溶液与离子平衡.pptx

第二章 溶液与离子平衡 Chapter 2 Solutions and Ionic Equilibrium;第二章 溶液与离子平衡;§2.1 溶液solution;溶质;2.1.2 溶液的本性和通性;2.2.1.溶液的蒸汽压下降;H2O（l）→; 实验说明，在一定温度下纯液体中溶有难挥发的溶质时，溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压，这种现象称为蒸气压下降〔vapor pressure lowering〕。;拉乌尔定律〔Raoult law〕; 在一个密闭的容器内放置两个分别盛纯溶剂和溶液的烧杯，假设干时间后溶剂挥发全部自动转入溶液中，这是为什么？;2.2.2. 溶液的沸点升高凝固点降低;溶液; 可以利用沸点升高和凝固点降低求算小分子溶质的相对分子量;例: 烟草中的有害成分尼古丁，将496 mg尼古丁溶于10.0 g水中，所得溶液在105 Pa下沸点100.17 oC，求尼古丁的分子量。;;2.2.3. 溶液的渗透压;范特霍夫(Van?t Hoff)方程式：;例题：血红素1.0g，溶于水配成100 ml溶液。此溶液在20℃时的渗透压为366Pa。计算血红素的相对分子量。; 注意;;依数定律(law of colligative properties);例题1：以下溶液凝固点的上下顺序： ⑴ 0.1mol.kg-1糖的水溶液; ⑵ 0.1mol.kg-1KCl的水溶液； ⑶ 0.1mol.kg-1Na2SO4的水溶液；;2.下面稀溶液的浓度相同，其蒸气压最高的是 A．NaCl溶液 B．H3PO4溶液 C．C6H12O6溶液 D．NH3·H2O溶液; 4.以下溶液凝固点的上下顺序： A. 0.1mol.kg-1糖的水溶液; B. 0.1mol.kg-1甲醇的水溶液； C. 0.1mol.kg-1甲醇的苯溶液；;Kfp(水)=1.86℃.kg.mol-1，Tfp(水)=0.0℃ Kfp(苯)=5.12℃.kg.mol-1，Tfp(苯)=5.5℃ ;2.3 酸碱质子理论;酸碱质子理论〔丹麦Bronsted，英国Lowry，1923年〕：;例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为一对共轭酸碱对。; 酸碱反响的实质; 酸、碱的强度;酸碱离解常数Ka、Kb描述酸碱的强弱;2.4 弱电解质溶液中的解离平衡;14;2.4.2 一元弱电解质溶液中的解离平衡;关于解离常数;根据多重平衡规则： Ka =K1 .K2 =1.0×10-19;其表达式：;例 18℃时H2S饱和溶液的浓度为0.1mol·kg-1，计算此溶液中H+、OH-、HS-、S2-的质量摩尔浓度和溶液的pH值。;0.1－x ≈0.1;设溶液中b(S2-)= ymol·kg-1，按二级解离式可得:;设溶液中b(OH-)= z mol·kg-1，按水的解离式可得:;; 盐效应：在弱电解质溶液中，参加不含相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度增大的作用。;例 某溶液中氨和氯化铵的质量摩尔浓度都是0.20mol·kg-1。计算该溶液中OH-的浓度、pH值和NH3·H2O的解离度。将计算结果与0.20mol·kg-1氨溶液中的相应数值进行比较。;∵ Kb 很小 ∴ 0.20±x ≈0.20;初始浓度/mol·kg-1 0.20 0 0;∵ Kb 很小 ∴ 0.20-x ≈0.20;缓冲溶液 溶液的pH值能在一定范围内不因稀释或参加少量强酸或强碱而发生显著变化。;2 机理：以HAc—NaAc缓冲对为例(定性):;HAc;例 计算0.10mol·kg-1HAc与0.10mol·kg-1NaAc缓冲溶液的pH值。;由于同离子效应，x很小，因此0.10±x ≈0.10;HAc-NaAc;NH3·H2O-NH4Cl;弱碱-弱碱盐;例 100g水中含0.01mol的HAc和0.01molNaAc,向该混合溶液中参加0.001mol 的HCl,求此溶液的pH值。;初始浓度/mol·kg-1 0.10+0.01 ;假设加0.001mol NaOH:;在纯水中参加加0.001molHCl:;2.5 难溶电解质的溶解平衡;②KS 和难溶强电解质的构型有关;⑤KS;例 25℃时氯化银的溶解度为1.90×10-3 g·kg-1。求