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文檔簡介
高二—人教版—化學—選擇性必修1—第二章
第一節(jié)電離平衡(第二課時:電離平衡常數(shù))教學目標2、知道電離平衡常數(shù)的表達式與弱酸的分步電離原則;通過數(shù)據(jù)分析得出影響電離平衡常數(shù)的因素;3、能通過三段式進行電離平衡常數(shù)的相關計算;并以此定量推斷外界條件對平衡的影響;1、建立電離平衡常數(shù)的大小與離子性質(zhì)、弱電解質(zhì)微觀存在狀態(tài)的聯(lián)系,并解決相關的實際問題;思考:1、如何驗證CH3COOH、H2CO3、H3BO3的酸性強弱?請設計具體的實驗方案,并進行實驗。提供試劑:1mol/L醋酸溶液、1mol/LNa2CO3溶液、飽和H3BO3溶液2、弱酸酸性強弱的微觀含義是什么(分別思考酸與酸根離子的性質(zhì))?如何用具體數(shù)值表示CH3COOH、H2CO3、H3BO3三種弱酸的酸性強弱?環(huán)節(jié)一、電離平衡常數(shù)含義及其表達式在一定溫度下,當弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平衡時,溶液中各種離子濃度的乘積,跟溶液中未電離的分子濃度之比是一個常數(shù),這個常數(shù)稱為電離平衡常數(shù),簡稱電離常數(shù)。1、定義弱堿的電離常數(shù)一般用Kb表示
弱酸的電離常數(shù)一般用Ka表示
2、平衡常數(shù)表達式(1)CH3COOH的電離常數(shù):(3)NH3·H2O的電離常數(shù):(4)H2CO3的電離常數(shù):(2)HCN的電離常數(shù):思考:①寫出下列電解質(zhì)的電離方程式;②并寫出電離平衡常數(shù)的表達式NH3·H2ONH4++OH-
CH3COOHCH3COO-+H+
HCNCN-+H+
H2CO3H++HCO3-
HCO3-H++CO32-
思考:某pH=4的H2CO3溶液中,c(H2CO3):c(HCO3-):c(CO32-)=1:4.5×10-3:2.12×10-9。分析以上數(shù)據(jù),你可以得出什么結(jié)論?說出你的理由。
1、
c(H2CO3)>>c(HCO3-)——碳酸的電離平衡常數(shù)很小2、因為三種離子共存——碳酸存在分步電離3、c(H2CO3)>>c(HCO3-)>>c(CO32-)——碳酸的電離程度很小——溶液中的H+主要由第一步電離產(chǎn)生——Ka1>>Ka2(1)多元弱酸的各級電離常數(shù)逐級
;(2)對于各級電離常數(shù)相差很大的多元弱酸(Ka1>>Ka2),計算多元弱酸中的c(H+),或比較多元弱酸的相對強弱時,通常只考慮
電離。3、電離平衡常數(shù)(K)的含義思考:觀察下列數(shù)據(jù),與你的預期是否相同?H2CO3HCO3-+H+
Ka1=4.5×10-7mol·L-1
HCO3-CO32-+H+
Ka2=4.7×10-11mol·L-1
規(guī)律與應用第一步減少Ka1>Ka2>
……——電解質(zhì)微觀狀態(tài)的標志(定量)3、平衡常數(shù)(K)的含義思考:觀察下列25℃時的數(shù)據(jù),能否證實實驗的結(jié)論。Ka(CH3COOH)=1.75×10-5mol·L-1
Ka1(H2CO3)=4.5×10-7mol·L-1
Ka(H3BO3)=5.8×10-10mol·L-1
(3)一定溫度下,Ka或Kb越大,對應弱電解質(zhì)越易電離,電離程度
。如25℃時,Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3),則H2CO3的酸性比CH3COOH的酸性
。
規(guī)律與應用越大
弱在25℃時,c(NH3·H2O)=0.2mol·L?1,達到電離平衡時,c(NH3·H2O)已電離=1.9×10?3mol·L?1。4、電離平衡常數(shù)的相關計算NH3·H2O與CH3COOH同為弱電解質(zhì),請分析兩者電離程度的大小。思考:Ka(CH3COOH)=1.75×10-5mol·L-1
起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)0.2001.9×10?3c(NH3·H2O)=(0.2?1.9×10?3)mol·L?1
≈0.2mol·L?11.9×10?31.9×10?30.2?1.9×10?31.9×10?31.9×10?3=(1.9×10?3)·(1.9×10?3)0.2≈1.8×10?5mol·L-1c(NH3·H2O)Kb=c(NH4+)·c(OH?)NH3·H2ONH4++OH?4、電離平衡常數(shù)的相關計算25℃時,Ka(CH3COOH)=1.75×10-5mol·L-1
