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第三章电解质溶液;内容提要;内容提要;教学基本要求;熟悉

强电解质理论、强电解质溶液表观解离度和活度、离子强度等概念。

酸碱在水溶液中的质子转移平衡。

水的离子积及水溶液的pH值的表达。

酸碱溶液的同离子效应和盐效应。

了解

活度因子及其计算。

难溶电解质的同离子效应和盐效应。;第一节强电解质溶液理论;第一节强电解质溶液理论;第一节强电解质溶液理论;第一节强电解质溶液理论;目前不能由实验测定电解质溶液单种离子的活度因子，但可测定离子的平均活度因子γ±。

1-1价型电解质的离子平均活度因子：

离子的平均活度：;Ai—溶液中第i种离子的质量摩尔浓度

Zi—溶液中第i种离子所带的电荷数;弱电解质在溶液中的解离过程是可逆的，最终达到平衡状态—动态平衡;第二节弱电解质溶液的解离平衡;Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释放质子能力的大小。

Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时为强酸。

HAcHCNNH4+

Ka1.74×10-56.16×10-105.59×10-10

Ka与HA的本性及T有关，与c无关

一些弱酸的Ka非常小，常用pKa表示。;类似地，碱A?在水溶液中有下列平衡

;第二节酸碱的质子理论;稀释弱酸溶液，c（HA），[H+]，但α;平衡移动方向;平衡移动方向;酸碱理论的发展;酸H++碱;第三节酸碱的质子理论;第三节酸碱的质子理论;第二节酸碱的质子理论;第二节酸碱的质子理论;第三节酸碱的质子理论;第三节酸碱的质子理论;四、共轭酸碱解离平衡常数的关系

①酸HA及其共轭碱A-;第二节酸碱的质子理论;H3AH2A-HA2-A3-;第二节酸碱的质子理论;第二节酸碱的质子理论;第二节酸碱的质子理论;第四节酸碱溶液pH的计算;第四节酸碱溶液pH的计算;α5%;第四节酸碱溶液pH值的计算;第四节酸碱溶液pH值的计算;第四节酸碱溶液pH值的计算;第四节酸碱溶液pH值的计算;例已知H2CO3的Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,计算0.020mol·L-1H2CO3溶液中[H3O+]、[CO32-]及pH。;第四节酸碱溶液pH的计算;第四节酸碱溶液pH值的计算;四.两性物质溶液;例：计算0.100mol/LNaHCO3溶液的pH值。;第三节酸碱溶液pH的计算;第三节酸碱溶液pH的计算;pH的计算;例：将0.10mol/L的HAc溶液加水稀释至原体积的二倍时，其[H+]和PH值的变化趋势各为();酸:能接受电子对的物质(电子对接受体);亲核试剂;Lewis的酸碱理论的优缺点：

优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应

缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性

无法判断酸碱性的强弱;易溶：s1g/100g水；

微溶：1～0.01g/100g水；

难溶：s0.01g/100g水。;一、溶度积(KSP)与溶度积规则

1.溶度积(KSP)

以AgCl为例:;第六节难溶电解质的沉淀平衡;例Ag2CrO4在298.15K时的溶解度为6.54×10-5mol·L-1，计算溶度积。;第六节难溶电解质的沉淀平衡;第六节难溶电解质的沉淀平衡;第六节难溶电解质的沉淀平衡;第六节难溶电解质的沉淀平衡;1.沉淀的生成

判断依据：IPKsp,则沉淀生成

例判断下列条件下是否有沉淀生成(均忽略体积的变化)：

(1)将0.020mol·L-1CaCl2溶液10mL与等体积同浓度的Na2C2O4溶液相混合；

(2)在1.0mol·L-1CaCl2溶液中通CO2气体至饱和。;第六节沉淀溶解平衡;第六节难溶电解质的沉淀平衡;分级沉淀

如果溶液中有两种以上的离子可与同一试剂反应产生沉淀，首先析出的是离子积最先达到溶度积的化合物。这种按先后顺序沉淀的现象，称为分级沉淀。如：;第六节难溶电解质的沉淀平衡;Mg(OH)2溶于HCl;（2）碳酸盐沉淀的溶解：碳酸盐沉淀可溶于酸。如CaCO3可溶于HCl:;（3）PbSO4沉淀的溶解：PbSO4沉淀可溶于NH4Ac;（4）形成难解离的配离子：如AgCl沉淀可溶于氨水;（5）金属硫化物沉淀的溶解：Ksp较大的金属硫化物沉淀可溶于酸，如ZnS可溶于HCl;2、利用氧化还原反应使沉淀溶解：

Ksp