实验六电离平衡和沉淀平衡.
电离平衡
一、多元弱酸的电离是分步进行的
<1> H2S <2> HS<1>+<2>： H2S 溶液的酸度主 要来自弱酸的 第一步电离 第二步电离远 比第一步小 水电离的H+ 浓度是
[H+]1 =K1C
[H+]≈[HS-]
= 5.7×10-8 ×0.1 = 7.5×10-5 (mol·L-1)
[H+][S2-] K2 = ——— = [S2-] [HS-] [H+]2 ＝[S2-]≈K2＝1.2×10-15(mol·L-1) [H+]W = [OH- ] = KW /[H+] = 1.3×10-10(mol·L-1)
2、区分效应 溶剂能使物质的相对酸碱性区分出来
的作用，称为溶剂的区分效应。该溶剂称为区分溶剂。
例如 在非水溶剂如甲醇中，可以区分出氢卤酸的相对强弱 为HI>HBr>HCl，甲醇是这些强酸的区分溶剂，甲醇的作用 称为区分效应。
第13页
第三节
一.电离常数
HAc
电解质的电离
弱酸电离常数用Ka表示， 弱碱电离常数用Kb表示 [H+][Ac-] Ka = ———— [HAc]
2、写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：
NH4+ 、H2S 、H2SO4 、H2PO4- 、HSO4-
NH3 、HS- 、HSO4- 、HPO42- 、SO42常见的共轭酸碱对列于表3-1 （P75）
课堂练习
第7页
1-3 酸碱的电子理论
一.酸碱电 凡是可以接受电子对的物质称为酸， 子理论定义 凡是可以给出电子对的物质称为碱 二、酸碱反 应的实质
α = ———×100% = ——————— ×100% =0.768%
实验六：电导法测弱电解质HAc的电离平衡常数
实验六：电导法测弱电解质的电离平衡常数一、实验目的：1、掌握惠斯登电桥法测定电导的原理。
2、学会实验测量的操作技术。
3、学会图解法求算解离度，了解电导测定的应用。
二、实验原理：电解质溶液的导电能力由电导G来量度，它是电阻的倒数，即：电导的单位是“西门子”，符号为“S”,。
将电解质溶液放入两平行电极之间，若两电极距离为l，电极面积为A，则溶液的电导为：式中电导率，其物理意义是l=1m，A=1m2时溶液的电导，其单位为S·m-1。
定义电导池系数则通常将一个电导率已知的电解质溶液注入电导池中，测其电导，根据上式即可求出K cell。
在研究电解质溶液的导电能力时，经常使用摩尔电导率,其定义为：式中c为电解质溶液的浓度，的单位是：S·m2·mol-1。
对于弱电解质（例如醋酸）来说，由于其电导率很小，所以测得的溶液的电导率应包括水的电导率，即电解质溶液是由正、负离子的迁移来传递电流的，在弱电解质溶液中，只有解离部分的离子才对电导有贡献，而在无限稀释的溶液中，电解质全部解离，其摩尔电导率是正、负离子的极限摩尔电导率之和。
即式中ν+，ν-分别为正、负离子的化学计量数，可查表得到。
与的差别来自两个因素，一是电解质的不完全电离，二是离子间的相互作用。
若溶液中离子浓度很低，彼此相隔较远，相互作用力可以忽略，则与之间的关系可表示为：(推导)式中α为弱电解质的解离度。
醋酸在水溶液中有下列平衡：其解离平衡常数为(推导)将代入上式整理可得此式称为奥斯特瓦尔德（Ostwald）稀释定律。
改写成线性方程为：以对作图得一直线，斜率为，截距为，由此可求得和(推导) ：整理可得：电解质溶液的电导通常利用惠斯登（Wheatston）电桥测量，但测量时不能用直流电源，因直流电流通过溶液时，导致电化学反应发生，不但使电极附近溶液的浓度改变引起浓差极化，还会改变两极的本质。
因此必须采用较高频率的交流电，其频率通常选为1000Hz。
酸碱平衡和沉淀溶解平衡
PH=5.12
对于很弱且很稀旳一元酸溶液，因为溶液中H+浓度很小，不能 忽视水旳解离。因为酸旳[H解 ]离 度K小ac，a [HKwA]=ca , 可得：
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例：试计算1.0×10-4mol ·L-1 HCN溶液旳pH 值。
H+ (aq) + OH－ (aq) K w
