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第三章 溶液中的离子反应
第一节 电离平衡
第二课时 电离平衡常数
弱电解质的电离平衡常数。
弱电解质的电离平衡常数。
温故知新
可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，化学平衡常数如何表示？化学平衡常数的大小与什么有关？
只与温度有关
Ka =
cp(C)·cq(D)
cm(A)·cn(B)
电离平衡与化学平衡类似，请根据化学平衡常数的表达式，推断弱电解质CH3COOH H＋＋CH3COO－的电离平衡常数的表达式？
Ka =
c(CH3COO－)·c(H+)
c(CH3COOH)
电离平衡常数
探究一 如何定量表示弱电解质电离程度的大小
HA A + H+
对一元弱酸或一元弱碱来说，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
Ka、 Kb 分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数
c(A )·c(H+)
c(HA)
Ka＝
一元弱酸(HA)的电离的平衡常数
一元弱碱(BOH)的电离的平衡常数
Kb＝
c(B+)·c(OH )
c(BOH)
HB OH + B+
CH3COOH CH3COO + H+
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Ka＝
NH3·H2O NH + OH
+
4
醋酸(CH3COOH)的电离的平衡常数
一水合氨(NH3·H2O)的电离的平衡常数
Kb＝
c(NH )·c(OH )
c(NH3·H2O)
+
4
根据所学内容，写出CH3COOH、NH3·H2O的电离常数
电离平衡常数
一、电离平衡常数
2.表达式
多元弱酸或多元弱碱
多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数
Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等
eg：25℃时H2CO3的两步电离常数
＝4.7×10－11
c(H+)·c(CO )
c(HCO )
Ka2＝
2
3

3
＝4.4×10－7
c(H+)·c(HCO )
c(H2CO3)
Ka1＝

3
Ka1 >>Ka2 >>Ka3 ……
【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，电离程度越大，酸性越强。
(2)外因：温度；升高温度，电离常数 K 增大。
(1)内因：弱酸的自身性质决定。
2、影响电离平衡常数的因素
电离平衡常数
4、电离平衡常数的应用
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。
CH3COOH H2CO3 H2S
Ka=1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8
Ka2=1.1×10-12
酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞＞HS
（1）判断弱电解质电离的难易
以下表中是某些弱电解质的电离常数（25 ℃），比较它们的酸性强弱。
弱电解质
电离常数
HClO
HF
HNO2
4.0×10 8
6.3×10 4
5.6×10 4
酸性：
HF ＞ HNO2 ＞ HClO
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) > Ka1(H2CO3)
4、电离平衡常数的应用
（2）判断弱电解质的相对强弱
电离平衡常数
P61【实验3-2】
强酸制弱酸——较强酸与盐溶液生成弱酸的反应规律
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：
思路点拨：通过Ka 比较酸性大小→判断反应是否符合强酸制弱酸
1．次溴酸和碳酸都属于弱酸。运用表中电离常数判断，可以发生的反应是(　　)
酸 电离常数(25 ℃)
碳酸 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11
次溴酸 Ka＝2.4×10－9
A．HBrO＋Na2CO3===NaBr+NaHCO3
B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO
A
方程式中给出H+的就是酸
2．已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.8×10－4，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11。下列说法不正确的是(　　)
A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生
B．25 ℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的电离程度和K均增大
C．向0.1 mol·L－1甲酸中加入蒸馏水，c(H＋)减小
D．向碳酸中加入NaHCO3固体，c(H＋)减小
B
二、电离常数的计算
3．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。
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
(25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 3.0×10－8
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
___________________________________。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_______________________________________________
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－
二、电离常数的计算
H2CO3和H2S在25 ℃时的电离常数如下：
电离常数 Ka1 Ka2
H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11
H2S 5.7×10－8 1.2×10－15
B
B
课堂练习
二、电离常数的计算
4．利用电离平衡常数判断反应能否发生
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.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：H++HCO3- ═ CO2↑+H2O
例： 25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　)
弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2
K2=1.0×10-7
C
电离平衡常数
4、电离平衡常数的应用
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) c(OH-)
离子浓度：
第一步K1 ＞ 第二步K2 ＞ 第三步K3
>
>
>
>
（3）溶液中离子浓度的大小判断
