高職無機(jī)化學(xué)教案上(一至七章)

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1、高職無機(jī)化學(xué)教案上（一至七章）目 錄撰寫人 張榮緒 論3第一章 物質(zhì)及其變化4第一節(jié) 物質(zhì)的聚集狀態(tài)4第二節(jié) 化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量和能量關(guān)系8本章要求9第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡9第一節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率定義及表示方法9第二節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率理論11第三節(jié) 影響化學(xué)反應(yīng)速率的主要因素13第四節(jié) 化學(xué)平衡16本章要求22第三章 電解質(zhì)溶液和離子平衡22第一節(jié) 強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中的狀況22第二節(jié) 水的電離和溶液的PH值23第三節(jié) 弱酸弱堿的電離平衡25第四節(jié) 同離子效應(yīng)和緩沖溶液27第五節(jié) 鹽類的水解30第六節(jié) 酸堿質(zhì)子理論34第七節(jié) 沉淀和溶解平衡36第八節(jié) 溶度積規(guī)則及其應(yīng)用38本章要求43第四章 氧

2、化和還原44第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)的基本概念44第二節(jié) 氧化還原反應(yīng)與原電池47第三節(jié) 電極電勢的應(yīng)用52本章要求56第五章 原子結(jié)構(gòu)和元素周期律56第一節(jié) 原子核外電子的運動狀態(tài)56第二節(jié) 多電子原子中電子的分布60第三節(jié) 原子核外電子排布與元素周期律61第四節(jié) 元素性質(zhì)的周期性62本章要求64第七章 分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)64第一節(jié) 離子鍵65第二節(jié) 共價鍵理論66第三節(jié) 雜化軌道理論和分子的幾何構(gòu)型70第四節(jié) 晶體的特征72第五節(jié) 離子晶體74第六節(jié) 原子晶體74第七節(jié) 分子間力和分子晶體74第八節(jié) 金屬晶體78第九節(jié) 離子極化79第十節(jié) 混合型晶體80本章要求80第七章 配位化合物81第一節(jié)

3、 配位化合物的基本概念81第二節(jié) 配位化合物的結(jié)構(gòu)82第三節(jié) 配位化合物在水溶液中的狀況86第四節(jié) 螯合物90本章要求91緒 論一、化學(xué)的地位及作用: 自然科學(xué)在縱向方面分為三個層次：工程技術(shù)、技術(shù)科學(xué)、基礎(chǔ)科學(xué)。 化學(xué)是一門基礎(chǔ)學(xué)科，它是在分子、原子或離子等層次上研究物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)和性質(zhì)以及可能發(fā)生的變化和變化中的能量轉(zhuǎn)換?；瘜W(xué)理論已滲透到許多技術(shù)學(xué)科當(dāng)中，如采礦和冶金工業(yè)的需要，推動了無機(jī)和分析化學(xué)的發(fā)展；紡織、印染、煤、石油的綜合利用又使有機(jī)化學(xué)向前邁進(jìn)了一大步。二、四大化學(xué)： 化學(xué)在發(fā)展過程中逐步形成了許多分支學(xué)科，如四大化學(xué)這些都屬于純粹的化學(xué)。 無機(jī)化學(xué)：以所有元素及其化合物（除

4、C、H化合物及其衍生物）為研究對象； 有機(jī)化學(xué)：以C、H化合物及其衍生物為研究對象； 分析化學(xué)：研究物質(zhì)的化學(xué)組成和鑒定方法及其原理； 物理化學(xué)：以應(yīng)用物理測量方法和數(shù)學(xué)處理方法來研究物質(zhì)及其反應(yīng)，以尋求化學(xué)性質(zhì)和物理性質(zhì)間本質(zhì)聯(lián)系的普遍規(guī)律。 另外，隨著化學(xué)在不同領(lǐng)域中的應(yīng)用，又產(chǎn)生了許多應(yīng)用化學(xué)：如工業(yè)化學(xué)、高分子化學(xué)、放射化學(xué)、環(huán)境化學(xué)、生物化學(xué)、半導(dǎo)體化學(xué)等等。三、本課程的目的及主要內(nèi)容：1、目的：化工專業(yè)一門重要的基礎(chǔ)課，是后續(xù)化學(xué)課程的基礎(chǔ)2、主要內(nèi)容：主要是研究無機(jī)物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、制備、應(yīng)用以及其變化的基本原理。 本教程分為兩部分：化學(xué)理論與元素及其化合物其中化學(xué)理論又分為

5、： 四大平衡（化學(xué)平衡、酸堿平衡、沉淀溶解平衡、氧化還原平衡）及結(jié)構(gòu)理論 3、學(xué)習(xí)方法： 一 理論大課中學(xué)的學(xué)習(xí)模式: 每節(jié)課的講授內(nèi)容少, 講授的內(nèi)容重復(fù)較多, 大量作業(yè), 課堂練習(xí)和課外練習(xí), 自學(xué)內(nèi)容少。大學(xué)的學(xué)習(xí)模式: 每節(jié)課的講授內(nèi)容多, 講授內(nèi)容重復(fù)性小, 作業(yè)量少, 無課堂練習(xí), 強(qiáng)調(diào)自學(xué)能力的提高. 針對大學(xué)學(xué)習(xí)特點, 提出如下要求:1. 課堂認(rèn)真聽講, 跟上教師講授思路, 有弄不懂的問題暫且放下, 待以后解決, 不然, 由于講授速度快, 容易積累更多的疑難問題。2. 作好課堂筆記. 留下一定的空白處, 做標(biāo)記, 提出問題, 寫出結(jié)論。 二 習(xí)題與答疑課 目的: 解決課程的疑難

6、問題 形式: 講解習(xí)題, 作業(yè)中存在問題, 自由解答疑難問題 方式: 每周一次, 每次2學(xué)時, 從第二周開始 要求: 在筆記或講義中標(biāo)明疑問, 做記號, 在答疑課堂向教師請教和探討. 沒有問題的同學(xué)可以不參加答疑課. 學(xué)習(xí)方法： 多提問，常討論無機(jī)化學(xué)內(nèi)容豐富，又抽象，僅依靠個人苦思冥想，學(xué)習(xí)效果往往不佳。充分利用時間，老師與同學(xué)或同學(xué)與同學(xué)之間互相提問，進(jìn)行討論甚至是辯論，可使基本概念與理論日益清晰，容易理解。 三 實驗課化學(xué)是以實驗為基礎(chǔ)的學(xué)科, 實驗對于理論的理解十分重要. 課程安排了近25個相關(guān)的制備, 測定和元素性質(zhì)實驗.目的: 掌握基礎(chǔ)實驗技能, 通過實驗深化理論問題的理解和記憶,

