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(共26張PPT)
甲酸(HCOOH)又稱蟻酸，酸性很強，有腐蝕性，能刺激皮膚出現紅腫。甲酸存在手某些蟻類和毛蟲的分泌物中。
從電離平衡的角度分析皮膚被螞蟻、毛蟲叮咬后出現紅腫的原因。
已知人體血液中存在如下平衡：
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3-
知識回顧
(1) 如何判斷電離平衡？
(2)影響電離平衡的因素有哪些 ？
V電離＝V結合 ≠0
條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，
溶液里既有離子又有分子
溫度：
濃度：
①溶液越稀，越電離。
②同離子效應：逆反應方向移動
③化學反應效應：
在實驗室中，經常將酸進行稀釋，需要知道稀釋后酸的濃度和H+濃度。
分別取1 mL 2 mol/L 鹽酸和1 mL 2 mol/L 醋酸，均加水稀釋到10 mL，請問稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？
稀釋前
2 mol/L
CH3COOH H+ + CH3COO
稀釋后
0.2 mol/L
稀釋前
2 mol/L
稀釋后
0.2 mol/L
HCl完全電離
酸的濃度與氫離子濃度相等
CH3COOH部分電離
酸的濃度與氫離子濃度不相等
HCl = H+ + Cl
？
0.2 mol/L
2 mol/L
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？
寫出醋酸的電離方程式，并寫出該電離方程式的平衡常數表達式。
K＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節 電離平衡
第三課時 電離平衡常數
2、表示方法：
1、含義：
一、電離平衡常數
在一定條件下，當弱電解質達到電離平衡時，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，用K表示。
(1)一元弱酸HA的電離常數 Ka ：HA H＋＋A－
(2)一元弱堿BOH的電離常數 Kb ：BOH B＋＋OH－
c(A -)、c(B+)、c(HA)和c(BOH)
均為達到電離平衡時的平衡濃度。
注意：通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離常數。
(3)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+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-
H2CO3
=4.3×10-7
=5.6×10-11

2、表示方法：
一、電離平衡常數
對于同一種多元弱酸，第一步的電離常數遠大于第二步的，
即： Ka1>>Ka2。
因此，當計算多元弱酸中的c(H+ ) ，通常只考慮第一步電離。
（近似處理！）
注意事項：比較多元弱酸的各步電離常數可以發現，Ka1 ＞Ka2 ＞Ka3 ……
當Ka1 Ka2 時，計算多元弱酸中的c (H+)，通常只考慮第一步電離（原因？）
多元弱酸中Ka1 Ka2 原因：（以H2CO3為例）
H2CO3的一級電離，H2CO3 H+ + ，是從中性的H2CO3
分子中電離出一個帶正電的氫離子；H2CO3的二級電離，
H+ + CO32-，是從帶負電的HCO3－中電離出一個帶正電的氫離子，而且第一步電離出的H+抑制了第二步的電離；
所以Ka1 Ka2
（4）多元弱堿的電離一步寫完。
Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH-
一、電離平衡常數
2、表示方法：
【練習】請寫出Na2SO4、HClO、NH3·H2O 、H2SO3、Fe(OH)3在水溶液中的電離方程式，同時寫出電離平衡常數表達式。
Na2SO4 = 2Na+ +SO42－
HClO 　 H++ClO－
NH3·H2O 　NH4++OH－
H2SO3 H++HSO3－
HSO3－ H++SO32－
Fe(OH)3 Fe3++3OH－
1、K值的求算
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
近似處理
二、電離平衡常數K的相關計算
【例】在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.2mol·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）。
【解】NH3·H2O的電離方程式及有關粒子的濃度如下：
c(NH3·H2O)＝(0.2－1.7×10－3)mol·L－1≈0.2mol·L－1
Kb＝
c(NH4＋)·c(OH－)
c(NH3·H2O)
＝
(1.7×10－3)·(1.7×10－3)
0.2
≈1.4×10－5
