第三章电解质溶液 (讲义59—73;141—155)

1、第三章 电解质溶液 （讲义5973；141155）教学要求 1.熟练掌握平衡常数的概念及有关计算；2.掌握化学平衡移动的原理。3熟练掌握一些基本概念，Ki、pH、同离子效应、盐效应和缓冲溶液等。4掌握一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算方法。5掌握缓冲溶液的组成、pH值的计算、缓冲原理。6掌握盐类水解的原理及水解平衡的移动。教学重点 1.Ki、pH、 、同离子效应、缓冲溶液的概念；2一元弱酸pH值的计算；3缓冲溶液的组成、原理和配制。教学难点 缓冲原理学时分配 第一节 化学平衡及其移动 2节时第二节 弱电解质的电离平衡 2节时第三节 缓冲溶液 2节时第五节 盐类的水解 2节时教学方法 讲授为主，加强

2、学生的练习使用教具 多媒体课件作 业 71页 10、11、12； 174页 4、5、6、8、9执行情况记录第一节 化学平衡及其移动（本节的一些基本概念在高中学习过，可以采用提问、启发的形式与讲授相结合）引出什么是可逆反应？可逆反应有什么特点？（可以向正、逆两个方向进行；存在平衡状态）一、化学反应的可逆性和化学平衡：1可逆反应的定义：在同一条件下，一个反应即可按反应方程式从左向右（正反应）进行；又可以从右向左进行的反应叫可逆反应。如： CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g); 3H2(g)+N2(g) 2NH3(g) 如：2KClO3 2KCl+3O2可认为是不可逆反应。2 化学平衡

3、状态：在一定条件下，当正逆反应速度相等，即各反应物和生成物的浓度不再随时间而变化时，反应体系所处的状态称为化学平衡。即：定、逆、等、同、动说明（1）化学平衡是一个动态平衡。（1） 化学平衡是有条件的、相对的、暂时的动态平衡。（2） 化学平衡可以从正、逆两个方向建立。（3） 化学平衡时各反应物和各生成物的浓度不变。二、平衡常数及其意义：v正1平衡常数对于基元反应： aA+bB dD+eE由质量作用定律：v正=k正CAaCBb v逆=k逆CDdCEe 平衡时 v正= v逆 k正AaBb=k逆DdEe =Kc定义：对任一可逆反应，不管反应始态如何，在一定温度下达平衡时，各反应物浓度系数次方的乘积与反

4、应物浓度系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为表达式 ： aA +bB dD + eEKc= Kc=为浓度平衡常数2书写平衡常数时注意事项：（1） 浓度为平衡浓度，用“ 表示；（2） 纯固体、液体或水参加反应，其浓度不写在表达式中；（3） Kc只与温度及反应式的书写形式有关，不随浓度、压力而变化。（4） 几个反应相加时，总反应的平衡常数等于各相应反应的平衡常数之和如：2NO+O22NO2 K1=NO22/NO2O2 2NO2 2N2O4 K2= N2O4/ NO222NO2 N2O4 K3= K1 K23.平衡常数的意义：(1)K是一定温度下反应的特征常数 。只与温度有关，与反应物的浓度无关；

5、(2)平衡状态是表示反应进行的最大限度；(3)平衡常数指明了在一定温度下可逆反应建立平衡的条件，利用平衡常数可以判断反应进行的方向.aA+bB dD+eE Qc=（Qc为浓度商）Kc(即用浓度表示的平衡常)与Qc（=）的相对大小可以判断反应的方向。当Qc=Kc时， 平衡。当Qc>Kc时， v正> v逆 正向移动。当Qc<Kc时， v正< v逆 逆向移动。三、化学平衡的移动化学平衡是在一定条件下的动态平衡，当条件改变时原来的平衡被打破将在新的条件下建立新的平衡，这种从一种平衡状态向另一种平衡状态转变的过程叫化学平衡的移动。1浓度对化学平衡的影响增大反应物浓度（v正）或减小

