教案提纲 [教学对象] 农科本科一年级 [学 科] 普通化学 [课 型 合班理论讲授 [授课题目] 强电解质理论：弱酸弱碱的电离 [授课纲目] 第五章电离及沉淀平衡/第一节强电解质理论/第二节弱酸弱碱的电离 [授课时数] 2学时 [教学目的] 1、了解强电解质的电离，理解离子氛、活度系数的概念及影响因素： 2、掌握弱酸弱碱的电离： 3、培养学生分析问题、解决问题的能力，培养创新能力。 1、弱酸弱碱的电离： [教学重点] 2、掌握同离子效应对弱酸弱碱离解平衡的影响并能熟练的进行有关计算。 3、理解稀释效应，了解盐效应对弱酸弱碱平衡的影响。 [教学难点] 弱酸弱碱的电离及同离子效应对平衡的影响。 [教学方法] 讲授法 [参考文献] 1、赵士铎主编，普通化学，面向21世纪课程教材，北京，中国农业出版 社，1997.7,43~56 2、徐伟亮主编，化学知识体系与学习指南，北京，科学出版社，2001.2， 1718 3、张永安编，无机化学，北京，北京师范大学出版社，1998.9,74~81 4、刘晓庚主编，基础化学学习指导，北京，气象出版社，1995.5,43~47 5、翟仁通主编，普通化学，北京，中国农业出版社，1996.12,2841 6.J.D Lee.A New Concise Inorganic Chemistry(Third edition).New York:Van Nostrand Reinhold Company Ltd.1977
教案提纲 [教学对象] 农科本科一年级 [学 科] 普通化学 [课 型] 合班理论讲授 [授课题目] 强电解质理论；弱酸弱碱的电离 [授课纲目] 第五章 电离及沉淀平衡/第一节 强电解质理论／第二节弱酸弱碱的电离 [授课时数] 2 学时 [教学目的] 1、了解强电解质的电离，理解离子氛、活度系数的概念及影响因素； 2、掌握弱酸弱碱的电离； 3、培养学生分析问题、解决问题的能力，培养创新能力。 [教学重点] 1、 弱酸弱碱的电离； 2、 掌握同离子效应对弱酸弱碱离解平衡的影响并能熟练的进行有关计算。 3、 理解稀释效应，了解盐效应对弱酸弱碱平衡的影响。 [教学难点] 弱酸弱碱的电离及同离子效应对平衡的影响。 [教学方法] 讲授法 [参考文献] 1、 赵士铎主编，普通化学，面向 21 世纪课程教材，北京，中国农业出版 社，1997.7,43～56 2、 徐伟亮主编，化学知识体系与学习指南，北京，科学出版社，2001.2， 17～18 3、 张永安编，无机化学，北京，北京师范大学出版社，1998.9，74～81 4、 刘晓庚主编，基础化学学习指导，北京，气象出版社，1995.5，43～47 5、 翟仁通主编，普通化学，北京，中国农业出版社，1996.12，28～41 6、J.D Lee. A New Concise Inorganic Chemistry (Third edition). New York: Van Nostrand Reinhold Company Ltd. 1977
教学过程 批注 一复习导入新课(5分钟) 第四章已经介绍了化学平衡的基本原理，本章在平衡原理的指导下，讨论发生 在水溶液中的各种化学平衡问题。 提问引出 二讲授新内容 一一板书 第一节强电解理论 5.1.1强电解质与弱电解质 一一叙述内容 电离度通常用a表示，即 一一板书 a=已电离的分子数×10% 分子的总数 一一板书。 5.1.2强电解质理论 一一简单介绍 根据溶液的导电性实验所测得的数据表明，强电解质在溶液中的电离度均小于 100%,1923年德拜Debye)和休克尔(Hǖckel)提出了强电解质的离子互吸学说。由于 异号离子之间的静电吸引，在阳离子的周围聚集了较多的阴离子，同时在阴离子的 周围也聚集了较多的阳离子，形成了所谓的“离子氛”。