医用化学基础电解质溶液
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《医用基础化学》第二章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论电解质在水中解离产生荷电的离子，因而其水溶液具有导电性能。
解离过程所消耗的能量从解离产物形成水合离子放出的水合能来补充。
电解质的解离程度可用解离度来表示，解离度(degree of dissociation)α是指电解质达到解离平衡时，已解离的分子数和原有的分子总数之比。
α原有分子总数已解离的分子数=(2-1) 解离度α习惯上用百分率来表示，其大小可通过测定电解质溶液的依数性即△T f 、△T b 或П，或测定电解质溶液的电导率等求得。
解离度大小与电解质的本性、浓度、溶剂性质及温度有关。
在水溶液中能完全解离成离子的电解质称为强电解质(strong electrolyte)。
从结构上，强电解质为离子型(如NaCl 、CuSO 4等)或强极性分子(如HCl 等)化合物。
它们在水溶液中完全解离成离子，不存在解离平衡。
如NaClNa + + Cl - (离子型化合物) HCl H ++ Cl - (强极性分子) 在水溶液中只能部分解离成离子的电解质称为弱电解质(weak electrolyte)，解离度α＜5%，如HAc 、NH 3·H 2O 等。
它们在水溶液中只有很少部分解离成离子，大部分还是以分子的形式存在溶液中。
解离生成的离子又可重新结合成分子，因此解离过程是可逆的，在溶液中存在动态的解离平衡。
例如醋酸在水溶液中的解离：HAc H ++ Ac -一、离子相互作用理论强电解质在水溶液中完全解离，它们的解离度应为100%。
但实验测得的解离度小于100%，该解离度称为表观解离度(apparent dissociation degree)。
德拜(Debye)和休克尔(H ückel)提出的电解质离子相互作用理论(ion interaction theory)解释了表观解离度小于100%的原因：强电解质在水中是全部解离的；离子间由于静电力相互作用，每一个离子周围都被较多图2-1 离子氛示意图的电荷相反的离子和较少的电荷相同的离子包围着，形成球形对称分布的离子氛(ion atmosphere)。
医用基础化学电解质溶液
OH-
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
例 已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH4+的Ka。 解 NH4+是NH3的共轭酸，故 Ka=Kw/Kb =1.00×10-14/(1.79×10-5)
ห้องสมุดไป่ตู้
=5.59×10-10
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
(2)多元弱酸或多元弱碱
2、离子的活度和活度因子 （1）活度：电解质溶液中实际上起作用的浓度，用 aB 表示，单位为一。活度与浓度的关系
aB B cB / cB
γB称为溶质B的活度因子。 cB 称为标准浓度，单 位为mol/L。
§3.1
强电解质溶液理论
（2）活度因子 由于aB＜cB，故B ＜1 当溶液中的离子浓度很小时， B≈1。 通常把中性分子、弱电解质溶液的活度因子视为1。
25℃时
Kw= 1.00×10-14
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 25℃的纯水中
[H+] = [OH-] = K w =1.0×10-7 mol· -1 L
中性溶液中 [H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol· -1 L
酸性溶液中 [H+] ＞1.0×10-7 mol· -1＞ [OH-] L
§3.1
