工程化学第一章

1同学们大家好！2014.9.32工程化学能告诉大家什么？化学反应能不能进行？如果能进行，那其进行的程度是多少？还有化学反应进行需要多长时间？物质结构和其性能之间有什么关系？

这些都是化学研究的对象──是在原子、分子或离子水平上研究物质的组成、结构、性质和它们之间相互转化的科学。是研究由一种物质变为另一种物质的条件、方法以及变化规律的科学。3教学进度周次内容周次内容1第1章化学反应的调控与应用1.1化学反应的基本概念1.2化学反应的能量关系62.2电极电势的应用2.5金属腐蚀与防腐21.3化学反应的方向1.4化学反应的程度及转化率提高7第3章物质的微观结构及其键合3.1原子结构与元素周期表31.5化学平衡的应用酸碱溶液的pH计算与控制8元素性质的周期性第4章物质的聚集与分散4.1气体、液体41.6化学反应的速率与控制第2章电化学基础与应用94.3溶液4.4固体52.1原电池与电极电势10第7章机械和建筑工程中的化学第1章化学反应的调控与应用1.1化学反应的基本概念和常用术语1.1.1系统和环境1.1.2过程和途径1.1.3状态和状态函数1.1.4热和功1.1.5热力学能51.1.1系统和环境◆定义：热力学的研究对象总是选择宇宙空间的一部分，这一部分选定的空间即称为系统，其余部分称为环境。◆

分类：三类（1）封闭系统：与环境间无物质传递。（2）敞开系统：与环境间有物质传递。（3）孤立系统：与环境间既无物质传递又无能量传递。环境系统敞开系统封闭系统

孤立系统是一种科学的抽象,对于科学研究有重要意义.孤立系统1.1.2过程与途径

过程：系统从始态到终态变化的经过。途径：完成这个过程的具体步骤、路线。1.恒温过程：T=T环，dT=02.恒压过程：p=p环，dp=03.恒容过程：V终=V初，dV=0常见的过程有：3种1.1.3状态与状态函数基本特征：状态一定，其值一定；殊途同归，变化相等；周而复始，变化为零状态一定，状态函数也一定；如果状态发生变化，则状态函数的变化仅决定于体系的初态和终态，与所经历的具体过程无关。状态：系统一切性质的总和(如非特别指明，状态即指平衡状态)。平衡状态：在没有外界条件的影响下，系统的宏观性质不随时间的变化而改变。状态函数：决定系统状态的物理量称为状态函数。其变化值与系统状态变化的途径无关，仅取决于初态和终态。常用的状态函数有P，V，T，U，H，S，G9

压强

p—单位面积上的力(单位:Pa)

体积

V—物质所占据的空间(单位:m3)

温度

T—物质冷热程度的度量(单位:K)可以直接观察或测量的状态函数10理想气体状态方程：

状态方程

习惯上将联系状态函数（p、V、T、n）的方程称为状态方程1.1.4热和功

热(Q)：系统与环境之间因温度不同而传递的能量(能量的交换是通过分子碰撞实现的)；单位：J或kJ。规定：系统从环境吸热时，Q为正值；系统向环境放热时，Q为负值。

功(W)：系统与环境之间除热以外，其他各种被传递的能量；单位：J或kJ。规定：环境对系统做功时，W为正值；系统对环境做功时，W为负值。热和功是否为状态函数？*功有不同的形式：

热力学中涉及最多的功是体积功，是系统因体积变化反抗外力所做的功；热和功不是状态函数，不取决于过程的始态、终态，而与变化途径有关。

体积功以外的其它功（如电功、表面功等）都称为非体积功单位：J、kJ体积功：131.1.5热力学能（内能）系统内部能量的总和称为系统的热力学能(U)

。包括系统内部分子的能量（平动能、振动能、转动能），分子间的势能以及分子内原子和电子的能量等。问题：U

是状态函数吗？ΔU呢？第一章化学反应的基本原理1.2化学反应的能量关系1.2.1热力学第一定律1.2.2热化学和赫斯定律1.2.3热力学的标准状态与生成焓1.2.4键能151.2.1热力学第一定律

在任何过程中，能量不能消灭也不能生成，它只能从一种形式转化成另一种形式，或从一个物体传给另一个物体。16如：在一封闭系统中

始态一定的过程终态

U1与环境交换热和功U2QW根据能量守恒定律：U2=U1+（Q+W）或：△U=U2-U1=Q+W

上式表示：系统从始态到终态的变化过程，其热力学能的改变（△U

）等于系统吸收的热量和得到的功。17【例1】某理想气体在恒压100kPa下膨胀，体积从20L变到50L，同时吸收2.24kJ的热量，求系统热力学能的变化。1.2.2热化学和赫斯定律一般的化学反应都是在等压条件下进行，等压下的化学反应热称为焓变，用H表示，简称反应焓,即

H=Qp1.热化学方程式把物质变化和能量变化包括在一起的化学反应式。19热化学反应方程式书写时应注意：要注明反应条件。若不注明则认为是标准状态。要注明物质聚集状态（s、l、g、aq）。什么是标准态？(见书p5)202.赫（盖）斯定律反应焓定义？如分步：21G.H.Hess（瑞士科学家）一个反应可以一步进行，也可以分多步进行。因为焓是状态函数，所以与途径无关。盖斯定律在生产和科研中具有重要意义：有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定，并计算得到。①②③始态终态241.2.3热力学标准状态与生成焓1.热力学标准状态气体物质——压力为100kPa（

p

）溶液中溶质——其浓度为1.0mol·L-1(c

)液体和固体——p

压力下的液态和固态纯物质温度可任选，一般选常温298.15K。25

定义：在恒温和标准态下，由最稳定的纯态单质生成1mol化合物时，系统的焓变称为该化合物的标准摩尔生成焓，以表示。单位：kJ·mol-12标准（摩尔）生成焓26有时写成（见附表5）显然，最稳定的纯态单质的标准生成焓为零。物质的聚集状态不同，其标准摩尔生成焓也不同。请注意：H2O(l)，H2O(g)。问：标准摩尔生成焓的化学反应式怎么表示？27由标准生成焓计算化学反应热28即：标准摩尔反应焓等于生成物标准摩尔生成焓之和减去反应物标准摩尔生成焓之和。29【例2】计算下列反应的标准反应焓解：查附表得301.2.4键能定义：在标准态下，将1mol的气态分子AB的化学键断开形成气态的中性原子A和B时所吸收的热量称为键能。由键能可以估算反应热：3132练习1.求在下列过程中，体系热力学能的变化∆U系统吸收60J的热，并对环境做60J的功；系统放出40J的热，并从环境得到170J的功；系统绝热，并对环境做590J的功。1.3化学反应的方向前述：化学热力学主要研究两个问题

1.化学反应中能量的转化问题，

2.化学反应的方向和限度问题。任何事物都要方向性自然界中发生的过程都具有一定的方向和限度。自发过程——钢铁生锈、瀑布、热由高温流向低温等等因此，人们最感兴趣和最关心的问题之一就是化学反应的方向。因为在实际应用中只有可能发生的化学反应，才有研究如何进一步实现这个反应、如何加快反应和提高产率。所以，从理论上和应用上研究如何判断一个反应能否发生具有重要的意义。1.3.1化学反应的自发性

自发过程：在一定条件下，不需要外力作用就能自动进行的过程；非自发过程：在一定条件下，需要持续借助人为作用才能进行的过程。注意2点：自发的反应不一定是迅速的。自发过程的逆过程一定是非自发的。1.系统热量的变化(H)；

2.系统混乱度的变化(S).

影响反应自发进行的因素有两个：系统的‘混乱度’用熵(S)表示，其变化值则用熵变(S)表示化学反应方向与化学反应热

19世纪中叶，贝赛洛曾提出一个经验规则：“在没有外界能量的参与下，化学反应总是朝着放热更多的方向进行。”例如：上述这些例子与贝赛洛规则相矛盾。然而，可以发现，它们的共同特征是：化学反应导致了系统内分子热运动混乱度的增加。有序混乱1.3.2熵1.熵的含义

系统的混乱度就是对微观粒子的微观运动形态的形象描述。在热力学中，这个状态函数称为熵，用符号S表示。熵的单位：J·K-1·mol-1

系统的混乱度越低，S值就越小

如：冰的熵值为

水的熵值为

水蒸汽的熵值为

2熵变的计算

在1.00×105Pa压力下，1mol纯物质的熵值叫做标准摩尔熵，化学反应的熵变:可以由298K时的熵值计算。热力学第三定律定义：在0K时，任何纯物质完美晶体的熵值为零。【例3】求反应：

