3.1.2電離平衡常數(shù)與水的電離平衡 課件-高二上學(xué)期化學(xué)蘇教版（2019）選擇性必修1

專題3水溶液中的離子反應(yīng)第一單元

弱電解質(zhì)的電離平衡第二課時(shí)

電離平衡常數(shù)與水的電離平衡電離平衡常數(shù)問(wèn)題：怎樣定量的比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱？電離程度相對(duì)大小怎么比較？

問(wèn)：你能從數(shù)據(jù)中得到什么規(guī)律？1.78×10-51.81×10-5電離平衡常數(shù)定義：在一定溫度下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。弱酸、弱堿的電離常數(shù)通常分別用Ka、

Kb表示。電離平衡常數(shù)醋酸的電離常數(shù)表達(dá)式Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)Kb＝c(NH)·c(OH?)c(NH3·H2O)+4NH3·H2ONH+OH?+4CH3COOHH++CH3COO?K值越大，電離能力越強(qiáng)，相應(yīng)弱酸(或弱堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。一水合氨的電離常數(shù)表達(dá)式電離平衡常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，所以酸的元數(shù)是多少，就有幾個(gè)電離常數(shù)。多元弱酸電離常數(shù)依次稱為Ka1、Ka2……例1：H2CO3是二元弱酸，其電離方程式和電離常數(shù)分別為：＝4.5×10－7c(H＋)·c(HCO3－)c(H2CO3)Ka1＝H2CO3H＋＋HCO3－＝4.7×10－11c(H＋)·c(CO32－)c(HCO3－)Ka2＝HCO3－

H＋＋CO32－Ka1?Ka2，因此計(jì)算多元弱酸溶液的c(H＋)時(shí)，通常只考慮第一步電離。電離平衡常數(shù)電離常數(shù)的大?。篕a1?Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。電離平衡常數(shù)的影響因素【思考】對(duì)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。電離度電離度：表示弱電解質(zhì)在水中電離程度的物理量。常用α表示。表達(dá)式：

意義：

電離度實(shí)質(zhì)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。當(dāng)溫度和濃度相同時(shí)，一元弱酸的α越大，Ka越大、酸性越強(qiáng)。內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。（決定性因素）影響因素：外因：溫度——T↑，α↑濃度——c↑，α↓電離平衡常數(shù)的應(yīng)用判斷復(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(wèn)下列反應(yīng)是否能發(fā)生，若能發(fā)生請(qǐng)寫出化學(xué)方程式：（1）HCOOH與NaCN溶液：（2）HCOONa與HCN溶液：強(qiáng)酸制弱酸——弱酸與鹽溶液的反應(yīng)規(guī)律電離平衡常數(shù)的應(yīng)用比較溶液中離子濃度的大小【例題】已知：磷酸存在的三步電離，這三步的電離常數(shù)大小進(jìn)行比較，

第一步K1＞第二步K2＞第三步K3C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)離子濃度：>>>>電離平衡常數(shù)的應(yīng)用一般弱酸的電離常數(shù)越小，酸性越弱，弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強(qiáng)。CH3COO-_____

HCO3-_____

CO32-＜＜結(jié)合H+能力：判斷離子結(jié)合質(zhì)子的能力【例】CH3COOH溶液加水稀釋，c(H+)減小，Ka不變，則

增大。判斷濃度比電離平衡常數(shù)的計(jì)算【例】在某溫度時(shí)，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)算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)（Kb）。NH3·H2ONH4＋

＋OH－起始濃度變化濃度平衡濃度0.2001.7×10－31.7×10－31.7×10－31.7×10－31.7×10－30.2－1.7×10－3c(NH3·H2O)＝(0.2－1.7×10－3)mol·L－1≈0.2mol·L－1Kb＝c(NH4＋)·c(OH－)c(NH3·H2O)＝(1.7×10－3)·(1.7×10－3)0.2≈1.4×10－5（1）K值的計(jì)算電離平衡常數(shù)的計(jì)算（2）利用平衡常數(shù)求離子濃度＝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(CH3COOH)＝(0.2?x)mol·L?1

