高中化學(xué) 電離度電離平衡常數(shù)課件

高中化學(xué)

電離度電離平衡常數(shù)高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總數(shù)（包括電離的沒(méi)有電離的）的分?jǐn)?shù)。CH3COOHCH3COO-+H+α=n（Ac-）n（HAc原）α=n（H+）n（HAc原）表示方法:一、電離度α=C（Ac-）C（HAc原）100%α=C（H+

-）C（HAc原）100%高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)α=132/10000×100%=1.32%。

25℃，0.1mol/L的HAc溶液中，每10000個(gè)HAc分子里有132個(gè)分子電離成離子。求該醋酸的電離度高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)純HAc溶液中，忽略水解離所產(chǎn)生的H+，達(dá)到平衡時(shí)：測(cè)得已知濃度的HAc的pH，由pH=－lgc(H＋)，計(jì)算出c(H+)，即可算出α。3、電離度的測(cè)定方法(見(jiàn)教材76頁(yè))CH3COOHCH3COO-+H+高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)4、影響電離度大小的因素(1)內(nèi)因—電解質(zhì)的本性,電解質(zhì)越弱,電離度越小(2)外因P76表4.1越強(qiáng)越電離高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)影響弱電解質(zhì)電離度的外因：

1.濃度濃度越稀，電離生成的離子相互間碰撞合成分子的機(jī)會(huì)越少，其電離度就越大；

2.

溫度溫度升高時(shí)，平衡向吸熱方向移動(dòng)，而多數(shù)電解質(zhì)電離時(shí)都要吸收熱量，因此電離度增大。因此在表示各種電解質(zhì)電離度大小時(shí)，應(yīng)注明濃度和溫度。一般不注明溫度是指25℃用電離度比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)必須在同溫同濃度條件下

相同溫度下:濃度越大,

越小;濃度越小,越大

相同濃度下:溫度越高,越大;溫度越低,越小即:越熱越電離,越稀越電離(電離過(guò)程吸熱)高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)

表不同濃度HAc的電離度α和[H+]結(jié)果表明增大c(HAc)的濃度，[H+]濃度增大，但電離度卻是減少的。這是因?yàn)镠Ac的電離度是一個(gè)比值，即α=[H3O+]/c(HAc)。α與[H3O+]及c[HAc]都有關(guān)。c/(mol.L-1)α(%)[H+]/(mol.L-1)0.0202.955.90×10-40.1001.321.32×10-30.2000.9321.86×10-3高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)在25℃，0.1mol/L的下列弱電解質(zhì)的電離度分別為：

HFHCOOHNH3·H2OHAcHCNα8.0%4.24%1.33%1.32%0.01%

則它們的酸性強(qiáng)弱順序是:HF>HCOOH>HAc>HCN>NH3·H2O高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)4、有關(guān)電離度的計(jì)算.例1.某一弱酸HA,達(dá)到平衡時(shí),溶液中的弱酸分子數(shù)與離子總數(shù)之比為9.5:1,求此一元弱酸的電離度.化學(xué)平衡中的轉(zhuǎn)化率電離度實(shí)質(zhì)是:計(jì)算方法是三步法“初”、“電離”、“平”高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)(C)例2：在0.2mol/L的醋酸溶液中,當(dāng)CH3COOHH++CH3COO－已達(dá)平衡時(shí)，若要使醋酸的電離度減小，溶液中的c(H+)增大，應(yīng)加入

A.CH3COONaB.NH3·H2OC.HClD.H2O例1：在一定溫度下，在100ml某一元弱酸的溶液中，含有該弱酸的分子數(shù)為5.42×1020個(gè)，并測(cè)得該溶液的C(H+)=1×10－3mol/L。在該平衡體系中，這種一元弱酸的電離度約為

A.9%B.10%C.3%D.0.1%(B)高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)1、定義：弱電解質(zhì)，電離平衡時(shí)，各組分濃度的關(guān)系。2、表達(dá)式：Ka=[H+][Ac-][HAc]