2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g)的标准熵变∆S。查表：Sm

187130223J·K-1·mol-1

答案：-21J·K-1·mol-1

1化学反应方向的判据

为了综合考虑焓变与熵变以及温度之间的关系，定义了一个新函数，即吉布斯函数G。并且有：判断一个反应进行的方向时，如果：

rGm

<0反应自发进行

rGm

>0反应不自发进行

rGm

=0平衡状态1.3.3热力学第二定律和吉布斯函数在恒温恒压条件下有：2吉布斯函数的特点特点：吉布斯函数（G）与内能（U）、焓（H）、熵（S）一样都是状态函数，是体现体系性质的一个重要的热力学量。使用⊿G判据有三个先决条件，见P9

①利用

fGm

计算反应的

rGm

（同⊿H）

：(2)

标准摩尔反应吉氏函数

纯物质的

fGm

是在恒温下由最稳定单质生成1mol该物质时，反应的摩尔反应吉氏函数。

最稳定单质的

fGm

=0。2.标准摩尔吉布斯焓变的计算(1)标准摩尔生成吉氏函数

fGm

rGm

该反应在标态和298.15K时是自发进行的类型

H

S

G反应的自发性1234-+-++--+<0>0不确定不确定自发非自发低温下自发高温下自发②

rHmθ、

rSmθ和

rGmθ之间的关系由上面的

rGθ(T)=

rHθ(298K)-T

rSθ(298K)公式可得下列结果(各物质处于标准态时）下列反应中，在高温下不能自发进行的是：D.CO(g)＝C(s)＋1/2O2(g)B.2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)A.(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)+NH3(g)C.MgCO3(s)＝MgO(s)＋CO2(g)D熵减熵增熵增熵增

2）任意温度下自由能的求算注意：反应在1mol情况下向逆向进行的最低温度第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高主要内容：1.4.1可逆反应与化学平衡1.4.2平衡常数1.4.3平衡常数的计算1.4.4化学平衡的移动1.4化学反应的程度及其转化率提高1.可逆反应：在一定条件下，一个化学反应既能向正方向（按反应方程式自左向右）进行又能向逆方向（按反应方程式自右向左）进行的反应。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高1.4.1可逆反应与化学平衡几乎所有的化学反应都是可逆的。所不同的只是程度上的差别，有的可逆程度大些（如上例），有的可逆程度小些（如：Ag++Cl-=AgCl)。很少有化学反应能“进行到底”，已知进行得“最完全”的化学反应是：第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高2.化学平衡：反应进行到一定程度，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物浓度不再随时间而改变，即达到了平衡状态。正、逆反应速率相等时的状态称为化学平衡。一定条件下，平衡状态是该条件下反应进行的最大限度。

第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高化学平衡的特征：可逆反应的正逆反应速率相等。可逆反应达到平衡后，只要外界条件不变，反应体系中各物质的量将不随时间改变。动态平衡。反应体系达到平衡后，反应似乎是“终止”了，但实际上正反应和逆反应始终都在进行，只是由于v正=v逆，单位时间内各物质的生成量和消耗量相等，所以各物质的浓度都保持不变，反应物与生成物处于动态平衡。化学平衡是有条件的。只能在一定的外界条件下才能保持，当外界条件改变时，原平衡就会被破坏，随后在新的条件下建立新的平衡。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高1.4.2平衡常数实验平衡常数化学平衡常数：通过大量实验发现，任何可逆反应，不管反应始态如何，在一定温度下达到平衡时，各生成物平衡浓度幂的乘积与反应物平衡浓度幂的乘积比值为一常数，称为化学平衡常数。对于反应:

Kc：浓度平衡常数Kp：压力平衡常数注意：上式浓度；压力为分压这样得到的平衡常数就是标准平衡常数，写作K°第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高浓度平衡常数和压力平衡常数的关系：第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高2.标准平衡常数标准状态下，可以用

rGmΘ来判断化学反应能否自发进行。对于非标准态，应该用

rGm来判断反应的方向。对于反应:aA+bB＝nC+mD

气体反应水溶液中离子反应式中：J代表反应商第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高体系达到平衡时，于是：

