第二章 電解質溶液
電解質分為強電解質和弱電解質.強電解質在水溶液中全部離解或近乎全部離解.而弱電解質在水溶液中只有一小部分離解。這兩類電解質溶液的性質有較大差別。
電解質在水溶液中離解出來的離子全部都是水化的，但由于參加水化的水分子數目并不固定，所以在書寫時仍以簡單離子的符號表示，如H+、Na+、OH-離子等。
電解質在化學和生產上經常遇到，與人體亦關系密切，它常以一定濃度的離子形式廣泛存在于人的體液和組織液中，其含量關系到人體的生理工能。因此，研究電解質溶液的有關性質，對醫科學生來說很有必要。
第一節 電解質在溶液中的離解
一、一元弱酸弱堿的離解平衡
（一）離解度和離解常數
一元弱酸弱堿（如HOAc，NH3等）是弱電解質，在溶液中只能部分離解。離解程度用離解度表示。
離解度是指溶液中已經離解的電解質的分子數占電解質總分子數（已離解的和未離解的）的百分數。通常用α表示。
一元弱酸HA存在以下的離解平衡：
平衡濃度為
c(1-α) cα cα其中c為HA的總濃度，α為離解度。
離解常數KI可表示為
(2-1)
KI在一定溫度下為一常數，不能隨濃度變化而變化。弱酸的離解常數習慣上用Ka表示，弱堿的離解常數用Kb表示。
如果弱電解質離解度α很少，則
1-α≈1
這時式（2-1）為
（2-2）
從式（2-2）可以看出，在一定溫度下，同一弱電解質的離解度大約與溶液濃度的平方根成反比，即離解度隨溶液的稀釋而升高。這條說明溶液濃度與離解度關系的定律，叫做稀釋定律。式（2-2）叫做稀釋定律公式。利用此公式可以進行有關離解試或離解常數的計算。
例1在25℃時，已知（1）0.1mol?L-1HOAc的離解度為1.32%；（2）0.2mol?L-1HOAc的離解度為0.93%,求HOAc的離解常數。
解：（1）
（2）
從例1可以看出，對不同濃度HOAc溶液，在一定溫度下，所計算出來的離解常數基本是一致的。表2-1是HOAc溶液在25℃時，不同濃度的離解度以及由離解度計算出來的離解常數值。
表2-1 25℃，不同濃度醋酸的離解度和離解常數
濃度/mol?L-1 離解度/% 離解常數 0.001 12.4 1.76×10-5 0.01 4.1 1.76×10-5 0.02 2.96 1.80×10-5 0.1 1.32 1.76×10-5 0.2 0.93 1.76×10-5
利用離解常數可以計算一定濃度某弱酸溶液中的H+濃度,或計算弱堿溶液中的OH-＝濃度。
式中HA為弱酸，BOH為弱堿。
在濃度為c的弱酸中，[H+]=cα，即α=[H＋]/c，又根據稀釋定律， ， 則
（2-3）
同理，在濃度為c的弱堿溶液中，
（2-4）
根據式（2-3）和式（2-4），可以計算一定濃度的弱酸或弱堿的[H+]或[OH-]。
離解常數的大小用以衡量酸或堿的強弱程度。酸或堿越弱，它們的離解常數值就越小。一般認為KI在10-5至10-9范圍內的電解質是弱電解質；KI值小于10-10時是極弱電解質。
（二）影響離解平衡的因素
弱酸和弱堿的離解平衡都是暫時的、相對的動態平衡。當外界條件改變時，離解平衡像其它平衡一樣，會發生移動，結果弱酸和弱堿的離解程度都有所增減。因此，可以應用平衡移動原理，通過改變外界條件，控制弱酸和弱堿的離解程度。外界條件主要指溫度，同離子效應和鹽效應的影響。
1．溫度的影響
溫度變化能使離解平衡發生移動，這種移動是通過離解常數的改變實現的，但在常溫范圍內變化不大。
2．同離子效應
離子濃度的改變，對弱酸和弱堿離解程度的影響極為顯著。
例如，在醋酸溶液中加入一些醋酸鈉，由于醋酸鈉是強電解質，在水溶液中完全離解Na+OAc-,這樣溶液中[OAc-]增大，使離解平衡向左移動，從而降低了醋酸的離解度和溶液中的H+濃度。
又如，在氨水中加入一些氯化銨，由于氯化銨是強電解質，在水溶液中完全離解成NH4+和CL-，這樣溶液中[NH4+]增大，使離解平衡向左移動，從而降低了氨水的離解度和溶液中的OH-濃度。
由此可以得出結論，在弱電解質溶液中，加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，使弱電解質的離解度降低的效應，稱為同離子效應。
3．鹽效應
在弱電解質溶液中，加入與弱電解質沒有相同離子的強電解質，而使弱電解質的離解度略微增大的效應，稱為鹽效應。
鹽效應的產生，是由于強電解質的加入，使溶液中離子間的相互牽制作用增強，離子結合成分子的機會減少，降低了分子化的程度，因而達到平衡時，弱電解質的離解度比未加入強電解質時略微大些。
例如，在0.1mol?L-1HOAc溶液中加入NaCL晶體，使NaCL的濃度為0.1mol?L-1時，[H+]不是1.32×10-3mol?L-1,而是1.70×10-3mol?L-1,離解度不是1.32%而是1.70%.
應該指出,在發生同離子效應的同時,必然伴隨著鹽效應的發生.這兩個效應對弱電解質離解度影響不同.鹽效應可以使弱電解質的離解度增大一些,而同離子效應可以使弱電解質的離解度大大降低.這說明同離子效應和鹽效應對溶液酸堿性的影響是不能相提并論的.因此,對稀溶液來說,如不考慮鹽效應,是不會引起很大誤差的.
二、多元酸堿在溶液中的離解
多元酸堿在溶液中的離解是分步進行的，叫做分步離解。表2-2列出了一些常見的多元酸的分步離解常數。表中pKa為Ka的負對數值。
表2-2 一些常見的多元酸的分步離解常數
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