Kb=[NH4+][OH-][NH3·H2O]3、意義：25℃時(shí)HFK=7.2×10–4

HAcK=1.8×10–5∴酸性：HF＞HAc在一定溫度下，電離常數(shù)與濃度無(wú)關(guān)。五、電離平衡常數(shù)簡(jiǎn)稱(chēng):電離常數(shù)溫度升高，K電離增大①電離度是轉(zhuǎn)化率的形式,電離常數(shù)是平衡常數(shù)的形式;②電離度受濃度的影響,電離常數(shù)不受濃度的影響;③兩者均可用來(lái)表示弱電解質(zhì)的電離程度及其相對(duì)強(qiáng)弱的。但用電離度時(shí)必須在同溫同濃度條件下，而電離常數(shù)只須在同溫下便可。高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)電離度和電離常數(shù)的關(guān)系（以CH3COOH電離為例）：

CH3COOHCH3COO-+H+

初始濃度C00

平衡濃度C（1-α）C·αC·α高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)例：在25℃時(shí)，0.10mol/LCH3COOH溶液中[H+]是多少？已知Ka=1.8×10-5。

解：CH3COOHCH3COO-+H+

平衡時(shí)[H+]=C·α=1.3×10-3

mol/L

高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)4、多元弱酸分步電離，用K1、K2、K3表示.多元弱酸：多元弱酸分步電離，以第一步為主，依次減弱；酸性的強(qiáng)弱由K1決定例如碳酸在水溶液中：H2CO3H++HCO3－HCO3－

H++CO32－每步電離都各有電離常數(shù)，分別用K1、K2表示。在25℃時(shí)，K1=4.2×10－7，K2=5.6×10－11，K1>>K2，一般說(shuō)，多元弱酸溶液的酸性主要由第一步電離決定。高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)

酸HAK

水溶液中的酸（25oC

）高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)H3PO4+H2OH2PO4-+H3O+H2PO4-+H2OHPO42-+H3O+HPO42-+H2OPO43-+H3O+稀磷酸溶液中C（H+）＞＞C（PO43-）而非C（H+）=3C（PO43-）高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)相同濃度的上述溶液中溶質(zhì)分子濃度最大的是A、HFB、HCNC、HNO2D、CH3COOHB1.已知25℃時(shí)，KHF=7.2×10-4KHCN=4.9×10-10KHNO2=4.6×10-4KCH3COOH=1.8×10-52.下列陰離子，其中最易結(jié)合H+的是（）

A、C6H5O－

B、CH3COO－

C、OH－

D、C2H5O－高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)例：某二元弱酸溶液按下式發(fā)生電離H2AH++HA—，HA—H++A2—,

已知K1＞K2,設(shè)有下列四種溶液：

A.0.01mol/L的H2AB.0.01mol/L的NaHA溶液C.0.02mol/L的HCl與0.04mol/L的NaHA溶液等體積混合0.02mol/L的NaOH與0.02mol/L的NaHA溶液等體積混合據(jù)此，填寫(xiě)下列空白⑴c(H+)最大的是

，最小的是

。⑵c(H2A)最大的是

，最小的是

。⑶c(A2—）最大的是

，最小的是

。ADCDDA高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)１、足量鎂和一定量的鹽酸反應(yīng)，為減慢反應(yīng)速率，但又不影響H2的總量，可向鹽酸中加入下列物質(zhì)中的（

）A、MgOB、H2OC、K2CO3D、CH3COONa2、濃度和體積都相同的鹽酸和醋酸，在相同條件下分別與足量CaCO3固體（顆粒大小均相同）反應(yīng)，下列說(shuō)法中正確的是

A．鹽酸的反應(yīng)速率大于醋酸的反應(yīng)速率B．鹽酸的反應(yīng)速率等于醋酸的反應(yīng)速率C．鹽酸產(chǎn)生的二氧化碳比醋酸更多D．鹽酸和醋酸產(chǎn)生的二氧化碳一樣多ＢＤＡＤ3.同溫100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL0.1mol/L的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是A中和時(shí)所需NaOH的量B電離度CH+的物質(zhì)的量DCH3COOH的物質(zhì)的量B、C高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)1.下列說(shuō)法中正確的是A、電離度大的物質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)B、弱電解質(zhì)的電離度隨溶液稀釋而增大，因此在不斷稀釋過(guò)程中溶液的導(dǎo)電能力不斷增強(qiáng)C、1mL0.1mol/L氨水與10mL0.01mol/L氨水中所含OH-離子數(shù)目相等D、1L1mol/L鹽酸中含有1molH+D2.將0.lmol/LCH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)，都會(huì)引起A．溶液的pH增加B．CH3COOH電離度變大C．溶液的導(dǎo)電能力減弱D．溶液中[OH－]減小A高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)一定溫度下，由水電離的H+和OH-的物質(zhì)的量濃度之間存在如下關(guān)系：

