《第六章酸碱平衡与酸碱滴定法.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第六章酸碱平衡与酸碱滴定法.docx（6页珍藏版）》请在三一办公上搜索。
1、第六章酸碱平衡与酸碱滴定法（现用教材第四章部分和第十七章部分）一、教学目的和要求：1.了解电解质与强电解质的些基本概念。2 .理解酸碱平衡中有关组分的分布系数及平衡浓度的计算，掌握一元弱酸（弱碱）和两性物质溶液酸度（PH）的计算，理解质子条件与多元弱酸的解离平衡及有关计算。3 .掌握酸碱质子理论及共规酸碱对间的关系，理解酸碱反应。4 .掌握同离子效应和缓冲溶液的组成及缓冲原理，掌握缓冲溶液PH值的计算和缓冲溶液配制方法，了解缓冲溶液的缓冲容量。5 .掌握酸碱滴定法的基本原理（滴定曲线、直接用强酸或强碱滴定及分步滴定的判断，滴定终点时PH值计算及指示剂的选择，滴定分析结果的计算），熟悉酸碱滴定法
2、的应用。二、教学内容（教材P62-67,P72-74）：1 .电解质与强电解质，强电解质溶液（表现解离度，浓度和活度，离子强度）。2 .水的解离和PH标度，酸碱质子理论和酸碱反应。3 .一元弱酸、碱溶液的解离平衡，分布系数、分布曲线、质子条件、有关组分平衡浓度及溶液PH值计算，多元弱酸的解离平衡。4 .同离子效应和缓冲溶液，同离子效应及盐效应。5 .盐类水溶液中的解离平衡与PH计算。6 .酸碱指示剂变色原理和变色范围，酸碱滴定曲线和指示剂的选择。酸碱滴定法的应用。本章节教学内容采用讲授+板书辅以多媒体课件的教学方法进行。在复习中学知识（电解质、溶液酸碱性及其标度）基础上逐点分析、介绍弱电解质解
3、离平衡、酸碱质子理论及其溶液中物种的分布，推导相应的计算式及其适用条件，利用共期酸碱关系来计算盐溶液的PH值。着重讲授同离子效应及其实际应用一一缓冲溶液的有关内容，通过例题分析比较与弱酸（碱）溶液H+（OHD计算的异同，能正确应用计算式进行相应的计算。由缓冲溶液概念引入缓冲体系的组成、原理、缓冲能力、配制方法及其相应计算。结合解离平衡的知识学习有机弱酸（或弱碱）作酸碱指示剂的有关知识；根据计算强、弱电解质溶液PH值的知识，学习滴定过程的四个阶段溶液pH值的计算方法及其数据介绍酸碱滴定曲线和指示剂的选择三、教学重点和难点:1 .重点内容：各类弱电解质溶液中的解离平衡及酸度计算；同离子效应及盐效应
4、；缓冲溶液；盐溶液的酸碱性及计算：酸碱质子理论：酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择。2 .难点内容：酸碱平衡中有关组分的分布系数与分布曲线，各类弱电解质溶液及盐溶液酸（碱）度的计算。多元弱酸溶液的解离平衡,同离子效应及其计算。四、教学过程设计：1.弱电解质的解离平衡：（1）结合中学教材中的实验介绍电解质的概念及其分类和结构特点，复习介绍水的解离平衡及其溶液酸碱性的标度；简单介绍表观解离度、活度、活度系数及离子强度的概念。（2）以元弱酸（乙酸）为例分析解离平衡，引出描述弱电解质解离能力大小的解离度。和解离平产叫f产衡常数布W,通过计算说明乙酸的解离度相当小，是一种弱酸。（3）数学方法处理弱酸溶液的近
5、似计算式得出稀释定律，对稀释定律及其各种算式予以比较和分析，并强调上述算式用于二元溶液体系，溶液稀释前后弱电解质的解离度不同。（4）弱酸（碱）溶液中物种的分布及溶液中H+离子浓度的计算。介绍质子条件，根据教简单的质子条件式例子，介绍对溶液组成离子浓度作精确计算、近似计算或最简计算时应满足的条件。质子条件式：酸碱反应的本质是质子转移，当反应达到平衡时，酸失去质子的数目必然与间得到的质子数目相等，这一原则称为质子条件，这种数量关系的数学表达式叫质子条件式。质子条件式依据质子转移关系，选择适当的物质作为考虑质子转移的起点，这种物质称为参考水准或零水准，通常将溶液中大量存在并参与质子转移的物质选做零水