强电解质溶液理论
3、解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分 子总数之比。单位为一，可以百分率表示。
通常0.1 mol· kg-1溶液中,强电解质α>30%；弱电解 质α<5%；中强电解质α=5%～30%。
表3-1 强电解质水溶液的解离度 (298K,0.10mol· L-1)
医用基础化学课件-第二章电解质溶液
盐类的水解是指盐电离出的弱酸 阴离子或弱碱阳离子与水电离产 生的氢离子或氢氧根离子结合， 生成弱酸或弱碱的过程。
盐类的水解类型
根据盐电离出的离子类型，盐类 的水解可以分为强酸弱碱盐的水 解、强碱弱酸盐的水解和弱酸弱 碱盐的水解等类型。
水解常数和影响水解的因素
水解常数
水解常数是用来描述盐类水解反应平 衡常数的量，它反映了盐类水解的程 度和方向。
度有关，与浓度无关。
电离常数的大小可以反映弱电解 质的强弱，Ka越大，电离程度
越大，弱电解质越强。
03
酸碱理论
酸碱质子理论
总结词
酸碱质子理论是酸碱反应的经 典理论，它认为酸和碱是通过
质子传递反应进行的。
详细描述
酸碱质子理论认为，凡是能给 出质子的物质是酸，能接受质 子的物质是碱。
总结词
根据酸碱质子理论，酸和碱的 反应是质子的转移，即酸将质 子转移给碱，生成酸根离子和 氢离子。
详细描述
当向缓冲溶液中加入强酸或强碱时，需要将加入的酸或碱 的浓度也代入计算公式中，以得出最终的pH值。
缓冲容量和缓冲范围
总结词
缓冲容量是指缓冲溶液能够抵抗强酸或强碱的能 力，而缓冲范围是指缓冲溶液能够维持pH值稳定 的范围。
总结词
在选择合适的缓冲溶液时，需要根据所需的pH值 、弱酸或弱碱的种类以及浓度等因素综合考虑。
02
电解质的解离平衡
电解质的解离平衡
电解质在水中解离成离子的过程称为解离平衡，解离平衡是一个动态平衡，受温度、 浓度等因素影响。
解离平衡常数（K）是描述电解质解离程度的常数，其值只与温度有关，与浓度无关。
解离平衡常数的大小可以反映电解质的强弱，K越大，解离程度越大，电解质越强。
盐类的水解类型
根据盐电离出的离子类型，盐类 的水解可以分为强酸弱碱盐的水 解、强碱弱酸盐的水解和弱酸弱 碱盐的水解等类型。
水解常数和影响水解的因素
水解常数
水解常数是用来描述盐类水解反应平 衡常数的量，它反映了盐类水解的程 度和方向。
度有关，与浓度无关。
电离常数的大小可以反映弱电解 质的强弱，Ka越大，电离程度
越大，弱电解质越强。
03
酸碱理论
酸碱质子理论
总结词
酸碱质子理论是酸碱反应的经 典理论，它认为酸和碱是通过
质子传递反应进行的。
详细描述
酸碱质子理论认为，凡是能给 出质子的物质是酸，能接受质 子的物质是碱。
总结词
根据酸碱质子理论，酸和碱的 反应是质子的转移，即酸将质 子转移给碱，生成酸根离子和 氢离子。
详细描述
当向缓冲溶液中加入强酸或强碱时，需要将加入的酸或碱 的浓度也代入计算公式中，以得出最终的pH值。
缓冲容量和缓冲范围
总结词
缓冲容量是指缓冲溶液能够抵抗强酸或强碱的能 力，而缓冲范围是指缓冲溶液能够维持pH值稳定 的范围。
总结词
在选择合适的缓冲溶液时，需要根据所需的pH值 、弱酸或弱碱的种类以及浓度等因素综合考虑。
02
电解质的解离平衡
电解质的解离平衡
电解质在水中解离成离子的过程称为解离平衡，解离平衡是一个动态平衡，受温度、 浓度等因素影响。
解离平衡常数（K）是描述电解质解离程度的常数，其值只与温度有关，与浓度无关。
解离平衡常数的大小可以反映电解质的强弱，K越大，解离程度越大，电解质越强。
医用化学 电解质溶液课件
进行治疗。
感谢观看
THANKS
电导的应用
在医学、生物、环保等领域，电导可 以用于检测水质、生物体液的离子浓 度等。
电导滴定法
电导滴定法原理
利用电导变化与滴定剂加入量的关系来确定 滴定终点的方法。
电导滴定法的应用
在化学分析中，电导滴定法可用于测定物质 的含量，如酸碱滴定、氧化还原滴定等。
06
电解质溶液与生命活动
