工程化学教案 第三章 所以溶液的沸点为100℃+0.45℃=100.45℃ 溶液的凝固点为0℃-1.60℃=-1.60℃ 3,溶液的滲透压 1886年荷兰物理学家范特霍夫(J·H·Vant Hoff)根据实验结果发现非电解质稀溶液 的渗透压可以用一个与理想气体状态方程非常相似的公式来计算，其数学表达式如下： xV=n(B)RT 或T=c(B)RT 式中，r代表溶液的渗透压(SI单位是Pa),V是溶液的体积(SI单位是m),nB)是溶 质的物质的量(SI单位是mol),c(B)是溶液的物质的量浓度(SI单位是mol·m),R是摩尔 气体常数(SI单位是J·mo·K),T是热力学温度(SI单位是K)。 例3-4试计算0.100mol·L1的葡萄糖溶液具有的渗透压。 解将单位换算成SI单位，代入渗透压计算公式 x=c(B)RT =0.100×103molm3×8.314Jmol1K×298K =2.48×105Pa =248kPa 由计算知0.100mol·L的葡萄糖溶液的渗透压是248kPa。 上面我们系统地介绍了在难挥发、非电解质的稀溶液中存在的四个性质：蒸气压下降、 沸点上升、凝固点下降和渗透压，从它们的定量计算公式我们可清楚地看出稀溶液的这四个 性质仅与一定量溶剂中所含溶质的物质的量成正比，而与溶质的本性无关，这也是将这四条 性质称为稀溶液的依数性，将存在的规律称为稀溶液或稀溶液依数定律的原因。 但是，稀溶液定律给出的依数性与溶液浓度的定量关系不适合于浓溶液和电解质溶液。 因为在浓溶液中，溶质的微粒数较多，溶质微粒之间的相互影响以及溶质微粒与溶剂分子之 间的相互影响大大地加强了，而在电解质溶液中存在溶质的解离现象。这些复杂的因素使稀 溶液定律的定量关系产生了偏差。下面我们仅对强电解质溶液作进一步的分析。 二、电解质溶液 为了定量描述强电解质稀溶液的性质，反映由于离子氛的存在使离子不能完全发挥其应
工程化学教案 第三章 • • 6 所以溶液的沸点为 100℃+0.45℃ = 100.45℃ 溶液的凝固点为 0℃-1.60℃= -1.60℃ 3.溶液的渗透压 1886 年荷兰物理学家范特霍夫（J·H·Vant Hoff）根据实验结果发现非电解质稀溶液 的渗透压可以用一个与理想气体状态方程非常相似的公式来计算，其数学表达式如下： πV = n（B）RT 或π= c（B）RT 式中，π代表溶液的渗透压(SI 单位是 Pa），V 是溶液的体积(SI 单位是 m3），n(B)是溶 质的物质的量(SI 单位是 mol），c(B)是溶液的物质的量浓度(SI 单位是 mol·m-3），R 是摩尔 气体常数(SI 单位是 J·mol-1·K-1），T 是热力学温度(SI 单位是 K）。 例 3-4 试计算 0.100mol·L -1 的葡萄糖溶液具有的渗透压。 解将单位换算成 SI 单位，代入渗透压计算公式 π= c（B）RT = 0.100×10-3mol·m-3×8.314J·mol-1·K-1×298K = 2.48×105Pa = 248kPa 由计算知 0.100mol·L -1 的葡萄糖溶液的渗透压是 248kPa。 上面我们系统地介绍了在难挥发、非电解质的稀溶液中存在的四个性质：蒸气压下降、 沸点上升、凝固点下降和渗透压，从它们的定量计算公式我们可清楚地看出稀溶液的这四个 性质仅与一定量溶剂中所含溶质的物质的量成正比，而与溶质的本性无关，这也是将这四条 性质称为稀溶液的依数性，将存在的规律称为稀溶液或稀溶液依数定律的原因。 但是，稀溶液定律给出的依数性与溶液浓度的定量关系不适合于浓溶液和电解质溶液。 因为在浓溶液中，溶质的微粒数较多，溶质微粒之间的相互影响以及溶质微粒与溶剂分子之 间的相互影响大大地加强了,而在电解质溶液中存在溶质的解离现象。这些复杂的因素使稀 溶液定律的定量关系产生了偏差。下面我们仅对强电解质溶液作进一步的分析。 二、电解质溶液 为了定量描述强电解质稀溶液的性质，反映由于离子氛的存在使离子不能完全发挥其应
工程化学教案 第三章 有的效能的现象，引入了活度的概念，其计算公式是： a=yc 式中称为活度，又叫有效浓度，就是将溶液浓度乘上一个校正因子以后获得校正后的 浓度，Y叫做校正因子，c是溶液浓度，实际上是指在溶液能有效地自由运动的离子的浓度。 活度因子Y反映了电解质溶液中离子牵制作用的大小，Y越大表示离子可自由运动的程 度越大。一般情况下，Y<1。只有当溶液浓度很稀，离子相互牵制作用很微弱时，活度因 子Y才接近于1，活度与浓度数值趋于相等。在一般准确度要求不是很高的普通工程化学计 算中，一般都可以近似认为Y=1。 第三节弱电解质的解离平衡 一、酸和碱 酸碱质子理论认为：凡是能释放出质子(H)的任何物质都是酸：凡是能与质子(H) 结合的任何物质都是碱。也就是说酸是质子(H+)的给予体，碱是质子(H)的接收体 酸碱质子理论对酸碱的判断仅以H为依据。例如： HAc(aq)=H"(aq)+Ac(aq) 酸NHt(aq)=Hr(aq)+NH(aq)碱 H:PO+(aq)=H(aq)+HPO4>-(aq) [Fe(H2O)](aq)=H'(aq)+[Fe(OH)(H2O)s]2 方程式中的(aq)是拉丁字(aqua)的缩写，表示水合的意思。例如H实际上在水溶 液中不能独立存在，而是以水合质子的形成存在，一般简写为HO,或简化写成H(aq)。 方程式左边的HAc、HPO4、NH4、[Fe(O)6]3都能给出质子，都是酸。从上述 例子发现酸可以分为分子酸，阳离子酸和阴离子酸三类，酸失去质子的反应是可逆的，所以 酸失去质子，剩余下的部分可以与质子结合，就是碱，碱也能以分子、阴离子和阳离子的形 式出现，方程式右边的Ac,HPO42,NH,[Fe(OH)(HO)s]2+都是碱。上述例子同时 也表明了酸碱之间存在的相互依存，相互转化的关系（酸给出质子后又生成相应的碱，而碱 结合质子后又生成相应的酸)，这种关系可以用下面的通式表示： 酸=质子+碱 酸碱质子理论把酸碱之间这种相互依存，相互转化的关系叫做酸碱的共轭关系。酸失去
工程化学教案 第三章 • • 7 有的效能的现象，引入了活度的概念，其计算公式是： a = γ·c 式中 a 称为活度，又叫有效浓度，就是将溶液浓度乘上一个校正因子以后获得校正后的 浓度，γ叫做校正因子，c 是溶液浓度，实际上是指在溶液能有效地自由运动的离子的浓度。 活度因子γ反映了电解质溶液中离子牵制作用的大小，γ越大表示离子可自由运动的程 度越大。一般情况下，γ＜1。只有当溶液浓度很稀，离子相互牵制作用很微弱时，活度因 子γ才接近于 1，活度与浓度数值趋于相等。在一般准确度要求不是很高的普通工程化学计 算中，一般都可以近似认为γ= 1。 第三节 弱电解质的解离平衡 一、酸和碱 酸碱质子理论认为：凡是能释放出质子（H+）的任何物质都是酸；凡是能与质子（H+） 结合的任何物质都是碱。也就是说酸是质子（H+）的给予体，碱是质子（H+）的接收体， 酸碱质子理论对酸碱的判断仅以 H+为依据。例如： HAc(aq) = H+ (aq)+Ac- (aq) 酸 NH4 + (aq) = H+ (aq)+NH3(aq)碱 H2PO4 - (aq) = H+ (aq) + HPO4 2- (aq) ［Fe(H2O)6］3+ (aq) = H+ (aq)+［Fe(OH)(H2O)5］2+ 方程式中的（aq）是拉丁字（aqua ）的缩写，表示水合的意思。例如 H+实际上在水溶 液中不能独立存在，而是以水合质子的形成存在，一般简写为 H3O+，或简化写成 H+（aq）。 方程式左边的 HAc、H2PO4 -、NH4 +、［Fe（H2O）6］3+都能给出质子，都是酸。从上述 例子发现酸可以分为分子酸，阳离子酸和阴离子酸三类，酸失去质子的反应是可逆的，所以 酸失去质子，剩余下的部分可以与质子结合，就是碱，碱也能以分子、阴离子和阳离子的形 式出现，方程式右边的 Ac-，HPO4 2+，NH3，［Fe（OH）（H2O）5］2+都是碱。上述例子同时 也表明了酸碱之间存在的相互依存，相互转化的关系（酸给出质子后又生成相应的碱，而碱 结合质子后又生成相应的酸），这种关系可以用下面的通式表示： 酸=质子+碱 酸碱质子理论把酸碱之间这种相互依存，相互转化的关系叫做酸碱的共轭关系。酸失去