二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 课前复习 上节课重点学习了氧化还原反应和原电池的关系,ΔG、K、E间的换算,原电池 的组成和表示;电极电势的产生和半反应的写法,电对、电极电势的符号、意义,氧 化态、还原态、得电子、失电子等概念,电极电势的计算和应用 引言 教学目的 从化学的角度认识了物质世界,并多层次地了解这个宇宙和物质的 各种运动规律;第一章从分子、原子的层次上着重介绍物质的化学组成 和宏观上的物态分类,深刻认识物质的复杂性和多样性,在每一物态中 有重点有选择地介绍化学常识;第二章从电子的层次上(微观角度)介 绍物质的结构,进而,在对物质微观认识的基础上,学习了材料的形成 原因,即原子如何结合为分子、分子如何结合成为材料尤其高分子材料 复合材料:第三章重点学习了化学热力学、动力学以及电化学 本章则开始学习化学在水质分析深入应用而形成的一门新学科 水化学,它是给排水、环境工程等专业的主要专业基础课,水质净化 有很多种方法,其中,化学方法是最早应用的方法,也是应用最广泛的 方法之一,主要针对工业废水的处理。本章主要介绍是水处理方法于化 学方面的原理,前三节内容不甚明显,却是水质分析与净化的重要化学 理论依据,直到第四节内容才开始涉及水体保护。 水体对人类的重要性不仅表现在人的生理上、生活上和工农业生产 上对它的依赖,更表现在水和水溶液中进行的各种各样的化学反应及其 理论在各种工业技术技术上的应用
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 1 - 课前复习： 上节课重点学习了氧化还原反应和原电池的关系，ΔG、K、E间的换算，原电池 的组成和表示；电极电势的产生和半反应的写法，电对、电极电势的符号、意义，氧 化态、还原态、得电子、失电子等概念，电极电势的计算和应用。 引言 教学目的 从化学的角度认识了物质世界，并多层次地了解这个宇宙和物质的 各种运动规律；第一章从分子、原子的层次上着重介绍物质的化学组成 和宏观上的物态分类，深刻认识物质的复杂性和多样性，在每一物态中 有重点有选择地介绍化学常识；第二章从电子的层次上（微观角度）介 绍物质的结构，进而，在对物质微观认识的基础上，学习了材料的形成 原因，即原子如何结合为分子、分子如何结合成为材料尤其高分子材料、 复合材料；第三章重点学习了化学热力学、动力学以及电化学。 本章则开始学习化学在水质分析深入应用而形成的一门新学科—— —水化学，它是给排水、环境工程等专业的主要专业基础课，水质净化 有很多种方法，其中，化学方法是最早应用的方法，也是应用最广泛的 方法之一，主要针对工业废水的处理。本章主要介绍是水处理方法于化 学方面的原理，前三节内容不甚明显，却是水质分析与净化的重要化学 理论依据，直到第四节内容才开始涉及水体保护。 水体对人类的重要性不仅表现在人的生理上、生活上和工农业生产 上对它的依赖，更表现在水和水溶液中进行的各种各样的化学反应及其 理论在各种工业技术技术上的应用
二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 ★§41弱酸弱碱溶液及其应用 水溶液中的酸碱反应对工程上的清洗、电解液的配制、腐蚀的控制,以及对环境 和生命现象等方面都关系重大。强酸、强碱反应在中学化学中已介绍了很多,在此不 再赘述。本节仅对酸碱概念的系统知识和弱酸、弱碱的反应作进一步讨论。 、酸碱理论 教学提示 电离理论对酸碱性的定义:溶于水并能解离产生氢离子的含氯物‖回忆 质称为酸:溶于水并能解离产生氢氧根离子的物质称为碱。这个理论中学的内 认为,酸碱中和反应的实质是H和OH中和生成HO的反应。据此,HCl,容慢慢引 HNO3,HAC,HF等都属于酸,而NaOH,KOH,Ca(OH)2等都属于「出酸碱理 论,力求让 但电离理论无法解释为什么NH3·H2O(氨水)也属于碱。虽有人学员在不 曾经假设过氨溶于水生成所谓的“氢氧化铵”,但实验证明,“氢氧知不觉中 化铵”这种物质是不存在的。这种理论也无法解释NH3(g)为什么也‖接受新知 属于碱,因为NH3(g)和HCl(g)能发生反应,生成与NH在水溶液 中和HCl反应得到的完全一样的产物NH4Cl,但NH3(g)并没有解离出 OH,HCl(g)也没有解离出H+,反应后也无H2O生成 能解释上述两个事实的是酸碱质子理论。酸碱质子理论认为:能 够提供质子的分子或离子都是酸,能够接受质子的分子或离子都是碱。 简单地说,酸是质子的给予体,碱是质子的接受体。这个理论把酸碱 电离理论扩展到不限于以水为溶剂的非水体系。例如上面所说的HC1 和NH3,不仅在水溶液中,而且在以苯为溶剂的液相中或无溶剂的气相 中,都是HC给出质子,NH3接受质子而生成NH4Cl 酸碱质子理论还认为:酸,如分子酸HCl(g)或离子酸NH4,给 出质子后成为碱,如离子碱C卜或分子碱NH3(g);碱,如CI·或NH3, 接受质子后即成酸,如HCl或NH4+。这种酸和碱的相互依存、相互转化 关系被称为酸碱共轭关系,酸或碱与它共轭的碱或酸一起被称为基轭 酸碱对。酸越强,与其共轭的碱则越弱,反之碱越强,与其共轭的酸 越弱 比酸碱质子理论更为扩大和发展的酸碱理论是路易斯( Lewis o
