无机化学《酸碱平衡》教案.docx
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无机化学《酸碱平衡》教案
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Lowry
1、酸碱质子理论
凡是能给出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（H2O）6]3+=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。
①酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子
②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；
③质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。
2．共轭酸碱：
（1）强电解质的电离：
HCl+H2O=H3O++Cl-
强酸1强碱2弱酸2弱碱1
酸性：
HCl>H3O+
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1
NH3+H2O=NH4++OH-
弱酸1弱碱2强酸2强碱1
酸性：
HAcH2O酸性：
H2ONH3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=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- [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-+HAc ∴Ka·Kb=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1
H2O是区分溶剂
在液氨中， HCl+NH3=NH4++Cl-
强酸1强碱2弱酸2弱碱1
HAc+NH3=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：
HAc+HF=H2Ac++F-
弱碱1弱酸2强酸1强碱2
9-2水的离子积和pH
一、水的自偶电离
1．水的离子积常数Kw
H2O+H2O=H3O++OH-
H2O=H++OH-
298K，纯水中的[H3O+]=[OH-]=1.0×10-7mol·dm-3
Kw水的离子积常数
2．热力学方法计算Kw
H2O（l）=H+（aq）+OH-（aq） kJ·mol-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+]/cJ×[In-]/c）/[HIn]/cJ
当c（HIn）>>c（In-）时，溶液呈红色，是酸性
当c（HIn）<在[HIn]/[In-]≥10或[HIn]/[In-]≤0.1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α%），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
α%=（已解离的分子数/原分子数）×100
=（已电离的浓度/初始浓度）×100
电解度（离解度α%）：
平衡时弱电解质的电离百分率
HAc = H+ + Ac-
初始浓度 c 0 0
平衡浓度c-cα cα cα
∴当α<5%时，1-α=1，
Ka=cα2—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]=5.7×10-8
HS-=H++S2-
Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15
Ka1×Ka2=K=[H+]2[S2-]/[H2S]=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+]/cθ）2×（[S2-]/cθ）/（[H2S]/cθ）=6.8×10-23
饱和H2S水溶液，[H2S]=0.1mol·dm-3
可求出不同pH下的[S2-] 。
结论:
①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；
②二元弱酸中,酸浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大；
③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）6]3++H2O=[Al（H2O）5（OH）]2++H3O+ Ka1
[Al（OH）（H2O）5]2++H2O =[Al（H2O）4（OH）]++H3O+ Ka2
[Al（OH）2（H2O）4]2++H2O=[Al（H2O）4（OH）]++H3O+ Ka
4.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，α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—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：
①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）
②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。
③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值才发生明显的变化。
6.选择缓冲溶液的步骤:
首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱
一般c酸/c盐在0.1~10范围内具有缓冲能力，故pH=pKa±1
选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
7．缓冲溶液的应用
许多化学反应要在一定pH范围内进行；
人体血液必须维持pH在7.4左右。
9-6酸碱指示剂（自学）
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