工程化學溶液化學與離子平衡課件

2023/9/12本章要點溶液的通性（蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降、滲透壓）酸堿質子理論，pH值的計算緩沖溶液的概念、應用和計算溶度積規(guī)則、計算5.配離子的解離平衡6.表面化學與膠體溶液2023/8/3本章要點溶液的通性（蒸氣壓下降、沸點上升、凝2023/9/12水的結構和性質4.1.12023/8/3水的結構和性質4.1.12023/9/12水的結構和性質水的蒸發(fā)熱大：40.67kJ·mol-1(101.3kPa)水的等壓熱容：75.30J·mol-1·K-1水的沸點：100℃密度反常：4℃為最大良好的溶劑幾種常見物質的熱容(J/g·K)2023/8/3水的結構和性質水的蒸發(fā)熱大：幾種常見物質的熱2023/9/124.1 溶液的通性-1溶液（solution）廣義地說，兩種或兩種以上物質彼此以分子或離子狀態(tài)均勻混合所形成的體系稱為溶液。溶液以物態(tài)可分為氣態(tài)溶液、固態(tài)溶液和液態(tài)溶液。根據溶液中溶質的導電性又可分為電解質溶液和非電解質溶液。本章前半部分主要討論液態(tài)的非電解質溶液。2023/8/34.1 溶液的通性-1溶液（solution2023/9/124.1 溶液的通性-2溶劑（solvent）和溶質（solute）如果組成溶液的物質有不同的狀態(tài)，通常將液態(tài)物質稱為溶劑，氣態(tài)或固態(tài)物質稱為溶質。如果都是液態(tài)，則把含量多的一種稱為溶劑，含量少的稱為溶質。2023/8/34.1 溶液的通性-2溶劑（solvent）2023/9/124.1 溶液的通性-3混合物（mixture）多組分均勻體系中，溶劑和溶質不加區(qū)分，各組分均可選用相同的標準態(tài)，使用相同的經驗定律，這種體系稱為混合物，也可分為氣態(tài)混合物、液態(tài)混合物和固態(tài)混合物。2023/8/34.1 溶液的通性-3混合物（mixture2023/9/124.2 溶液組成的表示法在液態(tài)的非電解質溶液中，溶質B的濃度表示法主要有如下四種：1.物質的量分數 2.質量摩爾濃度3.物質的量濃度4.質量分數2023/8/34.2 溶液組成的表示法在液態(tài)的2023/9/124.2 溶液組成的表示法1.物質的量分數 (molefraction)溶質B的物質的量與溶液中總的物質的量之比稱為溶質B的物質的量分數，又稱為摩爾分數，單位為1?！飌1082023/8/34.2 溶液組成的表示法1.物質的量分數2023/9/124.2 溶液組成的表示法2.質量摩爾濃度mB（molality）溶質B的物質的量與溶劑A的質量之比稱為溶質B的質量摩爾濃度，單位是 。這個表示方法的優(yōu)點是可以用準確的稱重法來配制溶液，不受溫度影響，電化學中用的很多。★p1082023/8/34.2 溶液組成的表示法2.質量摩爾濃度2023/9/124.2 溶液組成的表示法3.物質的量濃度cB（molarity）溶質B的物質的量與溶液體積V的比值稱為溶質B的物質的量濃度，或稱為溶質B的濃度，單位是 ，但常用單位是 。2023/8/34.2 溶液組成的表示法3.物質的量濃度2023/9/124.2 溶液組成的表示法4.質量分數wB（massfraction）溶質B的質量與溶液總質量之比稱為溶質B的質量分數，單位為1。2023/8/34.2 溶液組成的表示法4.質量分數wB2023/9/124.3溶液的蒸氣壓