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 2 - ★ §4.1 弱酸弱碱溶液及其应用 水溶液中的酸碱反应对工程上的清洗、电解液的配制、腐蚀的控制，以及对环境 和生命现象等方面都关系重大。强酸、强碱反应在中学化学中已介绍了很多，在此不 再赘述。本节仅对酸碱概念的系统知识和弱酸、弱碱的反应作进一步讨论。 一、酸碱理论 教学提示 电离理论对酸碱性的定义：溶于水并能解离产生氢离子的含氯物 质称为酸；溶于水并能解离产生氢氧根离子的物质称为碱。这个理论 认为，酸碱中和反应的实质是H+和OH-中和生成H2O的反应。据此，HCl， HNO3，HAC，HF等都属于酸，而NaOH，KOH，Ca（OH）2等都属于 碱。 但电离理论无法解释为什么NH3·H2O（氨水）也属于碱。虽有人 曾经假设过氨溶于水生成所谓的“氢氧化铵”，但实验证明，“氢氧 化铵”这种物质是不存在的。这种理论也无法解释NH3（g）为什么也 属于碱，因为NH3（g）和HCl（g）能发生反应，生成与NH3在水溶液 中和HCl反应得到的完全一样的产物NH4Cl，但NH3（g）并没有解离出 OH-，HCl（g）也没有解离出H+，反应后也无H2O生成。 能解释上述两个事实的是酸碱质子理论。酸碱质子理论认为：能 够提供质子的分子或离子都是酸，能够接受质子的分子或离子都是碱。 简单地说，酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。这个理论把酸碱 电离理论扩展到不限于以水为溶剂的非水体系。例如上面所说的HCl 和NH3，不仅在水溶液中，而且在以苯为溶剂的液相中或无溶剂的气相 中，都是HCl给出质子，NH3接受质子而生成 NH4Cl。 酸碱质子理论还认为：酸，如分子酸HCl（g）或离子酸NH4＋，给 出质子后成为碱，如离子碱 Cl-或分子碱 NH3（g）；碱，如 Cl -或 NH3， 接受质子后即成酸，如HCl或NH4 +。这种酸和碱的相互依存、相互转化 关系被称为酸碱共轭关系，酸或碱与它共轭的碱或酸一起被称为共轭 酸碱对。酸越强，与其共轭的碱则越弱，反之碱越强，与其共轭的酸 越弱。 比酸碱质子理论更为扩大和发展的酸碱理论是路易斯（Lewis G 回 忆 中 学 的 内 容 慢 慢 引 出 酸 碱 理 论，力求让 学 员 在 不 知 不 觉 中 接 受 新 知 识
第二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 N)提出的电子理论。它把凡是具有可供利用的孤对电子的任何物质都 称为碱,例如NH3:并把能与这孤对电子进行结合的任何物质都称为酸, 例如HCl。电子理论在解释某些物质酸碱性质时,可不受溶剂、离子等 条件的限制。如Na2S等也可使酸碱指示剂变色以及CO2等酸性氧化物 和CaO等碱性氧化物间的成盐反应。 二、酸碱的解离常数 教学提示 强电解质在水溶液中完全解离。弱电解质在水溶液中只有很少 部分分子解离为离子,即在溶液中存在解离平衡,其平衡常数叫解离力学计算 平衡常数。弱酸、弱碱的解离常数分别用Ka、Kb表示。 和化学平 弱酸或弱碱的解离平衡常数可用热力学数据计算求得,某些物质‖衡计算角 在水溶液中的标准热力学数据列于书末附录表2中 度出发,并 弱酸、弱碱的平衡常数也可用实验测定。一般化学手册中不常列‖联系多重 出离子酸。离子碱的解离常数,但根据已知的分子酸的Ka(或分子碱‖平衡原则 的K°b),可以根据多重平衡规则算得其共轭离子碱的Kb(或共轭离子‖使学员深 酸的Ka) 刻理解新 Kob= Kow/Koa 知识、新内 根据解离常数可定量地比较同元弱酸或弱碱的酸碱性强弱,解离 常数大的弱酸或弱碱甚酸性或碱性也较强。 大自然的水体中,多为多元弱电解质,尤其多元弱酸、弱碱的存 在更普遍。其中二元弱酸H2CO3或二元共轭碱CO32·那是必定存在的, 有时还有H2S或S2等。多元弱酸或弱碱在水溶液中是分级解离的。 从上所述,我们可以看到,H2O和HCO既可作为酸,又可作为 碱。像这样的物质,在自然界还存在很多。多元弱酸或弱碱的解离以 级解离为主。 三、同离子效应和缓冲溶液 教学提示 与所有的化学平衡一样,弱电解质在水溶液中的解离平衡也会随 着温度、浓度条件的改变而发生移动。当弱酸、弱碱在溶液中达到解 密切联系 离平衡后,如果加入含有相同离子的电解质时,则原先的平衡就会遇 试验课程 到破坏,平衡将向着解离的相反方向,即结合成弱酸或弱碱的方向移
