無(wú)機(jī)化學(xué)酸堿平衡與沉淀平衡教案

1無(wú)機(jī)化學(xué)課程工程教學(xué)設(shè)計(jì)方案 熊穎2023年3 月5 日周課程 無(wú)機(jī)化學(xué) 3次

1313授課 授課級(jí)五年中藥同濟(jì)堂13級(jí)五年中 熊穎班級(jí) 教師藥永安堂打算課題 酸堿平衡與沉淀平衡 10課時(shí)把握酸堿質(zhì)子理論，一般了解酸堿電子理論。把握溶液酸、堿性的表述方法，溶液的酸、堿性與pH的關(guān)系。pH的計(jì)算方教學(xué)目的法，一般了解多元弱酸、弱堿溶液pH要求 4.一般了解〔定性〕利用酸、堿質(zhì)子理論分析鹽的水解的本質(zhì)，了解鹽的水解與溶液的酸、堿性的關(guān)系。把握緩沖溶液的概念、組成、pH的計(jì)算，了解緩沖溶液的應(yīng)用。把握溶度積的概念及利用溶液積計(jì)算難溶性鹽的溶解度，了解沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化。重點(diǎn)：一元弱酸、弱堿、多元弱酸、弱堿的概念，嫻熟把握一元弱酸、弱堿溶液pH的計(jì)算方重點(diǎn)難點(diǎn)授課教學(xué)場(chǎng)所時(shí)間安排

法，一般了解多元弱酸、弱堿溶液pH的計(jì)算方法；溶液酸、堿性的表述方法，溶液的酸、堿pH難點(diǎn)：利用溶液積計(jì)算難溶性鹽的溶解度講授、示范、操作 圖例 教具 課堂13〔2-505〕、13(1-503)、13堂(2-302)22pH42教學(xué)設(shè)計(jì)課堂教學(xué)過(guò)程中發(fā)揮樂(lè)觀性、主動(dòng)性。實(shí)訓(xùn)內(nèi)容

1、23、4pH5、67、8一、課導(dǎo)入二、教學(xué)步驟1.(H+)(質(zhì)子給體)酸可以是分子、正離子或負(fù)離子。堿：能承受質(zhì)子的物質(zhì)(質(zhì)子受體)堿可以是分子、正離子或負(fù)離子。酸釋放一個(gè)質(zhì)子形一些其他類型的反響也歸為酸堿反響。2.取決于什么呢？我們以水溶液中的HClHAc為例，HCl酸性強(qiáng)，說(shuō)明給出質(zhì)子〔賜予H2O〕的力氣強(qiáng)，HAc〔度〕常數(shù)KaKa愈大表示酸性愈強(qiáng)。其次節(jié)酸堿平衡一、弱酸〔堿〕(pH的計(jì)算)1.一元弱酸〔堿〕HAHA+H2O==A-+H3O+c-[H+][H+][H+][H3O][A]Ka=[HA]變換為：[H+]2+Ka[H+]－Kac=0此為一元二次方程，其解為[H]=+-KaK4Kac22a此式即為計(jì)算一元弱酸溶液中[H+]〔wcc-[H+]≈c[H[HKac[Hc22[HKac此式稱為最簡(jiǎn)c/Ka≧100?同理，可推出弱堿的最[OHKbcc/Kb≧100二是求出的[OH-]，一般要求的是[H+]HA+H2O==A-+H3O+c-[H+][H+][H+]c(1-α)cαcαc??c?c?Ka=?c(1??)1??2α不太小時(shí)，1-α≈1，Ka=cα2α=Ka/c2.多元酸堿多元酸在水溶液中是分步電離的如H3PO4在水中有三級(jí)解離，25℃時(shí)Ka1=7.52×10-3，Ka2=6.23×10-8，Ka3=2.2×10-13。多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3,每級(jí)解離常數(shù)一般相差4～6個(gè)數(shù)量級(jí)，可無(wú)視二、三級(jí)解離平衡。因此,多,教學(xué)過(guò)程假設(shè)計(jì)算[H+]3.兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)常見(jiàn)的有負(fù)離子型〔如HCO3型〔如NH4Ac〕和氨基酸型。因推導(dǎo)公式比較繁雜，一般用最簡(jiǎn)式即可。當(dāng)Kac>>20Kw，c>20Ka′時(shí)，?[H]?Ka?Ka?Ka：為兩性物質(zhì)本身做酸時(shí)的酸常數(shù)，Kaˊ：為兩性物質(zhì)視為堿時(shí)其共軛酸的酸常數(shù)，如HCO3-，其Ka=5.61×10-11，Kaˊ＝4.30×10-7。三、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)HAc為弱酸，在溶液中存在電離平衡…，屬于化學(xué)平衡的一種，遵循化學(xué)平衡移動(dòng)的規(guī)律：…。假設(shè)參與NaAc，則可使HAc的電離度減小。這種在弱電解質(zhì)溶液中參與含有與此弱電解質(zhì)一樣離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使得弱電解質(zhì)電離度減小的現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。假設(shè)在上述溶液中參與不含一樣離子的強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl，又會(huì)怎樣呢？實(shí)際上，在發(fā)生同離子效應(yīng)的同時(shí)，也存在著鹽效應(yīng)，只不過(guò)二者大小不同。第三節(jié)緩沖溶液一．緩沖溶液的概念1．緩沖作用和緩沖溶液一杯50ml的水，參與1滴1mol·-1HCl溶液，LpH由7變?yōu)?；參與NaOH，變?yōu)?1。換成NaCl溶液，狀況也差不多，這說(shuō)明…。假設(shè)換為含0.1mol·-1HAc和NaAc溶液，則大不L一樣，pH由4.75變?yōu)?.74和4.76，這說(shuō)明此類溶液能…，這種作用稱為緩沖作用這種溶液稱為緩沖溶液。2．緩沖溶液的組成和緩沖機(jī)理由上面可知，緩沖溶液由弱電解質(zhì)共軛酸堿對(duì)組成，且共額酸堿都有足夠的濃度。理論上，但凡弱電解質(zhì)共額酸堿對(duì)都能組成緩沖溶液。如NH4+—NH3、H2CO3—HCO3等。緩沖溶液為什么具有緩沖作用呢？……。普通的弱電解質(zhì)溶液是否也有緩沖作用呢？強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液也具有確定的緩沖力氣，但…。二．緩沖溶液的pH值1．pH值的計(jì)算公式由HB的電離平衡式、Ka可得：pH=pKa+lg[B]/[HB]，或pH=pKa+lg[共軛堿]/[共軛酸]此式稱為Henderson—Hasselbalch方程式。由于Ka很小，又加上NaB的同離子效應(yīng)，HB和B-的電離很弱，[B-]≈cB，[HB]≈cHB。另外，由于HB和B-在同一溶液中上式又可變?yōu)閜H=pKa+lgnB/nHB例在100ml0.5mol·-1氨水中參與L100ml0.1mol·-1HCl溶液，求混合液的pH。L(NH3的Kb=1.76×10-5)解：反響生成了局部NH4+，與剩余的NH3組成緩沖溶液。 n(NH4+)=0.1×100/1000=0.01(mol) n(NH3)=0.5×100/1000-0.01=0.04(mol) pKb=4.75 ，pKa=pKw-pKb=14-4.75=9.25pH=pKa+lgnB/nHB=9.25+lg0.04/0.01=9.852．緩沖容量緩沖溶液的緩沖力氣是有確定限度的，…β來(lái)表示β=Δn/ΔpHΔn1L緩沖溶液中的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的物質(zhì)的量；ΔpH：pH的轉(zhuǎn)變數(shù)值。明顯，在pH值變化一樣時(shí)，Δn越大的緩沖溶液緩沖容量越大；在Δn一樣那些因素影響呢？依據(jù)數(shù)學(xué)推導(dǎo)〔此處省略，β受總濃度和緩沖比的影響。所謂總濃度，指的是c總＝cB+cHB，c總越大，β越大。