溶液中的化学平衡.ppt

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1、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”第三章引言——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：强酸：HClO4HClHNO3强碱：KOHNaOHBa(OH)2盐类：NaClKCl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

2、：弱酸：H2SH2CO3HCN弱减：NH3Al(OH)3Ca(OH)2少数几种金属盐：ZnCl2CdCl2HgCl2(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。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第三章：溶液中的化学平衡一、弱酸、弱碱的电离平衡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+H2OH3O++Ac-简写为：HAcH++Ac-

3、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：NH3+H2ONH4++OH-简写为：HAcH++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)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：HAH++A-未电离时的浓度：[HA]000电离达到平衡时的浓度：(1-)[HA]0[HA]0[HA]0上式中

4、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：对于弱碱，同样有：MOHM++OH-2、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：H2SH++HS-二级电离：HS-H++S2-总电离：H2S2H++S2-Ka==Ka1Ka2[H+]2[S2-][H2S]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H+离子主要来自于一级电离。在计算

5、[H+]时可忽略二级电离：对于H2S这样的弱酸，尤其要注意，在平衡过程中有关物种的计算。p74例题3-2对于n级弱酸，或n级弱碱，也按上例同样处理。3、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：H2OH++OH-所以：[H+][OH-]=55.56K=Kw298K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10-14Kw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

6、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pH值来表示水溶液的酸碱性。即定义：pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH-]pKw=-lgKw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10-14pH+pOH=pKw=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、7,pH>7.0二、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：HClH++Cl-HSO4-H