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1、DOC 版第 3 章化学平衡7 课时教学目标与根本要求1. 了解分压定律的内容。理解压力平衡常数KP、浓度平衡常数Kc、标准平衡常数K的意义与表达。2. 了解多重平衡规那么的内容。理解标准平衡常数K与标准摩尔吉布斯自由能变的关系，并初步掌握有关计算。理解标准平衡常数K与温度的关系。理解浓度，压力，温度对化学平衡的影响。3. 了解酸碱质子理论， 明确弱电解质离解平衡和缓冲溶液的概念, 能进展溶液pH值的简单计算，能进展同离子效应等离子平衡和缓冲溶液的有关计算。4. 初步掌握溶度积和溶解度的根本计算。了解溶度积规那么与其应用。5. 了解一般配合物的组成、命名。了解配离子的解离平衡与平衡移动。教学重
2、点1. 平衡常数与 K与rGm、温度的关系2. 多元弱酸、弱碱 pH 计算3. 溶度积规那么与应用教学难点1. 平衡常数、 K与rGm、 K温度的关系2. 多元弱酸、缓冲溶液的计算3. 溶度积规那么与应用教学方式手段与教学过程中应注意的问题本章采用多媒体结合板书的方式进展教学。在教学过程中注意明确实验平衡常数和标准平衡常数的差异、关系；强调rGm =-RTInK公式的意义与应用理解多元弱酸电离平衡的特点掌握溶度积规那么的应用。主要教学内容化学平衡3.1 平衡常数 (equilibrium constant) 化学平衡是可逆反响中，当正、 逆反响速率相等时体系所处的状态，平衡态是一定条件下化学反
3、响所进展的最大限度。平衡常数的大小，表示了一定条件下反响进展的程度。3.1.1 气体分压定律 (partial pressure law) Daiton 气体分压定律混合气体的总分压等于各组分气体的分压力之和。组分气体的分压力是指在同一温度下，它单独占有与混合气体一样体积时所产生的压力。设有三种气体 a, b, c 组成的一个体系，均为理想气体，各物质的量分别为 na , nb , nc , 具有一样的体积，由理想气体状态方程:PV= nRT pa =na RT/V pb =nb RT/V pc =nc RT/V (3.1) 由： P总 =Pa +Pb + Pcpc = DOC 版得： P总
4、= + + = (na +nb +nc ) 那么： P总 v=n总 RT (3.2) 将 3.1 3.2 得： Pa =P总 na /n总 =P总 XaPb =P总 nb /n总 =P总 XbPc =P总 nc /n总 =P总 XcP i = P总 Xi (3.3) 表示组分气体 i 的分压等于混合气体总压力与组分气体 i 的摩尔分数的乘积。体积分数：在同 T ， P 下，假设 i 组分 Pi =P总那么： i 组分所占体积 vi = 得：= = 而 v总 = 那么= 将可将 (3.3) 写成 :Pi = P总= P总(3.4) 表示组分气体 i 的气体分压等于总压力与组分气体 i 的体积分数
5、的乘积。3.1.2 平衡常数(1) 气相反响平衡常数aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g) (3.5) Kp压力平衡常数(3.6) 标准平衡常数= (3.7) (2) 溶液反响的平衡常数稀溶液中的反响：aA+ bB = gG +dD DOC 版Kc= (3.7) Kc 浓度平衡常数= (3.8) 标准平衡常数=1mol.dm-3 , = (3.9) Kc 与数值一样，但量纲不同 . (3) 平衡常数的意义平衡常数表示反响进展程度的大小，平衡常数大，反响进展得彻底。注意的几个问题：1) 平衡常数的表达式与反响方程式的书写有关，进展平衡常数计算时，使用与反响方程式相应的平衡常数表达式。3H
