第第頁第三章第一節電離平衡第2課時（31張PPT）-2023-2024學年高二化學同步課件（人教版2023選擇性必修1）(共31張PPT)

第一節電離平衡

第2課時

第三章

水溶液中的離子反應與平衡

電離平衡常數的應用

2

電離平衡常數表達式的書寫

1

本節重點

本節難點

閱讀教材57頁，思考：如何定量的表示弱電解質電離程度的大小呢？

電離平衡常數

探究一如何定量表示弱電解質電離程度的大小

HAA+H+

對一元弱酸或一元弱堿來說，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

Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數

c(A)·c(H+)

c(HA)

Ka＝

一元弱酸(HA)的電離的平衡常數

一元弱堿(BOH)的電離的平衡常數

Kb＝

c(B+)·c(OH)

c(BOH)

HBOH+B+

CH3COOHCH3COO+H+

c(CH3COO)·c(H+)

c(CH3COOH)

Ka＝

NH3·H2ONH+OH

+

4

醋酸(CH3COOH)的電離的平衡常數

一水合氨(NH3·H2O)的電離的平衡常數

Kb＝

c(NH)·c(OH)

c(NH3·H2O)

+

4

根據所學內容，寫出CH3COOH、NH3·H2O的電離常數

電離平衡常數

【典例】在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.2mol·L1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×103mol·L1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數(Kb)

c(NH3·H2O)＝(0.21.7×103)mol·L1≈0.2mol·L1

c(NH3·H2O)

Kb＝

c(NH4+)·c(OH)

＝

(1.7×103)·(1.7×103)

(0.21.7×103)

0.2

≈

(1.7×103)·(1.7×103)

起始濃度/(mol·L1)

變化濃度/(mol·L1)

平衡濃度/(mol·L1)

0.2

0

0

1.7×103

0.21.7×103

1.7×103

1.7×103

1.7×103

1.7×103

NH3·H2ONH

+

4

+OH

≈

1.4×105

電離平衡常數

探究二影響電離常數大小的因素

分析相同溫度下(25℃)一元弱酸的電離常數，你有什么發現？

問題1

名稱化學式電離常數(K)名稱化學式電離常數(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

規律一：相同溫度下，電離常數由弱電解質的性質決定

電離平衡常數

探究二影響電離常數大小的因素

升高溫度，pH減小，溶液中氫離子濃度增大，電離平衡正向移動

分子變大

分母變小

c(CH3COO)·c(H+)

c(CH3COOH)

Ka＝

溫度20℃24℃

pH3.053.03

規律二：電離常數大小受溫度影響

分析不同溫度下0.05mol/L醋酸的pH的大小，你有什么發現？

問題2

電離平衡常數

探究二影響電離常數大小的因素

名稱化學式電離常數(K)名稱化學式電離常數(K)

碳酸H2CO3Ka1=4.50×l0-7亞硫酸H2SO3Ka1=1.40×l0-2

Ka2=4.70×10-11Ka2=6.00×l0-8

草酸H2C2O4Ka1=5.60×l0-2氫硫酸H2SKa1=1.10×l0-7

Ka2=1.50×l0-4Ka2=l.30×10-13

磷酸H3PO4Ka1=6.90×l0-3Ka2=6.20×10-8Ka3=4.80×l0-13

規律三：比較多元弱酸的各步電離常數可以發現，Ka1>Ka2>Ka3>……當Ka1>>Ka2時，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

分析相同溫度下(25℃)多元弱酸的電離常數，你有什么發現？

問題3

電離平衡常數

探究二影響電離常數大小的因素

歸納總結

電離常數的大小首先由物質的性質決定，同一溫度下不同弱電解質的電離常數一般不同

電離常數受溫度的影響。對于同一弱電解質，溫度越高，電離常數越大；溫度越低，電離常數越小。但由于電離過程中熱效應較小，因此溫度改變對電離常數影響不大，其數量級一般不變，故室溫范圍內可忽略溫度對電離常數的影響

