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学时主要

2、内容1 .酸碱质子理论：酸碱的定义，共钝酸碱间的基本关系，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质子的分子或离子称

3、为酸，凡是能接收质子的分子或离子称为碱。酸=质子+碱Al(H2。)63+=H+Al(H2O)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-等者B能接受质子，者B是碱：共钝酸碱：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钝酸碱中是碱，但在另一对共钝酸碱对中是酸； 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。2.共钝酸碱：(1)强电解质的电离：HCl+H2O

4、=HsO+Cl-强酸1强碱2弱酸2弱碱1酸性：HCl>H3O+碱性：巳0>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=H30+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<H3。+碱性：H2O<Ac-酸性：H2O<NH4+碱性：NH3<OH-是弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。(3)水的自偶电离H2O+H2O=%O+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

5、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)中和反应二个共钝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=HsO+Ac-H2O是常数Ka称为酸常数NH3+H2O=NH4+OH-Kb称为碱常数(7)酸碱常数的相互关系Ac-+H2O=OH-+HAcKaKb=KW(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+H2O=H3O+Ac弱酸1弱碱2强酸2强碱1H2O是区分溶剂在液氨中，HCl+NH3=NH4+Cl-强酸1强碱2弱酸2弱碱1HAc+NH3=NH4+Ac

6、-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：HAc+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KwH2O+H2O=H3O+OH-H2O=H+OH-298K,纯水中的H3O+=OH-=1.010X7mol-dm-3Kw水的离子积常数2 .热力学方法计算KwH2O(l)=H+(aq)+OH-(aq)kJmol-1>0由Kw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Kr=(H+/cJin-/c)/HIn/c

7、J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-n1或HIn/In-W0.时，指示剂颜色变化指示剂变色范围是H+在0.110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%)：平衡时弱电解质的电离百分率HAc=H+Ac-初始浓度c平衡浓度O-Ga.当<5%时，1-%=1,Ka=c2一稀释定

8、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=5.710-8HS-=H+S2-Ka2=H+S2-/HS-=1.210-15Ka1XKa2=K=H+2S2-/H2S=6.810-23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)2X(S2-/c)/(H2S/c)=6.810-23饱和H2s水溶液,H2S=0.1moldm-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,

9、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0.1moldm-3的磷酸溶液中的H3PO4,H2PO4-,HPO42-,PO43-,H+3 .高价水合阳离子的电离Al(H2O)63+H2O=Al(H2O)5(OH)2+H3O+Ka1Al(OH)(H2O)52+H2O=Al(H2O)4(OH)+H3O+Ka2Al(OH)2(H2O)42+H2O=Al(H2O)4(OH)+H3O+Ka4 .酸式盐的电离存在酸式电离及碱式电离NaH2PO4,H2PO

10、4-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

11、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+的计算弱酸一弱酸强碱盐的缓冲体系:弱碱一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解作用发生明显变化时，pH值