第七章 电解质溶液
§ 7-1 强电解质和弱电解质
一,离子氛和离子强度
1923 年, Debye 及 Hückel 提出离子氛 （ ionic
atmosphere） 概念 。
观点,强电解质在溶液中是完全电离的, 但是由
于离子间的相互作用, 每一个离子都受到相反电
荷离子的束缚, 这种离子间的相互作用使溶液中
的离子并不完全自由, 其表现是：
溶液导电能力下降, 电离度下降, 依数性异常 。
mi,溶液中第 i种离子的浓度,Zi：第 i种离子的
电荷
离子强度 μ表示了离子在溶液中产生的电场强度
的大小。
离子强度越大，正负离子间作用力越大。
)(2/1 2ii ZmI ??
2、活度与活度系数
活度,是指有效浓度，即单位体积电解质溶液
中表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离
子间相互作用的浓度。以 a （ activity）表示。
f：活度系数, 稀溶液中, f < 1；极稀溶液中,
f 接近 1
cfa ??
规律：
① 离子强度越大, 离子间相互作用越显著,
活度系数越小；
② 离子强度越小, 活度系数约为 1。 稀溶液接
近理想溶液, 活度近似等于浓度 。
③ 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数
越小。
§ 7-2 溶液的酸碱性
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、电离常数和解离度
HAc + H2O = H3O+ + Ac?
? ?
][
2
HA c
H
a
aa
K
H A c
AcH
a
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2
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a
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弱酸：
弱碱：
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OHc
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a
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解离度：
0C
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0
0 C
K
C
CK
C
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2,同离子效应和盐效应
二、水的离子积和溶液的 pH值
1．水的离子积常数
H2O + H2O H3O+ + OH?
H2O H+ + OH?
298K,纯水中的
[H3O+] = [OH?] = 1.0 ? 10?7 mol·dm?3
Kwθ =[H3O+][OH-]=1.0× 10-14
Kwθ水的离子积常数
→←
→←
2,溶液的 pH值
]l g [ ??? HpH
14?? p O HpH
]l g [ ??? OHp O H
3、酸碱指示剂
HIn表示石蕊
HIn H+ + In?
红 蓝
= ([H+] ? [In?])/[HIn]
当 c (HIn) ??c (In?)时，溶液呈红色，是酸性
当 c (HIn)?? c (In?)时，溶液呈蓝色，是碱性
[HIn]
[H+] =Kiθ ? ───
[In?]
在 [HIn] /[In?] ? 10或 [HIn] /[In?] ? 0.1时，
指示剂颜色变化
指示剂变色范围是 [H+] 在 0.1 ? 10之间 。
→←
三, 多元弱酸解离平衡
特点：分步进行
H2S = H+ + HS-
Ka1 = [H+][HS-]/[H2S] = 5.7 ? 10-8
HS- = H+ + S2-
Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 ? 10-15
Ka1 ? Ka2 = K = [H+]2[S2-]/[H2S] = 6.8 ? 10-23
多元弱酸、弱碱的电离以第一步为主
溶液中同时存在 H2S,HS?,H+,S2?
([H+]/c ) 2 ? ([S2?]/c )/([H2S]/c ) = 6.8 ?
10?23
饱和 H2S水溶液,[H2S] = 0.1 mol·dm?3
可求出不同 pH下的 [S2?]