一般來說，多元弱電解質的各級電離常數相差很大

示例：CH3COOH在25℃時，Ka為1.75×10-5，0℃時，Ka為1.65×10-5

電離平衡常數

探究三電離常數具體應用

應用一：判斷弱酸(弱堿)的相對強弱，同一條件下，電離常數越大，酸性(堿性)越強

名稱化學式電離常數(K)名稱化學式電離常數(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：HCOOH＞HNO2＞HF＞CH3COOH＞HClO＞HCN

電離平衡常數

探究三電離常數具體應用

應用二：判斷復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”規律

實驗：向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液，觀察現象。你能否由此推測Ka(CH3COOH)與Ka1(H2CO3)的大小關系？

2CH3COOH+Na2CO32CH3COONa+CO2↑+H2O

CH3COOH＞H2CO3

Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)

生成大量氣泡

H2CO3

實驗現象：

化學方程式：

酸性強弱：

電離常數大小：

弱酸制強酸，可以嗎？舉例說明

H2S+Br2=2HBr+S↓

該反應表面看是弱酸制強酸，實質是兩者發生復分解反應，生成了難溶性的CuS沉淀，使離子濃度大大降低

H2S+CuSO4CuS↓+H2SO4

H3PO4(濃)+NaCl(s)NaH2PO4+HCl(g)

加熱

生成易揮發性的酸

發生氧化還原反應

生成穩定的配合物

HF+BF3=H[BF4]

H2SO3+Cl2+H2O=H2SO4+2HCl

H2S+2AgF=Ag2S↓+2HF

電離平衡常數

探究三電離常數具體應用

應用三：判斷溶液中的某些離子濃度的變化

25℃時

0.1mol/L

HNO2

Ka=5.6×10-4

0.1mol/L

HCOOH

Ka=1.8×10-4

0.1mol/L

CH3COOH

Ka=1.75×10-5

0.1mol/L

HCN

Ka=6.2×10-10

氫離子

濃度最大

氫離子

濃度最小

電離平衡常數

探究三電離常數具體應用

應用四：計算弱酸、弱堿溶液中的H+、OH-的濃度

c(H+)＝

cKa

弱酸溶液中

c(OH-)＝

cKb

弱堿溶液中

這兩個公式如何得到的？課下思考并寫出推到過程

【思考與討論】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鹽酸、2mL2mol/L醋酸，測得錐形瓶內的壓強隨時間的變化如圖所示。

請回答下列問題：

(1)兩上反應的速率及其變化有什么特點？

特點：反應速率都是先快后慢，鎂條與鹽酸的反應速率比鎂條與醋酸的反應速率要快

鹽酸和醋酸都是一元酸，醋酸的電離度在百分之一左右。所以兩者濃度相同時候，鹽酸中氫離子濃度大約是醋酸中氫離子濃度的一百倍，當然反應快

鹽酸中氫離子濃度大約是醋酸中氫離子濃度，為什么最終產生的氫氣的體積是相同？

2mL2mol/L醋酸

2mL2mol/L鹽酸

HClH+

+Cl

2mol/L

CH3COOHH++CH3COO

小于2mol/L

完全電離

部分電離

【思考與討論】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鹽酸、2mL2mol/L醋酸，測得錐形瓶內的壓強隨時間的變化如圖所示。