7、提高分析問題和解決問題的能力.要求: 預(yù)習(xí)報告, 實驗記錄, 實驗報告學(xué)習(xí)方法：1.多動手，勤思考；無機(jī)化學(xué)是以一門實驗為主的學(xué)科，培養(yǎng)與提高學(xué)生的動手能力，是無機(jī)化學(xué)的基本要求之一。對于在實驗過程中出現(xiàn)的問題，除了仔細(xì)聽老師的講解以外，還需要結(jié)合理論課學(xué)過的基本知識，多動腦，多思考，主動接受無機(jī)化學(xué)的基本理論，才能牢固掌握具體的操作方法。2.注意實驗現(xiàn)象的觀察，多動筆準(zhǔn)確記錄實驗現(xiàn)象實驗課不僅要做好每一個操作步驟，掌握實驗技術(shù)與方法，要特別注意實驗現(xiàn)象的觀察，不要放棄一個實驗現(xiàn)象，新的理論往往就是在對實驗現(xiàn)象的仔細(xì)觀察中發(fā)現(xiàn)的。更要堅持書寫實驗報告，總結(jié)實驗中的經(jīng)驗和教訓(xùn)，這樣才能不斷提高理

8、論與實踐水平。3. 注意理論與實際的聯(lián)系對實驗現(xiàn)象的觀察和利用理論知識對實驗現(xiàn)象的總結(jié)，是發(fā)現(xiàn)知識的最好方法以上是供同學(xué)們參考的學(xué)習(xí)方法，根據(jù)自己的實際情況，采用不同的學(xué)習(xí)方法，把別人的優(yōu)勢學(xué)到手，一定能學(xué)好無機(jī)化學(xué)課程。第一章 物質(zhì)及其變化第一節(jié) 物質(zhì)的聚集狀態(tài)體系：被研究的對象，例如一個燒杯中的溶液一、 物質(zhì)的聚集狀態(tài)：各種物質(zhì)總是以一定的聚集狀態(tài)存在的 氣、液、固為三種聚集狀態(tài)，各具特征，在一定條件下可相互轉(zhuǎn)化。 1、 氣體（g）：擴(kuò)散性和可壓縮性 2、 液體（l）：流動性、無固定形狀、一定條件下有一定體積 3、 固體（s）：具有一定體積、一定形狀及一定程度的剛性。 二、 物質(zhì)的聚集狀態(tài)

9、和相： 相：在體系中任何具有相同的物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的部分稱為相。 相與相之間有界面隔開。g-s，l-s，s-s一般為兩相 g-g混合物為一相 l-l混合物： 一相：如5%HCl溶液，HCl以分子或離子形式分散在水中 兩相：如油和水組成的體系，O/W，O以較多分子聚成粒子，以一定的界面和周圍的水分開，是不連續(xù)的相，W是連續(xù)相。g-L混合物： 也存在如上關(guān)系：H2S溶于水為一相 S-S混合物制成合金時為一相。 物質(zhì)的聚集狀態(tài)或相可以相互變化，亦可共存。如：S-L相平衡這一點溫度即為凝固點。 氣體的存在狀態(tài)主要決定于四個因素：P、V、T、n，而幾乎與它們的化學(xué)組成無關(guān)。反映這四個物理量之間關(guān)系的式

10、子叫氣體狀態(tài)方程式。理想氣體：分子間完全沒有作用力，分子只是一個幾何點，沒有體積。實際上所碰到的氣體都是真實氣體，只有在溫度不太低， 壓力不太高時，實際氣體的存在狀態(tài)才接近于理想氣體，可以用理想氣體的定律進(jìn)行計算。三、理想氣體狀態(tài)方程： PV=nRT PVnTR標(biāo)準(zhǔn)單位Pam3molK8.314R：常數(shù)，可由實驗測得： 1 mol氣體在273.15K（0），101.325kPa下測得其體積22.410-3m3 這是理想氣體的狀態(tài)方程式，而實際上氣體分子本身必然占有體積，分子之間也具有引力，因此應(yīng)用該方程進(jìn)行計算時，不可避免地存在偏差。對于常溫常壓下的氣體，這種偏差很小，隨著溫度的降低和壓力的增

11、大，偏差逐漸增大。四、 混合氣體分壓定律： 1、混合氣體分壓定律：1801年，由Dalton（道爾頓）總結(jié)實驗結(jié)果提出，因此又稱為Dalton分壓定律。兩種或兩種以上不會發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的氣體混合，混合氣體的總壓力等于各組分氣體的分壓力之和。 A、容器中注入30mL N2 ， 壓力為300mmHg B、容器中注入20mL O2 ， 壓力為200mmHg C、容器中注入30mL N2 + 20mL O2， 壓力為500mmHg 即：P總= Pi Pi：分壓力（簡稱分壓），氣體混合物中各組分氣體的壓力，等于該氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生的壓力。 理想氣體定律同樣適用于混合氣體： PiV =

12、niRT ， P總V = n總RT = PiV = niRT Pi：分壓； V：總體積 2、分壓的計算： P總可通過壓力表測出，Pi則很難被直接測出，可通過分析、計算求得： PiV = niRT （1） P總V = n總RT （2） 由（1）（2），得： Pi / P總 = ni / n總 = Xi（摩爾分?jǐn)?shù)） Pi = Xi P總 計算分壓的關(guān)鍵在于如何求得組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)。求混合氣體的摩爾分?jǐn)?shù) ，常用的方法是通過混合氣體進(jìn)行氣體分析，測得各組分氣體的體積分?jǐn)?shù)： Vi / V總 。例1-1：已知在250時PCl5能全部氣化，并部分離解為PCl3和Cl2?，F(xiàn)將2.98gPCl5置于1.00L