由于“离子氛”的存在，使 得离子在溶液中的行动不能完全自由，造成带电离子浓度减小即电离不完全的假象。 这种电离度与弱电解质的电离度的意义完全不同，它仅表示离子间的相互牵制作用， 故称为“表观电离度”。 1907年路易斯(Lewis)提出了“有效浓度”的概念来校正实际浓度，有效浓 度又叫活度α，它表示溶液中离子表现出的真正活动能力。 a=y·C 一一板书 式中α为电解质溶液的活度，y为活度系数，c为溶液的实际浓度。 活度系数”反映了溶液中离子之间的互相牵制作用。电解质溶液浓度越大，离 子之间的牵制作用越强，y值越小：反之亦然。在无限稀的溶液中，离子的牵制作用 极小，此时y→1，浓度与活度基本一致。由此可见，对稀溶液而言，浓度可近似地 代替活度。 电解质溶液的活度系数不仅与离子的浓度有关，而且还与离子的电荷数有关， 我们将离子浓度与离子的电荷数对活度系数的综合影响称为离子强度1,1可用下式 计算： 一板书 1=2aZ+c2+…)= Z) 式中：c为各离子的浓度(moldm),Z为各离子的电荷数。 1923年德拜和休格尔根据离子互吸学说，得出了活度系数γ与离子强度I的近 似关系： 1g=.05091zzV斤 一一板书 1+7 式中：Z、Z是正、负离子的电荷数。此式适用于浓度小于0.1mokg的稀溶液。 第二节弱酸弱碱的电离 一一板书 5.2.1一元弱酸、弱碱的电离 一一板书 1.一元弱酸弱碱的电离常数弱电解质水溶液中存在着分子与离子之间的电离 平衡。例如，在一定温度下，一元弱酸HAC水溶液中存在下列平衡： 一一根据第四章 HAcH+Ac 所学的写出电离 其平衡常数表达式可简写为：K9=c,(Hkm(Ac) Cen (HAc) 平衡的常数 一一板书 对于一元弱碱 NH3-H20=OH+NH 其平衡常数表达式可简写为：K8=c(OH)c) 一一说明该公式 ce(NH3·H20) 的意义 式中的K、K称为弱酸、弱碱的电离常数。同所有的平衡常数一样，电离常 一一同离推出弱
教 学 过 程 批 注 一 复习导入新课（5 分钟） 第四章已经介绍了化学平衡的基本原理，本章在平衡原理的指导下，讨论发生 在水溶液中的各种化学平衡问题。 二 讲授新内容 第一节 强电解理论 5.1.1 强电解质与弱电解质 电离度通常用 α 表示，即 α = ％ 分子的总数 已电离的分子数 100 5.1.2 强电解质理论 根据溶液的导电性实验所测得的数据表明，强电解质在溶液中的电离度均小于 100%，1923 年德拜(Debye)和休克尔(Hücke1)提出了强电解质的离子互吸学说。由于 异号离子之间的静电吸引，在阳离子的周围聚集了较多的阴离子，同时在阴离子的 周围也聚集了较多的阳离子，形成了所谓的“离子氛”。由于“离子氛”的存在，使 得离子在溶液中的行动不能完全自由，造成带电离子浓度减小即电离不完全的假象。 这种电离度与弱电解质的电离度的意义完全不同，它仅表示离子间的相互牵制作用， 故称为“表观电离度”。 1907 年路易斯（Lewis）提出了“有效浓度”的概念来校正实际浓度，有效浓 度又叫活度 a，它表示溶液中离子表现出的真正活动能力。 a = γ·c 式中 a 为电解质溶液的活度，γ 为活度系数，c 为溶液的实际浓度。 活度系数 γ 反映了溶液中离子之间的互相牵制作用。电解质溶液浓度越大，离 子之间的牵制作用越强，γ 值越小；反之亦然。在无限稀的溶液中，离子的牵制作用 极小，此时 γ →1，浓度与活度基本一致。由此可见，对稀溶液而言，浓度可近似地 代替活度。 电解质溶液的活度系数不仅与离子的浓度有关，而且还与离子的电荷数有关， 我们将离子浓度与离子的电荷数对活度系数的综合影响称为离子强度 I，I 可用下式 计算： I = 2 1 (c1Z 2 1 + c2Z 2 2 + …… ) = ( ) 2 1 2 iZi c 式中: c 为各离子的浓度(mol∙dm－3 )， Z 为各离子的电荷数。 