20XX/XX/XX電解質(zhì)溶液的理論與應(yīng)用匯報(bào)人:XXXCONTENTS目錄01

電解質(zhì)溶液的基本概念02

強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)03

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性04

電離平衡理論CONTENTS目錄05

電離平衡常數(shù)06

離子活度與離子強(qiáng)度07

電解質(zhì)溶液的pH值計(jì)算08

電解質(zhì)溶液的應(yīng)用01電解質(zhì)溶液的基本概念電解質(zhì)溶液的定義與特性

01電解質(zhì)溶液的核心定義電解質(zhì)溶液是指溶質(zhì)溶解于溶劑后完全或部分解離為離子的溶液，溶質(zhì)即為電解質(zhì)。酸、堿、鹽溶液均屬此類，廣義上固態(tài)離子晶體材料也屬此范疇，但通常特指液態(tài)形式。

02導(dǎo)電性的本質(zhì)特征具有導(dǎo)電性是電解質(zhì)溶液的關(guān)鍵特性，其導(dǎo)電性依靠陽離子和陰離子在外電場作用下的定向移動并在電極上放電實(shí)現(xiàn)。與金屬依靠自由電子導(dǎo)電不同，電解質(zhì)溶液被歸類為第二類導(dǎo)體。

03離子導(dǎo)電的伴隨現(xiàn)象電解質(zhì)導(dǎo)電屬于離子導(dǎo)電，其導(dǎo)電能力隨溫度升高而增大。離子導(dǎo)電必定在電極界面發(fā)生電解作用，引起相關(guān)電解質(zhì)物質(zhì)的化學(xué)變化。

04與金屬導(dǎo)體的根本區(qū)別通常依靠自由電子導(dǎo)電的金屬導(dǎo)體為第一類導(dǎo)體，而電解質(zhì)溶液和熔體因依靠離子定向移動導(dǎo)電被稱為第二類導(dǎo)體，兩者在導(dǎo)電粒子、溫度影響及是否伴隨化學(xué)變化等方面存在本質(zhì)差異。電解質(zhì)與非電解質(zhì)的區(qū)別定義與本質(zhì)差異

電解質(zhì)是在水溶液中或熔融狀態(tài)下能自身電離出自由移動離子而導(dǎo)電的化合物；非電解質(zhì)是在上述兩種條件下均不能自身電離出離子的化合物。關(guān)鍵區(qū)別在于是否能通過自身電離產(chǎn)生離子。物質(zhì)類別與實(shí)例

電解質(zhì)包括酸（如HCl、H?SO?）、堿（如NaOH、KOH）、鹽（如NaCl、CuSO?）、活潑金屬氧化物（如Na?O）和水；非電解質(zhì)主要有大多數(shù)有機(jī)物（如蔗糖、乙醇）、非金屬氧化物（如CO?、SO?）和NH?等。導(dǎo)電性與存在形式

電解質(zhì)在熔融或溶解于水時(shí)導(dǎo)電，溶液中存在離子（強(qiáng)電解質(zhì)完全電離）或離子與分子共存（弱電解質(zhì)部分電離）；非電解質(zhì)在上述條件下不導(dǎo)電，以分子形式存在，其水溶液導(dǎo)電是因與水反應(yīng)生成電解質(zhì)（如CO?生成H?CO?）。電解質(zhì)溶液的分類標(biāo)準(zhǔn)

按電離程度分類強(qiáng)電解質(zhì)溶液：溶質(zhì)在溶液中完全電離，如強(qiáng)酸（HCl、H?SO?）、強(qiáng)堿（NaOH、KOH）及多數(shù)鹽（NaCl、(NH?)?SO?），溶液中幾乎不存在溶質(zhì)分子。

按電離程度分類弱電解質(zhì)溶液：溶質(zhì)在溶液中部分電離，存在電離平衡，如弱酸（CH?COOH、H?CO?）、弱堿（NH?·H?O、Cu(OH)?）及少數(shù)鹽（HgCl?、醋酸鉛）和水。

