容山中學(xué)

化學(xué)科組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2課時(shí)電離平衡常數(shù)主講人：郭

靜目錄CONTENTS123認(rèn)識電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)的應(yīng)用強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較學(xué)習(xí)目標(biāo)1.理解強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的不同。2.了解電離平衡常數(shù)的含義。3.能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算，并會用其判斷電離平衡移動的方向。新課導(dǎo)入?yún)⒄栈瘜W(xué)平衡常數(shù)，思考以下問題：(1)你認(rèn)為什么是電離平衡常數(shù)？(2)電離平衡常數(shù)表示什么意義？(3)在一定的溫度下，電離平衡常數(shù)越大，說明弱電解質(zhì)的電離程度越

，弱酸的酸性越

(或弱堿的堿性越

)(4)影響電離平衡常數(shù)的因素是什么？強(qiáng)強(qiáng)大溫度……任務(wù)一

電離平衡常數(shù)一、電離平衡常數(shù)在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(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)。2．表達(dá)式：1．概念：HAA?+H+Ka、Kb

分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)c(A?)·c(H+)c(HA)Ka＝一元弱酸(HA)的電離的平衡常數(shù)一元弱堿(BOH)的電離的平衡常數(shù)Kb＝c(B+)·c(OH?)c(BOH)HBOH?+B+任務(wù)一

電離平衡常數(shù)CH3COOHCH3COO?+H+c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)Ka＝NH3·H2ONH

+OH?+4醋酸(CH3COOH)的電離的平衡常數(shù)一水合氨(NH3·H2O)的電離的平衡常數(shù)Kb＝c(NH)·c(OH?)c(NH3·H2O)+4根據(jù)所學(xué)內(nèi)容，寫出CH3COOH、NH3·H2O的電離常數(shù)任務(wù)一

電離平衡常數(shù)3.多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)多元弱酸的電離分步進(jìn)行，各步的電離常數(shù)通常分別用Ka1、Ka2、Ka3等Ka1＝c(H+)×c(HCO3-)c(H2CO3)H2CO3H+＋HCO3-

HCO3-H+＋CO32-Ka2＝c(H+)×c(CO32-)c(HCO3-)=4.5×10-7=4.7×10-11一般多元弱酸各步電離常數(shù)的大小為Ka1?Ka2

?Ka3等，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。任務(wù)一

電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸性（或堿性）越強(qiáng)。CH3COOHH2CO3H2SK=1.8×10-5K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=9.1×10-8K2=1.1×10-12

4.電離平衡常數(shù)的意義任務(wù)一

電離平衡常數(shù)根據(jù)化學(xué)平衡常數(shù)的影響因素類推電離平衡常數(shù)的影響因素？5.電離平衡常數(shù)（K）的影響因素25℃時(shí),幾種弱酸的電離常數(shù)名稱電離常數(shù)HF3.5×10-4HNO25.6×10?4HClO3.0×10-8(1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。不同溫度下CH3COOH的電離常數(shù)溫度電離常數(shù)50℃5.1×10-525℃1.8×10-5(2)外因：只與T有關(guān)。T越大，Ka（Kb）越大。電解質(zhì)越弱，Ka（或Kb）越小,越難電離，酸(堿)的酸(堿)性越弱。電離是吸熱過程。學(xué)習(xí)評價(jià)1.下列關(guān)于電離平衡常數(shù)(K)的說法中正確的是(

)A.相同條件下，電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱B.電離平衡常數(shù)(K)與溫度無關(guān)C.相同溫度下，不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)不同D.多元弱酸各步電離平衡常數(shù)大小關(guān)系為K(a1)<K(a2)<……A2.已知室溫時(shí)，0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.2%發(fā)生電離。下列敘述錯(cuò)誤的(

)A.升高溫度，溶液的酸性增強(qiáng)B.該溶液的c(H+)是2×10-4mol·L-1C.該一元酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7D.向一元酸HA的溶液中，加水稀釋，HA的電離平衡正向移動，但c(H+)減小C任務(wù)二

電離平衡常數(shù)的應(yīng)用1.相同溫度下，直接比較弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱二、電離平衡常數(shù)（K）的應(yīng)用電離常數(shù)K越大，酸性(堿性)越強(qiáng)名稱化學(xué)式電離常數(shù)(K)名稱化學(xué)式電離常數(shù)(K)醋酸CH3COOHKa=1.75×10-5亞硝酸HNO2Ka=5.60×10-4氫氰酸HCNKa=6.20×10-10氫氟酸HFKa=6.30×10-4次氯酸HClOKa=4.00×10-8

甲酸HCOOHKa=1.80×10-4酸性：HF＞HNO2＞HCOOH＞CH3COOH＞HClO＞HCN任務(wù)二

電離平衡常數(shù)的應(yīng)用2.判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律

【實(shí)驗(yàn)3-2】如圖所示，向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液。觀察現(xiàn)象。你能否由此推測CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大??？課本P59頁實(shí)驗(yàn)操作向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象原理結(jié)論2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2↑酸性：CH3COOH>H2CO3有氣泡產(chǎn)生H2CO3Ka(CH3COOH)>Kal(H2CO3)學(xué)習(xí)評價(jià)3、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CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=1.5×10-2K2=1.0×10-7A.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↑+H2OC任務(wù)二

電離平衡常數(shù)的應(yīng)用3.判斷電離平衡移動的方向CH3COOHCH3COO?

+H+Q＝c(H+)2·c(CH3COO?)2c(CH3COOH)2＝Ka2

＜Ka

加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)例：若將0.1mol/L醋酸加水稀釋，使其溶質(zhì)的濃度變?yōu)樵瓉淼囊话?，你能判斷醋酸電離平衡移動的方向嗎？越稀越電離，平衡正向移動任務(wù)二

電離平衡常數(shù)的應(yīng)用4.電離平衡的相關(guān)計(jì)算【例1】

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）。起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)0.200

1.7×10?31.7×10?3

1.7×10?3

0.2?1.7×10?31.7×10?31.7×10?3c(NH3·H2O)＝(0.2?1.7×10?3)mol·L?1

≈0.2mol·L?1＝(1.7×10?3)·(1.7×10?3)0.2c(NH3·H2O)Kb＝c(NH4+)·c(OH?)≈1.4×10?5

該溫度下電離程度小已知c,求K和α任務(wù)二

電離平衡常數(shù)進(jìn)一步計(jì)算該溫度下，有多少比例的NH3·H2O發(fā)生了電離：＝1.7×10?3mol·L?10.2mol·L?1×100%＝0.85%【例1】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電離度（α%）=4.電離平衡的相關(guān)計(jì)算C(已電離）C(初始）×100%該溫度下電離程度小已知c,求K和α任務(wù)二

電離平衡常數(shù)已知K,求c4.電離平衡的相關(guān)計(jì)算【例2】已知25℃，CH3COOH的Ka=1.75×10?5。若醋酸的濃度為

2.0mol·L–1。求溶液中的氫離子濃度c(H＋)。x≈

5

.9×10–3mol·L–1=2-x

x?xC初/mol·L－1 2.000?C/mol·L－1

x

x

xC平/mol·L－12－x

x

x=1.75×10–5CH3COOHCH3COO?+H+c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)Ka＝c(H+)

≈cKa弱酸溶液中任務(wù)二

電離平衡常數(shù)的應(yīng)用4.電離平衡的相關(guān)計(jì)算c(H+)≈

0.00187mol/L【例2】取1mL2mol/L醋酸，加水稀釋到10mL，稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？已知25℃，CH3COOH的Ka=1.75×10?5。稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/LCH3COOHCH3COO?+H+=c(H+)

≈cKa0.2×1.75×10–5任務(wù)二

電離平衡常數(shù)的應(yīng)用4.電離平衡的相關(guān)計(jì)算進(jìn)一步分析：稀釋過程中，醋酸電離平衡正向移動平衡移動只能削弱反應(yīng)條件的影響0.00187mol/L0.00591mol/L稀釋10倍后，c(CH3COOH)降為之前濃度的110稀釋10倍后，c(H+)降為之前濃度的3.210稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/L任務(wù)三

強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較向兩個(gè)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鹽酸、2mL2mol/L醋酸，測得錐形瓶內(nèi)氣體的壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化如圖所示。請回答下列問題：（1）兩個(gè)反應(yīng)的反應(yīng)速率及其變化有什么特點(diǎn)？（2）反應(yīng)結(jié)束時(shí)，兩個(gè)錐形瓶內(nèi)氣體的壓強(qiáng)基本相等，由此你能得出什么結(jié)論？任務(wù)三

強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較Mg

＋2HCl

MgCl2＋H2↑Mg＋2CH3COOH

(CH3COO)2Mg＋H2↑反應(yīng)本質(zhì)：Mg失去電子生成Mg2+H+得到電子生成H2c(H+)為影響反應(yīng)速率的主要因素2mol/L的鹽酸和醋酸，初始階段的c(H+)2mol/LHClH++Cl?2mol/L小于2mol/L2mol/LCH3COOHCH3COO?

+H+任務(wù)三

強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較隨著反應(yīng)的進(jìn)行與Mg條化學(xué)反應(yīng)速率的變化，鹽酸的減小非常明顯，醋酸的相對變化幅度小初始階段的反應(yīng)速率：鹽酸＞

醋酸HClH++Cl?Mgc(H+)下降更為明顯+c(H+)下降，電離平衡正向移動c(H+)下降幅度不如鹽酸中明顯CH3COOHCH3COO?

+H+Mg+任務(wù)三

強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較相同條件下，兩錐形瓶壓強(qiáng)基本相等Mg

＋2HClMgCl2＋H2↑2mL2mol/L0.004mol0.002molMg＋2CH3COOH

(CH3COO)2Mg＋H2↑2mL2mol/L0.004mol0.002mol2mL2mol/L的鹽酸和2mL2mol/L醋酸可電離的n(H+)弱電解質(zhì)水溶液的特點(diǎn)：分子多離子少，分子是離子的儲備庫，有反應(yīng)就提供。強(qiáng)弱有別物質(zhì)c(H+)pH開始時(shí)與鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的速率與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的體積中和NaOH的量①等物質(zhì)的量濃度(0.1mol/L)、等體積（1L）的兩種酸溶液0.1mol/L1＞1快慢相同相同相同相同HCl=H++Cl-＜0.1mol/LCH3COOHH++CH3COO-任務(wù)三

強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較物質(zhì)c(H+)c(酸)開始時(shí)與鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2速率反應(yīng)過程中平均反應(yīng)速率生成等量的氫氣消耗Zn與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的體積中和NaOH的量②等c(H+=0.001mol/L)、等體積（1L）的兩種酸溶液0.001mol/L相同相同慢快相同相同CH3COOHH++CH3COO-0.001mol/L0.001mol/L＞0.001mol/LHCl

=H++Cl-任務(wù)三

強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較少多少多課堂小結(jié)（3）判斷電離平衡移動方向表達(dá)式（1）比較弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱電離常數(shù)應(yīng)用意義影響因素（1）內(nèi)因：由物質(zhì)本性決定（2）外因：只受溫度影響（2）判斷反應(yīng)能否發(fā)生（4）電離平衡的相關(guān)計(jì)算強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較能力拓展學(xué)習(xí)評價(jià)4、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。在相同溫度下，100mL

0.01mol.L-1

醋酸溶液與10mL

0.1mol.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B學(xué)習(xí)評價(jià)5、已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2

=

HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF=HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是(

)A．Ka(HF)＝6.3×10－4B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10C．三種酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCND．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)B學(xué)習(xí)評價(jià)6、常溫下，三種一元酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列說法正確的是(

)A.三種酸的酸性強(qiáng)弱:HCN>CH3COOH>H3PO2B.反應(yīng)H3PO2+CH3COO-==CH3COOH+H2PO2-能夠發(fā)生C.由電離常數(shù)可以判斷，H3PO2屬于強(qiáng)酸，HCN和CH3COOH屬于弱酸D.等物質(zhì)的量濃度、等體積的三種酸溶液，與足量鋅粉反應(yīng)，H3PO2產(chǎn)生H2最多酸HCNCH3COOHH3PO2電離常數(shù)5×10-101.75×10-55.9×10-2B學(xué)習(xí)評價(jià)A．加少量燒堿溶液

B．降低溫度C．加少量冰醋酸