13、容器中，在250時全部氣化后，測定其總壓力為113.4kPa。其中有哪幾種氣體？它們的分壓各是多少？ 例1-2：1.34gCaC2與H2O發(fā)生如下反應(yīng)：CaC2(s)+H2O(l)=C2H2(g)+Ca(OH)2(s)產(chǎn)生的C2H2氣體用排水集氣法收集，體積為0.471L。若此時溫度為23C，大氣壓為99X103kPa，該反應(yīng)的產(chǎn)率為多少？（已知23時水的飽和蒸氣壓為2.8X103kPa） 第二節(jié) 化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量和能量關(guān)系一、 質(zhì)量守恒定律： 參加化學(xué)反應(yīng)前各種物質(zhì)的總質(zhì)量等于反應(yīng)后全部生成物的總質(zhì)量。 二、 應(yīng)用化學(xué)方程式的計算： 化學(xué)方程式是根據(jù)質(zhì)量守恒定律，用規(guī)定的化學(xué)符號和化學(xué)式來表

14、示化學(xué)反應(yīng)的式子。反應(yīng)前后原子種類、數(shù)目相等。 可根據(jù)反應(yīng)物和生成物的質(zhì)量比，或物質(zhì)的量之比來進(jìn)行計算。 例1-3 某硫酸廠以硫鐵礦（FeS2）為原料生產(chǎn)硫酸，其基本反應(yīng)為： 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2SO2 + O2 2SO3 SO3 + H2O H2SO4如投入800噸含S40.0%的硫鐵礦，問理論上能生產(chǎn)出濃度為98.0%的硫酸多少噸？ 由于生產(chǎn)條件、操作技術(shù)的影響，物料的損耗，產(chǎn)率不可能達(dá)到100%，實際產(chǎn)量比理論產(chǎn)量要低。三、化學(xué)反應(yīng)中的能量關(guān)系化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)是化學(xué)鍵的重組。鍵的斷裂和生成過程會有能量變化，能量變化常以熱能的形式表現(xiàn)。鍵的斷裂需吸收熱量；

15、而鍵的生成會放出熱量。 一般的反應(yīng)常在恒壓條件下進(jìn)行。這里的恒壓條件是因為反應(yīng)在敞口容器中進(jìn)行，反應(yīng)體系與外界壓力（大氣壓）相等。 Q P = H 生成物 - H 反應(yīng)物 = H 恒壓熱效應(yīng) 焓（無法測定） 焓變 化學(xué)熱力學(xué)：H 0 放熱反應(yīng) H 0 吸熱反應(yīng) 注意： H與化學(xué)計量數(shù)有關(guān)； 需注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)； 注明反應(yīng)的溫度壓力。 H 指標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：1atm(101325Pa)，298K。本章要求了解物質(zhì)的聚集狀態(tài)和相，掌握分壓定律及其計算。會利用理想氣體方程式進(jìn)行有關(guān)計算。第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡第一節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率定義及表示方法不同的反應(yīng)進(jìn)行的快慢不一樣。如：快的反應(yīng)：中和反應(yīng)等；中

16、等速率反應(yīng)：氧化還原反應(yīng)等；慢的反應(yīng)：自然氧化等。一、化學(xué)反應(yīng)速率的定義： 指在一定條件下，化學(xué)反應(yīng)中反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锏乃俾?。二、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物濃度變化的正值（絕對值）例2-1：在CCl4中： 2N2O5 = 4NO2 + O2在一定的時間間隔：t = t2-t1， N2O5 = N2O5 2-N2O5 1平均反應(yīng)速率： 經(jīng)過的時間s時間的變化t（s）N2O5mol L-1N2O5mol L-1v（N2O5）mol L-1 s-1002.101001001.95-0.151.510-33002001.70-0.251.310-37004001.31-0.39

17、9.910-410003001.08-0.237.710-417007000.76-0.324.510-421004000.56-0.203.510-428007000.37-0.192.710-4 從表中可以看出：反應(yīng)進(jìn)行了100秒時： VN2O5 = |（ 1.95-2.10） /(100-1)|= 1.5 10-3mol L-1 s -1 VNO2 = |2 0.15/100|= 3.0 10-3mol L-1 s -1 VO2 = |0.15 2/100|= 0.75 10-3mol L-1 s -1 三種表示速率間關(guān)系： 這種比例關(guān)系與反應(yīng)的計量數(shù)有關(guān)。表示反應(yīng)速率時必須指明具體物質(zhì)

18、。從表中可以看出，每個時間間隔，速率都不一樣，而且在每個時間間隔里，任何時間內(nèi)的速率都不一樣。 從圖中可以看出，某時刻的速率即該時刻切線的斜率： 該速率即為該時刻的瞬時速率（真正速率）：指某給定瞬間的反應(yīng)速率。三、反應(yīng)進(jìn)度（）：定義： 對于反應(yīng)：2N2O5 = 4NO2 + O2 作一變換：0 = 4NO2 + O2-2N2O5， 有： = ni/i ni：物質(zhì)的量的變化值 i：為計量系數(shù)，i（NO2）= +4， i（NO2）= +1， i（N2O5）= -2 如上例：設(shè)體積為1升，則反應(yīng)了100秒后： = - 1.5 10-3/-2 = 3.010-3/4 = 0.7510-3 mol用不同

19、的物質(zhì)的變化計算的反應(yīng)進(jìn)度都是一樣的，但的數(shù)值與反應(yīng)方程式寫法有關(guān)。 如上例，若寫成： N2O5 = 2NO2 + 0.5O2 ， 則： = -1.5 10-3/-1 = 3.010-3/2 = 0.75 10-3/0.5 = 1.510-3 mol例2-2：50ml C（ H2SO4） =0.20mol/L恰能與 40mlNaOH溶液完全中和，求 NaOH的濃度？解：反應(yīng)方程式為： H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O = - 0.20 50/-1 = - C（ NaOH）40/-2 C（ NaOH） = = 0.50 mol/L第二節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率理論一、 反應(yīng)速率的

