工程化學第一章

1同學們大家好！2014.9.32工程化學能告訴大家什么？化學反應能不能進行？如果能進行，那其進行的程度是多少？還有化學反應進行需要多長時間？物質(zhì)結構和其性能之間有什么關系？

這些都是化學研究的對象──是在原子、分子或離子水平上研究物質(zhì)的組成、結構、性質(zhì)和它們之間相互轉化的科學。是研究由一種物質(zhì)變?yōu)榱硪环N物質(zhì)的條件、方法以及變化規(guī)律的科學。3教學進度周次內(nèi)容周次內(nèi)容1第1章化學反應的調(diào)控與應用1.1化學反應的基本概念1.2化學反應的能量關系62.2電極電勢的應用2.5金屬腐蝕與防腐21.3化學反應的方向1.4化學反應的程度及轉化率提高7第3章物質(zhì)的微觀結構及其鍵合3.1原子結構與元素周期表31.5化學平衡的應用酸堿溶液的pH計算與控制8元素性質(zhì)的周期性第4章物質(zhì)的聚集與分散4.1氣體、液體41.6化學反應的速率與控制第2章電化學基礎與應用94.3溶液4.4固體52.1原電池與電極電勢10第7章機械和建筑工程中的化學第1章化學反應的調(diào)控與應用1.1化學反應的基本概念和常用術語1.1.1系統(tǒng)和環(huán)境1.1.2過程和途徑1.1.3狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)1.1.4熱和功1.1.5熱力學能51.1.1系統(tǒng)和環(huán)境◆定義：熱力學的研究對象總是選擇宇宙空間的一部分，這一部分選定的空間即稱為系統(tǒng)，其余部分稱為環(huán)境。◆

分類：三類（1）封閉系統(tǒng)：與環(huán)境間無物質(zhì)傳遞。（2）敞開系統(tǒng)：與環(huán)境間有物質(zhì)傳遞。（3）孤立系統(tǒng)：與環(huán)境間既無物質(zhì)傳遞又無能量傳遞。環(huán)境系統(tǒng)敞開系統(tǒng)封閉系統(tǒng)

孤立系統(tǒng)是一種科學的抽象,對于科學研究有重要意義.孤立系統(tǒng)1.1.2過程與途徑

過程：系統(tǒng)從始態(tài)到終態(tài)變化的經(jīng)過。途徑：完成這個過程的具體步驟、路線。1.恒溫過程：T=T環(huán)，dT=02.恒壓過程：p=p環(huán)，dp=03.恒容過程：V終=V初，dV=0常見的過程有：3種1.1.3狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)基本特征：狀態(tài)一定，其值一定；殊途同歸，變化相等；周而復始，變化為零狀態(tài)一定，狀態(tài)函數(shù)也一定；如果狀態(tài)發(fā)生變化，則狀態(tài)函數(shù)的變化僅決定于體系的初態(tài)和終態(tài)，與所經(jīng)歷的具體過程無關。狀態(tài)：系統(tǒng)一切性質(zhì)的總和(如非特別指明，狀態(tài)即指平衡狀態(tài))。平衡狀態(tài)：在沒有外界條件的影響下，系統(tǒng)的宏觀性質(zhì)不隨時間的變化而改變。狀態(tài)函數(shù)：決定系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。其變化值與系統(tǒng)狀態(tài)變化的途徑無關，僅取決于初態(tài)和終態(tài)。常用的狀態(tài)函數(shù)有P，V，T，U，H，S，G9

壓強

p—單位面積上的力(單位:Pa)

體積

V—物質(zhì)所占據(jù)的空間(單位:m3)

溫度

T—物質(zhì)冷熱程度的度量(單位:K)可以直接觀察或測量的狀態(tài)函數(shù)10理想氣體狀態(tài)方程：

狀態(tài)方程

習慣上將聯(lián)系狀態(tài)函數(shù)（p、V、T、n）的方程稱為狀態(tài)方程1.1.4熱和功

熱(Q)：系統(tǒng)與環(huán)境之間因溫度不同而傳遞的能量(能量的交換是通過分子碰撞實現(xiàn)的)；單位：J或kJ。規(guī)定：系統(tǒng)從環(huán)境吸熱時，Q為正值；系統(tǒng)向環(huán)境放熱時，Q為負值。

