水解平衡常数（共3篇）
水解平衡常数 篇1
摘要：化学平衡是中学化学中重要的理论内容之一,也是学生最难掌握的内容.而平衡常数的运用则是解决与平衡有关问题的重要手段和方法.中学化学中涉及到的平衡主要有:化学平衡、电离平衡、水解平衡、沉淀-溶解平衡.如果平衡常数运用得当,往往可以收到事半功倍的效果.
关键词：盐类水解,电离平衡常数,水解平衡常数
在学习化学平衡知识时,学生对化学平衡常数的应用认识较为浅薄.但实际上,很多较难的化学平衡问题都可以通过化学平衡常数K进行解决,甚至包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的一些问题,它们都是以化学平衡为基础的.在实际教学中,教师运用数学的计算,学生通过直观数据,某些疑难问题往往会变得易于理解.
首先要了解弱电解质的电离平衡常数与水解平衡常数的关系:以CH3COOH为例:
然后根据苏教版选修4课本课后附录中部分弱电解质在水中的电离平衡常数(25℃),然后计算其对应弱离子的水解平衡常数,见表1.
现从以下几个方面来介绍平衡常数在“电离平衡”、“水解平衡”教学中的妙用.
一、电离平衡———“浓度越小,弱电解质的电离程度越大”
有些学生不太理解这句话,其实这个问题就可以通过平衡常数K与Qc的关系解决.若有浓度为0.01 mol·L-1的醋酸溶液1 L,CH3COOH达电离平衡时:
现加水稀释至体积为2 L,此刻CH3COOH、CH3COO-、H+的浓度均减小为原来的一半,则:
所以,Qc<Ka,平衡向右移动,电离程度变大.
由以上例题可知,平衡常数的应用是非常重要的.通过化学平衡常数不仅可以直接判定一个反应进行的程度,也可以间接通过平衡常数判定可逆反应进行的方向或移动的方向,
二、盐类的水解———越弱越水解
弱电解质的电离平衡常数的大小反映出了电离反程度的大小,还可以推导其对应的弱离子水解程度则越大.学生只能死记,但不理解!例如已知H2CO3的电离常数K1=4.3×10-7,K2=5.6×10-11、CH3COOH的电离常数1.8×10-5.实验测定均为0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液、Na HCO3溶液、CH3COONa溶液的p H的大小为Na2CO3>Na HCO3>CH3COONa.我们可以这样转换:
我们看到弱酸的平衡常数越小,则其对应的水解平衡常数也就越大.经过这样的简单计算会让我们的学生更加清楚的认识到“越弱越水解”的含义.
三、电解质溶液中微粒浓度大小比较
1.0.5 mol·L-1Na2CO3溶液,写出各微粒浓度的大小顺序.
2. 酸性盐Na HSO3溶液呈酸性、Na HCO3溶液呈碱性
绝大多数教师讲解时都是直接给出结论,学生刚开始时强记,一段时间后会遗忘、会怀疑、不确定.同样根据课本课后附录弱电解质在水中的电离平衡常数(25℃):在Na HCO3溶液中,存在
3. 混合溶液的酸碱性确定
(1)等浓度CH3COOH与CH3COONa的混合溶液:K(CH3COOH)=1.8×10-5,Kh(CH3COO-)≈5.6×10-10,可以看出CH3COOH的电离程度大于CH3COONa水解程度,故溶液显酸性,
则c(CH3COO-)>c(CH3COOH);
(2)等浓度HCN与Na CN的混合溶液:K(HCN)=4.9×10-10,Kh(CN-)≈2×10-5,可以看出HCN的电离程度小于于Na CN水解程度,故溶液显碱性,则c(HCN)>c(CN-);
通过以上几个案例的分析,化学平衡常数在无机化学的解题中占有非常重要的位置.我们可以看到化学平衡常数对在溶液中各种反应过程有非常重大的意义.各种平衡常数是平衡移动程度的一个量化标准它可把一些难以理解的定性问题进行定量化计算,对相关问题的解决和解释也更清晰、更准确.