人体内的电解质平衡
医用化学 电解质溶液 课件
• 电解质溶液基本概念 • 电解质溶液的渗透压 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 电解质的导电性 • 电解质溶液与生命活动
目录
01
电解质溶液基本概念
电解质
总结词
电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
详细描述
电解质是化合物的一种，其在水溶液中或熔融状态下能够电离出自由移动的离 子，从而具有导电性。电解质在水中的电离程度决定了其导电能力的强弱。
详细描述
酸碱质子理论认为，任何能释放质子（H+）的物质是酸，任 何能接受质子的物质是碱。酸和碱之间的反应是质子的转移 ，反应的实质是质子的转移。
水的离子自解离平衡
总结词
水是一种极弱的电解质，它会发生自 解离，产生氢离子和氢氧根离子。
详细描述
水是一种极弱的电解质，它可以在水 溶液中发生自解离，产生氢离子和氢 氧根离子。在常温常压下，水的自解 离平衡常数约为10^-7。
透压平衡具有重要作用。
电解质平衡紊乱与疾病
要点一
电解质平衡紊乱的原因
饮食不均衡、消化系统疾病、肾脏疾病、内分泌疾病等都 可能导致电解质平衡紊乱。
要点二
电解质平衡紊乱的症状
低钠血症、高钠血症、低钾血症、高钾血症等都是常见的 电解质平衡紊乱症状。这些症状可能表现为恶心、呕吐、 乏力、心律失常等，严重时可能导致昏迷甚至死亡。
感谢观看
THANKS
电导的应用
在医学、生物、环保等领域，电导可 以用于检测水质、生物体液的离子浓 度等。
电导滴定法
电导滴定法原理
利用电导变化与滴定剂加入量的关系来确定 滴定终点的方法。
电导滴定法的应用
在化学分析中，电导滴定法可用于测定物质 的含量，如酸碱滴定、氧化还原滴定等。
06
电解质溶液与生命活动
人体内的电解质平衡
医用化学 电解质溶液 课件
• 电解质溶液基本概念 • 电解质溶液的渗透压 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 电解质的导电性 • 电解质溶液与生命活动
目录
01
电解质溶液基本概念
电解质
总结词
电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
详细描述
电解质是化合物的一种，其在水溶液中或熔融状态下能够电离出自由移动的离 子，从而具有导电性。电解质在水中的电离程度决定了其导电能力的强弱。
详细描述
酸碱质子理论认为，任何能释放质子（H+）的物质是酸，任 何能接受质子的物质是碱。酸和碱之间的反应是质子的转移 ，反应的实质是质子的转移。
水的离子自解离平衡
总结词
水是一种极弱的电解质，它会发生自 解离，产生氢离子和氢氧根离子。
详细描述
水是一种极弱的电解质，它可以在水 溶液中发生自解离，产生氢离子和氢 氧根离子。在常温常压下，水的自解 离平衡常数约为10^-7。
透压平衡具有重要作用。
电解质平衡紊乱与疾病
要点一
电解质平衡紊乱的原因
饮食不均衡、消化系统疾病、肾脏疾病、内分泌疾病等都 可能导致电解质平衡紊乱。
要点二
电解质平衡紊乱的症状
低钠血症、高钠血症、低钾血症、高钾血症等都是常见的 电解质平衡紊乱症状。这些症状可能表现为恶心、呕吐、 乏力、心律失常等，严重时可能导致昏迷甚至死亡。
医用化学(第3版)PPT课件 第2章 电解质溶液
熟悉 同离子效应、盐效应的概念；缓冲溶液的配制
了解 正常人各种体液的pH范围、人体中的缓冲对 及在稳定血液pH过程中的作用
第二章 电解质溶液
第一节 电解质的基本概念
第一节 电解质的基本概念
一、电解质的定义及分类
（一）电解质的定义 电解质是指溶于水中或在熔融状态下能导电的化合物， 这些化合物的水溶液称为电解质溶液
由于Kbcb ≥ 20Kw，cb／Kb = 0.100／（5.8×1010）＞500，
故
[OH ] Kb cb 5.81010 0.100 7.8106 （mol·L1）