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 3 - N）提出的电子理论。它把凡是具有可供利用的孤对电子的任何物质都 称为碱，例如NH3；并把能与这孤对电子进行结合的任何物质都称为酸， 例如HCl。电子理论在解释某些物质酸碱性质时，可不受溶剂、离子等 条件的限制。如 Na2S等也可使酸碱指示剂变色以及CO2等酸性氧化物 和CaO等碱性氧化物间的成盐反应。 二、酸碱的解离常数 教学提示 强电解质在水溶液中完全解离。弱电解质在水溶液中只有很少一 部分分子解离为离子，即在溶液中存在解离平衡，其平衡常数叫解离 平衡常数。弱酸、弱碱的解离常数分别用Ka、Kb表示。 弱酸或弱碱的解离平衡常数可用热力学数据计算求得，某些物质 在水溶液中的标准热力学数据列于书末附录表2中。 弱酸、弱碱的平衡常数也可用实验测定。一般化学手册中不常列 出离子酸。离子碱的解离常数，但根据已知的分子酸的Ko a（或分子碱 的Ko b），可以根据多重平衡规则算得其共轭离子碱的Kb o（或共轭离子 酸的Ko a）。 Ko b＝ Ko w／Ko a 根据解离常数可定量地比较同元弱酸或弱碱的酸碱性强弱，解离 常数大的弱酸或弱碱其酸性或碱性也较强。 大自然的水体中，多为多元弱电解质，尤其多元弱酸、弱碱的存 在更普遍。其中二元弱酸H2CO3或二元共轭碱CO3 2 -那是必定存在的， 有时还有H2S或S 2-等。多元弱酸或弱碱在水溶液中是分级解离的。 从上所述，我们可以看到，H2O和HCO3 —既可作为酸，又可作为 碱。像这样的物质，在自然界还存在很多。多元弱酸或弱碱的解离以 一级解离为主。 从 热 力 学 计 算 和 化 学 平 衡 计 算 角 度出发，并 联 系 多 重 平衡原则， 使 学 员 深 刻 理 解 新 知识、新内 容。 三、同离子效应和缓冲溶液 教学提示 与所有的化学平衡一样，弱电解质在水溶液中的解离平衡也会随 着温度、浓度条件的改变而发生移动。当弱酸、弱碱在溶液中达到解 离平衡后，如果加入含有相同离子的电解质时，则原先的平衡就会遇 到破坏，平衡将向着解离的相反方向，即结合成弱酸或弱碱的方向移 密 切 联 系 试验课程
第二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 动,这种现象称为同离子效应,它使弱电解质的解离度降低。例如在在实践中 醋酸溶液中,存在解离平衡:HAC=H+Ac。当向醋酸溶液中加入NaAc加深知识 后,增加了A∵,HAc的解离平衡向左移动。移动的结果是,重新建立的吸收,将 起一个新的平衡。此时虽然H和Ac以及HAc分子的浓度发生了变化,‖理性认识 但由于在同一温度下其平衡常数不会改变,所以新的平衡中C(H)和和感性认 C(Ac-)的乘积与C(HAc)的比值仍保持不变。 识结合起 同离子效应有十件重要的实际意义由于分子酸分子碱与其共轭的‖来 离子碱或离子酸之间存在着平衡及其移动关系,因此,分子酸分子碱 与足够量的离子碱或离子酸之间组成的溶液的pH值能在一定范围内不 因稀释或外加的少量酸碱而发生显著变化。这就是所谓的对酸碱的缓 冲作用具有这种作用的溶液称为缓冲溶液 缓冲溶液PH的计算公式还告诉了我们配制缓冲溶液的方法:按照 缓冲溶液PH值的要求,可选pka值或pKb°值接近所需的pH值或pOH值 的分子酸或分子碱及对应的共轭离子碱或离子酸组成缓冲溶液,并要 求酸或碱的浓度都尽可能大些 四、pH的测定 教学提示 测定含有弱酸或弱碱溶液的PH值不能用酸碱中和滴定的方法。因 简单 为中和滴定的方法只能测定酸或碱的总浓度,而不能测定解离出来的介绍即可 H”或OH的浓度 测定pH值最简单、最方便的方法是使用pH试纸。pH试纸是用滤纸 浸渍某种混合指示剂制成的。市售的pH试纸有“广范pH试纸”和“精 密pH试纸”两类。广范pH试纸可用来粗略检测溶液的pH值;精密pH 试纸在pH值变化较小时就有颜色的变化,它可用来较精密地检测溶液 的pH值。每类pH试纸,按测量范围和变色间隔,又可分为很多种,可 视具体需要任意选用。 在具体测量时,可将一小块试纸放在点滴板上或用手捏住,再用 沾有待测溶液的玻璃棒点湿试纸的中部,则试纸因被待测溶液润湿而 变色。将其与标准比色卡比较,即得出pH值。一般待测液湿润试纸后 半秒钟内就能与指示剂发生反应,故应及时观察试纸颜色,如果观察
