合工大工科化学课件第二章

1、2021-8-91 工科化学校级精品课程工科化学校级精品课程 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-92 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2-1溶液的通性溶液的通性 一、什么是“稀溶液的依数性 ”？ 与溶解有关的性质分为两类： 溶液的颜色、比重、 导电性等性质，与溶质的本性有关；溶液的蒸气压、 沸点、凝固点等性质，与溶质的本性无关。 只与（摩尔分数）有关，而与溶质 的本性无关的性质，称为“”。 只有溶质浓度低，即所谓“稀溶液”才具有依数 性 依数性来源于分散微粒间距离远，作用力小 2021-8-93 通常所说的“依数性”，包括四个方面： 1、蒸气压下降（The

2、lowering of the vapor pressure) 2、沸点上升 (The elevation of the boiling point) 3、凝固点降低 (The depression of the freezing point) 4、渗透压 (The phenomenon of osmotic pressure） 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-94 二、非电解质稀溶液的通性 （一）溶液的蒸气压下降 1、纯固体、纯液体的蒸气压 饱和蒸气压：饱和蒸气压：当蒸发=凝结达到平衡， 此时蒸气压为一定值。简称蒸气压。 注意：固体也有蒸气压。如干冰、萘等。 物质不

3、同，蒸气压不同。 水 蒸发 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-95 n2 2、溶液的蒸气压、溶液的蒸气压 指的是溶液中，作为溶剂的那种物质所具有的蒸气压。 蒸气压下降p遵守Raoults Law: 溶液溶液的的 p与溶质的量分数x成 正比 p* 溶液 温度T 纯水 冰冰 p = p*xB = B A B B n x nn 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-96 溶液的蒸气压下降，引起： (二) 溶液的沸点上升和凝固点下降 沸点(Tb)：液体沸腾时的温度。此时液体的饱 和蒸气压等于外 界大气的压力。 凝固点(Tf)：物质由液态变为固态时的温度，或固

4、态变为液态时 的温度。 p*/ kPa 101.325 T O Tf TbTb Tf B D C A 沸点：在原沸点Tb时，p在A点, 101325 Pa，只有升温至Tb时，蒸气 压p才达到外压 沸腾 凝固点：首先，析出的总是能量低的 纯冰, 如冰 对应OD线不变。但在 原Tf时, 溶液的蒸气压在C点，比冰的 饱和蒸气压(O)低, 不能三相共存 只有在CD与OD相交的Tf才能共存 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-97 nRaoult根据实验总结出： Tb =Tb-Tb = Kb mB Tf = Tf - Tf=f mB 注意： 对于同一溶剂，Tb、 Tf 只与m大小有

5、关, 与溶质 种类无关 只与粒子数目有关依数性 2只严格适用于不挥发、非电解质、稀溶液。 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-98 性质蔗糖HAc溶液 NaCl溶液 蒸气压p高中低 蒸气压下降p小中多 沸点Tb低中高 沸点上升Tb小中多 凝固点Tf高中低 凝固点下降Tf小中大 应用：撒盐除积雪、冰盐浴做低温冷冻剂、低温防冻 剂（乙二醇等） 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-99 (三)溶液的渗透压 纯 水 半 透 膜 渗 透 水 浓 溶 液稀 溶 液 渗透压:当作用于溶液上的压力达 到一定数值时，在单位时间内， 从两个相反的方向穿过半透膜的 溶剂分

6、子数目相等，这时系统在 膜两侧达到了平衡状态。作用于 溶液上的额外压力称为渗透压。 1886年范特霍夫发现非电解质稀溶液的渗透压可用与气 体状态方程式完全相似的方程式来计算，称范特霍夫方 程式，即：V=nBRT 或=nBVRT=cBRT 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-910 2-酸碱理论 Arrhenius酸碱电离理论（ 1887年） 酸碱质子理论（ 1923年） Lewis酸碱电子理论（ 1923年） 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-911 一、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

7、的Lowry)各自独立提出了 “酸碱质子理论”。其内容是： 根据酸碱质子理论，酸和碱之间有如下的“共轭关 系”： HA H+ + 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”。给出质子后剩余的部分就是碱； 碱接受质子后就变成了酸。 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-912 例如: HCl H+Cl- HAc H+Ac- HCO3- H+CO32- HCl H+Cl- HAc H+Ac- HCO3- H+CO32- NH4+ H+NH3 Al(H2O)63+ H+Al(OH)(H2O)52+ 从上面的例子可看出： 1.酸和碱都可以是分子、

8、正离子、负离子。 2.有些物质，既可以接受质子，也可以给出质子，这类物质叫 两性物质。如HSO4 -、 NH3、。 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-913 酸、碱有强弱之分： 在质子理论中，酸碱是互相依存又可以相互转化的， 彼此之间通过质子相互联系。酸越容易解离出质子， 其共轭碱就越难结合质子，即酸越强其共轭碱就越弱； 反之，酸越弱，其共轭碱就越强。 例如： HCl是强酸，Cl-就是弱碱； HAc是弱酸，Ac-就是强碱； OH-是强碱，H2O就是弱酸。 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-914 二、酸碱电子理论 1916年ewis根据反应物分子

9、在反应中价电子的重新分配而 提出酸碱定义。 电子理论认为： 酸：任何可以接受外来电子对的物质，是电子对的接受体 碱：任何可以给出电子对的物质，是电子对的给予体。 酸碱反应： 根据酸碱电子理论，酸和碱的反应是形成配位键生成配 位化合物的过程。如： uH+是酸，OH是碱，二者反应时，OH给出电子对，H+接 受电子对，形成配位键OHH+，H2O是酸碱的加合物。 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-915 u氯化氢是酸，可以接受电子对，氨是碱，可给出 电子对，氨与氯化氢结合生成铵离子和 氯离子Cl。 由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易 斯酸碱的范围更加广泛。无论在固态、液态、

10、气 态或在溶液中，大多数无机化合物都可以看做是 路易斯酸碱的加合物。特别是对研究配合物，酸 碱的电子理论更为重要。 H H HNH | | | | + 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-916 - 弱电解质的解离平衡 一、水的离子积和pH值 水是一种很弱的电解质，只发生极少的部分解离，称为水的自 解离。 H20 + H20 H3O+ +OH- 简写成: H2 H+ + OH- 精确的实验测得在298K纯水中：c(H+)=1.00410-7 moldm-3 根据平衡原理，298K时KW= =1.010-14，Kw 是一个重要常数称为水的离子积常数，简称水的离子积。 注：

11、1. KW 是温度的函数，温度一定， 其值是一常数。 2. KW虽然是通过纯水实验计算得到的，但对于水溶液，不论酸 性、碱性，c(H+)与c(OH-)的值可以变化，但它们的乘积都等于 KW c c c c)(OH)(H - 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-917 许多化学反应和几乎全部的生物生理现象都是在 H+浓度极小的溶液中进行。常用pH值表示溶液的 酸度，pH值等于c(H+)的负对数，即 pH=-lgc(H+) 用pH表示溶液的酸碱性比较方便。pH值改变1个 单位，相应于c(H+)改变了10倍。c(OH-)和KW亦 可分别用pOH和pKW来表示，则 pH+pOH=

12、pKW pH+pOH=14 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-918 二、一元弱酸、弱碱的解离平衡 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 + H2O H3O+ + Ac- 简写为： HAc H+ + Ac- 其平衡常数，即弱酸的电离常数： c c c c c c K a HAc)( )Ac()H( 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-919 弱碱： NH3 + H2O NH4+ + OH- 其平衡常数，即弱碱的电离常数： c c c c c c

13、 K b )NH( )OH()NH( 3 4 注: 1. 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。 2.常见 弱酸、弱碱的电离常数，有表可查。（p254) 3.水的浓度不包括在平衡常数表达式内。 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-920 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： 2 0 1 c 设有弱电解质（弱酸）的电离平衡： H A H+ + A- 未电离时的浓度： c0 0 0 电离达到平衡时的浓度： (1- ) c0 c0 c0 c c c c c c K a HAc)( )A

