弱電解質(zhì)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

第三章溶液中的離子反應(yīng)

第一節(jié)電離平衡

第二課時(shí)電離平衡常數(shù)弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)。弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)。溫故知新可逆反應(yīng)mA(g)＋nB(g)?pC(g)＋qD(g)，化學(xué)平衡常數(shù)如何表示？化學(xué)平衡常數(shù)的大小與什么有關(guān)？只與溫度有關(guān)Ka=cp(C)·cq(D)cm(A)·cn(B)電離平衡與化學(xué)平衡類似，請根據(jù)化學(xué)平衡常數(shù)的表達(dá)式，推斷弱電解質(zhì)CH3COOH?H＋＋CH3COO－的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式？Ka=c(CH3COO－)·c(H+)c(CH3COOH)電離平衡常數(shù)探究一如何定量表示弱電解質(zhì)電離程度的大小HAA?+H+對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)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)Ka、Kb

分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)c(A?)·c(H+)c(HA)Ka＝一元弱酸(HA)的電離的平衡常數(shù)一元弱堿(BOH)的電離的平衡常數(shù)Kb＝c(B+)·c(OH?)c(BOH)HBOH?+B+CH3COOHCH3COO?+H+c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)Ka＝NH3·H2ONH

+OH?+4醋酸(CH3COOH)的電離的平衡常數(shù)一水合氨(NH3·H2O)的電離的平衡常數(shù)Kb＝c(NH)·c(OH?)c(NH3·H2O)+4根據(jù)所學(xué)內(nèi)容，寫出CH3COOH、NH3·H2O的電離常數(shù)電離平衡常數(shù)一、電離平衡常數(shù)2.表達(dá)式

多元弱酸或多元弱堿多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等eg：25℃時(shí)H2CO3的兩步電離常數(shù)＝4.7×10－11c(H+)·c(CO

)c(HCO

)Ka2＝2?3?3＝4.4×10－7c(H+)·c(HCO)c(H2CO3)Ka1＝?3Ka1

>>Ka2>>Ka3

……【思考】對比如下數(shù)據(jù)，電離平衡常數(shù)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Ka0℃1.66×10-510℃1.73×10-525℃1.75×10-5弱電解質(zhì)KaHF6.3×10-4CH3COOH1.75×10-5HCN6.2×10-10相同溫度下，Ka越大，弱酸越易電離，電離程度越大，酸性越強(qiáng)。(2)外因：溫度；升高溫度，電離常數(shù)K增大。(1)內(nèi)因：弱酸的自身性質(zhì)決定。2、影響電離平衡常數(shù)的因素電離平衡常數(shù)4、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強(qiáng)。弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強(qiáng)。CH3COOHH2CO3H2SKa=1.8×10-5Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11Ka1=9.1×10-8Ka2=1.1×10-12

（1）判斷弱電解質(zhì)電離的難易以下表中是某些弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（25℃），比較它們的酸性強(qiáng)弱。弱電解質(zhì)電離常數(shù)HClOHFHNO24.0×10?86.3×10?45.6×10?4

酸性：HF＞HNO2＞HClO實(shí)驗(yàn)操作向盛有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Ka(CH3COOH)與Kal(H2CO3)的大??？實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象原理結(jié)論有氣泡產(chǎn)生反應(yīng)生成了CO2，化學(xué)方程式為：2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2↑CH3COOH的酸性比H2CO3的強(qiáng)，Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)4、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用（2）判斷弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱電離平衡常數(shù)P61【實(shí)驗(yàn)3-2】強(qiáng)酸制弱酸——較強(qiáng)酸與鹽溶液生成弱酸的反應(yīng)規(guī)律利用電離平衡常數(shù)，可以判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，以及確定產(chǎn)物。酸性：HCOOH＞HCNHCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa【例題】已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4mol·L－1

Ka(HCN)＝4.9×10－10mol·L－1HCOONa

與HCN不反應(yīng)問下列反應(yīng)是否能發(fā)生，若能發(fā)生請寫出化學(xué)方程式：（1）HCOOH與NaCN溶液：（2）HCOONa

與HCN溶液：思路點(diǎn)撥：通過Ka比較酸性大小→判斷反應(yīng)是否符合強(qiáng)酸制弱酸1．次溴酸和碳酸都屬于弱酸。運(yùn)用表中電離常數(shù)判斷，可以發(fā)生的反應(yīng)是(