J<Kθ

时，∆G<0反应正向进行；J=Kθ

时，∆G=0反应达到平衡状态；J>Kθ时，∆G>0反应逆方向进行。

该式称为化学反应等温方程式。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高有关平衡常数的几点说明：1.由于标准平衡常数可从热力学函数计算得到，所以在平衡常数计算中，多采用标准平衡常数。2.利用平衡常数表达式计算平衡常数时，固体、纯液体或稀溶液中的溶剂的“浓度项”不必列出。3.平衡常数值与温度及反应式的书写形式有关，但不随浓度、压力而变。注意：平衡常数越大，表示该化学反应越完全第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高平衡常数的书写实例：实例：第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高平衡常数与方程式书写的关系：第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高3.多重平衡规则通常遇到的化学平衡系统中，往往同时存在多个化学平衡，并且相互联系，有的物质同时参加多个化学反应，这种一个系统中同时存在几个相互联系的平衡称为多重平衡。多重平衡规则：系统中的平衡状态不是独立存在的，而是相互联系的。如果某个反应可以由几个反应相加（或相减）得到，则该反应的平衡常数等于几个反应平衡常数之积（或商），这种关系称为多重平衡规则。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高反应3=反应1-2

反应2,则标准平衡常数的关系为：实例：第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高注意事项：计算多重平衡常数时应注意，如方程式计量数有变动，对应的标准平衡常数应有方次的变动。多重平衡中，有些物质同时参加多个化学平衡，但由于是在一个系统中，每种物质的浓度或分压只有一个值，同时满足各平衡式。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高1.4.3依据平衡常数的计算平衡常数可以用来求算反应体系中有关物质的浓度和某一反应物的平衡转化率（又称理论转化率），以及从理论上计算欲达到一定转化率所需的合理原料配比等。某一反应物的平衡转化率是指化学反应达到平衡后，该反应物转化为生成物理论上能达到的最大转化率。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高注意：转化率越大，表示正反应进行的程度越大。转化率与平衡常数有所不同，转化率与反应体系的起始状态（浓度）有关，而且必须明确指出反应物中的那种物质的转化率。改变一个反应物的浓度可以改变其他反应物的转化率。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高始态浓度/(mol·L-1)变化浓度/(mol·L-1)平衡浓度/(mol·L-1)第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高则：所以平衡时各物质的浓度为I2的平衡转化率为第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高始态浓度/(mol·L-1)平衡浓度/(mol·L-1)则：因温度不变，故Kc值仍为45.7。所以当开始时H2和I2若以1.6：1.0的浓度混合，I2的平衡转化率可达90%。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高1.4.4化学平衡的移动化学平衡是在一定条件下，正、逆反应速率相等时的一种动态平衡，一旦维持平衡的条件改变，反应将向新条件下的另一平衡态转化。将这种由于条件改变，化学反应从一个平衡态转化到另一个平衡态的过程称为化学平衡的移动。影响化学平衡的因素：1.浓度2.压力3.温度4.催化剂第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高1.浓度对化学平衡的影响在其它条件不变的情况下，增加反应物的浓度，使CACA'，且CA'

>CA，此时有：第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高增加反应物浓度或减小产物浓度，J变小，既J<Kθ

，平衡正向移动；增加产物浓度或减小反应物浓度，J变大，既J>Kθ

，平衡逆向移动。实例：2.压力对化学平衡的影响第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高在其它条件不变的情况下，增加体系总压力，使pApA'

，pA'>pA，pA'=pA，

>1

此时有：若(n+m)>(a+b)，J>Kθ

平衡逆向移动，朝气体分子数减少的方向移动;若(n+m)<(a+b)，J<Kθ

平衡正向移动，仍朝气体分子数减少的方向移动.第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高对反应方程式两边气体分子总数不等的反应，压缩体积或增加体系总压力，反应均向气体分子数总数减少的方向移动；增大体积或降低体系总压力，反应均向气体分子总数增多的方向移动。对反应方程式两边气体分子总数相等的反应，由于体系总压力的改变同等程度地改变反应物和生成物的分压，因此对平衡没有影响。与反应体系无关的气体（指不参加反应的气体）的引入，对化学平衡是否有影响，要视反应具体条件而定。(恒温、恒容条件无影响，恒温、恒压条件有影响，会导致体系体积增大，类同1.。)74今天作业：P39：19~23第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高3.温度对化学平衡的影响温度变化时，Kθ也有变化，有范霍夫方程第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高温度改变对平衡的影响：若ΔrHmθ>0，为吸热反应，升高温度（T2>T1）时，K1θ<K2θ