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 4 - 动，这种现象称为同离子效应，它使弱电解质的解离度降低。例如在 醋酸溶液中，存在解离平衡：HAC=H+＋Ac-。当向醋酸溶液中加入NaAc 后，增加了Ac -，HAc的解离平衡向左移动。移动的结果是，重新建立 起一个新的平衡。此时虽然H+和Ac-以及HAc分子的浓度发生了变化， 但由于在同一温度下其平衡常数不会改变，所以新的平衡中C（H+）和 C（Ac -）的乘积与C（HAc）的比值仍保持不变。 同离子效应有十件重要的实际意义.由于分子酸分子碱与其共轭的 离子碱或离子酸之间存在着平衡及其移动关系，因此，分子酸分子碱 与足够量的离子碱或离子酸之间组成的溶液的pH值能在一定范围内不 因稀释或外加的少量酸碱而发生显著变化。这就是所谓的对酸碱的缓 冲作用,具有这种作用的溶液称为缓冲溶液. 缓冲溶液PH的计算公式还告诉了我们配制缓冲溶液的方法：按照 缓冲溶液PH值的要求，可选pkao值或pKb o值接近所需的pH值或pOH值 的分子酸或分子碱及对应的共轭离子碱或离子酸组成缓冲溶液，并要 求酸或碱的浓度都尽可能大些。 在 实 践 中 加 深 知 识 的吸收，将 理 性 认 识 和 感 性 认 识 结 合 起 来。 四、pH的测定 教学提示 测定含有弱酸或弱碱溶液的PH值不能用酸碱中和滴定的方法。因 为中和滴定的方法只能测定酸或碱的总浓度，而不能测定解离出来的 H”或OH-的浓度。 测定pH值最简单、最方便的方法是使用pH试纸。pH试纸是用滤纸 浸渍某种混合指示剂制成的。市售的pH试纸有“广范pH试纸”和“精 密pH试纸”两类。广范pH试纸可用来粗略检测溶液的pH值；精密pH 试纸在pH值变化较小时就有颜色的变化，它可用来较精密地检测溶液 的pH值。每类pH试纸，按测量范围和变色间隔，又可分为很多种，可 视具体需要任意选用。 在具体测量时，可将一小块试纸放在点滴板上或用手捏住，再用 沾有待测溶液的玻璃棒点湿试纸的中部，则试纸因被待测溶液润湿而 变色。将其与标准比色卡比较，即得出pH值。一般待测液湿润试纸后 半秒钟内就能与指示剂发生反应，故应及时观察试纸颜色，如果观察 简单 介绍即可
第二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 时间过迟,试纸可能因吸收空气中的CO2等而使颜色变化,造成测定误 比较精确地测定pH值的方法是使用pH计。目前一般pH计测到的 pH值精度可达小数点后二位,即十分位是可靠的,百分位是估计的 精密的pH计测到的PH值精度达小数点后三位,即百分位是可靠的,千 分位是估计的。 用pH计测定溶液的pH值时,必须首先使用已知pH值的标准缓冲溶 液作为基准来定位。一般采用邻苯二甲酸氢钾、磷酸二氢钾和磷酸氢 二钠、硼砂三种标准溶液来定位。 知识要点:酸碱理论;酸碱解离平衡常数和溶液pH值的有关计算;缓冲溶液pH 值计算。 作业:P158练习题之1、2、4、5、8题 课后总结:这节课主要学习了:电离理论、质子理论和电子理论对酸碱的定义, 共轭酸碱对、质子受体、质子给体等概念,电子给体是碱,电子受体是酸;酸碱解 离平衡常数和溶液pH值的有关计算,酸碱强弱的比较;平衡移动规律和同离子效应 缓冲溶液pH值计算,配制缓冲溶液的原则以及缓冲溶液的应用;pH值的测定方法
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 5 - 时间过迟，试纸可能因吸收空气中的CO2等而使颜色变化，造成测定误 差。 比较精确地测定pH值的方法是使用pH计。目前一般pH计测到的 pH值精度可达小数点后二位，即十分位是可靠的，百分位是估计的； 精密的pH计测到的PH值精度达小数点后三位，即百分位是可靠的，千 分位是估计的。 用pH计测定溶液的pH值时，必须首先使用已知pH值的标准缓冲溶 液作为基准来定位。一般采用邻苯二甲酸氢钾、磷酸二氢钾和磷酸氢 二钠、硼砂三种标准溶液来定位。 知识要点：酸碱理论；酸碱解离平衡常数和溶液pH值的有关计算；缓冲溶液pH 值计算。 作业：P158练习题之1、2、4、5、8题 课后总结：这节课主要学习了：电离理论、质子理论和电子理论对酸碱的定义， 共轭酸碱对、质子受体、质子给体等概念，电子给体是碱，电子受体是酸；酸碱解 离平衡常数和溶液pH值的有关计算，酸碱强弱的比较；平衡移动规律和同离子效应， 缓冲溶液pH值计算，配制缓冲溶液的原则以及缓冲溶液的应用； pH值的测定方法
