新人教版化學(xué)選必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講

電離平衡常數(shù)及應(yīng)用2.能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算，并會(huì)用其判斷電離平衡移動(dòng)的方向。1.了解電離平衡常數(shù)的含義，通過分析、推理等方法建立電離平衡常數(shù)模型電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算，并會(huì)用其判斷電離平衡移動(dòng)的方向。思考：

醋酸和次氯酸都是弱酸，那么它們的酸性誰略強(qiáng)一些呢?那就要看誰的電離程度大了，弱酸電離程度的大小可用電離平衡常數(shù)來衡量一、電離平衡常數(shù)1.定義

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____________________，與溶液中__________________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。各種離子濃度的乘積未電離分子的濃度2.表示方法弱酸的電離常數(shù)用Ka表示，弱堿的電離常數(shù)用Kb表示。acid

酸base堿一、電離平衡常數(shù)(1)一元弱酸和一元弱堿的電離，一步書寫一元弱酸Ka＝c(H＋)

·c(A－)c(HA)

一元弱堿Kb＝c(B＋)

·c(OH－)c(BOH)

CH3COOH?CH3COO?+H+Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)Kb＝

c(NH3·H2O)典例1：根據(jù)所學(xué)內(nèi)容，寫出CH3COOH、NH3·H2O的電離常數(shù)表達(dá)式。一、電離平衡常數(shù)(2)多元弱酸分步進(jìn)行，各步的電離常數(shù)通常分別用Ka1、Ka2等來表示。如25℃時(shí)H2CO3的兩步電離常數(shù)為：H2CO3的兩步電離常數(shù)

Ka1?Ka2

=4.3×10-7=5.6×10-11(3)多元弱堿的電離一步完成

多元弱酸前面電離生成H+的對后續(xù)電離有抑制作用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：多元弱酸的各級電離常數(shù)逐漸減?。篕a1＞Ka2＞Ka3……注：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強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。典例2：寫出H3PO4的電離方程式及各步Ka的表達(dá)式。一、電離平衡常數(shù)3.影響因素(1)內(nèi)因（決定因素）：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)名稱電離常數(shù)HF3.5×10-4H2CO34.3×10-7CH3COOH1.8×10-5HClO3.0×10-825℃時(shí)，幾種弱酸的電離常數(shù)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)。思考：從左邊的表格可以得出哪些信息？越弱越難電離，電離常數(shù)越小一、電離平衡常數(shù)3.影響因素(2)外因：只與溫度有關(guān)，升溫，電離平衡常數(shù)增大不同溫度下醋酸的電離常數(shù)溫度電離常數(shù)25℃1.8×10-550℃5.1×10-5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。思考：從左邊的表格可以得出哪些信息？注：在使用電離平衡常數(shù)時(shí)應(yīng)指明溫度，電離常數(shù)大小的比較需在同一溫度下進(jìn)行。一、電離平衡常數(shù)4.意義電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)越易電離?一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。①同溫下，弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強(qiáng)。②同溫下，弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強(qiáng)。名稱化學(xué)式電離常數(shù)(K)25℃醋酸CH3COOHKa=1.75×10?5氫氰酸HCNKa=6.20×10?10酸性：CH3COOH>HCN二、電離平衡常數(shù)的計(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/(mol·L?1)

0.20

0

0變化/(mol·L?1)

1.7×10?3

1.7×10?3

1.7×10?3平衡/(mol·L?1)

0.20?1.7×10?3

1.7×10?3

1.7×10?3c(NH3·H2O)＝(0.20?1.7×10?3)mol·L?1≈0.20mol·L?1相差102及以上近似處理二、電離平衡常數(shù)的計(jì)算例2.取1mL1mol/L醋酸(Ka=1.75×10?5)，加水稀釋到10mL，請問稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？即c(H+)＝1.3×10?3mol·L?1稀釋后，酸的濃度為0.10mol·L?1，設(shè)CH3COOH溶液中平衡時(shí)H+的濃度為xmol·L?1，則有CH3COOH

?

H++CH3COO?起始/(mol·L?1)

0.10

0

0變化/(mol·L?1)x

xx平衡/(mol·L?1)

0.10?x

x

x當(dāng)Ka數(shù)值很小時(shí)，x的數(shù)值很小，可作近似處理：0.10?x≈0.10有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算模板HX

?

H+

+

X?起始c(HX)

0

0平衡c(HX)?c(H+)

c(H+)

c(X?)變化

x

x

x①當(dāng)弱電解質(zhì)電離程度很小時(shí)c(HX)?c(H+)≈c(HX)②同理，弱堿(BOH)溶液中③電離度α=已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)總的弱電解質(zhì)分子數(shù)×100%三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用1.判斷電離平衡的移動(dòng)方向例3：將1L0.1mol/L醋酸加水稀釋到2L，判斷電離平衡移動(dòng)的方向。K=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)條件改變瞬間：Q=c(CH3COO－)·c(H+)1212c(CH3COOH)12Q＜K加水稀釋平衡正移QC＜K，反應(yīng)向正方向進(jìn)行V正