6、准，然后根据质子转移数目相等的原则写出质子条件式。以弱酸（HAc）X混合酸（HCI+HAc）、二元酸（H2C2O4）和NaNH4HPO4为例分别分析他们的质子条件式。尤应指出：不参与质与转移的物种不能出现在质子条件式中；互为共为酸碱关系的两种物质不能同时作为零水准:为平衡电荷，多价离子的平衡浓度之前应有相应的系数。（5）多元弱酸（碱）是分步解离的，每步解离都有相应的解离平衡常数；由于具有心口心口外的特点，多元酸溶液的PH值主要是由第一步解离所决定。例题1：教材P61例4-1例题2：0.010molLTHAc溶液的解离度为0.042,计算：（I）HAC的解离常数和该溶液的C（H+）（2）将该HA
7、C溶液稀释一倍时，溶液中HAC的解离度和C（H+）各为多少？例题3：0.10molLT磷酸溶液中各种离子和分子浓度大小及其顺序。磷酸的各级解离平衡常数依次为7.52x10-3、6.23x10-8和2.2x10-13。由第一步得C(Y)=C(HzPOk)=ZaxlOimolL1,由第二步得C(HPO42-)=6.2xlO-8moL-,由第三步得C(PO4上)=5.7*10T9molLi浓度大小顺序为H3PO4H+H2PO4HPO42PO43OH-2 .酸碱质子理论：介绍阿累尼乌斯和劳莱-布朗斯坦特酸碱理论。酸碱质子理论对酸碱的定义及其相互关系一共挽关系。共扼酸口H+共加碱(举例，注意配位分子、配
8、位离子或水化离子的共加酸或共加碱的结构式，如AI(OH)4(H2O)2:T)0共拆酸碱时是相互共存的，失去其中一方，另一方也就失去了存在的前提。酸碱质子理论仅适用于含有氢的化合物，对于不含有氢原子的化合物的酸碱性需用路易斯电子理论来分析。互为共拆酸碱对的二种物质的解离平衡常数关系：史X,由此可根据常见酸或碱计算出共钝碱或共挽酸的解离平衡常数。互为共钝酸碱关系的化合物的酸碱性相对强弱关系，酸越强，其共扼碱就越弱。但不能认为共扼碱是弱碱，其共规酸就一定是强酸。如NH3H2O是弱碱，其共加酸NH4+并非是强酸。3 .根据已有的盐水解及对盐溶液酸碱性定性判断的知识基础和酸碱质子理论，分别以NaAC和N
9、H4Cl为例分析元强碱弱酸盐、-元强酸弱碱盐和两性物质由水解平衡(或共糖酸碱对)关系计算溶液PH值方法。4 .同离子效应和缓冲溶液:举例(教材P63例4-2)计算在弱电解质溶液中加入强电解质时，溶液PH值变化的结果引出同离子效应的概念。缓冲溶液是同离子效应的应用实例。实验室和生物体内的反应需要在PH值相对稳定的条件下进行，如何实现？通过简单计算说明单一溶液一般不能具有这种能力，引出缓冲溶液概念及其组成的内容：以HAc-NaAc和NH3-NH4CI为例分析缓冲溶液的缓冲机理；以HAc-NaAc为例推导缓冲溶液PH酒+Ig-值计算式PH=cHA)fc,分析影响缓冲溶液PH值的主要与次要因素及其影响
10、缓冲能力的因素(稀释时与体系PH值关系)，提出配制缓冲溶液时缓冲对的选择原则，缓冲溶液的缓冲范围，指出常用的缓冲对及配制方法。(结合教材P446附录三一些弱电解质的标准解离常数表的数据分析欲配制PH分别为5.00、7.00、9.00的缓冲溶液时，应选择哪种弱酸或弱碱作为缓冲对)。例题：教材P74例4-11各种类型酸碱溶液PH值的计算液类则质子转移反应平衡常数c(H+),PH值公式备注20H2O+H2O0h3o+oh-xS=C(H+)-C(OH)c(H+)=,pH=-IgC(H+)/CӨpOH=-IgC(OH-)ci256;,pH+pOH=1425,C,V=1.09xl0T4,温度升
