第三章
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溶 液 中 的 化 学 平 衡 - PowerPoint PPT Presentation


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第三章. 溶 液 中 的 化 学 平 衡.  酸碱平衡  沉淀溶解平衡  配位平衡  电化学平衡(氧化还原平衡) —— 溶液中的“四大化学平衡”. 引言 —— 电解质的概念 * 溶液中能传导电流的物质叫电解质。 * 常见的电解质有: 酸、碱、盐。 * 它们在溶液中之所以能导电,是因为它们在水溶液中发生了电离,产生正、负离子。在溶液中能自由移动的带电离子,是电流的载体。 M + A - = M + + A -. 根据电解质在溶液中电离的程度,可将电解质分类: 强电解质 :在溶液中全部电离成离子,主要有:

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第三章

溶 液 中 的 化 学 平 衡

 酸碱平衡

 沉淀溶解平衡

 配位平衡

 电化学平衡(氧化还原平衡)

——溶液中的“四大化学平衡”


引言——电解质的概念

*溶液中能传导电流的物质叫电解质。

* 常见的电解质有: 酸、碱、盐。

* 它们在溶液中之所以能导电,是因为它们在水溶液中发生了电离,产生正、负离子。在溶液中能自由移动的带电离子,是电流的载体。

M+A- = M+ + A-


根据电解质在溶液中电离的程度,可将电解质分类:根据电解质在溶液中电离的程度,可将电解质分类:

强电解质:在溶液中全部电离成离子,主要有:

强酸:HClO4 HCl HNO3

强碱:KOH NaOH Ba(OH)2

盐类:NaCl KCl

弱电解质:在溶液中部分电离。部分以离子的形式存在,部分

以分子的形式存在,主要有:

弱酸:H2S H2CO3 HCN

弱减:NH3 Al(OH)3 Ca(OH)2

少数几种金属盐: ZnCl2 CdCl2 HgCl2 (卤化物)


弱电解质的电离,是个可逆的过程。这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。弱电解质的电离,是个可逆的过程。这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。


第三章:溶液中的化学平衡弱电解质的电离,是个可逆的过程。这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。

第一节: 溶液中的酸碱平衡

弱酸弱碱的电离平衡

酸碱质子理论

同离子效应和缓冲溶液


一、弱酸、弱碱的电离平衡弱电解质的电离,是个可逆的过程。这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。

1、一元弱酸、弱碱的电离平衡

(1)电离平衡与电离平衡常数

弱酸、弱碱为弱电解质,在水中部分电离,电离产生的正、负离子与未电离的分子间建立如下的化学平衡:

弱酸: HAc + H2O H3O+ + Ac-

简写为: HAc H+ + Ac-

其平衡常数,即弱酸的电离常数:

其中: C—实际浓度 mol / L, [ ]—相对浓度 (纯数)。


弱碱: 弱电解质的电离,是个可逆的过程。这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。NH3 + H2O NH4+ + OH-

简写为: HAc H+ + Ac-

其平衡常数,即弱碱的电离常数:

注意要点

* Ka、Kb表示了弱酸、弱碱在电离方面的本质特性。只与温度有关,与浓度无关。

* 常见弱酸、弱碱的电离常数,有表可查。(p71)

* 水的浓度不包括在平衡常数表达式内。


(2)弱电解质的电离,是个可逆的过程。这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。电离度与平衡常数的关系

电离度——即电离的百分数。它与电离平衡常数之间的关系,分析如下:

设有弱电解质(弱酸)的电离平衡:

H A H+ + A-

未电离时的浓度: [HA]0 0 0

电离达到平衡时的浓度: (1- )[HA]0[HA]0 [HA]0

上式中如果 Ka << 10-4 , 且 [HA] > 0.1, 则电离百分数很小,1-   1,则:

此式说明:电解质溶液的电离度与浓度的平方根成反比,即浓度越稀电离度越大,以离子形式存在于溶液中的比例越多——稀释定律。


对上式进行变换弱电解质的电离,是个可逆的过程。这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。:

对于弱碱,同样有:

MOH M+ + OH -


2弱电解质的电离,是个可逆的过程。这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。、多元弱酸、弱碱的电离平衡

含有多个可电离的质子的酸——多元酸

多元酸的电离是分步进行的,以H2S为例说明如下:

一级电离:

H2S H+ + HS-

二级电离:

HS-H+ + S2-

总电离:

H2S 2H+ + S2-

[H+]2 [ S2-]

Ka = = Ka1 Ka2

[H2S]



3从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的、水的电离平衡和pH值

纯水有微弱的导电性,实验说明水也是一种很弱的电解质,常温下,将有很少的一部分水分子发生了电离:

H2O H+ + OH-

所以: [H+][OH-] = 55.56 K = Kw

298K精确的实验测得纯水中的离子的浓度为:

[H+] = 1.00410-7, [OH-] = 1.00410-7

则: Kw = 1.00410-7 1.00410-7 = 1.00 10-14

Kw 称为水的离子积常数。实质上它是水的电离平衡常数。它只于温度有关。虽然是通过纯水的实验计算得来的,但对于水溶液,不论是酸性的,还是碱性的,溶液的[H+] 值或[OH-] 值可以变化,但它们的乘积总是等于常数Kw 。


人们为了使用的方便,常采用从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的pH值来表示水溶液的酸碱性。即定义:

pH = - lg [H+]

pOH = - lg [OH-]

pKw = - lg Kw

根据水的电离平衡关系,他们之间有如下的联系:

