資源簡介

應用課
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第3課時 電離平衡常數的應用
【學習目標】
理解電離度的含義及實質，掌握電離平衡常數的應用。
【學習活動】
學習任務
目標：理解電離度的含義及實質，掌握電離平衡常數的應用。 任務1：1.弱電解質在水中的電離達到平衡狀態時，已電離的溶質的分子數占原有溶質分子總數的百分率，稱為電離度，通常用α表示。下表是幾種弱電解質在25℃，0.1mol·L－1時電離度大小，可以得到什么結論？ 弱電解質化學式α/%弱電解質化學式α/%醋酸CH3COOH1.3氫氰酸HCN0.0079亞硝酸HNO27.0一水合氨NH3·H2O1.3氫氟酸HF7.8苯甲酸C6H5COOH2.5
參考答案：相同溫度下，等濃度的弱酸，電離度不同，電離度越大則電離平衡常數越大，酸性越強。 追問：電離度的表達式：α＝×100%。根據電離度的表達式，你認為電離度的實質式什么？ 參考答案：電離度實質上是一種平衡轉化率，表示弱電解質在水中的電離程度。 2.室溫下,用pH計測得上述0.1 mol·L-1醋酸的pH≈3.0【c(H+)=10—3mol/L】,則醋酸電離常數為多少 醋酸電離度為多少 參考答案： 　　　　　 CH3COOH H+ + CH3COO- 初始(mol·L-1):　 0.1 　　　 10-7　　 0 轉化(mol·L-1): 10-3 10-3 10-3 平衡(mol·L-1): 0.1-10-3 10-7+10-3 10-3 Ka≈≈1.0×10-5。 α=×100%=1%。 【知識小結】 弱電解質的電離度與溶液的濃度有關，一般而言，濃度越大，電離度越小；濃度越小，電離度越大。 任務2：1.下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(25 ℃)： 酸電離方程式電離平衡常數Ka/(mol·L－1)CH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋1.7×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋COKa1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11H3PO4H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋POKa1＝7.1×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.5×10－13
（1）CH3COOH、H2CO3、H3PO4的酸性強弱如何排序？怎樣用電離平衡常數比較弱電解質的相對強弱 參考答案：H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3。 根據電離平衡常數數值的大小,可以初步判斷弱電解質電離的趨勢,K值越大,電離程度越大,弱酸的酸性越強或弱堿的堿性越強。 （2）同一多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數量上的規律,此規律是什么 產生此規律的原因是什么 參考答案：由H3PO4的電離平衡常數知,Ka1∶Ka2∶Ka3≈1∶10-5∶10-10,由于上一級電離產生的H+,會對下一級的電離產生抑制,所以電離程度越來越小,電離平衡常數越來越小。 （3）“CH3COONa＋H2CO3===NaHCO3＋CH3COOH”該反應能否發生？說明理由。 參考答案：不能發生。K(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)，則酸性：CH3COOH＞H2CO3，據“強酸制弱酸”的規律可知題給反應不能發生。 （4）25 ℃時，相同濃度的CH3COOH溶液，H2CO3溶液，H3PO4溶液的電離度大小關系是怎樣的？在相同溫度下，弱電解質的電離平衡常數越大，則某溶液中的離子濃度越大嗎？ 參考答案：α(H3PO4)＞α(CH3COOH)＞α(H2CO3)。 弱電解質的電離平衡常數越大，只能說明其分子電離能力越強。離子的濃度不僅與電離能力有關，還與弱電解質的濃度有關。 2.電離平衡常數在解題中有哪些應用 參考答案：(1)計算離子濃度:已知某弱電解質的濃度和電離常數,計算某種離子的濃度。例如,對于一元弱酸和一元弱堿溶液: c(H+)≈,c(OH-)≈。 (2)比較酸或堿的強弱:同種類型的酸或堿,可根據電離常數比較其酸性或堿性的強弱。以弱酸為例,同是一元弱酸,相同溫度下,電離常數越大,其酸性越強。 【知識拓展】 電離平衡常數的應用 （1）判斷弱酸（或弱堿）的相對強弱：電離平衡常數越大，酸性（或堿性）越強。 （2）判斷復分解反應能否發生：一般符合“強酸制弱酸”規律。 （3）判斷微粒濃度比值的變化 弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃度會發生相應的變化，但電離平衡常數不變，題中經常利用電離平衡常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如 溶液加水稀釋， ， 減小， 值不變，則 增大。 3.按如下裝置進行實驗，并思考下列問題。 （1）表面積相同的兩粒鋅粒分別加入相同濃度的 溶液中，產生的速率相同嗎？為什么？ 參考答案：不相同。因為 在溶液中全部電離，而 在溶液中部分電離，前者 比后者大，所以前者產生 的速率比后者快。 （2）若取 相同、體積相同的鹽酸與 溶液做相同的實驗，兩者反應過程中產生的量誰更大？ 參考答案： 相同時， 溶液的濃度大，產生的的量更大。 【知識拓展】 1．相同物質的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 c(H＋)pH中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率　　由H2O電離出的c(H＋)一元強酸大小相同相同大小一元弱酸小大小大
2．相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 c(H＋)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率由H2O電離出的c(H＋)一元強酸相同小小少相同相同一元弱酸大大多