1923 年德拜和休格尔根据离子互吸学说，得出了活度系数 γ 与离子强度 I 的近 似关系： lgγ = - 0.509︱Z +Z -︳ I I 1+ 式中: Z+、Z -是正、负离子的电荷数。此式适用于浓度小于 0.1mol∙kg-1 的稀溶液。 第二节 弱酸弱碱的电离 5.2.1 一元弱酸、弱碱的电离 1．一元弱酸弱碱的电离常数 弱电解质水溶液中存在着分子与离子之间的电离 平衡。例如，在一定温度下，一元弱酸 HAc 水溶液中存在下列平衡： HAc H+ + Ac- 其平衡常数表达式可简写为： K θ a = (HAc) (H ) (Ac ) eq eq eq c c c + − 对于一元弱碱 NH3∙H2O OH- + NH + 4 其平衡常数表达式可简写为： K θ b = (NH H O) (OH ) (NH ) eq 3 2 eq eq 4 − + c c c 式中的 K θ a 、K θ b 称为弱酸、弱碱的电离常数。同所有的平衡常数一样，电离常 提问引出 －－板书 ――叙述内容 ――板书 ――板书。 ――简单介绍 ――板书 ――板书 ――板书 ――板书 ――板书 ――根 据第 四章 所学的 写出 电离 平衡的常数 ――板书 ――说 明该 公式 的意义 ――同 离推 出弱
教学过程 批注 碱的电离常数 数是酸碱的特征常数，它与浓度无关而与温度有关，但由于弱电解质在水中电离时 的热效应不大，故温度变化对电离常数的影响较小，一般不影响其数量级。所以在 KS 室温条件下，我们一般使用298K时的K、K值。 电离常数的大小，代表着弱酸和弱碱在水溶液中的电离程度以及弱酸弱碱的酸、 碱性的相对强弱。K9越大表示该酸在水中的电离程度越大，酸性也越强：碱亦然。 2.稀释定律 一板书 电离度与电离常数都可以用来表示弱电解质的相对强弱，电离常数属于化学平 衡常数，只与弱电解质的本性有关，与浓度无关，对某一弱电解质而言是一特征常 数：而电离度属于平衡转化率，不仅与弱电解质的本性有关，还与浓度有关。电离 度与电离常数的关系推导如下： 设浓度为c的某弱酸HB的电离度为a,电离常数为Ka,根据弱酸在水中的电 离平衡 HB -H++B 起始浓度c0 00 平衡浓度ce4 c-ca ca ca K9=C(Ac ca (H)a'clc Ceg (HAc) 1-a 如果a≤5%或c/c9 ≥500，则1-a≈1， 一一板书，要求记 a= K 称为稀释定律，它表明在一定温度下，随着溶液浓度 忆 的降低，电离度增加。 一一板书 3.一元弱酸弱碱溶液的酸度 如果弱酸的a≤5%或c/ ≥500，则 K9 caa(H)0-Keclco 一一板书，要求记 nk?-le) 忆，一定要注意使 用条件 同理可推导出一元弱碱溶液OH浓度的计算公式： Cea(OH =Kc1c 一一由学生根据 弱酸推出并记忆 pOH= 2(pk-cle) pu=14-pe-电e1ey 5.2.2多元弱酸、弱碱的电离 一一板书 多元弱酸、弱碱在水溶液中的电离是分步进行的。例如，二元弱酸HS,它的电 分两步进行： H2SH++HS 一一以二元弱酸 ()/o(x HS为例并记忆 [ca(H2S)/c] HSH++S2-
教 学 过 程 批 注 数是酸碱的特征常数，它与浓度无关而与温度有关，但由于弱电解质在水中电离时 的热效应不大，故温度变化对电离常数的影响较小，一般不影响其数量级。所以在 室温条件下，我们一般使用 298K 时的 K θ a 、K θ b 值。 电离常数的大小，代表着弱酸和弱碱在水溶液中的电离程度以及弱酸弱碱的酸、 碱性的相对强弱。K θ a 越大表示该酸在水中的电离程度越大，酸性也越强；碱亦然。 2．稀释定律 电离度与电离常数都可以用来表示弱电解质的相对强弱，电离常数属于化学平 衡常数，只与弱电解质的本性有关，与浓度无关，对某一弱电解质而言是一特征常 数；而电离度属于平衡转化率，不仅与弱电解质的本性有关，还与浓度有关。电离 度与电离常数的关系推导如下： 设浓度为 c 的某弱酸 HB 的电离度为 α，电离常数为 Ka，根据弱酸在水中的电 离平衡 HB H+ + B- 起始浓度 c0 c 0 0 平衡浓度 ceq c - cα cα cα K θ a = (HAc) (Ac ) (H ) eq eq e c c c q − + = α α c / c 1− 2 θ 如果 α≤5%或 θ a θ K c / c ≥500，则 1 - α≈1 ， α = θ θ a c c K / 称为稀释定律，它表明在一定温度下，随着溶液浓度 的降低，电离度增加。 3．一元弱酸弱碱溶液的酸度 如果弱酸的 α≤5％或 θ a θ K c / c ≥500，则 ceq(H+ )/ c Ө＝ θ θ a K c / c pH = ( ) θ θ a pK lg c / c 2 1 − 同理可推导出一元弱碱溶液 OH－浓度的计算公式： ceq(OH－ )/ c Ө＝ θ θ b K c / c pOH = ( ) θ θ b pK lg c / c 2 1 − pH = 14－ ( ) θ θ b pK lg c / c 2 1 − 5.2.2 多元弱酸、弱碱的电离 多元弱酸、弱碱在水溶液中的电离是分步进行的。例如，二元弱酸 H2S，它的电离 分两步进行： H2S H+ + HS- K θ a1= [ (H S)/ ] [ (H )/ ][ (HS )/ ] θ eq 2 θ eq θ eq c c c c c c + − =1.3 10-7 HS- H+ + S2- 碱的电离常数 K θ b ――板书 ――板书，要求记 忆 ――板书 ――板书，要求记 忆，一定要注意使 用条件 ――由 学生 根据 弱酸推出并记忆 ――板书 ――以 二元 弱酸 H2S 为例并记忆
教学过程 批注 Kg=c)/e9IlcS-)/e9=71x101s [c(HS-)/c] 这两个平衡同时存在于溶液中。K9、K9,分别为S的第一级和第二级电离常 数。多元弱酸的分级电离黛数总是K9大于K2。 结论：(1)在多元弱酸、弱碱溶液的酸度计算过程中，往往不考虑第二级电离， 一一要求熟练掌 只考虑其第一级离解，把多元弱酸、弱碱简化成了一元弱酸、弱碱，其溶液酸度的 握 计算也可以按照一元弱酸、弱碱的有关公式进行。 (2)多元弱酸的纯溶液中2价阴离子的浓度在数值上近似等于K,。 5.2.3电离平衡的移动--一同离子效应 一一板书 向弱酸HAc的溶液中加入强酸或NaAc之后，因为溶液中H浓度或弱酸根Ac 度大大增加，使HAc在水中的电离平衡向左移动 ·一举例说明 HAc H++Ac 结果降低了HAc的电离度。这种向弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的 电解质后，使弱电解质的电离平衡向左移动，从而降低弱电解质电离度的现象，称为 离子效应。 与同离子效应作用相反的一种现象称为盐效应。盐效应是指在弱电解质溶液中加 一一强调掌握同 强电解质使弱电解质电离度增大的现象。如在弱酸HAc溶液中加入一些NaC、K2S 离子效应与盐效 等强电解质后，溶液中离子浓度增大，离子之间的牵制作用增强，H和Ac离子的活 应的影响 下降，平衡向右移动，从而使HAc的电离度略有增大。实际上在产生同离子效应的 时，也伴随着盐效应的发生，但同离子效应的影响比盐效应大得多。