3.1 电离平衡（第3课时 电离平衡常数）-【备课优选】2022-2023学年高二化学同步优选备课课件（人教版2019选择性必修一）

第3课时 电离平衡常数 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 CH3COOH CH3COO - + H+ 电离 结合 v(电离) v(结合) v(电离) = v(结合) 电离平衡状态 t v c ( H+) .c(CH3COO -) c(CH3COOH) 为定值 温故知新 特征 逆、等、动、定、变 2 一、电离常数 1、概念：一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的 乘积与溶液中未电离的分子的 之比是一个常数，这个常数成为电离常数，弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示 浓度 浓度 2、 表达式 对于一元弱酸 HA H++A- Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) 对于一元弱碱 BOH B++OH- Kb= c ( B+).c( OH- ) c(BOH) 3 思考：对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？ 25℃ 几种弱酸的 Ka 不同温度下CH3COOH的 Ka 温度 Ka 0℃ 1.66×10-5 10℃ 1.73×10-5 25℃ 1.75×10-5 弱电解质 Ka HF 6.3×10-4 CH3COOH 1.75×10-5 HCN 6.2×10-10 相同温度下，Ka 越大，弱酸越易电离，酸性越强 (2)电离常数 Ka与温度有关， 但电离常数随温度变化不大 (1)相同温度下，不同弱酸的 Ka 不同，由弱酸的性质决定 3、电离常数的影响因素 H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为： 多元弱酸或多元弱碱的电离是分步进行的，多元弱酸电离常数依次称为Ka1、Ka2……多元弱碱电离常数依次称为Kb1、Kb2…… 你知道吗 ＝4.5×10－7 c(H＋)·c(HCO3－) c(H2CO3) Ka1＝ H2CO3 H＋＋HCO3－ ＝4.7×10－11 c(H＋)·c(CO32－) c(HCO3－) Ka2＝ HCO3－ H＋＋CO32－ Ka1≫Ka2,计算多元弱酸中c(H+)，或比较多元弱酸的相对强弱时，通常只考虑第一步。 5 (1)电离平衡常数与浓度无关，只与温度有关，升高温度，K 值增大。 　 (2)多元弱酸各步电离常数大小比较：K1>> K2 >> K3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定的。 4、特点 H2CO3的Ka1≫Ka2 H2CO3的一级电离，是从中性的H2CO3分子中电离出一个带正电的氢离子；H2CO3的二级电离，是从带负电的HCO3－中电离出一个带正电的氢离子，而且第一步电离出的H+抑制了第二步的电离；所以Ka1≫Ka2 6 反应本质 2CH3COOH + Na2CO3 ==2CH3COONa + H2O + CO2↑ 酸性：CH3COOH ＞ H2CO3 实验结论： Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) 查阅教科书附录II CH3COOH Ka＝1.75×10−5（25 ℃） H2CO3 Ka1＝4.5×10−7（25 ℃） 1 实验3-2:向盛有2 mL 0.1 mol/L 醋酸的试管中加入等浓度 Na2CO3溶液，观察现象。能否推测出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1 的大小？ 5、意义：同温度同浓度，K 值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强 7 起始浓度/(mol·L−1) 变化浓度/(mol·L−1) 平衡浓度/(mol·L−1) 0.2 0 0 1.7×10−3 c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 1.7×10−3 1.7×10−3 0.2 −1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 ＝ (1.7×10−3)·(1.7×10−3) 0.2 ≈ 1.4×10−5 c(NH3·H2O) Kb＝ c(NH4+ )·c(OH−) 在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·L−1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10−3 mol·L−1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb） NH3·H2O NH4+ + OH− 6、电离平衡常数的计算 (1)电离平衡常数的计算 电离度α ：弱电解质电离程度相对大小的另一种参数 α= 已电离的电解质浓度 电解质的初始浓度 ×100% 已电离的分子数 弱电解质初始分子总数 = ×100% 注意：①弱电解质浓度越小，电离程度越大; ②同温度同浓度时，电离度越大，则酸性(或碱性)越强； 思考：该溶