标准平衡常数12多重平衡平衡常数平衡常数一个反应系统在指定温度下达到平衡，反应物和产物的浓度(或分压)间具有确定的关系。通过实验测定和计算得到的平衡常数称作实验平衡常数，用Kc或Kp表示；根据热力学函数计算得到的平衡常数称为标准平衡常数，用K表示。①气相反应，物质的分压用相对分压(p/p)表示。2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)②液相反应，物质的浓度用相对浓度(c/c)表示。HAc=H++Ac-KӨ=[c(H+)/cӨ][c(Ac-)/cӨ][c(HAc...
无机化学无机化学4.4.3温度对平衡的影响温度的变化，将使K改变，从而影响平衡。=－RTlnK⊖rG⊖mrG⊖m=rH⊖m－TrS⊖m联立，得－RTlnK⊖=rH⊖m－TrS⊖m无机化学无机化学－RTlnK⊖=rH⊖m－TrS⊖mlnK⊖=－rS⊖mRrH⊖mRT不同温度T1，T2时，分别有等式lnK⊖=－rS⊖mRrH⊖mRT22（2）lnK⊖=－rS⊖mRrH⊖mRT11（1）无机化学无机化学lnK⊖=－rS⊖mRrH⊖mRT22（2）lnK⊖=－rS⊖mRrH⊖mRT11（1）这里，...
无机化学无机化学4.4.2压强对平衡的影响对于有气体参加的反应，压力的改变可能对平衡有影响。无机化学无机化学某温度下，达到平衡时PCl5（g）PCl3（g）+Cl2（g）=K⊖p⊖（）pPCl3[]pCl2（）[]p⊖（）pPCl5[]p⊖无机化学无机化学现将体系的总压扩大2倍，试判断平衡移动的方向？总压增大时，反应商Qp将如何变化，是问题的关键。无机化学无机化学由pi＝p总xi可知，xi不变，p总扩大2倍时，pi将扩大2倍。所以=2K⊖Q=p⊖（）2pPCl3[]2...
无机化学无机化学4.4化学平衡的移动中学阶段学习过有关化学平衡的知识内容，已经知道在一定条件下建立的化学平衡，当外界条件变化时，平衡状态遭到破坏，从平衡变为不平衡。无机化学无机化学在改变了的条件下，可逆反应重新建立平衡。在新建立的平衡状态下，反应体系中各物质的浓度与原平衡状态下各物质的浓度不相等。无机化学无机化学这种当外界条件改变，可逆反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程叫做化学平衡的移动...
无机化学无机化学4.2化学反应进行的方向将浓度除以标准浓度，即得相对浓度。4.2.1标准平衡常数例如=5mol∙dm－3（）cA无机化学无机化学相对浓度为例如=5mol∙dm－3（）cA=55mol∙dm－31mol∙dm－3cA=c⊖（）无机化学无机化学将分压除以标准压强，即得相对分压。例如分压pA=10100kPa相对分压为100kPa10100kPa==10ppA⊖无机化学无机化学对于溶液反应aA（aq）+bB（aq）gG（aq）+hH（aq）平衡时=（）cGc⊖K⊖[]ac⊖（）cHc⊖（...
本章研究的对象，是难溶性的强电解质。第9章沉淀溶解平衡难溶性将导致溶液的浓度很低；强电解质表明溶液中存在的是离子。所以这里的平衡，是难溶性的强电解质与其溶解后生成的离子之间的平衡。AgCl属于难溶性的强电解质，它在水中少量溶解后，得到Ag+和Cl－。该沉淀溶解平衡的化学反应方程式可以写成AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－（aq）左边是固相，右边是水溶液相。这是难溶性强电解质沉淀溶解平衡的特点。AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－...
弱电解质的电离平衡电离度、电离平衡常数、稀释定律11.电离度:一定温度下，弱电解质达电离平衡时，已电离的弱电解质分子数和原有分子总数之比。用符号α表示。100%=100%=已电离的分子数已电离的电解质浓度原有分子总数原有总浓度电离度的单位为1，习惯用百分率来表示。一、一元弱酸或弱碱溶液（一）电离度及影响电离度的因素解：3111.310molL100%1.3%0.10molL−−−==【例1】298K时，0.10molL-1的氨水溶液中，...
