第三章水溶液中的離子反應與平衡第一節(jié)電離平衡

第二課時弱電解質的電離平衡及電離常數(2)醋酸在電離過程中各微粒濃度的變化？

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結合(1)開始時，V電離和V結合怎樣？

c(CH3COOH)c(H+)c(CH3COO-)v(電離)v(結合)開始時

接著

最后

00最大(3)當V電離=V結合時，可逆過程達到什么狀態(tài)？畫出V～t圖。思考與交流增大最大減小增大不變0增大減小不變不變不變不變V電離V結合V電離=V結合

電離平衡狀態(tài)弱電解質電離平衡狀態(tài)建立示意圖tV0弱電解質電離平衡狀態(tài)的建立（2）特征動：電離平衡是一種動態(tài)平衡

變：條件改變時，電離平衡發(fā)生移動等：V電離=V結合≠0弱：弱電解質的溶液中（1）定義:一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時,電離過程就達到平衡狀態(tài)—電離平衡。定：平衡時分子、離子的濃度不再變化一、電離平衡電離度(α)

=n(已電離的電解質分子)n(起始的電解質分子總量)

表示了弱電解質的電離程度的相對強弱電離度改變條件移動方向n(H+)c(H+)c(CH3COO-)c(CH3COOH)電離程度導電能力

通入HCl(g)

加NaOH(s)

加CH3COONa(s)升溫加水稀釋加CH3COOH(l)加金屬鎂逆移增大減小增大正移減小增大減小逆移減小增大增大正移減小減小

稀醋酸溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO－＋H+，其他條件相同時，試運用勒夏特列原理分析，改變下列條件，對表格中各項有什么影響？增大減小減小增大正移增大增大減小增大正移增大增大增大減小外界影響因素增大增大增大減小減小增大增大增大增大增大正移減小減小增大增大增大增大減小增大減小通常電解質越弱電離程度越小。弱電解質本身的性質。（決定性因素）外因溫度升溫平衡向電離方向移動弱電解質的電離是吸熱越熱越電離弱電解質濃度越大，電離程度越小越稀越電離濃度內因影響因素

外因

在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，使電離平衡向左移動同離子左移同離子效應發(fā)生化學反應化學反應右移

在弱電解質溶液中加入與弱電解質電離出的離子發(fā)生反應的物質，使電離平衡向右移動1、電離平衡常數的概念：

在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液中弱電解質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常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K表示。弱酸的用Ka表示，弱堿的用Kb表示。

2、表達式：對于一元弱酸

HAH++A-Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)對于一元弱堿BOHB++OH-Kb=c(B+).c(OH-)

c(BOH)c(A-）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達到電離平衡時的平衡濃度。二、電離平衡常數3、多元弱酸的電離平衡常數:

多元弱酸分步電離，每一步都有電離平衡常數，通常用Ka1、Ka2、Ka3……來分別表示。H2CO3H＋＋HCO3－

Ka1＝HCO3－H＋＋CO32－

Ka2＝25℃時H2CO3的兩步電離常數為：H3PO4H++H2PO4-Ka1=7.1×10-3H2PO4-H++HPO42-Ka2=6.2×10-8HPO42-H++PO43-Ka3=4.5×10-13H3PO4的分步電離：

計算多元弱酸中的c(H＋)，或比較多元弱酸酸性的相對強弱時，通常只考慮第一步電離。電離平衡常數的大?。篕a1?Ka2?Ka3；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。就電離本身而言，每一步的電離程度如何變化，為什么？4、電離常數K的意義:

電離常數表征了弱電解質的電離能力，根據相同溫度下，電離常數的大小可以判斷弱電解質電離能力的相對強弱。①弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強。②弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強。酸性強弱：

Ka1（H2SO3）=1.54×10-2Ka1(H3PO4)=7.1×10-3Ka(HF)=6.8×10-4Ka(CH3COOH)=1.7×10-5Ka1（H2CO3）=4.54×10-7Ka1(H2S)=1.0×10-7Ka(HClO)=3.2×10-8Ka(HCN)=6.2×10-10(常溫下)H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>HCN25℃時，幾種弱酸的電離常數名稱電離常數HF3.5×10-4H2CO34.3×10-7CH3COOH1.8×10-5HClO3.0×10-8不同溫度下醋酸的電離常數溫度電離常數25℃1.8×10-550℃5.1×10-5分析下列數據，得出結論結論1:相同溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，即影響電離常數大小的主要因素是弱電解質本身的性質。弱電解質的電離常數受溫度的影響，升高溫度，電離平衡常數增大。結論2:升高溫度，電離常數K值增大“電解質越弱，越難電離，電離常數K越小”內因：外因：由物質本性決定同一弱電解質溶液，電離常數K只受溫度影響5、弱電解質電離平衡常數的影響因素：例1、在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.20mol·L－1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10－3mol·L－1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數Kb。

二、電離平衡常數的應用1、電離常數的計算例2、已知25℃時，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，計算0.10mol·L－1的CH3COOH溶液達到電離平衡時c(H＋)的濃度。設醋酸電離達到平衡時H＋的濃度為x

mol·L－1

CH3COOH?H＋＋CH3COO－初始/(mol·L－1)

0.10

0

0平衡/(mol·L－1)

0.10－x

x

x當Ka數值很小時，x的數值很小，可作近似處理：0.10－x≈0.10二、電離平衡常數的應用有關電離平衡常數的計算模板

HX

?