功(W)：系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱以外，其他各種被傳遞的能量；單位：J或kJ。規(guī)定：環(huán)境對系統(tǒng)做功時，W為正值；系統(tǒng)對環(huán)境做功時，W為負值。熱和功是否為狀態(tài)函數(shù)？*功有不同的形式：

熱力學中涉及最多的功是體積功，是系統(tǒng)因體積變化反抗外力所做的功；熱和功不是狀態(tài)函數(shù)，不取決于過程的始態(tài)、終態(tài)，而與變化途徑有關。

體積功以外的其它功（如電功、表面功等）都稱為非體積功單位：J、kJ體積功：131.1.5熱力學能（內(nèi)能）系統(tǒng)內(nèi)部能量的總和稱為系統(tǒng)的熱力學能(U)

。包括系統(tǒng)內(nèi)部分子的能量（平動能、振動能、轉動能），分子間的勢能以及分子內(nèi)原子和電子的能量等。問題：U

是狀態(tài)函數(shù)嗎？ΔU呢？第一章化學反應的基本原理1.2化學反應的能量關系1.2.1熱力學第一定律1.2.2熱化學和赫斯定律1.2.3熱力學的標準狀態(tài)與生成焓1.2.4鍵能151.2.1熱力學第一定律

在任何過程中，能量不能消滅也不能生成，它只能從一種形式轉化成另一種形式，或從一個物體傳給另一個物體。16如：在一封閉系統(tǒng)中

始態(tài)一定的過程終態(tài)

U1與環(huán)境交換熱和功U2QW根據(jù)能量守恒定律：U2=U1+（Q+W）或：△U=U2-U1=Q+W

上式表示：系統(tǒng)從始態(tài)到終態(tài)的變化過程，其熱力學能的改變（△U

）等于系統(tǒng)吸收的熱量和得到的功。17【例1】某理想氣體在恒壓100kPa下膨脹，體積從20L變到50L，同時吸收2.24kJ的熱量，求系統(tǒng)熱力學能的變化。1.2.2熱化學和赫斯定律一般的化學反應都是在等壓條件下進行，等壓下的化學反應熱稱為焓變，用H表示，簡稱反應焓,即

H=Qp1.熱化學方程式把物質(zhì)變化和能量變化包括在一起的化學反應式。19熱化學反應方程式書寫時應注意：要注明反應條件。若不注明則認為是標準狀態(tài)。要注明物質(zhì)聚集狀態(tài)（s、l、g、aq）。什么是標準態(tài)？(見書p5)202.赫（蓋）斯定律反應焓定義？如分步：21G.H.Hess（瑞士科學家）一個反應可以一步進行，也可以分多步進行。因為焓是狀態(tài)函數(shù)，所以與途徑無關。蓋斯定律在生產(chǎn)和科研中具有重要意義：有些反應的反應熱雖然無法直接測得，但可通過間接的方法測定，并計算得到。①②③始態(tài)終態(tài)241.2.3熱力學標準狀態(tài)與生成焓1.熱力學標準狀態(tài)氣體物質(zhì)——壓力為100kPa（

p

）溶液中溶質(zhì)——其濃度為1.0mol·L-1(c

)液體和固體——p

壓力下的液態(tài)和固態(tài)純物質(zhì)溫度可任選，一般選常溫298.15K。25

定義：在恒溫和標準態(tài)下，由最穩(wěn)定的純態(tài)單質(zhì)生成1mol化合物時，系統(tǒng)的焓變稱為該化合物的標準摩爾生成焓，以表示。單位：kJ·mol-12標準（摩爾）生成焓26有時寫成（見附表5）顯然，最穩(wěn)定的純態(tài)單質(zhì)的標準生成焓為零。物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，其標準摩爾生成焓也不同。請注意：H2O(l)，H2O(g)。問：標準摩爾生成焓的化學反應式怎么表示？27由標準生成焓計算化學反應熱28即：標準摩爾反應焓等于生成物標準摩爾生成焓之和減去反應物標準摩爾生成焓之和。29【例2】計算下列反應的標準反應焓解：查附表得301.2.4鍵能定義：在標準態(tài)下，將1mol的氣態(tài)分子AB的化學鍵斷開形成氣態(tài)的中性原子A和B時所吸收的熱量稱為鍵能。由鍵能可以估算反應熱：3132練習1.求在下列過程中，體系熱力學能的變化?U系統(tǒng)吸收60J的熱，并對環(huán)境做60J的功；系統(tǒng)放出40J的熱，并從環(huán)境得到170J的功；系統(tǒng)絕熱，并對環(huán)境做590J的功。1.3化學反應的方向前述：化學熱力學主要研究兩個問題