【练习】求H2S溶液的微粒浓度大小关系分别为：
C(H2S) >C(H+) > c(HS-) > c(S2-) > c(OH-)
二、电离常数的计算
2．比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。
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。
eg:醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的
加水稀释,K值不变,c(H+)减小,则 始终保持增大。
二、电离常数的计算
常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式的数值变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
课堂练习
c(H+)
c(CH3COOH)
（1）
c(CH3COOH)
c(CH3COO )· c(H+)
（2）
c(CH3COOH)
c(CH3COO-)
（3）
变小
不变
变大
基本步骤：
（1）列出“三段式”计算
（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）
　　　　　　 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、电离常数的计算
电离平衡常数
探究三 电离常数具体应用
应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度
c(H+) ＝
cKa
弱酸溶液中
c(OH-)＝
cKb
弱碱溶液中
这两个公式如何得到的？课下思考并写出推到过程
二、电离常数的计算
在某温度时，物质的量浓度为0.1 mol·L 1的醋酸中，达到电离平衡时，c(H+)约为1×10-3mol·L 1，计算该温度下CH3COOH的电离常数Ka。
起始浓度/(mol·L 1)
变化浓度/(mol·L 1)
平衡浓度/(mol·L 1)
0.1
0
0
1.0×10 3
0.1 1.0×10 3
1.0×10 3
1.0×10 3
1.0×10 3
1.0×10 3
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COOH的电离方程式及有关粒子的浓度如下：
c(CH3COOH)
Ka＝
c(CH3COO )· c(H+)
＝
(1.0×10 3)·(1.0×10 3)
(0.1 1.0×10 3)
0.1
≈
(1.0×10 3)·(1.0×10 3)
≈1.0×10-5
课堂练习
＝
x·x
0.2
≈
1.75×10 5
变化浓度/(mol·L 1)
x
x
x
平衡浓度/(mol·L 1)
x
0.2 x
x
c(CH3COOH)＝(0.2 x) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
c(H+)＝ x ＝ 0.00187 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。
0
起始浓度/(mol·L 1)
0.2
0
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
（2）平衡时粒子浓度求算
3、电离平衡常数的计算
【例】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NH3·H2O的电离度？
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。
电离度＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
已电离弱电解质分子数
原弱电解质分子数
×100%
电离度 =
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
（3）电离度的求算
3、电离平衡常数的计算
向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol/L 盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内的压强随时间的变化如图所示。
请回答下列问题：
（1）两个反应的速率及其变化有什么特点？
（2）反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？
压强/kPa
时间/s
0
100
200
300
120
140
160
镁与盐酸、醋酸反应时气体压强随时间的变化示意图
2 mol/L盐酸
2 mol/L醋酸
（1）等质量的镁分别与体积相同、物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应时，与盐酸反应的速率大，与醋酸反应的速率小。
（2）过量的镁分别与体积相同、物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应时，生成氢气的体积相同。
思考与讨论
1、为什么起始阶段(0-100s)Mg与盐酸反应速率比醋酸快？
2、为什么反应过程中(100-200s)Mg与盐酸反应的速率下降幅度比醋酸小？
3、为什么反应结束时生成的氢气一样多？
2 mol/L 的盐酸和醋酸，
初始阶段的c(H+)分别为: 、 。
2 mol/L
小于 2 mol/L
与Mg条反应，初始阶段的反应速率： 。
问题分析：
盐酸 ＞ 醋酸
初始阶段0-100s
HCl==H+ + Cl
Mg
+
c(H+)下降更为明显
CH3COOH CH3COO + H+
Mg
+
c(H+)下降，电离平衡正向移动
c(H+)下降幅度不如盐酸中明显
与Mg条化学反应速率的变化，盐酸的减小非常明显，醋酸的相对变化幅度小。
反应过程中100-200s
2 mL 2 mol/L 的盐酸可电离的n(H+)= 。
2 mL 2 mol/L醋酸可电离的n(H+)= 。
0.004 mol
0.004 mol
该实验中：
反应结束后，n(H2)＝ 。
0.002 mol
相同条件下，两锥形瓶压强基本相等。
思考：相同物质的量浓度(相同pH)，相同体积强酸(碱)与弱酸(碱)有什么不同呢？
相同物质的量浓度、相同体积
强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
示例分析：盐酸与醋酸溶液分别与物质反应
①盐酸：c(H+)大、pH小，开始与金属反应的速率大
②醋酸溶液：c(H+)小、pH大，开始与金属反应的速率小
③盐酸和醋酸溶液中和碱的能力相同，与足量活泼金属反应产生H2的量相等
溶液中H+由HCl完全电离所得，无未被电离的H+
溶液中H+由CH3COOH部分电离所得，存在未被电离出的H+
HCl
CH3COOH
t
V(g)
0
强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
相同物质的量浓度、相同体积
示例分析：盐酸与醋酸溶液加水稀释
加水稀释相同的倍数，醋酸溶液的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
7
0
V(水)
b
a
HCl
CH3COOH
pH
V1
V2
不考虑溶液极稀的情况
7
0
V(水)
b
a
HCl
CH3COOH
pH
V'
相同pH 、相同体积
强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