§ 7-3 缓冲溶液
缓冲溶液的实际需要
一般的水溶液，若受到酸、碱或水的作用，其
pH值易发生明显变化。但许多化学反应和生产过
程常要求在一定的 pH值范围内才能进行或进行得
比较完全。
那么怎样的溶液才具有维持自身 pH范围不变
的作用呢？实践发现，弱酸与弱酸盐、弱碱与弱
碱盐等混合液具有这种作用。
缓冲作用的原理 以 HOAc-NaOAc组成的缓
冲溶液为例，说明缓冲作用的原理。这种
缓冲溶液的特点是：体系中同时含有相当
大量的 HOAc和 OAc-，并存在着 HOAc的解
离平衡,
当外加适量酸时，溶液中的 OAc-瞬间即与外加 H+结合成
HOAc,平衡左移；当外加适量碱时，溶液中未解离的
HOAc就继续解离以补充 H+的消耗，平衡右移。
HAc + H2O H3O+ + Ac?→←
HAc H+ + Ac-
c酸 -x x c盐 +x
近似,c酸 -x≈ c酸,c盐 +x ≈ c盐
酸
盐
c
xc
HA c
AcHK
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][
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→←
盐
酸
c
c
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盐
酸
c
c
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盐
碱
c
c
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弱酸 -弱酸盐
弱碱 -弱碱盐
1。盐的水解
一、各种盐的水解
1、弱酸强碱盐
Ac? + H2O OH? + HAc
][ A c
] [ H A c][ O H
-
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→←
?
?
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a
W
h K
KK ??
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]][H[ A c
]] [ H A c ] [ H[ O H
-
a
W
h K
KK ??
2,强酸弱碱盐
NH4+ + H2O NH3 ·H2O + H+
b
W
h K
KK ??
→←
3,弱酸弱碱盐
（ 1） 水解平衡常数
NH4+ + Ac? + H2O NH3 ·H2O + HAc
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ba
W
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KK
K
K
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[ H A c ]
]] [ H[ A c
O]H[ N H
]] [ O H[ N H
]] [ O H[H
]] [ O H] [ H] [ A c[ N H
]] [ O HO ] [ H A c ] [ HH[ N H
]] [ A c[ N H
]O ] [ H A c ] [ HH[ N H
-
23
4
-
4
23
-
4
23
→←
(2)弱酸弱碱盐的 [H+]
M+ + H2O M(OH) + H+
B + H2O HB + OH-
[H+]=[MOH]+[HB]
][M
]H][M O H[
,?
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][M]M O H[
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→←
→←
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ba KK
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KK
KK
当,且 Kh0很小，近似有
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K
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二、影响水解的因素
1,平衡常数的影响
2、外界条件的影响
)
11
(ln
211
2
TTR
H
K
K
?
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§ 7-4 酸碱质子理论
Arrhenius (阿仑尼乌斯 ) ? 1887年
酸碱电离理论,凡是在水溶液中能够电离产生的
阳离子全部都是 H+ 的化合物叫酸 （ acid） ；电
离时产生的阴离子全部是 OH?的化合物叫碱 （
base）
局限,无法解释 NaCO3,Na3PO4 呈碱性；
NH4Cl现酸性的事实；
无法解释非水溶液中的酸碱行为
液氨中,NH4+ + NH2- = 2 NH3
一, 酸碱质子理论
1923年, 丹麦 Br?nsred和英国 Lowry
1、酸碱定义
凡是能给出质子的分子或离子称为酸，
凡是能接收质子的分子或离子称为碱。
酸 ? 质子 ＋ 碱
[Al(H2O)6]3+ ? [Al(H2O)5(OH)]2+ + H+
