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2013年9月18//20/25日課題名稱第四章氣體和溶液課次第(1-3)次課課時6課型理論(√);實驗();實習(xí)();、實務(wù)();習(xí)題課();討論();其他()教學(xué)目標(biāo)1.了解近代酸堿理論;掌握一元弱酸弱堿的解離平衡和多元弱酸弱堿分級解離平衡;2.了解活度、活度系數(shù)、離子強度等概念,理解同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)對解離平衡的影響;3.了解緩沖溶液作用原理及組成和性質(zhì),掌握緩沖溶液pH計算,并能夠配置一定pH的緩沖液;4.理解難溶電解質(zhì)沉淀解離平衡的特點,會運用溶度積規(guī)則判斷平衡的移動及有關(guān)計算。教學(xué)重點與難點重點:一元及多元弱酸弱堿解離平衡、緩沖溶液pH計算及配置;溶度積;難點:一元及多元弱酸弱堿解離平衡、緩沖溶液pH計算;溶度積相關(guān)計算教學(xué)主要內(nèi)容與教學(xué)設(shè)計一、酸堿理論(一)酸堿質(zhì)子論二、弱酸、弱堿的解離平衡(一)、一元弱酸、弱堿的解離平衡1、一元弱酸[H+]計算2、解離度a(二)、多元弱酸、弱堿的解離平衡(三)、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)三、強電解質(zhì)溶液四、緩沖溶液(一)、緩沖作用原理和計算公式(二)、緩沖容量和緩沖范圍五、沉淀溶解平衡(一)、溶度積和溶度積規(guī)則(二)、沉淀的生成和溶解(三)、分步沉淀和沉淀的轉(zhuǎn)化教學(xué)方法講授法教學(xué)手段講練結(jié)合,啟發(fā)式課外學(xué)習(xí)安排課后習(xí)題參考資料《無機及分析化學(xué)》呼世斌高等教育出版社《無機及分析化學(xué)》
劉
耘
山東大學(xué)出版社學(xué)習(xí)效果評測通過練習(xí)檢測教學(xué)目標(biāo)實現(xiàn)程度課外學(xué)習(xí)指導(dǎo)安排了解等離子體及應(yīng)用(續(xù))教學(xué)基本內(nèi)容及進程備注導(dǎo)入:人們對酸堿的認(rèn)識經(jīng)歷了一個由淺入深的過程,提出了各種酸堿理論。如酸堿電離理論(阿累尼烏斯酸堿理論):凡是在水溶液中解離出的正離子全部是H+的化合物為酸;解離出的負(fù)離子全部是OH-的化合物為堿。酸堿電離理論把酸堿限制在水溶液中,但也有一些反應(yīng)不是在水溶液中進行的,卻表現(xiàn)出酸堿中和的性質(zhì)。為此又提出了新的酸堿理論。如:酸堿質(zhì)子理論,酸堿電子理論一、酸堿理論(一)酸堿質(zhì)子論1.定義:凡是能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)為酸;凡是能接受質(zhì)子的物質(zhì)為堿。HAc-----H++Ac-NH4+-----H++NH3HCO3------H++CO32-酸堿1)酸堿可以是分子,也可以是離子。2)酸給出質(zhì)子后剩下的部分為堿,堿接受質(zhì)子后就變成酸。一種酸與它給出一個質(zhì)子后所形成的堿為共軛酸堿對3)酸越強,其共軛堿越弱。4)酸堿是相對的,同一物質(zhì)在不同的條件下可能具有不同的酸堿性------兩性物質(zhì)。如:HCO3-HCO3-------H++CO3-為酸H++HCO3-------H2CO3為堿2.酸堿強度通常用解離常數(shù)來表征酸堿強度。HAc+H2O——H3O++Ac-a(H2O)=1,對理想溶液或稀溶液a=c/cθAc-+H2O——HAc+OH-2H2O——H3O++OH-Kwθ=[H3O+][OH-]=1.0′10-14共軛酸堿對的Kaq、Kbq都存在以下定量關(guān)系:Kaq·Kbq=[H3O+][OH-]=Kw例4-1(p.73):已知弱酸HClO的Kaq=2.95×10-8,弱堿NH3的Kbq=1.77×10-5,求弱堿ClO-的Kbq和弱酸NH4+的Kaq。二、弱酸、弱堿的解離平衡(一)、一元弱酸、弱堿的解離平衡1、一元弱酸[H+]計算例:對某一元弱酸HB———H++B-起始濃度c00平衡濃度c-[H+][H+][H+]將平衡時的濃度代入平衡常數(shù)表達式得:(近似式)上式稱計算一元弱酸[H+]的近似式當(dāng):c-[H+]≈c(最簡式)當(dāng)c:Kaθ>380時,可用最簡式來計算一元弱酸[H+];當(dāng)c:Kaθ<380時,可用近似式來計算一元弱酸[H+]。2、解離度a弱酸或弱堿的解離程度常用解離度a表示,a為已解離的濃度與總濃度之比溶液的濃度越稀,解離度越大,這個關(guān)系式稱為稀釋定律。例4-2(p.78):求0.010mol·L-1HF溶液的[H+]和a例4-3(p.78):計算0.10mol·L-1NaAc溶液的pH(二)、多元弱酸、弱堿的解離平衡1、多元酸定義:含有一個以上可離解的氫離子的酸叫多元酸。