【答】該溫度下NH3·H2O的電離常數約為1.4×10－5。
（1）列出“三段式”計算
　　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始濃度/(mol·L－1) a 0 0
變化濃度/(mol·L－1) x x x
平衡濃度/(mol·L－1) a－x x x
二、電離平衡常數K的相關計算
1、K值的求算
（2）由于弱電解質的電離程度比較小，平衡時弱電解質的濃度(a-x) mol·L－1，一般近似為a mol·L－1。（即忽略弱電解質電離的部分）
＝
x·x
0.2
≈
1.75×10 5
c(CH3COOH)＝(0.2 x) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 mol/L
【例題】已知25 ℃時，CH3COOH的Ka＝1.75×10 5，
計算0.2mol·L 1的CH3COOH達到電離平衡時c(H+)的濃度。
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
2、粒子平衡時濃度的求算
二、電離平衡常數K的相關計算
　　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始濃度/(mol·L－1) 0.2 0 0
變化濃度/(mol·L－1) x x x
平衡濃度/(mol·L－1) 0.2－x x x
例題：試分別計算25℃時0.1 mol·L 1 H2SO3和0.1 mol·L 1 NH3·H2O 的
c(H+)和c (OH-)。 (25℃時 Ka1=1.4×10-2 、Ka2=6.0×10-8；Kb=1.8×10-5)
NH3·H2O NH4+ + OH
解：
H2SO3 HSO3- + H+
Ka=
c(H+) .c(HSO3-)
c(H2SO3)
=
c2( H+)
c(H2SO3)
√
Kb c(NH3·H2O )
c (OH ) ≈
近似處理：
c(H2SO3)平
≈ c(H2SO3)始
=
√
1.4×10-2×0.1
mol·L 1
≈3.7×10-2mol·L 1
同理：
√
Ka c(H2SO3)
c ( H+) ≈
=
√
1.8×10-5×0.1
mol·L 1
≈1.3×10-3mol·L 1
忽略第二步電離
一般地：
√
Ka c(弱酸)
c(H+)≈
√
Kb c(弱堿 )
c (OH ) ≈
二、電離平衡常數K的相關計算
2、粒子平衡時濃度的求算
【例題】在某溫度，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，試計算有多少比例的NH3·H2O發生了電離？
3、電離度的計算
二、電離平衡常數K的相關計算
電離度＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
電離度：實際上是一種平衡轉化率，表示弱電解質在水中的電離程度。
已電離弱電解質分子數
原弱電解質分子數
×100%
電離度 α =
已電離的溶質濃度
溶質的初始濃度
= ————————×100%
二、電離平衡常數K的相關計算
3、電離度的計算
即：已電離的電解質分子數占原有電解質分子總數的百分率。
c=
n
V
n1
n2
=
N2
N1
同一溶液中,濃度之比等于物質的量之比,等于分子數之比
同一弱電解質的電離度與濃度、溫度有關。
溶液越稀，電離度越大；溫度越高，電離度越大；
【思考】對比如下數據，電離平衡常數受哪些因素的影響？
表1：25℃ 幾種弱酸的 Ka
表2：不同溫度下CH3COOH的 Ka
溫度 Ka
0℃ 1.66×10-5
10℃ 1.73×10-5
25℃ 1.75×10-5
弱電解質 Ka
HF 6.3×10-4
CH3COOH 1.75×10-5
HCN 6.2×10-10
相同溫度下，Ka 越大，弱酸越易電離，酸性越強。
(2)外因：溫度；升高溫度，平衡正向移動，電離常數 K 增大。
(1)內因：弱酸的自身性質決定。
三、影響電離平衡常數K的因素
某些弱電解質的電離常數（25℃）
弱電解質 電離常數
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
H2C2O4 Ka1＝5.6×10－2
Ka2＝1.5×10－4
HCN 6.2×10－10
HClO 4.0×10－8
HF 6.3×10－4
HNO2 5.6×10－4
CH3COOH 1.75×10－5
【思考與討論】
【思考】K值相對大小與弱酸的相對強弱有何關系？
Ka＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
【提示】從K的表達式可以看出，K值越大，該電解質較易電離，所以從K值大小可以看出弱電解質的相對強弱。
例如，在25℃時，
Ka(醋酸)＝1.75×10－5，
Ka(HCN)＝6.2×10－10，
由此可知，HCN是比醋酸更弱的酸。
K的意義：K表征了弱電解質的電離能力。