1.化學反應中能量的轉化問題，

2.化學反應的方向和限度問題。任何事物都要方向性自然界中發(fā)生的過程都具有一定的方向和限度。自發(fā)過程——鋼鐵生銹、瀑布、熱由高溫流向低溫等等因此，人們最感興趣和最關心的問題之一就是化學反應的方向。因為在實際應用中只有可能發(fā)生的化學反應，才有研究如何進一步實現(xiàn)這個反應、如何加快反應和提高產(chǎn)率。所以，從理論上和應用上研究如何判斷一個反應能否發(fā)生具有重要的意義。1.3.1化學反應的自發(fā)性

自發(fā)過程：在一定條件下，不需要外力作用就能自動進行的過程；非自發(fā)過程：在一定條件下，需要持續(xù)借助人為作用才能進行的過程。注意2點：自發(fā)的反應不一定是迅速的。自發(fā)過程的逆過程一定是非自發(fā)的。1.系統(tǒng)熱量的變化(H)；

2.系統(tǒng)混亂度的變化(S).

影響反應自發(fā)進行的因素有兩個：系統(tǒng)的‘混亂度’用熵(S)表示，其變化值則用熵變(S)表示化學反應方向與化學反應熱

19世紀中葉，貝賽洛曾提出一個經(jīng)驗規(guī)則：“在沒有外界能量的參與下，化學反應總是朝著放熱更多的方向進行?！崩纾荷鲜鲞@些例子與貝賽洛規(guī)則相矛盾。然而，可以發(fā)現(xiàn)，它們的共同特征是：化學反應導致了系統(tǒng)內(nèi)分子熱運動混亂度的增加。有序混亂1.3.2熵1.熵的含義

系統(tǒng)的混亂度就是對微觀粒子的微觀運動形態(tài)的形象描述。在熱力學中，這個狀態(tài)函數(shù)稱為熵，用符號S表示。熵的單位：J·K-1·mol-1

系統(tǒng)的混亂度越低，S值就越小

如：冰的熵值為

水的熵值為

水蒸汽的熵值為

2熵變的計算

在1.00×105Pa壓力下，1mol純物質(zhì)的熵值叫做標準摩爾熵，化學反應的熵變:可以由298K時的熵值計算。熱力學第三定律定義：在0K時，任何純物質(zhì)完美晶體的熵值為零?！纠?】求反應：

2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g)的標準熵變?S。查表：Sm

187130223J·K-1·mol-1

答案：-21J·K-1·mol-1

1化學反應方向的判據(jù)

為了綜合考慮焓變與熵變以及溫度之間的關系，定義了一個新函數(shù)，即吉布斯函數(shù)G。并且有：判斷一個反應進行的方向時，如果：

rGm

<0反應自發(fā)進行

rGm

>0反應不自發(fā)進行

rGm

=0平衡狀態(tài)1.3.3熱力學第二定律和吉布斯函數(shù)在恒溫恒壓條件下有：2吉布斯函數(shù)的特點特點：吉布斯函數(shù)（G）與內(nèi)能（U）、焓（H）、熵（S）一樣都是狀態(tài)函數(shù)，是體現(xiàn)體系性質(zhì)的一個重要的熱力學量。使用⊿G判據(jù)有三個先決條件，見P9

①利用

fGm

計算反應的

rGm

（同⊿H）

：(2)

標準摩爾反應吉氏函數(shù)

純物質(zhì)的

fGm

是在恒溫下由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol該物質(zhì)時，反應的摩爾反應吉氏函數(shù)。

最穩(wěn)定單質(zhì)的

fGm

=0。2.標準摩爾吉布斯焓變的計算(1)標準摩爾生成吉氏函數(shù)

fGm

rGm

該反應在標態(tài)和298.15K時是自發(fā)進行的類型

H

S

G反應的自發(fā)性1234-+-++--+<0>0不確定不確定自發(fā)非自發(fā)低溫下自發(fā)高溫下自發(fā)②

rHmθ、

rSmθ和

rGmθ之間的關系由上面的

rGθ(T)=

rHθ(298K)-T

rSθ(298K)公式可得下列結果(各物質(zhì)處于標準態(tài)時）下列反應中，在高溫下不能自發(fā)進行的是：D.CO(g)＝C(s)＋1/2O2(g)B.2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)A.(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)+NH3(g)C.MgCO3(s)＝MgO(s)＋CO2(g)D熵減熵增熵增熵增

2）任意溫度下自由能的求算注意：反應在1mol情況下向逆向進行的最低溫度第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高主要內(nèi)容：1.4.1可逆反應與化學平衡1.4.2平衡常數(shù)1.4.3平衡常數(shù)的計算1.4.4化學平衡的移動1.4化學反應的程度及其轉化率提高1.可逆反應：在一定條件下，一個化學反應既能向正方向（按反應方程式自左向右）進行又能向逆方向（按反應方程式自右向左）進行的反應。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高1.4.1可逆反應與化學平衡幾乎所有的化學反應都是可逆的。所不同的只是程度上的差別，有的可逆程度大些（如上例），有的可逆程度小些（如：Ag++Cl-=AgCl)。很少有化學反應能“進行到底”，已知進行得“最完全”的化學反應是：第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高2.化學平衡：反應進行到一定程度，正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物濃度不再隨時間而改變，即達到了平衡狀態(tài)。正、逆反應速率相等時的狀態(tài)稱為化學平衡。一定條件下，平衡狀態(tài)是該條件下反應進行的最大限度。

第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高化學平衡的特征：可逆反應的正逆反應速率相等?？赡娣磻_到平衡后，只要外界條件不變，反應體系中各物質(zhì)的量將不隨時間改變。動態(tài)平衡。反應體系達到平衡后，反應似乎是“終止”了，但實際上正反應和逆反應始終都在進行，只是由于v正=v逆，單位時間內(nèi)各物質(zhì)的生成量和消耗量相等，所以各物質(zhì)的濃度都保持不變，反應物與生成物處于動態(tài)平衡?；瘜W平衡是有條件的。只能在一定的外界條件下才能保持，當外界條件改變時，原平衡就會被破壞，隨后在新的條件下建立新的平衡。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高1.4.2平衡常數(shù)實驗平衡常數(shù)化學平衡常數(shù)：通過大量實驗發(fā)現(xiàn)，任何可逆反應，不管反應始態(tài)如何，在一定溫度下達到平衡時，各生成物平衡濃度冪的乘積與反應物平衡濃度冪的乘積比值為一常數(shù)，稱為化學平衡常數(shù)。對于反應:

Kc：濃度平衡常數(shù)Kp：壓力平衡常數(shù)注意：上式濃度；壓力為分壓這樣得到的平衡常數(shù)就是標準平衡常數(shù)，寫作K°第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高濃度平衡常數(shù)和壓力平衡常數(shù)的關系：第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高2.標準平衡常數(shù)標準狀態(tài)下，可以用

rGmΘ來判斷化學反應能否自發(fā)進行。對于非標準態(tài)，應該用

rGm來判斷反應的方向。對于反應:aA+bB＝nC+mD

氣體反應水溶液中離子反應式中：J代表反應商第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高體系達到平衡時，于是：

J<Kθ

時，?G<0反應正向進行；J=Kθ

時，?G=0反應達到平衡狀態(tài)；J>Kθ時，?G>0反應逆方向進行。

該式稱為化學反應等溫方程式。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高有關平衡常數(shù)的幾點說明：1.由于標準平衡常數(shù)可從熱力學函數(shù)計算得到，所以在平衡常數(shù)計算中，多采用標準平衡常數(shù)。2.利用平衡常數(shù)表達式計算平衡常數(shù)時，固體、純液體或稀溶液中的溶劑的“濃度項”不必列出。3.平衡常數(shù)值與溫度及反應式的書寫形式有關，但不隨濃度、壓力而變。注意：平衡常數(shù)越大，表示該化學反應越完全第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高平衡常數(shù)的書寫實例：實例：第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高平衡常數(shù)與方程式書寫的關系：第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高3.多重平衡規(guī)則通常遇到的化學平衡系統(tǒng)中，往往同時存在多個化學平衡，并且相互聯(lián)系，有的物質(zhì)同時參加多個化學反應，這種一個系統(tǒng)中同時存在幾個相互聯(lián)系的平衡稱為多重平衡。多重平衡規(guī)則：系統(tǒng)中的平衡狀態(tài)不是獨立存在的，而是相互聯(lián)系的。如果某個反應可以由幾個反應相加（或相減）得到，則該反應的平衡常數(shù)等于幾個反應平衡常數(shù)之積（或商），這種關系稱為多重平衡規(guī)則。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高反應3=反應1-2

反應2,則標準平衡常數(shù)的關系為：實例：第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高注意事項：計算多重平衡常數(shù)時應注意，如方程式計量數(shù)有變動，對應的標準平衡常數(shù)應有方次的變動。多重平衡中，有些物質(zhì)同時參加多個化學平衡，但由于是在一個系統(tǒng)中，每種物質(zhì)的濃度或分壓只有一個值，同時滿足各平衡式。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高1.4.3依據(jù)平衡常數(shù)的計算平衡常數(shù)可以用來求算反應體系中有關物質(zhì)的濃度和某一反應物的平衡轉化率（又稱理論轉化率），以及從理論上計算欲達到一定轉化率所需的合理原料配比等。某一反應物的平衡轉化率是指化學反應達到平衡后，該反應物轉化為生成物理論上能達到的最大轉化率。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高注意：轉化率越大，表示正反應進行的程度越大。轉化率與平衡常數(shù)有所不同，轉化率與反應體系的起始狀態(tài)（濃度）有關，而且必須明確指出反應物中的那種物質(zhì)的轉化率。改變一個反應物的濃度可以改變其他反應物的轉化率。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高始態(tài)濃度/(mol·L-1)變化濃度/(mol·L-1)平衡濃度/(mol·L-1)第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高則：所以平衡時各物質(zhì)的濃度為I2的平衡轉化率為第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高始態(tài)濃度/(mol·L-1)平衡濃度/(mol·L-1)則：因溫度不變，故Kc值仍為45.7。所以當開始時H2和I2若以1.6：1.0的濃度混合，I2的平衡轉化率可達90%。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高1.4.4化學平衡的移動化學平衡是在一定條件下，正、逆反應速率相等時的一種動態(tài)平衡，一旦維持平衡的條件改變，反應將向新條件下的另一平衡態(tài)轉化。將這種由于條件改變，化學反應從一個平衡態(tài)轉化到另一個平衡態(tài)的過程稱為化學平衡的移動。影響化學平衡的因素：1.濃度2.壓力3.溫度4.催化劑第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高1.濃度對化學平衡的影響在其它條件不變的情況下，增加反應物的濃度，使CACA'，且CA'

>CA，此時有：第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高增加反應物濃度或減小產(chǎn)物濃度，J變小，既J<Kθ

，平衡正向移動；增加產(chǎn)物濃度或減小反應物濃度，J變大，既J>Kθ

，平衡逆向移動。實例：2.壓力對化學平衡的影響第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高在其它條件不變的情況下，增加體系總壓力，使pApA'

，pA'>pA，pA'=pA，

>1

此時有：若(n+m)>(a+b)，J>Kθ

平衡逆向移動，朝氣體分子數(shù)減少的方向移動;若(n+m)<(a+b)，J<Kθ

平衡正向移動，仍朝氣體分子數(shù)減少的方向移動.第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高對反應方程式兩邊氣體分子總數(shù)不等的反應，壓縮體積或增加體系總壓力，反應均向氣體分子數(shù)總數(shù)減少的方向移動；增大體積或降低體系總壓力，反應均向氣體分子總數(shù)增多的方向移動。對反應方程式兩邊氣體分子總數(shù)相等的反應，由于體系總壓力的改變同等程度地改變反應物和生成物的分壓，因此對平衡沒有影響。與反應體系無關的氣體（指不參加反應的氣體）的引入，對化學平衡是否有影響，要視反應具體條件而定。(恒溫、恒容條件無影響，恒溫、恒壓條件有影響，會導致體系體積增大，類同1.。)74今天作業(yè)：P39：19~23第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高3.溫度對化學平衡的影響溫度變化時，Kθ也有變化，有范霍夫方程第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高溫度改變對平衡的影響：若ΔrHmθ>0，為吸熱反應，升高溫度（T2>T1）時，K1θ<K2θ

，標準平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。這時J<Kθ,平衡正向移動（吸熱方向）。若ΔrHmθ<0，為放熱反應，升高溫度（T2>T1）時，K1θ

>K2θ

，標準平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。這時J>Kθ,平衡逆向移動（吸熱方向）。由上可知：升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動。第一章第四節(jié)化學反應的程度及其轉化率提高解根據(jù)公式：4.催化劑和化學平衡78P17不會影響化學平衡，但會改變反應時間（前提：化學反應還沒達到平衡時）平衡移動原理只適合用于已經(jīng)達到平衡的體系結論：適用化學平衡移動的普遍規(guī)律：當體系達到平衡后，若改變平衡狀態(tài)的任一條件（如c、P、T），平衡就向著能減弱其改變的方向移動1.5化學平衡的應用第一章化學反應的基本原理工程化學（第三版）21世紀高等院校教材徐甲強（上海大學）主編科學出版社（2013.1）1.5.1酸堿溶液中pH的計算與控制（計算溶液中離子濃度）1酸堿的概念：根據(jù)阿倫尼烏斯1887年提出的理論劃分人們把電離出的正離子全部是

H+

的物質(zhì)叫酸；把電離出的負離子全部是

OH－的物質(zhì)叫堿。中和反應的實質(zhì)是：H++OH-=H2O。該理論稱為阿倫尼烏斯電離理論。

電離理論只適用于水溶液已知氨為堿性，請根據(jù)電離理論寫出電離反應式布朗斯臺德(Bronsted)提出質(zhì)子酸堿理論凡是能給出質(zhì)子的物質(zhì)稱為酸

凡是能與質(zhì)子結合的物質(zhì)稱為堿電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導電的物質(zhì)且只有在溶于水或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導電的。導電的前提是內(nèi)部存在著自由移動的陰陽離子。陰陽離子的產(chǎn)生源于電解質(zhì)的電離如：KClKNO3Na2SO4HClNaOH等電解質(zhì)的分類強電解質(zhì)：在水溶液中，陰陽離子完全解離弱電解質(zhì)：在水溶液中，陰陽離子部分解離常見的強電解質(zhì)：KClKNO3Na2SO4HClNaOH等常見的弱電解質(zhì)：HAcHCNHFNH3?H2OH2CO3等2一元弱酸、弱堿的解離平衡什么是一元弱酸?電解質(zhì)在水溶液中是部分電離的一個弱電解質(zhì)分子最多只能電離出一個氫離子常見的一元弱酸：

HAcHFHNO2HCNH2CO3H2S在水溶液中會電離產(chǎn)生2H+

的稱二元弱酸例如：醋酸其平衡常數(shù)為：式中:Ka是弱酸電離平衡常數(shù)，

Kb是弱堿電離平衡常數(shù)簡稱：電離常數(shù)用通式表示就是：電離常數(shù)K值↑,平衡時[A+][B-]乘積也越大。結論：對弱酸而言，即該弱酸的酸性就越強對弱堿而言，即該弱堿的堿性就越強電解質(zhì)電離得越多。

電離平衡體系中的簡單計算問題定義：起始C00⑴電離度α平衡時C－CαCαCα其電離平衡常數(shù)為：（與轉化率為同一概念）電離度與平衡常數(shù)的關系當

<5％或C酸/Ka

500時,1-

≈1所以：此式稱稀釋定律，是電離度與電離常數(shù)的關系式其電離度為：當溶液稀釋時，即C↓,

↑.反之C↑,

↓⑵[H+]的精確計算

設有平衡：

開始時 C 00

平衡時C-[H+][H+][A-]

且:[H+]=[A-]即：顯然合理解應為:此為[H+]的精確解。當滿足C/Ka≥500時，[H+]＜＜C，C－[H+]≈C所以就有：解之就有：[H+]近似求解公式【例8】計算常溫下0.1mol·L-1HAc溶液中H+

濃度、HAc的平衡濃度、溶液的pH值以及此時HAc的電離度。（Ka=1.8×10-5）解:因為由題意可知有C/Ka＞500,所以有:答:溶液的pH值為2.87,電離度為1.34%?！纠?】將0.40mol·L-1丙酸溶液125mL加水稀釋至500mL，求稀釋前后溶液的pH值變化多少？（已知丙酸的Ka=1.34×10-5