如果把液體(如水)置于密閉的容器中，將發(fā)生蒸發(fā)與凝聚兩個過程.蒸發(fā)是吸熱過程．是系統(tǒng)熵值增大的過程。凝聚是放熱過程，系統(tǒng)的熵值減小。2023/8/34.3溶液的蒸氣壓如果把液體(如水)2023/9/12蒸氣壓的微觀解釋由于液體在一定溫度時的蒸發(fā)速率是恒定的，蒸發(fā)剛開始時，蒸氣分子不多，凝聚的速率遠小于蒸發(fā)的速率。隨著蒸發(fā)的進行，蒸氣濃度逐漸增大，凝聚的速率也就隨之加大。當凝聚的速率和蒸氣的速率達到相等時，液體和它的蒸氣就處于平衡狀態(tài)。此時．蒸氣所具有的壓力叫做該溫度下液體的飽和蒸氣壓，或簡稱蒸氣壓。2023/8/3蒸氣壓的微觀解釋由于液體在一定溫度時的蒸發(fā)速2023/9/124.4稀溶液定律溶液的通性:1)蒸氣壓下降2)沸點上升3)凝固點下降3)滲透壓改變等稀溶液定律:難揮發(fā)的非電解質稀溶液的性質與一定量溶劑中所溶解溶質的物質的量成正比,又稱為依數定律。以上性質又稱為稀溶液的依數性。2023/8/34.4稀溶液定律溶液的通性:2023/9/124.4 稀溶液中的兩個經驗定律拉烏爾定律（Raoult’sLaw）1887年，法國化學家Raoult從實驗中歸納出一個經驗定律：在定溫下，在稀溶液中，溶劑的蒸氣壓等于純溶劑蒸氣壓乘以溶液中溶劑的物質的量分數，用公式表示為：如果溶液中只有A，B兩個組分，則拉烏爾定律也可表示為：溶劑蒸氣壓的降低值與純溶劑蒸氣壓之比等于溶質的摩爾分數。★p1082023/8/34.4 稀溶液中的兩個經驗定律拉烏爾定律2023/9/124.4 稀溶液中的兩個經驗定律亨利定律（Henry’sLaw）1803年英國化學家Henry根據實驗總結出另一條經驗定律：在一定溫度和平衡狀態(tài)下，氣體在液體里的溶解度（用物質的量分數x表示）與該氣體的平衡分壓p成正比。用公式表示為：或式中稱為亨利定律常數，其數值與溫度、壓力、溶劑和溶質的性質有關。若濃度的表示方法不同，則其值亦不等，即：2023/8/34.4 稀溶液中的兩個經驗定律亨利定律（2023/9/124.4 稀溶液中的兩個經驗定律使用亨利定律應注意：(1)式中p為該氣體的分壓。對于混合氣體，在總壓不大時，亨利定律分別適用于每一種氣體。(3)溶液濃度愈稀，對亨利定律符合得愈好。對氣體溶質，升高溫度或降低壓力，降低了溶解度，能更好服從亨利定律。(2)溶質在氣相和在溶液中的分子狀態(tài)必須相同。如，在氣相為分子，在液相為和，則亨利定律不適用。2023/8/34.4 稀溶液中的兩個經驗定律使用亨利定2023/9/12對于二組分稀溶液，加入非揮發(fā)性溶質B以后，溶劑A的蒸氣壓會下降。這是造成凝固點下降、沸點升高和滲透壓的根本原因。4.6蒸氣壓下降2023/8/3對于二組分稀溶液，加入非揮發(fā)性溶質B2023/9/12例5-1已知100℃時水的蒸氣壓為101.3kPa，溶解3.00g尿素[CO(NH2)2]于100g水中，計算該溶液的蒸氣壓。解：

