工程化学
Download
1 / 98

使用教材:许力等编著, 《 工程化学 》 ,兰州大学出版社 授课对象:非化学类各专业学生 主讲教师:董文魁、许力、李静萍等 - PowerPoint PPT Presentation


  • 91 Views
  • Uploaded on

工程化学 —— 第三章 溶液与离子平衡. 使用教材:许力等编著, 《 工程化学 》 ,兰州大学出版社 授课对象:非化学类各专业学生 主讲教师:董文魁、许力、李静萍等. 学习目的和要求 : 掌握溶液的通性,包括气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压四个方面的内容。 掌握酸碱的质子理论、同离子效应、弱电解质的解离平衡和配离子的解离平衡,能熟练计算各类溶液的 PH 值,能计算含配离子的溶液中各种物质的浓度。 掌握有关溶度积和溶解度的基本计算 、 溶度积规则及其应用。 了解有关分散系统方面的基本知识。. 本章节重点、难点 各类溶液的 PH 值的计算.

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about ' 使用教材:许力等编著, 《 工程化学 》 ,兰州大学出版社 授课对象:非化学类各专业学生 主讲教师:董文魁、许力、李静萍等' - price-mclaughlin


An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript

工程化学——第三章 溶液与离子平衡

使用教材:许力等编著,《工程化学》,兰州大学出版社

授课对象:非化学类各专业学生

主讲教师:董文魁、许力、李静萍等


学习目的和要求:掌握溶液的通性,包括气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压四个方面的内容。掌握酸碱的质子理论、同离子效应、弱电解质的解离平衡和配离子的解离平衡,能熟练计算各类溶液的PH值,能计算含配离子的溶液中各种物质的浓度。掌握有关溶度积和溶解度的基本计算、溶度积规则及其应用。了解有关分散系统方面的基本知识。


本章节重点、难点各类溶液的PH值的计算

有关溶度积和溶解度的基本计算、溶度积规则及其应用


学时分配稀溶液的通性(1学时)。弱电解质的解离平衡(3学时)。


第三章 溶液与离子平衡

◇ 溶液浓度的表示方法

◇ 稀溶液的通性

◇ 弱电解质的解离平衡


§3-1 溶液浓度的表示方法

溶液是溶质以分子或离子状态均匀地分布在溶剂中所得到的一种十分稳定的分散系统。要定量地考察溶液的性质,首先必须搞清溶液中溶质相对含量的高低,溶液中溶质的相对含量用溶液的浓度来表示,所以溶液的浓度就是指溶液中溶质的相对含量。溶液浓度的表示方法有很多,最常用的浓度表示方法有以下四种:

一、质量分数:

质量分数又称作百分浓度或质量百分数,其定义是溶液中溶质的质量与溶液的质量之比,可以表示为

W(B)=m(B)m

其中W(B)代表溶质的质量分数,m表示溶液(溶剂+溶质)的质量,m(B)表示溶质B的质量。W(B)是量纲为1的量,也常表示为百分数,例如在50.0g含7.70g氯化钾的水溶液中,氯化钾的质量分数为:

W(NaCl)=7.7050.0×100%=15.4%


二、物质的量浓度:

物质的量浓度是普通工程化学中最常用的浓度表示方法,也是我们最熟悉的一种浓度表示方法。其定义为:在1L溶液中所含溶质的物质的量,常用的单位为mol·L-1,SI单位为mol·m-3物质的量浓度的表示式为:

c(B)=n(B)V

式中,V为溶液的总体积,n(B)为溶质B的物质的量,c(B)为溶质B的物质的量浓度。


三、摩尔分数:

将溶质和溶剂均以物质的量计量,摩尔分数的定义为:溶液中溶质的物质的量与溶液中溶质和溶剂的总物质的量的比。溶质的摩尔分数可表示为:

x(B)=n(B)n(A)+n(B)

式中,n(B)是溶质的物质的量,n(A)是溶剂的物质的量,x(B) 是溶质的摩尔分数,是量纲为1的量。


四、质量摩尔浓度:

普通工程化学中,质量摩尔浓度的使用也比较频繁,质量摩尔浓度的定义为,1kg溶剂中所含溶质的物质的量,用符号m表示,单位为mol·kg-1。质量摩尔浓度的表示式为:

m(B)=n(B)m(A)

式中m(B)为溶质B的质量摩尔浓度,n(B)溶质B的物质的量,m(A)是溶剂A的质量。需要引起注意的是分母m(A)专指溶剂的质量而不是溶液的总质量。

一个溶液的浓度可以同时采用这四种方法表示,当已知溶剂和溶质的质量、分子量以及溶液的密度或体积时,这四种浓度之间就可以进行互相换算。


3-1在25℃时,质量分数为15.4%的氯化钠水溶液的密度ρ=1.109g·cm-3。计算该溶液的摩尔分数、质量摩尔浓度和物质的量浓度。

解100g溶液中含氯化钠15.40g,水的质量就是

m(H2O)=100.0g-15.40g=84.60g=84.60×103kg

溶液中氯化钠和水的物质的量就分别是:

n(NaCl)=15.40g/58.44g·mol-1=0.264mol

n(H2O)=84.6g/18.02g·mol-1=4.964mol

溶液的体积为:V=mρ=100.0g1.109g·cm-3=90.17cm3=90.17×103L


故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:

x(NaCl)=n(NaCl)n(NaCl)+n(H2O)=0.264mol0.264mol+4.694mol=0.0532

m(NaCl)=n(NaCl)m(H2O)=0.264mol84.6×103kg=3.12mol·kg1

c(NaCl)=n(NaCl)V=0.264mol90.17×103L=2.92mol·L1

溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:0.0532、3.12mol·kg1、2.92mol·L1。


  • §3-2 故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:稀溶液的通性

  • 讨论由难挥发性溶质B和溶剂A组成的溶液所引起溶液的蒸气压下降、沸点上升和凝固点下降,以及溶液渗透压等。

  • 干燥剂.抗凝剂、冷冻剂、反渗透、科学实验技术等都与这些性质有关。

  • 难挥发的非电解质稀溶液

  • 依数性的含义

  • 难挥发的非电解质的稀溶液的性质与浓度(或者是与溶液中的“粒子数”的多少)有关而与溶质的性质无关. Ostwald 称其为“依数性” .


溶液的几种性质与水的比较故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:

物质 Tb /℃ Tf /℃ 20℃/(g·cm-3)

纯水 100.00 0.00 0.9982

糖水0.5mol·kg-1 100.27 -0.93 1.0687

尿素溶液0.5mol·kg-1 100.24 -0.94 1.0012

1 蒸气压下降

(1) 蒸气压 纯液体和它的蒸气处于平衡状态时,蒸气具有的压力叫做该温度下液体的饱和蒸气压。例如水: 20℃时,饱和蒸气压为2339Pa

100℃时,饱和蒸气压为101.325kPa。


(2) 故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:蒸气压下降

往溶剂(如水)中加入一种难挥发的溶质,使它溶解而生成溶液时,溶剂的蒸气压力便下降。同一温度下,纯溶剂蒸气压力与溶液蒸气压力之差叫做溶液蒸气压下降。


故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:3)拉乌尔定律(Raoult’s law)

在一定温度下稀溶液的蒸汽压等于纯溶剂的蒸汽压乘以溶剂在溶液中的量分数。

p=pA*xA

xA=nA /(nA+nB), xB=nB/(nA+nB)

△p=pA*-p=pA*xB

一定温度下,稀溶液的蒸汽压的下降与溶质B的量浓度成正比。


例题故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:1 已知20℃ 时水的饱和蒸汽压为2.33 kPa. 将17.1g蔗糖C12H22O11与3.00g尿素[CO(NH2)2]分别溶于100g水. 计算形成溶液的蒸汽压.

解:

两种溶液中水的量分数相同


2故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:.溶液的沸点上升和凝固点下降

(1) 沸点与凝固点

沸点是液体的蒸气压等于外压时对应的温度; 凝固点是液相的蒸气压力与固相蒸气压力相等时对应的温度。

在外压一定条件下,晶态的纯物质有一定的凝固点和沸点。向溶剂中加入溶质,溶剂的凝固点会下降、沸点会上升。

(2) 非电解质溶液的沸点升高与凝固点降低

由于溶液的蒸汽压下降,要使其沸腾即蒸汽压达到外界压力就必须使其温度继续升高△Tb达到新的沸点才能沸腾.


同理,蒸气压下降的结果导致溶液凝固点下降故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:


沸点升高 △故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:Tb=Kb.mb

凝固点下降 △Tf=Kf.mb

例题2 已知纯苯的沸点是80.2 ℃,取2.67 g萘(C10H8) 溶于100g苯中测得该溶液的沸点为80.731℃ 试求苯的沸点升高常数.

解 萘的摩尔质量m(C10H8)=128.0g.mol-1

mb=(2.67/128)/(100/1000)mol.kg-1

=0.2086 mol.kg-1

由 Kb= △Tb/mb

=0.531K/0.2086 mol.kg-1


凝固点下降的应用 汽车的散热器故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:(水箱)的用水,在寒冷的季节,通常加入乙二醇C2H4(OH)2使溶液的凝固点下降而防止冻结。


  • 渗透压 故溶液中氯化钠的摩尔分数,质量摩尔浓度和物质的量浓度分别为:

  • (1)渗透现象与渗透压

  • 只允许溶剂的分子通过,不能允许溶质分子通过的膜叫做半透膜。用半透膜将浓度不等的溶液隔开,

浓度较低一边的溶剂分子透过半透膜进入浓度高的溶液一边,使其液面升高的现象叫做渗透现象。


渗透是溶剂通过半透膜进入溶液的单方向扩散过程。要使溶液的液面不上升,必须在溶液面上施加一定压力。渗透是溶剂通过半透膜进入溶液的单方向扩散过程。要使溶液的液面不上升,必须在溶液面上施加一定压力。

当施加的压力达到某一值时,能实现膜的内外液面高度相等,此时溶液液面上所增加的压力就等于溶液的渗透压力。


因此渗透是溶剂通过半透膜进入溶液的单方向扩散过程。要使溶液的液面不上升,必须在溶液面上施加一定压力。,渗透压可理解为:为阻止溶剂分子透过半透膜进入溶液而维持两边液面等高必须在溶液一边需要施加的额外压力。


难挥发的非电解质稀溶液的渗透压与溶液的浓度难挥发的非电解质稀溶液的渗透压与溶液的浓度(mol.dm-3)及绝对温度成正比。

以Π表示渗透压(Pa),c表示浓度(mol.m-3),T表示热力学温度(K),n表示溶质的物质的量(mol),V表示溶液的体积(m3),则


难挥发的非电解质稀溶液的渗透压与溶液的浓度=cRT≈1000

例题3 测得人体血液的冰点降低值∆Tf= 0.56 求在体温37℃ 时的渗透压.

解:

=1000 ×(0.56/1.86) ×8.314×(273+37)

=7.756×105Pa

(2) 渗透压在生物学中的意义。

生物的细胞膜具有半透膜的性质,渗透压是引起水在生物体中运动的基本推动力。

一般植物细胞汁的渗透压约可达2000kPa,水分可以从植物的根部被送到数十米高的顶端.


二 电解质溶液的通性难挥发的非电解质稀溶液的渗透压与溶液的浓度

电解质溶液,或浓度较大的溶液也具有溶液蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等性质。

如海水不易结冰,其凝固点低于273.15K,而沸点则可高于373.15K。

工业上或实验室中常用某些易潮解物质,如氯化钙、五氧化二磷等作为干燥剂,就是因为这些物质能使其表面所形成的溶液的蒸气压力显著下降,即这些物质能不断地吸收水蒸气。

但是,稀溶液定律所表达的依数性与溶液浓度的定量关系不适用于浓溶液和电解质溶液。


因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。

在电解质溶液中,由于电解质的解离,溶液中溶质粒子数增加,其凝固点下降数值比相同浓度(m)的非电解质溶液的凝固点下降数值要大。

偏差的大小可用电解质溶液与同浓度非电解质溶液的凝固点下降的比值 i 表示

i=△Tf'/△Tf


思考题:因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。

排出下列溶液凝固点由高到低的顺序

1. c(C6H6O6)=0.10mol.dm-3

2. c(CaCl2)=0.05 mol.dm-3

3. c(Na3PO4)=0.033 mol.dm-3

4. c(KNO3)=0.10 mol.dm-3


参考答案;因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。

∵ 1. C粒子(C6H6O6)=0.10mol.dm-3

2. c粒子(CaCl2)=0.15 mol.dm-3

3. c粒子(Na3PO4)=0.13 mol.dm-3

4. c粒子(KNO3)=0.20 mol.dm-3

∴ 凝固点下降高低顺序为4﹥2﹥3﹥1

凝固点由高到低顺序为1、3、2、4


小结:非电解质稀溶液依数性:因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。

蒸气压下降 △PA=pA*xB

沸点升高 △Tb=KbmB

Kb=R(Tb.A*)2MA/△VAPHm.A*

凝固点下降 △Tf=KfmB

Kf=R(Tf.A*)2MA/△subHm.A*

渗透压 V= nBRT

电解质溶液解离出的粒子个数愈多,偏离依数性规律也愈大。

作业: p157: 6


  • §3-3 因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。弱电解质的解离平衡

  • 酸和碱

  • 1. 酸碱理论

  • A 电离理论 由Arrhenius提出

(1)要点:

● 解离出的正离子全部是H+的物质叫酸;

● 离解出的负离子全部是OH-的物质叫碱。


因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。酸碱反应的实质是

H+ + OH- = H2O

(2)优缺点:

Arrhenius电离理论简单,是第一个电解质溶液理论,对溶液理论的发展具有重要作用;

缺点是把酸碱的概念局限于水溶液系统内,难于解释非水系统进行的反应。例如,

NH3与 HCl在气相或者在苯中反应也生成NH4Cl,电离理论就不能解释。


B 因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。质子理论(J.N.Brönsted等人提出)

(1)要点

●反应中任何能给出质子的分子或离子,即质子给予体叫做酸.

●反应中任何能接受质子的分子或离子,即质子接受体叫做碱.

● 酸碱反应是质子由质子给予体向质子接受体的转移过程.


水为两性物质因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。

(2)质子理论的特点

▲ 该定义不涉及发生质子转移的环境,故而在气相和任何溶剂中均通用.

▲ 质子理论中无盐的概念,电离理论中的盐,在质子理论中都是离子酸或离子碱,如NH4Cl 中的NH4+是离子酸, Cl-是离子碱.

▲ 得失质子的物质组成共轭酸碱对

HB = H+ + B- 酸=质子+共轭碱


酸碱反应的实质是因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。

● 酸越强,其共轭碱越弱;碱越强,其共轭酸越弱

● 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行


2. 因为在浓溶液中,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加强。这些复杂的因素使其对稀溶液定律的定量关系产生了偏差。弱电解质的解离平衡常数和溶液的pH值

(1).水的解离平衡常数

水的解离平衡可表示为:

H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)

在一定温度下,该质子反应达平衡时,根据热力学基本原理存在:

Kw=c(H3O+)c×c(OH-)c

若不考虑K的单位,由于c=1mol·L-1,通常简写为

K=c(H3O+)·c(OH-)

进一步简写为

K=c(H+)·c(OH-)


即在一定温度下,水达到离解平衡时,溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度的乘积是个常数。所以即在一定温度下,水达到离解平衡时,溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度的乘积是个常数。所以K又被称作水的离子积常数。W是水(Water)的缩写。水的解离是吸热的,所以K的数值随温度的升高而升高,在25℃时,K=1.009×10-14


(2) 即在一定温度下,水达到离解平衡时,溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度的乘积是个常数。所以弱酸与弱碱的解离常数

酸、碱溶液中存在着解离平衡,其平衡常数叫做解离常数,可分别用Ka及Kb表示。


即在一定温度下,水达到离解平衡时,溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度的乘积是个常数。所以1:计算氨的离解常数Kb


思考题:计算即在一定温度下,水达到离解平衡时,溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度的乘积是个常数。所以K有哪几种常用方法?

一元弱酸、弱碱的解离度α及溶液pH的计算

● 醋酸HAc

HAc(aq) + H2O(l)= H3O+(aq) + Ac-(aq)

HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq)


解离度即在一定温度下,水达到离解平衡时,溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度的乘积是个常数。所以的定义

设一元酸的浓度为c,离解度为,则


即在一定温度下,水达到离解平衡时,溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度的乘积是个常数。所以很小时, 1- ≈1

溶液的解离度与其浓度平方根成反比。即浓度越稀,解离度越大,这个关系式叫做稀释定律。

α和Ka都可用来表示酸的强弱,但α随 c 而变,在一定温度时,Ka不随 c 而变,是一个常数。


这几个关系式是弱酸溶液计算的基本关系式,要求初步掌握其计算 .

同理,一元弱碱的电离平衡

例题3 已知25℃时, 0.200mol·L-1氨水的电离度为0.934%,求c(OH-), pH值和氨的离解常数.

解:


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积KW.

例4 计算0.100mol.dm-3的NH4Cl溶液的PH,已知NH4+的Ka=5.65×10-10

解:


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积7.5×10-6.mol.dm-3

p H = -lg(7.5×10-6)=5.12

例题5 向1.0L浓度为0.10mol.L-1的HAc溶液中加入0.10mol的NaAc(s),溶液的pH变化多少?(已知Ka=1.8×10-5)

解: 1.0L 0.10mol.L-1的HAc溶液的pH

c(H+)


p H(1)=2.87酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积

加入0.10molNaAc(s)后,设H+浓度为x

HAc + H2O = H3O+ + Ac-

平衡浓度 0.10-x x 0.10+x

∵ x很小,0.10+x≈0.10,0.10-x≈0.10

∴ x=1.8×10-5

p H(2)=4.75

∴ △p H=4.75-2.87=1.87


思考题酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积

弱酸的浓度越低,其离解度越高,因而溶液的酸性也越强,pH越低。该说法对吗?为什么?

参考答案

不对,因为酸性强弱由溶液中H+浓度确定,虽然弱酸的浓度越低,离解度越高,但由于浓度降低很多,溶液中氢离子浓度会降低,溶液的pH升高。


例题 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积6 计算0.10mol.dm-3的NaAc溶液的pH.

解 :反应为

Ac-1 + H2O = HAc + OH-1,查得


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积多元酸的解离平衡

多元酸的解离是分级进行的,每一级都有一个解离常数

溶液中的H+主要来自于弱酸的第一步离解,计算c(H+)或pH 时可只考虑第一步离解.计算式与一元酸相同。


例题酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积7 计算0.100mol.dm-3的H2S溶液的pH

解:


3 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积缓冲溶液和pH的控制

(1) 缓冲溶液(the buffered solution)

能抵抗少量外来强酸或强碱加入保持溶液的pH值基本不变的溶液叫做缓冲溶液.

(2) 缓冲原理

以HAc-NaAc系统为例,


加入少量强酸,酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积H+离子与Ac-离子结合形成HAc分子,平衡向左移动,溶液中H+浓度不会有显著变化;

加入少量强碱,强碱会与H+结合,平衡向右移动,H+浓度仍不会有显著变化。

组成缓冲溶液的一对共轭酸碱,如HAc-Ac -,NH4+-NH3 , H2PO4—HPO42-等叫做缓冲对。


很小(≤酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积10-4)时,

(3) 缓冲溶液pH值的计算(calculate the pH of buffered solutions)

缓冲溶液由共轭酸碱对组成:

NH4+-NH3 , H2PO4—HPO42-

● 计算公式


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积:(1)HAc的离解度


(2) 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积加入的1.00mo1.dm-3 HCl由于稀释,浓度变为

由于加入的盐酸离解出的H+与Ac-结合生成HAc,因此


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积4) 缓冲溶液的应用和选择原则

缓冲溶液可控制溶液的PH,应用很广。

▲ 金属腐蚀与防腐

在硅半导体器件生产过程中用氢氟酸腐蚀以除去硅片表面没有用胶膜保护的那部分氧化膜SiO2,反应为

Si02十 6HF = H2[SiF6] 十 2H20

单独用HF溶液作腐蚀液,H+浓度大,随着反应的进行H+浓度会发生变化,pH值不稳定,造成腐蚀的不均匀。因此需应用HF和NH4F的混合溶液进行腐蚀,才能达到工艺的要求。


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积金属电镀 电镀液中,常常采用H2PO4-1-HPO4-2来控制溶液的pH值。

▲制革、染料 在制革、染料等工业以及化学分析中也需应用缓冲溶液。

▲ 土壤pH控制 土壤中由于含有H2CO3-NaHCO3和NaH2PO4—Na2HPO4以及其他有机弱酸及其共扼碱所组成的复杂的缓冲系统,能维持一定的pH值。

▲ 血液pH控制 依赖H2CO3-NaHCO3等所形成的缓冲系统以维持pH值在7.4附近。如果酸碱度突然发生改变,当PH值的改变超过0.5时,就可能会危及生命。


选择缓冲溶液的基本原则酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积

缓冲对中任一种物质的浓度过小都会使溶液丧失缓冲能力。因此两者浓度之比值最好趋于1。

缓冲范围: pKa±1


课堂提问:酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积p155 13题;15题


三 配离子的解离平衡 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积

1. 配合物与配离子

配合物可看成是由简单化合物生成的复杂化合物。

由一个简单正离子(称为中心离子)和几个中性分子或它种离子(称为配位体)结合而成的复杂离子叫做配离子。


2 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积配离子的解离平衡

[Ag(NH3)2+]配离子的总的离解


例题酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积9

解:查表


3 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积配离子解离平衡的移动

实验:往深蓝色的Cu(NH3)4溶液中加入少量稀H2SO4,溶液会由深蓝色转变为浅蓝色。

解释:这是由于加入的H+(aq)与NH3结合,生成了NH4+(aq),促使[Cu(NH3)42+]进一步解离:

在配离子反应中,一种配离子可以转化为另一种更稳定的配离子,即平衡移向生成更难解离的配离子的方向。例如


小结:酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积

缓冲溶液

配离子解离平衡与多元弱酸离解平衡类似。


作业: 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积p158~159 8; 9; 11; 14; 17


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积.难溶电解质的多相离子平衡

★ 溶度积常数和溶解度

(solubility product constant and solubility)

★ 离子积和溶度积规则

(ion product & rule of solubility product)

★ 沉淀-溶解平衡的移动

(mobile of precipitation– dissolution equilibrium)

1. 多相离子平衡和溶度积常数Ksp

● 溶解度 (中学里)把某温度下100克水里某物质溶解的最大克数叫溶解度(g/100gH2O).


热力学中,把在一定温度和压力下固酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积-液达到平衡时的饱和溶液里的物质浓度称为“溶解度”,用S(mol/dm-3) 表示.


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积溶度积

固体硫酸钡为纯物,无浓度变化

温度一定时,难溶电解质的饱和溶液中,离子浓度的乘积为一常数,叫做溶度积常数,计为Ksp。


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积1)Ksp的热力学计算

计算公式:

- RTlnKsp=ΔrGmΘ

ΔrGmΘ计算方法为

△rGmθ=∑νB△fGmθ(B)

△rGmθ=△rHmθ-T△rSmθ

△rHmθ=∑νB△fHmθ(B)

△rSmθ=∑νBSθ(B)


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积2) 溶度积与溶解度之间的关系


例题酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积2 已知

求Ag2CrO4在在水中的溶解度。

解:


课堂练习题酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积

参考答案 经计算可知

选(C)


结论:同类电解质,酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积Ksp愈小,s也愈小;不同类的电解质应根据算出的溶解度比较难溶程度。

2.溶度积规则及其应用

(1) 溶度积规则(rule of solubilit product)

AnBm(s)=nAm+ (aq) + mBn- (aq)

离子浓度乘积Q的表达式为


沉淀析出酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积

饱和溶液

无沉淀析出(沉淀可溶)


  • 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积2)溶度积规则的应用

同离子效应

在难溶电解质饱和溶液中加入含有相同离子(即构晶离子)的易溶强电解质使难溶电解质的溶解度降低的现象.

C.利用同离子效应与溶度积规则判断判断沉淀是否完全,沉淀的生成或溶解。

例3 求25℃时Ag2CrO4在0.010 mol · L-1 K2CrO4溶液中的溶解度。


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积4 对已达到平衡的反应

分别给其加入HCl 、BaCl2或Na2CO3溶液,会产生怎样的结果?

解;①加盐酸HCl

② 加Ba+2或CO3-2

因此能促使BaCO3的生成。


查表得 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积KSP

例5 25℃ 时,某溶液中C(SO42-)为6.0×10-4 mol·L-1. 若向40.0L该溶液加入0.010 mol·L-1 BaCl2溶液10.0L,问是否能生成BaSO4 沉淀?

解:


B.酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积确定沉淀的转化条件

有时需要将一种沉淀转化为另一种沉淀,如

锅垢的主要组分之一CaSO4用Na2CO3溶液处理,可使CaSO4转化为疏松而可溶于酸的CaCO3沉淀被清除。

KSP(CaSO4)=7.1×10-5; KSP(CaCO3)=4.96×10-9


C. 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积确定沉淀溶解的条件

据溶度积规则,设法降低难溶电解质饱和溶液中有关离子的浓度,使离子浓度乘积小于它的溶度积,就可使难溶电解质溶解。

a) 利用酸碱反应

CaCO3(s)+2H+(aq)=Ca2+(aq)+CO2(g)+H2O(l)


b) 酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积利用配合反应

当难溶电解质中的金属离子与某些试剂(配合剂)形成更稳定的配离子时,能使沉淀溶解。例如

照相底片中未爆光的AgBr,可用硫代硫酸钠溶液洗去,反应为

c) 利用氧化还原反应


酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积6 在0.20L 的0.50mol · L-1 MgCl2溶液中加入等体积的0.10 mol · L-1的氨水溶液,问有无Mg (OH)2沉淀生成?为了不使Mg (OH)2沉淀析出至少应加入多少克NH4Cl(s) (设加入NH4Cl(s) 后体积不变)

解:


小结:溶度积规则酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积

作业;p160 18;19;21


谢谢!酸的酸性越强,其共轭碱的碱性就越弱,共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积


ad