溶液反应中的四大平衡VIP免费

§4.溶液反应中的四大平衡溶液反应体系中的四大平衡：酸碱(电离)平衡，沉淀平衡，配合平衡，氧化还原平衡。特点：▲离子反应，反应速率大；▲凝聚态反应，压强影响可忽略；▲反应热效应小，体系温度可视为恒定一、电离平衡与酸碱平衡Arrhenius的电离学说认为：一些物质(如酸、碱、盐)在水溶液中部分电离成带有不同电荷的水合(阴、阳)离子，这些物质称为电解质，并以电解质电离的百分率表示其电离的程度——电离度电离度的值与电解质的性质和浓度有关，但极稀溶液中所有电解质的电离度都可达到100%。%100电解质的初始浓度已电离的电解质浓度AmDn====mAn++nDm-平衡常数：nmnaaaKnmaDAAAm一般浓度条件下，不同电解质的电离度不同，根据的大小将电解质分为强电解质、弱电解质和中强电解质。严格地说，强电解质的电离度一般也达不到100%，因为，只要不是极稀溶液，离子间的静电引力就不可忽略，使带不同电性的离子形成“离子对”，这些“离子对”与未形成“离子对”的单个离子间建立动平衡：——电离平衡对弱电解质溶液和强电解质的稀溶液而言，可以取活度系数，则，简记为[B]，故：若取cΘ=1mol·L-1，则离子化合物是当然的电解质，在水发生中电离；分子极性较大的共价化合物(如酸类)，在偶极水分子作用下也会电离，成为水合离子(如HCl)。1icccca]B[BB,]DA[]D[]A[nmnmmnaKnmmncccKKnmcaDAAA1.水的电离平衡★水的离子积常数实验证明水是弱电解质()，自偶电离：H2O+H2OH3O+(aq)+OH-(aq)简写为：H2OH+(aq)+OH-(aq)水是弱电解质，则H+和OH-的浓度都很低，故[H2O]可视为定值，有[H+][OH-]=Ka[H2O]=Kw-14mS/101========O][H]][OH[H2aKKw——水的离子积常数，室温取Kw=1×10-14严格地说：水的离子积常数是T的函数，见P320表6-1。但水溶液中，H+和OH-的离子浓度之积在一定温度下为一确定值。★水溶液的酸碱性Arrhenuis酸碱理论：在水中能电离出水合氢离子的化合物称为酸，H+(aq)的多少表征水溶液的酸性大小；在水中能电离出的水合氢氧离子化合物称为碱，OH-(aq)的多少表征水溶液的碱性大小。而[H+][OH-]=定值，则可统一用H+(aq)的多少——pH值表征水溶液的酸碱性。IUPAC规定：pH=-lgaH+实际中：pH=-lg[H+]=-lgcH+类似：pOH=-lgaOH-=-lg[OH-]=-lgcOH-室温下：[H+][OH-]=Kw=1×10-14，则pH+pOH=14或pH=14-pOH当pH=pOH=7时，aH+=aOH-，溶液呈中性，pH<7，溶液呈酸性，pH>7，溶液呈碱性。例1：已知0.10mol·dm-3HAc水溶液的电离度为1.34%，求该溶液的pH值。解：因为[H+]=0.1×0.0134=1.34×10–3所以pH=-lg[H+]=2.87例2：求0.0001mol·dm-3NaOH水溶液的pH值。解：因为[OH-]=1×10–4所以pH=14–pOH=14+lg[OH-]=10★水溶液酸碱性的确定①酸碱指示剂借助颜色的改变来指示溶液pH值的物质。一般为有机弱酸(HIn)或弱碱(InOH)，其分子和离子具有不同的颜色，如甲基橙指示剂：HInH++In-红色黄色指示剂显示的颜色取决于HIn和In-的浓度比====][H]HIn[]In[]HIn[]In][[H--aaKK当Ka=[H+]时，[HIn]=[In-]=0.5，溶液呈橙色，此点为理论变色点，但肉眼可观察到的颜色变化需要9:1≥[In-]:[HIn]≥1:9；向溶液加酸，[H+]↑，平衡左移，[HIn]↑，当pH≤3.1时，HIn的量将占到90%以上，则溶液呈红色(酸色)，故称HIn为指示剂的酸形状态；向溶液加碱，[H+]↓，平衡右移，[In-]↑，当pH≥4.4时，In-的量将占到90%以上，溶液呈黄色(碱色)，故称In-为指示剂的碱形状态。一般来说，变色pH范围愈小愈好，所以，指示剂选择酸色与碱色反差较大的物质，或采用混合指示剂，通常指示剂的变色pH范围为：pH≈pKa±1由于不同物质的电离平衡常数Ka值不同，则变色pH值不同(P322表6-3)。即不同指示剂可指示不同的pH，将不同指示剂涂在试纸上，就制成pH试纸——定性显示溶液的酸碱性。②酸度计利用原电池的电动势与pH的关系，将两电极插入待测液构成原电池，通过测定电池的电动势，决定溶液的pH——可定量。③酸碱滴定如对酸性溶液，用已知浓度的标准碱液滴定，即向酸性溶液滴入碱液，溶液则由酸性逐渐向碱性转化，指示剂则由酸色转化为碱色，溶液颜色一变化就停止滴碱，由...