按離子來源分類酸溶液：電離出的陽離子全部為H?，如鹽酸、硫酸等。

按離子來源分類堿溶液：電離出的陰離子全部為OH?，如氫氧化鈉、氫氧化鉀等。

按離子來源分類鹽溶液：由金屬陽離子（或NH??）與酸根陰離子組成，如氯化鈉、硫酸銅等。02強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)的電離特點(diǎn)

完全電離，無電離平衡強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全解離為離子，不存在分子與離子間的動態(tài)平衡。例如HCl在水中全部電離為H?和Cl?，溶液中幾乎無HCl分子。

電離方程式用“=”表示強(qiáng)電解質(zhì)的電離過程不可逆，電離方程式需用“=”連接。如NaOH電離：NaOH=Na?+OH?；NaCl電離：NaCl=Na?+Cl?。

表觀電離度與離子相互作用強(qiáng)電解質(zhì)在濃溶液中因離子間相互作用，實(shí)測電離度小于100%，稱為表觀電離度。但本質(zhì)上仍視為完全電離，該現(xiàn)象由離子氛效應(yīng)導(dǎo)致。

溶液導(dǎo)電能力主要取決于離子濃度在濃度相同時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)溶液離子濃度遠(yuǎn)高于弱電解質(zhì)，導(dǎo)電能力更強(qiáng)。例如0.1mol/LHCl溶液導(dǎo)電能力顯著強(qiáng)于0.1mol/LCH?COOH溶液。弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)

電離過程的可逆性弱電解質(zhì)在水溶液中僅部分電離，存在分子與離子間的動態(tài)平衡，如CH?COOH?CH?COO?+H?，其電離度通常較低（如25℃時(shí)0.1mol/L醋酸電離度約1.32%）。

電離平衡的動態(tài)性電離平衡時(shí)，分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等，體系中各微粒濃度保持不變，但電離與結(jié)合仍在持續(xù)進(jìn)行，是一種動態(tài)平衡狀態(tài)。

分步電離特性（多元弱酸/堿）多元弱酸（如H?CO?）分步電離，各級電離常數(shù)差異顯著（H?CO?：Ka?=4.5×10??，Ka?=4.7×10?11），酸性主要由第一步電離決定；多元弱堿（如Fe(OH)?）可視為一步電離。