pOH = 5.11
pH = 14 – 5.11 = 8.89
第二章 电解质溶液
第五节 缓冲溶液
第五节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成和作用原理
数称为弱碱的解离平衡常数（dissociation constant of base ），简称碱常数
A + H2O
HA + OH
K
b
(A
)
[HA][OH [A ]
]
Kb值愈大，碱接受质子的能力愈强，其碱性愈强
弱酸（弱碱）的Ka（Kb）值非常小，为使用方便，也常用pKa（pKb）表示，它是酸
（碱）的解离平衡常数的负对数，即
酸（acid）：凡能给出质子（H+）的物质
碱（base）：凡能接受质子的物质
酸
质子 + 碱
HAc
H+ + Ac
H2CO3 HCO3
H+ + HCO3 H+ + CO32
酸碱半反应
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸碱半反应（half reaction of acid-base）：表示酸碱之间转化关系的式子
了解 正常人各种体液的pH范围、人体中的缓冲对 及在稳定血液pH过程中的作用
第二章 电解质溶液
第一节 电解质的基本概念
第一节 电解质的基本概念
一、电解质的定义及分类
（一）电解质的定义 电解质是指溶于水中或在熔融状态下能导电的化合物， 这些化合物的水溶液称为电解质溶液
由于Kbcb ≥ 20Kw，cb／Kb = 0.100／（5.8×1010）＞500，
故
[OH ] Kb cb 5.81010 0.100 7.8106 （mol·L1）
pOH = 5.11
pH = 14 – 5.11 = 8.89
第二章 电解质溶液
第五节 缓冲溶液
第五节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成和作用原理
数称为弱碱的解离平衡常数（dissociation constant of base ），简称碱常数
A + H2O
HA + OH
K
b
(A
)
[HA][OH [A ]
]
Kb值愈大，碱接受质子的能力愈强，其碱性愈强
弱酸（弱碱）的Ka（Kb）值非常小，为使用方便，也常用pKa（pKb）表示，它是酸
（碱）的解离平衡常数的负对数，即
酸（acid）：凡能给出质子（H+）的物质
碱（base）：凡能接受质子的物质
酸
质子 + 碱
HAc
H+ + Ac
H2CO3 HCO3
H+ + HCO3 H+ + CO32
酸碱半反应
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸碱半反应（half reaction of acid-base）：表示酸碱之间转化关系的式子
医用化学 第五章 电解质溶液
酸和碱的离解常数具体反映了酸碱的强度，酸的 Ka越大，酸就越强；若碱Kb的越大，碱就越强， 在共轭酸碱对中，酸Ka的越大，则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡 水的离子积常数 Kw [H+][OH-]
25oC时，Kw = 1.00 × 10-14 [H+] = [OH-] = 1.00 ×10-7 (mol· L-1)
第二节 缓冲溶液 (buffer solution)
一、缓冲溶液的组成及缓冲原理
( 一) 缓冲作用与缓冲溶液:
能对抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而 保持溶液pH值基本不变的作用叫做缓冲作用; 具有缓冲作用的溶液,叫做缓冲溶液。
（二）缓冲溶液的组成
缓冲溶液由较高浓度的共轭酸和它的 共轭碱组成
1．弱酸及其对应的盐
一、强电解质溶液
（一）离子相互作用理论
强电解质的解离度都小于100%
（二）活度和活度系数
活度—有效浓度
公式5.1，5.2
