電離平衡常數(shù)課件

高中化學(xué)選擇性必修1(第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié)

電離平衡

H3PO4H2SO3HFHNO2HCOOHCH3COOHH2CO3H2SHCN怎樣定量地比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱?

電離程度相對(duì)大小怎么比較？高中化學(xué)選擇性必修1(二第2課時(shí)

電離平衡常數(shù)1.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)在水中發(fā)生的變化。2.利用電離平衡常數(shù)相對(duì)大小關(guān)系，建立判斷強(qiáng)弱電解質(zhì)和“強(qiáng)酸制弱酸”的思維模型。高中化學(xué)選擇性必修1(01電離平衡常數(shù)高中化學(xué)選擇性必修1(1.1電離平衡常數(shù)的概念與表示方法1．含義：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，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(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。弱酸和弱堿的電離常數(shù)分別用Ka和Kb表示.

2．表示方法：(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，Kb=c(B+).c(OH-)

c(BOH)c(A-）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值高中化學(xué)選擇性必修1(1.1電離平衡常數(shù)的概念與表示方法(3)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步各有電離常數(shù)，通常用Ka1、Ka2

、Ka3或Kb1、Kb2

、Kb3等來(lái)分別表示。

H3PO4?H++H2PO4-

如：Ka1=6.9×10-3H2PO4-?

H++HPO42-

Ka2=6.2×10-8HPO42-?

H++PO43-

Ka3=4.8×10-13高中化學(xué)選擇性必修1(1.1電離平衡常數(shù)的概念與表示方法3．特點(diǎn)：(1)電離平衡常數(shù)與濃度無(wú)關(guān)，只與溫度有關(guān)，升高溫度，K

值增大。(2)多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)逐漸減小。多元弱酸各步電離常數(shù)大小比較：K1>>K2>>K3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定的（記住：分步進(jìn)行，一步定性）。高中化學(xué)選擇性必修1(試寫出氫硫酸的電離方程式以及對(duì)應(yīng)的電離常數(shù)表達(dá)式注意：多元弱酸（弱堿）的電離是分步進(jìn)行的，每一步各有電離常數(shù)，通常用K1K2K3等來(lái)分別表示。且：K1>>K2>>K3。

多元弱酸（或弱堿）的酸性（或堿性）主要由第一步電離決定H2SH

++HS–HS–H

++S2–

Ka1=——————c(H+)c(HS-)c(H2S)Ka2=——————c(H+)c(S2-)c(HS-)查閱資料：25℃時(shí)H2S的Ka1=1.1×10-7Ka2=1.3×10-13上述K1>>Ka2，為什么？課堂檢測(cè)高中化學(xué)選擇性必修1(1.2電離平衡常數(shù)的意義它能表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。（1）電離常數(shù)常用于比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，即對(duì)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(duì)于弱酸來(lái)講，其酸性一般越強(qiáng)。H3PO4H2SO3HFHNO2HCOOHCH3COOHH2CO3H2SHCN>>>>>>>>2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+CO2↑+H2O酸性:CH3COOHH2CO3

>Ka(CH3COOH)

Ka1(H2CO3)>高中化學(xué)選擇性必修1(（2）比較溶液中離子濃度的大小比較如磷酸的三步電離的電離常數(shù)，第一步

第二步

第三步。在磷酸溶液中C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-

c(OH-)>>>>>>(3)比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大小一般弱酸的電離常數(shù)越小，電離程度越弱，弱酸的酸性越弱，此時(shí)弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越

。強(qiáng)1.2電離平衡常數(shù)的意義高中化學(xué)選擇性必修1(化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.7×10-5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－114.7×10-81.已知25℃時(shí)，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：

比較離子結(jié)合質(zhì)子（H+）的能力大?。?/p>

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)。請(qǐng)回答下列問(wèn)題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3-的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋篊H3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-

