3.1.2電離平衡常數(shù) 課件 高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第1節(jié)

電離平衡第3章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第2課時(shí)電離平衡常數(shù)電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì):在水溶液中完全電離，如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽弱電解質(zhì):在水溶液中完全電離，如弱酸、弱堿、水HClH++Cl-CH3COOHH++CH3COO-二、電離平衡常數(shù)（K）——定量表征弱電解質(zhì)電離能力電離常數(shù)是化學(xué)平衡常數(shù)的一種，服從化學(xué)平衡常數(shù)的一般規(guī)律。1.定義在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度(次方)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)稱為電離平衡常數(shù)。寫出醋酸的電離方程式，并寫出平衡常數(shù)表達(dá)式。K＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。Ka=————————c平(H+)

c平(CH3COO-)c平(CH3COOH)Kb=———————c平(NH4+)

c平(OH-)c平(NH3·H2O)CH3COOHH++CH3COO-⑴一元弱酸的電離常數(shù)（Ka）：⑵一元弱堿的電離常數(shù)（Kb）：NH3·H2ONH4++OH-2.表達(dá)方式多元酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離都有自己的電離常數(shù)，通常用Ka1、Ka2……來(lái)表示。例如：多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)逐級(jí)減小且一般相差很大，所以其水溶液中的H+主要由第一步電離產(chǎn)生Ka表明，這三種酸的酸性由弱到強(qiáng)的順序是氫氰酸、醋酸、氫氟酸。電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力，電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對(duì)強(qiáng)弱。電離常數(shù)越大，弱酸電離出H+的能力就越強(qiáng)，酸性也就越強(qiáng)；反之，酸性越弱。1.判斷25℃時(shí)HCl、HCN、CH3COOH、HF、H2CO3五種酸的酸性強(qiáng)弱順序。2.由上表數(shù)據(jù)，判斷溫度與CH3COOH的Ka之間的關(guān)系，并解釋其原因。酸性：HCl>HF>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN溫度升高，Ka值增大；因?yàn)镃H3COOH的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程，溫度升高，電離平衡正向移動(dòng)。思考：電離度弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率稱為電離度，用α表示。相同溫度下，等濃度的弱酸，電離度越大則電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)。拓展視野α=——————————×100%已電離的溶質(zhì)分子數(shù)原有溶質(zhì)分子總數(shù)——弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的參數(shù)醋酸的電離常數(shù)表達(dá)式一水合氨的電離常數(shù)表達(dá)式Kb＝c(NH4+)·c(OH?)c(NH3·H2O)Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)CH3COOHH++CH3COO?NH3·H2ONH4++OH?＝(1.7×10?3)·(1.7×10?3)0.2≈1.4×10?5該溫度下電離程度小c(NH3·H2O)Kb＝c(NH4+)·c(OH?)某溫度下，0.20mol·L-1的氨水中，已電離的NH3·H2O的濃度為1.7×10-3mol·L-1，則該溫度下NH3·H2O的Kb＝_____電離平衡常數(shù)進(jìn)一步計(jì)算該溫度下，有多少比例的NH3·H2O發(fā)生了電離：已電離弱電解質(zhì)分子數(shù)原弱電解質(zhì)分子數(shù)×100%＝1.7×10?3×V(溶液)0.2×V(溶液)×100%＝0.85%該溫度下電離程度小CH3COOH＞HCN酸性：電離常數(shù)由物質(zhì)本身性質(zhì)決定Ka(CH3COOH)＞Ka(HCN)25℃時(shí)，相同濃度的CH3COOH溶液與HCN溶液相比較，CH3COOH溶液酸性相對(duì)更強(qiáng)你能比較該溫度下CH3COOH、HCN電離常數(shù)的大小嗎？Ka值越大，電離程度越大，達(dá)到電離平衡時(shí)電離出的H+越多，酸性越強(qiáng)。反之，酸性越弱。K服從化學(xué)平衡常數(shù)的一般規(guī)律，只受溫度影響。Ka(HCN)=6.2×10-10mol/LKa(CH3COOH)=1.7×10-5mol/LKa(HF)=6.8×10-4mol/L由此可得：酸性強(qiáng)弱順序：HF>CH3COOH>HCNH3PO4H++H2PO4－Ka1=7.1×10-3mol/LH2PO4－H++HPO42-Ka2=6.2×10-8mol/LHPO42-H++PO43-Ka3=4.5×10-13mol/L

多元弱酸，分步電離，每一步電離都有各自的電離常數(shù)，通常用Ka1Ka2Ka3

來(lái)表示。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：1.相同溫度下，直接比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱電離常數(shù)的應(yīng)用HCN的電離常數(shù)（25℃）CH3COOHCH3COO?

