3.1.2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

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

第一節(jié)

電離平衡

課時21.能構(gòu)建電離平衡常數(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；2.能解決與電離平衡常數(shù)有關(guān)的計算。

CH3COOHCH3COO-+H+電離結(jié)合v(電離)v(結(jié)合)v(電離)=v(結(jié)合)電離平衡狀態(tài)tv電離平衡的建立及特征逆動等定變(5)外界條件變化，平衡將改變(1)只有弱電解質(zhì)電離是可逆的(2)v(電離)≠0，v(結(jié)合)≠0(3)v(電離)=v(結(jié)合)(4)外界條件不發(fā)生變化，體系組分不發(fā)生變化c(H+).c(CH3COO-)c(CH3COOH)為定值一、電離平衡常數(shù)1.概念：一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的

乘積與溶液中未電離的分子的

之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。①一元弱酸和弱堿的電離常數(shù)分別用Ka和Kb表示。濃度濃度醋酸的電離常數(shù)表達式一水合氨的電離常數(shù)表達式Kb＝c(

)·c(OH?)c(NH3·H2O)Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)CH3COOHH++CH3COO?NH3·H2O+OH?如：起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)001.7×10?3c(NH3·H2O)＝?1.7×10?3)mol·L?1

≈0.2mol·L?11.7×10?31.7×10?30.2?1.7×10?31.7×10?31.7×10?3＝(1.7×10?3)·(1.7×10?3)0.2c(NH3·H2O)Kb＝c(

)·c(OH?)【例】在某溫度時，溶質(zhì)的物質(zhì)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?3mol·L?1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)（Kb）NH3·H2O+OH?≈1.4×10?5該溫度下電離程度?、诙嘣跛帷⒍嘣鯄A的電離常數(shù)多元弱酸的電離是分步進行的，每一步各有電離常數(shù)，通常用Ka1、Ka2

、Ka3或Kb1、Kb2

、Kb3等來分別表示。

如：H3PO4?H++H2PO4-

H2PO4-?

H++HPO42-

HPO42-?

H++PO43-

Ka1Ka2Ka3×10-3×10-8×10-13通過比較多元弱酸各步電離常數(shù)大小發(fā)現(xiàn)：K1>>K2>>K3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定的。（記?。悍植竭M行，一步定性）Ka1Ka2Ka3×10-3×10-8×10-132.電離常數(shù)的意義

電離常數(shù)常用于比較弱電解質(zhì)的相對強弱，即對于弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)越大，一般此弱電解質(zhì)的電離程度越大，對于弱酸來講，其酸性一般越強?！緦嶒?-2】2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+CO2↑+H2OCH3COOHH2CO3

>Ka(CH3COOH)

Ka1(H2CO3)>[實驗結(jié)論]酸性:【練一練】已知某溫度下有如下三個反應(yīng)：NaCN+HNO2==HCN+NaNO2NaCN+HF==HCN+NaFNaNO2+HF==HNO2+NaF該溫度下有如下三個反應(yīng)：HF、HCN和HNO2三種弱酸的電離常數(shù)由大到小的順序是

。Ka(HF)Ka(HCN)Ka(HNO2)>>3.影響弱電解質(zhì)電離常數(shù)的因素：內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本性[電解質(zhì)越弱，Ka（或Kb）越小，越難電離，酸(堿)的酸(堿)性越弱。]外因：只與溫度有關(guān)。T越高，Ka（Kb）越大。CH3COOH25℃0℃電離平衡常數(shù)Ka=1.75×10-5Ka=1.65×10-525℃CH3COOHHCN電離平衡常數(shù)Ka=1.75×10-5Ka=4.9×10-10注意：升高溫度對電離常數(shù)影響不大，因此在室溫范圍內(nèi)可以忽略電離常數(shù)變化。二、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用1.相同溫度下，直接比較弱電解質(zhì)的相對強弱CH3COOH的電離常數(shù)（25℃）＝1.75×10?5Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)＝6.2×10?10Ka＝c(CN?)·c(H+)c(HCN)CH3COOH＞HCN酸性：HCN的電離常數(shù)（25℃）教科書附錄II：某些弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（25℃）HClOHFHNO24.0×10?86.3×10?45.6×10?4酸性：HF＞HNO2＞HClO【練一練】部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸電離平衡常數(shù)（25°C）HCOOHKa=1.77×10－4HCNKa=4.9×10－10H2CO3Ka1=4.3×10－7Ka2=5.6×10－11下列選項錯誤的是（）

