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組織建設
第一節　弱電解質的電離
（第2課時 弱電解質的電離平衡和平衡常數）
第三章 水溶液中的離子平衡
一、電離常數（K）
看課本自學相關內容并思考：
（1）什么叫電離常數？
（２）怎樣用電離常數比較弱電解質的相對強弱？
（３）影響電離平衡常數的因素是什么？
問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎么比較？
定量描述——
電離平衡常數K
2.表示方法
注：c指平衡時各組分的濃度；K不寫單位。
1. 概念：在一定溫度下，弱電解質的電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度冪之積跟溶液中未電離的分子濃度冪的比是一個常數，這個常數叫電離平衡常數。
練習8：寫出HAc （醋酸簡寫）、NH3·H2O的電離平衡常數的表達式。
c ( H+) .c( CH3COO-)
c(CH3COOH)
CH3COOH：
c ( NH4+).c( OH- )
c(NH3·H2O)
平衡時
CH3COOH CH3COO- +H+
NH3·H2O：
NH3·H2O NH4++OH-
平衡時
參照化學平衡常數表達式的寫法，寫出下列物質的電離常數表達式：
Ka=
Kb=
1）多元弱酸的電離是分步進行的，每一步各有電離常數。
通常用K1 、K2 、K3等來分別表示
H2CO3 H+ +
H+ + CO32-
H2CO3
Ka1＝
Ka2＝
Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH-
K＝
2）多元堿
4.3×10-7
5.6×10-11
（表達式中濃度指該粒子的總濃度）
C初/mol·L－1 0.2 0 0
C/mol·L－1
C平/mol·L－1
某溫度下，氨水的濃度為 2.0 mol·L–1 ， 達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O 為1.7×10-3 mol·L–1 。計算該溫度下的電離平衡常數。
NH3·H2O NH4+ + OH-
=
0.2
1.7×10-3
≈
×1.7×10-3
1.4×10-5
1.7×10 3
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
電離平衡的相關計算
3.影響電離平衡常數的因素：
T ，K 。
①弱電解質本身性質（內因）
②溫度（電離為吸熱過程）：
4.計算K的意義是什么？
根據實驗現象，你能否推測醋酸、硼酸、碳酸三種弱酸的相對強弱，及其與電離常數大小的關系？
【自主探究3】
向兩支分別盛有1mol/L CH3COOH溶液和飽和硼酸溶液的試管中滴加1mol/L的Na2CO3溶液，觀察現象。
你認為三種酸的酸性強弱大小為： __________＞ ___________＞__________
你認為三種酸的電離常數大小為： __________＞ ___________＞__________
【自主探究3】
Ka(醋酸)=1.75×10-5 mol·L-1
Ka(碳酸)=4.4×10-7 mol·L-1（第一步電離）
Ka(硼酸)=5.8×10-10 mol·L-1
向兩支分別盛有0.1mol/L CH3COOH溶液和飽和硼酸溶液的試管中滴加等濃度的Na2CO3溶液，觀察現象。
實驗現象：醋酸能與Na2CO3溶液反應，放出CO2氣體，而硼酸不能。
酸性：醋酸＞碳酸＞硼酸
電離常數的意義：
K值越大，電離程度越大，
相應弱酸 /弱堿的酸/堿性越強。
4.K的意義：
K ，電離程度 ，對應的弱酸的酸性（或弱堿的堿性）就越強；
以下表中是某些弱電解質的電離常數（25 ℃），比較它們的酸性強弱。
弱電解質
電離常數
HClO
HF
HNO2
4.0×10 8
6.3×10 4
5.6×10 4
酸性：
HF ＞ HNO2 ＞ HClO
電離平衡常數 K的意義
CH3COOH H2CO3 H2S
K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-12
酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S
【課堂練習】
比較它們的酸性強弱。
H3PO4在水溶液中的電離方程式。
H3PO4
H+ + H2PO4-
H2PO4-
H+ + HPO42-
HPO42-
H+ + PO43-
請你推測每一步的電離程度如何變化，為什么？
多元弱酸是分步電離的，K1＞＞K2 ＞＞ K3
多元弱酸的酸性由第一步電離決定。
K1=7.1 ×10-3
K2=6.3 ×10-8
K3=4.2 ×10-13
試根據課本p42中“一些弱酸和弱堿的電離平衡常數”比較它們的相對強弱。
酸性：草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸
【學以致用】
練習1：已知25℃時，
KHF=7.2×10-4 KHCN=4.9×10-10
KHNO2=4.6×10-4 KCH3COOH=1.8×10-5
同濃度的上述溶液中溶質分子濃度最大的是（ ），酸性最強的是（ ），溶液pH最大的是（ ）
A.HF B.HCN C.HNO2 D.CH3COOH
B
A
B
練習2：根據提供的電離常數,回答下列問題：
已知常溫下幾種常見弱酸的電離常數 化學式 HA HB HC
K 1.8 ×10-4 4.6×10-4 1.8×10-5
(1)酸性由弱到強排列___________________
(2)相同濃度以上溶液中氫離子濃度由小到大排列____________
(3)同濃度A － 、B － 、C －結合H+能力由強到弱_______________
HCHCC － > A － > B －
結論1： 酸性大小和氫離子濃度有關，同濃度的酸，其酸根結合氫離子的能力越強，電離出來的氫離子就越少，濃度就越低，酸性越弱。
練習3: 有0.1 mol/L的鹽酸、硫酸、醋酸各50mL，試比較：
（A）三種酸里氫離子濃度由大到小的順序是 。
（B）三種酸跟足量的鋅反應,開始時產生H2的速率是：
。
（C）三種酸跟足量的鋅反應產生H2的體積是 。
（D）三種酸分別跟0.1 mol/L的NaOH溶液中和，消耗 NaOH溶液的體積由大到小的順序是 。
硫酸>鹽酸>醋酸
硫酸>鹽酸>醋酸
硫酸>鹽酸= 醋酸
硫酸>鹽酸= 醋酸
結論2：相同濃度的同元強酸和弱酸，強酸中氫離子濃度大；
結論3：若酸完全反應，產生氫氣的量或消耗堿的量只取決于酸中所含氫離子的量。
思考一：氫離子濃度相同的HCl和CH3COOH,哪種酸的濃度更大？
結論4：氫離子濃度相同的同元強酸和弱酸，C(弱酸）》C(強酸）
結論5：氫離子濃度相同的HCl和CH3COOH,稀釋相同倍數
后，_____酸中的氫離子濃度大，減小的程度小。
弱
練習11：25 ℃時，將一定量的冰醋酸(即無水乙酸)加水稀釋，稀釋過程中溶液的導電性變化如下圖所示。
（1）“O”點導電能力為“0”的原因？
（3）a、b、c三點c(H+)最大的是？
（4）a、b、c三點醋酸電離程度最大的是？
（2）ab段溶液導電能力變化的主要原因？bc段溶液導電能力變化的主要原因？
電離平衡
常數
電離平衡常數
電離平衡常數的影響因素
電離程度、電離平衡常數的計算
電離平衡常數的計算
內因——電解質本身
外因——只受溫度影響
表達式
意義 和 應用
課堂小結

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