普通化学水溶液化学.ppt

第三章水溶液化学〔6学时〕;溶液组成的标度——溶剂A+溶质B

(1)物质B的质量分数（%）：

wB（%）=（×100%）;(3)物质B的质量摩尔浓度m：

1kg溶剂中所含溶质的物质的量，

SI单位mol?kg-1

mB=

nB—溶质B的物质的量，单位为mol。

wA—溶剂的质量，单位为kg。;(4)物质B的体积分数：;;3.1溶液的通性;3.1.1非电解质稀溶液的通性

1.溶液的蒸气压下降;蒸气压与温度关系;〔2〕溶液中溶剂的蒸气压下降;〔3〕蒸气压下降的应用;①液体的沸点：;③溶液的沸点升高和凝固点降低;〔ii〕凝固点〔熔点〕下降;611Pa;〔3〕沸点和凝固点测定的应用;工业冷冻剂：

如在冰水中加氯化钙固体,由于溶液中水的蒸气压小于冰的蒸气压,使冰迅速熔化而大量吸热,使周围物质的温度降低。

食盐-冰（30gNaCl+100gH2O(s)）-22℃

CaCl2-冰（42.5gCaCl2+100gH2O(s)）-55℃;3.溶液的渗透压;渗透压测定的应用;等渗溶液与反渗透;稀溶液的依数性;解：

溶液的凝固点决定于：溶剂的凝固点常数（kfp）和溶质的粒子数。

糖为非电解质，甲醇视为弱电解质，由溶质粒子数推出⑴⑵；由溶剂：kfp（水）=1.853℃.kg.mol-1,Tfp(H2O)=0.0℃

kfp（苯）=5.12℃.kg.mol-1,Tfp(C6H6)=5.533℃（参见表3.2）

0.1mol.kg-1溶质会使溶剂的凝固点Tfp降低：

T⑵=Tfp(H2O)-△T（2）=0.0-1.853×0.1=(0-0.1853)≈-1.85℃

T(3)=Tfp(C6H6)-△T（3）=5.533-5.12×0.1=(5.533-0.512)≈5℃。

则(3)(2);同理可推出(3)(1);

因此,凝固点由高到低的顺序是(3)(1)(2);3.1.2电解质溶液的通性;例：;从部分电解质的0.1mol·kg-1溶液的凝固点下降数值与理论值的比较可以得到电解质溶液的偏差i值;3.2酸碱离解平衡

3.2.1酸碱的概念;〔1〕酸碱电离理论〔1884年〕;酸=H++碱;①酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，

如Ac－是离子碱，是离子酸；

②存在两性物质（既能给出质子，又能接受质子)

如：

③质子理论中无盐的概念

电离理论中的盐，在质子论中都是离子酸或离子碱。如NH4Cl中的 是离子酸，Cl－是离子碱。;(3)酸碱电子理论;3.2.2.酸和碱的解离平衡

〔1〕由热力学数据计算解离常数;〔2〕一元弱酸的解离平衡; HA(aq)=H+(aq)+A－(aq)

初始浓度 c 0 0

平衡浓度 c–x x x; HA(aq)=H+(aq)+A－(aq)

初始浓度 c 0 0

平衡浓度 c–cα cα cα;例3.1;例:;〔3〕多元弱酸的解离平衡;其表达式：Ka;例题;解：

开始 0.200 00

平衡0.200(1–0.934%)0.200×0.934%0.200×0.934%;一元弱碱的最简计算公式：;酸(HAc)= 质子(H+)+碱(Ac－);Kw与Ka、Kb关系;酸越强其共轭碱越弱

碱越强其共轭酸越弱

（如同马鞍子效应）;3.2.3.缓冲溶液和pH控制

(1)同离子效应和缓冲溶液;补充例题：

在饱和H2S和HCl的混合溶液中c(H+)=0.3mol/L。

求此液中c(S2-)=？;代入:Ka;缓冲溶液;;例：;补充例题：;HAc=H++Ac-;以HAc—NaAc缓冲对为例(定性):;结论：

⑴缓冲溶液的pH值：主要是由pKa(或14-pKb)决定的，

⑵缓冲溶液的缓冲范围：

⑶缓冲能力：与其中各组分的浓度有关，c(共轭酸)及c(共轭碱)较大时，缓冲能力强。;定量计算公式：;〔2〕缓冲溶液应用和选择;欲配缓冲溶液的pH值;例：; 由于