請回答下列問題：

(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？

結論：鎂條和鹽酸與鎂條和醋酸最終反應結束時，產生氫氣的體積是相同的

產生氣體總量取決于酸能電離出的氫離子總量，兩酸都是一元酸，并且等體積等濃度，即等物質的量，里面還有的氫離子總量相同，所以最終生成的氫氣的量一樣多

鹽酸中氫離子濃度大約是醋酸中氫離子濃度，為什么最終產生的氫氣的體積是相同？

2mL2mol/L鹽酸

2mL2mol/L醋酸

HClH+

+Cl

2mol/L

CH3COOHH++CH3COO

小于2mol/L

完全電離

部分電離

思考：相同物質的量濃度(相同pH)，相同體積強酸(堿)與弱酸(堿)有什么不同呢？

相同物質的量濃度、相同體積

強酸(堿)與弱酸(堿)的比較

示例分析：鹽酸與醋酸溶液分別與物質反應

①鹽酸：c(H+)大、pH小，開始與金屬反應的速率大

②醋酸溶液：c(H+)小、pH大，開始與金屬反應的速率小

③鹽酸和醋酸溶液中和堿的能力相同，與足量活潑金屬反應產生H2的量相等

溶液中H+由HCl完全電離所得，無未被電離的H+

溶液中H+由CH3COOH部分電離所得，存在未被電離出的H+

HCl

CH3COOH

t

V(g)

0

強酸(堿)與弱酸(堿)的比較

相同物質的量濃度、相同體積

示例分析：鹽酸與醋酸溶液加水稀釋

加水稀釋相同的倍數，醋酸溶液的pH大

加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多

7

0

V(水)

b

a

HCl

CH3COOH

pH

V1

V2

不考慮溶液極稀的情況

7

0

V(水)

b

a

HCl

CH3COOH

pH

V'

相同pH、相同體積

強酸(堿)與弱酸(堿)的比較

示例分析：鹽酸與醋酸溶液與物質反應

①鹽酸：c(酸)小，中和堿的能力小，與足量活潑金屬反應產生H2的量少

②醋酸溶液：c(酸)大，中和堿的能力大，與足量活潑金屬反應產生H2的量多

③鹽酸和醋酸溶液中的c(H+)相等，開始與活潑金屬反應產生H2的速率相等

溶液中HCl完全電離，達到相同pH所需濃度更小

溶液中CH3COOH部分電離，達到相同pH所需濃度更大

t

V(g)

0

HCl

CH3COOH

強酸(堿)與弱酸(堿)的比較

示例分析：鹽酸與醋酸溶液加水稀釋

加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大

加水稀釋到相同的pH，醋酸溶液加入的水多

不考慮溶液極稀的情況

相同pH、相同體積

7

0

V(水)

b

a

HCl

CH3COOH

pH

V'

7

0

V(水)

b

a

HCl

CH3COOH

pH

V1

V2

酸堿質子理論(布朗斯特酸堿理論)

共軛酸堿組成上相差一個H，像碳酸和碳酸氫根是一對共軛酸堿(碳酸是給出質子的酸，碳酸氫根是接受質子的堿)，碳酸氫根和碳酸根是一對共軛酸堿(碳酸氫根是給出質子的酸，碳酸根是接受質子的堿)。故像碳酸氫根這樣的，既能做質子酸(給出質子)，又能做質子堿(接受質子)

丹麥布朗斯特-勞里

1923年提出的質子理論認為：凡是給出質子(H+)的任何物質(分子或離子)都是酸；凡是接受質子(H+)的任何物質都是堿。簡單地說，酸是質子的給予體，而堿是質子的接受體。酸和堿之間的關系表示如下：酸=質子(H+)+堿

1.下列關于電離平衡常數(K)的說法中正確的是()

A.相同條件下，電離平衡常數(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱

B.電離平衡常數(K)與溫度無關

C.相同溫度下，不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同

D.多元弱酸各步電離平衡常數大小關系為K(a1)CH3COOH>H3PO2

B.反應H3PO2+CH3COO-==CH3COOH+H2PO2-能夠發生

C.由電離常數可以判斷，H3PO2屬于強酸，HCN和CH3COOH屬于弱酸

D.等物質的量濃度、等體積的三種酸溶液，與足量鋅粉反應，H3PO2產生H2最多

酸HCNCH3COOHH3PO2

電離常數5×10-101.75×10-55.9×10-2

B

4.常溫下,向兩個錐形瓶中各加入0.05g鎂條,塞緊橡膠塞,用注射器向其中一個錐形瓶中注入2mL1mol·L-1草酸溶液(H2C2O4的