酸 碱 质
子
HPO42－ ? PO43－ + H+
酸 碱 质子
HCl,HAc,NH4+,H2SO3,Al(H2O)6+ 等都
能给出质子, 都是酸；
而 OH?,Ac?,NH3,HSO3?,CO32?等都
能接受质子, 都是碱：
拉平效应
区分效应
3,酸碱反应
2,酸碱的强度,
二、酸碱电子理论
1,Lewis的酸碱电子理论的提出
质子理论无法解释,如 SnCl4,AlCl3等的酸
碱性行为
2,理论要点：
凡可以接受 电子对 的分子, 原子团, 离子
为酸 （ electron pair acceptor） ；
凡可以给 出电子对 的物质为碱 （ electron
pair donor） 。
3,酸碱反应的实质,酸碱反应的实质是形成
配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨道
接受电子对形成配位键。
H＋ ＋,OH–? H?OH
AlCl3 ＋ Cl – ?AlCl4 –
Cu2+ + 4:NH3? Cu2+?4(NH3)
4,Lewis的电子理论有关酸, 碱的划分
凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸；
凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是
碱 。
5,Lewis的酸碱电子理论的优缺点：
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
AmBn(s) mAn+ + nBm-
溶解平衡常数表达式为：
Kspθ (AmBn)=[ An+]m ·[Bm-] n
此溶解平衡常数称为 溶度积常数 （简称 溶度积 ）。
溶度积表达式的含义,在一定温度下，难溶电解质的
饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。
§ 7-1 强电解质和弱电解质
一,离子氛和离子强度
1923 年, Debye 及 Hückel 提出离子氛 （ ionic
atmosphere） 概念 。
观点,强电解质在溶液中是完全电离的, 但是由
于离子间的相互作用, 每一个离子都受到相反电
荷离子的束缚, 这种离子间的相互作用使溶液中
的离子并不完全自由, 其表现是：
溶液导电能力下降, 电离度下降, 依数性异常 。
mi,溶液中第 i种离子的浓度,Zi：第 i种离子的
电荷
离子强度 μ表示了离子在溶液中产生的电场强度
的大小。
离子强度越大，正负离子间作用力越大。
)(2/1 2ii ZmI ??
2、活度与活度系数
活度,是指有效浓度，即单位体积电解质溶液
中表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离
子间相互作用的浓度。以 a （ activity）表示。
f：活度系数, 稀溶液中, f < 1；极稀溶液中,
f 接近 1
cfa ??
规律：
① 离子强度越大, 离子间相互作用越显著,
活度系数越小；
② 离子强度越小, 活度系数约为 1。 稀溶液接
近理想溶液, 活度近似等于浓度 。
③ 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数
越小。
§ 7-2 溶液的酸碱性
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、电离常数和解离度
HAc + H2O = H3O+ + Ac?
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2,同离子效应和盐效应
二、水的离子积和溶液的 pH值
1．水的离子积常数
H2O + H2O H3O+ + OH?
H2O H+ + OH?
298K,纯水中的
[H3O+] = [OH?] = 1.0 ? 10?7 mol·dm?3
Kwθ =[H3O+][OH-]=1.0× 10-14
Kwθ水的离子积常数
→←
→←
2,溶液的 pH值
]l g [ ??? HpH
14?? p O HpH
]l g [ ??? OHp O H
3、酸碱指示剂
HIn表示石蕊
HIn H+ + In?
红 蓝
= ([H+] ? [In?])/[HIn]
当 c (HIn) ??c (In?)时，溶液呈红色，是酸性
当 c (HIn)?? c (In?)时，溶液呈蓝色，是碱性
[HIn]
[H+] =Kiθ ? ───
[In?]
在 [HIn] /[In?] ? 10或 [HIn] /[In?] ? 0.1时，
指示剂颜色变化
指示剂变色范围是 [H+] 在 0.1 ? 10之间 。
→←
三, 多元弱酸解离平衡
特点：分步进行
H2S = H+ + HS-
Ka1 = [H+][HS-]/[H2S] = 5.7 ? 10-8
HS- = H+ + S2-
Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 ? 10-15
Ka1 ? Ka2 = K = [H+]2[S2-]/[H2S] = 6.8 ? 10-23
多元弱酸、弱碱的电离以第一步为主
溶液中同时存在 H2S,HS?,H+,S2?
([H+]/c ) 2 ? ([S2?]/c )/([H2S]/c ) = 6.8 ?
10?23
饱和 H2S水溶液,[H2S] = 0.1 mol·dm?3
可求出不同 pH下的 [S2?]
