資源簡介

(共24張PPT)
章
三
第
水溶液中的離子反應與平衡
第一節
電離平衡
第2課時
電離平衡常數
CH3COOH CH3COO - + H+
電離
結合
v(電離)
v(結合)
v(電離) = v(結合)
電離平衡狀態
t
v
電離平衡的建立及特征
逆
動
等
定
變
(5)外界條件變化，平衡將改變
(1)只有弱電解質電離是可逆的
(2)v(電離)≠0，v (結合) ≠0
(3)v(電離) = v(結合)
(4)外界條件不發生變化，體系組分不發生變化
c ( H+) .c(CH3COO -)
c(CH3COOH)
為定值
溫故知新
一、電離常數
講授新課
1.概念：與其他化學平衡類似，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。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。
2、表達式
　
對于一元弱酸 HA H++A-，平衡時
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
注意：弱電解質的電離常數表達式中 均為達到電離平衡后溶液中的濃度值。在溫度一定時，其電離常數就是一個定值。
講授新課
①一元弱酸、一元弱堿的電離常數
例如：CH3COOH CH3COO- + H+
NH3·H2O NH4+ + OH-
②多元弱酸、多元弱堿的電離常數
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。
講授新課
例如：
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
講授新課
3、特點
(1)電離平衡常數與濃度無關，只與溫度有關，升高溫度，K 值增大。
　
(2)多元弱酸的各級電離常數逐漸減小。
多元弱酸各步電離常數大小比較：K1>>K2>>K3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定的
（記住：分步進行，一步定性）。
講授新課
（1）電離常數只受溫度影響，由于電離是吸熱的，因此升高溫度，電離常數 。
增大
4、電離常數的影響因素
注意：升高溫度對電離常數影響不大，因此在室溫范圍內可以忽略電離常數變化。
（2）電離常數與弱酸、弱堿的濃度無關。同一溫度下，無論弱酸弱堿濃度如何變化，其電離常數始終不會變化。
講授新課
5、電離常數的意義
（1）電離常數常用于比較弱電解質的相對強弱，即對于弱電解質，其電離常數越大，一般此弱電解質的電離程度越大，對于弱酸來講，其酸性一般越強。
H3PO4 H2SO3 HF HNO2 HCOOH CH3COOH H2CO3 H2S HCN
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講授新課
（2）比較溶液中離子濃度的大小比較
如磷酸的三步電離的電離常數，第一步 第二步 第三步。在磷酸溶液中
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- c(OH-)
>
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(3)比較離子結合質子的能力大小
一般弱酸的電離常數越小，電離程度越弱，弱酸的酸性越弱，此時弱酸根離子結合氫離子的能力就越 。
強
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比較:已知醋酸的酸性比碳酸強，結合H+的能力強弱
CO32- HCO3- CH3COO-
>
>
解釋:2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa +H2O+CO2（強酸制弱酸）的原因
醋酸溶液中存在：
CH3COOH CH3COO- + H+
由于CO32- HCO3- CH3COO-結合H+的能力依次減弱，所以CO32-結合了H+，使醋酸的電離平衡正向移動，最后生成二氧化碳。
隨堂一練
6、總結電離常數與電離程度的聯系和區別
（1）公式不同：
（2）影響因素不同
電離度與溫度、濃度等有關系。 電離常數只與溫度有關系。
（3）意義相同，都表示弱電解質的電離程度相對大小和酸性相對強弱。
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1.電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度的物理量。已知：
弱酸
電離平衡常數（25°C）
CH3COOH
Ka= 1.8×10－5
HCN
Ka= 4.9×10－10
H2CO3
Ka1= 4.3×10－7
Ka2= 5.6×10－11
（1）25℃時，有等濃度的HCN溶液、H2CO3溶液和CH3COOH溶液，三種溶液的酸性由強到弱的順序
（2）向NaCN溶液中通入少量的CO2，發生的反應方程式
CH3COOH>H2CO3>HCN
CO2+NaCN+H2O=HCN+NaHCO3
運用1：判斷酸的強弱
7、電離平衡常數的應用
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2、高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離平衡常數：
C
從以上表格中判斷以下說法中不正確的是( )
A.在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離
B.在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中最強的
C.在冰醋酸中硫酸的電離方程式為：H2SO4 = 2 H++ SO42-
D.水對于這四種酸的強弱沒有區分能力，但醋酸可以區別這四種酸的強弱
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3.部分弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸
電離平衡常數（25°C）
HCOOH
Ka= 1.77×10－4
HCN
Ka= 4.9×10－10
H2CO3
Ka1= 4.3×10－7
Ka2= 5.6×10－11
下列選項錯誤的是（ ）
A.2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO32-
B.2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2
C.酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-
D濃度相同的HCOOH和HCN溶液，前者的導電能力強
A
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1.已知：H2S： K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
H2CO3：K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
含H2S尾氣用足量的Na2CO3溶液來吸收。
寫出離子反應方程式。____________
H2S + CO32－ = HS－+ HCO3－
運用2：強酸制弱酸
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2、已知25℃時兩種酸的電離常數：
Ka(CH3COOH)=1.75×10-5, Ka(HClO)=3.0×10-8
判斷該反應是否能發生，若能，完成反應方程式；若不能，無需。
CH3COOH + Ca(ClO)2 ——
2CH3COOH + Ca(ClO)2＝ (CH3COO)2 Ca + 2HClO
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1、乙酰水楊酸是一元弱酸(可用HA表示)。在一定溫度下。 0.1mol/L 乙酰水楊酸水溶液中。它的電離度為 5.7%，求該酸的電離常數。
解：乙酰水楊酸的電離方程式為
HA A—+ H+
在0.1mol/L該酸的水溶液中，平衡時：


= 0.1mol/L× 5.7%= 5.7×10—3mol/L

= 0.1mol/L× （1—5.7%)= 0.0943mol/L

=3.4×10—4
運用3、電離常數的有關計算
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2、已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的濃度為 2.0 mol·L–1。
溶液中的c(OH–)= mol·L–1。
6.0×10–3
Kb=
x2
2－x
=
x2
2
=
=
1.8×10–5
x=
6.0×10–3
c(NH4+)
c(OH–)
c(NH3·H2O)
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3、25 ℃，H2SO3的Ka1=1.3×10－2，Ka2=6.2×10－8。將SO2通入以上氨水中，當c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L-1時，溶液中的c(SO32－)/c(HSO3－ ) = 。
0.62
Ka2=
c(SO32—)
C(H+)
C(HSO3—)
c(SO32—)·1.0×10－7
=
c(HSO3—)
=6.2×10－8
=0.62
c(SO32—)
c(HSO3—)
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4.（1）25℃時，amol/LCH3COOH溶液的C（H+）=10-bmol/L，用含a和b的代數式表示CH3COOH的電離平衡常數Ka
（2）25℃時,HF的Ka=6.4×10-4，則此溫度下0.1mol/L的HF溶液中，C（H+）為 mol/L
（1）
（2）
=6.4×10-4
c（H+）=0.008mol/L
0.008
講授新課
酸堿性
強弱
電離平衡
常數
學法指導：先列表達式
1. 已知離子濃度計算電離平衡常數
2. 已知電離平衡常數計算離子濃度
3. 已知電離平衡常數計算未知平衡常數
溫度
計算
外因
意義
考點
課堂小結
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