ACH3COOHCH3COO?

+H+Q＝c(H+)2·c(CH3COO?)2c(CH3COOH)2＝Ka2

＜

Ka

加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)2.判斷電離平衡移動的方向【例】若將0.1mol/L醋酸加水稀釋，使其溶質(zhì)的濃度變?yōu)樵瓉淼囊话?，你能判斷醋酸電離平衡移動的方向嗎？查閱教科書附錄IIKa＝1.75×10?5（25℃）CH3COOH電離常數(shù)3.計算粒子的濃度【例】取1mL2mol/L醋酸，加水稀釋到10mL，稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/L？CH3COOH部分電離，酸的濃度與氫離子濃度不相等＝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/LKa＝1.75×10?5（25℃）CH3COOH電離常數(shù)0起始濃度/(mol·L?1)0.20Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)進一步分析：稀釋過程中，醋酸電離平衡正向移動平衡移動只能削弱反應(yīng)條件的影響0.00187mol/L0.00591mol/L稀釋10倍后，c(CH3COOH)降為之前濃度的110稀釋10倍后，c(H+)降為之前濃度的3.210稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/L類比上述計算方法

Ka2=c()·c(H+)c()c()·1.0×10－7=c()=6.2×10－8c()c()【練一練】4.計算電離度已知弱電解質(zhì)在水中達到電離平衡狀態(tài)時，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原有電解質(zhì)分子總數(shù)的百分率，稱為電離度（用α表示）。xxx起始c00平衡c-xxxcx電離度α=【練一練】1.已知弱電解質(zhì)在水中達到電離平衡狀態(tài)時，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原有.L-1醋酸.L-1醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是（

）+的物質(zhì)的量濃度3COOH的物質(zhì)的量BD2．在0.1mol?L-1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：

，對于該平衡，下列敘述正確的是()A．加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動，溶液的pH減小B．加入少量NaOH固體，并恢復(fù)到室溫，電離平衡常數(shù)增大C．加入少量0.1mol?L-1HCl溶液，溶液中c(H+)減小D．加熱時，CH3COOH的電離平衡常數(shù)增大CH3COOHCH3COO?

+H+A．加入少量CH3COONa固體，溶液中CH3COO-離子濃度增大，則平衡逆向移動，則H+離子濃度減小，pH值增大，故A錯誤；B．電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變電離平衡常數(shù)不變，即加入少量NaOH固體，并恢復(fù)到室溫，電離程度增大，但電離平衡常數(shù)不變，故B錯誤；C．加入少量0.1mol?L-1HCl溶液，雖然平衡逆向移動，但溶液中c(H+)增大，C錯誤；D．CH3COOH的電離為吸熱過程，所以加熱時，CH3COOH的電離程度增大，電離平衡平衡常數(shù)增大，故D正確①CH3COOH②HCl③H2SO4④NaHSO4(1)若四種溶液的物質(zhì)的量濃度相同,其c(H+)的大小順序為

(用序號表示,下同)。

(2)若四種溶液的c(H+)相同,其物質(zhì)的量濃度的大小順為

。

(3)將6gCH3COOH溶于水制成1L溶液,此溶液的物質(zhì)的量濃度為

,經(jīng)測定溶液中c(CH3COO-)為1.4×10-3mol·L-1,此溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka=