由Ko的定義多重平衡原理：(1)+(2)=(3)

Ko3

=Ko1·Ko2

(1)-(2)=(3)

Ko3=Ko1/Ko2

△rGmo=-RT㏑Ko

Ko的求法溶液中的四大離子平衡H++OH-=H2OAg++Cl-=AgClAg++2NH3=[Ag(NH3)2]+Ag++2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]++2H2OZn+Cu2+

=Cu+Zn2+酸堿平衡沉淀-溶解平衡配位-離解平衡氧化-還原平衡Ko=1/[H+][OH-]Ko=1/[Ag+][Cl-]

K

o=[Ag(NH3)2+]/[Ag+][NH3·H2O]2Ko=[Zn2+]/[Cu2+]1溶液理論2酸堿理論3質(zhì)子酸堿平衡第4章酸堿平衡內(nèi)容提要1-1非電解質(zhì)溶液的依數(shù)性1-2Debye-Hückel離子互吸理論2-1Arrhenius酸堿2-2Bronsted-Lowry酸堿（質(zhì)子酸堿）2-3Lewis酸堿3-1弱酸/堿的電離平衡3-2鹽的水解3-3緩沖溶液1溶液理論2酸堿理論3質(zhì)子酸堿平衡1溶液理論中心問題：溶液性質(zhì)與溶劑有何不同授課思路：實驗數(shù)據(jù)→規(guī)律，理論在結(jié)冰的路面上散鹽，可使其融化；在汽車水箱中加入甘油，可防止其凍裂；等質(zhì)量摩爾濃度的溶液：蔗糖溶液和甘油溶液的凝固點相等；蔗糖溶液和KCl溶液的凝固點不相等；KNO3溶液和KCl溶液的凝固點略有差異。事實

圖非電解質(zhì)稀溶液及水溶劑的飽和蒸汽壓與溫度的關(guān)系

1-1非電解質(zhì)溶液的依數(shù)性蒸氣壓凝固點

沸點

滲透壓

1溶液理論

體積摩爾濃度

質(zhì)量摩爾濃度

mol·L-1mol·kg-1摩爾分數(shù)XA+XB=1

(1)溶液蒸氣壓降低p=pA0XA=pA0(1-XB)XA溶劑的摩爾分數(shù)XB溶質(zhì)的摩爾分數(shù)(2)溶液凝固點下降ΔTf=T溶劑-T溶液=Kf

m

m:mol·kg-1

Kf溶劑的凝固點降低常數(shù):

K·kg·mol-1

汽車散熱需用冷卻水，冬季加入甘油或乙二醇，可防止其結(jié)凍，避免凍裂水箱。在1kg水中加入甘油92g，可使水溶液的凝固點下降多少度？（MC3H8O3=92g·mol-1）例1解ΔTf=Kf

m

ΔTf=1.86

1=1.86(K)Kf（H2O）=1.86K·kg·mol-1

m=(92

92)?1kg=1mol·kg-1(3)溶液沸點升高ΔTb=T溶液-T溶劑=Kb

m

m:mol·kg-1

Kb溶劑沸點升高常數(shù):K·kg·mol-1（4）滲透壓滲透半透膜滲透-自發(fā)過程反滲透-非自發(fā)過程P=pP>

p滲透壓人為什么不能喝海水?滲透Whenyouputsaltywaterinyourstomach,osmoticpressurebeginsdrawingwateroutofyourbodytotrytodilutethesaltinyourstomach.Eventually,youdehydrateanddie.

反滲透如何使海水脫鹽?溶液滲透壓(kPa)0.9%NaCl7701%葡萄糖1405%葡萄糖70010%葡萄糖1400輸液時用0.9%NaCl,若用葡萄糖溶液，濃度為百分之幾？稀溶液:p

=c

RT理想氣體:p=(n/V)RTJacobusHenricusvan'tHoff

范特霍夫（1856-1911）1901創(chuàng)立的碳的四面體結(jié)構(gòu)學(xué)說創(chuàng)立了化學(xué)反應(yīng)速度概念創(chuàng)立了滲透壓理論范特霍夫的成就兩篇著名論文使他獲得首屆諾貝爾化學(xué)獎《化學(xué)動力學(xué)研究》、《氣體體系或稀溶液中的化學(xué)平衡》事實

在結(jié)冰的路面上散鹽，可使其融化；在汽車水箱中加入甘油，可防止其凍裂；等質(zhì)量摩爾濃度的溶液：蔗糖溶液和甘油溶液的凝固點相等；蔗糖溶液和KCl溶液的凝固點不相等；KNO3溶液和KCl溶液的凝固點略有差異。事實

