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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
課前導入
蚊蟲叮咬人時，常向人體血液中注入一種含有蟻酸（即甲酸，HCOOH)的液體。
從電離平衡的角度分析皮膚被螞蟻、毛蟲叮咬后出現紅胂的原因。
已知人體血液中存在如下平衡：
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3-
影響電離平衡的因素
H+與CH3COO-會結合生成醋酸嗎？
常溫下，向0.1mol/LCH3COOH溶液中不斷加入中性的CH3COONH4固體，用pH傳感器測量溶液的pH的變化，實時呈現pH隨時間變化的圖像
加入CH3COONH4（s）
pH隨著中性CH3COONH4固體的增加而不斷增大
最后趨于平穩
CH3COO-+H+ CH3COOH
結合
影響電離平衡的因素
回顧一下
影響化學平衡的因素有哪些
平衡移動方向有什么規律呢
水溶液中的離子反應是化學反應中一種常見的、典型的反應體系。故化學平衡的一般原理同樣適用于弱電解質的電離平衡
平衡移動遵循勒夏特列原理:改變影響化學平衡的一個因素，平衡將向能減弱這種改變的方向移動。
因素：溫度、濃度、壓強
影響電離平衡的因素
類比分析：
影響弱電解質電離平衡的因素有哪些
電離平衡移動方向又有什么規律呢
同樣的，電離平衡移動也遵循勒夏特列原理
影響因素 平衡移動方向
溫度
濃度
影響因素：溫度、濃度、壓強
升溫電離平衡向吸熱方向移動
增大某粒子濃度電離平衡向該粒子濃度減小的方向移動
×
影響電離平衡的因素
改變 條件 電離平衡移動方向 C(H+) C(Ac-) C(HAc) 導電能力 電離程度
(電離度)
通HCl氣體
加NaOH(s)
加NaAc(s)
加冰醋酸
加Na2CO3
逆向
增大
減小
正向
減小
增大
減小
逆向
減小
增大
增大
增大
減小
增大
減小
增大
增大
減小
正向
增大
對0.1mol/L的CH3COOH溶液進行下列操作，請判斷填空
正向
減小
減小
增強
增大
增大
增強
增強
增強
增強
影響電離平衡的因素
通常電解質越弱電離程度越小。
內因：
①溫度
②濃度
③其他因素
外因：
電離平衡是動態平衡，遵循勒夏特列原理
特別說明：電離程度相當于化學反應中反應物的轉化率
已電離弱電解質分子數
原弱電解質分子數
×100%
電離度 =
已電離的溶質濃度
溶質的初始濃度
= ————————×100%
影響電離平衡的因素
①加水稀釋：平衡向右移動，電離程度增大。（越稀越電離）
②增大弱電解質濃度:平衡向右移動，電離程度減小；（越稀越電離）
③同離子效應：在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的
強電解質，使電離平衡逆向移動。（同粒抑電離）
④化學反應：在弱電解質溶液中加入能與弱電解質電離出的某種離子
反應的物質時，使電離平衡正向移動。（反應促電離）
（1）濃度的影響：
影響電離平衡的因素
【結論】由于電離過程吸熱，升高溫度，電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大； 降低溫度，電離平衡逆向移動，電離程度減小。
CH3COOH CH3COO- + H+
【思考】c(CH3COO-)和c(H+)怎樣變化？
增大
△H>0
“越熱越電離”
【特別注意】易揮發或易分解的弱電解質的電離平衡，溫度過高，使分子濃度減小，平衡向逆向移動。
（2）溫度的影響：
影響電離平衡的因素
CO2、H2CO3？
思考：小孩大哭過后，容易出現抽抽搭搭，停不下來、喘不上氣，或者手腳僵硬的情況。
已知人體血液中存在如下平衡：
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3-
人體血液的pH需維持在7.35~7.45。
當pH＜7.35會導致酸中毒，pH大于7.45會導致堿中毒。
小孩大哭后出現的生理癥狀，與上述平衡相關，是隨著哭泣，呼出大量CO2，平衡狀態改變后，發生了輕微堿中毒。
影響電離平衡的因素
分析問題的化學本質
直接吸入大量CO2合理嗎？
需要控制條件，使上述平衡正向移動
【思考】出現輕微堿中毒后，如何緩解中毒癥狀呢？
可用紙袋，罩于鼻、口上再呼吸，增加動脈血CO2濃度
嚴重時需及時就醫
會窒息
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3-
電離平衡常數
定義：對一元弱酸或者一元弱堿來說，在一定條件下，弱電解質的電離達到平衡時，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個常數，這個常數稱為電離平衡常數，簡稱電離常數。
弱酸、弱堿的電離常數通常分別用Ka、 Kb表示。
一、電離平衡常數的概念與表達式
電離平衡常數
一、電離平衡常數的概念與表達式
多元弱酸的電離是分步進行的，所以酸的元數是多少，就有幾個電離常數。多元弱酸電離常數依次稱為Ka1、Ka2……
例1：H2CO3是二元弱酸，其電離方程式和電離常數分別為：
＝4.5×10－7
c(H＋)·c(HCO3－)
c(H2CO3)
Ka1＝
H2CO3 H＋＋HCO3－
＝4.7×10－11
c(H＋)·c(CO32－)
c(HCO3－)
Ka2＝
HCO3－ H＋＋CO32－
Ka1 Ka2，因此計算多元弱酸溶液的c(H＋)時，通常只考慮第一步電離。
電離平衡常數
二、電離平衡常數的意義
結論：一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越大，酸性（或堿性）越強。
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＞HCO3-＞HS
電離平衡常數表示弱電解質的電離能力。
1
2
3
4
5
電離平衡常數
三、電離平衡常數的影響因素
【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，電離程度越大，酸性越強。
(2)外因：溫度；升高溫度，電離常數 K 增大。
