《无机化学》课程教学资源（教案讲稿，共十九章）

作业：11、12 转换温度T>△rHO△rSo T>1112K 第三章酸碱反应 教学目标：1理解酸碱的电离理论，质子理论和电子理论，会用这些理论解释有 关反应和现象： 2掌握电离平衡有关理论及公式，掌握影响电离平衡移动的因素及相 关计算： 3掌握盐类水解的各种类型及相关计算： 4熟练运用沉淀溶解平衡解释有关现象，学会有关计算： 重点：1电离平衡及计算； 2沉淀溶解平衡及计算； 3盐类水解的类型及相关计算。 难点：1综合平衡及运算：2几种酸碱理论的区别与联系。 教学方法：讲授为主，课堂讨论，习题课等。 教学内容： §3-1酸碱理论的发展 1-】酸碱的电离理论 酸：电解质在水溶液中电离时产生的阳离子全部是H的化合物叫酸： 碱：电解质在水溶液中电离时产生的阴离子全部是OH的化合物叫碱 此理论优点：1.从物质组成上揭示了酸碱的本质： 2.解释了中和反应的实质及中和热相同的事实： 3.可用化学平衡原理定量标定酸碱的强度。 该理论的局限性：1.限于水溶液，无法解释非水溶剂中物质酸碱性： 2.不能解释不含HOH的物质的酸碱性。 1-2酸碱的质子理论 酸：凡是给出质子H+)的物质都是酸，如：HCI HSO NH4H2PO4 碱：凡是接受质子H)的物质都是碱，如：CHSO4NHSO42NaOH 常见共轭酸碱对P125表5-】 总之：()质子酸碱可是分子、阳离子、阴离子： (2)有些分子或离子在某共轭对中是酸，在另一共轭对中是碱： (3)质子理论中无盐的概念： (4)质子理论中对无氢化合物的反应不能解释。 11

11 作业：11、12 转换温度 T>ΔrHØ/ΔrSØ T>1112K 第三章 酸碱反应 教学目标：1 理解酸碱的电离理论，质子理论和电子理论，会用这些理论解释有 关反应和现象； 2 掌握电离平衡有关理论及公式，掌握影响电离平衡移动的因素及相 关计算； 3 掌握盐类水解的各种类型及相关计算； 4 熟练运用沉淀溶解平衡解释有关现象，学会有关计算； 重点：1 电离平衡及计算； 2 沉淀溶解平衡及计算； 3 盐类水解的类型及相关计算。 难点：1 综合平衡及运算；2 几种酸碱理论的区别与联系。 教学方法：讲授为主，课堂讨论，习题课等。 教学内容： §3-1 酸碱理论的发展 1-1 酸碱的电离理论 酸：电解质在水溶液中电离时产生的阳离子全部是 H+的化合物叫酸； 碱：电解质在水溶液中电离时产生的阴离子全部是 OH-的化合物叫碱。 此理论优点：1. 从物质组成上揭示了酸碱的本质； 2. 解释了中和反应的实质及中和热相同的事实； 3. 可用化学平衡原理定量标定酸碱的强度。 该理论的局限性：1. 限于水溶液，无法解释非水溶剂中物质酸碱性； 2. 不能解释不含 H+OH-的物质的酸碱性。 1-2 酸碱的质子理论 酸：凡是给出质子(H+ )的物质都是酸，如: HCl HSO4 - NH4 + H2PO4 - 碱：凡是接受质子(H+ )的物质都是碱，如: Cl- HSO4 - NH3 SO4 2- NaOH 常见共轭酸碱对 P125 表 5-1 总之：(1)质子酸碱可是分子、阳离子、阴离子； (2)有些分子或离子在某共轭对中是酸，在另一共轭对中是碱； (3)质子理论中无盐的概念； (4)质子理论中对无氢化合物的反应不能解释