電離程度受外界條件影響溫度升高或稀釋溶液時(shí)，電離平衡正向移動（如醋酸電離吸熱，升溫促進(jìn)電離）；加入同離子（如醋酸鈉）或反應(yīng)性物質(zhì)（如NaOH）會抑制或促進(jìn)電離，符合勒夏特列原理。常見強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)舉例強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸強(qiáng)酸在水溶液中完全電離，如鹽酸（HCl）、硫酸（H?SO?）、硝酸（HNO?）、氫溴酸（HBr）、氫碘酸（HI）、高氯酸（HClO?）等。強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)堿強(qiáng)堿在水溶液中完全電離，如氫氧化鈉（NaOH）、氫氧化鉀（KOH）、氫氧化鋇（Ba(OH)?）、氫氧化鈣（Ca(OH)?）等。強(qiáng)電解質(zhì)：大多數(shù)鹽絕大多數(shù)可溶及難溶性鹽在水溶液中完全電離，如氯化鈉（NaCl）、硫酸銨（(NH?)?SO?）、硝酸鐵（Fe(NO?)?）、碳酸鈣（CaCO?）、硫酸鋇（BaSO?）等。弱電解質(zhì)：弱酸弱酸在水溶液中部分電離，如氫氟酸（HF）、次氯酸（HClO）、碳酸（H?CO?）、亞硫酸（H?SO?）、磷酸（H?PO?）、醋酸（CH?COOH）等。弱電解質(zhì)：弱堿弱堿在水溶液中部分電離，如一水合氨（NH?·H?O）、氫氧化鐵（Fe(OH)?）、氫氧化鋁（Al(OH)?）、氫氧化銅（Cu(OH)?）等。弱電解質(zhì)：少數(shù)鹽及水少數(shù)鹽如氯化汞（HgCl?）、醋酸鉛（(CH?COO)?Pb）屬于弱電解質(zhì)；水（H?O）是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離出氫離子和氫氧根離子。03電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性導(dǎo)電原理：離子定向移動導(dǎo)電本質(zhì)：離子的定向遷移電解質(zhì)溶液導(dǎo)電依賴于自由移動的陽離子和陰離子，在外電場作用下陽離子向負(fù)極移動、陰離子向正極移動，形成電流。與金屬靠自由電子導(dǎo)電不同，電解質(zhì)溶液屬于第二類導(dǎo)體，導(dǎo)電過程伴隨電極界面的電解反應(yīng)。導(dǎo)電條件：電離產(chǎn)生自由離子溶質(zhì)需在溶劑中解離為離子（如HCl→H?+Cl?），溶液中存在可自由移動的帶電粒子。酸、堿、鹽溶液及熔融態(tài)離子化合物均滿足此條件，而非電解質(zhì)溶液（如蔗糖溶液）因無離子而不導(dǎo)電。導(dǎo)電能力的核心影響因素主要取決于離子濃度與離子所帶電荷數(shù)：離子濃度越高（如1mol/LNaCl溶液比0.1mol/L導(dǎo)電強(qiáng)）、電荷數(shù)越多（如MgCl?比NaCl導(dǎo)電能力強(qiáng)），導(dǎo)電能力越強(qiáng)。溫度升高會加快離子遷移速率，使導(dǎo)電能力增強(qiáng)。影響導(dǎo)電性的主要因素

離子濃度與電離度離子濃度是決定導(dǎo)電性的核心因素，濃度越大導(dǎo)電性越強(qiáng)。電離度（已電離分子數(shù)/總分子數(shù)）反映電解質(zhì)解離程度，弱電解質(zhì)電離度隨濃度減小而增大，如25℃時(shí)0.1mol/L醋酸電離度約1.32%。

離子所帶電荷數(shù)離子電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。例如0.5mol/LMgCl?溶液（離子電荷濃度2mol/L）導(dǎo)電性強(qiáng)于同濃度NaCl溶液（離子電荷濃度1mol/L），因Mg2?帶2個單位正電荷。

離子淌度與溫度離子淌度指單位電位梯度下離子移動速度，隨溫度升高而增大（溫度升高離子熱運(yùn)動加?。?，隨濃度增大而減?。x子間相互作用增強(qiáng)）。如20℃時(shí)H?淌度為36.3×10??m2·V?1·s?1，遠(yuǎn)高于其他離子。

電解質(zhì)類型與離子強(qiáng)度強(qiáng)電解質(zhì)（如HCl）完全電離，同濃度下離子濃度高于弱電解質(zhì)（如CH?COOH）。離子強(qiáng)度（I=1/2∑c?z?2）反映離子間相互作用，I增大導(dǎo)致離子活度降低，如0.1mol/LFeCl?溶液離子強(qiáng)度（0.6mol/L）高于同濃度NaCl（0.1mol/L）。離子濃度與導(dǎo)電能力的關(guān)系01離子濃度是導(dǎo)電能力的核心影響因素電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力主要由自由移動離子的濃度決定，濃度越大，單位體積內(nèi)離子數(shù)量越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。例如，0.5mol/LNaCl溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于0.1mol/LNaCl溶液。02離子所帶電荷數(shù)對導(dǎo)電能力的增強(qiáng)作用在離子濃度相同時(shí)，離子所帶電荷數(shù)越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。如1mol/LMgCl?溶液（離子電荷總數(shù)為3）的導(dǎo)電能力強(qiáng)于1mol/LNaCl溶液（離子電荷總數(shù)為2）。03強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力差異相同濃度下，強(qiáng)電解質(zhì)（如HCl）完全電離，離子濃度高，導(dǎo)電能力強(qiáng)；弱電解質(zhì)（如CH?COOH）部分電離，離子濃度低，導(dǎo)電能力弱。但高濃度弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力可能強(qiáng)于低濃度強(qiáng)電解質(zhì)溶液。離子所帶電荷數(shù)對導(dǎo)電性的影響

