普通化学 第三章 水化学.ppt

第五版ph-ch3水化学 第三章 水化学 3.1溶液浓度的表示方法 3.2 水溶液中的单相离子平衡 3.2.1 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.2.2 配离子的解离平衡 3.3. 难溶电解质的多相解离平衡 3.3.1 多相离子平衡和溶度积 3.3.2 溶度积规则及其应用 （1）酸碱电离理论（1884年） 2.酸和碱在水中的离子平衡及pH计算（1）一元弱酸的解离平衡 解离度(a) （2） 多元弱酸的解离平衡 （3）一元弱碱的解离平衡 Kw与Ka、Kb关系 3.缓冲溶液和pH控制 (1)同离子效应和缓冲溶液 缓冲溶液 根据酸碱的质子理论,组成缓冲溶液的 弱酸和弱酸盐为共轭的酸和碱; 弱碱和弱碱盐为共轭的碱和酸; 所以,缓冲溶液可认为是由： 共轭酸-共轭碱(缓冲对)组成 定量计算公式 （2）缓冲溶液应用和选择 例题： 3.2.2 配离子的解离平衡1.配离子的解离平衡 如设Ag+的变化量为x，则不方便 初始浓度 0.1 0.5 0 /mol.L-1 浓度变化 x 2x x /mol.L-1 平衡浓度 0.1-x 0.5-2x x /mol.L-1 Kf=x/{(0.1-x)×(0.5-2x)2} =107.05 x和0.1，0.5相比数量级很接近，不能忽略， 且需要解三元一次方程，太麻烦 2. 配离子解离平衡的移动 3.3 难溶电解质的多相离子平衡3.3.1 多相离子平衡和溶度积 1. 溶度积 通式 3.3.2.溶度积规则及其应用1.溶度积规则 同离子效应 2.沉淀的转化 3.沉淀的溶解（1）利用酸碱反应 (2)利用配位反应 课堂练习 0.01mol氯化铬(CrCl3·6H2O)在水溶液中用过量AgNO3处理，产生0.02mol AgCl沉淀，此氯化铬最可能为……… （ ） (A) [Cr(H2O)6]Cl3 (B) [Cr(H2O)5Cl]Cl2·H2O (C) [Cr(H2O)4Cl2]Cl·2H2O (D) [Cr(H2O)3Cl3]·3H2O 本章学习要求 Ki [Cu(NH3)4]2+ Ki = K1 K2 ·····Kn [Cu(NH3)4]2+ Cu2++4NH3 配离子的不稳定常数： Kf[Cu(NH3)4]2+ 配离子的稳定常数： （2）平衡常数：Kf (稳)、Ki (不稳) K稳（或Kf）：配离子的稳定常数， 表示配离子的稳定性，Kf越大越稳定； K稳与不稳定常数Ki互为倒数： Kf= 1/Ki Kf·Ki=1 （3.18） 由此可以进行有关平衡常数的计算。 一些配离子的稳定常数和不稳定常数（参见附录8） 解:因为等体积混合,所以初始浓度各为其半.建立如下关系:设Ag+的平衡浓度为x [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 初始浓度 0.1 0.5 0 浓度变化 (0.1-x) 2(0.1-x) 0.1- x /mol.L-1 平衡浓度 x 0.3+2x 0.1- x /mol.L-1 例1：在0.2 mol.L-1AgNO3溶液中加入等体积的1.0 mol.L-1的氨水.计算平衡时溶液中Ag+的浓度。[Ag(NH3)2]+的 Kf=107.05 Kf=(0.1-x)/{x× (0.3+2x)2} 由于Kf较大,x和0.1，0.3相比应很小，可 近似认为(0.1-x)≈0.1,(0.3+2x)≈0.3 得: Kf=0.1/{x×0.32} =107.05 x=9.90×10-8 答:平衡时c(Ag+)= 9.90×10-8 mol.L-1 [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 遵从吕.查德里原理。 （1）酸效应： [Cu(NH3)4]2+ Cu2++4NH3 + 4H+ 4NH4+ 深蓝色 天蓝色 这是由于加入酸而使配合物分解。 （2）配离子的转化 根据多重平衡规则，此平衡的平衡常数： K=Kf [HgI4]2- ×K i [HgCl4]2- =Kf [HgI4]2- /K f [HgCl4]2- =6.76×1029/1.17×1015=5.78×1014 可见,转化是很彻底的。 即：平衡向生成更稳定的配离子方向移动。 配位数相同的配离子： 平衡向K f 大的方向移动。 [HgCl4]2- Hg2＋+4Cl- Hg2＋+4I- [HgI4]2- Kf [HgI4]