水溶液中的化学平衡课件.ppt

水溶液中的化學平衡A＋BC＋DK=[A],[C]表示平衡濃度,K為平衡常數由K可判斷反應進行的完全程度，K105，反應進行完全，K10?5，反應進行不完全，K值在10?5和105之間時，反應可以由濃度、壓力等因素調節。??G?=RTlnKlnK=??G?/RT（1）氧化還原反應（含化合、分解、歧化等）例：C＋O2??CO2H2O(電解）??H2＋1/2O2HClO（加熱）??HCl+HClO3氧化：失電子。常用氧化劑：O2,H2O2，KMnO4,Cl2還原：得電子。常用還原劑：H2,CO一．氧化還原平衡（2）標準電極電勢（水溶液中）氧化劑還原劑氫標：H++e??1/2H2E?=0Na++e??NaE?=?2.71VZn2++2e??ZnE?=?0.76VCl2+2e??2Cl?E?=1.36VF2+2e??2F?E?=2.87V電池反應：Zn(s)+Cu2+(aq)??Zn2+(aq)+Cu(s)（化學鍍）E?(cell)=E?(正極)－E?(負極)＝0.34?(?0.78)＝1.1V2Fe3++Cu??2Fe2++Cu2+（爛板液）E?(cell)=E?(正極)－E?(負極)＝0.77?(0.34)＝0.33VK與電池的電動勢E?的關係nE?F=RTlnKlnK=lnK=2?96500?0.33/8.314?298=25.7K=1.5?1011由電動勢得到氧化還原反應的平衡常數K，電池的電動勢越大，則K也越大，氧化還原反應進行得越徹底。對於非標準態，濃度對氧化還原方向的影響和氧化還原反應的方向可用Nernst方程表示：電極反應：aox+ne=bredE=E?+氧化劑濃度越大，電勢越高，氧化劑的氧化能力越強；還原劑濃度越大，則氧化劑的氧化能力越弱對某一個電池反應（例如乾電池），隨著氧化劑濃度的逐漸減小還原劑濃度的增大，結果是正極（氧化劑）的電極電勢降低，而負極（還原劑）的電極電勢升高，使電池的電動勢E逐漸減小，並趨於0，體系達到平衡，無電流產生。電池反應：aox1+cred1=bred2+dox2的Nernst方程為：Ecell=Ecell?+反應物的濃度越大，電池的電動勢越大，隨著反應的進行，反應物濃度減小，生成物濃度增加，Ecell逐漸減小，最終達到化學平衡Ecell=0以銅鋅電池為例，Zn+Cu2+??Zn2++Cu0=E=1.1+=1.1+Zn+Cu2+??Zn2++Cu可解出銅鋅離子的濃度比為5?10?38(實際不可能得到，E也不可能得0)1．質子酸堿和酸堿平衡提供質子的為酸，消耗質子的為堿例如：堿：NaOH??Na+＋OH?OH?+H+H2O堿酸Na2CO3CO32?+H2OOH?+HCO3?消耗質子（水中的質子）堿酸堿酸二．酸堿平衡NaHCO3HCO3?+H2OOH?+H2CO3堿酸NaCNCN?+H2OOH?+HCN堿酸NH4ClNH4++H2ONH4OH+H+酸堿NH4ClNH4++H2ONH4OH+H+提供質子

在水溶液中，H2OOH?+H+

H2O+H2OOH?+H3O+

酸堿堿酸

OH?水的電離平衡產生的H和OH的濃度積為一常數，Kw=[OH?][H+]=10?14

pH=?log[H+]

酸堿平衡常數（弱酸和弱鹼而言）Ka,KbHacH++Ac?Ka=