【針對訓練1】已知三個數據：①7.2×10－4mol·L－1、②4.6×10－4mol·L－1、③4.9×10－10 mol·L－1分別是三種酸的電離平衡常數。若這些酸可發生反應：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaCN＋HF===HCN＋NaF，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，則下列敘述正確的是(　　) A．HF的電離平衡常數是① B．HNO2的電離平衡常數是① C．HCN的電離平衡常數是② D．HNO2的電離平衡常數是③ 答案：A　 解析：根據題中給出的三個反應，利用“強酸制弱酸”的規律，可判斷酸性：HF＞HNO2＞HCN，酸性越強電離平衡常數越大，由此推出HF的電離平衡常數為7.2×10－4mol·L－1，HNO2的電離平衡常數為4.6×10－4mol·L－1，HCN的電離平衡常數為4.9×10－10mol·L－1。 【針對訓練2】下列敘述不正確的是(　　) A．pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸加水稀釋10倍后，前者的pH大于后者 B．pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液體積相等 C．等濃度、等體積的鹽酸和醋酸與足量的鋅粉反應，開始時前者產生H2的速率大于后者，最終產生H2的量相等 D．等濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液體積相等 答案：B　 解析：pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸加水稀釋10倍后，由于醋酸是弱酸，稀釋過程中電離程度變大，稀釋后醋酸的酸性強，pH小，A正確；pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，濃度比鹽酸大，在和鹽酸體積相同時，消耗NaOH溶液體積大，B不正確；等濃度、等體積的鹽酸和醋酸與足量的鋅粉反應，由于醋酸是弱酸，開始時c(H＋)小，開始時醋酸產生H2的速率小，但是由于二者濃度相等，所以最終產生H2的量相等，C正確；濃度相等、體積相等，則物質的量就相等，二者消耗的同濃度的NaOH溶液體積相等，D正確。
【學習總結】
回顧本課所學，畫出思維導圖
2應用課
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第3課時 電離平衡常數的應用
【學習目標】
理解電離度的含義及實質，掌握電離平衡常數的應用。
【學習活動】
學習任務
目標：理解電離度的含義及實質，掌握電離平衡常數的應用。 任務1：1.弱電解質在水中的電離達到平衡狀態時，已電離的溶質的分子數占原有溶質分子總數的百分率，稱為電離度，通常用α表示。下表是幾種弱電解質在25℃，0.1mol·L－1時電離度大小，可以得到什么結論？ 弱電解質化學式α/%弱電解質化學式α/%醋酸CH3COOH1.3氫氰酸HCN0.0079亞硝酸HNO27.0一水合氨NH3·H2O1.3氫氟酸HF7.8苯甲酸C6H5COOH2.5
追問：電離度的表達式：α＝×100%。根據電離度的表達式，你認為電離度的實質式什么？ 2.室溫下,用pH計測得上述0.1 mol·L-1醋酸的pH≈3.0【c(H+)=10—3mol/L】,則醋酸電離常數為多少 醋酸電離度為多少 【知識小結】 弱電解質的電離度與溶液的濃度有關，一般而言，濃度越大，電離度越小；濃度越小，電離度越大。 任務2：1.下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(25 ℃)： 酸電離方程式電離平衡常數Ka/(mol·L－1)CH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋1.7×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋COKa1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11H3PO4H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋POKa1＝7.1×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.5×10－13
（1）CH3COOH、H2CO3、H3PO4的酸性強弱如何排序？怎樣用電離平衡常數比較弱電解質的相對強弱 （2）同一多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數量上的規律,此規律是什么 產生此規律的原因是什么 （3）“CH3COONa＋H2CO3===NaHCO3＋CH3COOH”該反應能否發生？說明理由。 （4）25 ℃時，相同濃度的CH3COOH溶液，H2CO3溶液，H3PO4溶液的電離度大小關系是怎樣的？在相同溫度下，弱電解質的電離平衡常數越大，則某溶液中的離子濃度越大嗎？ 2.電離平衡常數在解題中有哪些應用 3.按如下裝置進行實驗，并思考下列問題。 （1）表面積相同的兩粒鋅粒分別加入相同濃度的 溶液中，產生的速率相同嗎？為什么？ （2）若取 相同、體積相同的鹽酸與 溶液做相同的實驗，兩者反應過程中產生的量誰更大？ 【知識拓展】 1．相同物質的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 c(H＋)pH中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率　　由H2O電離出的c(H＋)一元強酸大小相同相同大小一元弱酸小大小大
2．相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 c(H＋)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率由H2O電離出的c(H＋)一元強酸相同小小少相同相同一元弱酸大大多
【針對訓練1】已知三個數據：①7.2×10－4mol·L－1、②4.6×10－4mol·L－1、③4.9×10－10 mol·L－1分別是三種酸的電離平衡常數。若這些酸可發生反應：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaCN＋HF===HCN＋NaF，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，則下列敘述正確的是(　　) A．HF的電離平衡常數是① B．HNO2的電離平衡常數是① C．HCN的電離平衡常數是② D．HNO2的電離平衡常數是③ 【針對訓練2】下列敘述不正確的是(　　) A．pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸加水稀釋10倍后，前者的pH大于后者 B．pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液體積相等 C．等濃度、等體積的鹽酸和醋酸與足量的鋅粉反應，開始時前者產生H2的速率大于后者，最終產生H2的量相等 D．等濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液體積相等
【學習總結】
回顧本課所學，畫出思維導圖
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