緩沖比是指[B-]/[HB]，緩沖比等于1時(shí)β最大，相反的，緩沖比偏離1越遠(yuǎn)，10，對(duì)應(yīng)的pH范圍為pKa-1~pKa+1，記為pH＝pKa±1，此為緩沖溶液具有緩沖力氣的范圍，稱為緩沖范圍。只要知道了pKa，就可知道緩沖溶液的緩沖范圍，如…。三．緩沖溶液的配制一般配制原則1．選擇適當(dāng)?shù)木彌_系，即選擇pKa盡可能與要求的pH接近，why？2．選擇適宜的總濃度，一般在0.05～0.5mol·-1之間。L3．按所要求的pH值，計(jì)算出緩沖比，進(jìn)而算出需要的共軛酸堿的量。4．利用儀器進(jìn)展校正。四．人體內(nèi)的緩沖體系人體體液都有確定的pH值，且都需要相當(dāng)?shù)姆€(wěn)定性，如胃液在1.0左右，腸液在2.0～6.6，血液在7.35～7.45之間，…。由于血液是量最多的體液，所以其中的pH變化也最值得關(guān)注。人體在休息時(shí)，動(dòng)脈血漿的pH值約為7.40，靜脈血漿因有CO2，略低，約為7.35；人體做猛烈肌肉運(yùn)動(dòng)時(shí)，由于有大量酸性物質(zhì)如碳酸、乳酸等產(chǎn)生，使得靜脈血漿的pH值可降至7.30。體液中的緩沖系主要有H2CO3—HCO3-、H2PO4—HPO42-、HHb—Hb-〔血紅蛋白〕等。在血液中起主要作用的緩沖系為H2CO3—HCO3-，紅細(xì)胞中起主要作用的是H2PO4—HPO42-。H2CO3—HCO3-在血液中存在平衡CO2+H2O?H2CO3?HCO3-+H3O+ 上述平衡中，第一步向右進(jìn)展得程度很小〔在碳酸酐酶的作用下速度會(huì)大大加快，而一旦生成了H2CO3，則會(huì)快速電離，因而，上述緩沖體系中H2CO3的量其實(shí)很少，更多的共軛酸是以CO2溶解的形式存在，所以有的書(shū)上表示為CO2溶解—HCO3-。需要說(shuō)明的是，CO2溶解—HCO3-的pKa＝6.1，而pH＝7.4，按前面的爭(zhēng)論已超出緩沖范圍，緩沖比到達(dá)了20:1，但血液仍有很強(qiáng)的緩沖力氣。緣由?第四節(jié)難溶強(qiáng)電解質(zhì)的形成和溶解一．溶度積鑒定Cl-，常用AgNO3試劑，Ag+與Cl-作用生成白色的AgCl沉淀AgCl是一種難溶電解質(zhì)它是由Ag+與Cl-構(gòu)成的晶體當(dāng)AgCl置于水中時(shí)，…。在確定條件下最終到達(dá)平衡：AgCl(s)?Ag+(aq)+Cl-(aq)平衡常數(shù)用Ksp表示：Ksp＝[Ag+][Cl-]。稱為溶度積常數(shù)，在確定溫度下為一常數(shù)。它反映了難溶電解質(zhì)的溶解力氣。對(duì)于一般物質(zhì)，可用通式表示：AmBn(s)?mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp＝[An+]m[Bm-]n嚴(yán)格說(shuō)，溶度積應(yīng)以離子的活度來(lái)計(jì)算，但由于濃度小，所以一般可用濃度代替。二．溶度積與溶解度前面說(shuō)過(guò)溶度積可表示溶解度的大小，但這種表示或比較只能在同類型的物質(zhì)之間進(jìn)展比較，如AgCl：1.77×10-10；AgBr：5.35×10-13，說(shuō)明AgCl的溶解度大于AgBr。而對(duì)于不同類型的物質(zhì)，則不能僅憑溶度積來(lái)打算溶解度的大小，如Ag2CrO4：1.12×10-12；BaSO4：1.07×10-10，此時(shí)只能用溶解度來(lái)進(jìn)展比較。 如AB型：AB(s)?An++Bn-，KSP對(duì)于AB2型：AB2(s)A2n++2Bn-，Ksp=[A2n+][Bn-]2=4S3，S=3K4留意：上述難溶電解質(zhì)的S與Ksp之間的關(guān)系只在確定的的條件下才成立：①．電離出的離子在水溶液中不發(fā)生副反響，否則就不成立。如硫化物、碳酸鹽、磷酸鹽等。②．溶解的局部必需全部電離，否則會(huì)造成很大的誤差。