14、c()H( 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-921 上式说明：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。 上式中如果 Ka 10-4 , 且 电离百分数很小，1- 1，则： Ka =c0 2或 a K c 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-922 三、多元弱电解质的分级解离 分子中含有两个或两个以上可解离的氢原子的酸，称为多元酸。 氢硫酸（H2S）、碳酸（H2CO3）为二元弱酸，磷酸（H3PO4）为 三元酸。多元弱酸在溶液中的解离平衡比一元弱酸要复杂些。一元 弱酸的解离平衡是一步

15、完成的。多元弱酸的解离分步（级）进行， 氢离子是依次解离出来的，其解离常数分别用Ka1，Ka2，表示。 例如H2S解离： 一级电离： H2S H+ + HS- 8 2 107 .5 )SH( )HS()H( 1 c c c c c c K a 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-923 二级电离： HS- H+ + S2- 12 2 102.1 )HS( )S()H( 2 c c c c c c K a 总电离： H2S 2H+ + S2- Ka = K a 1 K a 2 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c(H

16、+)时可忽略二级 电离： 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-924 四、同离子效应和缓冲溶液 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质 具有相同离子的强电解质时，可使弱电解质的解离度 降低的现象。 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-925 缓冲溶液：是一种对溶液体系的酸度起稳定作用的 溶液。这种溶液能抵御少量的酸或碱，或加水稀 释，该体系的pH值变化不大。 n缓冲溶液的组成 弱酸+弱酸盐：HAc + NaAc 弱碱+弱碱盐：NH3 + NH4Cl n 缓冲溶液的作用原理 同时含有抗酸、抗碱两种成分 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡

17、2021-8-926 n对于弱酸及其盐的缓冲系，电离平衡为： 共轭酸H+共轭碱 则 c c c c c c K a )( )()(H 共轭酸 共轭碱 （共轭碱） （共轭酸） ）（ c cK c c a H （共轭碱） （共轭酸） c c gpKpH a 1 缓冲溶液的pH值计算 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-927 n对于弱碱及其盐的缓冲系，电离平衡为 共轭碱+H2O OH-+共轭酸 则 c c c c c c K b （共轭碱） （共轭酸） )OH( - （共轭酸） （共轭碱）（ c c K c c b - OH （共轭酸） （共轭碱） c c gpKpOH b

18、1 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-928 *缓冲溶液的配制 选择合适的“缓冲对”，使其pKa(或14-pKb) 值尽量接近所需缓冲溶液的pH，在通过调节c酸/c 盐值达到所需的pH值。 *缓冲溶液的应用 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-929 一、沉淀溶解平衡及其特点 1、淀溶解平衡：一种存在于固体和它的溶液中相应 离子间的平衡，也叫做多相离子平衡。多相离子 平衡也是一种化学平衡，简称为沉淀平衡。 2、沉淀溶解平衡的特点 难溶盐的平衡 是一种“多相平衡” 是强电解质固体 -多相离子平衡与溶度积 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2

19、021-8-930 二、溶度积常数 溶度积常数表征了难溶的固体强电解质与其饱和溶液间的 化学平衡常数。例如： nBaSO4(s) Ba2+(aq)+ SO42-(aq) K SP = n表征了难溶强电解质在溶解方面的本质特征 n随温度而变化 n为一无量纲的纯数 n同一类型的盐，溶度积常数越大，说明越易溶解。但不同 类型的盐之间，不具可比性。 溶解 沉淀 c Oc c c）（）（ 2 4 2 SBa 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-931 * 溶度积与溶解度之间的关系溶度积与溶解度之间的关系 n两者都用来表示溶解程度。 n溶度积常数只限用于难溶强电解质，而溶解度是指在 一定温度下，物质饱和溶液的物质的量浓度，单位为 moldm-3。 n溶度积常数和溶解度之间的换算关系，见书例题 2- 11, p5 。 第二章第二章 溶液和离子平衡溶液和离子平衡 2021-8-932 三、溶度积规则 对任何一难溶强电解质的沉淀溶解平衡： 以AgCl为例：AgCl（s） Ag+ + Cl- 一定温度下，达到动态平衡时，K sp,AgCl=， 任意情况下Qc=， 有如下关系： （1）Qc= K SP ，若溶液中有难溶盐固体时，是饱