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學(xué)習(xí)目標(biāo) 第2章電解質(zhì)溶液 1 從酸堿質(zhì)子理論角度 進(jìn)一步認(rèn)識酸和堿及酸堿反應(yīng)的實質(zhì) 2 解釋溶液的酸堿性 pH值 解離平衡 解離常數(shù) 解離度 沉淀溶解平衡 溶度積的含義 3 簡述同離子效應(yīng)對弱電解質(zhì)在水溶液中的解離平衡的影響 弱電解質(zhì)濃度 電離常數(shù) 電離度三者之間的關(guān)系 共軛酸堿對Ka與Kb的關(guān)系 4 會計算弱酸 弱堿溶液的pH值 能應(yīng)用溶度積規(guī)則判斷沉淀的生成和溶解 電解質(zhì) 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物 電離 電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能產(chǎn)生自由移動的陰 陽離子的過程 復(fù)習(xí) NaCl H2SO4 CH3COOH NaOH等酸堿鹽 油 蔗糖 SO2 CO2 單質(zhì) 用電離方程式表示電離過程 HCl H Cl CH3COOH CH3COO H 陰離子總數(shù) 陽離子總數(shù) 電離是自發(fā)進(jìn)行的 注意 復(fù)習(xí) 強電解質(zhì) 在溶液中幾乎完全電離的電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì) 強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 電離過程不可逆 如 NaCl Na Cl 電離過程可逆 如 CH3COOH CH3COO H H2CO3 HCO3 H NH3 H2O NH4 OH 1887年阿倫尼烏斯酸堿電離理論酸 在水中電離出的陽離子全部是H 離子的化合物堿 在水中電離出的陰離子全部是OH 離子的化合物缺點 1 難以解釋為什么有些物質(zhì)雖然不能完全電離出H 或OH 但是卻具有明顯的酸堿性 例如 NH4Cl NaHSO4顯酸性 Na2CO3 Na2S顯堿性2 將酸堿限制在水溶液中 不能使用于非水體系 第1節(jié)酸堿質(zhì)子理論 1905年富蘭克林酸堿溶劑理論酸 凡是能電離出溶劑陽離子的化合物堿 凡是能電離出溶劑陰離子的化合物仍然將酸堿的概念限制在了溶劑中 1923年路易斯酸堿電子理論酸 凡是能接收電子對的分子或離子 如BF3 Al3 H3BO3 Cu2 等堿 凡是能提供電子對的分子或離子 如NH3 Cl OH N2H4等 布朗斯特 勞瑞酸堿質(zhì)子理論 一 酸堿的定義 1 酸堿的定義 酸 能給出質(zhì)子 H 的物質(zhì) 質(zhì)子的給予體 堿 能接受質(zhì)子的物質(zhì) 質(zhì)子的接受體 如 HAc HCl NH4 H2PO4 H2CO3 如 PO43 OH Cl HCO3 NH3 2 酸堿的共軛關(guān)系 HAc Ac H 共軛 酸 共軛 堿 質(zhì)子 NH4 NH3 H H2CO3 HCO3 H HCO3 CO32 H H2 OH H H3O H2O H 酸與其共軛堿 堿與其共軛酸稱為共軛酸堿對 既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為酸堿兩性物質(zhì) 如 H2O HCO3 為兩性物質(zhì) 二 酸堿反應(yīng)的實質(zhì) 質(zhì)子在酸堿之間的轉(zhuǎn)移過程 酸1 堿2 堿1 酸2 H H2O NH3 OH NH4 弱堿的電離 H HAc H2O Ac H3O 弱酸的電離 H H3O OH H2O H2O 酸堿中和 H H2O Ac OH HAc 鹽的水解 H 三 酸堿的強度 具有相對性 化合物酸堿性的強弱除與物質(zhì)的本性有關(guān)外 還與反應(yīng)對象及溶劑有關(guān) 酸越強 其共軛堿堿性越弱 反之 酸越弱 其共軛堿堿性越強 同一種酸堿在不同溶劑中 由于溶劑接受或給出質(zhì)子的能力不同 而顯示不同的酸堿性 如HAc在水中為弱酸 在液氨中為強酸 HNO3在水中的酸性比在醋酸的酸性強 第2節(jié)水溶液的酸堿性 一 水的質(zhì)子自遞平衡 質(zhì)子自遞反應(yīng) 在同種分子之間所發(fā)生的質(zhì)子傳遞反應(yīng) H 水的離子積Kw H3O OH Kw 1 0 10 14 298K 298K純水 H3O 1 10 7mol L 1 OH 1 10 7mol L 1 H2O H2O OH H3O 分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律 并解釋之 討論 討論 對常溫下的純水進(jìn)行下列操作 完成下表 中性 酸性 不變 堿性 不變 小結(jié) 加入酸或堿都抑制水的電離 3 影響水電離的因素 1 加入酸或堿 