大学化学复习第二章

第2章溶液及离子平衡2.1 本章小结2.1.1. 基本要求第一节五种常用浓度的表示法及相互间的换算第二节稀溶液的依数性( 溶液蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降和渗透压 )第三节酸碱质子理论：酸、碱的定义；酸、碱反应的实质；酸、碱的强度第四节K、pH和pOH的定义及其定量关系w一元弱酸（碱）和多元弱酸溶液的pH值及解离平衡中各组分浓度的计算同离子效应、同离子效应系统中各组分浓度的计算缓冲溶液的组成、缓冲原理、缓冲溶液pH值的计算第五节溶度积常数、溶解度和溶度积之间的换算沉淀-溶解平衡的移动：溶度积规则、同离子效应对沉淀-溶解平衡移动的影响、沉淀转化、分步沉淀和沉淀分离等及相关的计算第六节配合物的基本概念：组成、命名配位平衡，配合物在水溶液中的解离特点及配离子的稳定常数的意义配位平衡移动的计算及酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡对配位平衡的影响，以及及配位平衡之间的移动。

2.1.2. 基本概念第一节浓度一定量溶剂或溶液中所含溶质B的量。

第二节溶液的依数性(通性)及溶质的本性无关，仅及溶质的相对含量有关的性质。

蒸气压平衡状态时液面上方的蒸气叫饱和蒸气，所产生的压力称为液体在该温度下的饱和蒸气压，简称蒸气压。

溶液的蒸气压下降在一定温度下，溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压的现象。

拉乌尔定律在一定温度下，难挥发、非电解质稀溶液的蒸气压下降及溶质在溶液中的摩尔分数成正比，而及溶质本性无关。

液体的沸点当某一液体的蒸气压等于外界压力（大气压）时，液体就会沸腾，此时的温度称为该液体的沸点。

凝固点在一定外压下，当物质的液相蒸气压等于固相蒸气压时，液态纯物质及其固态纯物质平衡共存时的温度。

称为该液体凝固点或熔点。

溶液的沸点升高相同温度下，溶液的蒸气压总是比纯溶剂的蒸气压低，要使溶液的蒸气压等于外压，必须升高温度。

这将导致溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点，这种现象称为溶液的沸点升高。

凝固点下降由于溶液的蒸气压下降，只有在更低的温度下才能使溶液及溶剂的蒸气压再次相等，即溶液的凝固点总是低于溶剂的凝固点，这种现象称为溶液凝固点降低。

半透膜膜上的微孔只允许溶剂分子通过，而不允许溶质分子通过的膜。

渗透由于半透膜的存在而使膜两侧不同浓度溶液出现液面差的现象。

渗透发生的条件是：溶液被半透膜隔开，膜两侧溶液浓度不同。

自发渗透的方向是稀溶液中的溶剂向浓溶液中移动，直至达平衡。

渗透平衡单位时间内从膜两侧透过的水分子数相等时，纯水的液面不再下降，溶液的液面不再升高，此时系统达到渗透平衡。

溶液的渗透压阻止纯溶剂向溶液中渗透，在溶液液面上所施加的额外压力称为此温度下该溶液的渗透压。

反渗透加于较浓溶液上的压力P超过了渗透压Π，使浓溶液中的溶剂向稀溶液扩散的现象等渗溶液在相同温度下，渗透压相等的溶液高渗溶液在相同温度下，渗透压较参比溶液渗透压高的溶液低渗溶液在相同温度下，渗透压较参比溶液渗透压低的溶液第三节酸碱的定义（酸碱质子理论）凡是能给出质子的物质是酸；凡是能接受质子的物质是碱。

酸和碱不是孤立的，酸给出质子后的物质就是碱，称酸的共轭碱；碱接受质子后的物质就是酸，称碱的共轭酸。

共轭关系酸碱相互依存的关系。

酸⇌质子 + 碱酸碱反应的实质依据酸碱质子理论，酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子转移。

