3.1.2电离常数 课件 2022-2023学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第2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 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 之比是常数， 这个常数称为电离常数，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 (1)对于一元弱酸 HA H++A- Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) (2)对于一元弱碱 BOH B++OH- Kb= c ( B+).c( OH- ) c(BOH) 练一练1：写出下列物质的电离方程式及平衡常数的表达式 ①NH3•H2O ②CH3COOH 2 H2CO3 H＋＋HCO3－ Ka1＝ HCO3－ － H＋＋CO32－ Ka2＝ 25℃时H2CO3 的两步电离常数为： ＝4.5×10-7 ＝4.7×10-11 当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。P61 (3)多元弱酸分步电离，每一步都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示 思考1：为何H2CO3 的两步电离常数 Ka1≫Ka2？ 多元弱碱的情况与多元弱酸类似 思考2：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 3、电离常数的影响因素 升高温度，电离常数K值增大（电离是吸热过程） 一定温度下，等浓度的两种酸，Ka 越大，越易电离，溶液酸性越强 内因： 外因： 由物质本性决定 同一弱电解质溶液， 电离常数K只受温度影响（电离常数随温度变化不大） 4.电离平衡常数K的意义: 同温度，K 值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)等浓度时酸(或碱)性越强 多元弱酸的酸性主要由第 一步电离决定的。 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− 5、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； ＝ 1.7×10−3 0.2 ×100% ＝ 0.85% 已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10−5，计算0.2mol·L−1的CH3COOH达到电离平衡时c(H+)的浓度 (2)计算粒子的浓度 ＝ x·x 0.2 ≈ 1.75×10−5 变化浓度/(mol·L−1) x x x 平衡浓度/(mol·L−1) x 0.2 − x x c(CH3COOH)＝(0.2−x) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 mol/L 0 起始浓度/(mol·L−1) 0.2 0 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 实验操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液 实验现象 原理 结论 有气泡产生 反应生成了CO2，化学方程式为 2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑ CH3COOH的酸性比H