第三章 电解质溶液 （讲义59—73；141—155）
[教学要求] 1.熟练掌握平衡常数的概念及有关计算；
2.掌握化学平衡移动的原理。
3．熟练掌握一些基本概念，Ki、pH、α、同离子效应、盐效应和缓冲溶液等。 4．掌握一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算方法。 5．掌握缓冲溶液的组成、pH值的计算、缓冲原理。 6．掌握盐类水解的原理及水解平衡的移动。
[教学重点] 1.Ki、pH、 α、同离子效应、缓冲溶液的概念；
2．一元弱酸pH值的计算； 3．缓冲溶液的组成、原理和配制。
[教学难点] 缓冲原理
[学时分配] 第一节 化学平衡及其移动 2节时
第二节 弱电解质的电离平衡 2节时 第三节 缓冲溶液 2节时 第五节 盐类的水解 2节时
[教学方法] 讲授为主，加强学生的练习 [使用教具] 多媒体课件
[作 业] 71页 10、11、12； 174页 4、5、6、8、9 [执行情况记录]
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第一节 化学平衡及其移动
（本节的一些基本概念在高中学习过，可以采用提问、启发的形式与讲授相结合） [引出]什么是可逆反应？可逆反应有什么特点？ （可以向正、逆两个方向进行；存在平衡状态） 一、化学反应的可逆性和化学平衡： 1．可逆反应的定义：在同一条件下，一个反应即可按反应方程式从左向右（正反应）进行；
又可以从右向左进行的反应叫可逆反应。
如： CO(g)+H2O(g)
3H2(g)+N2(g)
CO2(g)+H2(g);
2NH3(g) 如：2KClO3 →
2KCl+3O2可认为是不可逆反应。
2． 化学平衡状态：在一定条件下，当正逆反应速度相等，即各反应物和生成物的
浓度不再随时间而变化时，反应体系所处的状态称为化学平衡。即：定、逆、等、同、动
[说明]（1）化学平衡是一个动态平衡。
（1） 化学平衡是有条件的、相对的、暂时的动态平衡。 （2） 化学平衡可以从正、逆两个方向建立。
（3） 化学平衡时各反应物和各生成物的浓度不变。 二、平衡常数及其意义： 1．平衡常数
对于基元反应： aA+bB v正 a
b
dD+eE
由质量作用定律：v正=k正CACB v逆=k逆
de CDCE
abde
平衡时 v正= v逆 k正[A][B]=k逆[D][E]
K正[D]d[E]e? =Kc abK逆[A][B]定义：对任一可逆反应，不管反应始
态如何，在一定温度下达平衡 时，各反应物浓度系数次方的
乘积与反应物浓度系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为 表达式 ： aA +bB
dD + eE
[D]d[E]eKc== ab[A][B]
2
Kc=为浓度平衡常数
2．书写平衡常数时注意事项：
（1） 浓度为平衡浓度，用“[ ]‘表示；
（2） 纯固体、液体或水参加反应，其浓度不写在表达式中；
（3） Kc只与温度及反应式的书写形式有关，不随浓度、压力而变化。 （4） 几个反应相加时，总反应的平衡常数等于各相应反应的平衡常数之和
如：2NO+O2 2NO2
2NO2
2NO2 K1=[NO2]/[NO][O2] 2N2O4 K2== [N2O4]/ [NO2] N2O4 K3= K1 K2
2
2
2
3.平衡常数的意义：
(1)K是一定温度下反应的特征常数 。只与温度有关，与反应物的浓度无关； (2)平衡状态是表示反应进行的最大限度；
(3)平衡常数指明了在一定温度下可逆反应建立平衡的条件，利用平衡常数可以判断反
应进行的方向.