)酸電離常數(shù)(25℃)碳酸Ka1＝4.5×10－7

Ka2＝4.7×10－11次溴酸Ka＝2.4×10－9A．HBrO＋Na2CO3===NaBr+NaHCO3B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrOA方程式中給出H+的就是酸2．已知：25℃時(shí)，HCOOH的電離平衡常數(shù)K＝×10－4，H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝×10－7，Ka2＝×10－11。下列說法不正確的是(

)A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有氣泡產(chǎn)生B．25℃時(shí)，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的電離程度和K均增大C．向0.1mol·L－1甲酸中加入蒸餾水，c(H＋)減小D．向碳酸中加入NaHCO3固體，c(H＋)減小B二、電離常數(shù)的計(jì)算3．比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大小

弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結(jié)合H+的能力就越強(qiáng)。弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO(25℃)K＝1.77×10－4K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－113.0×10－8(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開__________________________________。(2)同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開______________________________________________HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClOS2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－

二、電離常數(shù)的計(jì)算H2CO3和H2S在25℃時(shí)的電離常數(shù)如下：電離常數(shù)Ka1Ka2H2CO34.2×10－75.6×10－11H2S5.7×10－81.2×10－15BB課堂練習(xí)二、電離常數(shù)的計(jì)算4．利用電離平衡常數(shù)判斷反應(yīng)能否發(fā)生

A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO

B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO-═CaSO3↓+2HClO

C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-

D.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：H++HCO3-═CO2↑+H2O例：25℃時(shí)，弱酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列說法正確的是(

)弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=1.5×10-2K2=1.0×10-7C電離平衡常數(shù)4、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)

離子濃度：第一步K1＞第二步K2＞第三步K3>>>>（3）溶液中離子濃度的大小判斷【練習(xí)】求H2S溶液的微粒濃度大小關(guān)系分別為：C(H2S)

>C(H+)

>c(HS-)

>

c(S2-)

>

c(OH-)二、電離常數(shù)的計(jì)算2．比較弱電解質(zhì)中微粒濃度比值的變化。

依據(jù)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)表達(dá)式,可以比較濃度改變時(shí)(溫度不變)溶液中某些微粒濃度的變化。eg:醋酸溶液中加水稀釋過程中

是如何變化的?加水稀釋,K值不變,c(H+)減小,則

始終保持增大。二、電離常數(shù)的計(jì)算

常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式的數(shù)值變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。課堂練習(xí)c(H+)c(CH3COOH)（1）c(CH3COOH)c(CH3COO?)·c(H+)（2）c(CH3COOH)c(CH3COO-)（3）變小不變變大基本步驟：（1）列出“三段式”計(jì)算（2）由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時(shí)弱電解質(zhì)的濃度(a-x)mol·L－1，一般近似為amol·L－1。（即忽略弱電解質(zhì)電離的部分）

CH3COOH

?CH3COO－＋H＋起始濃度/(mol·L－1)a00變化濃度/(mol·L－1)x

x

x平衡濃度/(mol·L－1)a－x

x

x二、電離常數(shù)的計(jì)算電離平衡常數(shù)探究三電離常數(shù)具體應(yīng)用應(yīng)用四：計(jì)算弱酸、弱堿溶液中的H+、OH-的濃度c(H+)＝cKa弱酸溶液中c(OH-)＝cKb弱堿溶液中這兩個(gè)公式如何得到的？課下思考并寫出推到過程二、電離常數(shù)的計(jì)算

在某溫度時(shí)，物質(zhì)的量濃度為0.1mol·L?1的醋酸中，達(dá)到電離平衡時(shí)，c(H+)約為1×10-3mol·L?1，計(jì)算該溫度下CH3COOH的電離常數(shù)Ka。起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)001.0×10?3?1.0×10?31.0×10?31.0×10?31.0×10?31.0×10?3CH3COOHCH3COO-+H+CH3COOH的電離方程式及有關(guān)粒子的濃度如下：c(CH3COOH)Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)＝(1.0×10?3)·(1.0×10?3)(0.1?1.0×10?3)0.1≈(1.0×10?3)·(1.0×10?3)≈1.0×10-5課堂練習(xí)＝x·x0.2≈1.75×10?5變化濃度/(mol·L?1)xxx平衡濃度/(mol·L?1)x0.2?xxc(CH3?x)mol·L?1