≈0.2mol·L?1c(H+)＝x

＝0.00187mol/L【例】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)電離度的計(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＝1.7×10?3×V(溶液)0.2×V(溶液)×100%＝0.85%水的電離平衡水的電離平衡純水能發(fā)生微弱的電離。結(jié)論：水的電離平衡實(shí)驗(yàn)表明，水是一種極弱的電解質(zhì)。水分子之間相互作用，按照以下的方式發(fā)生電離：水合氫離子H2O＋H2OH3O＋

＋OH－簡(jiǎn)寫為：H2OH＋

＋OH－水的離子積常數(shù)水的電離常數(shù)表達(dá)式K電離=c(H+)·c(OH-)c(H2O)對(duì)于純水和稀溶液，c(H2O)為常數(shù)，看作”1”水的離子積Kw

=c(H+)·c(OH-)適用于純水和稀溶液該表達(dá)式中的c(H+)與c(OH-)是c溶液(H+)與c溶液(OH-)c溶液(H+)·c溶液(OH-)=Kwc水(H+)=c水(OH-)隨著溫度的升高，水的離子積增大。ΔH>0電離常數(shù)在電解質(zhì)確定時(shí)，只與溫度有關(guān)水的離子積常數(shù)分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之。t/℃0102025405090100KW/10-140.1140.2920.6811.012.925.4738.054.5

隨著溫度的升高，水的離子積增大。25℃時(shí)，Kw≈1×10-14;100℃時(shí)，Kw≈1×10-1225℃時(shí)水電離出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；100℃時(shí)水電離出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；1×10-71×10-71×10-61×10-6ΔH>0水的離子積常數(shù)c(H+)≈0.1mol/LHCl=

H++

Cl-c(OH-)=

Kw/c(H+)＝1.0×10-13

mol/L室溫下，Kw

=1.0×10-14由水電離產(chǎn)生的c水(H+)＝c水(OH-)

＝1.0×10-13

mol/L室溫下，0.1mol/L的稀鹽酸中，c(H+)、c(OH-)、由水電離產(chǎn)生的

c水(H+)、

c水(OH-)各多少？多極少H2O

=

H++

OH-水的離子積常數(shù)c(OH-)≈0.1mol/LNaOH

=

Na++

OH-c(H+)=

Kw/c(OH-)＝1.0×10-13

mol/L室溫下，Kw

=1.0×10-14由水電離產(chǎn)生的c水(H+)＝c水(OH-)

＝1.0×10-13

mol/L室溫下，0.1mol/L的NaOH溶液中，c(H+)、c(OH-)、由水電離產(chǎn)生的

c水(H+)、c水(OH-)各多少？多極少H2O

=

H++

OH-水的離子積常數(shù)水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水電離出來(lái)的嗎？不一定。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的總濃度，如鹽酸中的H＋包括HCl和H2O電離產(chǎn)生的H＋，即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部來(lái)自于水的電離。KW不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液，在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，只要溫度一定，Kw就一定。水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對(duì)含量不同而已。c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度。水的離子積常數(shù)水的電離平衡影響因素有哪些？體系變化條件平衡移動(dòng)方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)酸堿可溶性鹽Na2CO3NH4Cl溫度升溫降溫其他：如Na逆逆逆正正正正不變不變不變不變不變?cè)龃鬁p小減小減小減小增大增大增大增大減小減小減小增大增大增大增大減小減小減小減小增大增大增大水的電離平衡曲線1、曲線上的任意點(diǎn)(如a，b，c)的Kw都

，

即c(H＋)·c(OH－)

，溫度

。2、曲線外的任意點(diǎn)(如d)與曲線上任意點(diǎn)的Kw

，溫度

。相同相同相同3、實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變

；

實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定改變

。不同不同酸堿性溫度隨堂訓(xùn)練1．一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖，下列說(shuō)法正確的