資源簡介

(共13張PPT)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節 電離平衡
第2課時 弱電解質的電離平衡常數
問題：可逆反應mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，化學平衡常數如何表示？化學平衡常數的大小與什么有關？
只與溫度有關
K =
cp(C)·cq(D)
cm(A)·cn(B)
問題：電離平衡與化學平衡類似，請根據化學平衡常數的表達式，推斷弱電解質的電離平衡常數的表達式？
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
任務一 電離平衡常數
在一定條件下，當弱電解質達到電離平衡時，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的冪之積，與溶液中未電離分子的濃度之比叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K表示。
1. 電離平衡常數的定義
2.電離平衡常數表達式
(1)一元弱酸弱堿的電離常數
CH3COOH CH3COO- + H+
NH3·H2O NH4++ OH-
弱酸的電離常數——Ka
弱堿的電離常數——Kb
電離常數 K 只受溫度影響?。。?br/>任務一 電離平衡常數
2. 電離平衡常數表達式
(2)多元弱酸弱堿的電離常數
①多元弱酸的電離分步進行，各步的電離常數通常分別用Ka1、Ka2、Ka3等
Ka1＝
c(H+)×c(HCO3-)
c(H2CO3)
H2CO3 H+＋HCO3-
HCO3- H+＋CO32-
Ka2＝
c(H+)×c(CO32-)
c(HCO3-)
=4.5×10-7
=4.7×10-11
多元弱酸各步電離常數的大小為Ka1》Ka2 》Ka3等，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
②多元弱堿的電離分步進行，但一步寫完，電離常數與一元弱堿類似
Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH-
任務一 電離平衡常數
3. 電離平衡常數的意義
弱電解質 Ka
HF 6.3×10-4
CH3COOH 1.75×10-5
HCN 6.2×10-10
電離常數表征了弱電解質的電離能力，根據相同溫度下電離常數的大小可以判斷弱電解質電離能力的相對強弱。一定溫度下，弱電解質的K值越大，電離程度越大，酸性（或堿性）越強。
CH3COOH CH3COO - + H+
Ka(CH3COOH)=1.7×10-5 mol . L-1
HCN H+ +CN-
Ka(HCN)=6.2×10-10 mol . L-1
HF H+ +F-
Ka(HF)=6.8×10-4 mol . L-1
酸性： HF > CH3COOH > HCN
任務二 電離平衡常數的計算與應用
1. 電離平衡常數的計算——三段式法
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 NH4+ + OH
近似處理
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的電離方程式及有關粒子的濃度如下（忽略水的電離）：
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
任務二 電離平衡常數的計算與應用
2. 電離平衡常數的應用
判斷酸(堿)性強弱
弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強。
弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強。
化學式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數 1.7×10-5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10-8
已知25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：
問題1：CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3-的酸性由強到弱的順序？
CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-
問題2：同濃度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－結合H＋的能力由弱到強的順序？
CH3COO－任務二 電離平衡常數的計算與應用
2. 電離平衡常數的應用
判斷鹽與酸(或堿)反應是否發生，并確定產物
已知25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下， 以下反應能否自發進行
HCOOH：Ka=1.77×10-4 HCN：Ka=4.9×10-10
H2CO3： Ka1=4.4×10-7 Ka2=4.7×10-11
a．NaCN ＋ H2O ＋ CO2 = HCN ＋ NaHCO3
b．NaHCO3 ＋ NaCN = Na2CO3 ＋ HCN
酸性強弱：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3－
√
×
相同條件下相對強的酸(或堿)可以制相對弱的酸(或堿)。
任務二 電離平衡常數的計算與應用
2. 電離平衡常數的應用
判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況
常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列表達式的數值變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
c(H+)
c(CH3COOH)
（1）
c(CH3COOH)
c(CH3COO )· c(H+)
（2）
c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
（3）
變小
不變
變小
任務二 電離平衡常數的計算與應用
2. 電離平衡常數的應用
根據Q與K的相對大小判斷電離平衡的移動方向
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，越稀越電離
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
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？
課堂練習
已知：25 ℃時，下列四種弱酸的電離常數：
CH3COOH HCOOH HClO H2CO3
K 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
(1)試比較相同濃度的CH3COOH、HCOOH、HClO、H2CO3溶液的酸性強弱。
(2)向CH3COOH溶液中加入一定量的鹽酸時，CH3COOH的電離平衡向哪個方向移動？
_________。KCH3COOH________(填“變大”“變小”或“不變”)，理由是________________。
K越大，酸性越強，故酸性：HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO
逆向移動
不變
K只與溫度有關
(3)由表格中的數據判斷下列離子方程式不正確的是_____(填字母)。
a．2ClO－＋H2O＋CO2=2HClO＋ b．HCOOH＋=HCOO－＋
c．HCOOH+CH3COO－=HCOO－+CH3COOH d．Cl2+H2O+2 =2+Cl－+ClO－
a
(4)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化學方程式：_________________________________。
任務三 等濃度強酸弱酸與活潑金屬反應特點
向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL
2 mol·L-1鹽酸、2 mL 2 mol·L-1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖：
(1)兩個反應的反應速率及其變化有什么特點
(2)反應結束時，兩個錐形瓶內氣體的壓強基本相等，由此你能得出什么結論
等濃反應：強酸更快，產量一樣
結論1.等質量的鎂分別與同體積同濃度的鹽酸和醋酸反應時,與鹽酸反應的速率大，與醋酸反應的速率小。
結論2.過量的鎂分別與同體積同濃度的鹽酸和醋酸反應時,生成氫氣的體積相同。
任務三 等濃度強酸弱酸與活潑金屬反應特點
(1)同體積、同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿 的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
一元弱酸
(2)同體積、同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿 的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
一元弱酸 大
小
強
弱
相同
相同
大
小
相同
相同
小
大
少
多
相同
一元強酸和一元弱酸的比較

展開更多......

收起↑