示例分析：盐酸与醋酸溶液与物质反应
①盐酸：c(酸)小，中和碱的能力小，与足量活泼金属反应产生H2的量少
②醋酸溶液：c(酸)大，中和碱的能力大，与足量活泼金属反应产生H2的量多
③盐酸和醋酸溶液中的c(H+)相等，开始与活泼金属反应产生H2的速率相等
溶液中HCl完全电离，达到相同pH所需浓度更小
溶液中CH3COOH部分电离，达到相同pH所需浓度更大
t
V(g)
0
HCl
CH3COOH
强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
示例分析：盐酸与醋酸溶液加水稀释
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸溶液加入的水多
不考虑溶液极稀的情况
相同pH 、相同体积
7
0
V(水)
b
a
HCl
CH3COOH
pH
V'
7
0
V(水)
b
a
HCl
CH3COOH
pH
V1
V2
3.判断电解质强弱的方法
(1)从弱电解质电离特点分析，部分电离，离子浓度小
同浓度，同温下导电性实验；
与镁反应；
测pH、c(H＋)
三、强酸与弱酸的比较
①同浓度、同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验；
②同浓度、同温度下，比较反应速率的快慢；
如将镁条投入等浓度的盐酸和醋酸溶液中，开始时反应速率前者比后者快。
③测c(H＋)，如0.01 mol·L－1的醋酸溶液c(H＋)＜0.01 mol·L－1则证明醋酸是弱酸。
三、强酸与弱酸的比较
3.判断电解质强弱的方法
(1)从弱电解质电离特点分析，部分电离，离子浓度小
(2)从影响电离平衡的外界因素分析
①采用实验证明电离平衡的存在：
如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液后溶液变红，再加CH3COONa晶体，颜色变浅。
②稀释前后的c(H＋)与稀释倍数的变化关系：
如将c(H＋)＝10－2 mol·L－1的酸溶液稀释至1 000倍，若c(H＋)＜10－5 mol·L－1，
则证明该酸为弱酸；若c(H＋)＝10－5 mol·L－1，则证明该酸为强酸。
3.判断电解质强弱的方法
三、强酸与弱酸的比较
(2)从影响电离平衡的外界因素分析
③相同c(H＋)的强酸和弱酸溶液，分别加该酸的钠盐固体，溶液的c(H＋)减小的是弱酸，c(H＋)不变的是强酸。
④相同c(H＋)、相同体积的强酸和弱酸溶液与碱反应时，消耗碱多的为弱酸。
3.判断电解质强弱的方法
三、强酸与弱酸的比较
酸碱质子理论(布朗斯特酸碱理论)
共轭酸碱组成上相差一个H，像碳酸和碳酸氢根是一对共轭酸碱(碳酸是给出质子的酸，碳酸氢根是接受质子的碱)，碳酸氢根和碳酸根是一对共轭酸碱(碳酸氢根是给出质子的酸，碳酸根是接受质子的碱)。故像碳酸氢根这样的，既能做质子酸(给出质子)，又能做质子碱(接受质子)
丹麦 布朗斯特-劳里
1923年提出的质子理论认为：凡是给出质子(H+)的任何物质(分子或离子)都是酸；凡是接受质子(H+)的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而碱是质子的接受体。酸和碱之间的关系表示如下：酸 =质子(H+)+ 碱
A
3、某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是( )
A.曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线
B.b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C.取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗
　的NaOH的量相同
D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
B
2.18 ℃时,H2A(酸):Ka1=4.3×10-7,Ka2=2.1×10-12;
H2B(酸):Ka1=1.0×10-7,Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中,用“>”“<”或“=”填空。
(1)H+的浓度:H2A　　　　　　　　H2B。
(2)酸根离子的浓度:c(A2-)　　　　　c(B2-)。
(3)酸分子的浓度:c(H2A)　　　　　　　　c(H2B)。
(4)溶液的导电能力:H2A　　　　　　　　H2B。
>
>
<
>
4、下列关于电离常数(K)的说法中正确的是 (　　)
A．电离常数(K)越小，表示弱电解质的电离能力越弱
B．电离常数(K)与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同
D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1A
5、25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数 1.7×10-5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10-8
请回答下列问题：
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
__________________________。
(2) H2CO3的电离平衡常数Ka1、Ka2差别很大的原因(从电离平衡的角度解释)：_____________________________________________。
(3)同浓度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 。
例4、已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
HCOOH：Ka=1.77×10-4，
HCN：Ka=4.9×10-10，
H2CO3：Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，
则以下反应不能自发进行的是________(填字母)。
a．HCOOH＋NaCN=HCOONa＋HCN
b．NaHCO3＋NaCN =Na2CO3＋HCN
c．NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3
d．2HCOOH＋CO32- =2HCOO－＋H2O＋CO2↑
e．H2O＋CO2＋2CN－=2HCN＋CO32-
be
（4）判断复分解反应能否发生和书写化学方程式
一般符合“强酸制弱酸”规律。
写出下列条件下所发生反应的离子方程式：
(1)少量Cl2通入到过量的Na2CO3溶液中：________________________________________。
(2)Cl2与Na2CO3按物质的量之比 1∶1恰好反应：
________________________________________。
(3)少量CO2通入到过量的NaClO溶液中：_____________________________________。
化学式 H2CO3 HClO
电离平衡常数 Ka1=4.3×10-7、Ka2=5.6×10-11 4.7×10-8
6、25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
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