电离度和电离平衡常数.ppt

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1、高中化学电离度电离平衡常数在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。CH3COOHCH3COO-+H+α=n（Ac-）n（HAc原）α=n（H+）n（HAc原）表示方法:一、电离度α=C（Ac-）C（HAc原）100%α=C（H+-）C（HAc原）100%α=132/10000×100%=1.32%。25℃，0.1mol/L的HAc溶液中，每10000个HAc分子里有132个分子电离成离子。求该醋酸的电离度纯HAc溶液中，忽略水解离所产生的H+，达到平衡时：测得

2、已知浓度的HAc的pH，由pH=－lgc(H＋)，计算出c(H+)，即可算出α。3、电离度的测定方法(见教材76页)CH3COOHCH3COO-+H+4、影响电离度大小的因素(1)内因—电解质的本性,电解质越弱,电离度越小(2)外因P76表4.1越强越电离影响弱电解质电离度的外因：1.浓度浓度越稀，电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少，其电离度就越大；2.温度温度升高时，平衡向吸热方向移动，而多数电解质电离时都要吸收热量，因此电离度增大。因此在表示各种电解质电离度大小时，应注明浓度和温度。一般不注明温度是指25℃用电离度比

3、较弱电解质的相对强弱时必须在同温同浓度条件下相同温度下:浓度越大,越小;浓度越小,越大相同浓度下:温度越高,越大;温度越低,越小即:越热越电离,越稀越电离(电离过程吸热)表不同浓度HAc的电离度α和[H+]结果表明增大c(HAc)的浓度，[H+]浓度增大，但电离度却是减少的。这是因为HAc的电离度是一个比值，即α=[H3O+]/c(HAc)。α与[H3O+]及c[HAc]都有关。c/(mol.L-1)α(%)[H+]/(mol.L-1)0.0202.955.90×10-40.1001.321.32×10-30.2000.

4、9321.86×10-3在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为：HFHCOOHNH3·H2OHAcHCNα8.0%4.24%1.33%1.32%0.01%则它们的酸性强弱顺序是:HF>HCOOH>HAc>HCN>NH3·H2O4、有关电离度的计算.例1.某一弱酸HA,达到平衡时,溶液中的弱酸分子数与离子总数之比为9.5:1,求此一元弱酸的电离度.化学平衡中的转化率电离度实质是:计算方法是三步法“初”、“电离”、“平”(C)例2：在0.2mol/L的醋酸溶液中,当CH3COOHH++CH3COO－已达平衡时，若要使

5、醋酸的电离度减小，溶液中的c(H+)增大，应加入A.CH3COONaB.NH3·H2OC.HClD.H2O例1：在一定温度下，在100ml某一元弱酸的溶液中，含有该弱酸的分子数为5.42×1020个，并测得该溶液的C(H+)=1×10－3mol/L。在该平衡体系中，这种一元弱酸的电离度约为A.9%B.10%C.3%D.0.1%(B)1、定义：弱电解质，电离平衡时，各组分浓度的关系。2、表达式：Ka=[H+][Ac-][HAc]Kb=[NH4+][OH-][NH3·H2O]3、意义：25℃时HFK=7.2×10–4HAcK=1.8

6、×10–5∴酸性：HF＞HAc在一定温度下，电离常数与浓度无关。五、电离平衡常数简称:电离常数温度升高，K电离增大①电离度是转化率的形式,电离常数是平衡常数的形式;②电离度受浓度的影响,电离常数不受浓度的影响;③两者均可用来表示弱电解质的电离程度及其相对强弱的。但用电离度时必须在同温同浓度条件下，而电离常数只须在同温下便可。电离度和电离常数的关系（以CH3COOH电离为例）：CH3COOHCH3COO-+H+初始浓度C00平衡浓度C（1-α）C·αC·α4、多元弱酸分步电离，用K1、K2、K3表示.多元弱酸：多元弱酸分步电离，以

7、第一步为主，依次减弱；酸性的强弱由K1决定例如碳酸在水溶液中：H2CO3H++HCO3－HCO3－H++CO32－每步电离都各有电离常数，分别用K1、K2表示。在25℃时，K1=4.2×10－7，K2=5.6×10－11，K1>>K2，一般说，多元弱酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。酸HAK水溶液中的酸（25oC）H3PO4+H2OH2PO4-+H3O+H2PO4-+H2OHPO42-+H3O+HPO42-+H2OPO43-+H3O+稀磷酸溶液中C（H+）＞＞C（PO43-）而非C（H+）=3C（PO43-）相同浓度的上述溶液中

8、溶质分子浓度最大的是A、HFB、HCNC、HNO2D、CH3COOHB1.已知25℃时，KHF=7.2×10-4KHCN=4.9×10-10KHNO2=4.6×10-4KCH3COOH=1.8×10-52.下列阴离子，其中最易结合H+的是（）A、C6H5O－B、