資源簡介

(共18張PPT)
第一節　電離平衡
第2課時　電離平衡常數
第三章　 水溶液中的離子反應與平衡
電離平衡常數
弱電解質不完全電離
可逆反應
存在電離平衡
平衡常數K
弱酸的電離常數——Ka
弱堿的電離常數——Kb
CH3COOH CH3COO + H+
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Ka＝
NH3·H2O NH + OH
+
4
Kb＝
c(NH )·c(OH )
c(NH3·H2O)
+
4
【例1】在某溫度時，溶質的物質的量濃度為 0.20 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，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數(Kb)。
c(NH3·H2O)＝(0.2 1.7×10 3) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )· c(OH )
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
(0.2 1.7×10 3)
0.2
≈
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
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
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
NH3·H2O NH
+
4
+ OH
≈
1.4×10 5
電離平衡常數
忽略水的電離
【例2】在某溫度時，溶質的物質的量濃度為 0.10 mol·L 1的一氯乙酸（CH2ClCOOH）溶液中，達到電離平衡時，已電離的CH2ClCOOH為1.1×10 2 mol·L 1，
試計算該溫度下CH2ClCOOH的電離常數(Ka)。
c(CH2ClCOOH)＝(0.1 1.1×10 2) mol·L 1 = 0.089 mol·L 1
c(CH2ClCOOH)
Ka＝
c(CH2ClCOO-)· c(H+)
＝
(1.1×10 2)·(1.1×10 2)
(0.1 1.1×10 2)
=
1.4×10 3
起始濃度/(mol·L 1)
變化濃度/(mol·L 1)
平衡濃度/(mol·L 1)
0.1
0
0
1.1×10 2
0.1 1.1×10 2
1.1×10 2
1.1×10 2
1.1×10 2
1.1×10 2
CH2ClCOOH CH2ClCOO- + H+
忽略水的電離
電離平衡常數
已知Ka/Kb，如何計算一元弱酸、弱堿溶液中的H+、OH-的濃度
c(H+) ＝
cKa
一元弱酸溶液中
c(OH-)＝
cKb
一元弱堿溶液中
電離平衡常數的應用
思考
CH3COOH CH3COO + H+
c(CH3COO ) · c(H+)
c(CH3COOH)
Ka＝
c(CH3COO ) · c(H+)
Ka· c(CH3COOH)＝
c(H+)2
Ka· c(CH3COOH)＝
不同一元酸的電離平衡常數（25℃）
名稱 CH3COOH HCN HClO HNO2 HF HCOOH
Ka/（mol/L） 1.75×10-5 6.20×10-10 4.00×10-8 5.60×10-4 6.30×10-4 1.80×10-4
醋酸濃度/ （mol/L） 醋酸溶液中c(H+)/（mol/L） 電離平衡常數Ka （25℃） 電離度α
0.1 1.323×10-3 1.75×10-5 1.323%
0.01 4.183×10-4 4.183%
0.001 1.230×10-4 12.30%
0.0001 3.390×10-5 33.90%
電離度 α = 100%
電離度
（相當于電解質的轉化率）
思考1
電離平衡常數(K)，和電離度(α)的意義有什么不同？
越稀越電離
①、電離平衡常數(K)：
用于比較同種類型（同x元酸/同x元堿）、不同弱電解質的電離程度大小，
不受弱電解質濃度的影響
②電離度(α）：
用于比較同種弱電解質、不同濃度的電離程度大小。
電離度
思考1
電離平衡常數(K)，和電離度(α)的意義有什么不同？
電離平衡常數影響因素
思考2
影響電離平衡常數(K)的因素有哪些？
①、溫度：T升K升
（外因）
②、物質本身性質
（內因）
名稱 化學式 電離常數(K) 名稱 化學式 電離常數(K)
醋酸 CH3COOH Ka=1.75×10-5 亞硝酸 HNO2 Ka=5.60×10-4
氫氰酸 HCN Ka=6.20×10-10 氫氟酸 HF Ka=6.30×10-4
次氯酸 HClO Ka=4.00×10-8 甲酸 HCOOH Ka=1.80×10-4
相同溫度下，電離常數由弱電解質的性質決定。
酸性越強、Ka越大； 堿性越強、Kb越大
思路：同一條件下，電離常數越大，酸性(堿性)越強
名稱 化學式 電離常數(K) 名稱 化學式 電離常數(K)
醋酸 CH3COOH Ka=1.75×10-5 亞硝酸 HNO2 Ka=5.60×10-4
氫氰酸 HCN Ka=6.20×10-10 氫氟酸 HF Ka=6.30×10-4
