第4章电解质溶液课程.ppt

3、配离子的解离平衡移动： ［Cu NH3 4］2+ Cu2++4NH3 例题： 室温下，0.010mol的AgNO3 s 溶于1.0L 0.030mol·L-1的NH3·H2O中 设体积不变 ，计算该溶液中游离的Ag+、NH3和 的浓度。 0.010 2 0.010 L / mol 1 x x x - + - ? 平衡浓度 - 2 L / mol 1 x x x - ? 变化浓度 0.010 020 . 0 0.030 0 L / mol 1 - - ? 开始浓度 　　解： 很大，且c NH3 大，预计生成 的反应完全，生成了0.010mol·L－1 。 很小，可略而不计。 7 2 3 f 10 1.67 Ag NH × + K aq Ag NH aq 2NH aq Ag 2 3 3 + + + 1 2 3 3 L mol 010 . 0 Ag NH NH - + ? c c 1 6 L mol 10 0 . 6 Ag - - + ? × c 6 7 2 10 0 . 6 10 1.67 010 0 010 0 - × × x . x . 010 . 0 2 010 . 0 010 . 0 0.010 ≈ + ≈ - x x 7 f 2 10 1.67 2 010 . 0 0.010 × + - K x x x 4.8 难溶电解质的多相离子平衡 一、多相离子平衡和溶度积： 1、多相离子平衡： 难溶电解质在水中的溶解度很小，例如AgCl，溶解部分在水中完全解离为Ag+ aq 、Cl- aq ；当浓度不变时达平衡： AgCl s Ag+ aq +Cl- aq 溶解 结晶 称为多相离子平衡，又叫溶解 -沉淀 平衡。 2、Ksp 其平衡常数表达式为： 简写 K Ksp AgCl ceq Ag+ ceq Cl- Ksp叫溶度积常数，简称溶度积。 通式： AnBm s nAm+ aq +mBn- aq Ksp AnBm ceq Am+ n ceq Bn- m 3、Ksp与溶解度 S 相互换算： 难溶电解质溶解能力还可用溶解度表示。 单位：mol.dm-3 AnBm s nAm+ aq +mBn- aq S nS mS Ksp nS n． mS m nn．mm．S m+n 二、溶度积规则及其应用： 1、溶度积规则： 前述，化学反应 平衡 可用Q 反应商 与K的相对大小判断过程方向和系统状态。同样可应用于难溶电解质溶解过程： AnBm s nAm+ aq +mBn- aq Q＞Ksp,ΔG＞0,逆向进行,产生沉淀； Q Ksp,ΔG 0,平衡态,饱和溶液； Q＜Ksp,ΔG＜0,正向进行，沉淀溶解； 或不饱和 溶液，无沉淀产生。 注：Q c Am+ n c Bn- m Q称为离子积。 根据这三条规则，可判断沉淀生成或溶解，叫溶度积规则。 2、溶度积规则的应用： ⑴判断沉淀的生成； ⑵判断沉淀的溶解； ⑶说明沉淀的转化。 * * 05,11,28 第四章 电解质溶液 概述 水化学概念：水是世界上最常见、最重要的溶剂。通常情况下，很多物质均以水溶液形式保存；很多反应也是在水溶液中进行的。化学反应基本原理同样适用于水溶液中进行的反应，但具有特殊性。 内容提要：本章主要内容是关于弱电解质 弱酸、弱碱 、难溶强电解质在水溶液中达平衡时，有关离子浓度的计算，即关于单相离子平衡和多相离子平衡的计算。实际上，从知识体系看，就是将化学平衡的有关原理应用于水溶液体系。 4.2酸碱质子理论 1、酸和碱的概念： ⑴ 经典 电离理论及其局限： 酸：解离时生成的正离子全部是H+的化合物； 碱：生成的负离子全部是OH-的化合物。 局限性：如不能解释Na2CO3 aq 呈碱性。 ⑵酸碱质子理论： 1923年 定义：凡是能给出质子 H+ 的物质 分子或离子 都是酸；凡是能与质子 H+ 结合的物质都是碱。 酸 质子+碱 H2S H++HS- HS- H++S2- 共扼酸 H++共扼碱 共扼酸碱对：相差一个质子的酸与碱。如：H2S～HS-，HS-～S2- 优点： ①扩大了酸、碱概念的范围，如Na2CO3→碱，NH4Cl→NH3+H+，酸。 说明：质子理论没有经典“盐”的概念；除了分子酸、碱外，还有离子酸、碱。 ②PH计算公式统一、方便。如NH4Cl、Na2CO3。 　　① 酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。 ② 水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。 H+ 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1 HF aq H+ + F－ aq H+ + H2O l H3O