当Kaca≥20Kw时, (Ka KwBiblioteka )忽视水旳电离。 可用近似式。
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例 计算0.10 mol·L-1HAc 溶液旳PH值。 解 ： 已 知 Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10
mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表白由水解离旳[H+] 相对于ca可忽视不计，故采用最简式计算。
比较后发觉：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要旳，二级水解能够
近似忽视。
30
（4）、影响水解平衡旳原因
水解平衡是化学平衡之一，所以它旳影响原因为：
* 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应旳逆 反应），升高温度，会使水解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度旳关系，水解度与盐旳 浓度旳平反根成反比。所以，盐旳浓度越低，水解 度也就越大。
第六章：溶 液 中 旳 化 学 平 衡
6.1 酸碱平衡 6.2 配位平衡 6.3 沉淀溶解平衡
以上三种平衡和电化学平衡（氧化还原平
衡）——溶液中旳“四大化学平衡”
1
6.1.1 化学平衡中旳某些基本概念和理论
电解质旳概念
在水溶液中或熔融状态下能导 电旳物质称为电解质。
强电解质
电离平衡公开课教案教学设计课件资料
电离平衡公开课教案教学设计课件资料第一章：电离平衡基本概念1.1 电离与电离平衡介绍电离的定义和特点解释电离平衡的概念和意义举例说明电离平衡的存在1.2 离子浓度与电离平衡常数介绍离子浓度的概念和计算方法解释电离平衡常数的概念和意义举例说明电离平衡常数的计算和应用第二章：电离平衡的移动2.1 影响电离平衡的因素介绍温度对电离平衡的影响解释浓度对电离平衡的影响探讨压力对电离平衡的影响2.2 电离平衡的移动方向解释勒夏特列原理探讨电离平衡的移动方向和条件举例说明电离平衡的移动现象第三章：酸碱理论中的电离平衡3.1 酸碱电离与电离平衡介绍酸碱的定义和特点解释酸碱电离平衡的概念和意义举例说明酸碱电离平衡的应用3.2 酸碱平衡与pH值介绍pH值的定义和计算方法解释酸碱平衡的概念和意义探讨pH值与酸碱电离平衡的关系第四章：溶胶电离平衡4.1 溶胶的定义和特点介绍溶胶的概念和分类解释溶胶电离平衡的概念和意义举例说明溶胶电离平衡的应用4.2 溶胶电离平衡的移动探讨溶胶电离平衡的移动方向和条件举例说明溶胶电离平衡的移动现象解释溶胶的稳定性和聚沉现象第五章：电离平衡在实际应用中的例子5.1 离子交换树脂的电离平衡介绍离子交换树脂的概念和应用解释离子交换树脂的电离平衡原理举例说明离子交换树脂的电离平衡应用5.2 缓冲溶液的电离平衡介绍缓冲溶液的概念和特点解释缓冲溶液的电离平衡原理探讨缓冲溶液的pH值调节应用第六章：盐类的水解与电离平衡6.1 盐类水解的基本概念介绍盐类水解的定义和特点解释盐类水解的原理和意义举例说明盐类水解的应用6.2 盐类水解的类型和规律探讨不同类型的盐类水解反应解释盐类水解的规律和影响因素举例说明盐类水解的计算和应用第七章：酸碱滴定与电离平衡7.1 酸碱滴定的基本原理介绍酸碱滴定的定义和目的解释酸碱滴定的原理和步骤举例说明酸碱滴定实验的操作和结果分析7.2 酸碱滴定与电离平衡的应用探讨酸碱滴定在电离平衡测定中的应用解释滴定曲线和滴定终点的关系举例说明酸碱滴定在实际中的应用案例第八章：溶胶的电泳与电离平衡8.1 溶胶电泳的基本原理介绍溶胶电泳的定义和原理解释溶胶电泳的机制和影响因素举例说明溶胶电泳的应用8.2 溶胶电泳与电离平衡的关系探讨溶胶电泳与电离平衡的联系和影响解释电泳现象在电离平衡研究中的应用举例说明溶胶电泳在实际中的应用案例第九章：电离平衡在环境科学中的应用9.1 环境中的电离平衡问题介绍环境科学中电离平衡的重要性解释环境中的电离平衡问题和影响因素举例说明环境中的电离平衡应用案例9.2 