抑制水的電離 Kw不變 2 升高溫度 電離過程是一個吸熱過程 促進(jìn)水的電離 水的離子積增大 在100 時 KW 1 10 12 新課的延伸 1 C H 1 10 7mol L 溶液一定呈中性嗎 說明 溶液或純水呈中性 是因為溶液中C H C OH 2 純水中溶液C H C OH 濃度的計算方法 C H C OH 根據(jù)Kw C H C OH 在特定溫度下為定值 C H 和C OH 可以互求 不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液 水電離出的C H C OH 常溫下 任何稀的水溶液中C H C OH 1 10 14 練習(xí) 0 1mol L的鹽酸溶液中水電離出的C H 和C OH 是多少 0 1mol L的NaOH溶液中水電離出的C H 和C OH 是多少 水電離出的C OH 1 10 14 0 1 1 10 13mol L C H 二 水溶液的酸堿性 堿性溶液 H3O 1 0 10 7mol L 1 OH 酸性溶液 H3O 1 0 10 7mol L 1 OH 中性溶液 H3O OH 1 0 10 7mol L 1 H3O OH 酸性越強 堿性越弱 H3O OH 酸性越弱 堿性越強 298K 堿性溶液 pH 7 酸性溶液 pH 7 中性溶液 pH 7 298K 溶液的pH值 pH lg H3O pH 酸性越強 pH 堿性越強 pOH lg OH pH pOH 14 練習(xí) H3O 1 4 10 6mol L 1 1 H3O 2 5 10 4mol L 1 pH 4 lg2 5 3 60 2 pH 5 85 6 0 15 酸堿指示劑 酸堿指示劑的定義 能借助其顏色的變化來指示溶液pH值的物質(zhì) 酸堿指示劑的變色原理 HInH In 加入酸 H 增大 電離平衡左移 顯酸式色 加入堿 OH 增大 電離平衡右移 顯堿式色 知識鏈接 指示劑的變色范圍 指示劑發(fā)生顏色變化的pH范圍 如石蕊指示劑 由紅色變?yōu)樗{(lán)色時溶液pH由5 0變到8 0 變色范圍為5 0 8 0 甲基橙的變色范圍是3 1 4 4 酚酞變色范圍為8 0 10 0 知識鏈接 常用的酸堿指示劑變色范圍 知識鏈接 pH值測定方法 定性測定 酸堿指示劑法 定量測定 pH試紙法 pH計法等 pH試紙使用方法 直接把待測液滴在干燥的pH試紙上 試紙上顯出顏色后馬上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對比 知識鏈接 pH試紙 活動探究 人體血液 幾種體液及代謝產(chǎn)物的正常pH 知識鏈接 酸堿性食品酸性食物是經(jīng)過消化進(jìn)入血液在PH值上小于7的一類食物 堿性的食物則反之 弱堿性食物 馬鈴薯 竹筍 莢豌豆 菇類 南瓜 蓮藕 蘿卜漬 豆腐 蘋果 梨子 香蕉 菠蘿 櫻桃 桃子 牛旁 強堿性食物 牛奶 蕃茄 蘿卜 紅蘿卜 無花果 菠菜 芹菜 柑桔 葡萄 芋頭 海帶 葡萄干 弱酸性食物 洋火腿 奶油 雞蛋 鯛魚 蝦子 鮑魚 蛤蜊 八爪魚 通心面 巧克力糖 油炸類食物 蔥 炸雞 強酸性食物 牛肉 豬肉 鮪魚 牡蠣 芝士 米 麥 面包 酒 花生米 香腸 糖果 餅干 白糖 知識鏈接 電解質(zhì)飲料電解質(zhì)飲料可補充人體新陳代謝的消耗 其電解質(zhì)成分有鈉離子 鉀離子 鎂離子 氯離子 硫酸根離子 磷酸根離子 檸檬酸鹽 此外還有蔗糖 葡萄糖 維生素C及維生素B6 為了改進(jìn)口感 可往飲料中加入檸檬風(fēng)味劑 甜味劑和防腐劑 飲料中的磷酸鹽和檸檬酸鹽還有緩沖劑的作用 使飲料的pH值保持在可允許的范圍6 8 7 4內(nèi) 蔗糖 葡萄糖是給飲料提供熱量 每克飲料成分可提供3 4千卡的熱量 知識鏈接 思考與討論 1 開始時 V電離和V結(jié)合怎樣變化 2 當(dāng)V電離 V結(jié)合時 可逆過程達(dá)到一種什么樣的狀態(tài) 畫出V t圖 第3節(jié)弱電解質(zhì)溶液 一 弱電解質(zhì)在水溶液中的解離 弱電解質(zhì)電離的V t圖像 V電離 V結(jié)合 0 t1 t2 V電離 V結(jié)合 平衡狀態(tài) t V 1 解離平衡和平衡常數(shù) 在一定條件下 弱電解質(zhì)解離時 若弱電解質(zhì)的分子解離成離子的速率與離子又結(jié)合成分子的速率相等 溶液中電解質(zhì)分子的濃度和離子濃度均不再隨時間而改變 解離過程達(dá)到平衡狀態(tài) 如 CH3COOH H2O CH3COO H3O 解離平衡 例1 在氨水中存在怎樣的電離平衡 向其中分別加入適量的鹽酸 NaOH溶液 NH4Cl溶液以及大量的水 對平衡有什么影響 思考與討論 NH3 H2ONH4 OH 右 左 左 右 影響電離平衡有哪些因素 1 溫度電離過程是吸熱過程 平衡溫度升高向電離方向移動 2 濃度濃度越大 電離程度越小 3 其他因素 對于一元弱酸HB H2OH3O B 平衡時 解離常數(shù) 1 Ki的大小可表示弱電解質(zhì)在水溶液中的解離程度 