第3章 酸堿解離平衡和沉淀溶解平衡ppt課件.ppt

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1、1.非電解質(zhì)稀溶液的凝固點為什么會降低，您能不能詳細解釋一下原理,上課的時候我問過了2.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的公式要除以標(biāo)準(zhǔn)壓力和標(biāo)準(zhǔn)濃度，這樣做的意義是什么？僅僅是為了消去單位嗎？3.一個化學(xué)反應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)如果同時擴大或縮小若干倍，會導(dǎo)致標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)若干次方或若干次方根，這樣的話從平衡常數(shù)來看，化學(xué)反應(yīng)的進行程度不就變化了嗎，這個怎么解釋？4.“質(zhì)量作用定律的反應(yīng)速率系數(shù)在數(shù)值上等于反應(yīng)物的濃度均為單位濃度時的反應(yīng)速率”這句話怎么理解？5.反應(yīng)速率的計算公式里面要除以化學(xué)計量數(shù)是不是為了防止用不同的反應(yīng)物或生成物計算出來的速率會不相等的問題？疑問解析溶液凝固

2、點降低的原因？稀薄溶液的沸點升高和凝固點下降——溶液的蒸氣壓下降第三章酸堿解離平衡和沉淀溶解平衡本章主要內(nèi)容一、酸堿理論二、水溶液中的酸堿平衡三、酸堿溶液pH的計算四、緩沖溶液五、沉淀溶解平衡酸堿是兩類特別重要的電解質(zhì)*保證了人體正常的生命活動*維持體液的正常滲透壓和正常pH酸堿解離平衡的作用:當(dāng)體液的pH偏離正常范圍0.4單位以上→疾病/死亡一些體液的pH體　液pH體　液pH胃液1.0~3.0脊椎液7.3~7.5唾液6.0~7.5血液7.35~7.45乳汁6.6~7.6尿液4.8~7.5一、酸堿理論在水中電離出的陽離子全部是H＋離子的化合物是酸，電離出

3、的陰離子全部是OH-離子的化合物是堿；酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是H＋離子與OH-離子反應(yīng)生成H2O?！?887年Arrhenius阿倫尼烏斯Arrhenius：瑞典化學(xué)家1903年因電離理論獲諾貝爾化學(xué)獎電離理論的局限性：將酸堿只限于水溶液，將堿限制為氫氧化物，不能說明非水溶劑中的酸堿性。1.酸堿電離理論2.酸堿質(zhì)子理論1923年1.酸堿的定義：酸質(zhì)子+堿HCO3-H++CO32-H2CO3H++HCO3-HClH++Cl-HAcH++Ac-H2PO4-H++HPO42-NH4+H++NH3H2OH++OH-酸質(zhì)子+堿H3O＋H++H2O凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿

4、凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸（酸、堿—分子、陽離子、陰離子）共軛酸共軛堿共軛酸共軛堿共軛酸堿對：只相差一個質(zhì)子的一對酸堿。共軛酸比其共軛堿多一個質(zhì)子共軛酸酸↑-共軛堿堿↓，共軛酸酸↓-共軛堿堿↑++共軛酸共軛堿強弱HS-,SO32-,HPO42-,NH4+,HOAc,OH-,H2O,NO3-,HCl下列分子或離子中，哪些只是酸？哪些只是堿？哪些是酸堿兩性物質(zhì)？解：只屬于酸的是：NH4+,HOAc,HCl只屬于堿的是：SO32-,OH-,NO3-屬于兩性物質(zhì)的是：HS-,HPO42-,H2O酸堿兩性物質(zhì)H2OH++OH-H2O+H+H3O+共軛酸共軛堿共軛堿共

5、軛酸既能給出質(zhì)子，也能接受質(zhì)子的物質(zhì)酸堿反應(yīng)酸1堿2堿1酸2HAc+H2OAc-+H3O+酸堿反應(yīng)的實質(zhì)——質(zhì)子的傳遞H2O+H+H3O+堿2酸2HAcH++Ac-酸1堿1NH3+H2ONH4++OH-堿1酸2酸1堿2酸1給出的H+在水溶液中與另一個質(zhì)子受體結(jié)合（溶劑水分子堿2）總反應(yīng)：酸堿反應(yīng)是2個共軛酸堿對共同作用的結(jié)果3.酸堿電子理論美國化學(xué)家Lewis凡能給出電子對的物質(zhì)是堿凡能接受電子對的物質(zhì)是酸酸堿反應(yīng)的實質(zhì)—堿提供電子對，與酸形成配位鍵而生成酸堿配合物。酸+堿酸堿配合物HCl+NH3[H←NH3]+Cl-··Ag++2NH3[H3N→Ag←

6、NH3]+··H++OH-H←OH··幾乎所有化合物都可看作是酸堿配合物但不易掌握酸堿的特性，不能確定酸堿的相對強度二、水溶液中的酸堿平衡1.水的質(zhì)子自遞反應(yīng)（水的解離反應(yīng))H2O+H2OH3O++OH-cKw=ceq(H3O+)ceq(OH-)c×KW：純水中，氫離子的相對平衡濃度與氫氧根的相對平衡濃度的乘積是常數(shù)(適用于水溶液)水分子之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)ceq(OH-)—OH-的平衡濃度ceq(H3O+)—H3O+的平衡濃度Kw—水的離子積常數(shù)c—1.0mol·L-1(標(biāo)準(zhǔn)濃度)Kw=ceq(H3O+)·ceq(OH-)不同溫度下水的離子積常數(shù)T/KK

7、wT/KKw2731.1×10-153132.9×10-142832.9×10-153235.5×10-142936.8×10-153633.8×10-132981.0×10-143735.5×10-13*溫度↑，水的離子積常數(shù)↑*室溫下，可認(rèn)為水的離子積常數(shù)Kw=1.0×10-14*水的離子積常數(shù)適用于純水、稀水溶液2.弱酸、弱堿的解離平衡HB+H2OB-+H3O+酸性：HSO4->HAc>NH4+Ka(HB)=ceq(B-)·ceq(H3O+)ceq(HB)一元弱酸HB解離平衡ceq(B-),ceq(H3O+),ceq(HB)—B-,H3O＋,HB的

8、平衡濃度HSO4-+H2OH3O++SO42-Ka(HSO4-)=1.2×10-