二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 课前复习 上节课主要学习了:电离理论、质子理论和电子理论对酸碱的定义,共轭酸碱对、 质子受体、质子给体等概念,电子给体是碱,电子受体是酸;酸碱解离平衡常数和溶 液pH值的有关计算,酸碱强弱的比较;平衡移动规律和同离子效应,缓冲溶液pH值 计算,配制缓冲溶液的原则以及缓冲溶液的应用;pH值的测定方法。 ★§42沉淀与溶解反应及其应用 酸、碱、盐都是电解质,按其溶解度大小可分为易溶和难溶两类。难溶电解贡在 水溶液中以固体沉淀的形式存在。在化学清洗中常常要使沉淀溶解,而在化学沉淀法 处理污水时又要把可溶性有害物质以沉淀形式除去。那么,沉淀的溶解和生成是否有 定量规律可循? 溶度积 教学提示 难溶电解质AnBm(s)在水溶液中存在着结晶和溶解的平衡 AnBm (s)=nAm++mBn 力学数据 这种固体和溶液中离子之间的动态平衡叫做多相离子平衡。其平衡和平衡时 常数表达式为 溶液中离 K°=[c(Amty·[c(BC 子浓度计 式中K称溶度积。它表示一定温度时在难溶电解质的饱和溶液中,算溶度 其离子浓度(以该离子在平衡关系中的化学计量数为指数)的乘积为一积。 常数。 Ks数值可由实验测定。难溶电解质的Ks也可由热力学数据计算得 到 若已知25℃时的标准摩尔吉布斯函数变数据,即可直接由△G (29815)计算K值。 溶度积和溶解度的关系 教学提示 前面介绍的溶度积概念与中学时介绍的溶解度(用表示)概念之深刻 间的关系是怎样的呢?溶度积和溶解度都反映了物质的溶解能力,但溶|理解溶度 度积仅仅是对难溶电解质而言。这两个概念是不同的,要注意它们的区积和溶 别。另外,对易溶物质在水中的溶解度常用100克水中达到饱和时所含度的关 6
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 6 - 课前复习： 上节课主要学习了：电离理论、质子理论和电子理论对酸碱的定义，共轭酸碱对、 质子受体、质子给体等概念，电子给体是碱，电子受体是酸；酸碱解离平衡常数和溶 液pH值的有关计算，酸碱强弱的比较；平衡移动规律和同离子效应，缓冲溶液pH值 计算，配制缓冲溶液的原则以及缓冲溶液的应用； pH值的测定方法。 ★ §4.2 沉淀与溶解反应及其应用 酸、碱、盐都是电解质，按其溶解度大小可分为易溶和难溶两类。难溶电解贡在 水溶液中以固体沉淀的形式存在。在化学清洗中常常要使沉淀溶解，而在化学沉淀法 处理污水时又要把可溶性有害物质以沉淀形式除去。那么，沉淀的溶解和生成是否有 定量规律可循？ 一、溶度积 教学提示 难溶电解质AnBm（s）在水溶液中存在着结晶和溶解的平衡： AnBm（s）＝nAm+＋mBn- 这种固体和溶液中离子之间的动态平衡叫做多相离子平衡。其平衡 常数表达式为 Ks o=[c(Am+)/co ] n [c(Bn-) /Co ] m 式中Ks称溶度积。它表示一定温度时在难溶电解质的饱和溶液中， 其离子浓度（以该离子在平衡关系中的化学计量数为指数）的乘积为一 常数。 Ks数值可由实验测定。难溶电解质的Ks也可由热力学数据计算得 到. 若已知25℃时的标准摩尔吉布斯函数变数据，即可直接由ΔrGm ο （298.15）计算Ks值。 从 热 力 学数 据 和 平衡 时 溶 液中 离 子 浓度 计 算溶度 积。 二、溶度积和溶解度的关系 教学提示 前面介绍的溶度积概念与中学时介绍的溶解度（用s表示）概念之 间的关系是怎样的呢？溶度积和溶解度都反映了物质的溶解能力，但溶 度积仅仅是对难溶电解质而言。这两个概念是不同的，要注意它们的区 别。另外，对易溶物质在水中的溶解度常用100克水中达到饱和时所含 深 刻 理 解溶 度 积 和溶 解 度的关
第二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 溶质的克数来表示,而对难溶电解质可用每升溶液中溶解的物质的量系。掌握 (摩尔)来表示。 用溶度积 对于同类型的难溶电解质,如AgCI和AgBr;CaSO4和CaCO3等,在来计算难 相冋温度下溶度积Ks值越大,溶解度s值也越大:Ks值越小,溶解度S溶电解质 值也越小。但对于不同类型的难溶电解质则必须通过具体计算才能比较的溶解度 其大小。 大小的方 般手册上查得的溶解度数据都是指纯水中的。在实际溶液中,计法 算某种难溶电解质的溶解度还必须考虑溶液中存在的离子与难溶电解 质解离出的相同离子,或能与难溶电解质解离出来的离子相互作用的离 子的影响,即必须考虑多相离子的平衡及其移动。平衡原理在多相离子 平衡中的具体体现是溶度积规则。 三、溶度积规则 教学提示 1溶度积规则 联系 在一定条件下,某给定难溶电解质的沉淀是否能生成或溶解,要视实例使学 溶液的实际情况来判断。这可从溶度积的概念出发。当溶液中某难溶电|员理解溶 解质的离子浓度(以该离子的化学计量数为指数)的乘积大于其溶度积度积规则 时,就会产生沉淀。此时,由于沉淀析出,离子的浓度减小,直到离子的含义, 浓度的乘积等于其溶度积为止。如果溶液中的离子浓度乘积等于溶度并相关计 积,则溶液是饱和的:若溶液中的离于浓度乘积小于其溶度积,就没有算 沉淀生成且溶液中原先有的沉淀也会溶解。 由此可知,根据溶度积可以判断沉淀的生成和溶解,这叫做盜度积 规则。可简述如下 QKs时,溶液过饱和,会有沉淀析出。 2分步沉淀和共同沉淀 对于同一种金属阳离子(如Ag+),当有两种或两种以上能与其生 成难溶电解质的阴离子(如Cr,CrO42·存在时,两种或两种以上的难溶 电解质沉淀都有可能产生,但阳离子浓度与阴离子浓度的乘秋先达到某