電荷數(shù)與導(dǎo)電能力的正相關(guān)關(guān)系在離子濃度相同時(shí)，離子所帶電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。例如0.5mol/LMgCl?溶液（離子電荷濃度4×0.05=0.2mol/L）與同濃度NaCl溶液（電荷濃度0.2mol/L）導(dǎo)電能力相當(dāng)，因總電荷濃度相同。

多電荷離子的導(dǎo)電優(yōu)勢高價(jià)離子（如SO?2?、Ca2?）比低價(jià)離子（如Cl?、Na?）貢獻(xiàn)更大導(dǎo)電能力。實(shí)驗(yàn)顯示，相同濃度下CaCl?溶液電導(dǎo)率高于NaCl溶液，因Ca2?帶2個單位正電荷。

電荷數(shù)與離子強(qiáng)度的關(guān)聯(lián)離子強(qiáng)度計(jì)算公式為I=1/2Σ(c?z?2)，電荷數(shù)z增大顯著提升離子強(qiáng)度。例如0.1mol/LAlCl?（I=0.6）比同濃度MgCl?（I=0.3）離子間相互作用更強(qiáng)，間接影響導(dǎo)電效率。

實(shí)際應(yīng)用中的電荷數(shù)考量工業(yè)電解優(yōu)先選擇高電荷離子電解質(zhì)（如Al?O?熔融電解制鋁），可在較低濃度下實(shí)現(xiàn)高導(dǎo)電效率，降低能耗。電鍍液中常添加多電荷金屬離子（如Cu2?、Ni2?）以增強(qiáng)導(dǎo)電性和鍍層均勻性。04電離平衡理論電離平衡的建立與特征電離平衡的動態(tài)建立過程弱電解質(zhì)溶于水時(shí)，分子電離成離子的速率逐漸減小，同時(shí)離子結(jié)合成分子的速率逐漸增大，當(dāng)兩者速率相等時(shí)，電離過程達(dá)到平衡狀態(tài)。電離平衡的核心特征具有逆（可逆過程）、等（電離與結(jié)合速率相等）、動（動態(tài)平衡）、定（離子和分子濃度恒定）、變（條件改變平衡移動）五大特征。電離平衡的微觀示意圖解以醋酸電離為例：CH?COOH?CH?COO?+H?，平衡時(shí)溶液中同時(shí)存在CH?COOH分子、CH?COO?和H?，且濃度保持不變。電離度的概念及計(jì)算

電離度的定義電離度是指弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)與原有分子總數(shù)之比，通常用百分?jǐn)?shù)表示。其計(jì)算公式為：α=(已電離分子數(shù)/原有分子總數(shù))×100%。

電離度的影響因素電離度受電解質(zhì)本性、濃度和溫度影響。弱電解質(zhì)本性決定其電離能力；在一定溫度下，濃度越小電離度越大；溫度升高，電離度增大，因電離過程吸熱。

電離度與電離平衡常數(shù)的關(guān)系對于弱電解質(zhì)，電離度（α）、濃度（c）和電離常數(shù)（K）存在定量關(guān)系，由奧斯特華沖淡定律確定，對極稀弱電解質(zhì)溶液近似為：K≈cα2，可用于計(jì)算電離度或電離常數(shù)。