[H+][OH-] = Kw = 1.00 10-14

pH + pOH = p Kw = 14

对于纯水,或中性的水溶液(如NaCl等): pH = pOH = 7.0

对于酸性溶液(如HCl等): [H+] > 10-7, [OH-] < 10-7, pH < 7.0

对于碱性溶液(如NaOH等): [OH-] > 10-7, [H+] < 10-7, pH >7.0


从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的、酸碱质子理论

为了说明物质的一些反映性质,1923年两位科学家(丹麦的Bronsted和英国的Lowry)各自独立提出了“酸碱质子理论”。其内容是:

凡是能给出质子的物质都是酸;酸是质子的给予体。

凡是能接受质子的物质都是碱;碱是质子的接受体。

根据酸碱质子理论,酸和碱之间有如下的“共轭关系”:

HAH+ + A-

酸 碱

左边的HA称为碱A的“共轭酸”;右边的A称为酸HA的“共轭碱”。酸给出质子后剩余的部分就是碱;碱接受质子后就变成了酸。


举例说明: 从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的

HCl H+ + Cl-

HSO4- H+ + SO4-

NH4+ H+ + NH3

[Al(H2O)6]3+ H+ + [Al(H2O)5(OH)]2+

NH3 H+ + NH2

从上面的例子可以看出:酸和碱都可以是分子、正离子、负离子。

有些物质,既可以接受质子,也可以给出质子,这类物质叫两性物质。

例如: H2O + HCl H3O + + Cl -

NH3 OH- + NH4+

类似的还有:HSO4-、 NH3等,都可作为两性物质。


* 从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的质子酸、质子碱有强弱之分:

酸和碱的强度,就是它们给出或接受质子的倾向的衡量尺度。凡是容易给出质子的是强酸,它的共轭碱就是弱碱。凡是容易接受质子的碱就是强碱,它的共轭酸就是弱酸。

例如: HCl是强酸,Cl-就是弱碱;

HAc是弱酸,Ac-就是强碱;

OH-是强碱,H2O就是弱酸。

酸与碱的强弱,还与溶剂有关。例如:HCl和HAc在水溶液中,前者是强酸,后者是弱酸。但如果用碱性比水强的液氨做溶剂,则两种酸的质子都完全传给了溶剂氨分子,它们在液氨中将完全电离都是强酸——拉平效应。


* 从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的酸碱质子理论用来描述化学反应

酸和碱的反应,实质上是质子的传递过程,可用下列通式表示:

酸(1)+ 碱(2) 碱(1)+ 酸(2)

质子的传递方向,也决定了化学反应进行的方向:由强酸、强碱生成弱酸、弱碱的反应进行得很完全;而由弱酸、弱碱生成强酸、强碱的反应,进行得就很不完全。

例如:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

强酸(1) 强碱(2) 弱酸(2) 弱碱(1)

HAc + H2O H3O+ + Ac-

弱酸(1) 弱碱(2) 强酸(2) 强碱(1)

* 酸碱质子理论的缺陷:不适合不含质子的物质之间的反应情况。


四、水解平衡从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的

强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸弱碱盐

中性 碱性 酸性 中性


水解作用的实质从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的:盐类的离子与水电离出的OH-或H+结合生成了弱酸或弱碱的分子,从而破坏了水的电离平衡,改变了纯水中OH-或H+的正常的浓度。

水解反应实际上是中和反应的逆反应:

NaAc + H2O HAc + NaOH

水解

中和


从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的1)水解常数

从化学平衡的观点,当盐溶解到水中,有如下的平衡关系:

NaAc Na+ + Ac-

H2O OH-+ H+

+

HAc

总反应: Ac- + H2O HAc + OH-


从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的2)分级水解

多元弱酸盐的水解是分级进行的,故称为分级水解。现以Na2CO3为例说明之:

CO32- + H2O HCO3- + OH-

HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

注意:

水解常数和电离常数之间的对应关系

比较后发现:Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要的,二级水解可以近似忽略。


从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的3)水解度和盐水溶液的pH值

已水解的盐的浓度

盐的起始浓度

H =

100%

盐水溶液的pH值,主要由第一级水解所决定。pH计算方法,与多元弱酸碱的情形相似。可以通过计算得到:


4从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的、影响水解平衡的因素

水解平衡是化学平衡之一,因此它的影响因素为:

* 温度:已知水解反应为吸热反应(中和反应的逆反应),根据盖.吕查德里原理,升高温度,会使水解度增大。

* 浓度:根据水解度与浓度的关系,水解度与盐的浓度的平反根成反比。所以,盐的浓度越低,水解度也就越大。

* 酸度:水解的产物是OH-或H+,因此调节溶液的pH,利用同离子效应,可抑制水解的发生。例如:KCN中加碱,FeCl3中加酸,可抑制水解的发生。


从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的、同离子效应和缓冲溶液

(1)什么是“同离子效应”?

在弱电解质溶液中,加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,而影响电离平衡,是弱电解质的电离度降低,这种现象叫“同离子效应。


从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的2)缓冲溶液

 什么是“缓冲溶液?

凡是能够对溶液的pH值起稳定作用,具有一定的抗酸、抗碱、抗稀释的本领的溶液,叫做“缓冲溶液”。

 缓冲溶液的组成

弱酸+弱酸盐:HAc + NaAc

弱碱+弱碱盐:NH3 + NH4Cl

 缓冲溶液的作用原理

同时含有抗酸、抗碱两种成分


从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的缓冲溶液的pH值计算

基本依据:弱酸弱碱电离平衡关系 以HAc+NaAc为例说明如下:

设缓冲溶液是由c酸浓度的HAc和c碱浓度的NaAc构成的,则:

HAc H+ + Ac-

电离平衡时:c酸- x  c酸 x c盐 + x  c盐


同理对于弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液:从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的

 缓冲溶液的配制

选择合适的“缓冲对”,使其pKa(或14-pKb)值尽量接近所需缓冲溶液的pH,在通过调节c酸/c盐值达到所需的pH值。

 缓冲溶液的应用


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