縣級(jí)公開課 電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用

第二課時(shí)電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡專題9溶液中的離子反應(yīng)1.了解電解質(zhì)的概念。了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.了解水的電離,離子積常數(shù)。

4.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡,能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算。

考綱要求

問題：怎樣定量的比較弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱？(1)電離平衡常數(shù)表達(dá)式？

(2)怎樣用電離平衡常數(shù)比較弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱？

(3)影響電離平衡常數(shù)的因素是什么？

(4)電離平衡常數(shù)有哪些應(yīng)用？電離平衡常數(shù)P103弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)(25℃)NH3·H2ONH3·H2O

NH4

＋

＋OH－Kb＝1.8×10－5CH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝1.8×10－5HClOHClOH＋＋ClO－Ka＝3.0×10－8一、電離平衡常數(shù)表達(dá)式1.

物質(zhì)的本性決定的,在同一溫度下,不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同。2.電離常數(shù)只與溫度有關(guān)。升高溫度，電離常數(shù)一般增大。3.相同溫度下,K值越大,該弱電解質(zhì)越易

,對應(yīng)的弱酸或弱堿相對

。二、影響電離平衡常數(shù)大小的因素電離越強(qiáng)弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)(25℃)NH3·H2ONH3·H2O

NH4

＋

＋OH－Kb＝1.8×10－5CH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝1.8×10－5HClOHClOH＋＋ClO－Ka＝3.0×10－8多元弱酸的酸性由第一步電離決定。4.多元弱酸,分步電離,第一步電離遠(yuǎn)大于第二步電離,第二步電離遠(yuǎn)大于第三步電離……,已知:H2A=H++HA-，HA-H++A2-則相同溫度下，0.1mol/LNaHA溶液和0.1mol/LH2A溶液中，c(A2-)濃度哪個(gè)大？多元弱酸、多元弱堿電離常數(shù)怎么表示？你還知道哪些常數(shù)？如：碳酸、氫氧化鐵。交流討論判斷微粒濃度比值的變化三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

Ⅰ.電離常數(shù)的定性分析A.向0.1mol/L

CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中c(H+)/c(CH3COOH)減小1.【2016年高考新課標(biāo)Ⅲ卷改編】下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是（

）B.將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃,溶液中c(CH3COO-)/c(CH3COOH)·c(OH-)增大C.向鹽酸中加入氨水至中性,溶液中c(NH4+)/c(Cl-)=1D.相同溫度下,1mol/LHX溶液的電離常數(shù)比0.1mol/LHX溶液的電離常數(shù)大。C2.25℃時(shí),部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7

Ka2＝5.6×10－113.0×10－8請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HCO3－、

HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?/p>

。(2)同濃度的CH3COO－、HCO3－、CO32－、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?/p>

。CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3－

CO32－

>ClO－>HCO3－

>CH3COO－

判斷弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

Ⅰ.電離常數(shù)的定性分析化學(xué)式電離常數(shù)(25℃)HCNK＝4.9×10－10CH3COOHK＝1.8×10－5H2CO3K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11判斷鹽溶液的酸性或堿性強(qiáng)弱3.已知電離常數(shù):

(1)25℃時(shí),有等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、NaHCO3溶液和CH3COONa溶液，四種溶液的pH由大到小的順序?yàn)?/p>

。(2)向溶液中通入足量的CO2，發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式為

。pH(Na2CO3)﹥pH(NaCN)﹥pH(NaHCO3)﹥pH(CH3COONa)三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

Ⅰ.電離常數(shù)的定性分析Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3

4.已知在常溫下各弱酸的電離平衡常數(shù)如下：則下列反應(yīng)不能成立的是（）A.CH3COOH+NaCN=HCN+CH3COONaB.C6H5ONa+H2O+CO2=C6H5OH+NaHCO3

C.C6H5OH+Na2CO3=C6H5ONa+NaHCO3D.CO2+H2O+2NaClO=Na2CO3+2HClOCH3COOHHCNC6H5OHHClOH2CO31.8×10-54.9×10-101.1×10-103.0×10-84.3×10-75.6×10-11D判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

Ⅰ.電離常數(shù)的定性分析5.已知室溫時(shí),0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有1.0%電離,此酸的電離平衡常數(shù)為_______。

10－5mol·L－1

解析HAH＋＋A－

0.1－x

x

xx＝0.1×1.0%＝10－3mol·L－1Ka＝===10－5c(H+)·c(A-)c(HA)

x

×

x0.1-x10-3

×10-3

0.1-10-3三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

Ⅱ.電離常數(shù)的定量計(jì)算思考：已知酸的濃度和電離常數(shù),如何求c(H+)?6.在25℃下,將amol·L-1的氨水與0.01mol·L-1的鹽酸等體積混合,反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH4+)=c(Cl-),則溶液顯

性(填“酸”“堿”或“中”)；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb=

。10-9/(a-0.01)三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

Ⅱ.電離常數(shù)的定量計(jì)算中課堂小結(jié)

1.電離常數(shù)的定性分析電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用一、電離平衡常數(shù)表達(dá)式二、影響電離平衡常數(shù)大小的因素三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用2.電離常數(shù)的定量計(jì)算謝謝指導(dǎo)!再見!1.碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下,空氣中的CO2溶于水,達(dá)到平衡時(shí),溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離,則H2CO3HCO3

－

＋H＋的平衡常數(shù)K1＝

。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)4.2×10－7作業(yè)化學(xué)式電離常數(shù)(25℃)HFK＝3.5×10－4HClOK＝3.0×10－8H2CO3K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－112.根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，下列判斷正確的是（）

A.酸性強(qiáng)弱：HClO﹥H2CO3﹥HF

B.同溫同濃度下,溶液的pH：NaF﹥NaClO﹥Na2CO3C.NaClO溶液中通入少量CO2的離子方程式：

ClO－

+CO2+H2O=HCO3－

+HClOD.Na2CO3溶液中通入少量HF的離子方程式：

CO32－

+2HF=2F－

+H2O+CO2↑作業(yè)C3.H2CO3

和H2S在

25℃時(shí)的電離常數(shù)如下：電離常數(shù)K1K2H2CO34.3×10-7

5.6×10-11H2S5.7×10-81.2×10-15則下列反應(yīng)可能發(fā)生的是（）A.NaHCO3+NaHS==Na2CO3+H2SB.H2S+Na2CO3==NaHS+NaHCO3C.Na2S+H2O+CO2==H2S+Na2CO3

D.H2S+NaHCO3==NaHS+H2CO3B作業(yè)4.三種弱酸HA、H2B、HC電離常數(shù)的數(shù)值為1.8×10－5、5.6×10－11

、