判斷酸性強(qiáng)弱：K值越大，電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。(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)椋赫n堂檢測(cè)高中化學(xué)選擇性必修1(課堂檢測(cè)練習(xí)2：根據(jù)提供的電離常數(shù),回答下列問(wèn)題：已知常溫下幾種常見(jiàn)弱酸的電離常數(shù)

化學(xué)式HAHBHCK1.8×10-44.6×10-41.8×10-5(1)酸性由弱到強(qiáng)排列___________________(2)相同濃度以上溶液中氫離子濃度由小到大排列____________(3)同濃度A－、B－、C－結(jié)合H+能力由強(qiáng)到弱_______________HC<HA<HBHC<HA<HBC－>A－>B－酸越弱，則其酸根結(jié)合H+的能力越強(qiáng)

結(jié)論1：

酸性大小和氫離子濃度有關(guān)，同濃度的酸，其酸根結(jié)合氫離子的能力越強(qiáng)，電離出來(lái)的氫離子就越少，濃度就越低，酸性越弱。高中化學(xué)選擇性必修1(課堂檢測(cè)

3:

有0.1mol/L的鹽酸、硫酸、醋酸各50mL，試比較：（A）三種酸里氫離子濃度由大到小的順序是

。（B）三種酸跟足量的鋅反應(yīng),開(kāi)始時(shí)產(chǎn)生H2的速率是：

。（C）三種酸跟足量的鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的體積是

。（D）三種酸分別跟0.1mol/L的NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積由大到小的順序是

。硫酸>鹽酸>醋酸硫酸>鹽酸>醋酸硫酸>鹽酸=醋酸硫酸>鹽酸=醋酸結(jié)論2：相同濃度的同元強(qiáng)酸和弱酸，強(qiáng)酸中氫離子濃度大；結(jié)論3：若酸完全反應(yīng)，產(chǎn)生氫氣的量或消耗堿的量只取決于酸中所含氫離子的量。高中化學(xué)選擇性必修1(課堂檢測(cè)

4.18℃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。

>><>解析:H2A和H2B都是二元弱酸,二元弱酸的電離分兩步,第一步比第二步電離程度大得多,溶液的酸性(即H+濃度)、酸式酸根離子的濃度、酸分子的濃度、溶液的導(dǎo)電能力均由第一步電離決定。同溫、同濃度的H2A、H2B溶液,H2A的第一步電離常數(shù)大于H2B的第一步電離常數(shù),故H+濃度是H2A>H2B,酸分子的濃度是c(H2A)<c(H2B),溶液導(dǎo)電能力是H2A>H2B。酸根離子A2-、B2-的濃度取決于兩酸的第二步電離,H2A的第二步電離常數(shù)大于H2B的第二步電離常數(shù),故c(A2-)>c(B2-)。高中化學(xué)選擇性必修1(1.3影響電離平衡常數(shù)的因素25℃CH3COOHHCN電離平衡常數(shù)Ka=1.75×10-5Ka=4.9×10-10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。]CH3COOH25℃0℃電離平衡常數(shù)Ka=1.75×10-5Ka=1.65×10-5外因：只與溫度有關(guān)。T越高，Ka（Kb）越大。高中化學(xué)選擇性必修1(1.4電離平衡常數(shù)的計(jì)算例題25℃時(shí),在0.5L0.2mol·L-1的HA溶液中,有0.001mol的HA電離。(1)求該溫度下HA的電離常數(shù)。(2)計(jì)算25℃時(shí),0.1mol·L-1的該酸溶液中的c(H+)。解析:(1)由題意可得:

HA

H+

+A-起始物質(zhì)的量/mol

0.1

0

0已電離物質(zhì)的量/mol

0.001

0.0010.001平衡時(shí)物質(zhì)的量/mol

0.099

0.0010.001高中化學(xué)選擇性必修1(1.4電離平衡常數(shù)的計(jì)算例題25℃時(shí),在0.5L0.2mol·L-1的HA溶液中,有0.001mol的HA電離。(1)求該溫度下HA的電離常數(shù)。(2)計(jì)算25℃時(shí),0.1mol·L-1的該酸溶液中的c(H+)。高中化學(xué)選擇性必修1(1.4電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)1.已知起始時(shí)c(HX)和電離產(chǎn)生的c(H+),求電離平衡常數(shù)。

HX

H+

+

X-起始: c(HX) 0 0平衡: c(HX)-c(H+) c(H+)c(X-)高中化學(xué)選擇性必修1(1.4電離平衡常數(shù)的計(jì)算2.已知起始時(shí)c(HX)和電離平衡常數(shù),求溶液中c(H+)。

HX

H+

+

X-起始: c(HX) 0 0平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)高中化學(xué)選擇性必修1(課堂檢測(cè)

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c(H+)=2.5×10-6mol·L-1，c(H2CO3)＝1.5×10-5mol·L-1。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)Ka1＝_______。4.17×10－72、已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的濃度為2.0mol·L–1。溶液中的c(OH–)=

mol·L–1。6.0×10–33、25℃，H2SO3的Ka1=1.3×10－2，Ka2=6.2×10－8。將SO2通入以上氨水中，當(dāng)c(H+)升至1.0×10－7mol·L-1時(shí)，溶液中的c(SO32－)/c(HSO3－)=

。

0.62高中化學(xué)選擇性必修1(1.5電離平衡常數(shù)的應(yīng)用（1）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。思考:醋酸溶液中加水稀釋過(guò)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。高中化學(xué)選擇性必修1(課堂檢測(cè)

常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請(qǐng)?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式的數(shù)值變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。c(H+)c(CH3COOH)（1）c(CH3COOH)c(CH3COO?)·c(H+)（2）c(CH3COOH)c(CH3COO-)（3）變小不變變大高中化學(xué)選擇性必修1(1.5電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

(2)利用電離平衡常數(shù)判斷復(fù)分解反應(yīng)是否發(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例題：25℃時(shí)，弱酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列說(shuō)法正確的是弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11Ka1=1.5×10-2Ka2=1.0×10-7C“強(qiáng)酸制備弱酸”高中化學(xué)選擇性必修1(根據(jù)表中提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學(xué)方程式書寫正確的是A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水CO32-+2Cl2+H2O=2Cl-+2HClO+CO2↑B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-+Cl2=Cl-+ClO-+2CO2↑+H2OC．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClOD．向NaClO溶液中通入過(guò)量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO化學(xué)式HClOH2CO3電離常數(shù)/mol·L-1K=3×10-8K1=4×10-7K2=4×10-11C課堂檢測(cè)高中化學(xué)選擇性必修1(02電離度高中化學(xué)選擇性必修1(2.1弱電解質(zhì)的電離程度的表示-電離度1、電離度α：當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來(lái)電解質(zhì)總分子數(shù)（包括已電離和未電離的）的百分?jǐn)?shù)。（1）、α的表達(dá)式：電離度α——弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的參數(shù)電離度α實(shí)際上是一種平衡轉(zhuǎn)化率α=——————————×100%已電離的溶質(zhì)分子數(shù)原有溶質(zhì)分子總數(shù)已電離的溶質(zhì)濃度

溶質(zhì)的初始濃度=—————————×100%高中化學(xué)選擇性必修1(電離度的意義與影響因素2.2

①電離度大小可表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度。電離度（α）越大，

則表示該弱電解質(zhì)電離程度越大。②同一弱電解質(zhì)的α與濃度（溶液越稀，電離度就越大）、

溫度（溫度越高，電離度越大）等有關(guān)。1、電離度的意義：2、影響電離度大小的因素：

內(nèi)因：與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)

外因：①溫度越高，弱電解質(zhì)的電離度越大；

②濃度越稀，弱電解質(zhì)的電離度越大；

③加入影響電離的其他物質(zhì)。（同離子效應(yīng)、離子反應(yīng)效應(yīng)）

高中化學(xué)選擇性必修1(2.3電離度的計(jì)算已知弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡狀態(tài)時(shí)，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。起始C00XXX平衡C-XXX高中化學(xué)選擇性必修1(起始濃度/(mo