Ac－+H2OHAc+OH－8.2.2水解度和水解平衡的计算1.单水解过程的计算NaAc水解反应的方程式如下起始浓度：c000平衡浓度：c0－xxxAc－+H2OHAc+OH－起始浓度：c000平衡浓度：c0－xxxKh=KwKa=（）cAc－（）（）cHAccOH－Kh很小，近似有cAc－≈c0，即（）Kh=c0[cOH－]2（）所以cOH－=c0Kh（）因为KwKaKh=cOH－=c0Kh（）=c0KwKa所以cOH－（）=c0Kb=c0KwKacOH－（）h=×100%c盐（已水解）c0=×100%Kbc0=×100%Kwc0Kac0=×100%（）cOH－NH4...
8.2盐类的水解这种作用叫做盐类的水解。盐解离产生的离子与水作用，使水的解离平衡发生移动从而影响溶液的酸碱性8.2.1水解平衡常数Ac－+H2OHAc+OH－1.弱酸强碱盐水解平衡常数用Kh表示Kh=（）cAc－（）（）cHAccOH－=•（）cH+（）cH+（）（）cHAccOH－（）cAc－=（）cOH－cH+（）（）cHAc（）（）cHAccOH－KwKa=Kh=（）cOH－cH+（）（）cHAc（）（）cHAccOH－KwKaKh==5.56×10－10所以Kh=1.0×10－141.8×10－5由于盐的水解平衡...
8.1.3多元弱酸的解离平衡对于多元酸的判断，要根据分子中可以解离的氢原子的个数。如亚磷酸H3PO3分子中有三个氢原子，但它是二元酸，因为只有两个可以解离的氢原子。以H2S为例，讨论二元弱酸的分步解离平衡，第一步H2SH++HS－=1.1×10－7K1=cH+cHS－cH2S（）（）（）第二步HS－H++S2－第一步H2SH++HS－=1.3×10－13K2=cH+cS2－cHS－（）（）（）分析：H2S的K1是K2的106倍，由第二步解离出的H+极少。K1=1.1×10－7K2=1.3×10－13...
8.1.2水的解离平衡和溶液的pH值1.水的离子积常数K=H+cOH－（）c（）H2OH++OH－K称为水的离子积常数，经常用Kw表示。K=H+cOH－（）c（）H2OH++OH－常温下，Kw=1.0×10－14。H>0吸热反应T升高时，K值变大；降低时，K值变小。H2OH++OH－Kw是标准平衡常数，故根据Kw利用公式可以求得水的解离反应的。rGm⊖rGm=－RTlnK⊖⊖cH+>cOH－酸性（）（）cH+=cOH－中性（）（）cH+<cOH－碱性（）（）常温下，H+=10－7mol•dm－3表示中性...
1887年阿仑尼乌斯提出电离学说，重新定义了酸碱。第8章酸碱解离平衡在水中解离时所生成的阳离子全部是氢离子的化合物叫酸；解离时所生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物叫碱。阿仑尼乌斯认为电解质在水溶液中是解离的，但解离都是不完全的，存在解离平衡。这种观点对于弱电解质是完全正确的。但对于强电解质则表现出局限性。现代结构理论和测试方法均证明，像KCl这样的强电解质在水中是完全解离的。8.1弱酸和弱碱的解离平衡8....
8—3电解质溶液理论前面学习了非电解质溶液的依数性理论，对于强电解质溶液来说，运用该理论时，计算结果与实际出现了偏差。例如：已知：H2O的kf=1.86（273K）,KCl水溶液：b=0.20molkg-1，求该溶液的凝固点降低值。理论计算：（1）根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：∆Tf=kfb=1.86×0.20=0.372K（2）根据强电解质完全电离：KCl水溶液中粒子质量浓度2b=0.40mol㎏-1∆Tf=kf2b=1.86×0.40=0.744K实际测得：0.673K（介于0.372～0...