多元酸的解離是分步進行的。(分級解離)H2S——H++HS-HS-——H++S2-可見:Ka1θ>>Ka2θ,對任何多元酸都存在這樣的規(guī)律。因為第二級解離所受的靜電引力遠(yuǎn)大于第一級解離。第一步解離產(chǎn)生的H+遠(yuǎn)大于第二級解離,在計算溶液中H+濃度時只需考慮其第一級解離。計算酸根離子[B2-]應(yīng)考慮二級解離或直接運用公式Ka1θ.Ka2θ例4-4(p.79):常溫、常壓下CO2飽和水溶液的濃度為0.040mol·L-1,計算溶液中[H+],[HCO3-]和[CO32-]。多元弱酸、弱堿溶液的解離平衡比一元弱酸、弱堿復(fù)雜。處理時應(yīng)注意以下幾點:(1)多元弱酸Ka1θ>>Ka2θ,計算溶液[H+]時,可作一元弱酸處理,其酸的強度由Ka1θ衡量。(2)多元酸堿溶液中,同時存在幾級平衡。Ka1θ、Ka2θ表達式中的[H+]是溶液中H+的總濃度,不能理解為分別是第一步、第二步解離出的H+。(3)單一的二元酸溶液中,[B2-]=Ka2θ,[B2-]與二元酸濃度基本無關(guān)。但是如果溶液中含有其它酸堿,則[B2-]≠Ka2θ(4)離子形式的弱酸、弱堿,其Kaθ、Kbθ值不能直接查到,可通過其共軛酸堿的Kaθ、Kbθ算得。(三)、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1、在弱電解質(zhì)的溶液中,加入含有相同離子的強電解質(zhì),使弱電解質(zhì)的解離度降低的效應(yīng)稱為同離子效應(yīng)。例4-8(p.81):試比較下面兩溶液的[H+]和HAc的α:(1)0.10mol×L-1HAc溶液;(2)1.0L0.10mol×L-1HAc溶液中加入0.10mol固體NaAc。2、鹽效應(yīng):在弱電解質(zhì)的溶液中,加入不含相同離子的強電解質(zhì),由于離子間相互作用增強,使弱電介質(zhì)的解離度略有增高。三、強電解質(zhì)溶液1、離子氛概念每一個離子周圍分布較多個帶有相反電荷的離子,形成“離子氛”。2、活度和活度系數(shù)α=γ×(b/bθ)(0<g<1)3、離子強度I=1/2∑bi·Zi2四、緩沖溶液1、緩沖溶液的定義:能抵抗外來少量強酸強堿或加水稀釋的影響,而保持自身的pH值基本不變的溶液2、緩沖溶液的組成:較大濃度的弱酸及其共軛堿、弱堿及其共軛酸或某些兩性物質(zhì)及強酸強堿溶液。HAc-Ac-、NH4+-NH3、H2PO42--HPO42-(一)、緩沖作用原理和計算公式1、緩沖作用原理弱酸共軛堿HB——————H++B-大量少量大量2.計算公式:HB——————H++B-起始濃度c(酸)0c(堿)平衡濃度c(酸)-[H+][H+]c(堿)+[H+]由于HB的解離度很小,加上B-的同離子效應(yīng),使其解離度更小,[H+]﹤﹤c,故:c(酸)-[H+]?c(酸);c(堿)+[H+]?c(堿)例4-10(p.85):一緩沖溶液由0.10mol·L-1NaH2PO4和0.10mol·L-1Na2HPO4組成,試計算:(1)該緩沖溶液的pH;(2)在1.0L該緩沖溶液中分別加入10mL1.0mol·L-1HCl和10mL1.0mol·L-1NaOH后溶液的pH.(二)、緩沖容量和緩沖范圍1、緩沖容量bβ愈大,緩沖容量愈大2、緩沖范圍2、緩沖溶液的配制選擇:pKa≈pH的弱酸及其共軛堿(鹽),或pKb≈pOH的弱堿及其共軛酸(鹽)例:需配制pH約等于5的緩沖溶液,可選擇HAc-NaAc,∵pKa,HAc=4.75需配制pH約等于7的緩沖溶液,可選擇NaH2PO4_NaHPO4,∵pKa2,H3PO4=7.21五、沉淀溶解平衡(一)、溶度積和溶度積規(guī)則1、溶度積AgCl(s)———Ag+(aq)+Cl-(aq)其平衡常數(shù)表達式為:Kq=a(Ag+)a(Cl-)AgCl溶液中,離子濃度很小,則Kq=[Ag+][Cl-]=Kspq(AgCl)Kspq:難溶電解質(zhì)的平衡常數(shù)稱為溶度積常數(shù)。顯然Kspq越大,說明該難溶電解質(zhì)的溶解能力越大。例4-12(p.89):由熱力學(xué)函數(shù)計算298K時AgCl的Kspq2.溶度積和溶解度的相互換算Ksp=c(Am+)nc(Bn-)m=(nS)n(mS)m例4-13(p.89):在25℃時,Ag2CrO4的溶解度s為2.1′10-3g/(100gH2O),求該溫度下Ag2CrO4的Kspq3.溶度積規(guī)則Q<Kspq:不飽和溶液,若有沉淀,則沉淀溶解。Q=Kspq:飽和溶液,處于平衡狀態(tài)。Q>Kspq:過飽和溶液,有沉淀生成。(二)、沉淀的生成和溶解1.沉淀的產(chǎn)生加入沉淀劑Qi>Kspq產(chǎn)生沉淀2.沉淀的溶
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