強(qiáng)電解質(zhì)的表觀電離度強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中幾乎完全電離，但因離子間相互作用，實(shí)驗(yàn)測得的電離度并非真實(shí)值，稱為表觀電離度，如0.1mol/LNaCl溶液表觀電離度約為87%。影響電離平衡的外界因素

溫度的影響弱電解質(zhì)電離過程通常吸熱，升高溫度使電離平衡向電離方向移動，電離程度增大；降低溫度則相反。如25℃時(shí)醋酸電離常數(shù)Ka=1.75×10??，升溫后Ka值增大。

濃度的影響同一弱電解質(zhì)，濃度越小電離程度越大（"越稀越電離"）。如0.1mol/L醋酸加水稀釋，電離平衡右移，但離子濃度一般減小；增大濃度時(shí)，平衡雖右移但電離程度減小。

同離子效應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中加入含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移動。如醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，CH?COO?濃度增大，抑制CH?COOH電離，溶液pH升高。

反應(yīng)性物質(zhì)的影響加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)，平衡向電離方向移動。如向醋酸溶液中加入NaOH固體，OH?與H?反應(yīng)生成水，促進(jìn)CH?COOH電離，電離程度增大。同離子效應(yīng)及其應(yīng)用

同離子效應(yīng)的定義在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，會使弱電解質(zhì)的電離平衡向生成分子的方向移動，導(dǎo)致電離程度減小的現(xiàn)象。

同離子效應(yīng)的原理以醋酸溶液（CH?COOH?CH?COO?+H?）為例，加入醋酸鈉固體后，CH?COO?濃度增大，根據(jù)勒夏特列原理，平衡向左移動，抑制CH?COOH的電離，H?濃度降低，pH增大。

同離子效應(yīng)的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證向0.1mol/L醋酸溶液中滴加酚酞，溶液呈無色；加入少量醋酸鈉晶體后，溶液變?yōu)闇\紅色，證明H?濃度減小，電離平衡逆向移動。

同離子效應(yīng)的應(yīng)用1.緩沖溶液配制：如HAc-NaAc體系通過同離子效應(yīng)維持溶液pH穩(wěn)定；2.沉淀溶解平衡調(diào)控：如向AgCl飽和溶液中加入NaCl，Cl?濃度增大使AgCl溶解度降低。05電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)的定義與表達(dá)式電離平衡常數(shù)的定義在一定條件下，弱電解質(zhì)電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離生成的離子濃度冪之積與未電離分子濃度的比值是一個常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。它反映弱電解質(zhì)的電離能力，K值越大，電離程度越高。一元弱酸與弱堿的表達(dá)式對于一元弱酸HA：HA?H?+A?，電離常數(shù)Ka=[H?][A?]/[HA]；對于一元弱堿BOH：BOH?B?+OH?，電離常數(shù)Kb=[B?][OH?]/[BOH]。式中各濃度均為平衡狀態(tài)下的物質(zhì)的量濃度。多元弱酸的分步電離表達(dá)式多元弱酸分步電離，每步對應(yīng)一個電離常數(shù)。以H?CO?為例：第一步H?CO??H?+HCO??，Ka?=[H?][HCO??]/[H?CO?]；第二步HCO???H?+CO?2?，Ka?=[H?][CO?2?]/[HCO??]，且Ka??Ka?。溫度對電離平衡常數(shù)的影響

電離平衡常數(shù)的溫度依賴性電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）是溫度的函數(shù)，其數(shù)值僅與溫度相關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無關(guān)。

溫度對電離平衡方向的影響弱電解質(zhì)的電離過程通常是吸熱過程（ΔH>0），根據(jù)勒夏特列原理，升高溫度會使電離平衡向正反應(yīng)方向（電離方向）移動，電離程度增大。

