大化材第五章化学平衡应用6学时.ppt

 第五章　水溶液中的化学反应 　在学习完化学平衡后，我们应用所学的平衡知识讨论与溶液密切相关的酸碱反应、沉淀反应、配位反应，以及这些反应的应用，以适应科学技术的不断发展。 第1节　弱酸弱碱溶液 一、酸碱理论 氨气和氯化氢在气态时的生成氢化铵，在苯溶剂中也能生成氯化铵。 2.酸碱的质子理论（布朗斯特酸碱理论） 酸碱质子理论的基本概念 例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为一对共轭酸碱。 两性物质：既能给出质子，又能接受质子的。 ⑴ 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子， 如Ac－是离子碱， 是离子酸； 质子理论的酸碱反应 3.酸碱电子理论 lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 离子或原子，如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等。 二、弱酸弱碱解离平衡及平衡常数 强酸强碱在水溶液中全部解离为离子，所以没有平衡存在。弱酸弱碱在水溶液中只有一部分解离，所以存在平衡。 对于HAc，其共轭碱为Ac－，解离式为： 两式相加得： 例： 计算HAc在水溶液中的 。 例： 计算离子碱Ac-在水溶液中的 。并计算0.10mol·dm-3NaAc水溶液的pH。 例： 测得0.10mol·dm-3的HAc溶液pH为2.88，求HAc的 。 2.多元弱酸的解离：如H2CO3 三、同离子效应和缓冲溶液 1.缓冲溶液的组成： 缓冲溶液的pH计算(推导） 例： 某温度时，NH3在水溶液中的解离常数 　　　，试计算750cm3的0.1mol·dm-3的氨水和250cm3的0.1mol·dm-3 HCl溶液相混合后的pH。 作业：P186 1，2，5，6，7， 祝同学们学习、生活快乐！ 谢谢各位同学！  第2节　水溶液的沉淀溶解平衡和配位平衡 一、难溶电解质的解离平衡 1.溶度积和溶解度 通式 3.溶度积规则（沉淀的生成和溶解） 当 时，有沉淀生成，过饱和溶液； 例： 在50 cm3 0.01 mol·dm-3的MgCl2溶液中，若加入50 cm3 0.1mol·dm-3 NH3·H2O，问有无Mg(OH)2沉淀生成？ （K?b = 1.8×10-5，K?s(Mg(OH)2) = 1.8×10-11） 解：利用溶度积规则 c(Mg2+) = 0.01×50/100 = 5.0×10-3 mol·dm-3 c(NH3·H2O) = 5.0×10-2 mol·dm-3 〔c (OH-)/c ?〕2= 0.05×K?b = 9.0×10-7 Q = 〔c(Mg2+)/ c ? 〕· 〔c (OH-)/c ?〕2 = 4.5×10-9 K?s(Mg(OH)2)，故此时有沉淀生成； 二、沉淀溶解反应应用举例 三、配位解离平衡 配合物在水溶液中解离平衡 [Cu(NH3)4]2+ [Cu(NH3)3]2+ + NH3 [Cu(NH3)3]2+ [Cu(NH3)2]2+ + NH3 … [Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 4NH3 K?d = K?不稳 = c(Cu2+)·c(NH3)4/c(Cu(NH3)42+)，同理， K?稳 = c(Cu(NH3)42+)/ c(Cu2+)·c(NH3)4 =（K?不稳）-1。 [Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 4NH3 Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+ 3.配离子稳定常数的应用（配离子反应中的平衡移动） 例： 在40 dm3 0.1 mol·dm-3 AgNO3溶液中加入10 dm3 15 mol·dm-3氨水溶液，求此溶液中（1）c(Ag+)和c(NH3)；（2）已经配位于Ag(NH3)2+中的Ag+占原来的Ag+离子总数的百分率；（3）若加入0.001 mol NaCl(s)有无AgCl沉淀生成；（4）若加入0.001 mol NaI(s)有无AgI沉淀生成 已知： K?稳 = 1.1×107 ； K?s(AgI) = 8.3×10-17 K?s(AgCl) = 1.8×10-10 (3)判断配离子之间转化的可能性 在配离子反应中，一种配离子可以转化为更稳定的配离子，即平衡移向生成更难解离的配离子的方向。配位数相同的配离子，可直接根据K?稳来判断反应进行的方向 如Ag(NH3)2+ + 2CN-