第八章“酸碱解离平衡”【学习目标与要求】1、学习目标（1）价值目标：唯物辩证法（对立统一规律）、环境保护与可持续发展，【课程目标1】【课程目标2】（2）知识目标：了解酸碱理论、强电解质溶液的离子强度和活度和溶液的pH值的计算，夯实知识基础，具备一定的理论素养。【课程目标1】（3）能力目标：掌握弱酸、弱碱的解离平衡，水的离子积和溶液的pH值的计算；掌握弱酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐、弱酸酸式盐溶液pH值的计算；缓冲溶液pH值的计算。【课程目标1】【课程目标3】2、学习要求深化对弱酸、弱碱的解离平衡的理解与应用；熟练掌握弱酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐、弱酸酸式盐溶液pH值的计算。【课程目标1】【教学目标】1、了解强电解质溶液的离子强度和活度，了解酸碱理论的发展。2、理解影响盐水解的因素。3、掌握弱酸、弱碱的解离平衡，水的离子积和溶液的pH值的计算；掌握弱酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐、弱酸酸式盐溶液pH值的计算。【教学重点与难点】1、教学重点1.弱酸、弱碱的解离平衡和缓冲溶液pH值的计算；弱酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐、弱酸酸式盐溶液pH值的计算。2．离子强度，活度，缓冲溶液，盐的水解，离子效应，酸碱理论。2、教学难点1.缓冲溶液pH值的计算【课程目标1】【课程目标3】【教学方法】讲授法、案例式教学法、讨论法【课程目标1】【课程目标2】【教学手段】多媒体、雨课堂。【课程目标1】【课程目标2】【教学过程】
第八章“酸碱解离平衡” 【学习目标与要求】 1、学习目标 （1）价值目标：唯物辩证法（对立统一规律）、环境保护与可持续发展。 【课程目标1】【课程目标2】 （2）知识目标：了解酸碱理论、强电解质溶液的离子强度和活度和溶液的pH值 的计算，夯实知识基础，具备一定的理论素养。【课程目标1】 （3）能力目标： 掌握弱酸、弱碱的解离平衡，水的离子积和溶液的 pH 值的计算；掌握弱酸 强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐、弱酸酸式盐溶液 pH 值的计算；缓冲溶液 pH 值的计算。【课程目标 1】【课程目标 3】 2、学习要求 深化对弱酸、弱碱的解离平衡的理解与应用；熟练掌握弱酸强碱盐、强酸弱 碱盐、弱酸弱碱盐、弱酸酸式盐溶液 pH 值的计算。【课程目标 1】 【教学目标】 1、了解强电解质溶液的离子强度和活度，了解酸碱理论的发展。 2、理解影响盐水解的因素。 3、掌握弱酸、弱碱的解离平衡，水的离子积和溶液的 pH 值的计算；掌握 弱酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐、弱酸酸式盐溶液 pH 值的计算。 【教学重点与难点】 1、教学重点 1. 弱酸、弱碱的解离平衡和缓冲溶液 pH 值的计算；弱酸强碱盐、强酸弱碱 盐、弱酸弱碱盐、弱酸酸式盐溶液 pH 值的计算。 2. 离子强度，活度，缓冲溶液，盐的水解，离子效应，酸碱理论。 2、教学难点 1. 缓冲溶液 pH 值的计算 【课程目标 1】【课程目标 3】 【教学方法】讲授法、案例式教学法、讨论法【课程目标 1】【课程目标 2】 【教学手段】多媒体、雨课堂。【课程目标 1】【课程目标 2】 【教学过程】
88-1强电解质的电离一、.问题的提出实验结果表明，在1dm浓度为0.1moldm-3的蔗糖溶液中，能独立发挥作用的溶质的粒子数目是0.1mol个。但是对于电解质溶液，情况则有所不同。首先讨论强电解质的情形。以0.1mol-dm3的KCl溶液为例，在1dm3的溶液中，发挥作用的粒子的数目并不是0.1mol个，也不是0.2mol个。而是随着KCl的浓度的不同，其粒子数目呈现出规律性的变化，见下面的表格[KCI]/mol-dm*30.100.050.010.0050.001N(KCI个数)0.100.050.010.0050.001实际粒子数是N的倍数1.991.9221.94 1.971.98从表中可以看出KCI在水溶液发生解离。有两个问题需要解决：一是怎样解离，是KCI=K+CI(1)还是(2)KCI =K++ CIKCI溶液的导电性，说明解离的方式是(2)第二个问题是解离得是否彻底。表上的数据说明这种解离是不完全的。理由是没有得到2倍的粒子。以上是1887年Arrhenius提出电离学说时的观点。进一步的研究表明，在KCI的水溶液中根本不存在KCI分子。这一问题的提出，促进了电解质溶液理论的发展。二、德拜休克尔理论1923年，荷兰人Debye和德国人Huckel提出了强电解质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。1离子氛德拜-休克尔理论指出，在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。由于离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子：负离子的周围围绕着正离子。我们称这种现象为存在离子氛。由于离子氛的存在，离子的活动受到限制，正负离子间相互制约。因此1摩尔的离子不能发挥1摩尔粒子的作用。显然溶液的浓度越大，离子氛的作用就越大，离子的真实浓度就越得不到正常发挥。从表中看，浓度越大，倍数偏离2越远。2活度系数
§8-1 强电解质的电离 一、.问题的提出 实验结果表明，在 1dm3 浓度为 0.1 mol·dm-3 的蔗糖溶液中，能独立发挥作用的溶质的 粒子数目是 0.1mol 个。但是对于电解质溶液，情况则有所不同。首先讨论强电解质的情形。 以 0.1 mol·dm-3 的 KCl 溶液为例，在 1 dm3 的溶液中， 发挥作用的粒子的数目并不是 0.1mol 个，也不是 0.2 mol 个。而是随着 KCl 的浓度的不同，其粒子数目呈现出规律性的 变化，见下面的表格: [KCl]/mol·dm-3 0.10 0.05 0.01 0.005 0.001 N (KCl 个数) 0.10 0.05 0.01 0.005 0.001 实际粒子数是 N 的倍数 1.92 1.94 1.97 1.98 1.99 从表中可以看出 KCl 在水溶液发生解离。有两个问题需要解决： 一是怎样解离，是 KCl = K + Cl (1) 还是 KCl = K+ + Cl- (2) KCl 溶液的导电性，说明解离的方式是 (2) 第二个问题是解离得是否彻底。表上的数据说明这种解离是不完全的。理由是没有得到 2 倍的粒子。 以上是 1887 年 Arrhenius 提出电离学说时的观点。进一步的研究表明，在 KCl 的水 溶液中根本不存在 KCl 分子。这一问题的提出，促进了电解质溶液理论的发展。 二、 德拜 - 休克尔 理论 1923 年，荷兰人 Debye 和德国人 Hückel 提出了强电解质溶液理论，成功地解释了前 面提出的矛盾现象。 1 离子氛 德拜-休克尔理论指出，在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。由于离子间的 相互作用，正离子的周围围绕着负离子；负离子的周围围绕着正离子。我们称这种现象为存 在离子氛。 由于离子氛的存在，离子的活动受到限制，正负离子间相互制约。因此 1 摩尔 的离子不能发挥 1 摩尔粒子的作用。显然溶液的浓度越大，离子氛的作用就越大，离子的 真实浓度就越得不到正常发挥。从表中看，浓度越大，倍数偏离 2 越远。 2 活度系数
若强电解质的离子浓度为c，由于离子氛的作用，其发挥的有效浓度为a，则有真分数f存在，使a=f·c式中，c浓度，a有效浓度即活度，f活度系数。用f修正后，得到活度a，它能更真实地体现溶液的行为。影响活度系数f大小的因素有：1）溶液的浓度：浓度大，活度a偏离浓度c越远，f越小；浓度小，a和c越接近，f越接近于1。2）离子的电荷：电荷高，离子氛作用大，a和c偏离大，f小。电荷低，离子氛作用小，a和c接近，f接近于l。讨论问题，有时要用到a和f，但是在本章的计算中，如不特殊指出，则认为a=c,f=1。弱电解质的溶液中，也有离子氛存在，但是更重要的是电离平衡的存在。88-2弱电解质的电离平衡一、水的电离平衡1.