aA+bB
dD+eE Qc=
CDCECACBadeb（Qc为浓度商）
CdDCeEKc(即用浓度表示的平衡常)与Qc（==a）的相对大小可以判断反应的方向。
CACbB当Qc=Kc时， 平衡。
当Qc>Kc时， v正> v逆 正向移动。 当Qc 化学平衡是在一定条件下的动态平衡，当条件改变时原来的平衡被打破将在新的条件下建立新的平衡，这种从一种平衡状态向另一种平衡状态转变的过程叫化学平衡的移动。 1．浓度对化学平衡的影响 增大反应物浓度（v正↑）或减小生成物浓度（v逆↓）平衡正向移动； 减小反应物浓度（v正↓）或增大生成物浓度（v逆↑）平衡逆向移动。 例： 2．压力对化学平衡的影响 对于有气态物质参加或生成的可逆反应并且反应方程式两边气体分子总数不等的反 应，增大压力平衡向分子总数减小的方向移动。 3．温度对化学平衡的影响 化学反应总是伴随着热量的变化，若正反应是放热反应则逆反应必是吸热反应。 当可逆反应在某一温度下达平衡后，继续升高温度时，吸热反应速度增加的快；放热反应速度增加的慢，总结果是平衡向吸热的方向移动。反之，平衡向放热的方向移动。 吕查德原理：如果改变平衡体系的条件之一（T、P、C）平衡将向减弱这个改变 的方向移动。又叫平衡移动的原理。 3 第二节 弱电解质的电离平衡 （本节的部分内容与高中所学相同，可以提问的形式概括，把重点放在有关公式的推导和应用上。） [提问] 1.电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的概念； 2.强（弱）电解质包括的化合物的种类； 3.分别写出盐酸、醋酸的电离方程式。 [说明] 从电离方程式中可区分强、弱电解质。如： HCl == H+ + Cl- ，HAc ? H+ + Ac- 等号：完全电离，不可逆； 可逆号：部分电离，可逆。从而引出弱电解存在电离平衡状态。 一、水的电离和溶液的酸碱性 （一）水的电离 用精密的电导仪测量发现纯水具有极微弱的导电能力，是一种很弱的电解质]， H2O ﹢ H+ OH - ﹢ - 实验测得25℃时,[ H]=[ OH]=10mol·L H2O H+ OH ﹢ - 起始浓度：1000g/（1L×18g/mol） 0 0 -7-7 -7 平衡浓度： 55.56-10 10 10 10?710?7-14 K平 = Kw= K平×55.56=10 55.56Kw=[H][OH] Kw称为水的离子积 T↑→Kw↑ +-水的离子积（Kw）的意义：Kw表示在一定温度下任何水溶液中，无论H、OH的浓度如何变化， +--14 两者的乘机都等于Kw ，即水的离子积常数。Kw=[H][OH] =10 （二）、溶液的酸碱性和PH + 1.用H离子浓度衡量溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于C(H＋)和C(OH-)的相对大小 -7-1 中性溶液：C(H＋)=10mol·L=C(OH-) PH=7 -7-1 酸性溶液：C(H＋)>10mol·L>C(OH-) PH<7 -7-1 减性溶液：C(H＋)<10mol·L -1＋ 当C(H＋)或C(OH-)较小时（小于1mol·L）用-lg电离度α电离度α[H]表示溶液的酸碱性更方便。 ＋-PH=-lg[H] POH=-lg[OH] ＋--14 ∵[H][OH]=10 ∴ PH + POH =14 ＋-14 [H]=1～10mol·L PH=0～14 ＋ PH↑→[H]↓→酸性越弱，减性越强。 3.溶液酸碱性的测定方法： + - 4 (1)、酸碱指示剂（测酸碱性） (2)、PH试纸（PH不要求太准确） (3)、PH计（酸度计）（准确测量） PH:血液：7035～7.45；胃：0.9～1.5；唾液：6.35～6.85 二、一元弱酸和弱减的电离平衡 1.电离度α： (1)概念：电离度α是已电离的分子数占弱电解质分子总数的百分数。 α = 已电离的分子数 ×100% 分子总数（2）影响电离度α的因素 a.弱电解质的本性：在T、 C相同时，α越小电解质越弱 举例：在250.1mol.L-1的溶液 HF HAc HCN NH3.H2O .2.0% 1.33% 0.01% 1.33% α的大小与溶液的浓度、温度有关。 同一弱电解质浓度越大，α越小。 例在25OC αHAc =1.33%αHAc=4.2% 当弱电解质的电离达到平衡时，在已电离离子与未电离分子间建立起的动态平衡，称为电离平衡。此时的平衡常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 2. 电离常数 （1）定义：弱电解质在水溶液中仅发生部分电离，未电离的分子和由电离产生的离子之间 存在着动态平衡，该平衡常数叫电离常数。用Ki表示。弱酸用Ka表示，弱减用Kb表示 HAc H + Ac NH3·H2O ?＋ - NH+ OH ＋- [NH4][OH?][H?][Ac?]Ka = Kb= [NH3?H2O][HAc] [解释] 上式中，表示的是：弱电解质的电离达到平衡时，电离出的离子的浓度乘积与未电 离分子浓度的比值。 （2）Ki的意义： a. Ki属于化学平衡常数，只与温度有关，与浓度无关。在一定温度下是一个定值（举 例说明） b.Ka(Kb)是弱电解质的特征常数。它反映了若电解质电离能力的强弱，可比较同类型弱电解质的相对强弱，Ka(Kb越大，若电解质越强，Ka(Kb)随温度改变但改变不大，因此，常温范围内可忽略温度的影响。 -5 -4 如：HAc:Ka=1.76×10HF:Ka=7.2×10 故：酸性为HF>HAc c．Ka (Kb)的数值可查有关资料。（附录） [引入]Ki、α均能表示弱电解质的强弱，二者之间有无关系？ 3. Ki与α的关系稀释定律 [推导] AB为弱电解质，浓度为c，电离度为α，电离常数为Ki： 5