第一节 电离平衡常数

第3章 水溶液中的离子反应与平衡 3.2 弱电解质的电离平衡 第2课时 电离平衡常数 实验3-2：Q1-1：醋酸和碳酸钠反应生成碳酸，这个反应能发生的原因是什么？ Q1-2:如何定量比较弱电解质的相对强弱？ Q2 :类比化学平衡常数及意义，请你定尝试定义电离平衡常数，影响因素有哪些？电离平衡常数K的大小意味着什么？ 1.定义： 对一元弱酸或一元弱碱来说，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。 2.1 电离平衡常数 弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示 2.电离平衡常数表达式： AB A++B－ K= c(B－) c(A+) c(AB) CH3COOH CH3COO- + H+ NH3·H2O NH4++ OH- K不用写单位 HCOOH COO− + H+ [COO−]·[H+] [HCOOH] Ka＝ HNO2 H+ + NO2− 甲酸(HCOOH) 亚硝酸(HNO2) 试着写出甲酸、亚硝酸、氢氟酸和氢氰酸的电离常数表达式 氢氟酸(HF) 氢氟酸(HCN) HF H+ + F− HCN H+ + CN− [NO2−]·[H+] [HNO2] Ka＝ [F−]·[H+] [HF] Ka＝ [CN−]·[H+] [HCN] Ka＝ 2.1 电离平衡常数 请写出碳酸(H2CO3)的平衡常数表达式 2.1 电离平衡常数 3.多元弱酸、多元弱碱的电离常数 （1）多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等 Ka1＝ c(H+)×c(HCO3-) c(H2CO3) H2CO3 H+＋HCO3- HCO3- H+＋CO32- Ka2＝ c(H+)×c(CO32-) c(HCO3-) =4.5×10-7 =4.7×10-11 一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1》Ka2 》Ka3等，因此，计算或比较多元弱酸的酸性，通常只考虑第一步电离。 思考：为什么第一步电离常数大于第二步 (2)多元碱也类似：Kb1 、Kb2 、Kb3 2.1 电离平衡常数 4.电离平衡常数的意义 一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 CH3COOH H2CO3 K=1.8×10-5 Ka1 =4.3×10-7 Ka2 =5.6×10-11 酸性：CH3COOH＞H2CO3＞ 分析相同温度下(25℃)一元弱酸的电离常数，你有什么发现? 名称 化学式 电离常数(K) 名称 化学式 电离常数(K) 甲酸 HCOOH Ka=1.8×10-4 乙酸 CH3COOH Ka=1.8×10-5 亚硝酸 HNO2 Ka=7.2×10-4 氢氰酸 HCN Ka=4.0×10-10 氢氟酸 HF Ka=5.6×10-4 一水合氨 NH3·H2O Kb=1.8×10-5 规律一：相同温度下，电离常数由弱电解质的性质决定 2.2 电离平衡常数的影响因素 规律二：电离常数大小受温度影响 分析不同温度下NH3·H2O的电离常数，你有什么发现？ 温度 0 ℃ 5 ℃ 10 ℃ 15℃ 20℃ 25℃ Kb/(10-5mol/L) 1.374 1.479 1.570 1.625 1.710 1.774 2.2 电离平衡常数的影响因素 （1）升温促进电离 （2）电离是吸热的 （3）温度变化不大时，一般可不考虑温度影响。 示例：CH3COOH在25 ℃时，Ka为1.8×10-5，0 ℃时，Ka为1.7×10-5 电离常数的大小首先由物质的性质决定，同一温度下不同弱电解质的电离常数一般不同。 电离常数受温度的影响。同一弱电解质，温度越高，电离常数越大；温度越低，电离常数越小。但由于电离过程中热效应较小，因此温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，故室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。 一般来说，多元弱电解质的各级电离常数相差很大。 电离平衡常数 归纳总结 【例1】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)及电离度 [NH3·H2O]＝(0.2−1.7×10-3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L-1 [NH3·H2O] Kb＝ [NH4+ ]· [OH-] ＝ (1.7×10-3)·(1.7×10-3) (0.2−1.7×10-3) 0.2 ≈ (1.7×10-3)·(1.7×10-3) 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 0.2 −1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3 NH3·H2O NH4+ + OH− ≈ 1.4×10-5 电离平衡的相关计算。 应用1 2.3 电离平衡常数的应用 10 若将溶液稀释至体积为原来的10倍，则溶液中c(OH–)如何变化，试计算说明。 例3:已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的浓度为 2.0 mol·L–1。求溶液中的氢氧根离子浓度c(OH–)。向2.0 mol/L 氨水溶液中加入NaOH固体，使溶液中c(OH-)＝0.10 mol/L，此时溶液中c(NH4+)≈____________。 6.0×10–3 = 2 - x x ∙ x C初/mol·L－1 2.0 0 0 ∆C/mol·L－1 x x x C平/mol·L－1 2－x x x NH3·H2O NH4+ + OH- = 1.8×10–5 [H+] ＝ cKa 弱酸溶液中 [OH-]＝ cKb 弱碱溶液中 思考：这两个公式如何得到的?写出推导过程。 电离平衡的相关计算。 应用1 2.3 电离平衡常数的应用 计算弱酸、弱碱溶液中H+ 、OH-的浓度 根据浓度商Q与K 的相对大小判断电离平衡的移动方向 应用2 c(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) 离子浓度： 第一步K1 ＞ 第二步K2 ＞ 第三步K3 > > > K1= K2= K3= 溶液中离子浓度的大小判断 应用3 比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。 应用3 2.3 电离平衡常数的应用 例:醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的? c(H+) c(CH3COOH) （1） 变小 c(H+) c(CH3COOH) （2） 变大 c(CH3COOH) c(CH3COO-) （3） 变小 c(H+) c(CH3COO-) ？ 酸性： HNO2＞HF ＞ HCOOH＞ HCN＞CH3COOH 应用4 判断弱酸(弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强。 名称 化学式 电离常数(K) 名称 化学式 电离常数(K) 甲酸 HCOOH Ka=1.8×10-4 乙酸 CH3COOH Ka=1.8×10-5 亚硝酸 HNO2 Ka=7.2×10-4 氢氰酸 HCN Ka=4.0×10-10 氢氟酸 HF Ka=5.6×10-4 一水合氨 NH3·H2O Kb=1.8×10-5 2.3 电离平衡常数的应用 Q4-1:请比较出以下一元弱酸的酸性强弱 应用4 判断弱酸(弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强。 2.3 电离平衡常数的应用 CH3COOH H2CO3 H2S K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 1 2 3 4 5 酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS‑ Q4-2:请比较出以下弱酸的酸性强弱 比较离子结合质子能力的大小。 