二.弱电解质溶液 (一) 解离平衡和解离常数
HAc
+
H2O
H+
H3O+
+
Ac-
简写为： HAc
Ka
+ H
Ac
HAc
Ac
注意：1. ka是弱酸解离常数，反映解离能力 的相对强弱 2. ka只随温度改变，不随浓度改变
二、溶液的酸碱性表示
PH定义 PH = -lg[H+] PH越小，溶液酸性越强； PH越大，溶液碱性越强
PH = 7 溶液显中性 PH > 7 溶液显碱性 PH < 7 溶液显酸性
三、 酸、碱溶液pH值的计算
医用化学第4章电解质溶液
（二）一元弱碱
与一元弱酸相似，可以推导出[OH-]
离子浓度的计算公式。 当cB×Kb≥20Kw ，cB/Kb＞500时，
[OH ] c K B b
例6、计算0.10mol/L NH3的pH值。（已知 Kb=1.8×10-5） 解：因为cB×Kb≥20Kw ，cB/Kb＞500，所 以
医学上常用氢离子浓度的负对数值
来表示溶液的酸碱度，即：
pH=-㏒[H3O+]
∵水溶液中：[H3O+][OH-] =1.0×10-14 ∴pH+pOH=14
pH=7，溶液呈中性 pH>7，溶液呈碱性 pH<7，溶液呈酸性 pH值越小，溶液酸性越强；pH值越 大，溶液碱性越强
·
·当溶液中的[H3O+]或[OH-]大于 1mol/L时，仍以其浓度表示溶液的 酸碱度
CN- + H2O NH3 + H2O
H+3O + HCO3HCN + OHNH4+ + OH-
17
HA + H2O
A- + H3O+
[A-] [H3O+] Ki= [ HA ] [H O] 2
ka=
[A-] [H3O+] [ HA ]
B- + H2O
HB + OH[ B- ]
18
kb=
[HB] [OH-]
α＜100%。
4
一、Debye-Hü ckel 理论要点
1、强电解质在水中全部解离
5
2、离子间通过静电引力相互作用，每
个离子都被周围带相反电荷的离子包围， 形成离子氛（ion atmosphere),此外，还可 能：离子对.
922898-医用化学-第三章 电解质溶液
对于纯的弱酸、弱碱，如起始浓度为c，则有解离
度
Ka
c0
称稀释定律，表明 c
该式的使用必须十分小心，它只适用于纯的弱
电解质，有同离子效应(如HAc+NaAc)发生时不
适用。
Ka
c2 (1 ) c (1)
c
，
Ka c
3.二元弱酸、弱碱溶液
二元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。若 一级离解常数与二级离解常数之比大于或等于 102，说明二级离解困难，在实际计算[H+] 时， 通常忽略二级离解，从而把二元弱酸、弱碱当 作一元弱酸、弱碱近似处理。
一、强电解质和弱电解质 1、定义
强电解质： （例如NaCl） 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
弱电解质： （例如HAC） 在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。
2、解离度的计算
解离度的定义：电解质达到解离平衡时，
已解离的浓度和初始浓度之比。
•
表示：
已解离浓度 初始浓度
100％
➢对于不同的电解质，由于其本性不同，解 离度有很大差别。通常按解离度大小，把 质量摩尔浓度为0.1 mol/Kg的电解质溶液 中解离度（表观解离度）大于30％的称为 强电解质，小于5％的称为弱电解质，介 于二者之间的称为中强电解质。
➢酸（HA）与碱（B- ）会发生质子传递反
应，反应达平衡后反应物和产物的浓度都
不变。
HCl
NH 3
NH
4
Cl
➢达到平衡时，产物浓度(以计量系数为幂)的乘 积与反应物浓度的乘积之比为一常数，称 为质子传递平衡常数。
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]
医用基础化学电解质溶液
3 维持水平衡