1-3酸碱的电子理论 酸：凡是可以接受电子对的物质： 成：凡是可以给出电子对的物质。 优点：不受溶剂和某种离子或元素限制，以电子对的授受说明酸碱反应，更广泛， 更全面：不足：过于笼统， 不易掌握酸碱特征。 作业：1、2题。 S3-2溶液的酸碱性 2-1水的电离（讨论） Kw=H][OH1.0×1014(受温度影响P128表5-2) 2-2溶液的酸度 PH=-lgIH+1 Ph+POH=14 指示剂变色范围P129表5-3（复习中学知识） §3-3电解质的电离 31一元弱酸、一元弱碱的电离 1电离常数：HAc=H+Ac NH3H2O=-NH4*+OH ka=H+][Ac-MHAc] kb=[NH4*][OH-][NH3] 共轭碱的Ka与Kb关系：B=Ht+BB+Hie0=B+OH Ka=[H*][B ]/[HB] K=[HB][OH]/[B] KaKb=HIOH-=Kw=1.0x1014Ka与Kb成反比 电离平衡的意义： (1)估计电离趋势：K截大，电离程度越大： (2)估计酸碱度：102~107为弱酸（碱） (3)K或K,与浓度无关，与温度有关（常温忽略） 2.电离度α=（已电离的浓度/弱电解质初始浓度）*100% 例：HAC=H+AC 始浓度C 00 Ki=(Ca)/(C-Ca)=(Ca)/(1-a) 衡浓度C-Ca Ca Ca 若a<5%1一=∴.a=√KiC =√KC 称稀释定律，说明电离度与平衡常数K的平方根成正比，电离度与浓度的平方 根成反比。 3.电离常数的应用 一元弱酸：H=KaC

12 1-3 酸碱的电子理论 酸：凡是可以接受电子对的物质； 碱：凡是可以给出电子对的物质。 优点：不受溶剂和某种离子或元素限制，以电子对的授受说明酸碱反应，更广泛， 更全面；不足：过于笼统， 不易掌握酸碱特征。 作业：1、2 题。 §3-2 溶液的酸碱性 2-1 水的电离（讨论） Kw=[H+ ][OH- ]=1.0×10-14（受温度影响 P128表 5-2） 2-2 溶液的酸度 PH= -lg[H+ ] Ph+POH=14 指示剂变色范围 P129 表 5-3 （复习中学知识） §3-3 电解质的电离 3-1 一元弱酸、一元弱碱的电离 1 电离常数：HAc===H++Ac- NH3·H2O===NH4 ++OH- ka=[H+ ][Ac- ]/[HAc] kb=[NH4 + ][OH- ]/[NH3] 共轭碱的 Ka 与 Kb 关系：HB≒H++B- B - +H2O≒HB+OH+ Ka=[H+ ] [B- ]/[HB] Kb=[HB][OH- ]/[B- ] KaKb=[H+ ][OH-] ]=Kw=1.0×10-14 Ka 与 Kb 成反比 电离平衡的意义： （1）估计电离趋势；K 越大，电离程度越大； （2）估计酸碱度；10-2～10-7 为弱酸（碱） （3）Ka 或 Kb 与浓度无关，与温度有关（常温忽略） 2.电离度 α=（已电离的浓度/弱电解质初始浓度）*100% 例： HAC≒ H++AC— 始浓度 C 0 0 Ki=(Cα)2 /(C—Cα)= (Cα)2 /(1—α) 衡浓度 C—Cα Cα Cα 若 α﹤5% 1—α=1 ∴α= √Ki/C α= √Ki/C 称稀释定律，说明电离度与平衡常数 Ki 的平方根成正比，电离度与浓度的平方 根成反比。 3.电离常数的应用 一元弱酸：[H+ ]=Ka·C

