无机化学《酸碱平衡》教案

1、无机化学酸碱平衡教案 教学要求1 掌握酸碱质子理论。2 掌握一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；熟悉多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。3 掌握同离子效应和盐效应的概念；了解pH 对溶质存在状态的影响。4 掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、能熟悉地计算缓冲溶液 pH 值；掌握缓冲能力的影响因素及缓冲范围；掌握缓冲溶液的配制原则、方法及计算；熟悉人体正常pH 值的维持和失控。 教学重点1 酸碱质子理论。2 弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算。3 同离子效应、盐效应、缓冲溶液。 教学难点多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。 教学时数 6学时

2、 主要内容1 酸碱质子理论：酸碱的定义，共轭酸碱间的基本关系，酸碱反应的本质，酸碱强弱的相对性，酸度平衡常数和碱度平衡常数。2 一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；酸度、碱度、分析浓度概念；多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。3 同离子效应和盐效应的概念；pH 对溶质存在状态的影响。4 缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、缓冲溶液pH 值的计算； 缓冲溶液的缓冲作用能力的影响因素及缓冲作用范围；缓冲溶液的配制原则、方法及计算；人体正常pH 值的维持和失控。 教学内容9-1 酸碱质子理论1923 年，丹麦Brinsred 和英国 Lowry1 、酸碱质子理论凡是能给出

3、质子的分子或离子称为酸，凡是能接收质子的分子或离子称为碱。酸 = 质子 碱Al(H 2O)63+ =H+ + Al(H 2O)5(OH)2+酸 = 质子 + 碱HPO42- = PO43- + H+HCl 、 HAc 、NH4+ 、H2SO3 、 Al(H2O)6+ 等都能给出质子，都是酸；而OH- 、Ac- 、 NH3 、HSO3- 、 CO32- 等都能接受质子，都是碱：共轭酸碱：酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现。 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸； 质子论中不存在盐的概念，它

4、们分别是离子酸或离子碱。2 共轭酸碱：（1 ）强电解质的电离：HCl + H 2O = H3O+ + Cl-强酸 1 强碱 2 弱酸 2 弱碱 1酸性： HCl > H 3O+碱性：H2O > Cl -强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。（ 2 ） 弱酸的电离HAc + H2O = H3O+ + Ac-弱酸1 弱碱2 强酸2 强碱1NH3 + H2O = NH4+ + OH-弱酸1 弱碱2 强酸2 强碱1酸性： HAc < H3O+ 碱性：H2O < Ac -酸性：H 2 O < NH4+ 碱性： NH3 < OH-是弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反

5、应，是可逆过程。（3 ）水的自偶电离H2O + H2O = H3O+ + OH弱酸 1 弱碱 2 强酸 2 强碱 1弱酸弱碱的相互作用是生成强酸强碱的反应是可逆过程。（4 ）盐类的水解Ac- + H2O = HAc + OH-弱碱 1 弱酸 2 强酸 1 强碱 2也是弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。（5 ）中和反应二个共轭酸碱对之间的质子传递反应，强碱夺取强酸中的质子，生成更弱的酸及碱的反应。（6 ） 酸碱性强弱的比较电离平衡常数例： HAc + H2O = H3O+ + Ac-H 2 O 是常数Ka 称为酸常数NH3 + H2O = NH4+ + OH-K b 称为碱常数（7）

6、酸碱常数的相互关系Ac- + H2O = OH- + HAc. K a K b = K W（ 8 ）溶剂对酸碱性的影响HCl + H2O = H3O+ + Cl-强酸 1 强碱 2 弱酸 2 弱碱 1在水中，HAc + H 2O = H3O+ + Ac弱酸 1 弱碱 2 强酸 2 强碱 1H2O 是区分溶剂在液氨中，HCl + NH 3 = NH4+ + Cl-强酸1 强碱2 弱酸2 弱碱1HAc + NH 3 = NH4+ + Ac-强酸1 强碱2 弱酸2 弱碱1液氨是拉平溶剂(9 ) 拉平效应：在水溶剂下酸性或碱性强弱可以被区分，在另外的溶剂中其强弱变得不能区分出来的效应 拉平效应例如：H