电解质溶液有助于维持体 内外的水平衡，保持正常 的细胞水分。
医用基础化学电解质溶液的应用领域
1
急救医学
电解质溶液在急救医学中用于紧急情况
外科手术
2
的补液和重要离子的补充。
手术时使用电解质溶液维持体液平衡，
确保患者手术期间的稳定。
3
慢性病治疗
慢性病患者常需接受电解质溶液治疗， 维持体内电解质的稳定。
生理盐水
一种最常用的医用电解质溶液，含有适度的钠和氯离子。
酸性氢碳酸钠溶液
用于补充碳酸氢盐缺乏的患者，可增加血浆碱性。
高渗盐水
富含钠离子的溶液，常用于抗休克治疗。
医用基础化学电解质溶液的作用
1 维持酸碱平衡
电解质溶液可以帮助维持 正常的酸碱平衡，确保身 体正常运作。
2 调节细胞功能
适当的电解质浓度对细胞 功能至关重要，如神经传 导和肌肉收缩。
医用基础化学电解质溶液的制备方法
1 配制
制备电解质溶液需要精确的浓度和配比，常使用计算机控制的自动配液系统。
2 消毒
电解质溶液应在无菌条件下制备，并严格遵守消毒规程，以确保无菌性。
3 质量检验
制备完毕的电解质溶液需要进行严格的质量检验，确保符合相关标准。
医用基础化学电解质溶液的质量控制
生产批次 B20210701 B20210702 B20210703
医用基础化学电解质溶液
医用基础化学电解质溶液是一种用于维持体液电解质平衡的溶液。它包含常 见的离子，如钠、钾、钙和氯，对人体起着至关重要的作用。
医用基础化学电解质溶液的定 义
医用基础化学电解质溶液是一种在医疗领域中广泛应用的溶液，它含有能够 帮助维持体液中电解质浓度平衡的化学物质。
第三章 医用化学基础 电解质溶液
16
第二节 水的电离及溶
液的酸碱性
H
17
一、水的电离
• 水是一种极弱的电解质，它能电离出极少量的H+和 OH-，其电离方程式是：
H2O
H+ + OH-
• 实验测得，在25℃时，1L纯水中仅有1.0×10-7mol水分 子电离，可电离出H+和OH-各1.0×10-7mol的，两者的 乘积是一个常数，用KW表示。 KW =[H+][OH-] = 1.0×10-14
抗碱成分 CH3COOH H2CO3 H3PO4 NH4Cl NaHCO3 NaH2PO4 NaH2PO4
H
37
三、缓冲溶液在医学上的意义
• 缓冲溶液在人体中和医药学上具有重要意义。人体内 各种体液都有一定的pH范围，正常人体血液的pH总 是维持在7.35～7.45，如果某些原因导致血液的pH改 变0.1个单位以上，就容易引起疾病，表现为酸中毒或 碱中毒，甚至危及生命。临床上常用乳酸钠或碳酸氢 钠纠正酸中毒，用氯化铵辅助纠正碱中毒。
• KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。
H
18
二、溶液的酸碱性和pH
（一）溶液的酸碱性和[H+]、pH的关系
• 常温时，纯水中[H+]和[OH-]相等，都是1.0×10-7mol/L， 所以纯水既不显酸性也不显碱性，而是呈中性。
• 如果向纯水中加入酸，由于[H+]﹥[OH-]，溶液呈酸性。 • 如果向纯水中加入碱，由于[H+]﹤[OH-]，溶液呈碱性。 • 常温时溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的关系可表示为：
则[H+]=[HCl]=0.00lmol/L =1×10-3mol/L ∴ pH= -lg[H+]= -lg(l×10-3)= -(0-3) = 3
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1.电解质和非电解质：
非电解质：在水溶液里或熔融状态下，都不 能导电的化合物。
包括：多数有机物、非金属氧化物等。 ------ 蔗糖、酒精
电解质： 在水溶液里或熔融状态下，能够 导电的化合物。
（真正电离出自由移动的离子的物质才是电解质）
常见的电解质包括： 酸、碱、盐
2.强电解质和弱电解质
强、弱电解质的区分是看在水溶液里（或熔 融状态)电离成阴、阳离子的程度.