在結(jié)冰的路面上散鹽，可使其融化；在汽車水箱中加入甘油，可防止其凍裂；等質(zhì)量摩爾濃度的溶液：等質(zhì)量摩爾濃度的溶液：蔗糖溶液和KCl溶液的凝固點不相等；KNO3溶液和KCl溶液的凝固點略有差異。問題：電解質(zhì)溶液“依數(shù)性”反常解釋：完全電離，且離子互吸以靜電學(xué)和統(tǒng)計力學(xué)為基礎(chǔ)離子氛

模型。1-2Debye-Hückel離子互吸理論PeterJosephWilliamDebye德拜

(1884~1966)1936

強電解質(zhì)溶液互吸理論要點：-+（2）正、負離子靜電作用，形成球形對稱的“離子氛”（1）強電解質(zhì)在水中完全電離，電離度а=100%●當(dāng)電流通過時，陽離子向陰極移動，但它的“離子氛”卻向陽極移動。離子的移動速度比自由離子慢，溶液的導(dǎo)電性低，產(chǎn)生電離不完全的假象。●強電解質(zhì)的解離度是“表觀解離度”，它反映溶液中離子間相互牽制作用的強弱。

（3）活度（有效濃度）：溶液中實際發(fā)揮作用的離子濃度。

（4）“活度”根源在于離子間作用力，m、z越大，作用力越大，用離子強度來衡量。

I

0.01mol/kg

I

>0.01mol/kg（5）德拜-休克爾的極限公式

25℃稀溶液例20.1mol·kg-1鹽酸和0.1mol·kg-1CaCl2溶液等體積混和，計算該溶液的I及aH+。解

mH+=0.05mol·kg-1mca2+=0.05mol·kg-1mcl-=0.15mol·kg-1

I=0.5∑mizi2

=0.5(0.05×12+0.05×22+0.15×12)=0.2mol·kg-1lgf±(HCl)=-0.509∣1×1∣0.21／2/（1+0.21／2）=-0.1573f±=0.70∴aH+=0.70×0.05=0.035Arrhenius酸堿Bronsted-Lowry酸堿（質(zhì)子酸堿）Lewis酸堿酸堿平衡酸堿理論2酸堿理論2-1Arrhenius酸堿酸：在溶液中電離出的陽離子均為H+的化合物

例如：HCl,HAc堿：在溶液中電離出的陰離子均為OH-的化合物

例如：NaOH,KOHSvanteAugustArrhenius阿累尼烏斯

(1859-1927)1903《天體物理學(xué)教科書》《免疫化學(xué)》《生物化學(xué)中的定量定律》

酸的濃度：c(mol·L-1)酸度：[H+],pH酸的強度：α,Ka稀鹽溶液混合的熱效應(yīng)為零

所有強酸強堿的摩爾反應(yīng)熱均等于-55.84kJ·mol-1

所有弱酸弱堿的摩爾反應(yīng)熱均少于-55.84kJ·mol-1酸堿反應(yīng)的實質(zhì)——質(zhì)子交換H++OH-=H2O

rHmo=-55.84kJ·mol-1

例外:H2SO4+Ba(OH)2=BaSO4+H2O優(yōu)點：使溶液化學(xué)系統(tǒng)化、理論化缺陷：酸堿的概念局限于水溶液提供質(zhì)子(H+)的為酸，接受質(zhì)子的為堿。

酸=堿+H+HCl=Cl-+H+NH4+=NH3+H+2-2質(zhì)子酸堿

酸=堿+質(zhì)子HCl=Cl-+H+H2SO4=HSO4-

+H+

H2PO4-=HPO42-+H+HPO42-=PO43-+H+NH4+

=NH3

+H+H3NNH32+=

H2NNH3+

+H+共軛酸堿對酸越強，它的共軛堿的堿性越弱；堿越強，它的共軛酸的酸性越弱。酸/堿可以是分子、陽離子、陰離子酸與堿相互轉(zhuǎn)化兩性物質(zhì)

沒有“鹽”的概念說明HCl-Cl-質(zhì)子傳遞NH3-NH4+HCl+NH3=NH4++Cl-

共軛酸堿對1質(zhì)子傳遞共軛酸堿對2酸堿反應(yīng)實質(zhì)評價擴大了酸堿、酸堿反應(yīng)的范圍，擺脫了酸堿反應(yīng)必須在水中發(fā)生的局限性。限于質(zhì)子的給出和接受，不能解釋不含氫的一類化合物的反應(yīng)。2-3Lewis酸堿接受電子對的物質(zhì)為Lewis酸

提供電子對的物質(zhì)為Lewis堿

??BF3

+

F－??Cu2++4NH3Lewis酸+Lewis堿=酸堿配合物H++OH-=H2OH++NH3=NH4+Ag++2NH3=[Ag(NH3)2]+Cu2++4NH3=[Cu(NH3)4]2+BF3+F-=[BF4]-Al3++6H2O=[Al(H2O)6]3+Ag++Cl-=AgCl