参考文献
[1]王祖浩.化学反应原理.高中化学.江苏凤凰教育出版社,2014.
[2]吴国庆.无机化学[M].北京:高等教育出版社,2002.
[3]衣敏之.几种探究式教学模式的研究[J].化学教学,2004(3).
水解平衡常数 篇2
就我本人的这节课，由于学生已经掌握平衡常数的概念、意义，在此基础之上我的设计思路是让学生通过感性认识获知温度对化学平衡的影响，引导学生从平衡常数角度分析温度为什么能影响化学平衡，归纳总结温度对平衡的影响;然后让学生理性分析预测浓度对化学平衡的影响----根据所提供的试剂设计实验，提出实验方案-----讨论评价实验方案------实施实验方案------获得信息-----验证预测，从而使学生亲身体验完整的探究性学习过程，提高学生的科学学习方法与能力。最后本节课教师给学生点出外界条件改变引起的化学平衡的移动有两种情况，新的平衡状态一种是平衡常数改变，另一种是平衡常数不变的，这样为部分学生将来在研究有些题目中提到的等效平衡建立基础。最后通过学生解决问题来学生进一步提高学生的认识。
就这节课在实施过程中，对于知识与技能的培养是通过教师为主导，学生自主学习完成的，本节课更加注重了过程与方法，使学生通过预测、设计实验、实施实验方案、获得感性认识，与理性分析相结合，加深对新学知识的理解，同时也提高了学生的科学实验探究能力。
水解平衡常数 篇3
本章第三节盐类水解的教学就是利用电离平衡的理论揭示盐类水解的实质。由于盐类发生水解, 使得我们的研究对象成为多个平衡并存的体系, 它们相互依存, 相互制约, 有时又相互促进。但是, 由于溶液的酸碱性取决于c (H+) 和c (OH) 的相对大小, 而c (H+) 和c (OH) 的相对大小又由Kw来制约, 因此水的电离平衡必然成为分析问题的关键。
由于电离常数在这一章属于选学内容, 因此在教科书没有对弱酸弱碱盐、酸式盐的酸碱性进行讨论。而在本节后面的【科学视野】中介绍了盐的水解常数及其与弱酸、弱碱电离常数的关系。这些内容有利于加深学生对水解平衡的理解。利用水解常数和电离常数的知识在分析不同盐溶液呈现不同酸碱性的本质原因过程中, 不仅能使学生学会对化学平衡, 电离平衡, 以及水的离子积等知识的综合运用, 而且能培养学生的辩证思维能力。为此, 将盐溶液的酸碱性与盐的水解常数, 弱酸、弱碱的电离常数之间的关系做以下讨论。
一、盐类水解常数
1.水解常数与弱酸、弱碱电离常数的关系
水解常数与弱酸电离常数的关系Kh=Kw/Ka, 水解常数与弱碱电离常数的关系Kh=Kw/Kb。
2.弱酸、弱碱的电离常数
二、利用水解常数判断盐溶液的酸碱性
1.利用水解常数判断酸式盐溶液的酸碱性
试解释下列事实:NaHS溶液呈弱碱性, Na2S溶液呈较强碱性;酸式盐NaH2PO4溶液呈酸性, Na2HPO4溶液却为碱性。
(1) NaHS溶液呈弱碱性 , Na2S溶液呈较强碱性的原因分析。
NaHS溶液中HS-水解生成OH-和H2S, 水解常数Kh (HS-) =Kw/Ka1, Ka1=5.7×10-8, Kw=1×10-14, 计算可得NaHS的水解常数Kh (HS-) =1.75×10-7。
Na2S溶液中S2-水解生成OH-和HS-, 水解常数Kh (S2-) =Kw/Ka2, Ka2=1.2×10-15, Kw=1×10-14, 计算可得Na2S的水解常数Kh (S2-) =8.3。
Kh (HS-) =1.75×10-7<Kh (S2-) =8.3, 通过以上数据可知S2-的水解程度大于HS-的水解程度, Na2S溶液中c (OH-) 大于NaHS溶液中c (OH-) , 所以NaHS溶液呈弱碱性 , Na2S溶液呈较强碱性。
(2) 酸式盐NaH2PO4溶液呈酸性的原因分析。
NaH2PO4溶液中H2PO4-可以电离产生H+和HPO42-, 其电离常数Ka2=6.3×10-8。H2PO4-也可以发生水解生成OH-和H3PO4, 水解常数Kh (H2PO4-) =Kw/Ka1, Ka1=7.6×10-3, Kw=1×10-14, 计算可得NaH2PO4的水解常数Kh (H2PO4-) =1.32×10-12。
Kh (H2PO4-) =1.32×10-12<Ka2=6.3×10-8, 通过以上数据可知酸式盐NaH2PO4溶液中HPO42-电离程度大于HPO42-的水解程度, 使得溶液中c (H+) 大于c (OH-) , 所以酸式盐NaH2PO4溶液呈酸性。
(3) Na2HPO4溶液为碱性的原因分析。
Na2HPO4溶液中HPO42-可以电离产生H+和PO43-, 其电离常数Ka3=4.4×10-13。HPO4-也可以发生水解生成OH-和H2PO4-, 水解常数Kh (HPO42-) =Kw/Ka2, Ka2=6.3×10-8, Kw=1×10-14, 计算可得Na2HPO4的水解常数Kh (HPO42-) =1.59×10-7。
Kh (HPO42-) =1.59×10-7>Ka3=4.4×10-13, 通过以上数据可知Na2HPO4溶液中HPO42-的水解程度大于HPO42-电离程度, 使得溶液中c (OH-) 大于c (H+) , 因此Na2HPO4溶液为碱性。
2.利用水解常数判断弱酸弱碱盐溶液的酸碱性
弱酸弱碱盐溶液根据其组成不同, 可能呈中性, 也可能呈酸性或碱性。试根据上述水解常数与电离常数的关系, 推论弱酸弱碱盐溶液的酸碱性与电离常数的关系。
根据水解常数与弱酸、弱碱电离程度二者关系式, 可以做以下讨论:
以CH3COONH4为例, NH4+水解生成H+和NH3·H2O, CH3COO-水解生成CH3COOH和OH-。
由于Ka=Kb=1.8×10-5, Kh (NH4+) =Kh (CH3COO-) , NH4+的水解程度等于CH3COO-的水解程度, 使得溶液中c (OH-) 等于c (H+) , 所以CH3COONH4溶液显中性。
以 (NH4) 2CO3为例, NH4+水解生成H+和NH3·H2O, 水解常数Kh (NH4+) =Kw/Kb, Kb=1.8×10-5、Kw=1×10-14, 计算可得Kh (NH4) =5.56×10-10。CO32-水解生成HCO3-和OH, 水解常数Kh (CO32) +=Kw/Ka2, Ka2=4.7×10-11, Kw=1×10-14, 计算可得Kh (CO32) =2.13×10-4。
Kh (NH4) =5.56×10-10<Kh (CO32) =2.13×10-4, 通过以上数据+可知, NH4+的水解程度弱于CO32-的水解程度, 使得溶液中c (OH-) 大于c (H+) , 所以 (NH4) 2CO3溶液呈碱性。
通过以上推导, 我们可以总结归纳出以下结论:
通过以上理论推导和探究促使学生主动参与其中, 使其在学习的同时, 培养逻辑思维能力, 获取科学探究的体验, 重视学习过程, 从而使学生体会到理论分析是研究、阐述理论问题最重要、最常用的方法, 也是学习理论性知识和训练逻辑思维、推理能力的必要途径。
参考文献
[1]人民教育出版社, 课程教材研究所, 化学课程教材研究开发中心.普通课程标准实验教科书﹒化学选修四54-58.北京:人民教育出版社, 2007.
[2]人民教育出版社, 课程教材研究所, 化学课程教材研究开发中心.普通课程标准实验教科书﹒化学选修四教师教学用书.北京:人民教育出版社, 2007.