，标准平衡常数随温度升高而增大。这时J<Kθ,平衡正向移动（吸热方向）。若ΔrHmθ<0，为放热反应，升高温度（T2>T1）时，K1θ

>K2θ

，标准平衡常数随温度升高而增大。这时J>Kθ,平衡逆向移动（吸热方向）。由上可知：升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动。第一章第四节化学反应的程度及其转化率提高解根据公式：4.催化剂和化学平衡78P17不会影响化学平衡，但会改变反应时间（前提：化学反应还没达到平衡时）平衡移动原理只适合用于已经达到平衡的体系结论：适用化学平衡移动的普遍规律：当体系达到平衡后，若改变平衡状态的任一条件（如c、P、T），平衡就向着能减弱其改变的方向移动1.5化学平衡的应用第一章化学反应的基本原理工程化学（第三版）21世纪高等院校教材徐甲强（上海大学）主编科学出版社（2013.1）1.5.1酸碱溶液中pH的计算与控制（计算溶液中离子浓度）1酸碱的概念：根据阿伦尼乌斯1887年提出的理论划分人们把电离出的正离子全部是

H+

的物质叫酸；把电离出的负离子全部是

OH－的物质叫碱。中和反应的实质是：H++OH-=H2O。该理论称为阿伦尼乌斯电离理论。

电离理论只适用于水溶液已知氨为碱性，请根据电离理论写出电离反应式布朗斯台德(Bronsted)提出质子酸碱理论凡是能给出质子的物质称为酸

凡是能与质子结合的物质称为碱电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的物质且只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电的。导电的前提是内部存在着自由移动的阴阳离子。阴阳离子的产生源于电解质的电离如：KClKNO3Na2SO4HClNaOH等电解质的分类强电解质：在水溶液中，阴阳离子完全解离弱电解质：在水溶液中，阴阳离子部分解离常见的强电解质：KClKNO3Na2SO4HClNaOH等常见的弱电解质：HAcHCNHFNH3∙H2OH2CO3等2一元弱酸、弱碱的解离平衡什么是一元弱酸?电解质在水溶液中是部分电离的一个弱电解质分子最多只能电离出一个氢离子常见的一元弱酸：

HAcHFHNO2HCNH2CO3H2S在水溶液中会电离产生2H+

的称二元弱酸例如：醋酸其平衡常数为：式中:Ka是弱酸电离平衡常数，

Kb是弱碱电离平衡常数简称：电离常数用通式表示就是：电离常数K值↑,平衡时[A+][B-]乘积也越大。结论：对弱酸而言，即该弱酸的酸性就越强对弱碱而言，即该弱碱的碱性就越强电解质电离得越多。

电离平衡体系中的简单计算问题定义：起始C00⑴电离度α平衡时C－CαCαCα其电离平衡常数为：（与转化率为同一概念）电离度与平衡常数的关系当

<5％或C酸/Ka

500时,1-

≈1所以：此式称稀释定律，是电离度与电离常数的关系式其电离度为：当溶液稀释时，即C↓,

↑.反之C↑,

↓⑵[H+]的精确计算

设有平衡：

开始时 C 00

平衡时C-[H+][H+][A-]

且:[H+]=[A-]即：显然合理解应为:此为[H+]的精确解。当满足C/Ka≥500时，[H+]＜＜C，C－[H+]≈C所以就有：解之就有：[H+]近似求解公式【例8】计算常温下0.1mol·L-1HAc溶液中H+

浓度、HAc的平衡浓度、溶液的pH值以及此时HAc的电离度。（Ka=1.8×10-5）解:因为由题意可知有C/Ka＞500,所以有:答:溶液的pH值为2.87,电离度为1.34%。【例9】将0.40mol·L-1丙酸溶液125mL加水稀释至500mL，求稀释前后溶液的pH值变化多少？（已知丙酸的Ka=1.34×10-5