6、生成物浓度（v逆）平衡正向移动；减小反应物浓度（v正）或增大生成物浓度（v逆）平衡逆向移动。例：2压力对化学平衡的影响对于有气态物质参加或生成的可逆反应并且反应方程式两边气体分子总数不等的反应，增大压力平衡向分子总数减小的方向移动。3温度对化学平衡的影响化学反应总是伴随着热量的变化，若正反应是放热反应则逆反应必是吸热反应。当可逆反应在某一温度下达平衡后，继续升高温度时，吸热反应速度增加的快；放热反应速度增加的慢，总结果是平衡向吸热的方向移动。反之，平衡向放热的方向移动。吕查德原理：如果改变平衡体系的条件之一（T、P、C）平衡将向减弱这个改变的方向移动。又叫平衡移动的原理。第二节 弱电解质的电离

7、平衡（本节的部分内容与高中所学相同，可以提问的形式概括，把重点放在有关公式的推导和应用上。）提问 1.电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的概念；2.强（弱）电解质包括的化合物的种类；3.分别写出盐酸、醋酸的电离方程式。说明 从电离方程式中可区分强、弱电解质。如：HCl = H+ + Cl- ，HAc H+ + Ac-等号：完全电离，不可逆；可逆号：部分电离，可逆。从而引出弱电解存在电离平衡状态。一、水的电离和溶液的酸碱性（一）水的电离用精密的电导仪测量发现纯水具有极微弱的导电能力，是一种很弱的电解质，H2O H + OH-实验测得25时, H= OH-=10mol·LH2O H +

8、 OH-起始浓度：1000g/（1L×18g/mol） 0 0平衡浓度： 55.56-10-7 10-7 10-7K平 = Kw= K平×55.56=10-14 Kw=H+OH- Kw称为水的离子积 TKw水的离子积（Kw）的意义：Kw表示在一定温度下任何水溶液中，无论H+、OH-的浓度如何变化，两者的乘机都等于Kw ，即水的离子积常数。Kw=H+OH- =10-14 （二）、溶液的酸碱性和PH1.用H+离子浓度衡量溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于C(H)和C(OH-)的相对大小中性溶液：C(H)=10-7mol·L-1=C(OH-) PH=7酸性溶液：C(H)&g

9、t;10-7mol·L-1>C(OH-) PH<7减性溶液：C(H)<10-7mol·L-1<C(OH-) PH>72用PH衡量溶液的酸碱性电离度当C(H)或C(OH-)较小时（小于1mol·L-1）用-lg电离度电离度H表示溶液的酸碱性更方便。PH=-lgH POH=-lgOH- HOH-=10-14 PH + POH =14H=110-14mol·L PH=014PHH酸性越弱，减性越强。3.溶液酸碱性的测定方法：(1)、酸碱指示剂（测酸碱性）(2)、PH试纸（PH不要求太准确）(3)、PH计（酸度计）（准确测量）PH:

10、血液：70357.45；胃：0.91.5；唾液：6.356.85二、一元弱酸和弱减的电离平衡1.电离度：(1)概念：电离度是已电离的分子数占弱电解质分子总数的百分数。 = ×100%（2）影响电离度的因素a.弱电解质的本性：在T、 C相同时，越小电解质越弱举例：在250.1mol.L-1的溶液HF HAc HCN NH3.H2O.2.0% 1.33% 0.01% 1.33%的大小与溶液的浓度、温度有关。同一弱电解质浓度越大，越小。例在25OC HAc =1.33%HAc=4.2%当弱电解质的电离达到平衡时，在已电离离子与未电离分子间建立起的动态平衡，称为电离平衡。此时的平衡常数称为电

11、离平衡常数，简称电离常数。2. 电离常数（1）定义：弱电解质在水溶液中仅发生部分电离，未电离的分子和由电离产生的离子之间存在着动态平衡，该平衡常数叫电离常数。用Ki表示。弱酸用Ka表示，弱减用Kb表示HAc H + Ac- NH3·H2O NH+ OH-Ka = Kb= 解释 上式中，表示的是：弱电解质的电离达到平衡时，电离出的离子的浓度乘积与未电离分子浓度的比值。（2）Ki的意义：a. Ki属于化学平衡常数，只与温度有关，与浓度无关。在一定温度下是一个定值（举例说明）b.Ka(Kb)是弱电解质的特征常数。它反映了若电解质电离能力的强弱，可比较同类型弱电解质的相对强弱，Ka(Kb越大

