化學(xué)人教版2019選擇性必修1 3.1.3 電離平衡常數(shù)

1、走進(jìn)奇妙的化學(xué)世界選擇性必修1第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié) 電離平衡第3課時(shí) 電離平衡常數(shù)問題:怎樣定量的比較弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱?電離程度相對大小怎么比較？ 學(xué)習(xí) 目標(biāo)第3課時(shí) 電離平衡常數(shù)PART01PART02了解電離平衡常數(shù)的含義能從電離 離子反應(yīng)等角度分析溶液的性質(zhì),如酸堿性 導(dǎo)電性等1含義：一、電離平衡常數(shù)2表示方法： 在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(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一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。弱酸的用Ka表示，弱堿的用Kb表示。 (1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：HA HA(2

2、)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：BOH BOHc(A -）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達(dá)到電離平衡時(shí)的平衡濃度。【例題1】 書寫下列電解質(zhì)的電離方程式,寫出對應(yīng)的電離常數(shù)表達(dá)式,多步電離的判斷各步電離常數(shù)的大小。(1)HClO(2)NH3H2O(3)H2CO3(4)Fe(OH)3【例題2】在某溫度時(shí)，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為 0.2 molL1的氨水中，達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的NH3H2O為1.7103 molL1，試計(jì)算該溫度下NH3H2O的電離常數(shù)（Kb）NH3H2O NH4+ + OH起始濃度/(molL1) 0.2 molL1 0 0變化濃度/(molL1) 1.7103 mol

3、L1 1.7103 molL1 平衡濃度/(molL1) 1.7103 molL1 總結(jié)：已知起始時(shí)c(HX)和電離產(chǎn)生的c(H+),求電離平衡常數(shù)。 HX H+X- 起始: c(HX) 0 0 平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)由于弱酸只有極少一部分電離,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HX)-c(H+)c(HX),則Ka= ,代入數(shù)值求解即可。(3)多元弱酸的電離平衡常數(shù):多元弱酸分步電離，每一步都有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。H2CO3 HHCO3 Ka1 HCO3 HCO32 Ka225時(shí)H2CO3 的兩步電離常數(shù)為：4.510-74.7

4、10-11H2CO3 的兩步電離常數(shù)Ka1Ka2 H3PO4H+ + H2PO4- Ka1= 7.110-3H2PO4-H+ + HPO42- Ka2= 6.210-8HPO42-H+ + PO43- Ka3= 4.510-13H3PO4的分步電離：多元弱酸的各級電離常數(shù)逐漸減?。篕a1Ka2Ka3 當(dāng)Ka1Ka2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強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。25時(shí),幾種弱酸的電離常數(shù)名稱電離常數(shù)HF3.510-4H2CO34.310-7CH3COOH1.810-5HClO3.010-8不同溫度下醋酸的電離常數(shù)溫度電離常數(shù)251.810-5505.110-

5、5分析數(shù)據(jù)，結(jié)合實(shí)驗(yàn),得出結(jié)論結(jié)論:3.弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)的影響因素(1)影響電離平衡常數(shù)的因素。相同溫度下,不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同,即影響電離常數(shù)大小的主要因素是弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。弱電解質(zhì)的電離常數(shù)受溫度的影響,升高溫度,電離平衡常數(shù)增大。注意：電離常數(shù)大小的比較需在同一溫度下進(jìn)行。3.電離常數(shù)K的影響因素:升高溫度，電離常數(shù)K值增大電解質(zhì)越弱，越難電離，電離常數(shù)K越小內(nèi)因：外因：由物質(zhì)本性決定同一弱電解質(zhì)溶液， 電離常數(shù)K只受溫度影響在使用電離平衡常數(shù)時(shí)應(yīng)指明溫度4.電離常數(shù)K的意義:電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力,根據(jù)相同溫度下，電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對強(qiáng)弱

6、。弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強(qiáng)。H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO HCN Ka1（H2SO3）=1.5410-2Ka1 (H3PO4)=7.110-3Ka(HF)=6.810-4Ka(CH3COOH)=1.710-5Ka1（H2CO3）=4.5410-7Ka1（H2S）=1.010-7Ka (HClO)=3.210-8Ka (HCN)=6.210-10(常溫下)弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強(qiáng)。CH3COOH HCN酸性：電離常數(shù)由物質(zhì)本性決定Kac(CH3COO)c(H+)c(CH3COOH)Ka

7、c(CN)c(H+)c(HCN)Ka(CH3COOH) Ka(HCN) CH3COOH H+ + CH3COO HCN H+ +CN 【例題3】 已知25 時(shí)，相同濃度的CH3COOH溶液與HCN溶液相比較，CH3COOH溶液酸性相對更強(qiáng)。 你能比較該溫度下CH3COOH、HCN電離常數(shù)的大小嗎？5.電離度 （） := 100%已電離的溶質(zhì)分子數(shù) 原有溶質(zhì)分子總數(shù) 已電離的溶質(zhì)濃度 溶質(zhì)的初始濃度= 100%弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的溶質(zhì)分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分?jǐn)?shù)，稱為電離度。電離度實(shí)際上是一種平衡轉(zhuǎn)化率，表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度。電離度越大，則表示弱電解質(zhì)電離程度越大。