）解:稀释前由题意可知C/Ka＞500,所以有:稀释后pH值增大了0.31问：弱酸溶液稀释，其电离度将会变大or变小？设有平衡：此时若加入大量的HCl，即H+

；或者NaAc，即Ac-

。4同离子效应和缓冲溶液由前面已学的化学平衡原理可知，反应将向左方进行。即HAc的电离度减小了。1）同离子效应

往其中加入NH4Cl或者NaOH时，也有同样情况，即加入了NH4+、OH-离子，它们将强烈地抑制NH3的电离。象这种在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，可使弱电解质的电离度降低的现象叫同离子效应。再如：2）缓冲溶液

基本概念：通常在水中，或者是NaOH水溶液中加入少量HCl，NaOH之类的强酸强碱，或者大量稀释就会使水溶液的pH值变化好几个数量级。但是在HAc-NaAc的混合液中加入少量强酸强碱或者稀释后，其pH值却可基本上不变。象这样由弱酸及其弱酸盐组成的混合溶液，它的pH值能在一定范围内不因稀释或者外加少量酸碱而发生显著变化，这种溶液叫缓冲溶液。

缓冲原理

可以从电离平衡上来研究。例如：当加入少量HCl，即H+

时，H+便与Ac-结合生成HAc，而溶液中[H+]基本不变。当加入少量NaOH即OH-

时，H+

便和OH-

结合生成水；由于溶液中[H+]降低，平衡就向右边移动，促使HAc又电离出一些H+

来，以补充减少的H+。结果溶液中的[H+]还是基本不变。

这就是缓冲溶液的缓冲原理。3.同离子效应和缓冲溶液的pH值计算

缓冲溶液和同离子效应的pH值计算是一样的如何计算呢？可以举例说明之。例如：有弱酸（HA）及弱酸盐（MA）所组成的缓冲溶液，[H+]或pH值的计算公式可这样推导。设有：代入平衡常数表达式初始：c酸

0c盐平衡：c酸-xxc盐+x

由于同离子效应的作用，因此Ｘ很小，与

C酸，Ｃ盐相比可以忽略。所以:由公式可知：(1)缓冲溶液的pH值与弱酸的电离常数Ka有关；(2)缓冲溶液的pH值与其组成有关，即与弱酸和其盐的浓度的比值有关。思考题：自行推出碱性缓冲溶液的OH－的pOH为【例10

】在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使NH4Ac的浓度为0.10mol·L-1。计算该溶液的pH和HAc的解离度。解：根据缓冲溶液的[H+]近似计算公式:起始浓度0.1000.10平衡浓度0.10-xx0.10+xpH=4.76

HAc的解离度(1)弱酸──弱酸盐型（酸性）如：HAc──NaAc

酒石酸──酒石酸钠甲酸──甲酸钠(2)弱碱──弱碱盐型（碱性）如：氨水──氯化铵(3)两性物质

KH2PO4—K2HPO4NaHCO3—Na2CO3等等。４、常用缓冲溶液类型H2PO4-=HPO42-+H+HCO3-=CO32-+H+

配制一定pH值的缓冲溶液，因按公式:pH=pKa-lg(c酸/c盐)

当c酸=c盐时，pH=pKa，则选择pKa与所需pH值相等或接近的弱酸及其盐，这时对外加酸，碱有同等的缓冲能力。如：欲配制pH值为5左右的缓冲溶液，可选择HAc－NaAc缓冲对；因为：HAc的pKa=4.75，欲配制pH值为7左右的缓冲溶液，可选择NaH2PO4－Na2HPO4缓冲对；因为：H2PO4-的pKa=7.21，欲配制pH值为10左右的缓冲溶液，可选择NaHCO3－Na2CO3缓冲对；因为：

HCO3-的pKa=10.25，还有：NH3水再由pH=pKa-lg(c酸/c盐)适当调整(c酸/c盐)值。

注：所选缓冲溶液不能与反应物或生成物起反应。5、缓冲溶液的选择和配制

【例11】取0.1mol·L-1某一元弱酸50mL与20mL0.1mol·L-1的KOH溶液混合,将混合液稀释到100mL后,测得pH=5.25,求此一元弱酸的Ka.反应前浓度(50

