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第2講 電離平衡常數
新人教版 化學 選擇性必修一
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節 電離平衡
復習導入
K=
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
模塊一 電離平衡常數
一、電離平衡常數
1．含義
對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。
在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。
通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數。
一、電離平衡常數
2.表達式
CH3COOH CH3COO - + H+
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
NH3·H2O OH - + NH4+
Kb＝
c(NH4+ )·c(OH )
c(NH3·H2O)
醋酸的電離常數表達式：
一水合氨的電離常數表達式：
Ka
Kb
一、電離平衡常數
2.表達式
多元弱酸或多元弱堿
多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數
Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等
eg：25℃時H2CO3的兩步電離常數
＝4.7×10－11
c(H+)·c(CO )
c(HCO )
Ka2＝
2
3

3
＝4.4×10－7
c(H+)·c(HCO )
c(H2CO3)
Ka1＝

3
Ka1 >>Ka2 >>Ka3 ……
一、電離平衡常數
2.表達式
多元弱酸或多元弱堿
當Ka1 >>Ka2 時，計算多元弱酸中的c(H+)
Ka1 >>Ka2 >>Ka3 ……
或比較多元弱酸酸性的相對強弱時
通常只考慮第一步電離
一、電離平衡常數
3．影響因素
電離常數與溫度有關
25℃ 0℃
Ka 1.75×10-5 1.65×10-5
CH3COOH 的電離常數：
電離常數隨溫度變化不大
室溫時可以不考慮溫度對電離常數的影響
一、電離平衡常數
3．影響因素
電離常數由弱電解質的性質所決定
在同一溫度下，不同電解質的電離常數不同
電離常數越大，弱電解質越易電離
一、電離平衡常數
3．影響因素
電離常數由弱電解質的性質所決定
比較電離常數的大小可以判斷弱電解質的相對強弱
同一溫度
eg：CH3COOH和HCN都是弱酸
25℃ CH3COOH HCN
Ka 1.75×10-5 6.2×10-10
酸性：CH3COOH>HCN
模塊二 電離常數的計算
二、電離常數的計算
例 ：在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.2 mol·L 1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10 3 mol·L 1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數Kb。
NH3·H2O的電離方程式及有關粒子的濃度如下：
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )· c(OH )
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
(0.2 1.7×10 3)
0.2
≈
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
起始濃度/(mol·L 1)
變化濃度/(mol·L 1)
平衡濃度/(mol·L 1)
0.2
0
0
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
NH3·H2O NH4+ + OH
≈1.4×10-5
1．利用“三段式”求Ka或Kb
二、電離常數的計算
在某溫度時，物質的量濃度為0.1 mol·L 1的醋酸中，達到電離平衡時，c(H+)約為1×10-3mol·L 1，計算該溫度下CH3COOH的電離常數Ka。
起始濃度/(mol·L 1)
變化濃度/(mol·L 1)
平衡濃度/(mol·L 1)
0.1
0
0
1.0×10 3
0.1 1.0×10 3
1.0×10 3
1.0×10 3
1.0×10 3
1.0×10 3
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COOH的電離方程式及有關粒子的濃度如下：
c(CH3COOH)
Ka＝
c(CH3COO )· c(H+)
＝
(1.0×10 3)·(1.0×10 3)
(0.1 1.0×10 3)
0.1
≈
(1.0×10 3)·(1.0×10 3)
≈1.0×10-5
課堂練習
二、電離常數的計算
2．比較弱電解質中微粒濃度比值的變化。
依據弱電解質的電離常數表達式,可以比較濃度改變時(溫度不變)溶液中某些微粒濃度的變化。
eg:醋酸溶液中加水稀釋過程中 是如何變化的
加水稀釋,K值不變,c(H+)減小,則 始終保持增大。
二、電離常數的計算
常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列表達式的數值變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
課堂練習
c(H+)
c(CH3COOH)
（1）
c(CH3COOH)
c(CH3COO )· c(H+)
（2）
c(CH3COOH)
c(CH3COO-)
（3）
變小
不變
變大
二、電離常數的計算
3．比較離子結合質子的能力大小
弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結合H+的能力就越強。
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
(25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 3.0×10－8
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為
___________________________________。
(2)同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為_______________________________________________
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－
二、電離常數的計算
課堂練習
已知某溫度下，Ka(HCN)＝6．2×10－10、Ka(HF)＝6．8×10－4、Ka(CH3COOH)＝1．8×10－5、Ka(HNO2)＝6．4×10－6。該溫度下，物質的量濃度都為0．1 mol·L－1的下列物質的溶液中，c(H＋)由大到小的順序是(　　)
A．HCN>HNO2>CH3COOH>HF
B．HCN>CH3COOH>HF>HNO2
C．HF>CH3COOH>HNO2>HCN
D．CH3COOH>HCN>HF>HNO2
C
二、電離常數的計算
4．利用電離平衡常數判斷反應能否發生
A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO
B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：
SO2+H2O+Ca2++2ClO- ═CaSO3↓+2HClO
C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-
D.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：H++HCO3- ═ CO2↑+H2O
例： 25℃時，弱酸的電離平衡常數如下表，下列說法正確的是(　　)
弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2
K2=1.0×10-7
C
二、電離常數的計算
H2CO3和H2S在25 ℃時的電離常數如下：
電離常數 Ka1 Ka2
H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11
H2S 5.7×10－8 1.2×10－15
B
B
課堂練習
課堂總結
一、電離平衡常數
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Kb＝
c(NH4+ )·c(OH )
c(NH3·H2O)
課堂總結
二、電離平衡常數的計算
1．利用“三段式”求Ka或Kb
2．比較弱電解質中微粒濃度比值的變化。
3．比較離子結合質子的能力大小
4．利用電離平衡常數判斷反應能否發生
課堂檢測
1.已知下列三個數據：7.1×10－4、6.8×10－4、6.2×10－10分別是三種酸在某溫度時的電離平衡常數。若這三種酸可發生如下反應：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　②NaCN＋HF===HCN＋NaF　③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，則下列敘述中不正確的是(　　)
A．HF的電離平衡常數為7.1×10－4
B．HNO2的電離平衡常數為6.2×10－10
C．根據①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱
D．HNO2的電離平衡常數比HCN的大，比HF的小
答案　B
課堂檢測
答案　C
2.已知某溫度下，Ka(HCN)＝6．2×10－10、Ka(HF)＝6．8×10－4、Ka(CH3COOH)＝1．8×10－5、Ka(HNO2)＝6．4×10－6。該溫度下，物質的量濃度都為0．1 mol·L－1的下列物質的溶液中，c(H＋)由大到小的順序是(　　)
A．HCN>HNO2>CH3COOH>HF
B．HCN>CH3COOH>HF>HNO2
C．HF>CH3COOH>HNO2>HCN
D．CH3COOH>HCN>HF>HNO2
課堂檢測
2．下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離度與濃度關系的是(　　)
答案　B
謝謝欣賞

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