12、，若电解质越强，Ka(Kb)随温度改变但改变不大，因此，常温范围内可忽略温度的影响。如：HAc:Ka=1.76×10-5 HF:Ka=7.2×10-4 故：酸性为HF>HAccKa (Kb)的数值可查有关资料。（附录）引入Ki、均能表示弱电解质的强弱，二者之间有无关系？3. Ki与的关系稀释定律推导 AB为弱电解质，浓度为c，电离度为，电离常数为Ki： AB A+ + B-初始浓度（mol·L-1） c 0 0平衡浓度（mol·L-1） c-c c cKi=（Ki很小，也很小，11），故Ki=c2或=意义：（1）同一弱电解质1/ C （2）相同浓度

13、的不同弱电解质 提问 1.水的电离方程式？水的电离常数？（Kw=H+OH-=10-14）2.溶液的酸碱性判断的标准？（H+与OH-的相对大小，H+与10-7的相对大小，pH与7的相对大小）3.溶液酸碱性的测定方法？（pH试纸，pH计，酸碱指示剂）4.pH值的计算方法？三、一元弱酸（弱碱）的电离平衡：这部分实际上就是解决如何计算一元弱酸（碱）溶液中H+的浓度。对于强电解质（如HCl），完全电离，所以H+浓度等于强酸的浓度；而弱电解质（如HAc）只能部分电离，不能由酸的浓度直接等于H+的浓度。以HAc为例进行下面的推导。推导HAc的初始浓度为c，电离常数为Ka，H+=xHAc H+ + Ac-初始

14、浓度（mol·L-1） c 0 0平衡浓度（mol·L-1） c-x x xKa=解此一元二次方程可得到H+浓度的精确计算公式：x=H+=以HAc为例，说明x与c相比可以忽略。推而广之，当（1）酸的Ka不很大；（2）酸的浓度不太小，即500时，c-xc，从而得到一元弱酸H+浓度的近似计算公式：x=H+=注意 1.计算酸性溶液中H+浓度时，首先判断是强酸还是弱酸；2.若是弱酸，判断值，以确定所需公式；3.近似公式必须熟练掌握；4.依此可相应得到一元弱碱中OH-浓度的精确、近似公式以及近似公式成立的条件（500），即OH-=上述公式推导过程中，忽略了水的电离。若酸（碱）极弱，或

15、浓度极小时，必须考虑水的电离。如10-9mol·L-1的盐酸溶液的有关计算。例题1计算0.1mol·L-1的HAc，NH3·H2O的pH值。（Ka =1.76×10-5 ） 四、多元弱酸的电离平衡：（以H2CO3为例）1多元弱酸分步电离。多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，平衡时每一步都有一个相应的电离平衡常数。现以H2S为例：H2S H+HS- Ka1=5.7×10-8 一级电离常数 HS- H+S2- Ka2=1.0×10-12 二级电离常数Ka1>>Ka2说明二级电离比一级电离困难得多。解释：（1）S2-对H的吸引

16、力远大于HS-对H的吸引力， （2）一级电离出的H对二级电离有抑制作用（同离子效应）。同一溶液中同一离子的浓度只有一个值。H=H1+H2 Ka1>>Ka2 H1>>H2 HH1HS=HS1-HS2 HS1>>HS2 HSH1H2溶液H+主要由第一步电离提供，即H+=所以比较多元弱酸的酸性时，只比较一级电离的氢离子H13.凡是二元弱酸，其酸根浓度均等于第二步电离的电离常数。由第二步电离可知：Ka2=若假定第二步HCO3-电离时产生的H+为x，那么： Ka2=而x<<H+=HCO3-，所以x=CO32-=Ka2例题2 计算298.15K时0.10mo

17、l.L-1H2S溶液中H+1、OH-、S-、S2-等离子的浓度。说明 多元弱酸的电离平衡只需掌握上述三个特点。通过上例计算归纳出以下结论：（1）当多元酸的a1,Ka2，且c/Ka1500,溶液中的按一级电离计算。即： C(H)=（2）二元弱酸的酸根离子的浓度近似等于Ka2，与酸的起始浓度无关。若需要较高浓度的二元或多元酸根离子时，只能有其对应盐溶液提供，不能由多元弱酸来提供（3）三元弱酸根离子浓度不等于Ka3，必须根据相应的电离平衡常数来计算三、同离子效应与盐效应引出 弱电解质的电离平衡是一动态平衡，若条件改变，平衡被破坏，电离反应将发生移动。如HAc中加入NaAc，对HAc的电离度如何影响？

18、举一例题说明。例往1L0.1mol·L-1HAc中加入0.1mol固体NaAc。比较加NaAc前后HAc的电离度及H+浓度的变化。（Ka=1.76×10-5）解；加NaAc前 H+=1.33×10-3（mol·L-1） =×100%=×100%=1.33% 加NaAc后，设H+=xHAc H+ + Ac-初始浓度（mol·L-1） 0.1 0.1平衡浓度（mol·L-1）0.1-x x 0.1+x（1.33×10-3比0.1小得多，加入NaAc之后，H+的浓度比1.33×10-3更小。因而，0.

19、1-x0.1，0.1+x0.1）所以， Ka = = = x = 1.76×10-5（mol·L-1） = ×100% = ×100% = 0.0176%由上述计算结果可以定量比较出加NaAc之后，HAc的电离度下降了近100倍，其下降得原因是因为，加入了与HAc有相同离子Ac-的强电解质NaAc，使HAc的电离平衡被破坏，向结合分子的方向移动，故而HAc的电离度下降。这种现象就是同离子效应。1同离子效应：往弱电解质中加入具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度下降的现象。解释 以HAc的电离为例。电离度下降的原因是因为加入了NaAc，使平衡发生了移动

20、。如果加入NaCl，这种不含相同离子的强电解质，对弱电解质HAc的电离度有没有影响？如何影响？2.盐效应：在弱电解质的溶液中加入与若电解质 含有不同离子的强电解质，使弱电解质电离度咯有增大的现象称为同盐效应。解释：因为离子总浓度增大离子间的相互吸引和牵制作用增强，离子相互结合成分子的机会减少。故。实际上，同离子效应发生的同时也有盐效应的存在，但盐效应的影响很微弱。引出 同离子效应的存在，使HAc的下降。若往这样的一种溶液中加入H+或OH-，原溶液pH值变化不大。这样的溶液成为缓冲溶液。第三节 与缓冲溶液一、缓冲溶液的组成及缓冲原理1、缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸强碱或释稀而保持PH值不发生明显

21、变化的溶液。 该溶液一般由两种组分构成：一种为抗酸成分,一种为抗碱成分。两种组分合成体系又叫缓冲对。2、缓冲溶液的组成 ：可分四类（1）弱酸及其盐，如：HAcNaAc （2）弱碱及其盐，如：NH3H2ONH4Cl（3）多元弱酸的酸式盐及其次及盐。如：NaHCO3Na2CO3 ;NaH2PO4Na2HPO4（4）单纯的两性物质也有缓冲作用，如：HCO3- 、甘氨酸 H2NCH2COOH上述四类物质均可组成缓冲溶液，而单纯的弱酸、弱碱的缓冲能力很差，水不具有缓冲能力。这是为什么？3.缓冲原理：以HAcNaAc为例说明缓冲溶液的缓冲原理。加酸、加碱、稀释HAc H+ + Ac- HAc：大量存在（抗

