis base)凡能接受电子对的物质称为凡能接受电子对的物质称为酸酸( (Lewis acid)（一）（一） 酸碱定义酸碱定义（二）酸碱反应的实质（二）酸碱反应的实质 是是配位键配位键（两原子间的共用电子对是由一个原子单（两原子间的共用电子对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常用独提供的化学键称为配位键，通常用表示。）的形成表示。）的形成并生成并生成酸碱配合物酸碱配合物。 酸酸 碱碱 酸碱配合物。酸碱配合物。( (电子对接受体电子对接受体) () (电子对给予体电子对给予体) ) H H

38、+ + + + :OH:OH- - H H：OHOH HClHCl + :NH + :NH3 3 HNH HNH3 3 BF BF3 3 + :F + :F- - FB FB3 3 Cu Cu2+2+ + + 4 :NH 4 :NH3 3 Cu(NH Cu(NH3 3) )4 4 Summary Summary Eletrolyte is divided into strong eletrolyte and weak eletrolyte. Strong eletrolyte dissociates completely into free ions in solution, but its

39、apparent degree of dissociation is not 100%. This is because eletrolyte ions act each other and form ion atmosphere and ion pairs in solution. The ions cannot affect freely. Therefore effective concentration is smaller than theoretical concentration. Effective concentration is referred to activity. Activity coefficient relates to