多元弱酸分步水解：电离程度依次减小
强电解质和弱电解质
强电解质
弱电解质
定义 溶于水后能够全部电
离的电解质在溶液中 存在形式 Nhomakorabea离子
溶于水后只有部分 电离的电解质
离子、分子
化合物 类型
强酸 HCl / HNO3 强碱 NaOH 绝大多数盐NaCl/AgCl
弱酸 CH3COOH H2CO3
弱碱 NH3·H2O
弱电解质的电离方程式
(1)弱电解质在水溶液中的电离是部分可逆的，
用 ⇌ 表示可逆性
例如： NH3·H2O ⇌ NH4++OH-
CH3COOH ⇌ H++ CH3COO-
醋酸
醋酸根
(2)多元弱酸的电离是分步可逆的，用分步电离 方程式表示。
例如： H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-
HCO3- ⇌ H+ + CO32-
电离平衡的移动：
由于条件（浓度）的改变，弱电解质由原来的电离 平衡达到新的电离平衡的过程，称为电离平衡的移动。
三、同离子效应：
弱电解质： NH3·H2O 强电解质： NH4Cl
NH4+ + OHNH4+ + Cl-
加入氯化铵后，溶液中铵离子浓度增大，电离平衡向左移动。 降低了氨水的电离度。溶液中OH-浓度减小。
电离度：弱电解质在溶液中达到 电离平衡时，已电离的分子数与电离 前的分子总数的比率。
已电离的分子数 分子总数
100%
0.1mol/L电解质溶液
电离度
HCl
92%
HNO3 H3PO4 CH3COOH H2CO3
>30%
92% 27% 1.32% 0.17% 强电解质
电离度 α 5~30% 中强电解质
同离子效应：在弱电解质溶液里，加入和弱电解质具有相同离子
的强电解质，使弱电解质电离度减小的现象。
电离程度 电离过程
强电解质
全部电离
不可逆过程
弱电解质
部分电离 可逆过程
二、弱电解质的电离平衡
（一）电离平衡
在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电 解质分子电离成离子的速度和离子重新结 合生成分子的速度相等时的状态称为电离 平衡。
电离平衡是动态平衡。 当外界条件改变时，电离平衡会发生移动
（二）电离度
<5% 弱电解质
3. 电离平衡的移动： 电解质分子或离子浓度的改变：电离平衡的变化
NH3·H2O
NH4+ + OH-
加酸（如HCl） H+和OH- 中和，则OH- 离子减少， 使得氨水的电离平衡向右移动
加碱（如NaOH）则OH- 离子增加， 使得氨水的电离平衡向左移动
加浓氨水增大了NH3·H2O浓度， 使得氨水的电离平衡向右移动
常见的弱电解质包括：弱酸、弱碱
弱酸 CH3COOH 、H2CO3 弱碱 NH3·H2O
明亮
明亮
较暗
明亮 较暗
强电解质的电离方程式
电离方程式用
或
表示。
例如： HCl = H++Cl- 或 HCl H++Cl-
NaOH=Na++OH- 或 NaOH Na++OH-
NaCl=Na++Cl- 或 NaCl Na++Cl-
（全部、部分）
强电解质：在水溶液里能全部电离成阴、阳 离子的电解质。
HCl = H++Cl-
弱电解质：在水溶液里只有部分电离成阴、 阳离子的电解质.
HAc
H++Ac-
常见的强电解质包括：强酸、强碱、绝大多数盐
强酸 HCl 、H2SO4 、HNO3 强碱 NaOH、KOH 绝大多数盐 NaCl 、AgCl 、CaCl2、Na2SO4
非电解质：在水溶液里或熔融状态下，都不 能导电的化合物。
包括：多数有机物、非金属氧化物等。 ------ 蔗糖、酒精
电解质： 在水溶液里或熔融状态下，能够 导电的化合物。
（真正电离出自由移动的离子的物质才是电解质）
常见的电解质包括： 酸、碱、盐
2.强电解质和弱电解质
强、弱电解质的区分是看在水溶液里（或熔 融状态)电离成阴、阳离子的程度.