22、碱成分）NaAc Na+ + Ac- Ac-：大量存在（抗酸成分）H2O H+ + OH-4.缓冲体系的存在：（血液：多品种缓冲液） 人体血液二、缓冲溶液酸碱度的计算：（以HAcNaAc体系为例）推导 HAc H+ + Ac-c酸 c盐c酸-x x c盐+x Ka=xX=H+=Ka1弱酸及其盐： pH=pKalg（要求记）同理：弱碱及其盐 OH-= Kb，pOH=pKblgPH = PKw-PKb+Lg可见：缓冲溶液的PH值首先取决于Ka或Kb同时也与Ca/Cs或Cb/Cs有关。 缓冲溶液稀释时两组分浓度以相同倍数减小，所以PH值变化很小。 注意 1.弱酸及其盐、弱碱及其盐溶液的pH值应选用不

23、同的公式；2缓冲溶液的pH值首先决定于Ka（或Kb）；3缓冲溶液的pH值还与（或）有关；pH=pKalg=pKalg =pKalg同理，pOH=pKblg=pKalg =pKalg例题3 将0.10mol.LHAc溶液.和.mol.LNaAc等体积混合后，溶液的pH值为多少？（Ka.×-例题4 将50mL 0.1mol·L-1HCl加到200mL 0.1mol·L-1NH3·H2O中，求pH值。（pKa=4.75）（提示：HCl与NH3·H2O接触后反应，NH3·H2O过量，过量的NH3·H2O与生成的NH4Cl组成缓冲溶液

24、）缓冲溶液具有缓冲能力，这种能力是不是无限的？如何衡量其缓冲能力？2.缓冲容量：（1） 定义：1升缓冲溶液的pH值改变一个单位时所需加入的酸（或碱）的物质的量。（2） 影响缓冲容量因素：a。酸、盐总浓度越大，缓冲容量越大；b酸、盐总浓度一定时，（）=1，缓冲容量最大。（3） 缓冲范围：pKa±1 ， pKb±1引出 工作中，或实验室，需配制一定pH值的缓冲溶液，如何配制？三、缓冲溶液的配制：1. 根据pH值确定所选缓冲对；2. 根据pH=pKalg计算所需酸、盐用量；3. 选择合适方法进行配制。说明 1。配制缓冲溶液的缓冲对的缓冲范围与所需缓冲溶液的pH值应接近。如若需pH

25、=4，可选用HAcNaAc缓冲对（3.755.75）2如果酸、盐是溶液，可用吸量管、量筒配制；如果有固体，根据计算的质量，称取、溶解进行配制；3此内容将在实验中安排。例题5 1.欲配制100mlpH=4.5的缓冲溶液，需用0.50mol.LHAc和0.50mol.LNaA各多少毫升？ VHAc =64mlVNaAc=36ml例题6欲配制1L lpH=5.00，所含HAc浓度为0.20 mol·L-1的缓冲溶液，问（1）需浓度均为若用1.00mol·L-1的HAc和NaAc溶液各多少毫升？（2）若用NaAc。3H2O固体配制需多少克？四、生物体内的缓冲体系1、人体血液PH=7

26、.4±0.05，PH改变超过0.4个单位会有生命危险。人体血液的PH值恒定：主要依靠各种排泄器官将过多的酸 碱物质排出体外；其次血液中的各种缓冲机构也起着非常重要的作用。如：H2CO3HCO3 H2PO4HPO42 蛋白质和蛋白盐等。2、土壤中含有H2CO3NaHCO3和NaH2PO4Na2HPO4及有机酸及其盐类构成的复杂缓冲体系，所以能使土壤维持一定的PH值，从而保证了植物的正常生长。第四节 盐类的水解（本节的基本内容在高中大部分学过，可以提问的形式和学生一起回忆）提问 1.什么是盐类的水解？答：盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱的过程。2.盐类水解的原理？3.影响盐类水解的因素有哪些？一、盐类水解和溶液的酸碱度：（一）弱酸强碱盐的水解（以NaAc为例）Ac-+H2O HAc+OH K= 温度一定 Kw一定 Kh1/Ka即酸越弱水解常数越大。从水解平衡式可见：（1）OH=HAc（2）水解消耗掉的 Ac与盐溶液中的Ac相比极小,所以 K h= OH=水解度：h=（二）、强酸弱碱盐的水解（以为NH4Cl例）NH4+ H2ONH3·H2O