电离平衡在环境监测和治理中的应用探讨电离平衡在环境监测和治理中的作用解释电离平衡相关技术和方法的应用举例说明电离平衡在环境保护领域的应用案例第十章：电离平衡的实验设计与分析10.1 电离平衡实验设计的基本原则介绍电离平衡实验设计的重要性和原则解释实验设计的步骤和注意事项举例说明电离平衡实验设计的案例10.2 电离平衡实验结果的分析与解读探讨电离平衡实验结果分析的方法和技巧解释实验数据的处理和结果解读举例说明电离平衡实验结果的应用和启示重点和难点解析一、电离平衡的基本概念：理解电离平衡的定义和特点，以及电离平衡常数的概念和意义。
基于化学核心素养的教学设计——以“电离平衡”一课为例
教育·现场基于化学核心素养的教学设计———以“电离平衡”一课为例文|张旭波针对“电离平衡”，教师将带领学生穿越微观的化学领域，深入探讨溶液中的离子行为，并揭开化学反应平衡的神秘面纱。
电离平衡是一门扣人心弦的科学，与日常生活中无数的现象密切相关，也是许多重要化学反应的前提和基础。
大家是否好奇在溶液中发生的那些微小的离子变化，以及它们是如何影响我们周围的环境？在这个过程中，学生会通过理论知识的学习，深入了解电离平衡的概念，还将通过实验感受电离平衡的神奇之处。
本文通过人教版高中化学选择性必修1第3章第1节“电离平衡”课的教学设计，探讨了如何在课堂上培养学生的核心素养，并引导学生进行深入探究和学习，帮助学生掌握所学知识。
一、教材分析“电离平衡”是高中化学教学中的重要一课，深入研究在溶液中发生的离子行为和相应的平衡状态。
在该课的教学过程中，学生将逐渐理解电离平衡对化学反应造成的影响，探究其中的规律和原理。
首先，教材从电离平衡的基本概念入手，引导学生认识溶液中离子的生成和消失过程。
通过学习电离方程式，学生将逐渐领悟弱电解质和强电解质之间的差异，以及它们在水溶液中的离子产生规律。
其次，教材详细介绍了影响电离平衡的因素，包括温度、浓度、压力等对平衡位置的影响，学生根据理论学习和实验操作，可以深刻理解这些因素是如何影响电离平衡的，从而掌握实际应用中的相关技能。
再次，教材还通过案例分析，将电离平衡的知识和实际生活、工业生产联系起来，以拓宽学生的视野，激发他们的学习兴趣，并帮助他们更容易理解抽象的理论概念，以此加深对电离平衡的认知。
最后，教材还强调了数学在电离平衡中的重要性，通过计算离子浓度等实际问题，培养学生的数理思维和解决问题的能力。
（见表1）表1内容具体描述基本概念引导学生认识溶液中离子的生成和消失过程，通过学习电离方程式理解弱电解质和强电解质在水溶液中的离子产生规律。
影响因素详细介绍影响电离平衡的因素，包括温度、浓度、压力等，学生通过理论学习和实验操作深刻理解这些因素如何调控电离平衡。
《基础应用化学》课件第六章-沉淀溶解平衡与沉淀滴定法
沉淀和溶解平衡
（三） 溶度积规则
2、溶度积规则的应用
（2）方法1：加入固体NH4Cl时，由于同离子效应， 使 NH3·H2O = NH4+＋OH– 平衡向左移动，从而减 少[ OH– ]，使Qi≤ Ksp。
根据Ksp计算所允许 [OH–]max：
[OH ]max
Fe3+ + SCN－
[Fe(SCN)]2+ （红）
Kf 1.38 10 2
此法测定 Cl－、Br－、I－ 和SCN－时，先在被测溶液中加入过量的AgNO3标准溶液，然后加
入铁铵矾指示剂，以NH4SCN标准溶液滴定剩余量的 Ag+ 。
沉淀滴定法
（二） 佛尔哈德法
2、测定条件
（1）指示剂的用量。通常Fe3+ 的浓度 为 0.015mol·L－1 。
Ag2CrO4(s)
平衡浓度 c/mol·L–1：
2Ag+
＋
CrO
2 4
2x
x
Ksp = {c(Ag+)}2·c (CrO42–) = 4x3 = 1.1×10–12 x = (Ksp/4)1/3 = (1.1×10–12/4)1/3 = 6.5×10–5
即：铬酸银的溶解度为 6.5×10–5 mol·L–1 。
解：
[Mg2+] = 0.5/2 = 0.25mol/L
（1）刚混合时： [NH3] = 0.10/2 = 0.05mol/L