11、高，4增大元强酸元强碱HCIH+C-NaOH-Na+OH-C(H+)=Carc(OH)=cbCa(Cb)106molL1时,不考虑水的解离平衡元弱酸HAoH+ANH4+H2O0NH3+H3O+“川勺啊R-=产因产卜隔尊W)VIO-3,可用近似公式，电随温度升高，变化不大对NH4+,4=4，耳随温度升高而增大。元弱酸H2AOH+HAHA-0H+A22X购-化心伊%-l。2,按一元弱酸解离平衡计算c(H)fc(A2)V?(Ar)元弱俄NH3•；H2O0nh4+OH-Ac+H2OOHAc+0Hd(4-)小办”（昕卜*C(OH)VIO-3,可用近似公式产:随温度变化不大；叱）就是W）Ca-C
12、a,C5+X缓冲溶液平衡性缓C5z组成的计算，实际上是HAOH+A-冲lr化）口1产同离子效应的计算Ca-XXCs+小在选择和配制液pH=caf缓冲溶液时，尽可能使cb-cbPH9，%(或PoH与BOHOB+OHM；）接近。一般PH=冲产产JrON/竺Cb-Cs+X乙士1，这样会有较液小的缓冲能力JjZ=卢?P时。缓冲能力最大。5.酸碱指示剂酸碱指示剂一般为有机弱酸或有机弱碱，当溶液PH变化达到某个固定值时，其结构发生突变而导致颜色发生改变。能用作酸碱指示剂的有机弱酸（弱碱），其酸式结构和碱式结构应具有不同的颜色，在溶液中呈现的颜色取决与酸式色和碱式色的相对浓度。酸碱指示剂的理论变色范围为PH
13、=PK（Hin）1,但山于人眼对颜色判断的敏感程度不同，实际变色范围有不同。6.酸碱滴定曲线和指示剂选择原则整个滴定过程可分为滴定前、滴定开始到滴定终点前、滴定终点时和滴定终点后四个阶段，分别以NaOH滴定HCI和NaOH滴定HAc为例，给出溶液体系在四个阶段时溶液中计算H+离子浓度的计算式，指出计算式不同的原因，结合教材中的计算结果和由此绘制的滴定曲线，分析滴定过程中PH变化的规律及特点，并让学生判断HCl滴定NaOH和Hel滴定NFh时的滴定曲线形状；根据不同反应物浓度及弱酸（或弱碱）强度时的滴定曲线，引出能被强酸（或强碱）直接滴定的弱碱（或弱酸）应满足的条件，指出正确选择指示剂的原则：指
14、示剂的变色范围的全部或大部分（不能仅是一小部分）落在滴定突跃范围内。举例说明。酸碱标准溶液的配制与标定，蛋白质、生物碱、土壤和肥料中含氮量的测定。五、本章教学内容学时安排：本章节计划教学9学时。可按强电解质0.3学时、弱电解质的解离平衡0.7学时、弱酸（碱）溶液中物种的分布及溶液中H+离子浓度的计算1.5学时、酸碱质子理论酸碱性相对强弱1学时、盐溶液PH值计算0.5学时、同离子效应及缓冲溶液2学时、酸减指示剂0.5学时、酸碱滴定曲线和指示剂选择原则2学时、酸碱滴定的应用0.5学时组织教学。六、本章作业：教材P854,6,8,9,10,13,14,15,16,17,18,20,21,22P3371,2,3,4,5,6七、本章考核评价的主要内容：元弱酸（弱碱）的解离平衡及溶液组成浓度的计算，弱酸、弱碱溶液的PH值计算：酸碱质子理论及共拆酸碱对间的关系：一元强酸弱碱盐与一元强碱弱酸盐的水解平衡和有关离子浓度及溶液PH值的计算；盐溶液的酸碱性；同离子效应及其计算，缓冲溶液配制及缓冲能力的判断。质子条件式，酸碱指示剂变色范围；酸碱滴定曲线和指示剂的选择，酸碱滴定分析结果的计算。八、本章教学的课后小结
