大学普通化学第六版第3章精品课件..

第3章水化学与水污染一.溶液的通性二.水溶液中的单相离子平衡三.难溶电解质的多相离子平衡(四.胶体与界面化学)*五.水污染及其危害主要内容:3.1溶液的通性溶液的依数性:溶液的蒸气压下降、溶液的沸点升高溶液的凝固点降低、溶液的渗透压。1.溶液的蒸气压下降蒸汽压（饱和蒸汽压)：一定温度下，液体与蒸气达到相平衡时，蒸气的压力。一.非电解质溶液的通性试验证明:难挥发物质的溶液蒸汽压总是低于纯溶剂的蒸汽压。溶液的蒸汽压下降：Δp=pA﹣PpA：纯溶剂的蒸汽压。P：溶液的蒸汽压纯水蒸发溶液蒸发法国物理学家拉乌尔据实验得出以下定量关系：Δp=pA·xB拉乌尔定律：一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Δp与溶质的摩尔分数xB成正比，而与溶质的本性无关。xB:溶质B在溶液中的摩尔分数，pA:纯溶剂的蒸汽压。pT溶剂溶液101.325kPaTobTb图3.1沸点上升示意图2.溶液的沸点上升溶液的沸点上升:难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点.△Tb=Tb–TobTb:溶液沸点；Tob：纯溶剂沸点pT溶剂溶液溶剂的液-固平衡线Tf图3.2凝固点下降示意图溶液的凝固点下降:溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点.△Tf=Tof－TfTof：纯溶剂凝固点；Tf:溶液凝固点Tof3.溶液的凝固点下降拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升（ΔTb）和凝固点下降（ΔTf）与溶液的质量摩尔浓度（m）成正比。△Tb=kb•m△Tf=kf•mkb：溶剂的摩尔沸点上升常数。kf：溶剂的摩尔凝固点下降常数。单位为K·kg·mol-14.溶液的渗透压渗透现象——溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散）π渗透压——阻止渗透进行所施加的最小外压,用П表示。图3.3溶液渗透压示意图cRTΠnRTΠV二.电解质溶液的通性1.电解质溶液不服从拉乌尔定律.2.电解质溶液的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。3.溶液依数性的一般规律：A2B(AB2)强电解质AB强电解质AB弱电解质非电解质例3.1将质量摩尔浓度均为0.10mol·kg-1的BaCl2,HCl,HAc,蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:解：按从大到小次序排序如下：粒子数BaCl2→HCl→HAc→蔗糖蒸气压蔗糖→HAc→HCl→BaCl2凝固点蔗糖→HAc→HCl→BaCl2沸点BaCl2→HCl→HAc→蔗糖渗透压BaCl2→HCl→HAc→蔗糖3.2水溶液中的单相离子平衡水溶液中的单相离子平衡一般分为:一.酸、碱的解离平衡;二.配离子的解离平衡。一.酸碱在水溶液中的解离平衡酸碱质子理论1.酸碱的概念酸碱电离理论（阿氏水离子论）酸碱电子理论(1)酸碱质子理论酸:凡能给出质子的物质都是酸；碱:凡能结合质子的物质都是碱。酸质子+碱(质子给予体）(质子接受体）共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对如在水溶液中HCl(aq）H+(aq)+Cl-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Acˉ(aq)NH4+(aq)H+(aq)+NH3(aq)HCO3-(aq)H+(aq)+CO32-(aq)Al(H2O)63+H+(aq)+Al(H2O)5(OH-)2+酸质子+碱2.酸碱离子平衡及pH计算(1)一元弱酸和一元弱碱HA(aq)==H+(aq)+Aˉ(aq)ccccccK/)HA(}/)A({}/)H({)HA(a称为酸的解离常数；aa)HA()A()H()HA(KcccK设一元弱酸HA的浓度为c,解离度为αHA=H++A-起始浓度c00平衡浓度c(1-α)cαcα；)1()1(2ccccKa当酸很弱(Ka10-4),1-α≈1,一元弱酸解离2.cKaaaCK浓度下降,α升高即浓度越稀,解离度越大aaCKHC.)(一元弱酸的H＋浓度计算公式：一元弱碱的OH－：一元弱碱的浓度为Cb；解离常数为KbbbCKOHC)(例3.1已知HAc的Ka=1.76×10-5，计算HAc浓度为0.100mol·dm-3溶液的pH及HAc的解离度。3354a/1033.1100.01076.1.)(,10KdmmolCKHCaa当解：直接利用近似公式pH=–lgc(H+)=–lg(1.33×10-3)=3–0.47=2.8833.1033.1)(dmmolxHC%34.1100.01076.15CKa%34.1%100100.0)(%100)(HCCHC或(2)多元弱酸和多元弱碱343421,1052.7)POH()POH()H(ccccKa(aq)POH(aq)H(aq)POH4243一级解离：8412412,a1025.6)POH()POH()H(ccccK(aq)HPO(aq)H(aq)POH2442二级解离：1324343,102.2)HPO()PO()H(ccccKa(aq)PO(aq)H(aq)HPO3424三级解离：说明当Ka,2/Ka,110ˉ3时，可忽略二、三级解离平衡。aaCKHC.)(13.缓冲溶液和pH的控制(1)同离子效应:在弱酸的溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，使得弱酸或弱碱的解离度大大下降的现象，称为同离子效应。如HAc的水溶液，HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)加入NaAc，由于NaAc=Na++Acˉ使得HAc解离平衡向左移动，HAc的解离度降低。(2)缓冲溶液弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成溶液能抵抗外加少量的强酸碱或稍加稀释而本身的pH基本不变，即对外加的酸和碱具有缓冲作用，这种溶液称作缓冲溶液。缓冲对:组成缓冲溶液的共轭酸碱对，共轭酸=共轭碱+H+例:如HAc–Ac‾、NH4+–NH3、H2PO4‾-HPO42‾等NaAc==Na++Ac-HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)系统中大量HAc、Acˉ存在例HAc和NaAc混合溶液:当溶液中加入少量强酸：H+与Acˉ结合生HAc，H+的浓度保持基本不变。若往系统中加入少量强碱：则H+与OH-结合生成H2O，HAc的浓度减少，而H+的浓度仍保持基本不变。缓冲溶液的pH计算公式)()()H(a共轭碱共轭酸ccKcKaKccKaalgp;)()(lgppH共轭碱共轭酸例解：HAc–NaAc缓冲溶液的pH值为:若在50.00cm3含有0.1000mol·dm‾3的HAc和0.1000mol·dm‾3NaAc缓冲液中，加入0.050cm31.000mol·dm‾3盐酸，求其pH。76.41000.01000.0lg76.4)()(lg1076.1lg)()(lgppH5NaAccHAccccKa共轭碱共轭酸加入盐酸后总体积为50.05cm3，加入的1.000mol·dm‾3盐酸由于稀释，浓度变为：3-3-33dm0.0010moldmmol000.1cm05.50cm050.0)()(HcHClc74.4099.0101.0lg76.4)Ac()HAc(lgppH-accKc(HAc)=(0.1000+0.001)mol·dm‾3=0.101mol·dm‾3,c(Acˉ)=(0.1000–0.001)mol·dm‾3=0.099mol·dm‾3计算结果表明，pH由4.76降至4.74，仅改变0.02；缓冲溶液的选择和配制当c(共轭酸)=c(共轭碱)时，缓冲能力最大。缓冲溶液的选择依据pH=pKa如：配制pH=5左右的缓冲溶液，可选HAc—NaAc溶液（pKHAc=4.76）；配制pH=9左右的缓冲溶液,可选NH3—NH4Cl溶液（pKNH4＋=9.26）配制pH=7左右的缓冲溶液,可选NaH2PO4--Na2HPO4（pKa2=7.20）。二.配离子的解离平衡1.配离子:由中心离子或中心原子和若干个中性分子或离子（称为配位体）通过配位键结合而成的复杂离子叫做配离子（络离子）。如：[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+、[Fe(CN)6]3+。2.配位化合物:含有配离子的化合物称为配位化合物(配合物、络合物、配盐)。如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]Cl3、配离子的解离平衡常数142434321078.4})Cu(NH{)}NH(){Cu(cccK[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH33.3难溶电解质的多相离子平衡难溶电介质的定义：习惯上将100gH2O中溶解度小于0.01g的物质称作难溶物。一、多相离子平衡CaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32-(aq))CO()Ca(:/)CO(/)Ca(232s232seqeqeqeqccKccccK简写为平衡常数表达式为:1.溶度积常数(溶度积)AnBm(s)=nAm+(aq)+mBn-(aq)在一定温度下为一常数；smeqneqsKccK)B()A(nmKS(AgCl)=Ceq(Ag+).Ceq(Cl-)KSMg(OH)2=Ceq(Mg2+).{Ceq(OH-)}22、溶度积和溶解度的关系CaCO3(s)=Ca2+(aq)+CO32-(aq)平衡浓度/mol·dm-3ss设沉淀在水中溶解度为smol·dm-3(1)AB型难溶物质，如AgCl,CaCO3,BaSO4等Ks(CaCO3)=s2sKSAg2CrO4(s)=2Ag+(aq)+CrO42-(aq)平衡浓度/mol·dm-32ss(2)A2B型或AB2型难溶物质，如Ag2CrO4，Mg(OH)2等Ks(Ag2CrO4)=(2s)2s=4s334sKS溶度积:CaCO3AgClAg2CrO4Ks8.7×10-91.56×10-109×10-12s9.4×10-51.25×10-51.31×10-4关系式sKssKs3s4/Ks思考：可以用Ks的大小判断溶解度的大小吗？二·溶度积规则及其应用1.溶度积规则AnBm(s)=nAm+(aq)+mBn-(aq)mnccQ)B()A(nmQ＞Ks有沉淀析出直至达饱和Q=Ks溶解达平衡，饱和溶液Q＜Ks无沉淀析出，或沉淀溶解溶度积规则可用于判别沉淀的发生或溶解Q称浓度商在90cm30.10moldm-3MgCl2溶液中,加入10cm30.10moldm-3氨水,问溶液能否生成Mg(OH)2沉淀?已知Ks[Mg(OH)2]=5.61x10-12;氨Kb=1.77x10-5解:混合后333201.01001010.0)(09.01009010.0)(moldmNHCmoldmMgC溶度积规则例题34531021.401.01077.1)()(moldmNHCKOHCbQ={C(Mg2+)}.{C(OH)}2=0.09x(4.21x10-4)2=1.60x10-8Ks=5.61x10-12故有沉淀生成2.同离子效应在难溶电解质饱和溶液中，加入含有与难溶物组成中相同离子的强电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象称为同离子效应。在AgCl饱和液中加入NaCl时，AgCl(s)=Ag++ClˉNaCl=Na++ClˉClˉ离子的大量存在，使AgCl的溶解度下降。例：计算BaSO4在0.100mol·dm-3Na2SO4溶液中的溶解度，并与其在水中的溶解度比较。Ks(BaSO4)=1.08×10-10解：BaSO4在纯水中的溶解度为somol·dm-3sKso==1.04×10-5mol·dm-3设BaSO4在Na2SO4溶液中的溶解度为smol·dm-3BaSO4(s)=Ba2++SO42-平衡浓度/mol·dm-3ss+0.1溶解度降低了约104(一万)倍。Ks=s(s+0.1)0.1s=1.08×10-10解得：s=1.08×10-9mol·dm-33.沉淀的溶解利用酸碱反应碳酸盐：