7、Ac + HF = H2Ac+ + F-弱碱 1 弱酸2 强酸 1 强碱 29-2 水的离子积和pH一、水的自偶电离1 水的离子积常数K wH 2 O + H 2 O = H 3 O + + OH -H 2 O = H + + OH -298K ,纯水中的H 3 O + = OH - = 1.0 10X 7 mol - dm- 3K w 水的离子积常数2 热力学方法计算K wH 2 O(l) = H + ( aq ) + OH - ( aq )kJ m ol - 1 > 0由 K w 将随温度升高而增大二、酸碱指示剂HIn 表示石蕊HIn = H + + In -红蓝K r = (H+/

8、c J in-/c)/HIn/cJ当c (HIn) > > c (In -) 时，溶液呈红色，是酸性当c (HIn) < < c (In -) 时，溶液呈蓝色，是碱性在HIn /In- >10c HIn /In- W0.时，指示剂颜色变化指示剂变色范围是H+ 在 0.1 10 之间。9-3 酸碱盐溶液中的电离平衡一、强电解质二、弱电解质电解度(离解度 %) , Ka ( Kb )三、拉平效应和区分效应9-4 水溶液化学平衡的计算一、一元弱酸、弱碱的电离平衡% % 二(已解离的分子数/原分子数)M00=(已电离的浓度/初始浓度)M00电解度(离解度 %)：平衡时弱电

9、解质的电离百分率HAc = H + Ac -初始浓度c平衡浓度c-c% .当 < 5% 时，1 - % = 1 ,K a = c 2 一稀释定律表明随着溶液浓度的降低，电离度增大。二、多元弱酸、弱碱的电离平衡特点：分步进行1 二元弱酸的电离平衡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、弱碱的电离以第一步为主溶液中同时存在H2S 、 HS - 、 H+ 、S2 -(H+/c) 2 XS2-

10、/ c /(H 2S/c ) = 6.8 10 23饱和 H2s 水溶液,H2S = 0.1 mol dm 3可求出不同pH 下的S2- 。结论 :多元弱酸中, 若 K1 > > K2 > > K3 , 通常 K1 /K2 >102 , 求H+时 , 可做一元弱酸处理；二元弱酸中, 酸浓度近似等于二级电离常数, 与酸原始浓度关系不大；在多元弱酸溶液中, 酸根浓度极低, 在需要大量酸根离子参加的化学反应中, 要用相应的盐而不是相应的酸。2 三元酸的电离平衡0.1 mol dm-3 的磷酸溶液中的H3PO4, H 2PO4-, HPO42-, PO43-, H+3 高

11、价水合阳离子的电离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 . 酸式盐的电离存在酸式电离及碱式电离NaH2PO4 , H2PO4- 既是质子酸, 又是质子碱 .5 两种酸相混合Ka ( Kb ) 相差很大，只考虑电离常数大的弱酸(碱)， 相差不大，同时考虑。6 弱酸弱碱盐水溶液不予考虑。可用Ka 和 Kb 相对大小判断溶液酸碱性。9-5 缓冲溶

12、液一、盐效应HAc = H + + Ac-加入 NaCl ，平衡向解离的方向移动，增大了弱电解质的电离度。在弱电解质溶液中加入强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为盐效应。原因： 加入后溶液的离子强度增大，活度减小，电离度增大。二、同离子效应HAc= H + + Ac-加入 NaAc ，NaAc = Na+ + Ac-溶液中Ac- 大大增加，平衡向左移动，降低了HAc 的电离度.同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离子(阳离子或阴离子)的强电解质后，解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应，%降低。三、缓冲溶液1. 实验事实：向纯水 (pH=7.0) 中加入少量酸或

13、碱，pH 值会发生显著变化向 HAc-NaAc 混合 液中加入少量酸或碱，溶液的 pH 值几乎不变2. 缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的 pH 值基本不变的溶液3. 缓冲原理：HAc= H+ + Ac -NaAc= Na+ + Ac -加入酸，如HCl ， H+ 与 Ac- 结合，生成HAc ， cAc- /cHAc 变化不大，溶液的pH 值变化不大。加入碱，如NaOH ， HAc 与 OH-与结合，生成Ac- ，cAc- /cHAc 变化不大，溶液pH 值变化也不大。结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH 值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。4. 缓冲溶液H + 的计算弱酸弱酸强碱盐的缓冲体系：弱碱强酸弱碱盐的缓冲体系：5. 结论：缓冲溶液的pH 取决于两个因素，即 Ka （ Kb ） 及 c 酸 /c 盐 （ c酸 /c 盐 ）适当地稀释缓冲溶液时，由于酸和盐同等程度地减少，pH值基本保持不变。稀释过度，当弱酸电离度和盐的水