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(共22張PPT)
第三章　水溶液中的離子反應與平衡
第一節 第2課時　電離常數
第1節 電離平衡
第3課時 電離平衡常數
鹽酸常用于衛生潔具的清潔，比如某些潔廁靈有效成分是鹽酸。
醋酸的腐蝕性比鹽酸的小，為什么不用醋酸呢？
已知：尿垢的主要成分是磷酸鈣
化學與生活
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：
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。
分析問題的化學本質，
出現輕微堿中毒后，如何緩解中毒癥狀呢？
【想一想】分別取1 mL 2 mol/L 醋酸和1 mL 2 mol/L 磷酸，請寫出它們的電離方程式，對比它們的酸性強弱？
H2PO4- H+ + HPO42
H3PO4 H+ + H2PO4
CH3COOH H+ + CH3COO
HPO42- H+ + PO43
CH3COOH，H3PO4都是部分電離,如何定量比較它們的酸性強弱呢？（電離程度）
任務一、電離平衡常數的表達式及概念
通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離常數。
一水合氨的電離常數表達式
Kb＝
c(NH )·c(OH )
c(NH3·H2O)
+
4
NH3·H2O NH4++ OH
醋酸的電離常數表達式
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
CH3COOH H+ + CH3COO
1、定義：一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子的濃度乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數，這個常數成為電離平衡常數
電離平衡常數
多元弱酸或多元弱堿在水中的電離是分步的。
H2CO3 H+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-
H2CO3是二元弱酸，H2CO3的電離方程式為：
多元弱酸或多元弱堿每步都有電離常數，通常用Ka1、Ka2 或Kb1、Kb2 區分。
＝4.4×10－7
c(H+)·c(HCO )
c(H2CO3)
Ka1 ＝

3
＝4.7×10－11
c(H+)·c(CO )
c(HCO )
Ka2 ＝
2
3

3
多元弱酸弱堿的各級電離常數逐漸減小，第一步電離為主
（分步進行，一步定性）
Ka1 》Ka2 》Ka3 ……
（表達式中濃度指該粒子的總濃度）
【練習1】請寫出HClO、NH3·H2O 、H2CO3、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。
HClO 　 H++ClO－
NH3·H2O 　NH4++OH－
H2CO3 H++HCO3－
HCO3－ H++CO32－
Fe(OH)3 Fe3++3OH－
【例1】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：
NH3·H2O NH4＋＋OH－
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
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
【答】該溫度下NH3·H2O的電離常數約為1.4×10－5。
【說一說】類比化學平衡常數，對于給定的電解質，電離平衡常數大小與什么因素相關。
任務二　 影響電離平衡常數的因素
溫度 20 ℃ 24 ℃
pH 3.05 3.03
【看一看】 pH計測定不同溫度下0.05 mol/L 醋酸的pH，實驗結果如下表：
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
分子變大
分母變小
升高溫度電離平衡正向移動
溫度，電解質本身
證實
K隨溫度變化不大，室溫時不考慮溫度對K的影響
任務三　電離平衡常數的應用
某些弱電解質的電離常數（25 ℃）
HClO
HF
HNO2
4.0×10 8
6.3×10 4
5.6×10 4
注意：電離常數大小的比較需在同一溫度下進行。
酸性：HF＞HNO2＞HClO
【思考1】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)
已電離弱電解質分子數
原弱電解質分子數
×100%
實驗結論：
查閱教科書附錄II
CH3COOH Ka＝1.75×10 5（25 ℃）
H2CO3 Ka1＝4.5×10 7（25 ℃）
1
【實驗3-2】向盛有2 mL 0.1 mol/L 醋酸的試管中加入等濃度 Na2CO3溶液，觀察現象。
根據試管中產生大量氣泡的現象，能否推測出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1 的大小？
實驗分析——弱酸的相對強弱與電離常數的關系
結論：較強的酸制較弱的酸
CH3COOH H+ + CH3COO
H3PO4 H+ + H2PO4
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Ka＝
c(H2PO4-)·c(H+)
c(H3PO4)
K a =1.75X10-5
K a1 =6.9X10-3
由于K a問題：醋酸的腐蝕性比鹽酸的小，為什么不用醋酸除尿垢（主要成分是磷酸鈣）呢？
（2）判斷電離平衡移動的方向
Ka＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
Qc＜K ，反應向正方向進行
Qc＝K ，反應處于平衡狀態
Qc＞K ，反應向逆方向進行
Qc＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
已知某時刻濃度商
學習任務三 　電離常數的應用
【想一想】若將0.1 mol/L 醋酸加水稀釋，使其溶質的濃度變為原來的一半 ，你能判斷醋酸電離平衡移動的方向嗎？
加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動
CH3COOH CH3COO + H+
Q ＝
c(H+)
2
·
c(CH3COO )
2
c(CH3COOH)
2
＝
Ka
2
＜ Ka
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
學習任務四　電離常數的應用
Ka＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
鏈接生活：
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，進而刺激人體產生組胺引起過敏反應（癢）。有經驗的老人說涂抹蘇打水可緩解紅腫，減少瘙癢，這有科學道理嗎？
1、下表是幾種弱酸在常溫下的電離平街常數：
D
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8
Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=2.2×10-13
則下列說法中不正確的是
A．碳酸的酸性強于氫硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定
C．常溫下，加水稀釋醋酸， 增大
D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離平衡常數不變
學以致用
【解析】設電離平衡時H＋物質的量濃度為x
0.010
0
0
x
x
x
＝
CH3COOH CH3COO－＋H＋
C(起始)
C(變)
0.010-x
x
x
C(平衡)
因醋酸的電離程度很小，故0.010-x≈0.010
即 x2/0.010=1.75×10－5
x=4.18×10-4mol/L
K＝
=1.75×10－5
x2
0.010-x
c(H＋) ·c(CH3COO－)
c(CH3COOH)
2、已知25℃下，醋酸溶液的電離平衡常數K=1.75×10－5
若醋酸的起始濃度為0.010mol/L，平衡時氫離子濃度c(H＋)是 . （提示：醋酸的電離常數很小，平衡時的c(CH3COOH)可近似視為仍等于0.010mol/L。）
學以致用
3.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－
4、已知25 ℃時，電離平衡常數,
回答下列問題：
（1）下列四種物質電離出質子的能力由大到小的順序是_（1）c＞d＞b＞a
_______(填標號)。
a．HCO3- b．HClO c．CH3COOH d．H2CO3
（2）下列反應不能發生的是___CD________。
化學式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數 1.8×10-5 K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11 3.0×10-8
（3）用蒸餾水稀釋0.10 mol·L-1的醋酸，則下列各式表示的數值隨水量的增加而增大的__B。
5、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：
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
C
【小結】
（1）比較弱酸（堿）的相對強弱
（2）借助 Q 與 K 的關系，判斷電離平衡移動方向
（3）計算相關粒子的濃度
影響因素
表達式
電離常數
應用
（1）溫度（2）內因
K越大，電離的程度越大
意義：
（4）比較微粒濃度比值的變化

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