）解:稀釋前由題意可知C/Ka＞500,所以有:稀釋后pH值增大了0.31問：弱酸溶液稀釋，其電離度將會變大or變??？設有平衡：此時若加入大量的HCl，即H+

；或者NaAc，即Ac-

。4同離子效應和緩沖溶液由前面已學的化學平衡原理可知，反應將向左方進行。即HAc的電離度減小了。1）同離子效應

往其中加入NH4Cl或者NaOH時，也有同樣情況，即加入了NH4+、OH-離子，它們將強烈地抑制NH3的電離。象這種在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子的強電解質(zhì)時，可使弱電解質(zhì)的電離度降低的現(xiàn)象叫同離子效應。再如：2）緩沖溶液

基本概念：通常在水中，或者是NaOH水溶液中加入少量HCl，NaOH之類的強酸強堿，或者大量稀釋就會使水溶液的pH值變化好幾個數(shù)量級。但是在HAc-NaAc的混合液中加入少量強酸強堿或者稀釋后，其pH值卻可基本上不變。象這樣由弱酸及其弱酸鹽組成的混合溶液，它的pH值能在一定范圍內(nèi)不因稀釋或者外加少量酸堿而發(fā)生顯著變化，這種溶液叫緩沖溶液。

緩沖原理

可以從電離平衡上來研究。例如：當加入少量HCl，即H+

時，H+便與Ac-結合生成HAc，而溶液中[H+]基本不變。當加入少量NaOH即OH-

時，H+

便和OH-

結合生成水；由于溶液中[H+]降低，平衡就向右邊移動，促使HAc又電離出一些H+

來，以補充減少的H+。結果溶液中的[H+]還是基本不變。

這就是緩沖溶液的緩沖原理。3.同離子效應和緩沖溶液的pH值計算

緩沖溶液和同離子效應的pH值計算是一樣的如何計算呢？可以舉例說明之。例如：有弱酸（HA）及弱酸鹽（MA）所組成的緩沖溶液，[H+]或pH值的計算公式可這樣推導。設有：代入平衡常數(shù)表達式初始：c酸

0c鹽平衡：c酸-xxc鹽+x

由于同離子效應的作用，因此Ｘ很小，與

C酸，Ｃ鹽相比可以忽略。所以:由公式可知：(1)緩沖溶液的pH值與弱酸的電離常數(shù)Ka有關；(2)緩沖溶液的pH值與其組成有關，即與弱酸和其鹽的濃度的比值有關。思考題：自行推出堿性緩沖溶液的OH－的pOH為【例10

】在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使NH4Ac的濃度為0.10mol·L-1。計算該溶液的pH和HAc的解離度。解：根據(jù)緩沖溶液的[H+]近似計算公式:起始濃度0.1000.10平衡濃度0.10-xx0.10+xpH=4.76

HAc的解離度(1)弱酸──弱酸鹽型（酸性）如：HAc──NaAc

酒石酸──酒石酸鈉甲酸──甲酸鈉(2)弱堿──弱堿鹽型（堿性）如：氨水──氯化銨(3)兩性物質(zhì)

KH2PO4—K2HPO4NaHCO3—Na2CO3等等。４、常用緩沖溶液類型H2PO4-=HPO42-+H+HCO3-=CO32-+H+

配制一定pH值的緩沖溶液，因按公式:pH=pKa-lg(c酸/c鹽)

當c酸=c鹽時，pH=pKa，則選擇pKa與所需pH值相等或接近的弱酸及其鹽，這時對外加酸，堿有同等的緩沖能力。如：欲配制pH值為5左右的緩沖溶液，可選擇HAc－NaAc緩沖對；因為：HAc的pKa=4.75，欲配制pH值為7左右的緩沖溶液，可選擇NaH2PO4－Na2HPO4緩沖對；因為：H2PO4-的pKa=7.21，欲配制pH值為10左右的緩沖溶液，可選擇NaHCO3－Na2CO3緩沖對；因為：

HCO3-的pKa=10.25，還有：NH3水再由pH=pKa-lg(c酸/c鹽)適當調(diào)整(c酸/c鹽)值。

注：所選緩沖溶液不能與反應物或生成物起反應。5、緩沖溶液的選擇和配制

【例11】取0.1mol·L-1某一元弱酸50mL與20mL0.1mol·L-1的KOH溶液混合,將混合液稀釋到100mL后,測得pH=5.25,求此一元弱酸的Ka.反應前濃度(50

