工程化学溶液和离子平衡PPT要点.ppt

1 第二章 溶液和离子平衡 溶液和离子平衡 了解稀溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降三个通性及定量公式应用 熟悉一元弱电解质的离解平衡及有关计算，掌握同离子效应、缓冲溶液及其计算 明确难溶电解质的溶度积概念、溶度积规则，了解其应用，会基本计算 溶液和离子平衡 第一节 溶液浓度的表示方法 第二节 稀溶液的依数性 第三节 水溶液中的单相离子平衡 第四节 难溶强电解质的多相离子平衡 第一节 溶液浓度的表示方法 摩尔分数浓度 体积摩尔浓度 质量摩尔浓度 第二节 稀溶液的依数性 溶液的蒸气压下降 溶液的沸点升高和凝固点降低 渗透压 第三节 水溶液中的单相离子平衡 水的离解平衡 一元弱酸和弱碱的离解平衡 二元弱酸的离解平衡 同离子效应和缓冲溶液 第四节 难溶强电解质的多相离子平衡 溶度积常数 溶度积与摩尔溶解度的关系 溶度积规则 溶度积规则的应用 例 计算298K时AgCl的K?sp 解： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 同浓度的溶液，沸点高低或渗透压大小的顺序： A2B或AB2型强电解质溶液 AB型强电解质溶液 弱解质溶液 非电解质溶液 蒸气压或凝固点的顺序则相反 例 按沸点从高到低的顺序排列下列各溶液: （1）0.1 mol/L HAc；（2）0.1 mol/L NaCl ；（3）1 mol/L蔗糖；（4）0.1 mol/L CaCl2 ；（5）0.1 mol/L葡萄糖 在一定体积的溶液中，粒子数目越多，即粒子浓度越大，沸点越高。电解质的粒子数目较相同浓度的非电解质多，强电解质的粒子数较相同浓度的弱电解多，因此，粒子浓度由大到小的顺序为：（3）（4）（2）（1）（5）；沸点顺序与此相同。 对于气体溶液，也有类似规律--亨利定律（Henry’s law） 1803年，英国化学家亨利指出：在一定温度下，当液面上的一种气体与溶液中所溶解的气体达到平衡时，该气体在溶液中的浓度与其在液面上的平衡压力成正比，这就是亨利定律。 Kx：亨利系数，与T，P，溶剂及溶质的性质有关 PB：平衡时溶液中挥发物质的分压 xB：挥发溶质在溶剂中的摩尔分数 酸碱理论概述 酸碱电离理论（阿仑尼乌斯Arrhenius，1887年） ： 凡是在水溶液中能够电离，产生的阳离子全部都是H+的化合物叫酸（acid）；电离时产生的阴离子全部是OH?的化合物叫碱（base）。 局限：无法解释Na2CO3，Na3PO4 呈碱性；NH4Cl现酸性的事实； 无法解释非水溶液中的酸碱行为；液氨中：NH4+ + NH2- = 2 NH3 酸碱质子理论（丹麦Bronsted，英国Lowry，1923年）： 凡是能给出质子的分子或离子称为酸， 凡是能接收质子的分子或离子称为碱。 酸 ? 质子 ＋ 碱 [Al(H2O)6]3+ ? [Al(H2O)5(OH)]2+ + H+ 酸 碱 质子 HPO42－ ? PO43－ + H+ 酸 碱 质子 ① 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子 ② 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸； ③ 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱 酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现 共轭酸碱： HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+ 等都能给出质子，都是酸 而OH?、Ac?、 NH3、 HSO3?、 CO32?等都能接受质子，都是碱 酸碱电离平衡（质子理论） 酸 H+ + 碱 共轭关系 共轭酸 共轭碱 HCl H+ + Cl – 酸在水中的电离（酸碱必须同时存在） HCl + H2O H3O+ + Cl – （全部） 酸1 碱2 酸2 碱1 NH4+ + H2O H3O+ + NH3 （可逆） 酸1 碱2 酸2 碱1 H+ H+ H+ H2CO3 ~ HCO3- ~ CO32- H3PO4