多元弱酸分步水解：电离程度依次减小
强电解质和弱电解质
强电解质
弱电解质
定义 溶于水后能够全部电
离的电解质在溶液中 存在形式 Nhomakorabea离子
溶于水后只有部分 电离的电解质
离子、分子
化合物 类型
强酸 HCl / HNO3 强碱 NaOH 绝大多数盐NaCl/AgCl
弱酸 CH3COOH H2CO3
弱碱 NH3·H2O
弱电解质的电离方程式
(1)弱电解质在水溶液中的电离是部分可逆的，
用 ⇌ 表示可逆性
例如： NH3·H2O ⇌ NH4++OH-
CH3COOH ⇌ H++ CH3COO-
醋酸
醋酸根
(2)多元弱酸的电离是分步可逆的，用分步电离 方程式表示。
例如： H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-
HCO3- ⇌ H+ + CO32-
电离平衡的移动：
由于条件（浓度）的改变，弱电解质由原来的电离 平衡达到新的电离平衡的过程，称为电离平衡的移动。
三、同离子效应：
弱电解质： NH3·H2O 强电解质： NH4Cl
NH4+ + OHNH4+ + Cl-
加入氯化铵后，溶液中铵离子浓度增大，电离平衡向左移动。 降低了氨水的电离度。溶液中OH-浓度减小。
电离度：弱电解质在溶液中达到 电离平衡时，已电离的分子数与电离 前的分子总数的比率。
已电离的分子数 分子总数
100%
0.1mol/L电解质溶液
电离度
HCl
92%
HNO3 H3PO4 CH3COOH H2CO3
>30%
92% 27% 1.32% 0.17% 强电解质
电离度 α 5~30% 中强电解质
同离子效应：在弱电解质溶液里，加入和弱电解质具有相同离子
的强电解质，使弱电解质电离度减小的现象。
电离程度 电离过程
强电解质
全部电离
不可逆过程
弱电解质
部分电离 可逆过程
二、弱电解质的电离平衡
（一）电离平衡
在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电 解质分子电离成离子的速度和离子重新结 合生成分子的速度相等时的状态称为电离 平衡。
电离平衡是动态平衡。 当外界条件改变时，电离平衡会发生移动
（二）电离度
<5% 弱电解质
3. 电离平衡的移动： 电解质分子或离子浓度的改变：电离平衡的变化
NH3·H2O
NH4+ + OH-
加酸（如HCl） H+和OH- 中和，则OH- 离子减少， 使得氨水的电离平衡向右移动
加碱（如NaOH）则OH- 离子增加， 使得氨水的电离平衡向左移动
加浓氨水增大了NH3·H2O浓度， 使得氨水的电离平衡向右移动
常见的弱电解质包括：弱酸、弱碱
弱酸 CH3COOH 、H2CO3 弱碱 NH3·H2O
明亮
明亮
较暗
明亮 较暗
强电解质的电离方程式
电离方程式用
或
表示。
例如： HCl = H++Cl- 或 HCl H++Cl-
NaOH=Na++OH- 或 NaOH Na++OH-
NaCl=Na++Cl- 或 NaCl Na++Cl-
（全部、部分）
强电解质：在水溶液里能全部电离成阴、阳 离子的电解质。
HCl = H++Cl-
弱电解质：在水溶液里只有部分电离成阴、 阳离子的电解质.
HAc
H++Ac-
常见的强电解质包括：强酸、强碱、绝大多数盐
强酸 HCl 、H2SO4 、HNO3 强碱 NaOH、KOH 绝大多数盐 NaCl 、AgCl 、CaCl2、Na2SO4