2020-2021学年第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡精品课件ppt

这是一份2020-2021学年第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡精品课件ppt，共19页。PPT课件主要包含了电离平衡常数，表示方法，可表示为，电离度，Ka1＝，Ka2＝，现象结论，有无色气体产生，≈14×10-5等内容，欢迎下载使用。

【思考】怎样定量比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
1．含义： 在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示.
c(A -）、 c(B十）、 c(HA）和c(BOH） 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值
(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，
(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，
(3)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。例如， H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
电离常数的大小：Ka1≫Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。
如酸性：草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸
【注意】多元弱酸的电离是分步进行的，K1 ＞ ＞ K2＞ ＞ K3 。 因此，多元弱酸的酸性由第一步电离决定。
4、影响弱电解质电离常数的因素：
（1）内因：弱电解质的本性。 电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
（2）外因：只与T有关
T越大， Ka（Kb）越大。
例1、下列关于电离常数(K)的说法中正确的是 (　　) A．电离常数(K)越小，表示弱电解质的电离能力越弱 B．电离常数(K)与温度无关 C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同 D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1（1）比较弱电解质的相对强弱：
如常见弱酸的电离平衡常数（25℃）H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH 1.54×10-2 7.6×10-3 3.53×10-4 1.76×10-5 H2CO3 H2S HClO 4.3×10-7 9.1×10-8 2.9×10-8
酸性: H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
K值越大，电离程度越大，酸(或碱)性越强。
【实验3-2】向盛有2mL 1ml·L-1醋酸的试管中滴加1ml·L-1 Na2CO3溶液。观察现象。你能否由此推测CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
醋酸的酸性强于碳酸，即Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)
2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2↑
(2)镁条和盐酸与镁条和醋酸最终反应结束时，产生氢气的体积是相同的。
(1)反应速率都是先快后慢，镁条与盐酸的反应速率比镁条与醋酸的反应速率要快。
（2）比较溶液中离子浓度的大小比较 如磷酸的三步电离的电离常数，第一步 第二步 第三步。在磷酸溶液中C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- c(OH-)
（3）比较离子结合质子（H+）的能力大小 一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越 。
试解释：2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa +H2O+CO2↑（强酸制弱酸）的原因？
例3、25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
请回答下列问题：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为__________________________。
(2) H2CO3的电离平衡常数Ka1、Ka2差别很大的原因(从电离平衡的角度解释)：_____________________________________________。
(3)同浓度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 。
例4、已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka=1.77×10-4， HCN：Ka=4.9×10-10， H2CO3：Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，则以下反应不能自发进行的是________(填字母)。 a．HCOOH＋NaCN=HCOONa＋HCN b．NaHCO3＋NaCN =Na2CO3＋HCN c．NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3 d．2HCOOH＋CO32- =2HCOO－＋H2O＋CO2↑ e．H2O＋CO2＋2CN－=2HCN＋CO32-
（4）判断复分解反应能否发生和书写化学方程式 一般符合“强酸制弱酸”规律。
写出下列条件下所发生反应的离子方程式：(1)少量Cl2通入到过量的Na2CO3溶液中：________________________________________。(2)Cl2与Na2CO3按物质的量之比 1∶1恰好反应：________________________________________。(3)少量CO2通入到过量的NaClO溶液中：_____________________________________。
例5、25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
例题6、在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2ml·L-1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10-3 ml·L-1,计算NH3·H2O的Kb
NH3·H2O NH4 + + OH -
c0(ml·L-1) 0.2 0 0 △c(ml·L-1) 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3c平(ml·L-1) 0.2-1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3
c平(NH3·H2O)= (0.2-1.7×10-3 ) ml·L-1≈0.2 ml·L-1
6、有关电离常数的计算
(1)求电离平衡常数。
例7（1）25℃时，aml/LCH3COOH溶液的c(H+)=10-bml/L，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离平衡常数Ka= .（2）25℃时,HF的Ka=6.4×10-4，则此温度下0.1ml/L的HF溶液中，c(H+)为 ml/L
c（H+）=0.008ml/L
类型1、已知起始时c(HX)和电离产生的c(H+),求电离平衡常数。　　 HX　　　　 H+　+　 X-起始: c(HX) 0 0平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
类型2、已知起始时c(HX)和电离平衡常数,求溶液中c(H+)。　　 HX　　　　 H+　 +　 X-起始: c(HX) 0 0平衡: c(HX)-c(H+)c(H+) c(X-)