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 7 - 溶质的克数来表示，而对难溶电解质可用每升溶液中溶解的物质的量 （摩尔）来表示。 对于同类型的难溶电解质，如AgCI和AgBr；CaSO4和CaCO3等，在 相同温度下溶度积Ks值越大，溶解度s值也越大；Ks值越小，溶解度s 值也越小。但对于不同类型的难溶电解质则必须通过具体计算才能比较 其大小。 一般手册上查得的溶解度数据都是指纯水中的。在实际溶液中，计 算某种难溶电解质的溶解度还必须考虑溶液中存在的离子与难溶电解 质解离出的相同离子，或能与难溶电解质解离出来的离子相互作用的离 子的影响，即必须考虑多相离子的平衡及其移动。平衡原理在多相离子 平衡中的具体体现是溶度积规则。 系 。掌 握 用 溶度 积 来 计算 难 溶 电解 质 的 溶解 度 大 小的 方 法。 三、溶度积规则 教学提示 1.溶度积规则 在一定条件下，某给定难溶电解质的沉淀是否能生成或溶解，要视 溶液的实际情况来判断。这可从溶度积的概念出发。当溶液中某难溶电 解质的离子浓度（以该离子的化学计量数为指数）的乘积大于其溶度积 时，就会产生沉淀。此时，由于沉淀析出，离子的浓度减小，直到离子 浓度的乘积等于其溶度积为止。如果溶液中的离子浓度乘积等于溶度 积，则溶液是饱和的；若溶液中的离于浓度乘积小于其溶度积，就没有 沉淀生成且溶液中原先有的沉淀也会溶解。 由此可知，根据溶度积可以判断沉淀的生成和溶解，这叫做溶度积 规则。可简述如下： Qc＜Ks时，溶液未饱和，沉淀溶解； Qc=Ks时，溶液达饱和，沉淀既不溶解，也不析出； Qc＞Ks时，溶液过饱和，会有沉淀析出。 2.分步沉淀和共同沉淀 对于同一种金属阳离子（如Ag+），当有两种或两种以上能与其生 成难溶电解质的阴离子（如Cl-，CrO4 2-存在时，两种或两种以上的难溶 电解质沉淀都有可能产生，但阳离子浓度与阴离子浓度的乘秋先达到某 联 系 实 例使 学 员 理解 溶 度 积规 则 的 含义 ， 并 相关 计 算
第二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 种难溶电解质溶度积的先沉淀出来。例如在不断振荡的条件下,向含有 C,CrO42的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液,Ag+首先和C浓度的乘 积达到Ks(AgC)后,析出白色AgC沉淀。由于沉淀析出,溶液中Cr 浓度减小。当继续滴加Ag时,若Ag和Cl·浓度的乘积小于Ks(AgCl) 值,则AgCl不再沉淀。但当Ag+浓度的平方与CrO42浓度的乘积达到Ks (Ag2CrO4)值时,砖红色的 Ag2 CrO4又会沉淀出来,这种现象称为分 步(分级)沉淀。如果在静止的条件下逐滴加入AgNO3溶液,由于Ag 局部过浓,可能白色的AgC1和砖红色的Ag2CO同时沉淀出来(砖红色 可掩盖白色)这种现象称为共同沉淀。如果两种难溶电解质(比如AgCI 和AgI)的溶解度差别很大,可用分步沉淀来进行分离。在一般分离过 程中,当一种高于在溶液中的残留量小于10-5mol.L时,可以认为该 离子已沉淀完全。若一种离子已沉淀完全,另一种离子还未开始沉淀, 则称这两种离子可以完全分离。 在环境治理上,则以是否达到排放标准来衡量某种离子有否沉淀完 全。 3沉淀的转化 在一种溶液中,如果有两种难溶电解质同时存在,那么这两种难溶 电解质就有可能相互转化。一般来说,由难溶电解质转化成更难溶的电 解质的过程是容易发生的;而相反的过程则要具体分析。例如 AgCl+I=Agl+Cl- AgCl转化成AgI沉淀是可以的,而Ag要转化成AgC沉淀在实际上 是不可能的。因为欲使溶液中的Ag浓度同时满足下面两个平衡: Ag*+Cl= AgCl: Ag+I-=Agl Ag的浓度必须为 c(Ag)/cK (AgCI) K,(AgI) c(Cl)/c c(-)/c 也就是说C和I比值应为208×106。即c(Cr)≥2.08×10°c()才能 使Ag沉淀转化为AgCi沉淀,但欲使c(C)≥2.08×10°c(-)是不可能的。 8