nurea＝3.00/60.0＝0.05molnwater＝100.0/18.0＝5.55mol4.6蒸氣壓下降性的例子

2023/8/3例5-1已知100℃時水的蒸氣壓為1012023/9/12溶液蒸汽壓下降的解釋

溶液的蒸氣壓力比純溶劑的要低，其原因可以理解如下：由于溶劑溶解了難揮發(fā)的溶質，溶劑的一部分表面或多或少地被溶質的微粒所占據，從而使得單位時間內從溶液中蒸發(fā)出的溶劑分子數比原來從純溶劑中蒸發(fā)出的分子數要少，也就是使得溶劑的蒸發(fā)速率變小。2023/8/3溶液蒸汽壓下降的解釋溶液的蒸氣壓力比純溶劑2023/9/12物質的沸點和凝固點當液體的蒸氣壓力等于外界壓力時，液體就會沸騰，此時的溫度稱為該液體的沸點，以bp(boilPoint)表示。物質的凝固點(或溶點)是該物質的液相蒸氣壓力和固相蒸氣壓力相等時的溫度，以fp(freezingpoint的縮寫)表示。若固相蒸氣壓力大干液相蒸氣壓力，則固相就要向液相轉變，即固體融化。反之，若固相蒸氣壓力小于液相蒸氣壓力，則液相就要向固相轉變。總之，若固液兩相的蒸氣壓力不等，兩相就不能共存，必有一相要向另一相轉化。2023/8/3物質的沸點和凝固點當液體的蒸氣壓力等于外界壓2023/9/12稱為凝固點降低系數（freezingpointloweringcoefficients），單位為非電解質溶質的質量摩爾濃度，單位：這里的凝固點是指純溶劑固體析出時的溫度。常用溶劑的值有表可查。用實驗測定值，查出，就可計算溶質的摩爾質量。凝固點降低凝固點降低★p1102023/8/3稱為凝固點降低系數（freezingp2023/9/12稱為沸點升高系數（boilingpointelevationcoefficients），單位。常用溶劑的值有表可查。測定值，查出，就可以計算溶質的摩爾質量。沸點升高沸點升高★p1092023/8/3稱為沸點升高系數（boilingpoi工程化學溶液化學與離子平衡課件2023/9/12如圖所示，在半透膜左邊放溶劑，右邊放溶液。只有溶劑能透過半透膜。由于純溶劑一側的溶劑濃度大于溶液一側中的溶劑濃度，所以溶劑有自左向右滲透的傾向。為了阻止溶劑滲透，在右邊施加額外壓力，使單位時間內溶劑分子從半透膜兩側通過的數目相等，即達到滲透平衡。這樣，溶液液面上所增加的壓力就是這個溶液的滲透壓力。滲透壓是為維持被半透膜所隔開的溶液與純溶劑之間的滲透平衡而需要的額外施加的壓力。滲透壓（osmoticpressure）溶液的滲透壓（osmoticpressure）2023/8/3如圖所示，在半透膜左邊放溶劑，右邊放溶液。只2023/9/12滲透壓：因溶液中的溶劑分子可以通過半透膜，而溶質分子不能透過半透膜而產生的壓力，以符號Π表示。半透膜：只允許水分子自由通過而不允許溶質分子或離子通過的膜狀物質如：細胞膜、腸衣、牛皮紙溶液的滲透壓（osmoticpressure）2023/8/3滲透壓：因溶液中的溶劑分子可以通過半透膜，而2023/9/12范霍夫(J.H.Vant.Hoff)方程：非電解質稀溶液滲透壓的大小與溶液濃度的關系具有與理想氣體狀態(tài)方程式相同的形式。Π:溶液的滲透壓，kPaV:溶液的體積，dm-3n:溶質的物質的量，molc:溶液的濃度，mol·dm-3或稀溶液滲透壓★p1112023/8/3范霍夫(J.H.Vant.Hoff)方程：2023/9/12JacobusHenricusvan'tHoff(1852–1911)wasborninRotterdam,TheNetherlands,onAugust30,1852.OfthenumerousdistinctionshehimselfmentionedtheawardofthefirstNobelPrizeinChemistry(1901)tohimastheculmination-pointofhiscareer.JacobusHenricusvan'tHoffin1904

2023/8/3JacobusHenricusvan't2023/9/12在一定溫度和體積下，滲透壓只與溶質的粒子數有關，而與溶質溶劑的本性無關造成滲透壓的原因在于：半透膜兩邊的蒸氣壓不等植物細胞汁的滲透壓可達20×105Pa人體血液平均的滲透壓為7.7×105Pa食物過咸、排汗過多，組織中的滲透壓升高淡水中游泳時，眼球容易“紅脹”靜脈注射或輸液時采用“等滲液”：0.9%的生理鹽水；5.0%的葡萄糖溶液溶液的滲透壓產生的原因2023/8/3在一定溫度和體積下，滲透壓只與溶質的粒子數有2023/9/12溶液滲透壓的應用2023/8/3溶液滲透壓的應用2023/9/12輸液和滲透2023/8/3輸液和滲透2023/9/12例5-41dm-3溶液中含5.0g馬的血紅素，在298K時測得溶液的滲透壓為1.80×102Pa，求馬的血紅素的摩爾質量。解：溶液滲透壓的計算2023/8/3例5-41dm-3溶液中含5.0g馬的血2023/9/12反滲透技術如果外加在溶液上的壓力超過了滲透壓，則反而會使溶液中的溶劑向純溶劑方向流動，使純溶劑的體積增加，這個過程叫做反滲透。反滲透的原理廣泛應用于海水淡化、工業(yè)廢水或污水處理和溶液的濃縮等方面。2023/8/3反滲透技術如果外加在溶液上的壓力超過了滲透壓2023/9/12電解質溶液的通性