[OH ] cKb 0.051.8105 9.5104 mol/L
（一元弱碱：NH3·H2O = NH4+ + OH–）
Qi = [Mg2+]·[OH–]2 = 0.25×（9.5×10–4）2 = 2.3×10–7 查表： Ksp[Mg(OH)2]= 1.8×10–11
解离平衡实验报告
竭诚为您提供优质文档/双击可除解离平衡实验报告篇一：《水溶液中的解离平衡》实验报告二、实验步骤（一）同离子效应１、取两只小试管，0.1mol/LhAc溶液及１滴甲基橙，混合均匀，溶液呈红色。
在一试管中加入少量naAc(s)，观察指示剂颜色变化指示剂变黄。
hAc＝h＋＋Ac－naAc＝na＋＋Ac—２、取两只小试管，各加入５滴0.1mol/Lmgcl2溶液，在其中以支试管中再加入5滴饱和nh4cl溶液，然后分别在这两支试管中加入5滴2mol/Lnh3·h2o，观察两试管发生的现象有何不同？何故？mgcl2＝mg2＋＋2cl－mg2＋＋2oh—＝mg(oh)2↓nh4cl解离出的cl－使mgcl2解离平衡向左移动减小了溶液中mg2＋的浓度，因而在入5滴饱和nh4cl溶液，然后（二）在这支试管中加入5滴2mol/Lnh3·h2o无白色沉淀生成。
缓冲溶液的配制１、用1mol/LhAc溶液和1mol/LnaAc溶液配置ph＝4.0的缓冲溶液10mL．应该如何配制？配好后，用ph试纸测定其ph值，检验其是否符合要求．ph=pKa+lgcAc-/chAc4=4.75+lgcAc-/chAclgcAc-/chAc=-0. 75cAc-/chAc=0.178VAc-/10-VhAc=0.178VAc-=1.51mLVhAc= 8.59mL２、将上述缓冲溶液分成两等份，在一分中加入1mol/Lhcl溶液1滴，在另一分中加入1mol/Lnaoh溶液，分别测定其ph值。
３、取两只试管，各加入5毫升蒸馏水，用ph试纸测定其ph值。
然后分别加入1mol/Lhcl1滴和1mol/Lnaoh1滴，再用ph试纸测定其ph值。
与“２”进行比较。
（三）盐的水解１、在三只小试管中分别加入1毫升0.1mol/Lna2co3，nacl，及Al2(so4)3溶液，用ph试纸测定它们的酸碱性。
解释其原因，并写出有关反应程式。
解离平衡实验报告
竭诚为您提供优质文档/双击可除解离平衡实验报告篇一：《水溶液中的解离平衡》实验报告二、实验步骤（一）同离子效应１、取两只小试管，0.1mol/LhAc溶液及１滴甲基橙，混合均匀，溶液呈红色。
在一试管中加入少量naAc(s)，观察指示剂颜色变化指示剂变黄。
hAc＝h＋＋Ac－naAc＝na＋＋Ac—２、取两只小试管，各加入５滴0.1mol/Lmgcl2溶液，在其中以支试管中再加入5滴饱和nh4cl溶液，然后分别在这两支试管中加入5滴2mol/Lnh3·h2o，观察两试管发生的现象有何不同？何故？mgcl2＝mg2＋＋2cl－mg2＋＋2oh—＝mg(oh)2↓nh4cl解离出的cl－使mgcl2解离平衡向左移动减小了溶液中mg2＋的浓度，因而在入5滴饱和nh4cl溶液，然后（二）在这支试管中加入5滴2mol/Lnh3·h2o无白色沉淀生成。
缓冲溶液的配制１、用1mol/LhAc溶液和1mol/LnaAc溶液配置ph＝4.0的缓冲溶液10mL．应该如何配制？配好后，用ph试纸测定其ph值，检验其是否符合要求．ph=pKa+lgcAc-/chAc4=4.75+lgcAc-/chAclgcAc-/chAc=-0. 75cAc-/chAc=0.178VAc-/10-VhAc=0.178VAc-=1.51mLVhAc= 8.59mL２、将上述缓冲溶液分成两等份，在一分中加入1mol/Lhcl溶液1滴，在另一分中加入1mol/Lnaoh溶液，分别测定其ph值。
３、取两只试管，各加入5毫升蒸馏水，用ph试纸测定其ph值。
然后分别加入1mol/Lhcl1滴和1mol/Lnaoh1滴，再用ph试纸测定其ph值。
与“２”进行比较。
（三）盐的水解１、在三只小试管中分别加入1毫升0.1mol/Lna2co3，nacl，及Al2(so4)3溶液，用ph试纸测定它们的酸碱性。
解释其原因，并写出有关反应程式。