水的离子积常数Ho(1) =Ht(ag) +OH(ag)K=[HI[OH-]式中的K称为水的离子积常数，经常用KW表示。Kw是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本章中使用标准浓度极其频繁，故省略除以c"的写法。要注意它的实际意义。H>0吸热反应。H2O=H++ OH-温度升高时，K值变大。温度/K2732953730.13× 10-1+1.0* 10-1+74* 10-14Kw在溶液中，只要有H2O,H+，OH三者共存，之间就存在如下的数量关系：[H][OH]=KW，不论溶液是酸性，碱性，还是中性。常温下，【H+]=10-7，表示中性。因为这时：Kw=1.0×10-1+非常温时，溶液的中性只能是指：[H+]=[OH]2.pH值和pOH值pH= - Ig [Ht ]pOH= - Ig[OH]
若强电解质的离子浓度为 c , 由于离子氛的作用，其发挥的有效浓度为 a , 则有真分数 f 存在，使 a = f ·c 式中，c 浓度，a 有效浓度即活度，f 活度系数。用 f 修正后, 得到 活度 a , 它能更真实地体现溶液的行为。 影响活度系数 f 大小的因素有: 1） 溶液的浓度:浓度大，活度 a 偏离浓度 c 越远，f 越小； 浓度小，a 和 c 越接近，f 越 接近于 1。 2） 离子的电荷:电荷高，离子氛作用大，a 和 c 偏离大， f 小。 电荷低，离子氛作用小， a 和 c 接近，f 接近于 1。 讨论问题，有时要用到 a 和 f，但是在本章的计算中，如不特殊指出，则认为 a = c , f = 1。 弱电解质的溶液中，也有离子氛存在，但是更重要的是电离平衡的存在。 §8-2 弱电解质的电离平衡 一、.水的电离平衡 1. 水的离子积常数 式中的 K 称为水的离子积常数，经常用 Kw 表示。 Kw 是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本章中使用标准浓度极其频繁， 故省略除以 的写法。要注意它的实际意义。 H2O = H+ + OH- H > 0 吸热反应。 温度升高时，K 值变大。 温度 / K 273 295 373 Kw 0.13 1.0 74 在溶液中，只要有 H2O, H+ , OH- 三者共存，之间就存在如下的数量关系： [ H+ ] [ OH- ] = Kw，不论溶液是酸性，碱性，还是中性。 常温下，[ H+ ] = ，表示中性。因为这时: Kw = 1.0 非常温时，溶液的中性只能是指: [ H+ ] = [ OH- ] 2 . pH 值和 pOH 值 pH= - lg [ H+ ] pOH= - lg [ OH- ]
因为[H+][OH]=1.0×10-1+所以 pH+pOH=14pH和pOH一般的取值范围是1-14，但也有时超出，如[H]=10,则pH=-1二、弱酸和弱减的电离平衡1电离平衡常数将醋酸的分子式简写成HAc，用Ac-代表醋酸根，则醋酸的电离平衡可以表示成HAc=H+Ac用K表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作K。且：[H*][Ac]K。=1.8×10-5K.[HA,]氨水NHs·H2O是典型的弱碱，用K%（简写成K）表示碱式电离常数，则有：NH3·H2O=NH4++OH[NH,[OH]K=K, = 1.8x10-5[NH,H,O]以H2S为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，K, -[S]-1.3x10-][H,S]第一步H2S=H++HSx, -[1-71x10[HS~]HS- = H*+ $2.第二步第一步和第二步的两个方程式相加，得：H2S =2H++ $2.K - [HI"[S?]K=KrKz=9.2x10-22[H,S]平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。但是在我们的计算中，近似地认为活度系数f=1，即用浓度代替活度。K，K的大小可以表示弱酸和弱碱的离解程度，K的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。2关于电离平衡的计算例1.已知HF的Ka=6.6×10。求0.01mol-dm的HF溶液的【H"]