0.1)/100(20

0.1)/100=0.05=0.02------反應后濃度0.030---0.02(2）初始濃度0.030.02平衡濃度0.03-x0.02+xxpH=pKa-lg(c酸/c鹽)=5.25pKa=pH+lg(c酸/c鹽)=5.25+lg(0.03/0.02)=5.43Ka=3.75×10-6解:(1)混合后第一章第五節(jié)化學反應的應用1.6.1化學反應速率及其表示方法

化學反應速率是指在一定條件下，某化學反應的反應物轉變?yōu)樯晌锏乃俾?。對于均勻系統(tǒng)的等容反應，習慣用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，而且習慣取正值。單位用mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1。105反應速率的表示：可用生成物的濃度變化和時間比來表示Or：用反應物的濃度變化和時間比來表示關于反應速率，應注意：1.同一反應的反應速率，用不同物質(zhì)的濃度變化來表示，其數(shù)值是不同的。它們之間的比值等于反應方程式中相應物質(zhì)分子式前的化學計量數(shù)的比值。2.一個反應就只能有一個反應速率值，但與計量數(shù)有關，所以在表示反應速率時，必須寫明相應的化學計量方程式。第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制平均速率與瞬間速率瞬時濃度速率常數(shù)第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制1.5.2影響化學反應速率的因素化學反應速率的大小首先取決于反應物的本性。例如，無機物之間的反應一般要比有機物間的反應快；對于無機物之間的反應，分子間進行的反應一般比較慢，而溶液中離子之間的反應就比較快。除了反應物的本性外，反應速率還與反應物的濃度（或壓力）、溫度和催化劑等因素有關。1.濃度對反應速率的影響第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制1)基元反應與非基元反應（快）（慢）（快）（1）（2）（3）（4）化學反應式（1）只告訴人們反應物和最后的生成物，并沒有告訴我們反應是如何進行的，它實際上是經(jīng)過反應（2）、（3）、（4）三步完成的。（2）、（3）、（4）稱為基元反應，即反應物分子是一步直接轉化為生成物分子的。非基元反應就是需要多步（包括兩步）反應才能轉化為產(chǎn)物的，如（1）反應就是非基元反應。第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制2)基元反應的速率方程---質(zhì)量作用定律第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制在一定溫度下，基元反應的反應速率與反應物濃度冪的乘積成正比，濃度冪指數(shù)等于基元反應中各反應物的化學計量數(shù)，這一規(guī)律稱為質(zhì)量作用定律。式中：濃度的指數(shù)a和b分別為A物質(zhì)或B物質(zhì)的分反應級數(shù)，即該反應對A物質(zhì)來說是a級，對B物質(zhì)來說為b級。而指數(shù)之和稱為該反應的級數(shù)（即：反應級數(shù)=a+b）第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制關于速率方程式書寫的說明：1.稀溶液中有溶劑參與的反應，其速率方程中不必列出溶劑的濃度。因為在稀溶液中，溶劑量很大，在整個反應過程中，溶劑量變化很小，因此溶劑的濃度可近似地看作常數(shù)而合并到速率常數(shù)項中。2.若反應物中有固體或純液體參與，則固體或純液體的濃度不必列入方程式。同樣固體、純液體的濃度可視為常數(shù)。第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制3)非基元反應的速率方程通常遇到的化學反應絕大多數(shù)是非基元反應，基元反應為數(shù)甚少。對于非基元反應，從反應方程式中是不能給出速率方程式的。它必須通過實驗獲得有關的數(shù)據(jù)后，經(jīng)數(shù)學處理，求得反應級數(shù)，才能確定速率方程式。無機化學實驗測化學反應速率：

(NH4)2S2O8+3KI===(NH4)2SO4+K2SO4+KI3第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制2.溫度對反應速率的影響第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制式中：Ea為反應的活化能；R為摩爾氣體常量；A為“指前因子”，對指定反應來說為一常數(shù)；e為自然對數(shù)的底（e=2.718）。第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制動力學研究中常運用這個對數(shù)式計算反應的活化能Ea。用lnk對1/T作圖，然后求算所得直線的斜率，斜率為-Ea/R，即可求得Ea。第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制T/K273283293303к/(mol-1·L·s-1)8.210-42.010-34.110-38.310-3第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制第一章第五節(jié)化學反應的速率及其控制3.催化劑對反應速率的影響催化劑是一種能顯著改變反應速率，而在反應前后自身組成、質(zhì)量和化學性質(zhì)基本不變的物質(zhì)。其中，能加快反應速率的稱為正催