電解質溶液，或者濃度較大的溶液也與非電解質稀溶液一樣具有溶液蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓等性質。稀溶液定律所表達的依數性與溶液濃度的定量關系不適用于濃溶液和電解質溶液。2023/8/3電解質溶液的通性電解質溶液，或者濃度較大的2023/9/12電解質溶液無依數性成立這是因為在濃溶液中，溶質的微粒較多，溶質微粒之間的相互影響以及溶質微粒與溶劑分子之間的相互影響大大加強。這些復雜的因素使稀溶液定律的定量關系產生了偏差。而在電解質溶液中，這種偏差的產生則是由于電解質的解離。2023/8/3電解質溶液無依數性成立這是因為在濃溶液中2023/9/12為此，路易斯（G.N.Lewis）提出了活度的概念。4.10 表觀解離度與活度其定義為：弱電解質在水溶液中是小部分解離的，而強電解質在水溶液中可認為是完全解離成離子的，但由于離子相互作用的結果，使強電解質溶液的i值不等于正整數，而小于2、3等，由實驗測得的解離度小于100％。這種由實驗測得的解離度，并不代表強電解質在溶液中的實際解離百分率，所以叫做表觀解離度。i值表示電解質溶液與同濃度的非電解質溶液的凝固點下降的比值。其中

B為濃度，

,B為活度系數，,B為活度。濃度越稀，離子活動的自由程度越大，活度系數越接近于1。2023/8/3為此，路易斯（G.N.Lewis）提出了活度2023/9/12水的離解平衡和溶液的酸堿性Kw?稱為水的離子積(常數)。己精確測定過純水中的H＋濃度。在22℃時．純水中含有c(H+)＝1.00×10-7mol.L-1因此，Kw?＝[H+][OH-]＝1.00×10-14和其他弱電解質的離解有些不同，水離解時吸收的熱量較多．故水的Kw?隨溫度的上升，有較大的增加。純水是一種很弱的電解質，存在著下列離解平衡：其平衡常數表達式：因水的離解很少，[H2O]可視為常數，則有★p1212023/8/3水的離解平衡和溶液的酸堿性Kw?稱為水的離子2023/9/12水的離解平衡和溶液的酸堿性

值應不受H＋和OH—離子濃度的影響。也就是說在水溶液中[H＋]和[OH-]的乘積總是等于。因此，我們可以用H＋濃度來表示水溶液的酸堿性。在18—25℃范圍內：純水[H+]＝[OH-]=10-7m01.L-1,pH=7酸性溶液[H+]>[OH-]＜10-7m01.L-1,pH<7堿性溶液[H+]<[OH-]＞10-7m01.L-1,pH>7在工農業(yè)生產和科學實驗中，常會用pH值表示水中H+離子濃度。2023/8/3水的離解平衡和溶液的酸堿性值應不受

酸性溶液：pH＜7，[H+]＞10-7

中性溶液：pH＝7，[H+]＝10-7

堿性溶液：pH＞7，[H+]＜10-7一些物質的酸堿性酸性溶液：pH＜7，[H+]＞10-7一些物質的酸堿性2023/9/12pH試紙pH計（酸度計）化學滴定pH值的測定2023/8/3pH試紙pH計（酸度計）化學滴定pH值的測定2023/9/12溴百里酚藍酚酞甲基紅酸堿指示劑及其在各種pH值下的顏色2023/8/3溴百里酚藍酚酞甲基紅酸堿指示劑及其在各種pH2023/9/12水溶液中的單相離子平衡水溶液中的單相離子平衡一般可分為酸、堿的解離平衡及配離子的解離平衡兩類。1．酸和堿在水溶液中的解離平衡

當前的幾種酸堿理論1）電離理論 2)酸堿質子理論3)Lewis電子理論 4)軟硬酸堿理論2023/8/3水溶液中的單相離子平衡水溶液中的單相離子平衡2023/9/12酸和堿的定義(電離理論）根據電離理論，解離時所生成的正離子全部都是H+的化合物，叫做酸；所生成的負離子全部是OH-的化合物，則稱做堿。按照電離理論，NH3被認為是堿；Na2CO3被認為是鹽。雖然兩者的水溶液都呈堿性，而且Na2CO3俗稱純堿。2023/8/3酸和堿的定義(電離理論）根據電離理論，解離時2023/9/12酸和堿的定義（質子理論）酸堿質子理論又稱為質子傳遞理論該理論認為：凡能給出質子的物質(分子或離子)都是酸；凡能與質子結合的物質都是堿。簡單地說，酸是質子的給體，而堿是質子的受體。酸堿質子理論對S酸堿的區(qū)分只以H＋為判據，認為NH3和Na2CO3中的CO32-都是堿，兩者水溶液pH值的計算均使用同一簡單公式。2023/8/3酸和堿的定義（質子理論）酸堿質子理論又稱為質2023/9/121923年，Lewis提出：凡能接受電子對的物質稱為路易斯酸凡能給出電子對的物質稱為路易斯堿該廣義的酸堿理論，在有機化學中應用普遍。GilbertNewtonLewisusingaslideruleathisdesk酸和堿的定義（路易斯酸理論）2023/8/31923年，Lewis提出：該廣義的酸堿理論2023/9/12酸和堿的共軛關系根據質子理論，酸質子十堿上面這種相互依存、相互轉化的關系叫做酸堿的共軛關系。酸失去質子后形成的堿叫做該酸的共軛堿，例如NH3是NH4+的共軛堿。堿結合質子后形成的酸叫做該堿的共軛酸。例如HCO3-是CO32-的共軛酸

★p1222023/8/3酸和堿的共軛關系根據質子理論，酸2023/9/12酸和堿的共軛關系酸與它的共軛堿(或堿與它的共軛酸)一起叫做共軛酸堿對。任何共軛酸堿的解離常數之間都有同樣的關系，即：Ka、Kb互成反比這體現了共軛酸堿之間的強度的關系，酸越強，其共軛堿越弱，強酸(如HCl、HNO3)的共軛堿(C1-、NO3-)堿性極弱．可認為是中性的?！飌1212023/8/3酸和堿的共軛關系酸與它的共軛堿(或堿與它的共2023/9/12酸和堿在水溶液中的離子平衡及pH值計算除少數強酸、強堿外，大多數酸和堿溶液中存在著解離平衡，即沒有完全電離，其平衡常數又叫做解離常數，可分別用Ka和Kb表示，其值可用熱力學數據求出，也可由實驗測定。一元酸、堿水溶液pH值的計算：若以HA代表弱酸，可寫成如下通式：一元酸：其解離常數為：2023/8/3酸和堿在水溶液中的離子平衡及pH值計算除少數2023/9/12酸和堿在水溶液中的解離度如上式所示：溶液的解離度a與其濃度c平方根成反比。即濃度越稀，解離度越大，這個關系式叫做稀釋定律。2023/8/3酸和堿在水溶液中的解離度如上式所示：溶液的解2023/9/12設[OH-]=x例計算0.10mol.l-1氨水溶液的[OH-]和pH值(Kb＝1.79×10-5)。解：平衡濃度(mol.L-1)0.10-xxx酸或堿溶液的pH值計算2023/8/3設[OH-]=x例計算0.10mo2023/9/12多元酸和堿在水溶液中的解離平衡多元酸的解離是分級進行的、每一級都有一個解離常數，以H2S為例，其解離過程按以下兩步進行。一級解離為：H2S(aq)＝H+(aq)十HS-(aq)（1）HS-(aq)＝H+(aq)十S2-(aq)（2）2023/8/3多元酸和堿在水溶液中的解離平衡多元酸的解離2023/9/12多元酸和堿在水溶液中的解離平衡一般情況下，二元酸的Ka2<<Ka1.。H2S的二級解離使HS-進一步給出H+，這比一級解離要困難得多。因為帶有兩個負電荷的S2-對H+的吸引比帶一個負電荷的HS-對H+的吸引要強得多。又由于一級解離所生成的H+促使二級解離的平衡強烈地偏向左方，所以二級解離的解離度比一級解離要小得多。2023/8/3多元酸和堿在水溶液中的解離平衡一般情2023/9/12緩沖溶液和pH值控制緩沖溶液定義：在弱酸中加入該酸的共軛堿或在弱堿中加人該堿的共軛酸所構成的溶液叫做緩沖溶液。性質：其pH值能在一定范圍內不因稀釋或外加的少量酸或堿而發(fā)生顯著變化。即對外加的酸和堿具有緩沖的能力，即緩沖溶液可以抵抗外加少量酸、堿，而pH值變化不大。2023/8/3緩沖溶液和pH值控制緩沖溶液2023/9/12緩沖溶液和pH值控制共軛堿與H＋結合生成共軛酸；外加少量堿，平衡向右移動，共軛酸轉變成共軛堿和H＋。其中的共軛酸如Hac、HF、NH4+、H2PO4-等起抵抗堿的作用；共軛堿如Ac-、F-、NH3、HPO42-等起抵抗酸的作用。緩沖對組成緩沖溶液的一對共軛酸堿，如HAc和Ac-、NH4+和NH3、H2PO4-和HPO42-