≈0.2mol·L?1c(H+)＝x

＝0.00187mol/L【例題】已知25℃時(shí)，CH3COOH的Ka＝1.75×10?5，計(jì)算0.2mol·L?1的CH3COOH達(dá)到電離平衡時(shí)c(H+)的濃度。0起始濃度/(mol·L?1)0.20Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)（2）平衡時(shí)粒子濃度求算3、電離平衡常數(shù)的計(jì)算【例】在某溫度，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NH3·H2O的電離度？電離度：實(shí)際上是一種平衡轉(zhuǎn)化率，表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度。電離度＝1.7×10?3×V(溶液)0.2×V(溶液)×100%＝0.85%已電離弱電解質(zhì)分子數(shù)原弱電解質(zhì)分子數(shù)×100%電離度=已電離的溶質(zhì)濃度

溶質(zhì)的初始濃度=————————×100%（3）電離度的求算3、電離平衡常數(shù)的計(jì)算向兩個(gè)錐形瓶中各加入鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol/L鹽酸、2mL2mol/L醋酸，測得錐形瓶內(nèi)的壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化如圖所示。請回答下列問題：（1）兩個(gè)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（1）等質(zhì)量的鎂分別與體積相同、物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸和醋酸反應(yīng)時(shí)，與鹽酸反應(yīng)的速率大，與醋酸反應(yīng)的速率小。（2）過量的鎂分別與體積相同、物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸和醋酸反應(yīng)時(shí)，生成氫氣的體積相同。思考與討論1、為什么起始階段(0-100s)Mg與鹽酸反應(yīng)速率比醋酸快？2、為什么反應(yīng)過程中(100-200s)Mg與鹽酸反應(yīng)的速率下降幅度比醋酸?。?、為什么反應(yīng)結(jié)束時(shí)生成的氫氣一樣多？2mol/L的鹽酸和醋酸，初始階段的c(H+)分別為:

、

。2mol/L小于2mol/L與Mg條反應(yīng)，初始階段的反應(yīng)速率：

。問題分析：鹽酸＞

醋酸初始階段0-100sHCl==H++Cl?Mg+c(H+)下降更為明顯CH3COOH?

CH3COO?

+H+Mg+c(H+)下降，電離平衡正向移動c(H+)下降幅度不如鹽酸中明顯與Mg條化學(xué)反應(yīng)速率的變化，鹽酸的減小非常明顯，醋酸的相對變化幅度小。反應(yīng)過程中100-200s2mL2mol/L的鹽酸可電離的n(H+)=

。

2mL2mol/L醋酸可電離的n(H+)=

。

0.004mol0.004mol該實(shí)驗(yàn)中：反應(yīng)結(jié)束后，n(H2)＝

。0.002mol相同條件下，兩錐形瓶壓強(qiáng)基本相等。思考：相同物質(zhì)的量濃度(相同pH)，相同體積強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)有什么不同呢？相同物質(zhì)的量濃度、相同體積強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較示例分析：鹽酸與醋酸溶液分別與物質(zhì)反應(yīng)①鹽酸：c(H+)大、pH小，開始與金屬反應(yīng)的速率大②醋酸溶液：c(H+)小、pH大，開始與金屬反應(yīng)的速率?、埯}酸和醋酸溶液中和堿的能力相同，與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量相等溶液中H+由HCl完全電離所得，無未被電離的H+溶液中H+由CH3COOH部分電離所得，存在未被電離出的H+HClCH3COOHtV(g)0強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較相同物質(zhì)的量濃度、相同體積示例分析：鹽酸與醋酸溶液加水稀釋加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸溶液的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多70V(水)baHClCH3COOHpHV1V2不考慮溶液極稀的情況70V(水)baHClCH3COOHpHV'相同pH、相同體積強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較示例分析：鹽酸與醋酸溶液與物質(zhì)反應(yīng)①鹽酸：c(酸)小，中和堿的能力小，與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量少②醋酸溶液：c(酸)大，中和堿的能力大，與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量多③鹽酸和醋酸溶液中的c(H+)相等，開始與活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的速率相等溶液中HCl完全電離，達(dá)到相同pH所需濃度更小溶液中CH3COOH部分電離，達(dá)到相同pH所需濃度更大tV(g)0HClCH3COOH強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較示例分析：鹽酸與醋酸溶液加水稀釋加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸溶液加入的水多不考慮溶液極稀的情況相同pH、相同體積70V(水)baHClCH3COOHpHV'70V(水)baHClCH3COOHpHV1V23.判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱的方法(1)從弱電解質(zhì)電離特點(diǎn)分析，部分電離，離子濃度小同濃度，同溫下導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)；與鎂反應(yīng)；測pH、c(H＋)

三、強(qiáng)酸與弱酸的比較①同濃度、同溫度下，與強(qiáng)電解質(zhì)溶液做導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)；②同濃度、同溫度下，比較反應(yīng)速率的快慢；

如將鎂條投入等濃度的鹽酸和醋酸溶液中，開始時(shí)反應(yīng)速率前者比后者快。③測c(H＋)，如0.01mol·L－1的醋酸溶液c(H＋)＜0.01mol·L－1則證明醋酸是弱酸。三、強(qiáng)酸與弱酸的比較3.判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱的方法(1)從弱電解質(zhì)電離特點(diǎn)分析，部分電離，離子濃度小(2)從影響電離平衡的外界因素分析①采用實(shí)驗(yàn)證明電離平衡的存在：如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液后溶液變紅，再加CH3COONa晶體，顏色變淺。②稀釋前后的c(H＋)與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系：如將c(H＋)＝10－2mol·L－1的酸溶液稀釋至1000倍，若c(H＋)＜10－5mol·L－1，則證明該酸為弱酸；若c(H＋)＝10－5mol·L－1，則證明該酸為強(qiáng)酸。3.判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱的方法三、強(qiáng)酸與弱酸的比較(2)從影響電離平衡的外界因素分析③相同c(H＋)的強(qiáng)酸和弱酸溶液，分別加該酸的鈉鹽固體，溶液的c(H＋)減小的是弱酸，c(H＋)不變的是強(qiáng)酸。④相同c(H＋)、相同體積的強(qiáng)酸和弱酸溶液與堿反應(yīng)時(shí)，消耗堿多的為弱酸。3.判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱的方法三、強(qiáng)酸與弱酸的比較酸堿質(zhì)子理論(布朗斯特酸堿理論)共軛酸堿組成上相差一個(gè)H，像碳酸和碳酸氫根是一對共軛酸堿(碳酸是給出質(zhì)子的酸，碳酸氫根是接受質(zhì)子的堿)，碳酸氫根和碳酸根是一對共軛酸堿(碳酸氫根是給出質(zhì)子的酸，碳酸根是接受質(zhì)子的堿)。故像碳酸氫根這樣的，既能做質(zhì)子酸(給出質(zhì)子)，又能做質(zhì)子堿(接受質(zhì)子)丹麥布朗斯特-勞里1923年提出的質(zhì)子理論認(rèn)為：凡是給出質(zhì)子(H+)的任何物質(zhì)(分子或離子)都是酸；凡是接受質(zhì)子(H+)的任何物質(zhì)都是堿。簡單地說，酸是質(zhì)子的給予體，而堿是質(zhì)子的接受體。酸和堿之間的關(guān)系表示如下：酸=質(zhì)子(H+)+堿A3、某溫度下，等體積、c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷下列說法正確的是()A.曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)C.取等體積的a點(diǎn)、b點(diǎn)對應(yīng)的溶液，消耗

的NaOH的量相同點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度B2.18℃時(shí),H2A(酸):Ka1=4.3×10-7,Ka2=2.1×10-12;H2B(酸):Ka1=1.0×10-7,Ka2=6.3×10-13。在濃度相同的兩種溶液中,用“>”“<”或“=”填空。(1)H+的濃度:H2A

H2B。

(2)酸根離子的濃度:c(A2-)

c(B2-)。

(3)酸分子的濃度:c(H2A)

c(H2B)。

(4)溶液的導(dǎo)電能力:H2A

H2B。

>><>4、下列關(guān)于電離常數(shù)(K)的說法中正確的是

(

)A．電離常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱B．電離常數(shù)(K)與溫度無關(guān)C．不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)(K)不同D．多元弱酸各步電離常數(shù)相互關(guān)系為K1<K2<K3A5、25℃時(shí)，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表所示：化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.7×1