1、影響電離平衡常數(shù)(K)的因素不同溫度下醋酸的電離常數(shù)溫度電離常數(shù)25℃1.75×10-50℃1.65×10-5思考:分析表格數(shù)據(jù),得出結(jié)論①升高溫度,電離平衡常數(shù)增大。②電離過程為ΔH
>0的吸熱反應。環(huán)節(jié)二、影響電離平衡的因素我們知道化學平衡常數(shù)只受溫度的影響,那么溫度對電離平衡常數(shù)又有怎樣的影響呢?升高溫度,電離常數(shù)K值增大,電離程度加大電解質(zhì)越弱,越難電離,電離常數(shù)K越小內(nèi)因:外因:由物質(zhì)本性決定在使用電離平衡常數(shù)時應指明溫度1、影響電離平衡常數(shù)(K)的因素電離常數(shù)與弱電解質(zhì)的濃度無關,同一溫度下,不論弱電解質(zhì)的濃度如何變化,電離常數(shù)是不會改變的溫度濃度CH3COOHH+
+CH3COO-2、外界條件對電離平衡的影響設稀釋前c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)為c1、c2、c3。原平衡濃度:c1
c2
c3Qc=Ka>Qc,平衡正向進行思考:將稀醋酸稀釋到原來濃度的1/2,思考平衡的移動方向、溶液導電能力、各微粒濃度的變化情況。新平衡濃度:2、外界條件對電離平衡的影響思考:25℃
醋酸Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。結(jié)合Ka的表達式,在25℃時,如何使溶液中c(CH3COOH)=c(CH3COO-)。c(CH3COOH)=c(CH3COO-)當c(H+)=Ka=1.75×10-5mol·L-1時電離平衡常數(shù)的微觀含義:例: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=3.2×10-81、判斷三種酸的酸性強弱:
>
>
。2、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為:
、
、
。
3、將少量CO2通入NaClO的溶液中的離子方程式:
。
電離常數(shù)的應用弱酸的Ka值越小,酸性越弱,酸根陰離子結(jié)合H+的能力就越強。H2CO3HClOHCO3-H++CO32-=HCO3-H++ClO-=HClOH++HCO3-=H2CO3H2O+CO2+ClO-=HCO3-+HClO比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大?。褐x謝觀看高二—人教版—化學—選擇性必修1—第二章
第一節(jié)電離平衡(第二課答疑)
D例2:某溫度下,等體積、c(H+)相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋,溶液中的c(H+)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷下列說法正確的是(
)A.曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線B.b點溶液的導電能力比c點溶液的導電能力強C.取等體積的a點、b點對應的溶液,消耗的NaOH的量相同D.b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度B例3:相同溫度下,三種酸的電離平衡常數(shù)如表所示,下列判斷正確的是(
)A.三種酸的強弱關系:HX>HY>HZB.反應HZ+Y-===HY+Z-不能發(fā)生C.由電離平衡常數(shù)可以判斷:HZ屬于強酸,HX和HY屬于弱酸D.相同溫度下,1mol·L-1HX溶液的電離平衡常數(shù)等于
0.1mol·L-1HX溶液的電離平衡常數(shù)酸HXHYHZ電離平衡常數(shù)Ka9×10-79×10-61×10-2D例4:將濃度為0.1mol·L-1HF溶液加水不斷稀釋,下列各量始終保持增大的是(
)A.c(H+)B.Ka(HF)C.D.c(H+)c(F-)c(H+)c(HF)DHF為弱酸,存在電離平衡:HF
H++F-例5:常溫下,CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數(shù)分別為1.7×10-5、1.8×10-4,以下關于0.1mol·L-1CH3COOH溶液、0.1mol·L-1HCOOH溶液的說法正確的是(
)A.c(H+):CH3COOH>HCOOHB.等體積的兩溶液中,分別加入過量的鎂,產(chǎn)生氫氣的體積:HCOOH>CH3COOHC.HCOOH可能與NaOH發(fā)生反應:H+
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