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(共17張PPT)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節 電離平衡
第二課時 電離平衡常數
學習目標
1.類比前面學過的化學平衡常數，了解電離平衡常數的含義。(變化觀念與平衡思想)
2.通過分析、推理等方法認識電離平衡常數的意義及計算。(證據推理與模型認知)
3.構建電離平衡常數模型，并能應用模型解釋弱電解質在水溶液中發生的變化。(證據推理與模型認知)
知識回顧
時間
濃度
H2
N2
NH3
時間
濃度
H2
N2
NH3
(a)N2與H2反應
(b)NH3分解反應
根據合成氨的化學平衡的建立，以醋酸為例，分析弱電解質在水中達到平衡的情況
新課導入
怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱呢？
電離程度相對大小怎么比較？
看課本自學相關內容并思考：
（1）什么叫電離平衡常數？如何表示？
（2）電離平衡常數的意義是什么？
（3）怎樣用電離平衡常數比較弱電解質的相對強弱？
（4）影響電離平衡常數的因素有哪些？
課內探究
一、電離平衡常數
1.含義：在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中達到電離平衡時，溶液中電離的各離子的濃度冪的乘積與未電離的分子的濃度冪的比值是一個常數，叫電離平衡常數。
試寫出醋酸的電離方程式，并寫出電離平衡常數的表達式。
CH3COOH
CH3COO- + H+
Ka =
C( CH3COO- )·C(H+)
C( CH3COOH )
課內探究
2.表示方法
對于一元弱酸 HA H++A-
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
對于一元弱堿 BOH B++OH-
Kb=
c ( B+).c( OH- )
c(BOH)
電離平衡常數的意義是什么？影響電離常數的因素有哪些？
實驗 裝置
實驗 操作
現象
結論
活動與探究
向盛有2 mL 1 mol·L－1醋酸的試管中滴加1 mol·L－1 Na2CO3溶液。觀察現象。你能否由此推測CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
有無色氣體產生
醋酸的酸性強于碳酸，即CH3COOH的Ka大于H2CO3的Ka1。
★一定溫度下，弱酸電離常數越大，電離出的H+越多，酸性就越強。反之，酸性越弱。
25℃時，幾種弱酸的電離常數
名稱 電離常數
HF 6.3×10-4
H2CO3 4.5×10-7
CH3COOH 1.75×10-5
HClO 4.0×10-8
不同溫度下醋酸的電離常數
溫度 電離常數
25℃ 1.75×10-5
50℃ 5.1×10-5
1.相同溫度下，Ka越大，酸性越強；
2.溫度越高，同一弱電解質的Ka(或Kb)越大；
3.電離常數由弱電解質的性質所決定；
4.Ka只與溫度有關，與濃度無關。
課內探究
通過觀察幾組數據，你能得到哪些結論？
課內探究
K值越大，電離程度越大，相應酸 (或堿)的酸(或堿)性越強。
Ka (HCN)=6.2×10-10mol/L
Ka(CH3COOH)=1.75×10-5mol/L
Ka(HF)=6.3×10-4mol/L
酸性強弱順序：HF > CH3COOH > HCN
注意：電離常數大小的比較需在同一溫度下
K服從化學平衡常數的一般規律：只受溫度的影響。
3.意義：
根據給出的三種酸的電離平衡常數，判斷這三種酸的強弱
思考與討論
將一元弱酸HA的稀溶液加水稀釋，能使電離平衡右移， 電離平衡常數會增大嗎？并說明理由。
不會，對弱酸HA的稀溶液加水稀釋，能使電離平衡右移，但電離平衡常數只受溫度影響，Ka（HA）不變。
思考與討論
在25℃時，0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中，它們的電離平衡常數分別為4.6×10-4、1.8×10-4、4.9×10-10、Ka1=4.3×10-7和Ka2=5.6×10-11，其中c(H+)最小的是誰？酸性最強的是誰？
相同溫度時，電離平衡常數越大，其電離程度越大，酸性越強，濃度相同時，電離產生的c(H+)越大。所以c(H+)最小的是HCN，酸性最強的是HNO2。
課內探究
H3PO4
H+ + H2PO4- Ka1=7.1×10-3mol/L
H2PO4-
H+ + HPO42- Ka2=6.2×10-8mol/L
HPO42-
H+ + PO43- Ka3=4.5×10-13mol/L
多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。各級電離常數逐級
減小，且一般相差很大，即 Ka1 Ka2 Ka3 。
H+ > H2PO4- > HPO42- > PO43-
請大家觀察磷酸的三步電離平衡常數，發現了什么問題？并判斷磷酸溶液中各離子的濃度大小？
歸納總結
二、電離平衡常數的應用
計算弱酸或弱堿溶液中電離出離子的濃度
判斷復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”規律
判斷弱酸（或弱堿）的相對強弱，電離常數越大，酸性（或弱堿）越強
電離常數
的應用
判斷溶液中微粒濃度比值的變化
常見弱酸的酸性強弱:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
由于Ka1>Ka2則溶液中:c(H+)>c( )>c( )>c(OH-)
課內探究
三、電離常數的相關計算
【例題】
—“三段式”
CH3COOH
CH3COO- + H+
始態： a mol·L－1　　　 0　　　　 0
Ka =
c(CH3COO- )·c (H+)
c(CH3COOH )
=
x2
a-x
變化： x mol·L－1　 x mol·L－1　 x mol·L－1
終態：(a－x)mol·L－1 x mol·L－1　 x mol·L－1
第一步
第二步
第三步
歸納總結
計算思維流程：
根據弱電解質確定電離常數的表達式
近似轉化
電解質的濃度近似為起始濃度，即溶液濃度
電離得到的兩種離子濃度近似相等，如酸
HA，c(H+)≈c(A-)
代入已知數值，求算未知量
課堂小結
電離常數
含義
表達式
意義
影響因素
一定條件下，弱電解質電離達到平衡時,各離子濃
度的乘積與未電離的弱電解質分子的濃度之比
表示弱電解質的電離程度
一定溫度下，K 值越大,弱電解質的電離程度越大
內因:由物質本性所決定
外因(溫度):溫度越高，電離常數越大
一元弱酸 HA H++A-
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
一元弱堿 BOH B++OH-
Kb=
c ( B+).c( OH- )
c(BOH)
謝 謝

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