>V逆QC＝K，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)V正

=V逆QC＞K，反應(yīng)向逆方向進(jìn)行V正

<V逆典例3：在pH=3的醋酸中，加入一定量pH=3的鹽酸，電離平衡如何變化？=Ka電離平衡不移動(dòng)Q=c(H+)·c(CH3COO?)2c(CH3COOH)2三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用2.比較弱酸弱堿的相對強(qiáng)弱同一條件下，弱電解質(zhì)的K值越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)【實(shí)驗(yàn)3?2】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Ka(CH3COOH)與Ka1(H2CO3)的大小關(guān)系？2CH3COOH+Na2CO3

===2CH3COONa+CO2↑+H2OKa(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)酸性：CH3COOH＞H2CO3三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用3.比較離子結(jié)合質(zhì)子（H+）的能力大小電離常數(shù)越小，酸性越弱，酸根離子結(jié)合H+的能力就越強(qiáng)；電離常數(shù)越小，堿性越弱，陽離子結(jié)合OH?的能力就越強(qiáng)。

酸性：

CH3COO-_____

HCO3-_____

CO32-

結(jié)合H+能力：＜＜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氫氟酸HFKa=6.30×10-4氫氰酸HCNKa=6.20×10-10次氯酸HClOKa=3.00×10-8

亞硫酸H2SO3Ka1＝1.54×10?2Ka2＝1.02×10?7碳酸H2CO3Ka1＝4.4×10?7Ka2＝4.7×10?11典例4：根據(jù)下列弱酸在25℃的電離平衡常數(shù)回答問題

三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用4.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)律已知在25℃下，H2CO3和HClO的電離常數(shù)如下：H2CO3的

Ka1＝4.5×10-7，

Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8

寫出次氯酸鈉與少量二氧化碳反應(yīng)的離子方程式：

酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐2CO3＞HClO＞HCO3－酸根離子結(jié)合H+順序?yàn)椋篊O32-＞ClO-＞HCO3-ClO－＋CO2＋H2O

＝HClO＋HCO3－2ClO－＋CO2＋2H2O

＝HClO＋CO32－弱酸制強(qiáng)酸H2S+Br2

＝2HBr+S↓H2S＋CuSO4

＝CuS↓＋H2SO4發(fā)生氧化還原反應(yīng)H2SO3+Cl2+H2O＝H2SO4+2HClCuS溶解度極小，不溶于H2SO4典例5：已知在25℃下，H2CO3和HClO的電離常數(shù)如下：H2CO3的

Ka1＝4.5×10-7，

Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8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?/p>

、

、

。

將少量CO2通入NaClO的溶液中的離子方程式：

。

①CO32－+H+=HCO3－②ClO－+H+=HClO③HCO3－+H+=H2O+CO2↑ClO－+H2O+CO2

=HClO+HCO3－

酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐2CO3＞HClO＞HCO3－酸根離子結(jié)合H+順序?yàn)椋篊O32-＞ClO-＞HCO3-典例6：已知在25℃下，H2CO3和苯酚的電離常數(shù)如下：H2CO3的

Ka1＝4.5×10-7，

Ka2＝4.7×10-11，C6H5OH的Ka=1.0×10-10

寫出苯酚鈉與足量二氧化碳反應(yīng)的離子方程式：

。

電離能力：C6H5OHH2CO3HCO3－＞＞酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐2CO3＞

C6H5OH＞HCO3－酸根離子結(jié)合H+順序?yàn)椋篊O32-＞C6H5O-＞HCO3-NaHCO3三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用5.比較酸液中離子濃度大小磷酸H3PO4Ka1=6.90×l0-3Ka2=6.20×10-8Ka3=4.80×l0-13

判斷磷酸溶液中離子種類及濃度的大小。Ka1＞Ka2＞Ka3c(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)離子濃度：>>>>典例7：18℃時(shí)，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7，Ka2=2.1×10-12;H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。在濃度相同的兩種溶液中用“>”“<”或“=”填空。(1)H+的濃度:H2A

H2B。

(2)酸根離子的濃度:c(A2-)

c(B2-)。

(3)酸分子的濃度:c(H2A)

c(H2B)。

(4)溶液的導(dǎo)電能力:H2A

H2B。

>><>三、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用6.判斷微粒濃度比值的變化情況CH3COOH?CH3COO?+H+Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)例題：25℃醋酸溶液中加水稀釋過程中下列比值如何變化?

＝

＝

＝增大減小不變增大（3）比較離子結(jié)合質(zhì)子（H+）的能力大小（4）判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生表達(dá)式（2）比較弱酸弱堿的相對強(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：同一弱電解質(zhì)的稀溶液，

只受溫度影響（5）比較酸液中離子濃度大?。?）判斷微粒濃度比值的變化情況（1）判斷電離平衡的移動(dòng)方向（1）改變條件，電離平衡正向移動(dòng)，電離平衡常數(shù)一定增大（2）改變條件，電離平衡常數(shù)增大，電離平衡一定正向移動(dòng)（3）相同條件下，可根據(jù)電離平衡常數(shù)的大小，比較弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)