根據相同溫度下，電離常數的大小可以判斷弱電解質的相對強弱。
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＞＞HS
四、電離平衡常數K的應用
1、判斷弱電解質的相對強弱
弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強。
弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強。
注意：電離常數大小的比較需在同一溫度下進行。
實驗3－2
實驗操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的試管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液，觀察現象。你能否由此推測Ka(CH3COOH)與Kal(H2CO3) 的大小？
實驗現象
原理
結論
有氣泡產生
反應生成了CO2，化學方程式為：
2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的強，Ka(CH3COOH) > Kal(H2CO3)
實驗3－2
2、強酸制弱酸——弱酸與鹽溶液的反應規律
利用電離平衡常數，可以判斷復分解反應能否發生，以及確定產物。
酸性：HCOOH ＞ HCN
HCOOH＋NaCN === HCN＋HCOONa
【例題】 已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1
Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1
HCOONa 與 HCN不反應
問下列反應是否能發生，若能發生請寫出化學方程式：
（1）HCOOH與NaCN溶液：
（2）HCOONa 與 HCN溶液：
四、電離平衡常數K的應用
3、比較溶液中離子濃度的大小
【例題】已知：磷酸存在的三步電離，這三步的電離常數大小
進行比較，第一步 第二步 第三步。
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
在磷酸溶液中粒子大小進行比較：
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
>
>
>
>
>
>
【練習】求H2S溶液的微粒濃度大小關系分別為：
四、電離平衡常數K的應用
4、比較弱電解質中微粒濃度比值的變化。
如:醋酸溶液中加水稀釋過程中 是如何變化的
四、電離平衡常數K的應用
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。
加水稀釋,K值不變,c(H+)減小,則 始終保持增大。
【例題】已知在25℃下，H2CO3和HClO的電離常數如下：
H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8
在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，
發生離子方程式的先后順序為： 、
、
。
將少量CO2通入NaClO的溶液中的離子方程式： 。
5、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。
四、電離平衡常數K的應用
CO2+ClO-+H2O === HCO3-+HClO
CO32-+H+ === HCO3-
ClO-+H+ === HClO
HCO3-+H+ === CO2↑+H2O
6、用電離常數判斷電離平衡移動方向:
將1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀釋到2L，判斷電離平衡移動的方向。
加入少量CH3COONH4
K =
c(CH3COO-) · c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
條件改變瞬間：
Qc =
c(CH3COO-) · c(CH3COO-)
1
2
1
2
c(CH3COOH)
1
2
K 〉 Qc
加水稀釋促進電離
四、電離平衡常數K的應用
條件 改變 平衡移動 K α 各微粒的n 各微粒的c
HAc Ac- H+ HAc AC- H+
升溫
加水
通HCl
加固體 NaAc
加固體 NaOH
加Mg
CH3COOH + H2O
CH3COO - + H3+O 吸熱
增大
增大
減少
增大
增大
減少
增大
增大
正向
不變
增大
減少
增大
增大
減少
減少
減少
逆向
不變
減小
增大
減少
增大
增大
減少
增大
逆向
不變
減小
增大
增大
減小
增大
增大
減小
正向
不變
增大
減小
增大
減小
減小
增大
減小
正向
不變
增大
減小
增大
減小
減小
增大
減小
正向
CH3COOH
CH3COO - + H+ 吸熱

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