中南大学物理化学课件-第六章-化学平衡原理-2.ppt

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1、与气相反应的化学平衡比较，有以下特点：▲多为离子反应，活化能较小，反应速率大；▲凝聚态反应，压强影响可忽略；▲反应热效应小，温度的变化范围较窄，体系温度可视为恒定,因此平衡常数随温度的变化可不考虑。§4.溶液反应中的四大平衡●酸碱(电离)平衡●沉淀溶解平衡●氧化还原平衡●络合(配合)平衡水溶液中的四大平衡一、电离平衡与酸碱平衡Arrhenius的部分电离学说认为：一些物质(如酸、碱、盐)在水溶液中部分电离成带有不同电荷的水合(阴、阳)离子，这些物质称为电解质，并以电解质电离的百分率表示其电离的程度——电离度电离度的值与电解质的性质和浓度有关，但极稀溶液中所有电解质的电离度都可达到100%。A

2、mDn====mAn++nDm-电离反应，平衡时有平衡常数：一般浓度条件下，不同电解质的电离度不同，根据α的大小将电解质分为强电解质、弱电解质和中强电解质。严格地说，强电解质的电离度一般也达不到100%，因为，只要不是极稀溶液，离子间的静电引力就不可忽略，使带不同电性的离子形成“离子对”，这些“离子对”与未形成“离子对”的单个离子间建立动平衡：对弱电解质溶液和强电解质的稀溶液而言，可以取活度系数γi=1，则aB,c=cB/cΘ=[B]c，简记为[B]，故：若取cΘ=1mol·L-1，则离子化合物是当然的电解质，在水发生中电离；分子极性较大的共价化合物(如酸类)，在偶极水分子作用下也会电离，成

3、为水合离子(如HCl)。1.水的电离平衡★水的离子积常数(ionproductofwater)实验证明水是弱电解质(κ<1×10-4/S·m-1)，发生自偶电离：H2O+H2OH3O+(aq)+OH-(aq)简写为：H2OH+(aq)+OH-(aq)水的电离平衡常数水是弱电解质，则H+和OH-的浓度都很低，水的浓度可视为定值，故有[H+][OH-]=Ka[H2O]=Kw========Kw——水的离子积常数，室温取Kw=1×10-14。严格地说：水的离子积常数是T的函数，见P320表6-1。但水溶液中，在一定温度下H+和OH-的离子浓度之积为一确定值：cH+cOH-=Kw。★水溶液的酸碱性A

4、rrhenuis酸碱理论：在水中能电离出水合氢离子的化合物称为酸，H+(aq)的多少表征了水溶液的酸性大小；在水中能电离出的水合氢氧离子化合物称为碱，OH-(aq)的多少表征了水溶液的碱性大小。而[H+][OH-]=定值，则可统一用H+(aq)的多少——pH值表征水溶液的酸碱性。IUPAC规定：pH=-lgaH+——H+离子活度的负对数实际中取：pH=-lg[H+]=-lgcH+类似有：pOH=-lgaOH-=-lg[OH-]=-lgcOH-室温下：[H+][OH-]=Kw=1×10-14，则pH+pOH=14或pH=14-pOH酸性溶液cH+>cOH-；pH<7

5、H-；pH=7=pOH碱性溶液cH+7>pOH注意：常温下的中性溶液中，pH=pOH=7。但在其它温度下，水的离子积常数不等于1.0×10-14，所以lgKwΘ不等于14，虽然此时中性溶液中pH=pOH，但都不等于7。中性溶液的标志仅仅是pH=pOH。实际中当pH=7时均认为溶液是中性的，这是把非常温下的KwΘ当作1.0×10-14近似处理的结果。[例6-5]已知0.10mol·dm-3HAc水溶液的电离度为1.34%，求该溶液的pH值。解：因为[H+]=0.1×0.0134=1.34×10–3所以pH=-lg[H+]=2.87[例6-6]求0.0001mol·dm-3Na

6、OH水溶液的pH值。解：因为[OH-]=1×10–4所以pH=14–pOH=14+lg[OH-]=10★水溶液酸碱性的确定①酸碱指示剂借助颜色的改变来指示溶液pH值的物质。一般为有机弱酸(HIn)或弱碱(InOH)，其分子和离子具有不同的颜色，如甲基橙指示剂：HInH++In-酚酞无色紫红色甲基橙红色黄色指示剂显示的颜色取决于HIn和In-的浓度比====以甲基橙指示剂为例，当Ka=[H+]时，有：[HIn]=[In-]=0.5溶液呈橙色此点为理论变色点，但肉眼可观察到的颜色变化需要9:1≥[In-]:[HIn]≥1:9；向溶液加酸，[H+]↑，平衡左移，[HIn]↑，当pH≤3.1时，HI

7、n的量将占到90%以上，则溶液呈红色(酸色)，故称HIn为指示剂的酸形状态；向溶液加碱，[H+]↓，平衡右移，[In-]↑，当pH≥4.4时，In-的量将占到90%以上，溶液呈黄色(碱色)，故称In-为指示剂的碱形状态。酸碱指示剂的变色范围——肉眼能观察到颜色变化的pH值范围以酚酞指示剂为例：[HIn]:[In-]=1中间颜色，此点称为理论变色点[HIn]:[In-]≥10无色（酸色）[HIn]:[In-]≤