等均稱為緩沖對。2023/8/3緩沖溶液和pH值控制共軛堿與H＋結合生成共2023/9/12緩沖溶液的緩沖容量緩沖容量當緩沖溶液中加人大量的強酸或強堿，溶液中的弱酸及其共扼堿或弱堿及其共軛酸中的一種消耗將盡時，就失去緩沖能力了。所以，緩沖溶液的緩沖能力是有一定限度的。2023/8/3緩沖溶液的緩沖容量緩沖容量2023/9/12緩沖溶液的應用和選擇1緩沖溶液的pH值取決于緩沖對或共扼酸堿對中的Ka值以及緩沖對的兩種物質濃度之比值。緩沖對中任一種物質的濃度過小都會使溶液喪失緩沖能力。一般共軛酸堿對的濃度比值取0.1—10之間為好，如果此比值為1，則有pH＝pKa。2023/8/3緩沖溶液的應用和選擇1緩沖溶液的pH值取決于2023/9/12緩沖溶液的應用和選擇2在選擇具有一定pH值的緩沖溶液時，應當選用pKa接近或等于該pH值的弱酸與其共扼堿的混合溶液。例如，如果需要pH＝5左右的緩沖溶液，選用HAc—Ac-(HAc—NaAc)的混合溶液比較適宜，因為HAc的PKa=4．75，與所需的pH值接近。2023/8/3緩沖溶液的應用和選擇2在選擇具有一定pH值的2023/9/12用HAc+NaAc配制pH=4.0的緩沖溶液，求所需CHAc/CNaAC的比值。解：所以緩沖溶液的配制1★p1222023/8/3用HAc+NaAc配制pH=4.0的緩沖溶液例試配制一緩沖溶液，能維持pH=10.2左右。解：所以可選NH3H2O+NH4Cl體系。根據題意，應配制一種堿性緩沖溶液，首先要選擇合適的弱堿。所以可選1.0mol.l-1的NH3H2O與0.11mol.l-1的NH4Cl組成緩沖溶液?！飌122例試配制一緩沖溶液，能維持pH=10.2左右。解：所以可2023/9/12緩沖溶液的應用實例工業(yè)上

