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(共18張PPT)
第1節 電離平衡
第3章　水溶液中的離子反應與平衡
第2課時　電離平衡常數
電離平衡常數
1．含義：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．表示方法：對于AB A＋＋B－。
Ka或Kb＝(酸用Ka，堿用Kb)。
4．多元弱酸的電離常數
多元弱酸分步電離，每一步都有電離常數，用Ka1、Ka2等表示
H2CO3的Ka1＝________________，Ka2＝________________，其中Ka1 Ka2，以第一步電離為主。
3．K的意義：它能表示弱電解質的電離能力。如K(CH3COOH)＞K(HCN)，CH3COOH比HCN易電離，CH3COOH酸性比HCN強。
①第二步電離常數小于第一步的理由是第一步電離生成的H＋抑制第二步電離。②多元弱堿的電離常數(Kb1、Kb2)與多元弱酸類似。
寫出醋酸的電離方程式，并寫出平衡常數表達式。
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。
醋酸的電離常數表達式
一水合氨的電離常數表達式
Kb＝
c(NH4+)·c(OH )
c(NH3·H2O)
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
CH3COOH H+ + CH3COO
NH3·H2O NH4+ + OH
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
0.2
≈
1.4×10 5
該溫度下電離程度小
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )·c(OH )
某溫度下，0.20 mol·L-1的氨水中，已電離的NH3·H2O的濃度為1.7×10-3mol·L-1，則該溫度下NH3·H2O的Kb＝_____
電離平衡常數
進一步計算該溫度下，有多少比例的NH3·H2O發生了電離：
已電離弱電解質分子數
原弱電解質分子數
×100%
＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
該溫度下電離程度小
CH3COOH ＞ HCN
酸性：
電離常數由物質本身性質決定
Ka(CH3COOH) ＞ Ka(HCN)
25 ℃時，相同濃度的CH3COOH溶液與HCN溶液相比較，CH3COOH溶液酸性相對更強
你能比較該溫度下CH3COOH、HCN電離常數的大小嗎？
Ka值越大，電離程度越大，達到電離平衡時電離出的H+越多，酸性越強。反之，酸性越弱。
K 服從化學平衡常數的一般規律，只受溫度影響。
Ka (HCN)=6.2×10-10mol/L
Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L
Ka (HF)=6.8×10-4mol/L
由此可得：酸性強弱順序：HF > CH3COOH > HCN
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，分步電離，每一步電離都有各自的電離常數，通常用Ka1 Ka2 Ka3 來表示。
CH3COOH的電離常數（25 ℃）
＝1.75×10 5
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
＝6.2×10 10
Ka＝
c(CN )·c(H+)
c(HCN)
CH3COOH ＞ HCN
酸性：
1.相同溫度下，直接比較弱電解質的相對強弱
電離常數的應用
HCN的電離常數（25 ℃）
CH3COOH CH3COO + H+
Q ＝
c(H+)
2
·
c(CH3COO )
2
c(CH3COOH)
2
＝
Ka
2
＜ Ka
加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
2.判斷電離平衡移動的方向
將0.1 mol/L 醋酸加水稀釋，使其濃度變為原來的一半，電離平衡移動的方向？
越稀越電離，平衡正向移動
3.計算粒子的濃度
取1 mL 2 mol/L 醋酸，加水稀釋到10 mL，稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？
＝
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 ＝ 0.001 87 mol/L
Ka＝1.75×10 5（25 ℃）
0
起始濃度/(mol·L 1)
0.2
0
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
4.計算電離度
已知弱電解質在水中達到電離平衡狀態時，已電離的電解質分子數占原有電解質分子總數的百分率，稱為電離度。
X
X
X
起始
C
0
0
平衡
C-X
X
X
思考: 通過那些事實（或實驗）可以證明CH3COOH是弱電解質？
方法一:取同濃度的HCl和CH3COOH，進行溶液導電性實驗
方法七:測定CH3COONa的水溶液的pH pH＞7
方法三:測定0.1mol/L CH3COOH 的pH值 pH ＞1
方法二:取同濃度的HCl 和 CH3COOH 和相同大小顆粒的鋅粒比較反應速率。 CH3COOH的反應速率較慢。
方法五:相同pH值相同體積的HCl和CH3COOH，和足量的鋅粒反應。
CH3COOH在反應過程中速率較快且最終產生的氫氣多。
方法四:取相同pH的HCl和CH3COOH，稀釋100倍。pH值變化小的是CH3COOH
方法六：測定等pH等體積的HCl 和 CH3COOH溶液中和堿的量。
CH3COOH耗堿量大。
A、HF B、K2SO4
下列物質溶于水后，溶質存在電離平衡的有（ ）
C、HNO3 D、Ca(OH)2
AE
E、NH3·H2O F、BaSO4
下列關于強、弱電解質的敘述正確的是（ ）
A、強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物
B、強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物
C、強電解質溶液的導電能力強，弱電解質溶液的導電能力弱
D、強電解質溶液中無溶質分子，弱電解質溶液中分子和其電離產生的離子同時存在
D
A、NaOH固體 B、NaCl固體
足量金屬Mg和一定量的鹽酸反應，為減慢反應速率，但又不影響產生H2的總量，可向鹽酸中加入適量（ ）
C、水 D、CH3COONa固體
CD
已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是(　　)
A．加少量燒堿溶液 B．降低溫度
C．加少量冰醋酸 D．加水
D
常溫、常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液中pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10-5mol·L-1，若忽略水的電離及H2CO3的二級電離，則的電離常數(Ka1)是________。(已知：10-5.60＝2.5×10-6)
4.2×10-7
由得，Ka1＝＝
≈4.2×10-7。
歐盟委員會發布條例，修訂芥酸和氫氰酸在部分食品中的最大含量。氫氰酸及部分弱酸的電離常數如表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
電離常數(25 ℃) Ka＝1.8×10-4 Ka＝6.2×10-10 Ka1＝4.5×10-7
Ka2＝4.7×10-11
(1)依據表格中三種酸的電離常數，判斷三種酸酸性強弱的順序為________________。
HCOOH＞H2CO3＞HCN
(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？若能，寫出反應的化學方程式：______________________________________________
_________________________________________________________。
能，NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3

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