两性物质在一定条件下可以给出质子,而在另一种条件下又可以接受质子的物质第四节质子自递反应同种物质之间的质子传递反应。

如水分子之间的质子传递:H2O + H2O → H3O+ + OH-水的离子积一定温度下，水的质子自递反应达到平衡时的标准平衡常数Kθw，简称水的离子积质子转移平衡常数(解离平衡常数) 弱电解质在水溶液中存在着分子及其解离出的离子之间的解离平衡，相应的平衡常数表达式称为解离平衡常数。

按照酸碱质子理论，该常数反映了弱电解质及水作用给出或获得质子能力的大小。

同离子效应在弱电解质溶液中，加入及弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。

盐效应在弱电解质溶液中，加入不含有相同离子的强电解质，使弱电解质的质子转移平衡将向右移动，使弱电解质的解离度增大，这种现象称为盐效应。

缓冲溶液在一定浓度的共轭酸碱对混合溶液中，外加少量强酸、强碱或稍加稀释时，混合溶液的pH值不发生显著变化。

这种能抵抗外加少量强酸或强碱，而维持pH值基本不发生变化的溶液称为缓冲溶液。

缓冲作用缓冲溶液所具有的抵抗外加少量强酸或强碱，而维持pH值基本不发生变化的作用。

缓冲对(缓冲系) 指组成缓冲溶液的共轭酸碱对。

常见的有：弱酸-弱酸盐（HAc-NaAc,H2CO3-NaHCO3）；弱碱-弱碱盐(NH3-NH4Cl)；弱酸的酸式盐-次级盐(NaH 2PO 4-Na 2HPO 4)缓冲容量 衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。

第五节溶度积 在一定温度下，难溶强电解质的饱和溶液中，离子的“相对质量摩尔浓度”（离子的质量摩尔浓度除以标准质量摩尔浓度），以其化学计量数为幂指数的乘积为一常数，此常数称为溶度积常数，符号为K θs 。

离子积 在一定温度下，难溶强电解质溶液中，有关离子的“相对质量摩尔浓度”（质量摩尔浓度除以标准质量摩尔浓度）为任意值时，以其化学计量数为幂指数的乘积称为离子积，用符号 B B B ∏νθ)/(b b 表示。

它表示有关离子是在任意浓度下的离子积，不是常数。

溶度积规则 在任何给定溶液中，B v B B b b )/(θ∏和θs K 之间可能有三种情况，借此可以判断沉淀的生成或溶解： （1） B v B B b b )/(θ∏=θs K 系统是饱和溶液，此时沉淀和溶解处于平衡状态；（2） B v B B b b )/(θ∏<θs K 系统是未饱和溶液，不会有沉淀析出。

若系统中有沉淀存在，沉淀将溶解，直至溶液饱和；（3） B v B B b b )/(θ∏>θs K 系统为过饱和溶液，将有沉淀析出，直至溶液成为饱和溶液。

上述三条称为溶度积规则。

多相离子平衡中的同离子效应 在难溶电解质饱和溶液中加入具有相同离子的强电解质，则难溶电解质的多相离子平衡将向生成沉淀的方向移动，从而降低了难溶电解质溶解度的现象，称为同离子效应。

沉淀的转化 在含有某种沉淀的溶液中，加入适当的沉淀剂，使之及其中某一离子结合为更难溶的另一种沉淀，称为沉淀的转化。

分步沉淀 如果溶液中同时含有几种离子，当加入某种沉淀剂时，都能及该沉淀剂发生沉淀反应，可先后产生几种不同的沉淀，这种先后沉淀的现象称为分步沉淀。

分步沉淀的次序及沉淀的溶解度大小有关，溶解度小的物质先沉淀（同类型的θs K 小的先沉淀）。

沉淀分离 利用分步沉淀的原理，可以使多种离子有效分离。

而且两种同类型沉淀的溶度积相差越大，分离越完全；当然，被沉淀离子的初始浓度也有影响。

第六节配位化合物 由一个简单正离子和几个中性分子或负离子结合形成的复杂离子叫配位离子（或配离子）。

含有配离子的化合物叫配位化合物。

中心离子 配合物的组成中，一般情况下，有一个带正电荷的离子占据中心位置，叫做配离子的中心离子或配离子的形成体。

配位体 中心离子周围直接配位着一些中性分子或简单负离子，称配位体。

内界 中心离子及配位体构成了配离子或中性配位分子，在配合物结构中称为内配位层或内界。

外界 配合物中不在内界，距中心离子较远的离子称为外配位层或外界。

外界的离子及配离子以静电引力相结合。

配位原子 在配位体中及中心离子直接键合的原子。

配位数 及中心离子结合的配位原子总数叫中心离子的配位数。

配位体的分类 含有一个配位原子的配位体称为单齿配位体，含有两个以上配位原子的配位体称为多齿配体。

（ 除该种分类方式外，还可按配位原子的种类分成含氧配体、含氮配体、含硫配体、含磷配体等等 ）配合物的解离 在含有配合物的水溶液中，其内界及外界间的解离及强电解质相同。

解离出的配离子在溶液中有一小部分会再解离为它的组成离子和分子，这种解离如同弱电解质在水溶液中的情形一样，存在解离平衡，称配位平衡。

配离子的稳定常数 向配离子解离方向移动的配位平衡所对应的平衡常数称为该配离子的不稳定常数，以K Θ(不稳)表示。

K Θ(不稳)的倒数称为该配离子的稳定常数，以K Θ(稳)表示。

酸效应 由于酸的加入导致配位平衡发生移动，配离子稳定性降低的作用称为酸效应。

溶解效应 由于配位平衡的建立而导致沉淀溶解的作用称为溶解效应。

配离子的转化反应 在有配离子参及的反应中，一种配离子可以转化为更稳定的另一种配离子的反应。

2.1.3．计算公式集锦溶液浓度的表示方法(1) B 的质量分数w B = mm式中：m 为溶液（溶剂+溶质）的质量；m B 溶质B 的质量。

w B 的量纲为1。

(2) B 的体积分数φB = V V B 式中：V 为混合前各纯组分气体的体积之和；V B 为及气体混合物相同温度和压力下纯组分B 的体积，即组分B 的分体积。

φB 的量纲为1。

(3) B 的浓度c B = Vn B 式中：V 为溶液的总体积；B n 为物质B 的物质的量。

c B 的单位为mol·m -3,常用其导出单位为mol·dm -3（或mol·L -1）、mmol·dm -3(或mmol·L -1)等。

(4) 溶质B 的质量摩尔浓度b B = AB m n 式中：A m 为溶剂A 的质量而不是溶液的质量。

b B 的单位为mol·kg -1。

(5) B 的物质的量分数χB = nn B 式中：χB 的量纲为1。

若溶液是由溶剂A 和溶质B 组成的，则：χ(A) +χ(B) = 1拉乌尔定律(1) = *B p x式中：ｐ为溶液的蒸汽压下降值；p *为纯溶剂的蒸汽压；n (A)和n (B)分别为溶剂Ａ和溶质Ｂ的物质的量，χB 为溶质Ｂ的摩尔分数。

(2) 沸点升高和凝固点降低的拉乌尔定律的数学表达式为：*b b b b B T T T K b ∆=-=*f f f f B T T T K b ∆=-=式中：*b T 、*f T 分别为纯溶剂的沸点和凝固点；b T 和f T 分别为溶液的沸点和凝固点。

b K 、f K 分别为纯溶剂的沸点升高常数和凝固点降低常数，单位为K·kg·mol -1。

范特霍夫方程式 ( 非电解质稀溶液的渗透压有及理想气体状态方程式相似的关系式)即 V = n B RT或 = = 式中： 为溶液的渗透压，Pa ；Ｖ为纯溶剂的体积，m 3；R 为摩尔气体常数，R = 8.314Pa ·m 3·K -1·mol -1。

水的质子自递平衡--水的离子积常数K θW = {b (H 3O +)/b θ}·{b (OH -)/b θ}K θW 简称水的离子积。