应用5 2.3 电离平衡常数的应用 弱酸的Ka值越小,酸性越弱,电离能力越弱,酸根阴离子结合H+的能力就越强。 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO (25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 3.0×10－8 (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 ___________________________________。 (2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_______________________________________________ HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－ 判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 【实验】向盛有2 mL 1 mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液，观察现象。Q5-1:尝试推测Ka(CH3COOH)与Ka1(H2CO3)的大小关系? 2CH3COOH＋Na2CO3＝2CH3COONa＋CO2↑＋H2O CH3COOH ＞ H2CO3 Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) 生成大量气泡 H2CO3 实验现象： 化学方程式： 酸性强弱： 电离常数大小： 应用6 2.3 电离平衡常数的应用 判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 应用6 2.3 电离平衡常数的应用 Q5-2：已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： 则以下反应不能发生的是 酸性：HCOOH ＞ H2CO3＞ HCN＞HCO3- A：HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa B：NaHCO3＋NaCN===HCN＋Na2CO3 C：CO2＋H2O+NaCN===HCN＋NaHCO3 D：2HCOOH＋Na2CO3===HCN＋2HCOONa Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1 Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1 H2CO3 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 2022年河北卷 ①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：_____________________ 。 S2- + === HS- + 酸性：H2CO3＞H2S＞＞HS‑ ②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液：__________。 不反应 ③往Na2S溶液中通入少量CO2：_____________________。 2S2- + CO2 + H2O === 2HS- + ④往Na2S溶液中通入过量CO2：________________________。 S2- + 2CO2 + 2H2O === H2S↑ + 2 ⑤往Na2CO3溶液中通入少量H2S：_______________________________。 + H2S === + HS- ⑥往Na2CO3溶液中通入过量H2S：____________________________。 + H2S === + HS- 强酸制弱酸 酸碱质子理论(布朗斯特酸碱理论) 共轭酸碱组成上相差一个H，像碳酸和碳酸氢根是一对共轭酸碱(碳酸是给出质子的酸，碳酸氢根是接受质子的碱)，碳酸氢根和碳酸根是一对共轭酸碱(碳酸氢根是给出质子的酸，碳酸根是接受质子的碱)。故像碳酸氢根这样的，既能做质子酸(给出质子)，又能做质子碱(接受质子)。 丹麦 布朗斯特-劳里 1923年提出的质子理论认为：凡是给出质子(H+)的任何物质(分子或离子)都是酸；凡是接受质子(H+)的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而碱是质子的接受体。酸和碱之间的关系表示如下：酸 =质子(H+)+ 碱 1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是 (　　) A.相同条件下，电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数大小关系为K(a1 )<K(a2 )<…… A 2.已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.2%发生电离。下列叙述错误的(　　) A.升高温度，溶液的酸性增强 B.该溶液的c(H+)是2×10-4 mol·L-1 C.该一元酸的电离平衡常数约为1×10-7 D.向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡正向移动，但c(H+)减小 C 3.常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是 (　　) A.三种酸的酸性强弱:HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO- == CH3COOH+H2PO2-能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，与足量锌粉反应，H3PO2产生H2最多 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 5×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 B 4.常温下,向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条,塞紧橡胶塞,用注射器向其中一个锥形瓶中注入2 mL 1 mol·L-1草酸溶液(H2C2O4的K(a1)=5.0×10-2，K(a2)=5.4×10-5，向另一个锥形瓶中注入2 mL 2 mol·L-1 CH3COOH溶液(CH3COOH的Ka=1.8×10-5)，分别测得两个锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A.曲线②表示醋酸与镁条的反应 B.当反应停止时，醋酸产生的气体比草酸产生的气体多 C.反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短 D.草酸的电离方程式为H2C2O4 2H++C2O42- C 5.常温下，分别向体积相同、浓度均为1 mol·L-1的HA、HB两种弱酸溶液中不断加水稀释，酸溶液的1/2pH与酸溶液浓度的对数(lg c)的关系如图。下列对该过程相关分析正确的是(　　) A.HB的电离常数(Ka)数量级为10-3 B.酸性：HA>HB C.加水稀释过程中，HA的电离常数减小 D.常温下，当lg c = -7时，两种酸溶液的pH均为7 B 电离平衡 常数 电离平衡常数 电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数的相关计算 判断复分解反应能否发生 判断平衡移动 电离平衡常数的应用 内因——电解质本身 外因——只受温度影响 表达式 意义 归纳总结 Lavf58.12.100 $