電離平衡常數(shù)課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

第一節(jié)

第2課時(shí)電離常數(shù)第3課時(shí)電離平衡常數(shù)1、建構(gòu)電離平衡常數(shù)模型，并能應(yīng)用模型解釋弱電解質(zhì)在水溶液中發(fā)生的變化。如何定量表示弱電解質(zhì)的電離程度大小?稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/L0.2mol/LHCl完全電離，酸的濃度與氫離子濃度相等稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/LCH3COOH部分電離，酸的濃度與氫離子濃度不相等？思考與討論分別取1mL2mol/L鹽酸和1mL2mol/L醋酸，均加水稀釋到10mL，請(qǐng)問稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？CH3COOHH++CH3COO?HClH++Cl?問題分析通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離常數(shù)。一水合氨的電離常數(shù)表達(dá)式Kb＝c(NH4+)·c(OH?)c(NH3·H2O)醋酸的電離常數(shù)表達(dá)式Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離生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(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。一、電離常數(shù)CH3COOHCH3COO?

+

H+

NH3·H2ONH4++OH?例1、在某溫度時(shí)，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.2mol·L?1的氨水中，達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的NH3·H2O為1.7×10?3mol·L?1，試計(jì)算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)Kb。c(NH3·H2O)＝(0.2?1.7×10?3)

mol·L?1

≈0.2mol·L?1NH3·H2O的電離方程式及有關(guān)粒子的濃度如下：數(shù)據(jù)處理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)0.2001.7×10?30.2

?1.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?3NH3·H2ONH4++OH?例2、進(jìn)一步計(jì)算該溫度下，發(fā)生了電離的NH3·H2O占總NH3·H2O的多少？已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)總的弱電解質(zhì)分子數(shù)×100%＝1.7×10?3×V(溶液)0.2×V(溶液)×100%＝0.85%電離度=NH3·H2O的電離方程式及有關(guān)粒子的濃度如下：起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)0.2001.7×10?30.2

?1.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?3NH3·H2ONH4++OH?Ka—計(jì)算轉(zhuǎn)化率名稱化學(xué)式電離常數(shù)（K）名稱化學(xué)式電離常數(shù)（K）醋酸CH3COOHKa=1.75×10-5亞硝酸HNO2Ka=5.60×10-4碳酸H2CO3Ka1=4.50×l0-7亞硫酸H2SO3Ka1=1.40×l0-2

Ka2=4.70×10-11Ka2=6.00×l0-8草酸H2C2O4Ka1=5.60×l0-2氫硫酸H2SKa1=1.10×l0-7

Ka2=1.50×l0-4Ka2=l.30×10-13氫氰酸HCNKa=6.20×10-10氫氟酸HFKa=6.30×10-4磷酸H3PO4Ka1=6.90×l0-3次氯酸HClOKa=4.00×10-8

Ka2=6.20×10-8甲酸HCOOHKa=1.80×10-4Ka3=4.80×l0-13

氨水NH3?H2OKb=1.80×10-5某些弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（25℃）①電離常數(shù)由弱電解質(zhì)的性質(zhì)決定。二、影響電離常數(shù)的因素例3、已知25℃時(shí)，已知CH3COOH的Ka=1.75×10-5和HCN的Ka=6.20×10-10，你能比較該溫度下CH3COOH、HCN的酸性強(qiáng)弱嗎？CH3COOH＞HCN酸性：Ka(CH3COOH)＞Ka(HCN)例4、已知某溫度下，有如下三個(gè)反應(yīng)：NaCN+HNO2HCN+NaNO2NaCN+HFHCN+NaFNaNO2+HFHNO2+NaF則該溫度下，HF、HCN和HNO2三種弱酸的電離常數(shù)由大到小的順序是_________________。Ka—比較酸性強(qiáng)弱溫度20℃24℃pH3.053.03【看一看】pH計(jì)測(cè)定不同溫度下0.05mol/L醋酸的pH，實(shí)驗(yàn)結(jié)果如下表：Ka＝c(H+)

·c(CH3COO?)c(CH3COOH)升高溫度，電離平衡正向移動(dòng)，K增大。②電離常數(shù)大小受溫度影響。K隨溫度變化不大，室溫時(shí)不考慮溫度對(duì)K的影響。二、影響電離常數(shù)的因素例如：H2CO3是二元弱酸，H2CO3的電離方程式為：＝4.7×10－11c(H+)·c(CO

)c(HCO

)Ka2＝2?3?3（分步進(jìn)行，一步定性）Ka1

>>Ka2>>Ka3

……三、多元弱酸或多元弱堿的電離平衡常數(shù)H2CO3

H++HCO?3HCOH++CO?32?3＝4.4×10－7c(H+)·c(HCO)c(H2CO3)Ka1＝?3向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。你能否由此推測(cè)Ka(CH3COOH)與Ka1(H2CO3)的大小關(guān)系？2CH3COOH+Na2CO3

2CH3COONa+CO2↑+H2OCH3COOH＞H2CO3酸性：Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)實(shí)驗(yàn)3-2思考與討論向兩個(gè)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2mL2mol/L鹽酸、2mL2mol/L醋酸，測(cè)得錐形瓶內(nèi)的壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化如圖所示。請(qǐng)回答下列問題：（1）兩上反應(yīng)的速率及其變化有什么特點(diǎn)？（2）反應(yīng)結(jié)束時(shí)，兩個(gè)錐形瓶內(nèi)氣體的壓強(qiáng)基本相等，由此你能得出什么結(jié)論？壓強(qiáng)/kPa時(shí)間/s0100200300120140160鎂與鹽酸、醋酸反應(yīng)時(shí)氣體壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化示意圖2mol/L鹽酸2mol/L醋酸例5、若將0.1mol/L醋酸加水稀釋，使其溶質(zhì)的濃度變?yōu)樵瓉淼?.5倍，你能判斷醋酸電離平衡移動(dòng)的方向嗎？Q＝c(H+)2·c(CH3COO?)2c(CH3COOH)2＝Ka2Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)CH3COOHCH3COO?

+H+＜

Ka

解：越稀越電離Ka—判斷平衡移動(dòng)方向Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)＝x·x0.2≈1.75×10?5起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)0.200xxxx0.2?xxc(H+)＝x

＝0.00187mol/L例6、取1mL2mol/L醋酸（Ka=1.75×10?5），加水稀釋到10mL，請(qǐng)問稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？CH3COOHCH3COO?

+

H+

c(CH3COOH)＝(0.2?x)mol·L?1

≈0.2mol·L?1解：Ka—計(jì)算H+濃度2mol/L

稀釋后

0.2mol/L稀釋10倍后，c(CH3COOH)降為之前濃度的稀釋過程中，醋酸電離平衡正向移動(dòng)，平衡移動(dòng)只能削弱反應(yīng)條件的影響。0.00187

mol/L0.00591

mol/L稀釋10倍后，c(H+)降為之前濃度的1103.210

稀釋前

例7、取1mL2mol/L醋酸，加水稀釋到10mL，請(qǐng)問稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？CH3COOHCH3COO?

+

H+

解：Ka—計(jì)算H+濃度電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)的影響因素電離平衡常數(shù)的應(yīng)用電離平衡常數(shù)練習(xí)1、用水稀釋0.1mol·L－1氨水時(shí)，溶液中隨水量的增加而減小的是（

）A、

B、C、c（H＋）和c（OH－）的乘積

D、n（OH－）Bc（OH－）c（NH3·H2O）c（OH－）c（NH3·H2O）練習(xí)2、在25℃時(shí)，0.1mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN