《溶液部分习题》PPT课件

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1、溶液部分习题蒸气压下降拉乌尔定律：Δp＝p0χB＝KbB沸点上升ΔTb=Tb–Tb0=KbbB凝固点下降ΔTf=Tf0–Tf=KfbB渗透压Π=cBRT≈bBRT强电解质校正：Π=icBRT适用范围：难挥发、非电解质、稀溶液化学反应的平衡常数K质子传递平衡HA+B=A+HB[A-][HB][HA][B-]K==[A-][HB][H+][HA][B-][H+][A-][H+][HA][HB][B-][H+]×==Ka(HA)Ka(HB)K=Ka(HA)Ka(HB)==[SO42-][H2O][HSO4-][OH-]==HNO2+CN-=HC

2、N+NO2-Ka(HNO2)Ka(HCN)SO42-+H2O=HSO4-+OH-K=[HNO2][CN-][NO2-][HCN]Ka(H2O)Ka(HSO4-)沉淀溶解平衡：AaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)Ksp(AaBb)=[An+]a[Bm-]bAg2CrO42Ag++CrO42-Ksp=[Ag+]2[CrO42-]平衡常数关系式书写规则：1.有固体和纯液体参加的反应，固体的浓度不写在平衡关系式中，化学平衡关系式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。Ag2CrO42Ag++CrO42-Ksp=[Ag+]2[CrO42-

3、]2.稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系中。H2S+H2OS2-+2H+[S2-][H+]2[H2S]Ka=但是，在非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，必须表示在平衡关系式中。C2H5OH+CH3COOHCH3COOC2H5+H2O[CH3COOC2H5][H2O][C2H5OH][CH3COOH]K=3.正、逆反应的平衡常数互为倒数K正=1/K逆正反应：NH4++Ac-＝NH3＋HAcK正=[NH3][HAc]/[NH4+][Ac-]=Ka(NH4+)/Ka(HAc)逆反应：NH3＋HAc＝NH4++

4、Ac-K逆=[NH4+]][Ac-]/[HAc][NH3]=Ka(HAc)/Ka(NH4+)用平衡常数判断反应方向K>1,反应正反应方向进行，K<1,反应逆反应方向进行。NH4++Ac-＝NH3＋HAcK正=[NH3][HAc]/[NH4+][Ac-]=Ka(NH4+)/Ka(HAc)判断下列反应的反应方向：HAc+CO32-=HCO3-+Ac-HS-+HPO42-=H2PO4-+S2-HCN+S2-=HS-+CN-写出下列两性物质的共轭酸碱对：H2O,HCO3-,H2PO4-,HPO42-,HS-,NH2CH2COOH,NH4AcKW=

5、[H+][OH-]=1.0×10-14pH=-lg[H+]pH+pOH=pKwHA+H2OH3O++A-[H+][A-][HA]Ka=—酸解离常数pＫａ＝－lgＫａ活度，解离度，表观解离度[H+][A-][HA][HA][OH-][A]Kb=Ka·KaKb=Kw当Kac≥20Kw则可忽略水的质子自递平衡，则[H3O+]2c-[H3O+]Ka=[H3O+]=(-Ka+Ka2+4Kac)/2--近似式当弱酸的c/Ka500，此时电离度5%时，c-[H3O+]≈c，则[H3O+]=Ka·c最简式[H+]=Ka·c酸c盐同离子效应体系：

6、当二元弱酸的两个酸常数比值＞102时，可以按一级电离来计算溶液的pH。当c/Ka≥500时，[H+]=Ka·c，[A2-]K2[S2-]＝K1K2[H2S]／[H+]２[H+]２[S2-][H2S]K1K2=给定体系的氢离子浓度，计算酸根离子浓度：两性阴离子体系：当c·Ka2≥20Kw，且c＞20Ka时，溶液中的[H+]可用近似公式计算：二元弱酸的HB-：[H+]=√Ka1Ka2或pH=（pKa1+pKa2）/2弱酸、弱碱体系：当c·Ka≥20Kw，且c＞20Ka’时，溶液中的[H+]可用近似公式计算：[H+]=√KaKa’或pH=（

7、pKa1+pKa’）/2氨基酸体系：[H+]=√KaKa'或pH=（pKa+pKa,）/2AaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)Ksp(AaBb)=[An+]a[Bm-]bAB型：S=(Ksp)1/2A2B或AB2型：S=(Ksp/4)1/3AaBb型：S=(Ksp/(aabb)1/(a+b)Ip=Ksp溶液饱和，无沉淀产生也无沉淀溶解IpKsp溶液过饱和，有沉淀析出溶度积规则pH=pKa+lgc共轭酸c共轭碱弱酸及其共轭碱溶液缓冲公式pH=pKa+lgpH=pKa+lgn共轭酸n共轭碱V0

8、共轭酸V0共轭碱c=n/V,c0(HB)=c0(B),n=c0V0缓冲容量：β=2.303·x(HB)·x(B-)·c总缓冲范围：pH=pKa±1配制缓冲溶液的原则：共轭酸的pKa接近pH总浓