c(H+)·c(OH-)=Kw。同樣，對(duì)于難溶鹽MA，其飽和溶液中的M+和A-的之間也存在類(lèi)似關(guān)系：c(M+)·c(A-)=K?，F(xiàn)將足量的AgCl分別放在5mL水、10mL0.2mol·L-1MgCl2、20mL0.5mol·L-1、NaCl和40mL0.3mol·L-1HCl溶液中溶解達(dá)到飽和，各溶液中Ag+濃度的數(shù)值，依次為a、b、c、d，它們由大到小的順序?yàn)開(kāi)_____a.d.b.c高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)25在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固體NaAc,使其濃度為0.10mol·L-1(溶液體積不變)，求溶液的[H+]和電離度。平衡時(shí)0.1-[H+][H+]0.1+[H+]≈0.1mol·L-1≈0.1mol·L-1解：HAc+H2OH3O++Ac-根據(jù)0.100mol·L-1HAc溶液α=1.32%，[H+]=1.32×10-3mol·L-1。由于同離子效應(yīng)，[H+]和HAc的電離度降低約76倍。=1.75×10-4mol/L高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)

x2

0.01-x

解：設(shè)溶液中[OH-]為xmol/L，則有

平衡后0.01-xxx

NH3·H2ONH4++OH-

解得x=4.2×10-4mol/LK==1.8×10-5

已知25℃時(shí)，NH3·H2O的K=1.8×10-5，求0.01mol/LNH3·H2O溶液中[OH-]和pH值。高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)1.若室溫時(shí)pH=a的氨水與pH=b的鹽酸等體積混合，恰好完全反應(yīng)，則原氨水的電離度可表示為：10a+b—12%B.10a+b—14%C.1012—a—b%D.1014—a—b%2.已知某二元酸H2A，其電離方程式為H2A→H＋＋HA—

；HA—H++A2—。測(cè)得25℃時(shí)0.1mol/L的H2A溶液中c(H+)=0.11mol/L,該條件下HA—的電離度是A.1％B.9.1%C.10%D.20%高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)某氨水的pH＝a,其中水的電離度為

1；某硝酸的pH=b,其中水的電離度為

2

；且a+b=14,a＞11。將氨水和硝酸等體積混合后，所得溶液中其中水的電離度為

3。相同條件下純水的電離度為

4。則下列關(guān)系中正確的是A.c(NO3—）＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH—）B.4＞

3

＞2＝1C.,混合液中c(NH4+)＞c(NO3—）＞c(OH—）＞c(H+)D3

＞4＞

2＞1B,C高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)用于解釋常見(jiàn)的化學(xué)變化：③對(duì)氨水加熱，溶液的pH值如何變化變化？NH3+H2ONH3·

H2ONH4++

OH-①為什么Al(OH)3既溶于強(qiáng)酸、又溶于強(qiáng)堿？應(yīng)用1：H++

AlO2-

+H2OAl(OH)3Al3++

3OH-電離平衡原理的應(yīng)用高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)有兩瓶pH=2的酸溶液，一瓶是強(qiáng)酸，一瓶是弱酸?，F(xiàn)只有石蕊試液、酚酞試液、pH試紙和蒸餾水。簡(jiǎn)述用最簡(jiǎn)便的實(shí)驗(yàn)方法來(lái)判斷哪瓶是強(qiáng)酸。應(yīng)用2：用于鑒別溶液高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)哪些事實(shí)（或?qū)嶒?yàn)）可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)？方法一、取同濃度的HCl和CH3COOH，進(jìn)行溶液導(dǎo) 電性實(shí)驗(yàn)方法二、測(cè)定CH3COONa的水溶液應(yīng)呈堿性。方法三、測(cè)定0.1mol/LCH3COOH的pH值。方法四、相同濃度的HCl和CH3COOH和相同大 小顆粒的鋅粒比較反應(yīng)速率。方法五、相同pH值，相同體積的HCl和CH3COOH， 和足量的鋅粒反應(yīng)，CH3COOH產(chǎn)生的氫氣多。方法六、取相同濃度的HCl和CH3COOH，稀釋 100倍，pH值變化小的是CH3COOH。高中化學(xué)電離度電離平衡常數(shù)1、分別將等pH或