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1、一、一、 溶液溶液溶液：溶液：凡两种以上的物质混和形成的均匀稳定的分散体系，叫做溶液。气体溶液、固体溶液、液体溶液溶解过程：溶解过程：溶质分子或离子的离散过程溶剂化过程溶液的形成伴随能量、体积、颜色的变化。第四章解离平衡溶液：电解质溶液、非电解质溶液溶液：电解质溶液、非电解质溶液1二、电解质溶液强电解质-理论上电离 数据表明：数据表明：对于正负离子都是一价的电解质，如KNO3，NaCl，其Tf(实)较为接近，而且近似为计算值Tf的2倍；正负离子为二价的电解质溶液的实验值Tf（实）与计算值Tf(计)比值较一价的小；电解质溶液越浓，实验值与计算值比值越小。21923年，Debye 及Hckel提出
2、离子氛（ionicatmosphere）概念。观观点点：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：溶液溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。导电能力下降，电离度下降，依数性异常。3第一节 溶液的酸碱性一、水的自偶电离1水的离子积常数水的离子积常数Krw H2O+H2OH3O+OHH2OH+OH298K，纯水中的H3O+=OH=1.0107moldm3 Krw水的离子积常数4例10.1moldm3HCl溶液中，H+=0.1moldm3pH=lg(0.1moldm3/1moldm3)=1
3、.0pOH=14.01.0=13.0例20.1moldm3NaOH溶液中，OH=0.1moldm3pOH=lg(0.1moldm3/1moldm3)=1.0pH=14.01.0=13.05 - 酸碱理论 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：局限：无法解释Na2CO3，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-=2NH36一、一、 BrBrnsrednsred Lowry Lowry质子理论质子
4、理论1923年，丹麦Brnsred和英国Lowry1、酸碱质子理论、酸碱质子理论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)63+Al(H2O)5(OH)2+H+酸碱质子HPO42PO43+H+酸碱质子7HCl、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：共轭酸碱：共轭酸碱：酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现8酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；质子论
5、中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱9一、一元弱酸、弱碱的电离平衡一、一元弱酸、弱碱的电离平衡1一元弱酸的电离过程一元弱酸的电离过程HAc=H+Ac - - 弱电解质的解离弱电解质的解离解离度解离度是电离平衡时弱电解质的解离百分率。=100已电离的浓度弱电解质的初始浓度10c21-电离常数与解离度：1、两者都反映了弱电解质的电离程度。2、电离常数是平衡常数的一种形式，它不随电解质的浓度而变化；解离度是转化率的一种形式，它表示在一定条件下的解离百分率，在电离常数允许的条件下可随弱电解质的浓度而变化。3、两者的关系为：Ki = 当5时，1 1； Ki c2 或 Ki / c 稀释定律由上式可
6、见，对同一弱电解质Ki基本上不随浓度改变， 随c值的减小而增大。当c固定时， 随Ki的增大而增大，说明浓度相同条件下，Ki值的大小反映了不同弱电解质的解离度的大小。11例对于一元弱酸，其对于一元弱酸，其pH值计算如下：值计算如下：HAcH+Ac-起cA00平cA-x x xx2=karcA当cA/Ka 400,cA- x cAx=H+=OH=?=H+/cA=?12例、计算下列各浓度的HAc溶液的H+和电离度（1）0.1moldm-3(2)1.0 10-5moldm-3解：（1）x2/0.1-x= Kar ca/K400，0.1-x0.1H+1.3 10-3moldm-3=1.3%(2)cA/K5时,必须通过解一元二次方程求解 c H+ 14例例、将2.45g固体NaCN配成500ml水溶液，计算溶液的pH值？(已知HCN的Kar4.910-10)解：NaCN的浓度2.45/490.5=0.1moldm-3CN-+H2OHCN+OH-平：c-xxx x =OH-=1.410-3moldm-3pOH=2.85,pH=11.1515