20、有效碰撞理論 1918年，路易斯（W.C.M.Lewis）提出反應(yīng)速率的碰撞理論，認(rèn)為參加化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)的分子、原子或離子要發(fā)生反應(yīng)的必要條件是這些分子、原子或離子要相互碰撞。反應(yīng)物分子碰撞的頻率越高，反應(yīng)速率越快。 例： 2HI（g）= H2（g）+I2（g） 773K，HI=10-3molL-1 理論計算，HI分子間碰撞次數(shù)：3.5108次L-1S-1 如每次碰撞都發(fā)生反應(yīng)， V = 5.8104molL-1S-1 但實驗測出: V = 1.210-8molL-1S-1 大多數(shù)分子間的碰撞都是無效的，不能引起化學(xué)反應(yīng)，只有少數(shù)碰撞是有效的。 1、 有效碰撞和活化分子的概念 什么叫有效碰撞？

21、 能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞稱為有效碰撞。 什么樣的分子有資格參加有效碰撞？ 一部分能量較高，具有適當(dāng)取向的分子 例：2AB（g）= A2（g）+B2（g）A B 不能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)A A 能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)B AB B 一定取向AB和AB之間相互靠近，到一定距離時，相互之間又有排斥力， 須分子的運動速率足夠大，有足夠的動能才能相互碰撞；而且分子還須有足夠的能量，碰撞時原子的外電子層才能相互穿透，電子重新排列，舊鍵破裂形成新鍵。 反應(yīng)分子必須有足夠的能量。2、 分子的能量分布 P35 圖2-5 E平均為該溫度下分子的平均能量。 具有E臨界以上能量的分子稱為活化分子，能量高于E臨界的分子碰撞才能發(fā)生反應(yīng)。

22、活化分子進(jìn)行一定取向的碰撞，叫有效碰撞。 E臨界-E平均之差為活化能。 活化能：1mol具有平均能量的分子變成活分子需吸收的最低能量。 不同的反應(yīng)有不同的活化能。 活化能越低，反應(yīng)速度越快。 可以通過加入催化劑等手段降低活化能。 反 應(yīng)Ea（KJmol-1）無催化劑有催化劑3H2 + N2 - 2NH3330（W）1632N2O - 2N2 + O2245（Pt）136同一化學(xué)反應(yīng)，由于催化劑的使用，活化能相差很大，這些現(xiàn)象引起人們對反應(yīng)實際進(jìn)行途徑的研究。二、過渡狀態(tài)理論簡介 （活化配合物理論） 1935年，艾林（H. Eyrimg）在碰撞理論的基礎(chǔ)上提出的。例：CO + NO2 =CO2

23、+ NO A + BC =AB + C P37圖2-6 ABC： （過渡態(tài)）舊鍵部分破壞，新鍵部分生成 動能 - 勢能 - 動能 反應(yīng)分子與生成物分子之間存在著一個能峰Eac，反應(yīng)物分子所具有的能量必須越過這個能峰才能進(jìn)行反應(yīng)。Eac越小，反應(yīng)速率越快，反之則然。 活化能：過渡態(tài)所具有的最低能量與反應(yīng)能量之差。Ea1 催化反應(yīng)：降低了反應(yīng)的活化能。 三、反應(yīng)機(jī)理（反應(yīng)歷程） 指反應(yīng)實際進(jìn)行的途徑，根據(jù)反應(yīng)機(jī)理，將化學(xué)反應(yīng)分為： 基元反應(yīng) 由反應(yīng)物的活化分子之間的碰撞，一步就可以完成的反應(yīng)稱為基元反應(yīng)。例：2NO2（g）- 2NO（g）+O2（g） SO2Cl2（g）- SO2（g）+ Cl2（

24、g） NO2（g）+ CO（g）- NO（g）+ CO2（g） 一般討論基元反應(yīng)。 非基元反應(yīng) 2H2（g）+2NO（g）- N2（g）+ 2H2O（g） 由兩個基元反應(yīng)組成: 第一步：2NO + H2 = N2 + H2O2 第二步：H2 + H2O2 = 2H2O 第三節(jié) 影響化學(xué)反應(yīng)速率的主要因素首先是反應(yīng)物的本性和反應(yīng)歷程，其次是濃度、溫度、催化劑等外界條件。一、 濃度對反應(yīng)速率的影響 1、 質(zhì)量作用定律 大量實驗事實表明：在一定溫度下，增加反應(yīng)物濃度可使反應(yīng)速度加快。 對基元反應(yīng)來說： aA + bB - 產(chǎn)物 溶液：V AaBb V = kAaBb 氣體：V PAaPBb V =

25、kPAaPBb k：反應(yīng)速率常數(shù) 在濃度或分壓相同的情況下，k值越大，反應(yīng)速率越快。 對于指定反應(yīng)，k與溫度、催化劑有關(guān)，而與濃度無關(guān)。2、 反應(yīng)級數(shù) 為了敘述反應(yīng)物濃度對反應(yīng)速率的影響，將速率方程式中反應(yīng)物濃度的指數(shù)之和稱為反應(yīng)級數(shù)。 基元反應(yīng)：aA + bB - 產(chǎn)物 V = kAaBb a + b = 反應(yīng)級數(shù) 如：CO（g）+ NO2（g）? CO2（g） + NO（g） V = kCO NO2 總反應(yīng)級數(shù)：二級反應(yīng)，對CO或NO2來說為一級反應(yīng)。 注意：反應(yīng)級數(shù)及速率方程必須由實驗確定。 例：2H2 + 2NO = N2 + 2H2O 測得V = kH2NO 2 總反應(yīng)級數(shù)：三級，對

26、H2來說一級，對NO來說二級。 測得速率方程就可推算反應(yīng)級數(shù)，而不能根據(jù)化學(xué)計量式來討論反應(yīng)級數(shù)。例：25 （NH4）2S2O8 + 2KI = K2SO4 + I2 +（NH4）2SO4 S2O82- + 2I- = 2SO42- + I2 實驗編號起始S2O82-mol/L起始I-mol/LI2生成速度molL-1min-111.010-41.010-20.6510-622.010-41.010-21.3010-632.010-40.510-20.6510-6 寫出上述反應(yīng)的速率方程,反應(yīng)級數(shù)？ 計算k 解: V S2O82-I- V = kS2O82-I- a = 1 b = 1 反應(yīng)級

