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第二章 电解质溶液和解离平衡5.1 化学平衡及其移动 化学平衡与平衡常数： 可逆反应中，V正=V逆的状态称为化学平衡状态（简称化学平衡）。eE+Ff gG+hH化学平衡的特点：系统的组成不再随时间而变化学平衡是动态平衡 标准平衡常数： Ee+Ff gG+hH 标准平衡常数 K 可表示为 ： 标准平衡常数的列式规则:(1) 平衡常数表达式要与一定的化学反应方程式相对应。同一反应，若方程式书写形式不同，则平衡常数的值就不同。例如： N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g) 2 NH3(g) N2 (g) + 3 H2 (g) 显然， K 1 K 2 K 3 ，而是：K 1 (K 2)2 (K 3)-1(2) 化学反应中有纯固体、纯液体参加时，它们的浓度或分压在平衡常数表达式中不写出。例如： CaCO3(s) CaO(s) + CO2 (g) K p(CO2)/p(3) 稀溶液中，若溶剂参与反应，由于溶剂的浓度很大可认为近似不变，将其合并到平衡常数中，故它们的浓度在平衡常数表达式中不写出。例如： Cr2O72- (aq) + H2O(l) 2CrO42- (aq) + 2H+ (aq) Kc(CrO42-)/c2 c(H+)/c2 c(Cr2O72-)/c -1 (4) 若某一反应表示为两个以上的总和，则总反应的标准平衡常数等于各反应的标准平衡常数的乘积。(1)2NO(g)+O2(g) 2NO(g) K1(2)2NO(g) N2O4(g) K2(3)2NO(g)+O2 N2O4(g) K3因为 (1)+(2)=(3)，所以：K1* K2= K3练习 写出下列反应的标准平衡常数表达式：（1）N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)（2）Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)（3）ZnS(s) + 2H3O+(aq) Zn2+(aq) + H2S(g) + 2H2O(l) 平衡的移动： 浓度对平衡的影响：增加反应物浓度或减少生成物浓度平衡向正反应方向移动压力：增大压力平衡向气体分子数目减少的方向移动 温度：升高温度平衡向吸热反应方向移动5.2 弱电解质和强电解质 一、酸碱质子理论：酸：任何能给出质子（H+）的物质（分子或离子） 碱：任何能接受质子的物质（分子或离子）酸 H+ + 碱HAc H+Ac-H2PO4- H+HPO42-HPO42- H+ +PO43- NH4+ H+NH3【Fe(H20)6】3+ H+【Fe(OH)(H20)5】2+【Fe(OH)(H20)5】2+ H+ +【Fe(OH)(H20)4】+酸 H+ + 碱例：HAc的共轭碱是Ac ，Ac的共轭酸HAc，HAc和Ac为一对共轭酸碱。酸越强其共轭碱越弱；碱越强其共轭酸越弱两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质 二、水的解离平衡 和pH标度 H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq) 或 H2O (l) H+ (aq) + OH(aq)Kw 水的离子积常数，简称水的离子积。25纯水100纯水 Kw=5.495*10-13 T, KwPH=-lgc(H+)/c, POH=-lgc(OH-)/cPH +POH=P Kw=14.0三、一元弱酸、弱碱的解离平衡:1一元弱酸的解离平衡:解离度(a):HA(aq) H+(aq) + A (aq) 初始浓度 c 0 0平衡浓度 c x x x2、一元弱碱：2、一元弱碱：例：已知25时， 0.200molL-1氨水的电离度为 0.934%，求c(OH),pH值和氨的离解常数。解：NH3 +H20 NH4+ + OH-开始 0.200 0 0平衡 0.200(1 0.934%) 0.2000.934% 0.2000.934%四、多元弱酸溶液的离解平衡:例：计算 0.100 molL-1 H2S溶液中 H+,OH,S2的浓度及pH值。