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 8 - 种难溶电解质溶度积的先沉淀出来。例如在不断振荡的条件下，向含有 Cl-， CrO4 2-的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液，Ag+首先和Cl-浓度的乘 积达到Ks（AgCl）后，析出白色AgCl沉淀。由于沉淀析出，溶液中Cl- 浓度减小。当继续滴加Ag+时，若Ag+和Cl -浓度的乘积小于Ks（AgCl） 值，则AgCl不再沉淀。但当Ag+浓度的平方与CrO4 2-浓度的乘积达到Ks （Ag2CrO4）值时，砖红色的 Ag2CrO4又会沉淀出来，这种现象称为分 步（分级）沉淀。如果在静止的条件下逐滴加入AgNO3溶液，由于Ag+ 局部过浓，可能白色的AgCl和砖红色的Ag2CrO4同时沉淀出来（砖红色 可掩盖白色）。这种现象称为共同沉淀。如果两种难溶电解质（比如 AgCl 和AgI）的溶解度差别很大，可用分步沉淀来进行分离。在一般分离过 程中，当一种高于在溶液中的残留量小于10-5mol． L -1时，可以认为该 离子已沉淀完全。若一种离子已沉淀完全，另一种离子还未开始沉淀， 则称这两种离子可以完全分离。 在环境治理上，则以是否达到排放标准来衡量某种离子有否沉淀完 全。 3.沉淀的转化 在一种溶液中，如果有两种难溶电解质同时存在，那么这两种难溶 电解质就有可能相互转化。一般来说，由难溶电解质转化成更难溶的电 解质的过程是容易发生的；而相反的过程则要具体分析。例如 AgCl＋I -＝AgI＋ClAgCl转化成AgI沉淀是可以的，而AgI要转化成AgCl沉淀在实际上 是不可能的。因为欲使溶液中的Ag+浓度同时满足下面两个平衡： Ag+＋Cl- = AgCl；Ag+＋I -＝AgI Ag+的浓度必须为 ( ) ( ) ( ) / ( ) / ( ) / K AgCl K AgI s s c Ag c c Cl c c I c + − − = = 也就是说Cl- 和I -比值应为2.08×106。即 6 c Cl c I ( ) 2.08 10 ( ) − − 才能 使AgI沉淀转化为AgCl沉淀，但欲使 6 c Cl c I ( ) 2.08 10 ( ) − − 是不可能的
二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 四、沉淀与溶解反应应用举例 教学提示 锅炉或蒸气管内钢垢的存在,不仅阻碍传热、浪费燃料,而且还有通过 可能引起爆裂,造成事故。锅垢的主要组分CaO沉淀不溶于酸,难以水处理中 除去,但可以用NaCO3溶液处理,使其转化成更难溶的CaCO3沉淀,由的事例让 于CaCO。沉淀易溶于稀酸,所以可用“酸洗”除去。 来理解沉 用盐酸清洗锅炉内或其他器械上的附着物(难溶电解质),就是利淀与溶解 用H和难溶物解离出来的CO32或OH等生成H2CO3(进一步分解成CO2反应的应 和H2O)或HO等弱酸弱碱,使溶液中C(CO32)或C(OH-)与金属用 离于浓度的乘积小于该难溶物的溶度积而使其溶解的 对于某些要求较高的锅炉给水,往往在给水进入高炉前用Na2CO3 处理后;再用NaPO4补充处理。因为Ca3(PO4)2的Ks值为207×1033, 其溶解度为1.92×10-7mol·L,比CaCO3更难溶,更易生成Ca3(PO4)2 沉淀而除去 环境保护中常用可溶性氢氧化物或其他沉淀剂来去除工业废水中 的Cr3,Zn2+,Pb2+,Cd2+等有害物质。因为OH等沉淀剂的有关离子 和各有害的金属离子浓度乘积大于其溶度积,进而能生成难溶的金属氢 氧化物或其他难溶沉淀物。 因为实际废水中含有其他金属离子,溶有CO2等酸性气体,这不仅以上 影响离子之间的相互作用,而且也能产生其他金属氢氧化物而消耗氢氧为第十 化钠,因此实际的pH值还会高一些。 知识要点:溶度积的概念与计算;用溶度积来计算难溶电解质的溶解度大小。 作业:P164练习题之2、3、5题 课后总结:这节课主要学习了:难溶电解质、溶度积的概念,从热力学数据和 平衡时溶液中离子浓度计算溶度积;难溶电解质的类型(AB或A2B,AB2),用溶 度积来计算难溶电解质的溶解度大小的方法;溶度积规则的含义及相关计算,溶度 积规则在锅炉清洗、沉淀法处理废水等方面的应用