因为 [ H+ ] [ OH- ] = 1.0 所以 pH + pOH = 14 pH 和 pOH 一般的取值范围是 1 - 14 , 但也有时超出, 如 [ H+ ] = 10 , 则 pH = -1 二、 弱酸和弱减的电离平衡 1 电离平衡常数 将醋酸的分子式简写成 HAc , 用 Ac-代表醋酸根 , 则醋酸的电离平衡可以表示成: HAc = H+ + Ac- 用 表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作 。且: 氨水 NH3·H2O 是典型的弱碱，用 ( 简写成 ) 表示碱式电离常数，则有: NH3·H2O = NH4 + + OH- 以 H2S 为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡， 第一步 H2S = H+ + HS- 第二步 HS- = H+ + 第一步和第二步的两个方程式相加，得: H2S = 2H+ + 平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。但是在我们 的计算中，近似地认为活度系数 f = 1，即用浓度代替活度。 , 的大小可以表示弱酸 和弱碱的离解程度，K 的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。 2 关于电离平衡的计算 例 1. 已知 HF 的 Ka = 6.6 。求 0.01mol·dm-3 的 HF 溶液的 [ H+ ]
0.01解：Co15<4006.6x10-4K.不能近似计算HFH+F-+000.01to0.01-xxxtx3[H*][F"]K.6.6×10~4[HF]0.01 - x解得 x=2.26*10[H+]=2.26×10-3 moldm3若近似计算x=2.57×10-3相对误差为14%，过大。例2.求0.10mol·dm-3的HAc的[H+],pH值和电离度。写方程式HAcH+AcS+0起始浓度0.100设平衡时解离的的【HAc］为×平衡浓度0.10-xxx解：将平衡浓度代入平衡常数的表达式中x2[H*[Ac~]=1.8×10-5K[HAc ]0.10-x解一元二次方程得：x=1.33×10-3即：[H+] =1.33×10-3mol-dm3pH=2.876若电离度为，则：[HAc ]e电脑×100%α=[HAc ]起始_1.33×10-3×100%=1.33%Q=0.10电离度很小，电离掉的HAc也很少。这一点从K=1.8×10就已经很清楚了起始浓度用C表示，Co=0.10，已解离部分为x=1.33×103Co>>x，可以近似地有Co-xCo，0.10-x0.10，利用这种近似，可以简化计算，避免用公式法解一元二次方程。近似计算要有条件，以保证误差小。当>400 时,或 Cg>400K。K。可以近似计算。若不满足条件而进行近似计算，误差就会很大。例3求0.05mol-dm3H2S溶液的[H+],[HS]和【S2]已知 Ki=1.3× 10-7,K2 =7.10-15
不能近似计算 解得 x = 2.26 [ H+ ] = 2.26 若近似计算 x = 2.57 相对误差为 14 % , 过大。 例 2. 求 0.10 mol·dm-3 的 HAc 的 [ H+ ] , pH 值和电离度。 解： 将平衡浓度代入平衡常数的表达式中: 电离度很小，电离掉的 HAc 也很少。这一点从 K = 1.8 就已经很清楚了. 起始浓度用 C0 表示，C0 = 0.10 , 已解离部分为 x = 1.33 , C0>> x , 可以近似地有 C0 - x C0 , 0.10 - x 0.10 . 利用这种 近似，可以简化计算，避免用公式法解一元二次方 程。 近似计算要有条件，以保证误差小。当 可以近似计算。若不满足条件而进行近似计算，误差就会很大。 例 3 求 0.05 mol·dm-3 H2S 溶液的 [ H+ ] , [ HS- ] 和 [ ], 已知 K1 = 1.3 , K2 = 7.1