3. 电解质溶液和解离平衡

课程名称：无机化学第六章电解质溶液6-1 水的解离与溶液的pH值6-1-1 酸碱的解离理论酸碱的解离理论1884年瑞典化学家阿仑尼乌斯（S.A.Arrhenius,1859～1927年）提出的酸碱理论认为：酸是在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H+）①的化合物；碱是在水溶液中最离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH-）的化合物。

酸碱中和反应的实质就是H+和OH-结合为H2O的反应。

酸碱的相对强弱可以根据它们在水溶液中电离出H+或OH-程度的大小来衡量。

①水溶液中的氢离子实际上是质子(H+) 和水结合生成的H3O+离子及其水合离子，但书写时除非必须注明其物态，一般仍可简写为H+。

6-1-2 水的解离反应和溶液的pH值1. 水的解离反应用精密的电导仪测量，发现纯水有极微弱的导电能力。

其原因是水有微弱的解离，使纯水中存在极微量的H3O+和OH-。

经实验测知，298.15K时纯水中c(H+)和c(OH-)均为1.0×10-7mol·L-1。

研究揭示，在纯水或稀溶液中，存在着水的解离平衡：课程名称：无机化学H2O(1 ) H+(aq) + OH-(aq)而且 {c(H+)/cθ}{c(OH-)/cθ}=称为水的离子积。

与其它平衡常数一样，是温度的函数。

不同温度下水的离子积见表6-1。

表6-1 不同温度下水的离子积t/℃ 5 10 20 25 50 100/10-40.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.12. 溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小:酸性溶液c(H+) ＞1.0×10-7 mol·L-1 ＞c(OH-)纯水(或中性溶液) c(H+) =1.0×10-7 mol·L-1=c(OH-)碱性溶液c(H+) ＜1.0×10-7 mol·L-1＜c(OH-)当溶液中c(H+)或c(OH-)小于1 mol·L-1时,用浓度直接表示溶液的酸碱性显得不方便, 可采用pH表示之: pH=-lg{c(H+)/cθ}根据；pH=-lg{·cθ/c(O H-)}则pH= p- p OH = 14 - p OH酸性溶液pH＜7纯水(或中性溶液) pH=7碱性溶液pH＞7[例6-1]比较下列溶液的pH值年月日x0404-08课程名称：无机化学(1) 0.10 mol·L -1的HOAc 溶液；(2) 纯水 ；(3) 0.10 mol·L -1 NH 3·H 2O 溶液。

《弱电解质的解离平衡》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解弱电解质的含义，掌握弱电解质解离平衡的观点和影响因素，能够运用平衡挪动原理分析弱电解质溶液的电离过程。

2. 过程与方法：通过实验探究，培养学生的观察、分析和解决问题的能力。

3. 情感态度与价值观：理解科学探究的过程，培养踏踏实实、周密治学的态度，增强对化学学科的兴趣和热爱。

二、教学重难点1. 教学重点：弱电解质解离平衡的观点和影响因素。

2. 教学难点：平衡挪动原理的应用，实验探究能力的培养。

三、教学准备1. 准备教学用具：PPT课件、实验器械、试纸、试管等。

2. 准备教学材料：弱电解质（如醋酸、盐酸等）溶液、指示剂、试纸等。

3. 准备教学内容：提前安置学生预习相关内容，了解弱电解质的基本性质。

4. 安排教学活动：根据教学内容，设计合理的教室活动，如小组讨论、实验探究、汇报展示等。

四、教学过程：（一）导入新课1. 复习提问：什么是电解质？电解质在水溶液中发生什么反应？2. 引导学生回忆初中学过的电解质导电的原理。

3. 引入新观点：弱电解质。

4. 提出问题：什么是弱电解质的解离平衡？（二）新课教学1. 讲解观点：弱电解质的解离平衡是指弱电解质在水溶液中会部分电离，形成离子和分子。

2. 展示实验数据：不同浓度的醋酸溶液的pH值，引导学生观察并分析数据。

3. 引导学生得出结论：浓度越稀，pH值越大；浓度越大，电离水平越小。

4. 讲解实验操作：如何测定溶液的pH值，如何通过实验数据判断弱电解质的解离平衡。

5. 小组讨论：影响弱电解质解离平衡的因素有哪些？如何通过实验数据说明这些因素对弱电解质解离平衡的影响？6. 小组代表发言，分享讨论效果。

7. 教师总结：影响弱电解质解离平衡的因素主要有温度、浓度、同离子效应和稀释等。

实验数据显示，温度越高，弱电解质的解离平衡越向右挪动；浓度越大，弱电解质的解离水平越小；同离子效应会抑止弱电解质的解离；稀释有利于弱电解质的解离。

实验四电解质溶液一、实验目的1．掌握并验证同离子效应对弱电解质解离平衡的影响；2．学习缓冲溶液的配制，并验证其缓冲作用；3．掌握并验证浓度、温度对盐类水解平衡的影响；4. 了解沉淀的生成和溶解条件以与沉淀的转化。

二、实验原理弱电解质溶液中加入含有相同离子的另一强电解质时，使弱电解质的解离程度降低，这种效应称为同离子效应。

弱酸与其盐或弱碱与其盐的混合溶液，当将其稀释或在其中加入少量的酸或碱时，溶液的pH 值改变很少，这种溶液称作缓冲溶液。

缓冲溶液的pH 值（以HAc 和NaAc 为例）可用下式计算：)Ac ()HAc (lg p )()(lg p pH θa θa --=-=c c K c c K 盐酸 在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的难溶容电解质和溶液中相应的离子之间建立了多相离子平衡。

例如在PbI 2饱和溶液中，建立了如下平衡：PbI 2 (固) Pb 2+ + 2I -其平衡常数的表达式为θsp K = c (Pb 2+) · c (I -)2，称为溶度积。

根据溶度积规则可判断沉淀的生成和溶解，当将Pb(Ac)2和KI 两种溶液混合时 如果：c (Pb 2+)· c (I -)2 ＞θsp K 溶液过饱和，有沉淀析出。

c (Pb 2+)· c (I -)2 ＝θsp K 饱和溶液。

c (Pb 2+)· c (I -)2＜θsp K 溶液未饱和，无沉淀析出。

使一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，即把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化，对于同一种类型的沉淀，溶度积大的难溶电解质易转化为溶度积小的难溶电解质。

对于不同类型的沉淀，能否进行转化，要具体计算溶解度。

三、仪器和药品仪器：试管，试管架，试管夹，离心试管，小烧杯（100mL 或50mL ），量筒（10mL ），洗瓶，点滴板，玻璃棒，酒精灯（或水浴锅），离心机（公用）。

药品：醋酸HAc（0.1mol·L-1，1mol·L-1，2mol·L-1），盐酸HCl （0.1mol·L-1，2 mol·L-1，6mol·L-1）。

第三章酸碱反应与配位反应一、教学基本要求1. 酸碱理论概述熟悉酸碱质子理论。

2. 电解质溶液的解离平衡。

了解强电解质溶液、表观解离度、活度、活度系数、离子强度等基本概念；熟悉水的解离平衡；掌握弱酸弱碱的解离平衡；了解酸碱的相对强弱。

3. 电解质水溶液pH值的计算理解分布系数；掌握质子平衡式与[H+]的计算（掌握各种溶液[H+]计算的最简式）。

4. 缓冲溶液掌握缓冲溶液的原理及计算。

5. 配位平衡及其移动掌握配合物的基本概念、定义、组成和命名，配合物的类型；掌握配合物在水溶液中的离解平衡；掌握配体过量时的计算；掌握配离子与配离子之间的转化及相关计算。

二、学时分配:三、教学内容§3.1质子酸碱理论酸碱物质和酸碱反应是化学研究的重要内容。

在科学实验和生产实际中有着广泛的应用。

人们对酸碱物质的认识是不断深化的。

1887年阿仑尼乌斯(S．A．Arrhenius)在解离理论学说的基础上把酸碱定义为：酸是在水溶液中解离生成的正离子全部是H+离子的物质；碱是在水溶液中解离生成的负离子全部是OH－离子的物质。

酸碱反应的实质是H+离子和OH－离子结合生成H20的反应。

这一酸碱解离理论对化学，尤其是酸碱理论的发展起了积极作用，至今仍广泛地应用着。

随着生产和科学技术的发展和进步，酸碱的解离理论显现了局限性，于是先后又提出多种酸碱理论，其中比较重要的有质子酸碱理论和酸碱的电子理论。

3.1.1质子酸碱理论一、酸碱定义根据酸碱的解离理论，在水溶液中许多酸碱反应都有质子参与，也就是说酸碱反应是涉及质子的传递反应。

1923年丹麦化学家布朗斯特(J ．N ．Bronsted)和英国化学家劳莱(T ．M ．Lowry)各自独立提出质子酸碱理论。

该理论认为：酸是能给出质子的物质；碱是能接受质子的物质。

简单地说，酸是质子的给予体，而碱是质子的接受体。

这个定义不像解离理论那样只限于水溶液中。

如-+-+-+++→+→+→Cl H HCl HPO H PO H NH H NH 244234二、按照酸碱质子理论，可从以下几方面加深理解酸碱概念1． 酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子及两性物质，有些物质既可作为酸，也可作为碱。