一元弱碱：[OH-]=Kb-C 例1计算HAc溶液中[HPH和a (1)[HAc]=0.1mol-L-1 (2)[HAc]=1.0x10-3mol-L-1 解：(I)HAc=H+AC 始：0.100 平衡：0.1-xxx ∴Ka=H*][Ac]HAc=x20.1-x=1.76×10 c/Ka≥4000.1-x≈0.1 x=√1.76×105×0.1=1.3×103 ∴HF1.3×103molL PH=-1gH=-1g1.3×103=2.98 a=√Kac=√1.76×105/0.1=1.32% (2)Ka=1.76×105=x20.1×10-3x 解一元一次方程得：日上x=124×104moL- PH=3.91=1.24×10-41×10-3=12.4% 作业：6、7 3-2多元弱酸的电离 H2S==H*+HS K=[H'][HS-]I H2S]=5.7x10* HS-=H++S2. K2=[H][S2HS]=1.2×101s :KwK2[H门主要来源第一步电离，而[H]≈[HS] .K2=[H][S2Hs]≈[S2y 若根据中和平衡，精确计算[HP[S2LHS]=K1K2 ∴[S2-FK1K[HSy [H'P 可见，可通过调节PH值控制此溶液S2]。 例2(1)室温，1013×105Pa压力下，H2S饱和溶液中[HS0.1molL-1,求溶液 中H.【S2[HS(2)加入浓盐酸（体积忽略）使[H=0.3moL1,求：[S2] 解：(1)KK2>102 忽略二级电离又，[HS/K>400可近似计算 [H=#K1·C2s=5.7x108×0.1=7.5×105molL [HS-]=[H*]=7.5x105 mol-L- [s2]K2=1.2×1015molL (2) s2= H2Sy [HP=5.7×10-8×0.1×1.2×1015/0.3)2=7.6×10-23(molL-) 作业：8 33强电解质溶液 1.强电解质溶液表官电离度小于100%，P135表5-6 德拜休克尔的“离子氛理论”：强电解质在水中是完全电离的，但是带电离子之 间相互作用，每个离子被异号离子包围，形成“离子氛”，使离子并不完全自由， 其导电性比理论上低，产生不完全电离的假象。 13

13 一元弱碱：[OH- ]=Kb·C 例 1 计算 HAc 溶液中[H+ ]. PH 和 α （1）[HAc]=0.1mol·L-1 (2) [HAc]=1.0×10-3mol·L-1 解: (1) HAc===H++Ac- 始： 0.1 0 0 平衡：0.1-x x x ∴Ka=[H+ ][Ac- ]/[HAc]=x2 /0.1-x=1.76×10-5 ∵c/Ka≥400 0.1-x≈0.1 ∴x=√1.76×10-5×0.1=1.3×10-3 ∴[H+ ]=1.3×10-3 mol·L -1 PH= -lg[H+ ]= -lg1.3×10-3=2.98 α=√Ka/c=√1.76×10-5 /0.1=1.32% (2)Ka=1.76×10-5= x2 /0.1×10-3 -x 解一元一次方程得：[H+ ]=x=1.24×10-4 mol·L-1 PH=3.91 α=1.24×10-4 /1×10-3=12.4% 作业：6、7 3-2 多元弱酸的电离 H2S===H++HS- K1=[ H+ ][ HS- ]/[ H2S]=5.7×10-8 HS-===H++S2- K2=[ H+ ][ S2- ]/[ HS- ]=1.2×10-15 ∵K1»K2 ∴[ H+ ]主要来源第一步电离, 而[ H+ ]≈[ HS- ] ∴K2=[ H+ ][ S2- ]/[ HS- ]≈[ S2- ] 若根据中和平衡,精确计算[ H+ ] 2 [ S2- ]/[ H2S]= K1·K2 ∴[ S2- ]= K1·K2[ H2S]/ [ H+ ] 2 可见，可通过调节 PH 值控制此溶液[ S2- ]。 例 2（1）室温，1013×105Pa 压力下, H2S 饱和溶液中[ H2S]=0.1 mol·L-1 , 求溶液 中[ H+ ]. [ S2- ].