化学平衡7课时

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1、第3章 化学平衡7课时教学目标及根本要求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的意义及表达。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, 能进行溶液pH值的简单计算，能进行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。了解溶度积规那么及其应用。5. 了解一般配合物的组成、命名。了解配离子的解离平衡及平衡移动。教学重点1. 平衡常数

2、与 K 与rGm 、温度的关系2. 多元弱酸、弱碱 pH 计算 3. 溶度积规那么及应用 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. 溶度积规那么及应用 教学方式手段及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行教学。 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 公式的意义及应用 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

3、条件下化学反响所进行的最大限度。平衡常数的大小，表示了一定条件下反响进行的程度。 (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相同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 , 具有相同的体积， 由理想气体状态方程: PV= nRTpa =na RT/V pb =nb RT/V pc =nc RT/V (3.1) 由： P总 =Pa +Pb + Pc pc = 得： P总 = + + = (na

4、 +nb +nc ) 那么： P总 v=n总 RT (3.2)将3.13.2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 的体积分数的乘积。 (1) 气

5、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 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 数值相同，但量纲不同 . (3) 平衡常数的意义平衡常数表示反响进行程度的大小，平衡常数大， 反响进行得彻底。 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，进行平衡常数计算时，使用与反响方程式相应的平衡常数表达式。3H2(g)+N2(g) 2NH3 (

6、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) 2 2) 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稀溶液进行的反响，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)+Cl2(g) 2ICl(g) K2

7、=2.1105 at 252HCl(g)+I2(g) 2ICl(g)+H2(g)K1K2= =K3= (4.210-34 )(2.1105 )=8.810-29 at 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，在对化学平衡、电极电势等进行计算时

8、，应对浓度进行校正，即应以活度代替浓度进行计算，但稀溶液、难溶电解质溶液及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进行有关化学计算。 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行的。而是处于任意的给定状态，这时应该用等温等压下的 来判断反响进行的方向和限度，反响是否到达平衡？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 Jp (3.11)稀溶液中的反响 aA +bB gG

9、 +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到达平衡，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 ln K = - 对稀溶液同样适用。负值越大，那么 K越大，正反响进行的程度就越大。正值越大，那么 K越小，正反响进行的程度就越小。 判断反响自发进行的方向将3.12代入3.10、3.11可得：=RTln or =RTln 3.13If Jp Jc K K 0, 正向非自发 (T)=- R

10、Tln 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行；温度降低，平衡有利于放热方向进行。3.2 弱电解质的电离平衡 以 HA 代表任何一种一元弱酸，初始浓度 C(HA) ，电离常数 , 那么： HA(aq) H+(aq) + A-(aq)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

11、 , 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) (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。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相同，即用一级电离常数代替一元弱酸的电离

12、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 10-12 (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，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 ) 及其盐所组成。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- H

13、2O ，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 (3.22)取负对数得： pH=pKa lg 3.23对弱碱性缓冲溶液(3.24)pOH=pKb lg 3.25pH=14 pKa +lg 3.265缓冲范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。对任何一个缓冲体系都有有效缓冲范围：弱酸体系: pH

14、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值应在范围内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) (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

15、)Ks=Am+ x Bn- y eq (3.27)可以通过 Ks 来求得溶解度 , 从而比较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 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 来比较其溶解能力的大小 (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

16、消去 ，然后比较 简称离子积与 Ks ，得：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 moldm-3 MgCl2 和10ml， 0.01 moldm-3 NH3 H2O 相混合，通过计算说明是否有沉淀生成。：NH3 H2O 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 moldm-3NaCl 中溶解度。设在 NaCl 中 AgCl 的溶解度为 x 平衡时 c x 0.01+

17、x x 很小 0.01+x=0.01那么 x=1.77 10-8 ( 而 AgCl 在 H2O 中的 s=1.33 10-5 )结论：由于同离子效应使难溶电解质的溶解度降低了。 3.4 配离子的离解平衡 (Ionization equilibrium of coordination-ion) (Basic concept of coordination) 配离子 (Coordination-ion): 由一个简单正离子 ( 或中心原子 ) 和几个中性分子或负离子结合形成的复杂离子 . 带正电荷的配离子称为配正离子 ; 带负电荷的离子称为配负离子。如 Fe (CN)64- Cu (NH3 )42

18、+ Ag (NH3)2+ 配合物 (Coordination compound): 含配离子的化合物如 K4Fe(CN)6 Cu(NH3)4SO4(1) 配合物的组成配合物的组成分为内界和外界。内界中占据中心位置的正离子或原子称为中心原子或中心离子，在它周围与中心离子结合的中性分子或简单负离子成为配体 . 中心离子 位于配离子中心的正离子或中性原子配位体 与中心离子结合的负离子或中性分子配位原子 配位体中，直接与中性离子以配位键结合的原子如 Cu(NH3)42+ 中 NH3 配位体N 配位原子单齿配体 ： 每个配位体只能提供一个配位原子,配位体 NH3 OH- CN- X- 多齿配体 ： 含两

19、个或两个以上的配位原子的配位体,NH2 CH2CH2 NH2NH2CH2COOH中心离子的配位数 配位体中配位原子的数目如 Cu(NH3)42+ Cu2+ 的配位数：4Ag (NH3)2+ Ag+ 的配位数： 2 2 配合物的命名中心离子的名称、化合价用罗马数字、 - 表示配位体的名称和数目外界离子的名称和数目1配正离子的配合物 外界 配 合 中心离子例 Cu (NH3)4SO4硫酸四氨合铜Co (NH3)6Cl3三氯化六氨和钴2 配负离子的配合物 配体 ( 合 ) 中心离子 酸 外界例 K4Fe(CN)6 六氰合铁酸钾K4HgI4 四碘合汞酸钾HAuCl4 四氯合金酸 3两种以上配位体的命名

20、先阴离子，后中性分子；先无机，后有机 同类型时，先简后繁；且不同配位体间用隔开 例： 二氯化氯五氨合钴氯化二氯一水三氨合钴碳酸一氯一硝基四氨合铂 4配合离子及配合分子三氯三氨合钴Ni(CO)4四羰 ( 基 ) 合镍Cu(NH2CH2COOH)2二氨基乙酸合铜 3配合物的类型简单配合物 中心离子与单齿配体组成的配合物螯合物 中心离子与多齿配体形成的具有环状结构的配合物特点： 1 环状结构 螯和环 2 每个配体至少含有两个配位原子 3稳定性高 二乙二胺合铜特殊配合物 1配离子平衡(兰色) Cu2+ + 4NH3= Cu(NH3)42+ 深兰色配离子类似于弱电解质，是一类难解离的物质，在水溶液中只有

21、少量解离，存在解离平衡。Cu(NH3)42+ = Cu2+ + 4NH3K平衡 = K不稳 = K不稳 越大，越容易解离，配合物越不稳定。在水溶液中存在分步解离现象，类似于多元弱电解质。一级： Cu(NH3)42+ = Cu(NH3)32+ + NH3 K1二级： Cu(NH3)42+ = Cu(NH3)22+ + NH3 K2三级： Cu(NH3)42+ = Cu(NH3)2+ + NH3 K3四级： Cu(NH3)42+ = Cu2+ + NH3 K4得： K不稳 = K1 K2K3K4逆反响： Cu2+ + 4NH3=Cu(NH3)42+K稳 = K稳 = 同类型配离子， K稳 越大，配

22、离子越稳定； 2配离子的解离平衡移动平衡向K稳 增大的方向移动Cu(NH3)42+ Cu2+ +4NH3K不稳 = c (Cu2+) c ( NH3)4/cCu(NH3)42+ 实际工作中，常利用难溶电解质参加一种能与该难溶电解质的某种离子形成稳定配合物的试剂来溶解 . 如实现沉淀间的转化。 离子鉴定EDTA ： 乙二胺四乙酸 乙二胺四乙酸二钠盐生物化学： 叶绿素中心离子 Mg2+ 配体 卟啉血红素中心离子 Fe2+ 配 体 卟啉照相技术： Na2S2O3( 海波 ) 定影剂AgBr (s) +2S2O32- = Ag (S2O3)23- + Br-作业 : P78-80 3，5， 6，10，11，14，16，17， 18 最新 精品 Word 欢迎下载 可修改