§ 7-3 缓冲溶液
缓冲溶液的实际需要
一般的水溶液，若受到酸、碱或水的作用，其
pH值易发生明显变化。但许多化学反应和生产过
程常要求在一定的 pH值范围内才能进行或进行得
比较完全。
那么怎样的溶液才具有维持自身 pH范围不变
的作用呢？实践发现，弱酸与弱酸盐、弱碱与弱
碱盐等混合液具有这种作用。
缓冲作用的原理 以 HOAc-NaOAc组成的缓
冲溶液为例，说明缓冲作用的原理。这种
缓冲溶液的特点是：体系中同时含有相当
大量的 HOAc和 OAc-，并存在着 HOAc的解
离平衡,
当外加适量酸时，溶液中的 OAc-瞬间即与外加 H+结合成
HOAc,平衡左移；当外加适量碱时，溶液中未解离的
HOAc就继续解离以补充 H+的消耗，平衡右移。
HAc + H2O H3O+ + Ac?→←
HAc H+ + Ac-
c酸 -x x c盐 +x
近似,c酸 -x≈ c酸,c盐 +x ≈ c盐
酸
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弱酸 -弱酸盐
弱碱 -弱碱盐
1。盐的水解
一、各种盐的水解
1、弱酸强碱盐
Ac? + H2O OH? + HAc
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2,强酸弱碱盐
NH4+ + H2O NH3 ·H2O + H+
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3,弱酸弱碱盐
（ 1） 水解平衡常数
NH4+ + Ac? + H2O NH3 ·H2O + HAc
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(2)弱酸弱碱盐的 [H+]
M+ + H2O M(OH) + H+
B + H2O HB + OH-
[H+]=[MOH]+[HB]
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上式两边同乘,得：][H ???
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二、影响水解的因素
1,平衡常数的影响
2、外界条件的影响
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§ 7-4 酸碱质子理论
Arrhenius (阿仑尼乌斯 ) ? 1887年
酸碱电离理论,凡是在水溶液中能够电离产生的
阳离子全部都是 H+ 的化合物叫酸 （ acid） ；电
离时产生的阴离子全部是 OH?的化合物叫碱 （
base）
局限,无法解释 NaCO3,Na3PO4 呈碱性；
NH4Cl现酸性的事实；
无法解释非水溶液中的酸碱行为
液氨中,NH4+ + NH2- = 2 NH3
一, 酸碱质子理论
1923年, 丹麦 Br?nsred和英国 Lowry
1、酸碱定义
凡是能给出质子的分子或离子称为酸，
凡是能接收质子的分子或离子称为碱。
酸 ? 质子 ＋ 碱
[Al(H2O)6]3+ ? [Al(H2O)5(OH)]2+ + H+
酸 碱 质
子
HPO42－ ? PO43－ + H+
酸 碱 质子
HCl,HAc,NH4+,H2SO3,Al(H2O)6+ 等都
能给出质子, 都是酸；
而 OH?,Ac?,NH3,HSO3?,CO32?等都
能接受质子, 都是碱：
拉平效应
区分效应
3,酸碱反应
2,酸碱的强度,
二、酸碱电子理论
1,Lewis的酸碱电子理论的提出
质子理论无法解释,如 SnCl4,AlCl3等的酸
碱性行为
2,理论要点：
凡可以接受 电子对 的分子, 原子团, 离子
为酸 （ electron pair acceptor） ；
凡可以给 出电子对 的物质为碱 （ electron
pair donor） 。
3,酸碱反应的实质,酸碱反应的实质是形成
配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨道
接受电子对形成配位键。
H＋ ＋,OH–? H?OH
AlCl3 ＋ Cl – ?AlCl4 –
Cu2+ + 4:NH3? Cu2+?4(NH3)
4,Lewis的电子理论有关酸, 碱的划分
凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸；
凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是
碱 。
5,Lewis的酸碱电子理论的优缺点：
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
AmBn(s) mAn+ + nBm-
溶解平衡常数表达式为：
Kspθ (AmBn)=[ An+]m ·[Bm-] n
此溶解平衡常数称为 溶度积常数 （简称 溶度积 ）。
溶度积表达式的含义,在一定温度下，难溶电解质的
饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。