6、2(g)+N2(g) 2NH3 (g) (1) Kp(1)= 3/2H2(g)+1/2N2(g) NH3 (g) (2) Kp(2)= p(NH3 )/p1/2 (N2) p3/2 (H2) Kp(1)= Kp(2) 22) 对有纯液体，纯固体参加的反响，它们的浓度或分压不写入表达式，做常数1 。3稀溶液进展的反响，平衡常数的表达式中不列入水的浓度，视为常数 1 。4多重平衡规那么 Simultaneous equilibrium 某反响是各分步反响之和，那么总反响的平衡常数等于各分步反响平衡常数的乘积。2HCl(g) H2(g)+Cl2(g) K1=4.210 -34 at 25I2(g)+
7、Cl2(g) 2ICl(g) K2=2.1105at 25 2HCl(g)+I2(g) 2ICl(g)+H2(g) K1K2= =K3= (4.2 10-34)(2.1 105)=8.8 10-29at 25 (5) 活度活度是物质在溶液中实际行为的量度。定义：aB = yB(CB/C ) 其中： aB活度； yB活度因子； CB实际浓度DOC 版yB无量纲。反响了溶液中微粒间相互作用，相互牵制的程度，可看成实际浓度的“校正因子。 活度因子越小，反映溶液中微粒间相互牵制作用越大；当溶液无限稀释时，微粒间无任何牵制作用，而 yB =1 ，那么 aB = CB /C活度与浓度在数值上相等。严格讲，
8、在对化学平衡、电极电势等进展计算时，应对浓度进展校正，即应以活度代替浓度进展计算， 但稀溶液、 难溶电解质溶液与低压下的气体混合体系，这些体系单位体积内微粒数少，微粒间作用力较小，可忽略不计，即可用 CB进展有关化学计算。3.1.3 标准平衡常数 K 与的关系对大多数反响而言，反响都不是在标准状态下进展的。而是处于任意的给定状态，这时应该用等温等压下的来判断反响进展的方向和限度，反响是否达到平衡？热力学研究说明，、与各物质的浓度或压力存在一定的关系。假设参加反响的物质均为理想气体：aA(g)+bB(g) gG(g)+dD(g) = +RTln (3.10) 令： Jp = 压力商= +RTln
9、 Jp (3.11) 稀溶液中的反响aA +bB gG +dD = +RTln (3.12) 令： Jc= 浓度商= +RTln Jc 3.13 式 3.11 、 3.13 称为化学反响等温方程式。对理想气体参加的反响在等温等压下达到平衡，那么=0 ， 此时，各物质的压力全部等于平衡时的压力。Jp=K所以，+RTln K=0 =- RTln K 3.12 DOC 版ln K=- 对稀溶液同样适用。负值越大，那么 K越大，正反响进展的程度就越大。正值越大，那么 K越小，正反响进展的程度就越小。判断反响自发进展的方向将 3.12 代入 3.10 、 3.11 可得：=RTln or =RTln 3
10、.13 If Jp Jc K K0, 正向非自发3.1.4 . 标准平衡常数与温度的关系(T)=- RTln K(T)= -T RTln K = -T ln K= + 如果温度变化不大，那么、可看作常数，在 T1时， ln K1= + 1在 T2时， ln K2= + 22 - 1得： ln (K2/ K1) (3.18) (3.18) 知，温度升高，平衡有利于吸热方向进展；温度降低，平衡有利于放热方向进展。3.2 弱电解质的电离平衡3.2.1 一元弱酸、弱碱的电离平衡以 HA 代表任何一种一元弱酸，初始浓度 C(HA) ，电离常数, 那么：DOC 版HA(aq)H+(aq) + A-(aq)
11、 初始浓度 :C(HA) 0 0 平衡浓度 C(HA)-C(H+) C(H+) C(H+) 平衡常数 ( 电离常数 ) = 当溶液, C(HA)eq=C(HA)-C(H+) 代入 Ka得 ，= 因而 CH+ = (3.19) pH=-lgc(H+) pOH=-lgc( OH-) pH+pOH=14 对一元弱碱来讲 , C( OH-)/CB 5% C( OH-)= (3.20) 3.2.2 多元弱酸的电离平衡 (Poly-protic acid ) 特点： 1 多元弱酸在水中是分级电离的 , 每一级电离都有一个电离常数。2+-H A H + HA+- HHA 2H A1Ka = +2-HA H
12、+ A由于 H+ 与 HA- 近似相等，因而 , 2 Ka1 Ka2 Ka3H3PO4： Ka1=7.52 10-3 ; Ka2 =6.2 10-8 ; Ka3=2.2 10-23 ; 因而计算公式与一元弱酸完全一样，即用一级电离常数代替一元弱酸的电离常数 Ka. 即 : c(H+)= (3.21) 对多元弱碱也同理有 : C( OH- )= (3.22) 例=9.1 10-8=1.1 10-12c(S2-)=1.1 10-12DOC 版3.2.3 缓冲溶液 (Buffer solution) (1) 缓冲溶液的定义能对溶液的酸度起稳定缓冲作用的溶液。即，向溶液中参加少量强酸或强碱，或适当稀释
13、，其 pH 值不会发生显著变化的溶液。(2) 缓冲溶液的组成：由具有较高浓度的弱酸 ( 或弱碱 ) 与其盐所组成。例如： Na2CO3-NaHCO3; NH3.H2O-NH4Cl; HAc-NaAc, (3) 缓冲原理加酸H+ Ac-HAc pH 不发生剧变加碱H+ OH- H2O ，HAc H+ Ac-pH 不发生剧变稀释电离度增加， pH 不发生剧变4缓冲溶液的计算以 NaAc-Hac 为例NaAc Na+ Ac- HAc H+ + Ac-起始 C(HAc) 0 C(NaAc) 平衡 C(HAC)-C(H+) C(H+) C(NaAc)+ C(H+) Ka = = C(H+)=Ka(3.2
14、2) 取负对数得： pH=pKa lg 3.23 对弱碱性缓冲溶液 (3.24) pOH=pKb lg 3.25 pH=14 pKa +lg 3.26 5缓冲 X围假设缓冲组分浓度大，且缓冲组分的比为 1:1 时溶液的缓冲能力最大。DOC 版对任何一个缓冲体系都有有效缓冲X围：弱酸体系 :pH pKa 1弱碱体系 :pOH pKb 16缓冲溶液选择原那么 : 1缓冲溶液不能与欲控制的溶液发生反响化学反响 . 2所需控制pH值应在 X围内3缓冲组分浓度大 , 且比值最好等于或接近于 1. 4不能过分稀释 . 3.3 沉淀 - 溶解平衡 (Precipitation-solubility) 3.3
15、.1 溶度积 (solubility product) BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42-(aq) 在一定条件下， 当 V 溶解 =V 结晶 时，就建立起了固体和溶液中离子之间的动态平衡，叫多相离子平衡。 沉淀溶解平衡Ks=( Ba2+SO42-) eq 一般式：AxBy(s) xAm+(aq)+yBn-(aq) Ks=Am+ x Bn- y eq (3.27) 可以通过 Ks来求得溶解度 , 从而比拟物质溶解能力的大小。溶解度 s的计算AB 型设其溶解度为 s ，那么： AB(s)=A+(aq)+B- (aq) (sB = CB饱和溶液 ) A2B 或 AB2型A2B(s)( 或
16、 AB2) 2A+(aq)+B2-(aq) 同种类型的难溶电解质可根据 Ks的大小，来确定溶解能力大小，但不同类型的难溶电解质，应根据 s 来比拟其溶解能力的大小3.2.2 溶度积规那么(Rule of solubility product) 利用热力学等温方程：任一难溶电解质：浓度商 Jc任意给定态时溶液中相对离子浓度的乘积。代入1式消去，然后比拟简称离子积与 Ks ，得：DOC 版溶度积规那么时，有沉淀生成。时，溶液达饱和时，无沉淀生成或沉淀溶解溶度积规那么可预测或解释沉淀的生成与溶解。例 1 ：将 10ml ，0.1 mol dm-3 MgCl2和 10ml， 0.01 mol dm-3 NH3H2O 相混合，通过计算说明是否有沉淀生成。： NH3H2O 的 Kb=1.7610-5，Mg(OH)2的 Ks=1.210-11 ) 解：有Mg(OH)2沉淀生成例 2 ：求 25 时， AgCl 在 0.01 mol dm-3NaCl 中溶解度。设在 NaCl 中 AgCl 的溶解度为 x AgCl+Ag (aq)-+ Cl(aq)平衡时 c x0.01+x x 很小 0.01+x=0