8、同一弱電解質(zhì)的電離度與濃度、溫度有關(guān)。溶液越稀，電離度越大；溫度越高，電離度越大；6.電離常數(shù)的應(yīng)用 :比較離子濃度大?。喝缌姿崛芤褐须x子濃度大小關(guān)系C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-） c(OH-)練習(xí)1 H2S溶液和氨水中的微粒濃度大小關(guān)系分別為：練習(xí)2.18 時(shí),H2A(酸):Ka1=4.310-7,Ka2=2.110-12;H2B(酸):Ka1=1.010-7,Ka2=6.310-13。在濃度相同的兩種溶液中,用“”“比較弱電解質(zhì)中微粒濃度比值的變化。依據(jù)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)表達(dá)式,可以比較濃度改變時(shí)(溫度不變)溶液中某些微粒濃度的變化。如:醋酸溶液中加水

9、稀釋過程中 是如何變化的?加水稀釋,K值不變,c(H+)減小,則 始終保持增大。變小不變變大比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大小:弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結(jié)合H+的能力就越強(qiáng)。例如：已知在25下，H2CO3和HClO的電離常數(shù)如下：H2CO3 的 Ka14.510-7， Ka24.710-11，HClO的Ka=3.210-8在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，發(fā)生離子方程式的先后順序?yàn)椋?、 、 。 將少量CO2通入NaClO的溶液中的離子方程式： 。 A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-CO32-+2HClOB.少量SO2通入Ca(ClO)2溶

10、液中： SO2+H2O+Ca2+2ClO- CaSO3+2HClOC.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-SO32-+2HCO3-D.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：H+HCO3- CO2+H2O例題. 25時(shí)，弱酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列說法正確的是()弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.810-54.910-10K1=4.310-7K2=5.610-11K1=1.510-2K2=1.010-7C (3)利用電離平衡常數(shù)判斷反應(yīng)能否發(fā)生酸H2SO3CH3COOHH2CO3HSO3-HClOHCO3-鹽HSO3-CH3COO-HCO3-

11、SO32-ClO-CO32-弱酸 CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.810-54.910-10K1=4.310-7K2=5.610-11K1=1.510-2K2=1.010-7A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-CO32-+2HClO“右下反應(yīng)法”D.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：HSO3-+HCO3- CO2+H2O+SO32-H2A H+HA- Ka1 HA- H+A2- Ka2 HB H+ B- Ka 已知:HB+A2- = HA-+B- HB+HA- = H2A+B- 2HB+A2- = H2A+2B-若Ka1KaKa2則能發(fā)生若

12、Ka1Ka2 Ka則能發(fā)生 若KaKa1Ka2 則能發(fā)生 H2A+B - = HA- +HBHB+HA- = H2A+B- HA-+B- = A2-+HBH2A+2B- = A2-+2HB1.已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2104、4.6104、4.91010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：NaCNHNO2=HCNNaNO2；NaCNHF=HCNNaF；NaNO2HF=HNO2NaF，由此可判斷下列敘述中不正確的是()AKa(HF)7.2104BKa(HNO2)4.91010C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FHNO2HCNDKa(HCN)Ka(HNO2)

13、Ka(HF)B2.H2CO3和H2S在25 時(shí)的電離常數(shù)如下：電離常數(shù)Ka1Ka2H2CO34.21075.61011H2S5.71081.21015B B 3部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO電離平衡常數(shù)(25 )K1.77104K11.3107K27.11015K14.4107K24.710113.0108按要求回答下列問題：(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開。(2)同濃度的HCOO、HS、S2、HCO3-、CO32-、ClO結(jié)合H的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開HCOOHH2CO3H2SHClOS2CO32-ClOHSHCO3

14、-HCOO (4)用電離常數(shù)判斷電離平衡移動(dòng)方向:將1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀釋到2L，判斷電離平衡移動(dòng)的方向。加入少量CH3COONH4K = c(CH3COO-) c(CH3COO-) c(CH3COOH)條件改變瞬間：Qc = c(CH3COO-) c(CH3COO-) 1212c(CH3COOH)12K Qc 加水稀釋促進(jìn)電離(5)計(jì)算電離度:起始C0 0平衡c-cccccc變化Ka = (c)2c-c當(dāng)1%時(shí)，c-c cKa = (c)2ca對 0.1molL-1CH3COOH 0.01 molL-1的CH3COOH 溶液進(jìn)行下列比較（填序號(hào)）：電離度 C(H+) 酸性條件改變平衡移