次氯酸 HClO Ka=4.00×10-8 甲酸 HCOOH Ka=1.80×10-4
酸性：HCOOH ＞ HNO2＞HF ＞ CH3COOH＞ HClO ＞ HCN
電離平衡常數影響因素
【例3】判斷下列六種酸的酸性強弱
名稱 化學式 電離常數(K) 名稱 化學式 電離常數(K)
碳酸 H2CO3 Ka1=4.50×l0-7 亞硫酸 H2SO3 Ka1=1.40×l0-2
Ka2=4.70×10-11 Ka2=6.00×l0-8
草酸 H2C2O4 Ka1=5.60×l0-2 氫硫酸 H2S Ka1=1.10×l0-7
Ka2=1.50×l0-4 Ka2=l.30×10-13
磷酸 H3PO4 Ka1=6.90×l0-3
Ka2=6.20×10-8
Ka3=4.80×l0-13
相同溫度下(25℃)多元弱酸的電離常數
電離平衡常數影響因素
思考3
多元弱酸的電離平衡常數，有什么特點？
①、多元弱酸分步電離，電離幾步就有幾個Ka
②、多元弱酸的各步電離常數中， Ka1>Ka2>Ka3>……
原因：多元弱酸第一步電離出的H+ ； 會抑制第二步的電離。
若 Ka1遠遠大于Ka2時，
以Ka1代表該多元弱酸的酸性強弱
【例4】向盛有2 mL 1 mol/L 醋酸的試管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液，有氣泡生成。
由此推測Ka(CH3COOH)與Ka1(H2CO3)的大小關系？
2CH3COOH+Na2CO3 2CH3COONa + CO2↑+ H2O
CH3COOH ＞ H2CO3
Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3)
生成大量氣泡
H2CO3
實驗現象：
化學方程式：
酸性強弱：
電離常數大小：
電離平衡常數的應用
思路：“強酸制弱酸”、“誰強誰K大”
1.下列關于電離平衡常數(K)的說法中正確的是 (　　)
A.相同條件下，電離平衡常數(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱
B.電離平衡常數(K)與溫度無關
C.相同溫度下，不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同
D.多元弱酸各步電離平衡常數大小關系為Ka1 A
2.已知室溫時，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.2%發生電離。
下列敘述錯誤的(　　)
A.升高溫度，溶液的酸性增強
B.該溶液的c(H+)是2×10-4 mol·L-1
C.該一元酸的電離平衡常數約為1×10-7
D.向一元酸HA的溶液中，加水稀釋，HA的電離平衡正向移動，但c(H+)減小
C
課堂練習
3.常溫下，三種一元酸的電離平衡常數如下表，下列說法正確的是 (　　)
A.三種酸的酸性強弱:HCN>CH3COOH>H3PO2
B.反應H3PO2+CH3COO- == CH3COOH+H2PO2-能夠發生
C.由電離常數可以判斷，H3PO2屬于強酸，HCN和CH3COOH屬于弱酸
D.等物質的量濃度、等體積的三種酸溶液，與足量鋅粉反應，H3PO2產生H2最多
酸 HCN CH3COOH H3PO2
電離常數 5×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
B
課堂練習
第一節　電離平衡
第3課時　電離平衡圖像問題
第三章　 水溶液中的離子反應與平衡
向兩個錐形瓶中各加入0.05g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol/L 鹽酸、2 mL 2 mol/L醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示。
兩個反應的速率及其變化有什么特點？如何解釋圖像？
等濃反應：強酸更快，產量一樣
圖像問題
①、等濃：強/弱反應
方法：
速率看濃度、產量看總量（n）
鹽酸、醋酸溶液與活潑金屬反應
等PH反應：強弱一樣快，弱酸產量大
②、等PH：強/弱反應
圖像問題
t
V(g)
0
HCl
CH3COOH
②、弱酸產量大：
若初始溶液中PH相同，則證明實際上醋酸濃度更大，
所以醋酸反應生成的氫氣更多
①、開始同速率：
鹽酸和醋酸溶液中的初始c(H+)相等，開始與活潑金屬反應產生H2的速率相等。
圖像特點
鹽酸和醋酸溶液加水稀釋
加水稀釋相同的倍數，醋酸溶液的pH大。
加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。
7
0
V(水)
b
a
HCl
CH3COOH
pH
V'
等濃稀釋：強酸始終強
③、等濃：強/弱稀釋
圖像問題
鹽酸與醋酸濃度相等，
稀釋之前，醋酸電離不完全，PH更高；
隨著不斷稀釋，二者PH無限接近7，
但始終無法達到7
等PH稀釋：弱酸后勁足
④、等PH：強/弱稀釋
圖像問題
7
0
V(水)
b
a
HCl
CH3COOH
pH
V'
鹽酸和醋酸溶液加水稀釋
稀釋過程中：
弱酸電離平衡正移，不斷電離H+，
使c(H+)濃度降低的更慢，PH變化更緩

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