第四章 解離平衡教案

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（）；、實務（）；習題課（）；討論（）；其他（）教學目標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，理解同離子效應和鹽效應對解離平衡的影響；3.了解緩沖溶液作用原理及組成和性質，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計算。教學重點與難點重點：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；溶度積相關計算教學主要內容與教學設計一、酸堿理論（一）酸堿質子論二、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）、同離子效應和鹽效應三、強電解質溶液四、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化教學方法講授法教學手段講練結合，啟發(fā)式課外學習安排課后習題參考資料《無機及分析化學》呼世斌高等教育出版社《無機及分析化學》

劉

耘

山東大學出版社學習效果評測通過練習檢測教學目標實現(xiàn)程度課外學習指導安排了解等離子體及應用（續(xù)）教學基本內容及進程備注導入：人們對酸堿的認識經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，但也有一些反應不是在水溶液中進行的，卻表現(xiàn)出酸堿中和的性質。為此又提出了新的酸堿理論。如：酸堿質子理論，酸堿電子理論一、酸堿理論（一）酸堿質子論1.定義：凡是能給出質子(H+)的物質為酸；凡是能接受質子的物質為堿。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）酸給出質子后剩下的部分為堿，堿接受質子后就變成酸。一種酸與它給出一個質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，同一物質在不同的條件下可能具有不同的酸堿性------兩性物質。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：c－[H+]≈c（最簡式）當c:Kaθ>380時，可用最簡式來計算一元弱酸[H+]；當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大于第一級解離。第一步解離產生的H+遠大于第二級解離，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、弱堿復雜。處理時應注意以下幾點：（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。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）、同離子效應和鹽效應1、在弱電解質的溶液中，加入含有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度降低的效應稱為同離子效應。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:在弱電解質的溶液中，加入不含相同離子的強電解質，由于離子間相互作用增強，使弱電介質的解離度略有增高。三、強電解質溶液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，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，說明該難溶電解質的溶解能力越大。例4-12(p.89):由熱力學函數(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.沉淀的產生加入沉淀劑Qi>Kspq產生沉淀2.沉淀的溶