溫度與電離平衡常數(shù)數(shù)值的關(guān)系對于吸熱的電離過程，升高溫度，電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）增大；降低溫度，電離平衡常數(shù)減小。例如，25℃時(shí)醋酸的Ka約為1.75×10??，升高溫度其Ka值會增大。多元弱酸的分步電離常數(shù)分步電離的特征多元弱酸的電離過程分步進(jìn)行，每步對應(yīng)一個電離平衡常數(shù)，如H?CO?分兩步電離：H?CO??H?+HCO??（Ka?）、HCO???H?+CO?2?（Ka?），且各級電離常數(shù)存在顯著差異。電離常數(shù)的數(shù)量級關(guān)系多元弱酸的各級電離常數(shù)大小關(guān)系為Ka??Ka??Ka?，例如25℃時(shí)H?PO?的Ka?=7.52×10?3，Ka?=6.23×10??，Ka?=2.2×10?13，相鄰兩級常數(shù)相差約10???倍。酸性強(qiáng)弱的決定因素多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，因Ka?遠(yuǎn)大于后續(xù)電離常數(shù)，溶液中H?濃度主要來自第一步電離，如H?CO?溶液的酸性取決于Ka?（4.5×10??）而非Ka?（4.7×10?11）。電離平衡常數(shù)的應(yīng)用舉例

比較弱酸酸性強(qiáng)弱25℃時(shí)，已知Ka(HCOOH)=1.8×10??，Ka(CH?COOH)=1.75×10??，因1.8×10??＞1.75×10??，故酸性：HCOOH＞CH?COOH。

計(jì)算溶液中離子濃度常溫下，0.1mol/LCH?COOH溶液，Ka=1.75×10??，由Ka=[H?][CH?COO?]/[CH?COOH]≈[H?]2/0.1，解得[H?]≈1.32×10?3mol/L。

判斷多元弱酸電離主次H?PO?分步電離：Ka1=7.52×10?3，Ka2=6.23×10??，Ka3=2.2×10?13，因Ka1?Ka2?Ka3，故溶液中H?主要來自第一步電離。

推導(dǎo)共軛酸堿K關(guān)系已知HAc的Ka=1.74×10??，25℃時(shí)Kw=1.0×10?1?，其共軛堿Ac?的Kb=Kw/Ka=1.0×10?1?/1.74×10??≈5.75×10?1?。06離子活度與離子強(qiáng)度離子活度的概念與意義離子活度的定義離子活度是修正后的離子濃度，又稱有效濃度，等于離子的實(shí)際濃度與活度系數(shù)的乘積?；疃认禂?shù)則等于活度與濃度之比。引入離子活度的必要性處理極稀溶液之外，由于溶液中離子之間及與溶劑分子之間存在著復(fù)雜的相互作用，使得離子的濃度不等同于活度，即活度系數(shù)不等于1。離子活度的理論意義引進(jìn)離子活度概念，即以離子活度代替離子濃度，就可以使只適用于理想溶液的一些熱力學(xué)公式也能用于實(shí)際溶液中。離子強(qiáng)度的計(jì)算方法離子強(qiáng)度的定義式

離子強(qiáng)度（I）是衡量溶液中離子間相互作用強(qiáng)弱的物理量，定義為溶液中所有離子的濃度（c_i）與其價(jià)數(shù)（z_i）平方乘積總和的一半，公式為：I=1/2Σ(c_i·z_i2)，單位為mol/L。單一電解質(zhì)溶液的計(jì)算示例

以0.1mol/LNaCl溶液為例：Na?濃度0.1mol/L（z=+1），Cl?濃度0.1mol/L（z=-1），則I=1/2[0.1×12+0.1×(-1)2]=0.1mol/L?；旌想娊赓|(zhì)溶液的計(jì)算示例

對于0.05mol/LH?SO?與0.1mol/LKCl的混合溶液：H?(0.1mol/L,+1)、SO?2?(0.05mol/L,-2)、K?(0.1mol/L,+1)、Cl?(0.1mol/L,-1)，I=1/2[0.1×12+0.05×(-2)2+0.1×12+0.1×(-1)2]=0.25mol/L。計(jì)算注意事項(xiàng)

