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(共26张PPT)
甲酸(HCOOH)又称蚁酸，酸性很强，有腐蚀性，能刺激皮肤出现红肿。甲酸存在手某些蚁类和毛虫的分泌物中。
从电离平衡的角度分析皮肤被蚂蚁、毛虫叮咬后出现红肿的原因。
已知人体血液中存在如下平衡：
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3-
知识回顾
(1) 如何判断电离平衡？
(2)影响电离平衡的因素有哪些 ？
V电离＝V结合 ≠0
条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，
溶液里既有离子又有分子
温度：
浓度：
①溶液越稀，越电离。
②同离子效应：逆反应方向移动
③化学反应效应：
在实验室中，经常将酸进行稀释，需要知道稀释后酸的浓度和H+浓度。
分别取1 mL 2 mol/L 盐酸和1 mL 2 mol/L 醋酸，均加水稀释到10 mL，请问稀释后的溶液，酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？
稀释前
2 mol/L
CH3COOH H+ + CH3COO
稀释后
0.2 mol/L
稀释前
2 mol/L
稀释后
0.2 mol/L
HCl完全电离
酸的浓度与氢离子浓度相等
CH3COOH部分电离
酸的浓度与氢离子浓度不相等
HCl = H+ + Cl
？
0.2 mol/L
2 mol/L
问题:怎样定量的比较弱电解质的相对强弱
电离程度相对大小怎么比较？
写出醋酸的电离方程式，并写出该电离方程式的平衡常数表达式。
K＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
第三课时 电离平衡常数
2、表示方法：
1、含义：
一、电离平衡常数
在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，溶液中
弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数。
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
(1)一元弱酸HA的电离常数 Ka ：HA H＋＋A－
(2)一元弱碱BOH的电离常数 Kb ：BOH B＋＋OH－
c(A -)、c(B+)、c(HA)和c(BOH)
均为达到电离平衡时的平衡浓度。
注意：通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离常数。
(3)多元弱酸的电离是分步进行的，
每一步各有电离常数。通常用K1 、K2 、K3等来分别表示
H2CO3 H+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-
H2CO3
=4.3×10-7
=5.6×10-11

2、表示方法：
一、电离平衡常数
对于同一种多元弱酸，第一步的电离常数远大于第二步的，
即： Ka1>>Ka2。
因此，当计算多元弱酸中的c(H+ ) ，通常只考虑第一步电离。
（近似处理！）
注意事项：比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1 ＞Ka2 ＞Ka3 ……
当Ka1 Ka2 时，计算多元弱酸中的c (H+)，通常只考虑第一步电离（原因？）
多元弱酸中Ka1 Ka2 原因：（以H2CO3为例）
H2CO3的一级电离，H2CO3 H+ + ，是从中性的H2CO3
分子中电离出一个带正电的氢离子；H2CO3的二级电离，
H+ + CO32-，是从带负电的HCO3－中电离出一个带正电的氢离子，而且第一步电离出的H+抑制了第二步的电离；
所以Ka1 Ka2
（4）多元弱碱的电离一步写完。
Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH-
一、电离平衡常数
2、表示方法：
【练习】请写出Na2SO4、HClO、NH3·H2O 、H2SO3、Fe(OH)3在水溶液中的电离方程式，同时写出电离平衡常数表达式。
Na2SO4 = 2Na+ +SO42－
HClO 　 H++ClO－
NH3·H2O 　NH4++OH－
H2SO3 H++HSO3－
HSO3－ H++SO32－
Fe(OH)3 Fe3++3OH－
1、K值的求算
起始浓度/(mol·L 1)
变化浓度/(mol·L 1)
平衡浓度/(mol·L 1)
0.2
0
0
1.7×10 3
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
NH3·H2O NH4+ + OH
近似处理
二、电离平衡常数K的相关计算
【例】在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2mol·L－1的氨水中，
达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10－3 mol·L－1，
试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb）。
【解】NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下：
c(NH3·H2O)＝(0.2－1.7×10－3)mol·L－1≈0.2mol·L－1
Kb＝
c(NH4＋)·c(OH－)
c(NH3·H2O)
＝
(1.7×10－3)·(1.7×10－3)
0.2
≈1.4×10－5
【答】该温度下NH3·H2O的电离常数约为1.4×10－5。
（1）列出“三段式”计算
　　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始浓度/(mol·L－1) a 0 0
变化浓度/(mol·L－1) x x x
平衡浓度/(mol·L－1) a－x x x
二、电离平衡常数K的相关计算
1、K值的求算
（2）由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a-x) mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。（即忽略弱电解质电离的部分）
＝
x·x
0.2
≈
1.75×10 5
c(CH3COOH)＝(0.2 x) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 mol/L
【例题】已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10 5，
计算0.2mol·L 1的CH3COOH达到电离平衡时c(H+)的浓度。
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
2、粒子平衡时浓度的求算
二、电离平衡常数K的相关计算
　　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始浓度/(mol·L－1) 0.2 0 0
变化浓度/(mol·L－1) x x x
平衡浓度/(mol·L－1) 0.2－x x x
例题：试分别计算25℃时0.1 mol·L 1 H2SO3和0.1 mol·L 1 NH3·H2O 的
c(H+)和c (OH-)。 (25℃时 Ka1=1.4×10-2 、Ka2=6.0×10-8；Kb=1.8×10-5)
NH3·H2O NH4+ + OH
解：
H2SO3 HSO3- + H+
Ka=
c(H+) .c(HSO3-)
c(H2SO3)
=
c2( H+)
c(H2SO3)
√
Kb c(NH3·H2O )
c (OH ) ≈
近似处理：
c(H2SO3)平
≈ c(H2SO3)始
=
√
1.4×10-2×0.1
mol·L 1
≈3.7×10-2mol·L 1
同理：
√
Ka c(H2SO3)
c ( H+) ≈
=
√
1.8×10-5×0.1
mol·L 1
≈1.3×10-3mol·L 1
忽略第二步电离
一般地：
√
Ka c(弱酸)
c(H+)≈
√
Kb c(弱碱 )
c (OH ) ≈
二、电离平衡常数K的相关计算
2、粒子平衡时浓度的求算
【例题】在某温度，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·L 1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10 3 mol·L 1，试计算有多少比例的NH3·H2O发生了电离？
3、电离度的计算
二、电离平衡常数K的相关计算
电离度＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
电离度：实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。
已电离弱电解质分子数
原弱电解质分子数
×100%
电离度 α =
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
二、电离平衡常数K的相关计算
3、电离度的计算
即：已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率。
c=
n
V
n1
n2
=
N2
N1
同一溶液中,浓度之比等于物质的量之比,等于分子数之比
同一弱电解质的电离度与浓度、温度有关。
溶液越稀，电离度越大；温度越高，电离度越大；
【思考】对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？
表1：25℃ 几种弱酸的 Ka
表2：不同温度下CH3COOH的 Ka
温度 Ka
0℃ 1.66×10-5
10℃ 1.73×10-5
25℃ 1.75×10-5
弱电解质 Ka
HF 6.3×10-4
CH3COOH 1.75×10-5
HCN 6.2×10-10
相同温度下，Ka 越大，弱酸越易电离，酸性越强。
(2)外因：温度；升高温度，平衡正向移动，电离常数 K 增大。
(1)内因：弱酸的自身性质决定。
三、影响电离平衡常数K的因素
某些弱电解质的电离常数（25℃）
弱电解质 电离常数
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
H2C2O4 Ka1＝5.6×10－2
Ka2＝1.5×10－4
HCN 6.2×10－10
HClO 4.0×10－8
HF 6.3×10－4
HNO2 5.6×10－4
CH3COOH 1.75×10－5
【思考与讨论】
【思考】K值相对大小与弱酸的相对强弱有何关系？
Ka＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
【提示】从K的表达式可以看出，K值越大，该电解质较易电离，所以从K值大小可以看出弱电解质的相对强弱。
例如，在25℃时，
Ka(醋酸)＝1.75×10－5，
Ka(HCN)＝6.2×10－10，
由此可知，HCN是比醋酸更弱的酸。
K的意义：K表征了弱电解质的电离能力。
根据相同温度下，电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。
CH3COOH H2CO3 H2S
K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-12
酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞＞HS
四、电离平衡常数K的应用
1、判断弱电解质的相对强弱
弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。
弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
注意：电离常数大小的比较需在同一温度下进行。
实验3－2
实验操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液，观察现象。你能否由此推测Ka(CH3COOH)与Kal(H2CO3) 的大小？
实验现象
原理
结论
有气泡产生
反应生成了CO2，化学方程式为：
2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH) > Kal(H2CO3)
实验3－2
2、强酸制弱酸——弱酸与盐溶液的反应规律
利用电离平衡常数，可以判断复分解反应能否发生，以及确定产物。
酸性：HCOOH ＞ HCN
HCOOH＋NaCN === HCN＋HCOONa
【例题】 已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1
Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1
HCOONa 与 HCN不反应
问下列反应是否能发生，若能发生请写出化学方程式：
（1）HCOOH与NaCN溶液：
（2）HCOONa 与 HCN溶液：
四、电离平衡常数K的应用
3、比较溶液中离子浓度的大小
【例题】已知：磷酸存在的三步电离，这三步的电离常数大小
进行比较，第一步 第二步 第三步。
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
在磷酸溶液中粒子大小进行比较：
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
>
>
>
>
>
>
【练习】求H2S溶液的微粒浓度大小关系分别为：
四、电离平衡常数K的应用
4、比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。
如:醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的
四、电离平衡常数K的应用
依据弱电解质的电离常数表达式,可以比较浓度改变时(温度不变)溶液中某些微粒浓度的变化。
加水稀释,K值不变,c(H+)减小,则 始终保持增大。
【例题】已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下：
H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8
在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，
发生离子方程式的先后顺序为： 、
、
。
将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式： 。
5、比较离子结合质子的能力大小:
弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。
四、电离平衡常数K的应用
CO2+ClO-+H2O === HCO3-+HClO
CO32-+H+ === HCO3-
ClO-+H+ === HClO
HCO3-+H+ === CO2↑+H2O
6、用电离常数判断电离平衡移动方向:
将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向。
加入少量CH3COONH4
K =
c(CH3COO-) · c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
条件改变瞬间：
Qc =
c(CH3COO-) · c(CH3COO-)
1
2
1
2
c(CH3COOH)
1
2
K 〉 Qc
加水稀释促进电离
四、电离平衡常数K的应用
条件 改变 平衡移动 K α 各微粒的n 各微粒的c
HAc Ac- H+ HAc AC- H+
升温
加水
通HCl
加固体 NaAc
加固体 NaOH
加Mg
CH3COOH + H2O
CH3COO - + H3+O 吸热
增大
增大
减少
增大
增大
减少
增大
增大
正向
不变
增大
减少
增大
增大
减少
减少
减少
逆向
不变
减小
增大
减少
增大
增大
减少
增大
逆向
不变
减小
增大
增大
减小
增大
增大
减小
正向
不变
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
正向
不变
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
正向
CH3COOH
CH3COO - + H+ 吸热

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