8–2盐的水解盐的分类（1）强酸强碱盐，NaCl等（2）强酸弱碱盐类，NH4Cl、FeCl3等（3）强碱弱酸盐，NaAc、Na2CO3等（4）弱酸弱碱盐。NH4Ac,NH4CN等盐的水解：盐在水溶液中,盐解离的离子与水作用，使水的电离平衡发生移动,从而影响溶液的酸碱性。一、水解平衡常数1、弱酸强碱盐:水解平衡常数以NaAc为例：溶解中存在的解离平衡：NaAc＝Na+＋Ac-①H2O≒H+＋OH-②①+②Ac-+H2O≒HAc+OH-NaAc的水解平衡：Ac-＋H2O≒HAc＋OH-水解平衡...
8-1弱酸、弱碱的解离平衡复习：酸碱的认识1、早期对酸碱的认识酸：有酸味，可以使石蕊变红的物质为酸，有涩味，可以使石蕊变蓝的一类物质称为碱碱：有涩味，可以使石蕊变蓝的一类物质称为碱2、酸碱的科学定义---阿伦尼乌斯理论酸：水中解离时所生成的阳离子全部是氢离子的化合物叫做酸碱：解离时所生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物叫做碱3、酸碱的强弱强酸：在水中完全解离的是强酸或强碱强碱：在水中部分的解离的为弱酸弱...
在一定温度下，难溶强电解质AmBn在溶液中会建立沉淀溶解平衡：AmBn（S）⇌mAn++nBm-§5.1沉淀溶解平衡物质溶解度s<0.01g/100gH2O→难溶物质s=0.1~0.01g/100gH2O→微溶物质s>0.1g/100gH2O→易溶物质沉淀溶解一、特征常数1、溶度积常数——KspAmBn（S）⇌mAn++nBm-KspKsp=[An+]m[Bm-]n1)Ksp的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。2)Ksp只与温度有关。3)一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积...
化学平衡原理标准平衡常数1一、稀溶液中反应的标准平衡常数T一定，达平衡时：eqeqdheqeqef(D)(H)[][](E)(F)[][]ccccKcccc=写成通式可表示为：BeqB(B)[]cKc=K---标准平衡常数SI单位为1ceq()Bc----相对平衡浓度SI单位为1ceq(B)----平衡浓度c---标准浓度（1mol.L-1)2一、稀溶液中反应的标准平衡常数由于3311000molm1moldm1molLc−−−===eqeqdheqeqef(D)(H)[][](E)(F)[][]ccccKcccc=简写为：当浓度单位用molL-1...
231配合物的稳定常数和配位平衡配位平衡的移动配位平衡的应用配合物在溶液中的稳定性和配位平衡Mn++xL-MLx(n-x)+配位平衡的移动酸碱配位剂氧化还原剂平衡发生移动在一种配合物溶液中，加入另一种配位体，此种配位体与金属离子Mn+生成新的更稳定的配离子，则原配位平衡发生移动。1.4.4配离子之间的平衡KSCNNH4F[Fe(SCN)2]+[FeF6]3-θ32.2910=K稳θ161.010=K稳FeCl3掩蔽Fe3+[Fe(SCN)2]++6F-[FeF6]3-+2SCN-对于配离子间的转化...
1.4.3配位平衡与沉淀溶解平衡➢若向配合物溶液中加入沉淀剂，使金属离子生成沉淀，使配位平衡向离解的方向移动；[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3S2-+CuS➢若向沉淀中加入一种能与金属离子形成配合物的配位体，沉淀又可溶解转化为配合物;AgClAg++Cl-NH3+[Ag(NH3)2]+➢配位反应可以使沉淀溶解，沉淀反应又可使配合物离解。决定反应方向的是和大小。θK稳θKsp相关计算分为两类：第一类：在配离子溶液中加入一定量某沉淀剂时能否产生...
1.4.2配离子平衡浓度的计算➢许多配合物的都比较大，而且配位体大大过量，这时金属离子几乎形成最高配位数的配离子，故其它配位数较低的配离子可忽略不计，则可用或进行一步平衡计算。θK稳θK稳θK不稳➢配离子的形成是分步进行的，应该用逐级稳定常数进行逐级平衡计算，但计算程序复杂。1.4.2配离子平衡浓度的计算例1已知[Cu(NH3)4]2+的。若在1.0L6.0molL-1氨水溶液中溶解0.1mol固体CuSO4，求溶液中各组分的浓度。θ132.0910=...