H＋＋X－起始c(HX)

0

0平衡c(HX)－c(H＋)

c(H＋)

c(X－)二、電離平衡常數的應用

a電離程度：次氯酸>碳酸氫根離子二、電離平衡常數的應用例3、已知：25℃時，下列四種弱酸的電離常數：

CH3COOHHCOOHHClOH2CO3K1.75×10－51.8×10－44.0×10－8Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11

2、利用電離平衡常數判斷復分解反應是否發(fā)生“強酸制備弱酸”

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.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：H++HCO3-═CO2↑+H2O例4、25℃時，弱酸的電離平衡常數如下表，下列說法正確的是弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11Ka1=1.5×10-2Ka2=1.0×10-7C二、電離平衡常數的應用3、比較弱電解質中微粒濃度比值的變化

依據弱電解質的電離常數表達式，可以比較濃度改變時(溫度不變)溶液中某些微粒濃度的變化。思考:醋酸溶液中加水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。二、電離平衡常數的應用例5、在一定溫度下，加水逐漸稀釋1mol·L－1氨水的過程中，隨著水量的增加，請說明溶液中下列含量的變化：(1)n(OH－)______(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。增大增大不變二、電離平衡常數的應用4、計算電離度起始C00平衡c-cαcαcαcαcαcα變化Ka=(cα)2c-cα當α<1%時，c-cα≈cKa=(cα)2ca二、電離平衡常數的應用三、強酸、弱酸與活潑金屬反應的特點

向兩個錐形瓶中各加入0.05g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol·L－1鹽酸、2mL2mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示：(1)兩個反應的反應速率及其變化有什么特點?(2)反應結束時，兩個錐形瓶內氣體的壓強基本相等，由此你能得出什么結論?1.

同條件，鎂條與鹽酸、醋酸的反應

宏觀辨識微觀探析反應初期v鹽酸比v醋酸大鹽酸是強酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離，兩者同濃度，鹽酸中的c(H＋)較大，因而反應速率較大反應過程中v鹽酸始終大，v鹽酸減小明顯，v醋酸減小不明顯隨反應進行，醋酸電離平衡正向移動，消耗的H＋能及時電離補充，所以一段時間內速率變化不明顯最終二者產生H2的量基本相等，速率幾乎都變?yōu)榱沔V條稍過量，兩種酸的物質的量相同，隨醋酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎消耗完全，最終二者與鎂條反應的H＋的物質的量幾乎相同，因而產生的H2量幾乎相同。兩種酸都幾乎消耗完全，反應停止，速率幾乎都變?yōu)?三、強酸、弱酸與活潑金屬反應的特點2、一元強酸和一元弱酸的比較(1)同體積、同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的總量與同一金屬反應時的起始反應速率一元強酸一元弱酸三、強酸、弱酸與活潑金屬反應的特點大小強弱相同相同大小2、一元強酸和一元弱酸的比較(2)同體積、同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的總量與同一金屬反應時的起始反應速率一元強酸一元弱酸三、強酸、弱酸與活潑金屬反應的特點相同相同小大少多相同第三章水溶液中的離子反應與平衡

第二節(jié)

水的電離和溶液的pH第一課時

水的電離探究實驗精確的純水導電實驗G現(xiàn)象：指針擺動不亮水是極弱電解質實驗數據:25℃

時1L水約等于55.6mol,約有10-7molH2O分子發(fā)生電離。G

靈敏電流計燈泡結論：1、水的電離實質

H2O+H2O

?

H3O++OH－

H2O?H＋+OH－H+為裸質子，不穩(wěn)定，與水結合，形成H3O+即水合氫離子【簡寫】②微弱①c(H+)

水

=

c(OH-)水

任務一：認識水的電離平衡

【思考】如何衡量水的電離的限度？２、水的離子積（常數）K＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）電離常數：H2OH＋+OH－K×c(H2O）=c(H+)×c(OH-）Kw=c(H+)×c(OH-）

c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度。一定溫度時，水（稀溶液）中c(H+)與c(OH-）的乘積是一個常數Kw，即水的離子積常數，簡稱水的離子積。任務二：認識水的電離常數25℃時，在10mL蒸餾水中c(H+)和c(OH-)各是多少？向其中加入10mL0.2mol/L鹽酸，c(H+)和c(OH-)如何變化？對水的電離平衡有何影響？c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較酸堿性平衡移動蒸餾水加酸后10-710-710-110-13c(H+)=c(OH-)中性c(H+)＞

c(OH-)酸性Kw=加酸后1×10-14不變任務二：認識水的電離常數H2OH＋

＋OH-H2OH＋

＋OH-25℃時，向10mL蒸餾水中加入10mL0.2mol/L氫氧化鈉，c(H+)和c(OH-)如何變化？對水的電離平衡有何影響？c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較