27、數(shù) = 1+1 =2 k1 = V/(S2O82-I-) = = 0.65 Lmol-1min-1 k2 = = 0.65 Lmol-1min-1 = k3 即：k = 0.65 Lmol-1min-1 當(dāng)T一定，不加催化劑時，k一定，與濃度無關(guān)。 3、 有效碰撞理論對濃度影響的解釋 增加濃度，單位體積內(nèi)的活化分子總數(shù)增加，有效碰撞次數(shù)增加，反應(yīng)速度加快。 二、 溫度對反應(yīng)速率的影響（特別顯著） 如：米 + 水 - 飯 用高壓鍋快，高壓鍋內(nèi)沸騰的溫度比常壓下高10左右。 對大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)來說，溫度，反應(yīng)速率加快。 1、 反應(yīng)速率的溫度系數(shù) r 反應(yīng)物濃度恒定時，根據(jù)實驗結(jié)果，對大部分化學(xué)反應(yīng)，

28、溫度每升高10，反應(yīng)速率大約增加24倍。 r = kt+10/kt =24 2、 有效碰撞理論對溫度影響的解釋 升高溫度，活化分子總數(shù)和百分?jǐn)?shù)都增加。 三、催化劑對反應(yīng)速率的影響 1、催化劑（觸媒）能改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)的活化能，從而提高反應(yīng)速率，但本身的組成、質(zhì)量、化學(xué)性質(zhì)在反應(yīng)前后不發(fā)生變化。用過渡狀態(tài)理論來解釋： 降低反應(yīng)活化能，使活化分子總數(shù)和百分?jǐn)?shù)都增大。2、催化劑具有選擇性 一種催化劑往往只對某一特定的反應(yīng)有催化作用； 同一反應(yīng)物如采用不同的催化劑，會得到不同產(chǎn)物。注意：催化劑不能長期使用下去；如固體催化劑，長期受熱導(dǎo)致晶格變化，晶體分散度變化；反應(yīng)物結(jié)焦使催化劑表面被覆蓋等，使

29、催化劑失效 催化劑中毒，（雜質(zhì)）四、影響多相體系反應(yīng)速率的因素 除上述幾點外，還與反應(yīng)物接觸面大小和接觸機(jī)會有關(guān)。 用使固體粉碎（-或-），攪拌（-或-），鼓風(fēng)（-）等方法。第四節(jié) 化學(xué)平衡一、 化學(xué)反應(yīng)的可逆性和化學(xué)平衡 不可逆反應(yīng)：反應(yīng)幾乎可完全轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌铮谕瑯訔l件下，生成物幾乎不能轉(zhuǎn)回反應(yīng)物。（只能向一個方向進(jìn)行的反應(yīng)） 可逆反應(yīng)：在一密閉容器中，同一條件下，即能正向進(jìn)行，又能逆向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)。（在密閉容器中不能進(jìn)行到底） 可逆反應(yīng)具有普遍性 K：平衡常數(shù)。注意：A指平衡時的濃度 化學(xué)平衡的特點：1、與化學(xué)反應(yīng)的途徑無關(guān)。2、動態(tài)平衡（表觀上各物質(zhì)的濃度不變，實際上，正逆反應(yīng)正在

30、進(jìn)行）3、在密閉容器中達(dá)到平衡后，外界條件不變，各種物質(zhì)的濃度不隨時間變化；但若平衡條件改變，原平衡狀態(tài)隨之改變。 二、 平衡常數(shù)1、平衡常數(shù) 濃度平衡常數(shù)Kc 一般式：aA + bB =cC + Dd令（c+d）-（a+b）= n 則Kc的量綱為（mol/L）n壓力平衡常數(shù)Kp 一般式：aA（g）+ bB（g）= cC（g）+ dD（g）令（c+d）-（a+b）= n 則Kp的量綱為（KPa）n或Pan熱力學(xué)平衡常數(shù)-標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K將濃度換算成相對濃度，分壓換算成相對分壓（無量綱） 溶液中的反應(yīng)K在數(shù)值上與Kc相等；氣體反應(yīng)分壓必須除以標(biāo)準(zhǔn)壓力。 2、 書寫和應(yīng)用平衡常數(shù)的注意點 要與反應(yīng)方

31、程式相符 純固體在平衡常數(shù)式中不必列出 CaCO3（S）= CaO（S）+ CO2（g） K = PCO2 / P 對于水在平衡式中的處理： 水作為溶劑時，不必列出； 水作為反應(yīng)物: i）稀溶液：水既作溶劑，又作反應(yīng)物，反應(yīng)掉的水與總的水分子相比微不足道，不必列出；如：NH3 + H2O = NH4+ + OH- ii）水的量對反應(yīng)影響顯著，必須列出。 如：CO（g）+ H2O（g）= CO2（g）+ H2（g） K隨溫度而變,使用時須注意相應(yīng)的溫度. 3、 平衡常數(shù)的意義 判斷可逆反應(yīng)平衡狀態(tài)和反應(yīng)進(jìn)行方向的依據(jù)。 aA + bB = cC + dD （與K不同，指任意態(tài)時的濃度與分壓）Q

32、= K時，V正 = V逆 反應(yīng)已平衡 Q K時，反應(yīng)向正方向進(jìn)行 Q K時，反應(yīng)向逆方向進(jìn)行 例：P44-45，例1 描寫可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)度 對同類反應(yīng)而言，K越大，反應(yīng)進(jìn)行越完全。K-整個反應(yīng)的完全程度。 4、 平衡常數(shù)與平衡轉(zhuǎn)化率 實際工作中常用平衡轉(zhuǎn)化率來表示。-某一反應(yīng)物反應(yīng)的完全程度。 若反應(yīng)前后體積不變，反應(yīng)物的量可用濃度來表示 P46表2-7，從表中可得出結(jié)論： K與體系的起始狀態(tài)無關(guān)，與T有關(guān)； 與反應(yīng)物的起始狀態(tài)有關(guān)； 在平衡體系中增加某一物質(zhì)的起始濃度，可使另一物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率提高。 5、 化學(xué)平衡的計算 例1：P47例2，已知，求K。 溶液中的反應(yīng)，Kc 例2：P47例3