計(jì)算時(shí)需使用各離子的實(shí)際濃度（非電解質(zhì)總濃度），且價(jià)數(shù)取絕對值平方；離子強(qiáng)度僅與離子濃度和電荷數(shù)有關(guān)，與離子種類無關(guān)，可用于預(yù)測活度系數(shù)及溶液熱力學(xué)性質(zhì)。離子活度系數(shù)的影響因素

離子強(qiáng)度的核心作用離子強(qiáng)度是溶液中所有離子濃度與其價(jià)數(shù)平方乘積總和的一半，是影響活度系數(shù)的關(guān)鍵因素。離子強(qiáng)度增大，離子間相互作用增強(qiáng)，活度系數(shù)減小，且高價(jià)離子減小幅度更顯著。

離子價(jià)數(shù)的顯著影響在相同離子強(qiáng)度下，離子價(jià)數(shù)越高，活度系數(shù)降低越多。例如，三價(jià)鐵離子（Fe3?）比二價(jià)鎂離子（Mg2?）的活度系數(shù)受離子強(qiáng)度影響更大。

溫度與溶劑性質(zhì)的調(diào)節(jié)作用溫度升高通常使離子熱運(yùn)動加劇，離子間相互作用減弱，活度系數(shù)略有增大。溶劑的介電常數(shù)也會影響離子間引力，介電常數(shù)越大，離子間作用力越小，活度系數(shù)越接近1。07電解質(zhì)溶液的pH值計(jì)算水的離子積常數(shù)

水的自離子化過程水分子微弱電離：2H?O?H?O?+OH?（可簡寫為H?O?H?+OH?），電離過程吸熱。

離子積常數(shù)的定義一定溫度下，水中c(H?)與c(OH?)的乘積為常數(shù)，即K_w=[H?]·[OH?]，僅與溫度有關(guān)。

常溫下的K_w值及意義25℃時(shí)，K_w=1.0×10?1?，此時(shí)純水中[H?]=[OH?]=1.0×10??mol/L，溶液呈中性。

溫度對K_w的影響溫度升高，電離平衡右移，K_w增大。例如100℃時(shí)，K_w=5.5×10?1?，體現(xiàn)電離吸熱特性。強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液的pH計(jì)算

強(qiáng)酸溶液pH計(jì)算方法強(qiáng)酸在溶液中完全電離，氫離子濃度等于酸的濃度。計(jì)算公式：pH=-lg[c(H?)]，其中c(H?)為強(qiáng)酸的物質(zhì)的量濃度。例如：0.1mol/LHCl溶液，c(H?)=0.1mol/L，pH=-lg0.1=1。

強(qiáng)堿溶液pH計(jì)算方法強(qiáng)堿在溶液中完全電離，氫氧根離子濃度等于堿的濃度。先根據(jù)c(OH?)計(jì)算pOH=-lg[c(OH?)]，再由pH=14-pOH得出結(jié)果。例如：0.1mol/LNaOH溶液，c(OH?)=0.1mol/L，pOH=-lg0.1=1，pH=14-1=13。

溶液稀釋時(shí)pH計(jì)算要點(diǎn)強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液稀釋時(shí)，氫離子或氫氧根離子濃度按稀釋倍數(shù)成比例降低。對于無限稀釋的溶液，pH接近7。例如：將pH=1的HCl溶液稀釋100倍，c(H?)=0.001mol/L，pH=3；稀釋10?倍，pH≈7。