2 Ki Ka Kb 弱酸的解離常數(shù) 弱堿的解離常數(shù) 3 Ki與電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān) 與電解質(zhì)的濃度無關(guān) 例 HAc25 Ka 1 76 10 5HCN25 Ka 4 93 10 10 意義 Ki值越大 電離程度越大 相應(yīng)酸 或堿 的酸 或堿 性越強 2 電離度 例如 25 0 1mol L 1HAc 1 33 已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù) 弱電解質(zhì)分子總數(shù) 100 已解離的弱電解質(zhì)濃度 弱電解質(zhì)起始濃度 100 電離度不但和電解質(zhì)的本性 溫度 溶劑有關(guān) 也受電解質(zhì)的濃度的影響 3 多元弱酸的逐級解離 HPO42 H2O H3O PO43 Ka3 2 2 1013 H2PO4 H2O H3O HPO42 Ka2 6 23 10 8 H3PO4 H2O H3O H2PO4 Ka1 7 52 10 3 298K下 多元弱酸的酸性主要由第一步解離所決定 計算時 可近似用一級解離的 H3O 代替磷酸溶液的 H3O Ka1 Ka2 Ka3 4 同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng) 在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì) 使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象 稱為同離子效應(yīng) NaAc Na Ac 向HAc溶液中加入NaAc 同離子效應(yīng) HAc H2O H3O Ac 如0 1mol L 1HAc中 加入固體NaAc 使其濃度也為0 1mol L 1 則HAc的解離度由1 33 降低到0 018 鹽效應(yīng) 在弱電解質(zhì)溶液中 加入與弱電解質(zhì)不具有相同離子的強電解質(zhì) 該弱電解質(zhì)的解離度增大 這種現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng) 如0 1mol L 1HAc中 加入固體NaCl 使其濃度也為0 1mol L 1 則HAc的解離度由1 33 增大到1 68 同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)的作用相反 但因同離子效應(yīng)遠(yuǎn)超過鹽效應(yīng) 在離子濃度較小的溶液中 常常忽略鹽效應(yīng)的影響 二 溶液pH值的計算 以HB代表任一弱酸 弱堿 起始濃度Camol L 1 電離度 HB H2O H3O B 起始濃度Ca00 平衡濃度Ca Ca Ca Ca Ka H3O B HB Ca 2 Ca Ca Ca 1 1 一元弱酸 弱堿溶液pH值的計算 稀釋定律 當(dāng) 5 或Ca Ka 500時 Ca Ka 計算公式 H3O Ca KaCa 一元弱酸 OH Cb KbCb 一元弱堿 公式使用前提 Kb Cb 20Kw且Cb Kb 500 Ka Ca 20Kw且Ca Ka 500 公式使用前提 Ca Ka 0 01 1 76 10 5 500 例298K時 HAc的Ka 1 76 10 5 求0 01mol L 1HAc的 pH值 解 Ka Ca 1 76 10 5 0 01 1 76 10 7 20Kw H3O Ca 100 pH lg H3O 4 2 10 4mol L 1 1 76 10 7 H3O KaCa 4 2 10 4 0 01 100 4 2 4 lg4 2 3 38 lg 4 2 10 4 Cb Kb 0 1 1 79 10 5 500 例298K時 NH3 H2O的Kb 1 79 10 5 求0 1mol L 1NH3 H2O溶液的pH值 解 Kb Cb 1 79 10 5 0 1 1 79 10 6 20Kw 1 34 10 3mol L 1 1 79 10 6 OH KbCb pH 14 pOH 14 2 87 11 13 pOH lg OH lg 1 34 10 3 2 87 分別計算濃度均為0 1mol L 1鹽酸溶液 氫氧化鈉溶液 醋酸溶液和氨水溶液的pH 解 1 0 1mol L 1鹽酸溶液 pH lg H lg0 1 lg10 1 1 2 0 1mol L 1氫氧化鈉溶液 練習(xí) 溶液的pH計算 H KW OH 1 10 14 0 1 1 10 13 mol L 1 pH lg H lg 1 10 13 13 3 0 1mol L 1乙酸溶液 pH lg H lg 1 33 10 3 2 88 4 0 1mol L 1氨水溶液 pOH lg OH lg 1 33 10 3 2 88 pH 14 pOH 14 2 88 11 12 1 33 10 3 mol L 1 1 33 10 3 mol L 1