[ HS- ]; (2)加入浓盐酸（体积忽略）使[ H+ ]=0.3 mol·L-1 , 求：[ S2- ] 解: (1)∵K1/K2>102 忽略二级电离 又∵[ H2S]/ K1>400 可近似计算 ∴[ H+ ]=# K1·C H2S=5.7×10-8×0.1=7.5×10-5 mol·L-1 [ HS- ]=[ H+ ]=7.5×10-5 mol·L-1 [ S2- ]≈K2=1.2×10-15 mol·L-1 (2) [ S2- ]= K1·K2[ H2S]/ [ H+ ] 2=5.7×10-8×0.1×1.2×10-15/(0.3)2=7.6×10-23(mol·L-1 ) 作业：8 3-3 强电解质溶液 1. 强电解质溶液表官电离度小于 100% , P135 表 5-6 德拜休克尔的“离子氛理论”：强电解质在水中是完全电离的，但是带电离子之 间相互作用，每个离子被异号离子包围，形成“离子氛”，使离子并不完全自由， 其导电性比理论上低，产生不完全电离的假象

2.活度与活度系数：a=fc 活度a也称有效浓度 P16表5-7不同浓度NaC1溶液的活度 §3-4同离子效应，缓冲溶液 41同离子效应： 已建立电离平衡的弱电解质溶液中，加入相同离子的另强电解质，使平衡象降低 弱电解质电力方向移动的作用称同离子效应。 P17例30.I mol-L-HAc溶液加入少量NaAc固体，使NaAc浓度为0.I mol-L, 求：溶液[H门和a 解：HAc=H+Ac 平衡0.1-xx0.1+x x<0.1∴HAd≈[Ac]≈0.1molL H][Ae-VHAc]=Ka即0.1x0.1=Ka=1.76x105∴H1.76×10-5molL1 a=H*]/CHx=1.76×1050.1×100%-0.0176%因同离子效应，Hac电离度明显下 降。 推广到一般弱酸及其盐：H=KaCC: PH=PKa-gC险/C 米 同理一般弱碱及其盐：[OH=KbC/C POH=Pκb-lgC/C监 ※ 若在弱电解质溶液中加入不具有共同离子的强电解质，（如Hac液加入NaCI) 会使弱电解质的电离度略有升高，称为盐效应。 4-2缓冲溶液 1缓冲溶液定义：能都抵抗外加少量酸碱或稀释，使溶液PH值不发生显著改变 的作用称缓冲作用，该溶液称缓冲溶液。 2.缓冲溶液PH取决于KaKb)和CC(Cw/C)两个因素。 例如：HAc-NaAc体系：PH=Pka-lgCw/C盐 ※ NH3H2O-NH4CI体系：POH=PKb-lgCC ※ P10例4：将2molL的HAc溶液和2 mol-L的NaAc溶液等体积混合，计算(1) 此溶液的PH值(2)90ml该溶液加入10ml0.1moL:1的HCI后，PH值为多 少？(3)90ml该溶液加入10ml的0.1molL1的NaOH溶液，PH又是多少？ 解：(I)等体积混合：CNaAc=CHAc=1 mol L ∴PH=PKa-gC/C0-lg(1.76×105=4.75 (2)始态：CNaAe-CHAe=0.9moL-1 CHG=0.01 mol-L-1 平衡态：CHAc=0.9+001=0.91molL-1 CAe=0.9-0.01=0.89mol-L ∴.PH=4.75-g0.91/0.89=4.74 (3)CHac=0.9-0.01=0.89molL CNaNe=-0.1+0.01=0.11molL PH=4.75-1g0.89/0.91=4.76

14 2.活度与活度系数: a=f·c 活度 a 也称有效浓度 P136 表 5-7 不同浓度 NaCl 溶液的活度 §3-4 同离子效应，缓冲溶液 4-1 同离子效应： 已建立电离平衡的弱电解质溶液中，加入相同离子的另强电解质，使平衡象降低 弱电解质电力方向移动的作用称同离子效应。 P137 例 3 0.1 mol·L-1HAc 溶液加入少量 NaAc 固体，使 NaAc 浓度为 0.1 mol·L-1， 求：溶液[ H+ ]和α 解： HAc===H++Ac- 平衡 0.1-x x 0.1+x ∵x<<0.1 ∴[HAc] ≈[Ac- ]≈0.1 mol·L-1 ∵[H+ ][Ac- ]/[HAc]=Ka 即 0.1x/0.1=Ka=1.76×10-5 ∴[H+ ]=1.76×10-5 mol·L-1 α=[H+ ]/CHac =1.76×10-5 /0.1×100%=0.0176% 因同离子效应，Hac 电离度明显下 降。 推广到一般弱酸及其盐：[H+ ]=KaC 酸/C 盐 PH=PKa -lg C 酸/C 盐 ※ 同理一般弱碱及其盐：[OH- ]=KbC 酸/C 盐 POH=PKb -lg C 碱/C 盐 ※ 若在弱电解质溶液中加入不具有共同离子的强电解质，（如 Hac 液加入 NaCl） 会使弱电解质的电离度略有升高，称为盐效应。 4-2 缓冲溶液 1.缓冲溶液定义：能都抵抗外加少量酸碱或稀释，使溶液 PH 值不发生显著改变 的作用称缓冲作用，该溶液称缓冲溶液。 2．缓冲溶液 PH 取决于 Ka(Kb)和 C 酸/C 盐 （C 碱/C 盐）两个因素。 例如：HAc-NaAc 体系：PH=PKa -lg C 酸/C 盐 ※ NH3·H2O-NH4Cl 体系：POH=PKb -lg C 碱/C 盐 ※ P140 例 4：将 2 mol·L-1 的 HAc 溶液和 2 mol·L-1 的 NaAc 溶液等体积混合，计算(1) 此溶液的 PH 值 (2)90ml 该溶液加入 10ml 0.1 mol·L-1 的 HCl 后,PH 值为多 少?(3)90ml 该溶液加入 10ml 的 0.1 mol·L-1 的 NaOH 溶液,PH 又是多少? 解：（1）等体积混合：CNaAc=CHAc=1 mol·L-1 ∴PH=PKa -lg C 酸/C 盐=-lg(1.76×10-5 )=4.75 (2)始态：CNaAc=CHAc=0.9 mol·L-1 CHCl=0.01 mol·L-1 平衡态：CHAc=0.9+0.01=0.91 mol·L-1 CAc -=0.9-0.01=0.89 mol·L-1 ∴PH=4.75 –lg0.91/0.89=4.74 (3) CHac=0.9-0.01=0.89 mol·L-1 CNaAc=0.1+0.01=0.11 mol·L-1 PH=4.75-lg0.89/0.91=4.76

可见：HAc-NaAc溶液有缓冲作用 3.缓冲溶液的选择和配制 缓冲溶液PH变化范围：PH=Pka肚1POH=PKbt1 实际工作中配制一定P州缓冲溶液，选择适当的缓冲对，尤为重要，举例如下： 例5：欲配制PH=4.50的缓冲溶液100ml需0.5mol1的HAc和0.5mol.1的NaAc 各多少毫升？ 解：设需HAc溶液xml,则NaAc溶液则为I00-x)ml,混合后的浓度为： CHAe=0.5x/1000 CNaA-0.5100-x/100 PH=Pka-LgC/C C=KbC/CoH.=1.77×10-5×0.2/10-5=0.354 X=64(ml) 100-x=36(ml) 答需0.5mol1Hac 64ml需0.5molr1为 例6 配制PH=9.0NH30.2MOL.L-的缓冲溶液500ml需1mol.H的氨水多少毫升？ 固体NH4CI多少克？ PH=9.0则[OHr1×105mol1 Kb(NH3)=1.77x10-5 [NH3]=0.2mol. [OH-]KbC /C C4=KbCw/CoH.=1.77×10-5×0.2/105-0.354(mol1) NH,C1=0.354×MNH4a×500/1000=9.47(g) 需1moll的氨水体积V=0.2×500=100ml 答（略） S3-5盐类水解 定义：盐类水解盐电离的离子与溶液中水电离出的H或O肚作用，生成弱电解 质的反应，称为盐类水解。 水解的类型： 5-1弱酸弱碱盐： 1一元弱酸弱碱盐 NaAc Ac*+H2O==HAc+OH H2O=H++OH H++Ac=HAc Ac+HO=HAC+OH Ka=Kw.1/Ka=Kw/Ka=5.68×10-10 水解度h=己知水解浓度/盐的初始浓度×100% 例7：计算0.1mol1NaAc溶液PH和h 解 Ac+H2O=HAc+OH 平衡时 0.1-x Kh=[HAcl[OH-]Ac-]=x20.1x=√0.1×Kh=√0.1×10-14/1.76×105-7.5x106 P0H=6-Lg7.5=5.1PH=14-5.1=8.9

15 可见：HAc-NaAc 溶液有缓冲作用。 3.缓冲溶液的选择和配制 缓冲溶液 PH 变化范围：PH=Pka±1 POH=PKb±1 实际工作中配制一定 PH 缓冲溶液，选择适当的缓冲对，尤为重要，举例如下： 例 5：欲配制 PH=4.50 的缓冲溶液 100ml需 0.5mol.l-1 的 HAc 和 0.5mol.l-1 的 NaAc 各多少毫升？ 解：设需 HAc 溶液 xml，则 NaAc 溶液则为(100-x)ml，混合后的浓度为： CHAc=0.5x/1000 CNaAc=0.5(100-x)/100 PH=Pka-LgC 酸/C 盐 C=KbC 碱/COH-=1.77×10-5×0.2/10-5=0.354 X=64(ml) 100-x=36(ml) 答需 0.5mol.l-1 Hac 64ml 需 0.5mol.l-1 为 例 6 配制PH=9.0 [NH3]=0.2MOL.L-1的缓冲溶液 500ml 需1mol.l-1的氨水多少毫升？ 固体 NH4Cl 多少克？ PH=9.0 则[OH- ]=1×10-5mol.l-1 Kb(NH3)=1.77×10-5 [NH3]=0.2mol.l-1 [OH-]KbC 碱/C 盐 C 盐=KbC 碱/COH-=1.77×10-5×0.2/10-5=0.354（mol.l-1） NH4Cl=0.354×MNH4Cl×500/1000=9.47(g) 需 1mol.l-1 的氨水体积 V=0.2×500=100ml 答（略） §3-5 盐类水解 定义：盐类水解盐电离的离子与溶液中水电离出的 H+或 OH-作用，生成弱电解 质的反应，称为盐类水解。 水解的类型： 5-1 弱酸弱碱盐： 1 一元弱酸弱碱盐 NaAc Ac-+H2O==HAc+OH- H2O==H++OH- H++Ac-==HAc Ac-+H2O==HAc+OH- Ka=Kw.1/Ka=Kw/Ka==5.68×10-10 水解度 h=已知水解浓度/盐的初始浓度×100% 例 7：计算 0.1mol.l-1 NaAc 溶液 PH 和 h 解 Ac-+H2O==HAc+OH- 平衡时 0.1-x x x Kh=[HAc][OH-]/[Ac-]=x2 /0.1 x=√0.1×Kh=√0.1×10-14/1.76×10-5=7.5×10-6 POH=6-Lg7.5=5.1PH=14-5.1=8.9