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(共27張PPT)
專題3 水溶液中的離子反應
第一單元 弱電解質的電離平衡
第二課時 電離平衡常數與水的電離平衡
電離平衡常數
問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎么比較？
問：你能從數據中得到什么規律？
1.78×10-5
1.81×10-5
電離平衡常數
定義：在一定溫度下，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。
電離平衡常數
醋酸的電離常數表達式
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Kb＝
c(NH )·c(OH )
c(NH3·H2O)
+
4
NH3·H2O NH + OH
+
4
CH3COOH H+ + CH3COO
K 值越大，電離能力越強，相應弱酸 (或弱堿)的酸(或堿)性越強。
一水合氨的電離常數表達式
電離平衡常數
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
電離常數的大?。篕a1 Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
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。
電離度
電離度：表示弱電解質在水中電離程度的物理量。常用α表示。
表達式：
意義：
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。
當溫度和濃度相同時，一元弱酸的α越大，Ka越大、酸性越強。
內因：
弱電解質本身的性質。（決定性因素）
影響因素：
外因：
溫度——T↑，α↑
濃度——c↑，α↓
電離平衡常數的應用
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
電離平衡常數的應用
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：
>
>
>
>
電離平衡常數的應用
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。
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
電離平衡常數的計算
（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＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
水的電離平衡
水的電離平衡
純水能發生微弱的電離。
結論：
水的電離平衡
實驗表明，水是一種極弱的電解質。水分子之間相互作用，按照以下的方式發生電離：
水合氫離子
H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－
簡寫為：
H2O H＋ ＋OH－
水的離子積常數
水的電離常數表達式
K電離 =
c(H+)·c(OH-)
c(H2O)
對于純水和稀溶液，
c(H2O)為常數，看作”1”
水的離子積
Kw =c(H+)·c(OH-)
適用于純水和稀溶液
該表達式中的c(H+)與c(OH-)是c溶液(H+)與c溶液(OH-)
c溶液(H+)·c溶液(OH-)=Kw
c水(H+)=c水(OH-)
隨著溫度的升高，水的離子積增大。
ΔH > 0
電離常數在電解質確定時，只與溫度有關
水的離子積常數
分析下表中的數據有何規律，并解釋之。
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
KW/10-14 0.114 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 54.5
隨著溫度的升高，水的離子積增大。
25℃時，Kw ≈ 1×10-14 ; 100℃時，Kw ≈ 1×10-12
25℃時水電離出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；
100℃時水電離出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；
1×10-7
1×10-7
1×10-6
1×10-6
ΔH > 0
水的離子積常數
c(H+) ≈ 0.1 mol/L
HCl = H+ + Cl-
c(OH-) = Kw /c(H+)＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，Kw = 1.0×10-14
由水電離產生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，0.1 mol/L的稀鹽酸中，c(H+)、c(OH-)、由水電離產生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？
多
極少
H2O = H+ + OH-
水的離子積常數
c(OH-) ≈ 0.1 mol/L
NaOH = Na+ + OH-
c(H+) = Kw /c(OH-)＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，Kw = 1.0×10-14
由水電離產生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
室溫下，0.1 mol/L的 NaOH 溶液中，c(H+)、c(OH-)、由水電離產生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？
多
極少
H2O = H+ + OH-
水的離子積常數
水的離子積常數Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水電離出來的嗎？
不一定。
c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的總濃度，如鹽酸中的H＋包括HCl和H2O電離產生的H＋，
即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部來自于水的電離。
KW 不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液，在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，只要溫度一定，Kw就一定。
水的離子積常數顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。
c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度。
水的離子積常數
水的電離平衡影響因素有哪些？
體系變化條件　　　 平衡移動方向 Kw 水的電 離程度 c(OH－) c(H＋)
酸
堿
可溶性鹽 Na2CO3
NH4Cl
溫度 升溫
降溫
其他：如Na
逆
逆
逆
正
正
正
正
不變
不變
不變
不變
不變
增大
減小
減小
減小
減小
增大
增大
增大
增大
減小
減小
減小
增大
增大
增大
增大
減小
減小
減小
減小
增大
增大
增大
水的電離平衡曲線
1、曲線上的任意點(如a，b，c)的Kw都 ，
即c(H＋)·c(OH－) ，溫度 。
2、曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw ，溫度 。
相同
相同
相同
3、實現曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變 ；
實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變 。
不同
不同
酸堿性
溫度
隨堂訓練
1．一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說法正確的是(　　)
A．該溫度下，通入HCl可能引起由b向a的變化
B．該溫度下，水的離子積常數為1.0×10－13
C．向平衡體系中加入水，平衡正向移動，
c(OH－)增大
D．升高溫度，可能引起由c向b的變化
A
隨堂訓練
2．25 ℃時，0.005 mol/L H2SO4溶液中由水電離出的H＋的濃度是(　　)
A．1×10－14 mol/L
B．1×10－2 mol/L
C．1×10－7 mol/L
D．1×10－12 mol/L
D
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