混合溶液pH計(jì)算原則強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合，先計(jì)算總氫離子濃度再求pH；強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合，先計(jì)算總氫氧根離子濃度，再求pOH和pH；強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合，先判斷過量情況，若酸過量計(jì)算剩余氫離子濃度求pH，若堿過量計(jì)算剩余氫氧根離子濃度求pOH再得pH。弱酸弱堿溶液的pH計(jì)算一元弱酸溶液的pH計(jì)算對于濃度為c的一元弱酸HA，其電離平衡為HA?H?+A?，電離常數(shù)為Ka。當(dāng)c·Ka≥20Kw且c/Ka≥500時(shí)，可近似計(jì)算：\[c(H?)=\sqrt{c·Ka}\]，pH=-lg\(\sqrt{c·Ka}\)。例如，0.1mol/LCH?COOH（Ka=1.75×10??），pH≈2.88。一元弱堿溶液的pH計(jì)算對于濃度為c的一元弱堿BOH，其電離平衡為BOH?B?+OH?，電離常數(shù)為Kb。當(dāng)c·Kb≥20Kw且c/Kb≥500時(shí)，\[c(OH?)=\sqrt{c·Kb}\]，pOH=-lg\(\sqrt{c·Kb}\)，pH=14-pOH。例如，0.1mol/LNH?·H?O（Kb=1.75×10??），pH≈11.12。多元弱酸溶液的pH計(jì)算多元弱酸分步電離，以第一步為主，Ka??Ka??Ka?。計(jì)算時(shí)僅考慮第一步電離，方法同一元弱酸。如0.1mol/LH?CO?（Ka?=4.5×10??），\[c(H?)=\sqrt{0.1×4.5×10??}\]，pH≈3.68。計(jì)算條件與近似判斷當(dāng)c·Ka<20Kw時(shí)，需考慮水的電離；c/Ka<500時(shí)，用近似式\[c(H?)=\frac{-Ka+\sqrt{Ka2+4c·Ka}}{2}\]。例如，極稀或極弱的電解質(zhì)溶液需采用精確計(jì)算。緩沖溶液的pH穩(wěn)定性緩沖溶液的定義與組成緩沖溶液是能抵抗少量外來酸、堿或稀釋而保持pH值相對穩(wěn)定的溶液，通常由弱酸及其共軛堿（如CH?COOH-CH?COONa）或弱堿及其共軛酸（如NH?·H?O-NH?Cl）組成。pH穩(wěn)定性的原理緩沖溶液通過共軛酸堿對的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡實(shí)現(xiàn)pH穩(wěn)定：當(dāng)加入酸時(shí)，共軛堿與H?結(jié)合；加入堿時(shí)，共軛酸釋放H?，從而減弱pH變化。例如，CH?COOH?H?+CH?COO?體系中，CH?COO?可中和H?，CH?COOH可中和OH?。緩沖范圍與緩沖容量緩沖溶液的有效緩沖范圍通常為pKa±1（弱酸-共軛堿體系）或pKb±1（弱堿-共軛酸體系）。緩沖容量是衡量緩沖能力的指標(biāo)，與緩沖對總濃度及濃度比有關(guān)，總濃度越大、濃度比越接近1，緩沖容量越大。實(shí)際應(yīng)用案例生物體內(nèi)血液的pH穩(wěn)定（7.35-7.45）依賴H?CO?-HCO??緩沖對；實(shí)驗(yàn)室常用pH=7的磷酸緩沖液（H?PO??-HPO?2?）維持反應(yīng)體系穩(wěn)定，其緩沖容量在總濃度0.1mol/L、濃度比1:1時(shí)達(dá)到最大。08電解質(zhì)溶液的應(yīng)用電化學(xué)腐蝕與防護(hù)電化學(xué)腐蝕的定義與本質(zhì)電化學(xué)腐蝕是指金屬在電解質(zhì)溶液中，因形成微電池而發(fā)生的腐蝕現(xiàn)象，其本質(zhì)是金屬與周圍環(huán)境發(fā)生氧化還原反應(yīng)，導(dǎo)致金屬材料性能下降。微電池的形成與工作原理金屬表面因雜質(zhì)、應(yīng)力等