0.1)/100(20

0.1)/100=0.05=0.02------反应后浓度0.030---0.02(2）初始浓度0.030.02平衡浓度0.03-x0.02+xxpH=pKa-lg(c酸/c盐)=5.25pKa=pH+lg(c酸/c盐)=5.25+lg(0.03/0.02)=5.43Ka=3.75×10-6解:(1)混合后第一章第五节化学反应的应用1.6.1化学反应速率及其表示方法

化学反应速率是指在一定条件下，某化学反应的反应物转变为生成物的速率。对于均匀系统的等容反应，习惯用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，而且习惯取正值。单位用mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1。105反应速率的表示：可用生成物的浓度变化和时间比来表示Or：用反应物的浓度变化和时间比来表示关于反应速率，应注意：1.同一反应的反应速率，用不同物质的浓度变化来表示，其数值是不同的。它们之间的比值等于反应方程式中相应物质分子式前的化学计量数的比值。2.一个反应就只能有一个反应速率值，但与计量数有关，所以在表示反应速率时，必须写明相应的化学计量方程式。第一章第五节化学反应的速率及其控制平均速率与瞬间速率瞬时浓度速率常数第一章第五节化学反应的速率及其控制1.5.2影响化学反应速率的因素化学反应速率的大小首先取决于反应物的本性。例如，无机物之间的反应一般要比有机物间的反应快；对于无机物之间的反应，分子间进行的反应一般比较慢，而溶液中离子之间的反应就比较快。除了反应物的本性外，反应速率还与反应物的浓度（或压力）、温度和催化剂等因素有关。1.浓度对反应速率的影响第一章第五节化学反应的速率及其控制1)基元反应与非基元反应（快）（慢）（快）（1）（2）（3）（4）化学反应式（1）只告诉人们反应物和最后的生成物，并没有告诉我们反应是如何进行的，它实际上是经过反应（2）、（3）、（4）三步完成的。（2）、（3）、（4）称为基元反应，即反应物分子是一步直接转化为生成物分子的。非基元反应就是需要多步（包括两步）反应才能转化为产物的，如（1）反应就是非基元反应。第一章第五节化学反应的速率及其控制2)基元反应的速率方程---质量作用定律第一章第五节化学反应的速率及其控制在一定温度下，基元反应的反应速率与反应物浓度幂的乘积成正比，浓度幂指数等于基元反应中各反应物的化学计量数，这一规律称为质量作用定律。式中：浓度的指数a和b分别为A物质或B物质的分反应级数，即该反应对A物质来说是a级，对B物质来说为b级。而指数之和称为该反应的级数（即：反应级数=a+b）第一章第五节化学反应的速率及其控制关于速率方程式书写的说明：1.稀溶液中有溶剂参与的反应，其速率方程中不必列出溶剂的浓度。因为在稀溶液中，溶剂量很大，在整个反应过程中，溶剂量变化很小，因此溶剂的浓度可近似地看作常数而合并到速率常数项中。2.若反应物中有固体或纯液体参与，则固体或纯液体的浓度不必列入方程式。同样固体、纯液体的浓度可视为常数。第一章第五节化学反应的速率及其控制3)非基元反应的速率方程通常遇到的化学反应绝大多数是非基元反应，基元反应为数甚少。对于非基元反应，从反应方程式中是不能给出速率方程式的。它必须通过实验获得有关的数据后，经数学处理，求得反应级数，才能确定速率方程式。无机化学实验测化学反应速率：

(NH4)2S2O8+3KI===(NH4)2SO4+K2SO4+KI3第一章第五节化学反应的速率及其控制2.温度对反应速率的影响第一章第五节化学反应的速率及其控制式中：Ea为反应的活化能；R为摩尔气体常量；A为“指前因子”，对指定反应来说为一常数；e为自然对数的底（e=2.718）。第一章第五节化学反应的速率及其控制动力学研究中常运用这个对数式计算反应的活化能Ea。用lnk对1/T作图，然后求算所得直线的斜率，斜率为-Ea/R，即可求得Ea。第一章第五节化学反应的速率及其控制T/K273283293303к/(mol-1·L·s-1)8.210-42.010-34.110-38.310-3第一章第五节化学反应的速率及其控制第一章第五节化学反应的速率及其控制3.催化剂对反应速率的影响催化剂是一种能显著改变反应速率，而在反应前后自身组成、质量和化学性质基本不变的物质。其中，能加快反应速率的称为正催