如Fe(OH)3、Mg(OH)2等。SP前面爭(zhēng)論的溶度積公式指的是達(dá)沉淀溶解平衡時(shí)的狀況，但假設(shè)不在平衡狀態(tài)呢？上式還成立嗎？明顯不成立。此時(shí)可把離子濃度的乘 積用離子積來(lái)表示：對(duì)于AB：Qc=cA·B，c外表上看，Qc和Ksp形式相像，但其含意卻有不同，…。⑴…。⑵…。⑶…。例三、沉淀的生成依據(jù)溶度積規(guī)章，Qc>Ksp時(shí)，就會(huì)產(chǎn)生沉淀。參與沉淀劑是最常見(jiàn)的生成沉淀的方法，此外，把握pH值也是促使沉淀生成的手段。常利用沉淀的生成來(lái)除去某種離子，而依據(jù)沉淀溶解平衡觀點(diǎn)，某種離子不行能完全除去，實(shí)際中有一個(gè)界限，低于這個(gè)界限， 就認(rèn)為已完全除去。這個(gè)界限一般認(rèn)定為1.0×10-5mol·-1。L這里要留意，有時(shí)利用生成沉淀來(lái)進(jìn)展分析，但沉淀外表實(shí)際上是吸附著確定量的可溶離子的，這一局部可溶離子不僅增加了沉淀的質(zhì)量，而且還能使定性分析消滅偏差，所以，在分析化學(xué)中，沉淀生成后一般要進(jìn)展洗滌。在實(shí)際中常常有兩種或兩種以上都可與沉淀劑生成沉淀的物質(zhì)共存，此時(shí)的沉淀就復(fù)雜多了可以利用不同難溶電解質(zhì)的Ksp不同以及不同的沉淀?xiàng)l件來(lái)對(duì)這些物質(zhì)進(jìn)行分步的沉淀這在經(jīng)典化學(xué)分析中有很大的有用性。以較為簡(jiǎn)潔的鹵素的沉淀為例加以介紹：一含有ClBr、I的混合溶液假設(shè)向其中滴加+Ag會(huì)發(fā)生什么狀況呢？并不是開(kāi)頭全部的沉淀都會(huì)生成只有當(dāng)Qc≥Ksp時(shí)才會(huì)有沉淀生成，而三種的Ksp明顯不同。-10-13-171.77×10，5.33×10，8.52×10，由小到大時(shí)，Qc＝cAg+·I-最先到達(dá)AgI的Ksp，此時(shí)AgI沉c淀開(kāi)頭生成，而同時(shí)對(duì)于AgBr和AgCl來(lái)說(shuō)，+Qc<Ksp，不會(huì)產(chǎn)生沉淀。隨著Ag的不斷參與，漸漸增大，對(duì)AgBr來(lái)說(shuō)最終會(huì)到達(dá)Qc＝cAg+·Br-＝Ksp，此時(shí)開(kāi)頭產(chǎn)生AgBr沉淀，最終，c當(dāng)Qc＝cAg+·Cl-＝Ksp時(shí)，開(kāi)頭生成AgCl沉淀。c這就是分步沉淀。例：在含有0.1mol·-1Ba2+和0.1mol·-1Pb2+混合LL溶液中，逐滴參與K2CrO4溶液，問(wèn)哪種離子先沉淀？?jī)烧哂袩o(wú)分別開(kāi)的可能？解：查表PbCrO4Ksp=1.8×10-14,BaCrO4Ksp=1.6×10-10。由兩者Ksp數(shù)值Pb2+先沉淀。當(dāng)Ba2+開(kāi)頭沉淀時(shí)，c(CrO42-)=1.6×10-9mol·-1，此時(shí)溶液中Lc(Pb2+)=Ksp/c(CrO42-)＝1.8×10-14/1.6×10-9＝1.1×10-5(mol·-1)，L溶度積規(guī)章，當(dāng)Qc<Ksp時(shí)，平衡就會(huì)向沉淀溶解的方向移動(dòng)，沉淀就會(huì)溶解。造成沉淀溶解的緣由有幾種，有關(guān)的計(jì)算也較麻煩。①生成弱電解質(zhì)。如CaCO3在酸中的溶解，生成了H2CO3，某些硫化物H2SHNO3S2-S。③AgClPbCl2溶于Na2CO3而生成PbCO3:BaSO4沉淀是用去離子水還是用稀硫酸,625℃下CaF2(s)(1〔0.010mol·-1Ca(NO3)2〔3〕0.010Lmol·-1NaF溶液中的溶解度mol·-。比較LL三種狀況下溶解度的相對(duì)大小。解〔1CaF2(s)S1CaF2(s)=Ca2++2FS1