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 9 - 四、沉淀与溶解反应应用举例 教学提示 锅炉或蒸气管内钢垢的存在，不仅阻碍传热、浪费燃料，而且还有 可能引起爆裂，造成事故。锅垢的主要组分CaSO4沉淀不溶于酸，难以 除去，但可以用Na2CO3溶液处理，使其转化成更难溶的CaCO3沉淀,由 于CaCO。沉淀易溶于稀酸，所以可用“酸洗”除去。 用盐酸清洗锅炉内或其他器械上的附着物（难溶电解质），就是利 用H+和难溶物解离出来的CO3 2-或OH-等生成H2CO3（进一步分解成CO2 和H2O）或H2O等弱酸弱碱，使溶液中C（CO3 2-）或C（OH－）与金属 离于浓度的乘积小于该难溶物的溶度积而使其溶解的。 对于某些要求较高的锅炉给水，往往在给水进入高炉前用Na2CO3 处理后；再用 Na2PO4补充处理。因为 Ca（3 PO4）2的Ks值为 2.07 10-33， 其溶解度为1.92 10-7mol L -1，比CaCO3更难溶，更易生成Ca3（PO4）2 沉淀而除去。 环境保护中常用可溶性氢氧化物或其他沉淀剂来去除工业废水中 的 Cr3+，Zn2+，Pb2 +，Cd2+等有害物质。因为OH-等沉淀剂的有关离子 和各有害的金属离子浓度乘积大于其溶度积，进而能生成难溶的金属氢 氧化物或其他难溶沉淀物。 因为实际废水中含有其他金属离子，溶有CO2等酸性气体，这不仅 影响离子之间的相互作用，而且也能产生其他金属氢氧化物而消耗氢氧 化钠，因此实际的pH值还会高一些。 通 过 水 处理 中 的 事例 让 来 理解 沉 淀 与溶 解 反 应的 应 用。 以 上 为 第十 二 讲。 知识要点：溶度积的概念与计算；用溶度积来计算难溶电解质的溶解度大小。 作业：P164练习题之2、3、5题 课后总结：这节课主要学习了：难溶电解质、溶度积的概念，从热力学数据和 平衡时溶液中离子浓度计算溶度积；难溶电解质的类型（AB或A2B，AB2），用溶 度积来计算难溶电解质的溶解度大小的方法；溶度积规则的含义及相关计算，溶度 积规则在锅炉清洗、沉淀法处理废水等方面的应用
二炮兵工程学院503教研室《大学化学》教案 ★§43配位反应及其应用 课前复习: 上节课主要学习了:难溶电解质、溶度积的概念,从热力学数据和平衡时溶液中 离孑浓度计算溶度积:难溶电解质的类型(AB或A2B,AB2),用溶度积来计算难 溶电解质的溶解度大小的方法;溶度积规则的含义及相关计算,溶度积规则在锅炉清 洗、沉淀法处理废水等方面的应用。 、配位化合物的解离反应 教学提示 可溶性配位化合物在溶液中可以发生解离,在解离时,外界和内界回顾 间全部解离成内界离子和外界离子,这与强电解质类似:而内界配离子绪论中配 中的中心体和配位体间,则与弱电解质相似,在溶液中或多或少地解离位化合物 出中心体和配位体,并存在解离配位平衡,例如 的概念 LAg (NH3)2]+=Ag*+ 2NH3 来进一步 其解离常数为 学习配位 K, Lc(Ag)/cFc(NH,)c' 化合物额 ci [Ag(NH,)]) 理解反 Ag(NH3)2]+在溶液中的解离与多元弱电解质的解离一样,也 是分级进行的。其有一级解离与二级离解,总的离解为 [Ag(NH3)2]*=Ag*+2NH3 对相同配位体数目的配离子来说,Kd越大,配离子越易解离,即配 离子越不稳定,所以Kd也叫做不稳定常数,可写成K不稳 解离反应的逆反应为配位反应,配离子在溶液中的稳定性可以用稳 定常类K稳表示。例如 Ag++2NH3 F LAg(NH3)2] 显然,Ka和K不稳成倒数关系: K K 10
第二炮兵工程学院 503 教研室《大学化学》教案 - 10 - ★ §4.3 配位反应及其应用 课前复习： 上节课主要学习了：难溶电解质、溶度积的概念，从热力学数据和平衡时溶液中 离子浓度计算溶度积；难溶电解质的类型（AB或A2B，AB2），用溶度积来计算难 溶电解质的溶解度大小的方法；溶度积规则的含义及相关计算，溶度积规则在锅炉清 洗、沉淀法处理废水等方面的应用。 一、配位化合物的解离反应 教学提示 可溶性配位化合物在溶液中可以发生解离，在解离时，外界和内界 间全部解离成内界离子和外界离子，这与强电解质类似；而内界配离子 中的中心体和配位体间，则与弱电解质相似，在溶液中或多或少地解离 出中心体和配位体，并存在解离配位平衡，例如： ［Ag（NH3）2］+ = Ag+ + 2NH3 其解离常数为： ( ( ) ) 2 3 3 2 ( ) / ( ) / / d c Ag c c NH c K c Ag NH c + + = ［Ag（NH3）2］+在溶液中的解离与多元弱电解质的解离一样，也 是分级进行的。其有一级解离与二级离解，总的离解为： [Ag（NH3）2] + Ag++2NH3 Kd o=Kd1o·Kd2o 对相同配位体数目的配离子来说，Kd越大，配离子越易解离，即配 离子越不稳定，所以Kd也叫做不稳定常数，可写成K不稳。 解离反应的逆反应为配位反应，配离子在溶液中的稳定性可以用稳 定常类K稳表示。例如： Ag++2NH3 ［Ag（NH3）2］+ 显然，K稳和K不稳成倒数关系： 1 K K 稳 = 不稳 回 顾 绪论中 配 位化合 物 的概念 ， 来进一 步 学习配 位 化合物 额 理 解 反 应