氫氟酸腐蝕硅片：HF-NH4F農業(yè)上

土壤中：H2CO3-NaHCO3和NaH2PO4-Na2HPO4以及其他有機弱酸及其共軛堿組成復雜的緩沖系統(tǒng)，使土壤維持一定的pH值。生物學

人體的血液中：H2CO3-NaHCO3和NaH2PO4-Na2HPO4

使酸堿能保持恒定（pH=7.4±0.05）2023/8/3緩沖溶液的應用實例工業(yè)上

氫氟酸腐蝕硅片：H工程化學溶液化學與離子平衡課件2023/9/12酸堿滴定法滴定曲線法1.強堿滴定強酸2.強堿滴定弱酸3.強酸滴定弱堿4.多元酸堿的滴定pHNaOH加入量酚酞甲基紅甲基橙2023/8/3酸堿滴定法滴定曲線法pHNaOH加入量酚酞甲2023/9/12配離子的解離平衡

由一個簡單正離子(稱中心離子)與幾個中性分子或其他離子(配位體)結合而成的復雜離子叫配離子，如Cu(NH3)4]2+；含有配離子的化合物稱為配合物，如[Cu(NH3)4]SO4。配離子類似于弱電解質，是一類難解離的物質，在水溶液中只有少量解離，存在著解離平衡。2023/8/3配離子的解離平衡由一個簡單正離子(稱中心離2023/9/12正配離子：[Cu(NH3)4]2+、Ag(NH3)2]+負配離子：[Fe(CN)6]4-、[PtCl6]2-配位分子：[Ni(CO)4]

、[Fe(CO)5]、[Co(NH3)3Cl3]配鹽：[Cu(NH3)4]SO4配離子配位化合物配位化合物的性質和應用2023/8/3正配離子：[Cu(NH3)4]2+、Ag(2023/9/12平面正方形空間結構正八面體形配位化合物的組成2023/8/3平面正方形空間結構正八面體形配位化合物的組成2023/9/12配位化合物的組成2023/8/3配位化合物的組成EDTA:乙二胺四乙酸EDTA:乙二胺四乙酸2023/9/12配離子的解離平衡：離解配合[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3配離子的解離平衡★p1242023/8/3配離子的解離平衡：離解配合[Cu(NH3)2023/9/12配離子的解離平衡★p1242023/8/3配離子的解離平衡★p1242023/9/12[Cu(NH3)]+的離子在溶液中的解離與多元弱電解質解離一樣，是分級解離的。若各級解離度常數分別為K1,K2,K3,K4,則有K=K1×K2×K3×K4對同一類型(配位體數目相同)的配離子來說，K越大，表示配離子越易解離，即配離子越不穩(wěn)定，所以配離子的K又稱為不穩(wěn)定常數，用Ki表示。配離子的解離平衡2023/8/3[Cu(NH3)]+的離子在溶液中的解離與2023/9/12配離子解離平衡的移動1與所有平衡體系一樣，改變配離子解離度平衡的條件，平衡將會發(fā)生移動。在配離子反應中，一種配離子可以轉換為另一種更穩(wěn)定的配離子，即平衡向生成更難離解的配離子方向移動。如下面的反應→2023/8/3配離子解離平衡的移動1與所有平衡體系一樣，改2023/9/12配離子解離平衡的移動2例如AgCl為不溶于水的沉淀，但加入氨水后，沉淀立刻溶解，就可以看成配體和沉淀劑對金屬離子競爭過程。配合物的K越大，或沉淀的溶度積越大測沉淀愈易形成配合物溶解。→→→→2023/8/3配離子解離平衡的移動2例如AgCl為不溶于水2023/9/12配合物的重要性

配合物在化學上是一類很重要的化合物，廣泛應用于分析化學和分離技術，在生物體中許多金屬離子都是以配合物的形式存在的。例如，與呼吸密切相關的血紅素是含亞鐵的配合物，光合作用的關鍵物質葉綠素是含鎂的配合物。2023/8/3配合物的重要性配合物在化學上是一類很重要的2023/9/12

生命現象中的配合物2023/8/3生命現象中的配合物2023/9/12在冶金工業(yè)中的應用濕法冶金：用水溶液直接從礦石中將金屬以化合物的形式浸取出來，然后再進一步還原為金屬的過程。配合物的應用2023/8/3在冶金工業(yè)中的應用濕法冶金：用水溶液直接2023/9/12分析化學中離子的鑒定5.3配位化合物的性質和應用2023/8/3分析化學中離子的鑒定5.3配位化合物的2023/9/12難溶電解質的多相離子平衡

嚴格地說，在水中沒有絕對不溶解的物質。就難溶強電解質來說總會或多或少溶解一些。在其飽和溶液中，溶解部分完全離解為正、負離子．在一定條件下，當溶解與結晶的速率相等時，并建立了固體和溶液之間的動態(tài)平衡，這叫多相例子平衡，又稱溶解平衡。例如：①BaSO4(s)＝＝Ba2+(aq)十SO42-(aq)②PbCl2(s)=＝Pb2+(aq)＋2C1-(aq)2023/8/3難溶電解質的多相離子平衡嚴格地說，在水中沒2023/9/12溶度積的概念按照平衡常數表達式的寫法分別有①AB型Ksp＝[Ba2+][SO42-]②AB2型Ksp＝[Pb2+][Cl-]2上述平衡常數稱為溶度積常數或簡稱溶度積，常用符號Ksp表示，并在括號內注明物質的化學式。例如Ksp(BasO4)、Ksp(PbCl2)。2023/8/3溶度積的概念按照平衡常數表達式的寫法分別有2023/9/12溶度積規(guī)則溶度積的通式溶度積的大小，反映了難溶電解質的溶解能力。對于同一類型難溶物，溶度積的大小反映了溶解度大小，溶度積越小，其溶解度越小?？蓺w納為一個通式：Ksp(AmBn)＝[An+]m[Bm-]n+

★p1252023/8/3溶度積規(guī)則溶度積的通式★p1252023/9/12溶度積規(guī)則當溶液中[An+]m[Bm-]n+＜Ksp(AmBn)時，為不飽和溶液，不僅溶液中無沉淀生成，且原有固體物質還將會不斷溶解。否則，稱之為過飽和溶液。溶液中會有沉淀生成，直至達到[An+]m[Bm-]n+＝Ksp(AmBn)稱為溶度積規(guī)則。利用此規(guī)則。我們可以通過控制有關離子的濃度，使沉淀生成或溶解。2023/8/3溶度積規(guī)則當溶液中[An+]m[Bm-]n+2023/9/12沉淀的轉化和溶解沉淀的轉化剛生成PbSO4的黃色沉淀，如果加入（NH4)2S溶液并攪拌之，可以觀察到黑色的沉淀生成（PbS）。這種把一種難溶電解質轉化為另一種難溶電解質的過程叫沉淀的轉化。沉淀的溶解根據溶度積規(guī)則，要使沉淀溶解，必須加入降低其中某一離子濃度的試劑，使離子積小于溶度積即可。某些難溶鹽與硝酸反應而溶解,一些難溶物與某些物質發(fā)生絡合反應而溶解。2023/8/3沉淀的轉化和溶解沉淀的轉化2023/9/12膠體與界面化學Preparationofsol

a)

分散法(Dispersionmethod)：研磨，超聲波，電弧，膠溶。

b)

凝聚法(Aggregationmethod)：物理法，化學法。2023/8/3膠體與界面化學Preparationof2023/9/121.PropertiesofSola)KineticProperties------Brownianmotionb)Opticalproperties-----Tyndalleffectc)Electricproperties-----ElectrophoresisBrownian+-膠體的結構與穩(wěn)定性2023/8/31.PropertiesofSolBr2023/9/12膠體帶電原因：(1)離子的選擇性吸附：組成膠核的離子或能與膠核的組成離子形成不溶物的離子被優(yōu)先吸附。(2)電離作用：SiO2+H2O=H2SiO3=HSiO3-+H+=SiO32-+2H+(3)晶格取代：如某些鹽中Al3+、Si4+被Mg2+、Ca2+取代。AgNO3+KI

AgI

AgNO3過量，優(yōu)先吸附Ag+，帶正電。KI過量，優(yōu)先吸附I-，帶負電。Positivesol:

多數氫氧化合物膠粒。

Negativesol:

多數進金屬硫化物膠粒，硅酸膠粒，土壤膠粒，淀粉膠粒等。2023/8/3膠體帶電原因：(1)離子的選擇性吸附：組成膠20