(1)內因：弱酸的自身性質決定。
電離平衡常數
實驗現象：醋酸與Na2CO3溶液混合放出無色無味氣體
實驗;向盛有0.1 mol/L醋酸溶液中滴加等濃度Na2CO3溶液，觀察現象。
醋酸 碳酸
K a 1.75×10-5 4.45×10-7（Ka1）
4.7×10-11（Ka2）
推斷：酸性：醋酸>碳酸
觀察Ka：醋酸>碳酸
得出結論：在相同溫度下，電離常數越大，表示該弱電解質越易電離，酸（堿）性越強
【思考】電離常數的大小與弱電解質本身的強弱有何關系呢？
電離平衡常數
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：
強酸制弱酸——弱酸與鹽溶液的反應規律
四、電離平衡常數的應用
電離平衡常數
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K1 ＞ 第二步K2 ＞ 第三步K3
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) c(OH-)
離子濃度：
>
>
>
>
電離平衡常數
一般弱酸的電離常數越小，酸性越弱，弱酸根離子結合氫離子的能力就越強。
酸性 ：
CH3COOH＞H2CO3＞
CH3COO- _____ HCO3- _____ CO32-
＜
＜
結合H+能力：
判斷離子結合質子的能力
【例】CH3COOH溶液加水稀釋，
c(H+)減小，Ka不變，則 增大。
判斷濃度比
電離平衡常數
五、電離平衡常數的計算
【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）。
NH3·H2O NH4＋ ＋ OH－
起始濃度
變化濃度
平衡濃度
0.2
0
0
1.7×10－3
1.7×10－3
1.7×10－3
1.7×10－3
1.7×10－3
0.2－1.7×10－3
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
（1）K值的計算
電離平衡常數
（2）利用平衡常數求離子濃度
＝
x·x
0.2
≈
1.75×10 5
變化濃度/(mol·L 1)
x
x
x
平衡濃度/(mol·L 1)
x
0.2 x
x
c(CH3COOH)＝(0.2 x) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
c(H+)＝ x ＝ 0.00187 mol/L
【例】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。
0
起始濃度/(mol·L 1)
0.2
0
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
電離平衡常數
（3）電離度的計算
【例】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NH3·H2O的電離度？
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。
電離度＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
已電離弱電解質分子數
原弱電解質分子數
×100%
電離度 =
已電離的溶質濃度
溶質的初始濃度
= ————————×100%
電離平衡常數
HCOOH CH3COOH H2CO3
HCO3-
K a（25℃） 1.8×10-4 1.75×10-5 4.5×10-7 4.7×10-11
【思考】現在同學們知道課前提出的2個有關蟻酸的問題的答案了么
①如何比較相同溫度、相同濃度甲酸與醋酸、碳酸的酸性強弱？
查閱課本 附錄Ⅱ
比較酸性強弱看K a 大小、K a 越大酸性越強
Na2CO3+2HCOOH=2HCOONa+H2O+CO2↑
②被蚊子叮咬后 涂抹蘇打水發生了什么化學反應呢？
由于K a：HCOOH>H2CO3
總結歸納
弱電解質的電離
影響電離平衡的因素
電離平衡常數
外因（溫度、濃度）
表達式
影響因素
應用
意義
計算
內因
隨堂訓練
1、下列關于電離常數的說法正確的是(　　)
A．電離常數隨著弱電解質濃度的增大而增大
B．CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝CH3COO－(CH3COOH)
C. 向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數減小D．電離常數只與溫度有關，與弱電解質濃度無關
D
隨堂訓練
2.下表是常溫下某些一元弱酸的電離常數：

則0.1 mol/L的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　　)
A．HCN　　　　　　　　 B．HF
C．CH3COOH D．HNO2
弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2
電離常數 6.2×10－10 6.8×10－4 1.8×10－5 6.4×10－6
B
隨堂訓練
3．在氨水中存在下列電離平衡：NH3·H2O NH4＋＋OH－，下列情況能引起電離平衡向正向移動的有(　　)
①加NH4Cl固體　②加NaOH溶液　③通HCl
④加CH3COOH溶液　⑤加水　⑥加壓
A．①③⑤　　　B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④
C
隨堂訓練
4、在一定溫度下，冰醋酸加水溶解并不斷稀釋過程中，溶液導電能力與加
入水的體積有如下變化關系：試回答：
⑴ “0”點導電能力為0的理由是: 。　　　　　　　　　　　　　
⑵ a、b、c三點對應溶液的pH值由大到小的順序是： 。　　　　　　
⑶ a、b、c三點中電離程度最大的是 。
電離平衡常數的關系 。
⑷若使c點溶液中c(Ac-)、PH值均增大，可采取的措施
有: 。
冰醋酸中只存在醋酸分子,無離子
a﹥c﹥b
C
相等
①加堿②加碳酸鈉③加鎂或鋅
非常感謝您的觀看

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