对稀溶液来说， 般只考虑同离子效应，而忽略盐效应。 三. 小结：(3分钟) (1)一元弱酸弱碱的电离及溶液H+离子浓度的计算： (2)多元弱酸弱碱的电离： (3)同离子效应及盐效应。 四.布置作业： 板书设计 主板 副板 第一节强电解理论 5.1.1强电解质与弱电解质 5.1.2强电解质理论 第二节弱酸弱碱的电离 5.2.1一元弱酸、弱碱的电离 1.一元弱酸弱碱的电离常数 k9=Ceg(H)ce (Ac-) HAcH++Ac" Cea(HAc) K9=Ceg (OH-)e (NH) NH:H2O OH+NH ceg(NH3·H0) Cos(H)=Kclc (a≤5%或/ee ≥500) 5.2.2多元弱酸、弱碱的电离 H2SH*+HS- HSH+S2 5.2.3电离平衡的移动--同离子效应 例题
教 学 过 程 批 注 K θ a 2 = [ (HS )/ ] [ (H )/ ][ (S )/ ] - θ eq θ eq θ eq c c c c c c + 2− =7.1 10-15 这两个平衡同时存在于溶液中。K θ a1、K θ a 2 分别为 H2S 的第一级和第二级电离常 数。多元弱酸的分级电离常数总是 K θ a1 大于 K θ a 2 。 结论：（1）在多元弱酸、弱碱溶液的酸度计算过程中，往往不考虑第二级电离， 只考虑其第一级离解，把多元弱酸、弱碱简化成了一元弱酸、弱碱，其溶液酸度的 计算也可以按照一元弱酸、弱碱的有关公式进行。 （2）多元弱酸的纯溶液中-2 价阴离子的浓度在数值上近似等于 K θ a 2 。 5.2.3 电离平衡的移动----同离子效应 向弱酸 HAc 的溶液中加入强酸或 NaAc 之后，因为溶液中 H+浓度或弱酸根 Ac-浓 度大大增加，使 HAc 在水中的电离平衡向左移动 HAc H+ + Ac－ 结果降低了 HAc 的电离度。这种向弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强 电解质后，使弱电解质的电离平衡向左移动，从而降低弱电解质电离度的现象，称为同 离子效应。 与同离子效应作用相反的一种现象称为盐效应。盐效应是指在弱电解质溶液中加入 强电解质使弱电解质电离度增大的现象。如在弱酸 HAc 溶液中加入一些 NaCl、K2SO4 等强电解质后，溶液中离子浓度增大，离子之间的牵制作用增强，H+和 Ac-离子的活度 下降，平衡向右移动，从而使 HAc 的电离度略有增大。实际上在产生同离子效应的同 时，也伴随着盐效应的发生，但同离子效应的影响比盐效应大得多。对稀溶液来说，一 般只考虑同离子效应，而忽略盐效应。 三．小结：（3 分钟） （1）一元弱酸弱碱的电离及溶液 H＋离子浓度的计算； （2）多元弱酸弱碱的电离； （3）同离子效应及盐效应。 四．布置作业： 板书设计 主板 副板 第一节 强电解理论 5.1.1 强电解质与弱电解质 5.1.2 强电解质理论 第二节 弱酸弱碱的电离 5.2.1 一元弱酸、弱碱的电离 1．一元弱酸弱碱的电离常数 K θ a = (HAc) (H ) (Ac ) eq eq eq c c c + − HAc H+ + AcK θ b = (NH H O) (OH ) (NH ) eq 3 2 eq eq 4 − + c c c NH3∙H2O OH- + NH + 4 ceq(H+ )/ c Ө＝ θ θ a K c / c （α≤5％或 θ a θ K c / c ≥500） 5.2.2 多元弱酸、弱碱的电离 H2S H+ + HSHS- H + + S2 5.2.3 电离平衡的移动----同离子效应 例题 ――要 求熟 练掌 握 ――板书 ――举例说明 －―强 调掌 握同 离子效 应与 盐效 应的影响 ―