33、，已知K，求。 設(shè)CO的轉(zhuǎn)化率為。例3：在恒定溫度和101.3KPa時,將1.10mol SO2和0.90mol O2的混合物慢慢通過V2O5催化劑,使生成SO3,達(dá)到平衡后,保持溫度和總壓力不變,測得剩余O2為0.53mol,求K。分析：K= ，Pi = niRT/V Pi/P總 = ni/n總 例4：P59，19 分析：恒容，恒溫，ni = PiV/RT 三、外界條件對平衡位置的影響（化學(xué)平衡的移動） 一個可逆反應(yīng)在一定條件下，達(dá)到平衡：V正 = V逆，即其系統(tǒng)中各物質(zhì)的濃度（或分壓）不隨時間而變。 但外界條件（如濃度、壓力、濃度）改變了，原來的平衡狀態(tài)被破壞，建立新的平衡：V正= V逆

34、這種外界條件的改變，使可逆反應(yīng)從原來的平衡狀態(tài)變?yōu)樾碌钠胶鉅顟B(tài)的過程叫平衡的移動。 1、 濃度對平衡移動的影響 加入反應(yīng)物或取去生成物使平衡向正反應(yīng)方向移動， 例5：在例1（即P47，例2）的平衡體系中，再加入Fe2+，使增加的Fe2+達(dá)到0.100mol/L，問（1）平衡向什么方向移動； （2）再次建立平衡時，各物質(zhì)的濃度。 （3）Ag+ (1)加入Fe2+后，判斷反應(yīng)是否平衡：Q = 0.0194/(0.18060.0806) = 1.33 K = 2.99 反應(yīng)向正方向移動 （3）Ag+ = (0.100-0.0667)/0.100100% = 33.3% 實際上，K只與溫度有關(guān)，而與反

35、應(yīng)途徑無關(guān) 利用這一性質(zhì)（加入反應(yīng)物或取去生成物使平衡向右移動加入某一物質(zhì)，使另一物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率提高），在反應(yīng)中，使一成本較低的反應(yīng)物過量，提高較貴的反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。 還可取出生成物，使反應(yīng)向正方向進(jìn)行。 2、 壓力對平衡移動的影響 增加總壓力，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動。 例6：P52例5 3、溫度對平衡移動的影響 與C、P對平衡移動的影響有本質(zhì)不同，C、P改變，K不變；而T變，K也變。 如果正反應(yīng)是吸熱反應(yīng)（H0），則增加溫度，K增加，平衡右移； 如果正反應(yīng)是放熱反應(yīng)（H0），則增加溫度，K減少，平衡左移。 4、 催化劑與化學(xué)平衡 加速平衡到達(dá)的時間，但平衡不發(fā)生移動，K不變。 能峰降低

36、，V正，V逆，但V正= V逆的位置不變。 5、 平衡移動原理-呂查德里原理 綜上所述。 如果改變平衡體系中某個條件（C、P、T），平衡總向著減弱這個改變的方向移動。 第五節(jié) 反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的綜合應(yīng)用要設(shè)計一個化工生產(chǎn)過程，首先要考慮成本，在反應(yīng)能夠?qū)嵤┑那闆r下，考慮：充分利用原料，提高產(chǎn)量，縮短生產(chǎn)周期，降低成本。 使一種價廉易得的反應(yīng)物過量，以提高另一種原料的轉(zhuǎn)化率； 氣體反應(yīng)，增加壓力使反應(yīng)速率加快；但增加壓力對反應(yīng)設(shè)備要求較高，須綜合考慮。 大部分反應(yīng)，T，V。對于吸熱反應(yīng)，還能增加轉(zhuǎn)化率（平衡的移動）；但也須考慮：溫度過高使物料分解，增加能源。 催化劑，考慮催化劑的催化性、活化溫度

37、、價格、催化劑中毒等問題。 總結(jié)：呂查德理（Le Chetelier）原理： 如果改變平衡體系中某個條件（C、P、T），平衡總向著減弱這個改變的方向移動。 本章要求理解化學(xué)反應(yīng)速率定律，能用活化能和活化分子概念解釋濃度、溫度、催化劑對反應(yīng)速率的影響，了解影響多相反應(yīng)速率的因素。 掌握化學(xué)平衡概念及平衡移動的規(guī)律，能熟練地利用Kc、Kp計算平衡組成，理解反應(yīng)速率和化學(xué)平衡在實際應(yīng)用中需要綜合考慮的必要性。第三章 電解質(zhì)溶液和離子平衡 第一節(jié) 強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中的狀況一、離子氛的概念1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格爾（E. Hckel）提出強(qiáng)電解質(zhì)理論。其要點：強(qiáng)電解質(zhì)在水中是完

38、全電離的 如離子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等 強(qiáng)極性鍵化合物：HCl，H2SO4 （H+ + HSO4-）等 離子之間相互作用，使離子的行動并不自由。離子在溶液中的運動受離子氛的牽制。離子氛示意圖在導(dǎo)電性實驗中，決定導(dǎo)電性強(qiáng)弱有兩個因素：溶液中離子的多少離子的遷移速度。 離子遷移速度的變慢，因此，根據(jù)溶液的導(dǎo)電度測得的電離度就降低了，這時測得的電離度稱為表觀電離度。電 解 質(zhì)電 離 式表觀電離度/%氯 化 鉀KClK+Cl-86硫 酸 鋅ZnSOZn2+SO42-40鹽 酸HClH+Cl-92硝 酸HNOH+NO-92硫 酸H2SO4H+HSO4-61氫氧化鈉NaOHNa+O

39、H-91氫氧化鋇Ba(OH)2Ba2+2OH-81二、活度和活度系數(shù)由于離子間的相互牽制，離子的行動并不完全自由，使離子的有效濃度比實際的計算濃度要低。1907年，Lewis（路易斯）提出了離子活度的概念a =f C （f 1）有效濃度“折 扣”計算濃度活 度活度系數(shù)對強(qiáng)電解質(zhì)來講，而弱電解質(zhì)或難溶電解質(zhì)，離子濃度小，離子間的影響也小，f 1第二節(jié) 水的電離和溶液的PH值本節(jié)以平衡原理為依據(jù)，討論弱電解質(zhì)中的電離平衡。 一、水的離子積 實驗表明，純水也有微弱的導(dǎo)電性K = H+OH-/H2O H2O的電離極弱，電離掉的水分子數(shù)與總的水分子數(shù)相比微不足道，故水的濃度可視為常數(shù)，合并入平衡常數(shù)。