+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(dòng)Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)2.判斷電離平衡移動(dòng)的方向?qū)?.1mol/L醋酸加水稀釋，使其濃度變?yōu)樵瓉?lái)的一半，電離平衡移動(dòng)的方向？越稀越電離，平衡正向移動(dòng)3.計(jì)算粒子的濃度取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？＝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/LKa＝1.75×10?5（25℃）0起始濃度/(mol·L?1)0.20Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)4.計(jì)算電離度已知弱電解質(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。XXX起始C00平衡C-XXX思考:通過(guò)那些事實(shí)（或?qū)嶒?yàn)）可以證明CH3COOH是弱電解質(zhì)？方法一:取同濃度的HCl和CH3COOH，進(jìn)行溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)方法七:測(cè)定CH3COONa的水溶液的pH

pH＞7方法三:測(cè)定0.1mol/LCH3COOH的pH值

pH

＞1方法二:取同濃度的HCl和CH3COOH和相同大小顆粒的鋅粒比較反應(yīng)速率。CH3COOH的反應(yīng)速率較慢。方法五:相同pH值相同體積的HCl和CH3COOH，和足量的鋅粒反應(yīng)。CH3COOH在反應(yīng)過(guò)程中速率較快且最終產(chǎn)生的氫氣多。方法四:取相同pH的HCl和CH3COOH，稀釋100倍。pH值變化小的是CH3COOH方法六：測(cè)定等pH等體積的HCl和CH3COOH溶液中和堿的量。CH3COOH耗堿量大。A、HFB、K2SO4下列物質(zhì)溶于水后，溶質(zhì)存在電離平衡的有（）C、HNO3D、Ca(OH)2AEE、NH3·H2OF、BaSO4下列關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)的敘述正確的是（）A、強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物B、強(qiáng)電解質(zhì)都是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都是難溶性化合物C、強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力弱D、強(qiáng)電解質(zhì)溶液中無(wú)溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中分子和其電離產(chǎn)生的離子同時(shí)存在D歐盟委員會(huì)發(fā)布條例，修訂芥酸和氫氰酸在部分食品中的最大含量。氫氰酸及部分弱酸的電離常數(shù)如表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離常數(shù)(25℃)Ka＝1.8×10-4Ka＝6.2×10-10Ka1＝4.5×10-7Ka2＝4.7×10-11(1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)開_______________。HCOOH＞H2CO3＞HCN(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？若能，寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式：_______________________________________________________________________________________________________。能，NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO31.下列關(guān)于電解質(zhì)的電離平衡狀態(tài)的敘述中，正確的是（

）

A.弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)后，電離就停止了

B.弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)后，分子的消耗速率和離子的生成速率相等

C.弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)后，分子和離子的濃度相等

D.弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)后，外界條件改變，電離平衡可能要發(fā)生移動(dòng)D3.下表是常溫下某些一元弱酸的電離常數(shù)：弱酸HCNHFCH3COOHHNO2電離常數(shù)6.2×10－106.8×10－41.7×10－56.4×10－6則0.1mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是(

)

A．HCNB．HFC．CH3COOHD．HNO2C2.下列電解質(zhì)在溶液中存在分子的是（

）

A.Ba(OH)2B.CH3COOHC.Ca(OH)2D.NH3?6H2OB4．已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2

HCN＋NaNO2、NaCN＋HF

HCN＋NaF、NaNO2＋HF

HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是()A．K(HF)＝7.2×10－4

B．K(HNO2)＝4.9×10－10C．根據(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F＞HNO2＞HCND．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)B表示形式影響因素僅受溫度