解： H2S H+ + HS平衡浓度/ (molL-1) 0.100x x xHS H+ + S2平衡浓度/( mol L-1) x y x+y y五、盐的水解:（1） 强酸弱碱盐 Ka 又叫水解常数，用 Kh 来表示酸越强其共轭碱越弱；碱越强其共轭酸越弱（2） 多元弱酸强碱盐Na2CO3的水解例 求 0.10 mol L-1 Na2CO3溶液的pH值解：pOH=2.38，pH=14.00-2.38=11.62（3） 影响盐类水解的因素盐的浓度：c盐降低 ,水解度将增大 温度：水解反应为吸热反应，T升高,平衡向吸热方向移动,水解度增大。酸度：在配制金属离子溶液时，为防止金属离子水解产生沉淀，常常在稀酸中配制5.3 缓冲溶液 缓冲溶液 缓冲溶液：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将溶液适当稀释，而溶液pH值能保持相对稳定。常常由弱酸及弱酸盐或弱碱及弱碱盐组成。 缓冲作用原理： HAcNaAc溶液： 缓冲溶液PH值的计算 弱酸-弱酸盐：HAc-NaAc，H2CO3-NaHCO3 HA H+ + A初始浓度 ca 0 cs平衡浓度 ca x x cs + x若 Ka不太大（10-4），则 x 很小， ca x ca cs + x cs 2. 弱碱 弱碱盐 NH3 H2O NH4Cl结论： 缓冲溶液的pH值主要是由 PKa 或 14-PKb 决定的， 缓冲溶液的缓冲能力是有限的； 缓冲能力与缓冲中各组分的浓度有关，ca (cb)及cs较大时，缓冲能力强。例题 若在 50.00ml 0.150molL-1 NH3 (aq)和 0.200 molL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？解：加入 HCl 前加入 HCl 后:反应前n/mmol反应后n/mmol 缓冲溶液的选择和配制原则： 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生副反应； 或 尽可能接近所需的pH值；欲配制的缓冲溶液的 pH 值，应选择的缓冲组分：例题 欲配制250ml pH 为5.00的缓冲溶液，问在125 ml 1.0molL-1 NaAc溶液中应加入多少6.0molL-1 HAc 和 多少水。解：解得：5.4 沉淀溶解一、溶度积常数二、溶度积和溶解度的相互换算【例】 已知298.15K时Mg(OH)2的 Ksp为5.611012，求其溶解度S 。解：平衡时平衡浓度/molL-1 S 2S不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小。三、溶度积规则：当Qi Ksp ，为不饱和溶液，溶液中若有沉淀，沉淀溶解当Qi Ksp ，为饱和溶液当Qi Ksp ，为过饱和溶液，产生沉淀四、沉淀的生成 Qi Kcsp ：例 将20 mL 410-3 mo1L-1AgNO3溶液与20 mL 410-3mo1L-1 K2CrO4溶液混合，有无Ag2CrO4沉淀产生? 已知 Ksp (Ag2CrO4)1.1210-12.解:（1） 二溶液等体积混合后c(Ag+)=210-3 molL-1， c(CrO42)210-3 mo1L-1四、分步沉淀分步沉淀用一种沉淀剂，在含有几种离子的溶液中加入一种沉淀剂，产生先后沉淀现象。 例 在0.1 molL-1 NaCl和0.1 molL-1 K2CrO4溶液，滴入AgNO4溶液。问Cl-与CrO42-何者先沉淀？当第二种离子开始沉淀时，第一种离子的浓度为多少？解：(1) 开始沉淀：(2) 第二种离子开始沉淀时例 在c(Co2+) = 1.0 molL-1的溶液中，含有少量Fe3+杂质。问应如何控制溶液pH值才能达到去除杂质的目的？ 已知： Ksp Co(OH)2=1.09l0-15， Ksp Fe(OH)3=2.6410-39解：计算使Fe3+沉淀完全时所需溶液的最低pH值： Fe(OH)3(s) = Fe3+(aq) + 3OH-(aq) Ks