40、H+OH- = KH2O = Kw Kw：常數(shù) 在一定溫度下，H+OH-為一常數(shù)，25純水中，H+ = 10-7mol/L = OH- Kw = H+OH- = 10-14 對純水或在純水中加入酸、堿或其它物質(zhì)（濃度較稀）都適用。 在純水中加入酸，H+，OH-， 在純水中加入堿，OH-，H+，而H+OH- = Kw不變二、溶液的PH值1、什么叫PH值？ PH = -lgH+ POH = -lgOH 25時，PH + POH = PKw =14（25）H+ 1mol/L，OH- 1mol/L時： H+ = OH-時， 中性， H+ = 10-7，PH = 7 H+ OH-時，酸性， H+10-7

41、，PH 7 H+ OH-時，堿性， H+10-7，PH 72、PH值的計算 H+ = m10-nmol/L，PH = -lg（10-n）= n - lgm OH- = m10-nmol/L， POH = -lg（m10-n）= n - lgm PH = 14-POH = 14 - n + lgm例：已知H+ = 5.610-5mol/L， 則PH = 5 - lg5.6 = 4.25 已知PH = 0.25, 則H+ = 10-0.25 = 0.562mol/L3、PH值的測定（1）酸堿指示劑 是一種有機(jī)染料，為有機(jī)弱酸或弱堿,它們的分子或離子在不同的PH值時，因為本身結(jié)構(gòu)變化而呈現(xiàn)不同的顏色

42、。如：甲基橙： HIn = H+ + In- 紅色 黃色 加入酸，平衡左移，呈紅色 加入堿，平衡右移，呈黃色 各種指示劑有一定的變色范圍。而采用復(fù)合指示劑，可以使所顯示的PH值范圍更窄。 PH試紙就是多種酸堿指示劑混合、浸透，可以識別PH差值1，甚至0.2-0.3。（2）PH計 可以讀出小數(shù)點后兩位數(shù)字。第三節(jié) 弱酸弱堿的電離平衡一、一元弱酸和弱堿的電離平衡 1、一元弱酸的電離平衡 HA = H+ + A- 電離常數(shù)：Ka（HA）= H+A- / HAKa意義：表示弱酸的電離能力的強(qiáng)弱。Ka越大，酸性越強(qiáng)。25時：HAKaHCOOH1.7710-4HAc1.7510-5HClO2.8010-8

43、HCN6.2010-10Ka（HA）= H+A- / HA又 H+ = A- ；HA C 2、一元弱堿的電離平衡 BOH = B+ + OH- 電離常數(shù)：Kb（BOH）= B+OH / BOH 同樣，Kb越大，堿性越強(qiáng)如： NH3 + H2O = NH4+ + OH- 電離常數(shù)：Kb（NH3）= NH+OH / NH3Ka、Kb與其它平衡常數(shù)一樣，與濃度無關(guān)，而與T有關(guān)。3、電離度（） （相當(dāng)于轉(zhuǎn)化率）HA=H+Ac-C始C00C變-C+C+CC平衡C-CCCKa（HA）= H+A-/HA = CC/（C-C）= C2/1-當(dāng)電解質(zhì)很弱時，電離度很小，（C/Ka500），可以認(rèn)為1-1 （此時

44、誤差2%） 則： Ka = C2 （C/Ka500時）稀釋溶液： C，而Ka與濃度無關(guān)，則 又 ， Ka不變，C，則H+稀釋溶液，不能認(rèn)為H+，而應(yīng)是。同樣對于一元弱堿： （C/Kb500）OH- = 例：（1）25，0.1mol/LHAc，求H+，Ac-，HAc（已知：Ka= 1.7510-5）方法1：H+ = Ac- = HAc = （1.3210-3/0.1）100% = 1.32%方法2：C/Ka500（2）將此溶液稀釋至0.01mol/L，求H+，HAcHAc = （4.1810-4/0.01）100% = 4.18%即：稀釋溶液，H+二、多元酸的分步電離 1、多元弱酸的分步電離 H

45、2S =H+ + HS- Ka1 = H+HS-/H2S = 1.3210-7 （1）HS- =H+ + S2- Ka2 = H+S2-/HS- = 7.1010-15 （2）一般Ka1Ka2Ka3原因：負(fù)電荷HS-中再電離出陽離子H+較難 H+同離子效應(yīng)2、多重平衡原則 一個體系中同時存在幾個平衡，在各個平衡常數(shù)表達(dá)式中，相應(yīng)物質(zhì)的濃度要同時滿足幾個平衡。如上：（1）（2）對于總反應(yīng)：H2S = 2H+ + S2- 即（1）+（2）Ka = H+2S2-/H2S = Ka1Ka2在相同條件下，如有兩個反應(yīng)方程式相加得第三個方程式，則第三個方程式的平衡常數(shù)為前兩個反應(yīng)方程式平衡常數(shù)之積。第四節(jié)

46、 同離子效應(yīng)和緩沖溶液本節(jié)主要介紹弱電解質(zhì)溶液平衡移動原理一、同離子效應(yīng)例：比較0.1mol/LHAc溶液及 0.2mol/LHAc和0.2mol/LNaAc等體積混和溶液的H+和各為多少？ （KaHAc = 1.7510-5）解：0.1mol/LHAc溶液：H+ = C/Ka5000.2mol/LHAc + 0.2mol/LNaAc溶液：HAc：0.2/2 = 0.1mol/L；NaAc：0.2/2 = 0.1mol/L；NaAc為強(qiáng)電解質(zhì)，全部電離為Ac- = 0.1mol/LHAc=H+Ac-C始0.1 C酸00.1 C鹽C平衡0.1-XX0.1+X弱電解質(zhì)，0.1+X 0.1，0.1-

47、X 0.1X = 1.7510-5mol/L = (X/0.1)100% = 0.0175%即混合后，H+和都減少。引申為通式： 即：Ka H+C鹽/C酸 H+=KaC酸/C鹽 在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，會使弱電解質(zhì)電離度降低，該現(xiàn)象叫作同離子效應(yīng)。同理：NH3+ + H2O =NH4+ + OH- 加入NH4Cl NH4+ + Cl-一元弱堿：OH- =KbC堿/C鹽注意：（NH4）2SO4 ： OH- = KbC堿/(2C鹽)二、緩沖溶液 緩沖溶液可用于控制溶液的PH值。1、緩沖溶液的組成 編號加入 1.0mol/L的HCl溶液1. 0mL加入 1.0mol/L的NaO

48、H溶液1. 0mL11.0L純水PH：7.0 3.0PH = 4.0PH：7.0 11.0PH = 4.021.0L溶液中含有0.1mol Hac 和0.1molNaAcPH：4.764.75PH = 0.01PH：4.764.77PH = 0.0131.0L溶液中含有0.1mol NH3 和0.1molNH4ClPH：9.269.25PH = 0.01PH：9.269.27PH = 0.01緩沖溶液的組成：弱酸-弱酸鹽 H+ = KaC酸/C鹽弱堿-弱堿鹽 OH- = KbC堿/C鹽這些混合液能抵抗少量的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的“入侵”，而使PH值基本穩(wěn)定，稱之為緩沖溶液。2、緩沖溶液的PH值計算 （對

49、上表的計算：）（1）在1.0L純水中，分別加入1.0mL 1.0mol/L的HCl和1.0mL 1.0mol/L的NaOH，問PH值的變化。 純水：PH = 7加入HCl：HCl = 1.010-31.0/1.001 = 10-3mol/L PH = 3加入NaOH:NaOH = 10-3mol/L PH = 14-POH = 11（2）0.1mol/LHAc和0.1mol/LNaAc H+ = Ka C酸/C鹽 = 1.7510-50.1/0.1 mol/L PH = 4.76加入HCl: 反應(yīng)前：HCl = 1.010-31.0/1.001 = 10-3 mol/L HAc = 0.1/1

50、.001 = 0.1mol/L NaAc = 0.1/1.001 = 0.1mol/LHCl+NaAcNaCl+HAc反應(yīng)前濃度10-30.100.1反應(yīng)后濃度00.1-10-310-30.1+10-3PH = 4.75加入NaOH: 反應(yīng)前：NaOH = 1.010-31.0/1.001 = 10-3 mol/L HAc = NaAc = 0.1/1.001 = 0.1mol/LNaOH+HAcNaAc+ H2O反應(yīng)前濃度10-30.10.1反應(yīng)后濃度00.1-10-30.1+10-3PH = 4.77討論：下列各對溶液以等體積混合，指出哪些可以作為緩沖溶液？為什么？（1）0.1mol/L

51、HCl與0.2mol/L NaAc HCl+NaAcNaCl+HAc反應(yīng)前濃度0.1/2=0.050.2/2=0.100反應(yīng)后濃度00.1-0.050.050.05反應(yīng)后得到 HAc(0.5mol/L)-NaAc(0.5mol/L)混合溶液，可作為緩沖溶液；（2）0.1mol/L HCl與0.05mol/L NaNO2 HCl+NaNO2NaCl+HNO2反應(yīng)前濃度0.1/2=0.050.05/2=0.02500反應(yīng)后濃度0.02500.0250.025反應(yīng)后得到 HCl(0.025mol/L)-HNO2(0.025mol/L)混合溶液，不可作為緩沖溶液；總結(jié)：（1）基本原理：同離子效應(yīng)（2）

52、緩沖溶液本身的PH值主要取決于Ka或KbH+ = KaC酸/C鹽 OH- = KbC堿/C鹽（3）緩沖溶液控制PH值，體現(xiàn)在C酸/C鹽或C堿/C鹽，加入少量酸或堿，比值變化小。 （4）緩沖溶液的緩沖能力，取決于加入酸或堿后，C酸/C鹽或C堿/C鹽比值變化盡量小。C酸/C鹽或C堿/C鹽=1，緩沖能力大。通常選擇在0.1-10（5）一定范圍內(nèi)發(fā)揮作用（1）；否則PH值偏離1后，加入酸堿變化較大。（6）適當(dāng)稀釋時，PH變化不大。第五節(jié) 鹽類的水解某些鹽類溶于水中會呈現(xiàn)出一定的酸堿性：鹽的類型0.1mol/L溶液PH值強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl7弱酸強(qiáng)堿鹽NaAc8.88弱堿強(qiáng)酸鹽(NH4)2SO44.96弱

53、酸弱堿鹽NH4Ac7NH4CO2H6.5NH4CN9.3其中弱酸弱堿鹽的PH值由弱酸和弱堿的離子強(qiáng)度決定。鹽本身不具有H+或OH-，但呈現(xiàn)一定酸堿性，說明發(fā)生了鹽的水解作用，即鹽的陽離子或陰離子和水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡發(fā)生移動。一、水解常數(shù)（Kh）和鹽溶液PH值計算 1、一元弱酸強(qiáng)堿鹽 例：NaAc + H2O = NaOH + HAc體系中存在三種平衡： Ac + H2O = OH- + HAc （1）H2O =OH- + H+ （2）HAc = H+ + Ac- （3）方程（1）實質(zhì)為水解方程，（1）=（2）+（3）由（1）式得：Kh = HAcOH-/

54、Ac-（Ka =Ac-H+/HAc，Kw =OH-H+） Kh = HAcOH-/Ac- （分子、分母同乘以H+） = HAcOH-H+/Ac-H+ = Kw/KaKa，Kh，即生成的酸愈弱，水解程度愈大。建立平衡時，H+與Ac-結(jié)合成HAc，而放出OH-，OH-H+，呈堿性。例1：計算0.1mol/L的NaAc溶液的PH值及水解度h（即轉(zhuǎn)化率）。（Ka = 1.7510-5）Ac-+ H2O =HAc+OH-C始0.100C平衡0.1-XXXKh = X2/（0.1-X）= Kw/Ka = 10-14/(1.7510-5)= 5.710-10X較小，0.1-X 0.1PH = 14-（-lg7.510-6）= 8.88h = X/0.1100% = 7.510-3 %從而可以知道：Ac-水解的部分很少，溶液