電離平衡常數(shù)課件

第一節(jié)電離平衡第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第三課時(shí)電離平衡常數(shù)

CH3COOHCH3COO-+H+電離結(jié)合v(電離)v(結(jié)合)v(電離)=v(結(jié)合)電離平衡狀態(tài)tv電離平衡的建立及特征逆動(dòng)等定變(5)外界條件變化，平衡將改變(1)只有弱電解質(zhì)電離是可逆的(2)v(電離)≠0，v(結(jié)合)≠0(3)v(電離)=v(結(jié)合)(4)外界條件不發(fā)生變化，體系組分不發(fā)生變化c(H+).c(CH3COO-)c(CH3COOH)為定值學(xué)習(xí)目標(biāo)（1min）1.理解電離常數(shù)的概念和表達(dá)式；2.了解電離度的概念和表達(dá)式；3.掌握電離度和電離常數(shù)的計(jì)算方法.問題導(dǎo)學(xué)（8min）閱讀課本P57-59頁的內(nèi)容，思考回答下列問題：1.什么叫電離平衡常數(shù)？2.分別寫出CH3COOH、NH3·H2O、H2CO3的電離方程式，并寫出對(duì)應(yīng)的電離常數(shù)的表達(dá)式。3.電離常數(shù)的大小與什么有關(guān)？通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離常數(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?點(diǎn)撥精講（20min）一、電離常數(shù)代入平衡時(shí)的濃度溶液中弱電解質(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一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。(一)電離常數(shù)的定義：(二)電離常數(shù)的表達(dá)式：1.多元弱酸或多元弱堿在水中的電離是分步進(jìn)行的。例如：H2CO3是二元弱酸，H2CO3的電離方程式為：H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-2.多元弱酸或多元弱堿的每一步都有電離常數(shù)，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2加以區(qū)別。c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)Ka1＝c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-)Ka2＝

(三)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)比較多元弱酸的各步電離常數(shù)可以發(fā)現(xiàn)，Ka1>Ka2>Ka3……當(dāng)Ka1

?

Ka2時(shí)，計(jì)算多元弱酸中的c(H+)，或比較多元弱酸酸性的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。25℃時(shí)，H2CO3的兩步電離常數(shù)分別為：＝4.4×10-7c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)Ka1＝＝4.7×10-11c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-)Ka2＝多元弱堿的情況與多元弱酸類似。(三)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)（分步進(jìn)行，一步定性）溫度20℃24℃pH3.053.03(2)pH計(jì)測(cè)定不同溫度下0.05mol/L醋酸的pH，實(shí)驗(yàn)結(jié)果如下表所示：(1)教科書附錄II：某些弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（25℃）思考討論：由下表數(shù)據(jù)，你認(rèn)為影響電離常數(shù)大小的因素有哪些？(四)影響電離常數(shù)大小的因素弱電解質(zhì)電離常數(shù)HClO4.0×10?8HF6.3×10?4HNO25.6×10?4物質(zhì)本性溫度a.電離常數(shù)K只與

有關(guān)，升溫，K值________。b.相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易_______，所對(duì)應(yīng)的酸酸性或堿堿性相對(duì)越______。c.多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2…，故其酸性決定于

電離。（見課本P43頁表）溫度第一步(五)電離常數(shù)的意義：判斷弱酸、弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱。相同條件下，K越大，越易電離，酸（堿）性越強(qiáng)。2.外因：同一弱電解質(zhì)的稀溶液，只受溫度影響1.內(nèi)因：由物質(zhì)本性決定(四)影響電離常數(shù)大小的因素越大電離強(qiáng)起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)0.2001.7×10?3c(NH3·H2O)＝(0.2?1.7×10?3)mol·L?1

≈0.2mol·L?11.7×10?31.7×10?30.2?1.7×10?31.7×10?31.7×10?3＝(1.7×10?3)·(1.7×10?3)0.2≈1.4×10?5c(NH3·H2O)Kb＝c(NH4+)·c(OH?)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?(六)電離常數(shù)的計(jì)算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HCN的電離常數(shù)（25℃）(七)電離常數(shù)的應(yīng)用反應(yīng)本質(zhì)：2CH3COOH+Na2CO3

2CH3COONa+H2O+CO2↑酸性：CH3COOH＞H2CO3

實(shí)驗(yàn)結(jié)論：Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)查閱教科書附錄IICH3COOHKa＝1.75×10?5（25℃）H2CO3

Ka1＝4.5×10?7（25℃）【實(shí)驗(yàn)3-2】向盛有2mL0.1mol/L醋酸的試管中加入等濃度Na2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。根據(jù)試管中產(chǎn)生大量氣泡的現(xiàn)象，能否推測(cè)出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大?。?.計(jì)算粒子的濃度查閱教科書附錄IIKa＝1.75×10?5（25℃）CH3COOH電離常數(shù)取1mL2mol/L醋酸，加水稀釋到10mL，稀釋后溶液酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/L？CH3COOH部分電離，酸的濃度與氫離子濃度不相等2.計(jì)算粒子的濃度＝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起始濃度/(mol·L?1)0.200Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)3.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意義：反映弱電解質(zhì)的電離程度，比較同溫度、同濃度時(shí)弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。課堂小結(jié)（2min）酸堿性強(qiáng)弱電離平衡常數(shù)學(xué)法指導(dǎo)：先列表達(dá)式1.已知離子濃度計(jì)算電離平衡常數(shù)2.已知電離平衡常數(shù)計(jì)算離子濃度溫度計(jì)算外因意義考點(diǎn)當(dāng)堂檢測(cè)（14min）1.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。在相同溫度時(shí)100mL

0.01mol.L-1醋酸溶液與10mL0.1mol.L-1醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是A.中和時(shí)所需NaOH的量B.電離度C.H+的物質(zhì)的量濃度D.CH3COOH的物質(zhì)的量BD2．在0.1mol?L-1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：

，對(duì)于該平衡，下列敘述正確的是A.加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動(dòng)，溶液的pH減小B.加入少量NaOH固體，并恢復(fù)到室溫，電離平衡常數(shù)增大C.加入少量0.1mol?L-1HCl溶液，溶液中c