無機(jī)化學(xué)《酸堿平衡》教案

1、無機(jī)化學(xué)酸堿平衡教案 教學(xué)要求1 掌握酸堿質(zhì)子理論。2 掌握一元弱酸、弱堿在水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡和近似計(jì)算；熟悉多元酸、多元堿、兩性物質(zhì)的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡和近似計(jì)算。3 掌握同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)的概念；了解pH 對(duì)溶質(zhì)存在狀態(tài)的影響。4 掌握緩沖溶液的作用和組成、緩沖作用機(jī)制、能熟悉地計(jì)算緩沖溶液 pH 值；掌握緩沖能力的影響因素及緩沖范圍；掌握緩沖溶液的配制原則、方法及計(jì)算；熟悉人體正常pH 值的維持和失控。 教學(xué)重點(diǎn)1 酸堿質(zhì)子理論。2 弱酸、弱堿在水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡和近似計(jì)算。3 同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)、緩沖溶液。 教學(xué)難點(diǎn)多元酸、多元堿、兩性物質(zhì)的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡和近似計(jì)算。 教學(xué)時(shí)數(shù) 6學(xué)時(shí)

2、 主要內(nèi)容1 酸堿質(zhì)子理論：酸堿的定義，共軛酸堿間的基本關(guān)系，酸堿反應(yīng)的本質(zhì)，酸堿強(qiáng)弱的相對(duì)性，酸度平衡常數(shù)和堿度平衡常數(shù)。2 一元弱酸、弱堿在水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡和近似計(jì)算；酸度、堿度、分析濃度概念；多元酸、多元堿、兩性物質(zhì)的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡和近似計(jì)算。3 同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)的概念；pH 對(duì)溶質(zhì)存在狀態(tài)的影響。4 緩沖溶液的作用和組成、緩沖作用機(jī)制、緩沖溶液pH 值的計(jì)算； 緩沖溶液的緩沖作用能力的影響因素及緩沖作用范圍；緩沖溶液的配制原則、方法及計(jì)算；人體正常pH 值的維持和失控。 教學(xué)內(nèi)容9-1 酸堿質(zhì)子理論1923 年，丹麥Brinsred 和英國 Lowry1 、酸堿質(zhì)子理論凡是能給出

3、質(zhì)子的分子或離子稱為酸，凡是能接收質(zhì)子的分子或離子稱為堿。酸 = 質(zhì)子 堿Al(H 2O)63+ =H+ + Al(H 2O)5(OH)2+酸 = 質(zhì)子 + 堿HPO42- = PO43- + H+HCl 、 HAc 、NH4+ 、H2SO3 、 Al(H2O)6+ 等都能給出質(zhì)子，都是酸；而OH- 、Ac- 、 NH3 、HSO3- 、 CO32- 等都能接受質(zhì)子，都是堿：共軛酸堿：酸堿存在著對(duì)應(yīng)的相互依存的關(guān)系；物質(zhì)的酸性或堿性要通過給出質(zhì)子或接受質(zhì)子來體現(xiàn)。 酸和堿可以是分子，也可以是陽離子或陰離子 有的酸和堿在某對(duì)共軛酸堿中是堿，但在另一對(duì)共軛酸堿對(duì)中是酸； 質(zhì)子論中不存在鹽的概念，它

4、們分別是離子酸或離子堿。2 共軛酸堿：（1 ）強(qiáng)電解質(zhì)的電離：HCl + H 2O = H3O+ + Cl-強(qiáng)酸 1 強(qiáng)堿 2 弱酸 2 弱堿 1酸性： HCl > H 3O+堿性：H2O > Cl -強(qiáng)酸和強(qiáng)堿作用生成弱酸弱堿的過程，是不可逆過程。（ 2 ） 弱酸的電離HAc + H2O = H3O+ + Ac-弱酸1 弱堿2 強(qiáng)酸2 強(qiáng)堿1NH3 + H2O = NH4+ + OH-弱酸1 弱堿2 強(qiáng)酸2 強(qiáng)堿1酸性： HAc < H3O+ 堿性：H2O < Ac -酸性：H 2 O < NH4+ 堿性： NH3 < OH-是弱酸弱堿作用生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反

5、應(yīng)，是可逆過程。（3 ）水的自偶電離H2O + H2O = H3O+ + OH弱酸 1 弱堿 2 強(qiáng)酸 2 強(qiáng)堿 1弱酸弱堿的相互作用是生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反應(yīng)是可逆過程。（4 ）鹽類的水解Ac- + H2O = HAc + OH-弱堿 1 弱酸 2 強(qiáng)酸 1 強(qiáng)堿 2也是弱酸弱堿作用生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反應(yīng)，是可逆過程。（5 ）中和反應(yīng)二個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)，強(qiáng)堿奪取強(qiáng)酸中的質(zhì)子，生成更弱的酸及堿的反應(yīng)。（6 ） 酸堿性強(qiáng)弱的比較電離平衡常數(shù)例： HAc + H2O = H3O+ + Ac-H 2 O 是常數(shù)Ka 稱為酸常數(shù)NH3 + H2O = NH4+ + OH-K b 稱為堿常數(shù)（7）

6、酸堿常數(shù)的相互關(guān)系A(chǔ)c- + H2O = OH- + HAc. K a K b = K W（ 8 ）溶劑對(duì)酸堿性的影響HCl + H2O = H3O+ + Cl-強(qiáng)酸 1 強(qiáng)堿 2 弱酸 2 弱堿 1在水中，HAc + H 2O = H3O+ + Ac弱酸 1 弱堿 2 強(qiáng)酸 2 強(qiáng)堿 1H2O 是區(qū)分溶劑在液氨中，HCl + NH 3 = NH4+ + Cl-強(qiáng)酸1 強(qiáng)堿2 弱酸2 弱堿1HAc + NH 3 = NH4+ + Ac-強(qiáng)酸1 強(qiáng)堿2 弱酸2 弱堿1液氨是拉平溶劑(9 ) 拉平效應(yīng)：在水溶劑下酸性或堿性強(qiáng)弱可以被區(qū)分，在另外的溶劑中其強(qiáng)弱變得不能區(qū)分出來的效應(yīng) 拉平效應(yīng)例如：H

7、Ac + HF = H2Ac+ + F-弱堿 1 弱酸2 強(qiáng)酸 1 強(qiáng)堿 29-2 水的離子積和pH一、水的自偶電離1 水的離子積常數(shù)K wH 2 O + H 2 O = H 3 O + + OH -H 2 O = H + + OH -298K ,純水中的H 3 O + = OH - = 1.0 10X 7 mol - dm- 3K w 水的離子積常數(shù)2 熱力學(xué)方法計(jì)算K wH 2 O(l) = H + ( aq ) + OH - ( aq )kJ m ol - 1 > 0由 K w 將隨溫度升高而增大二、酸堿指示劑HIn 表示石蕊HIn = H + + In -紅藍(lán)K r = (H+/

8、c J in-/c)/HIn/cJ當(dāng)c (HIn) > > c (In -) 時(shí)，溶液呈紅色，是酸性當(dāng)c (HIn) < < c (In -) 時(shí)，溶液呈藍(lán)色，是堿性在HIn /In- >10c HIn /In- W0.時(shí)，指示劑顏色變化指示劑變色范圍是H+ 在 0.1 10 之間。9-3 酸堿鹽溶液中的電離平衡一、強(qiáng)電解質(zhì)二、弱電解質(zhì)電解度(離解度 %) , Ka ( Kb )三、拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)9-4 水溶液化學(xué)平衡的計(jì)算一、一元弱酸、弱堿的電離平衡% % 二(已解離的分子數(shù)/原分子數(shù))M00=(已電離的濃度/初始濃度)M00電解度(離解度 %)：平衡時(shí)弱電

9、解質(zhì)的電離百分率HAc = H + Ac -初始濃度c平衡濃度c-c% .當(dāng) < 5% 時(shí)，1 - % = 1 ,K a = c 2 一稀釋定律表明隨著溶液濃度的降低，電離度增大。二、多元弱酸、弱堿的電離平衡特點(diǎn)：分步進(jìn)行1 二元弱酸的電離平衡H2S = H+ + HS-Ka1 = H+HS-/H2S = 5.7 10-8HS - = H+ S2-Ka2 = H+ S2-/HS- = 1.210-15Ka1 XKa2 = K = H+2S2-/H 2S = 6.8 10-23多元弱酸、弱堿的電離以第一步為主溶液中同時(shí)存在H2S 、 HS - 、 H+ 、S2 -(H+/c) 2 XS2-

10、/ c /(H 2S/c ) = 6.8 10 23飽和 H2s 水溶液,H2S = 0.1 mol dm 3可求出不同pH 下的S2- 。結(jié)論 :多元弱酸中, 若 K1 > > K2 > > K3 , 通常 K1 /K2 >102 , 求H+時(shí) , 可做一元弱酸處理；二元弱酸中, 酸濃度近似等于二級(jí)電離常數(shù), 與酸原始濃度關(guān)系不大；在多元弱酸溶液中, 酸根濃度極低, 在需要大量酸根離子參加的化學(xué)反應(yīng)中, 要用相應(yīng)的鹽而不是相應(yīng)的酸。2 三元酸的電離平衡0.1 mol dm-3 的磷酸溶液中的H3PO4, H 2PO4-, HPO42-, PO43-, H+3 高

11、價(jià)水合陽離子的電離Al(H 2O)63+ + H2O = Al(H 2O)5 (OH) 2+ + H3O+Ka1Al(OH)(H 2O)52+ +H2O = Al(H 2O)4 (OH) + + H3O+ Ka2Al(OH) 2(H2O)42+ +H2O = Al(H 2O)4 (OH) + +H3O+ Ka4 . 酸式鹽的電離存在酸式電離及堿式電離NaH2PO4 , H2PO4- 既是質(zhì)子酸, 又是質(zhì)子堿 .5 兩種酸相混合Ka ( Kb ) 相差很大，只考慮電離常數(shù)大的弱酸(堿)， 相差不大，同時(shí)考慮。6 弱酸弱堿鹽水溶液不予考慮?？捎肒a 和 Kb 相對(duì)大小判斷溶液酸堿性。9-5 緩沖溶

12、液一、鹽效應(yīng)HAc = H + + Ac-加入 NaCl ，平衡向解離的方向移動(dòng)，增大了弱電解質(zhì)的電離度。在弱電解質(zhì)溶液中加入強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，該弱電解質(zhì)的電離度將會(huì)增大，這種效應(yīng)稱為鹽效應(yīng)。原因： 加入后溶液的離子強(qiáng)度增大，活度減小，電離度增大。二、同離子效應(yīng)HAc= H + + Ac-加入 NaAc ，NaAc = Na+ + Ac-溶液中Ac- 大大增加，平衡向左移動(dòng)，降低了HAc 的電離度.同離子效應(yīng)：向弱電解質(zhì)中加入具有相同離子(陽離子或陰離子)的強(qiáng)電解質(zhì)后，解離平衡發(fā)生左移，降低電解質(zhì)電離度的作用稱為同離子效應(yīng)，%降低。三、緩沖溶液1. 實(shí)驗(yàn)事實(shí)：向純水 (pH=7.0) 中加入少量酸或

13、堿，pH 值會(huì)發(fā)生顯著變化向 HAc-NaAc 混合 液中加入少量酸或堿，溶液的 pH 值幾乎不變2. 緩沖溶液: 是一種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的 pH 值基本不變的溶液3. 緩沖原理：HAc= H+ + Ac -NaAc= Na+ + Ac -加入酸，如HCl ， H+ 與 Ac- 結(jié)合，生成HAc ， cAc- /cHAc 變化不大，溶液的pH 值變化不大。加入堿，如NaOH ， HAc 與 OH-與結(jié)合，生成Ac- ，cAc- /cHAc 變化不大，溶液pH 值變化也不大。結(jié)論：少量外來酸堿的加入不會(huì)影響溶液的pH 值，緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。4. 緩沖溶液H + 的計(jì)算弱酸弱酸強(qiáng)堿鹽的緩沖體系：弱堿強(qiáng)酸弱堿鹽的緩沖體系：5. 結(jié)論：緩沖溶液的pH 取決于兩個(gè)因素，即 Ka （ Kb ） 及 c 酸 /c 鹽 （ c酸 /c 鹽 ）適當(dāng)?shù)叵♂尵彌_溶液時(shí)，由于酸和鹽同等程度地減少，pH值基本保持不變。稀釋過度，當(dāng)弱酸電離度和鹽的水