3.1.3 电离平衡常数（第1讲） 课件2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 第3课时（第1讲） 电离平衡常数 在实验室中，经常将酸进行稀释，需要知道稀释后酸的浓度和H+浓度。 分别取1 mL 2 mol/L 盐酸和1 mL 2 mol/L 醋酸，均加水稀释到10 mL，请问稀释后的溶液，酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？ 情境引入 稀释前 2 mol/L CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO− 稀释后 0.2 mol/L 稀释前 2 mol/L 稀释后 0.2 mol/L HCl完全电离 酸的浓度与氢离子浓度相等 CH3COOH部分电离 酸的浓度与氢离子浓度不相等 HCl = H+ + Cl− ？ 0.2 mol/L 2 mol/L 研究如何定量表示弱电解质电离程度的大小。 写出醋酸的电离方程式，并写出该电离方程式的平衡常数表达式。 2 2．表示方法： 1. 含义：在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，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，用K表示。 一、电离平衡常数 （2）一元弱碱的电离常数 Kb （1）一元弱酸的电离常数 Ka （3）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步各有电离常数。 通常用K1 、K2 、K3等来分别表示 H2CO3 H+ + H+ + CO32- H2CO3 Ka1＝ Ka2＝ =4.3×10-7 =5.6×10-11 2．表示方法： 一、电离平衡常数 ≫ 注意事项：比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1 ＞Ka2 ＞Ka3 ……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。 （口诀：分步进行，一步定性）。（原因？） （4）多元弱碱的电离一步写完。 2．表示方法： 一、电离平衡常数 多元弱酸中Ka1≫Ka2 原因：（以H2CO3为例） H2CO3的一级电离，H2CO3 H+ + ，是从中性的H2CO3分子中电离出一个带正电的氢离子；H2CO3的二级电离， H+ + CO32-，是从带负电的HCO3－中电离出一个带正电的氢离子，而且第一步电离出的H+抑制了第二步的电离；所以Ka1≫Ka2 多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 但多元弱碱的电离一步写完，所以电离方程式与电离常数表达式也不同。 (2)外因：K只受温度； 升高温度，平衡正向移动，K 值增大。 (1)内因：弱酸的自身性质决定。 3.影响电离平衡常数K的因素 一、电离平衡常数 但电离常数随温度变化不大。在室温时，可以不考虑温度对电离常数的影响。 一、电离平衡常数 4.电离平衡常数的意义（对于弱酸弱碱而言） K表征了弱电解质的电离能力。根据相同温度下，电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。 弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。 弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。 K越大 越易电离 酸（碱）性越强 多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 但多元弱碱的电离一步写完，所以电离方程式与电离常数表达式也不同。 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 4.0×10－8 （1）HCOOH、H2S、H2CO3、HClO、HS-、HCO3-的酸性由强到弱的顺序为： _______________________________ 。 课堂训练 HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞HCO3-＞HS- （2）HCOOH与NaClO溶液能否反应？若能请写出化学方程式 HCOOH＋NaClO = HClO＋HCOONa 强酸制弱酸原理 完成课本P62-T1 【思考】CO2通入NaClO溶液，反应产物是什么？ NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3 1.电离平衡常数K的计算——“三段式”求算K值 【例题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。 c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 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− 数据近似处理 c(NH3·H2O) Kb＝ c(NH4+ )· c(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) ≈1.4×10−5 二、电离平衡常数的应用 （1）列出“三段式”计算 （2）由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a-x) mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。（即忽略弱电解质电离的部分） 1.电离平衡常数K的计算——“三段式”求算K值 　　　　　　 HX ⇌ X－＋ H＋ 起始浓度/(mol·L－1) a 0 0 变化浓度/(mol·L－1) x x x 平衡浓度/(mol·L－1) a－x x x 二、电离平衡常数的应用 大本P59“方法突破” c2(H+) = x2 = Ka·a c(H+)= 电离程度比较小，随便一个上来都是是的负多少多少次方，所以可以近似。 10 在某温度时，物质的量浓度为0.1 mol·L−1的醋酸中，达到电离平衡时，c(H+)约为1×10-3mol·L−1，计算该温度下CH3COOH的电离常数Ka。 起始浓度/(mol·L−1) 变化浓度/(mol·L−1) 平衡浓度/(mol·L−1) 0.1 0 0 1.0×10−3 0.1−1.0×10−3 1.0×10−3 1.0×10−3 1.0×10−3 1.0×10−3 CH3COOH CH3COO- + H+ CH3COOH的电离方程式及有关粒子的浓度如下： c(CH3COOH) Ka＝ c(CH3COO−)· c(H+) ＝ (1.0×10−3)·(1.0×10−3) (0.1−1.0×10−3) 0.1 ≈ (1.0×10−3)·(1.0×10−3) ≈1.0×10-5 课堂练习 ＝ 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 【例题2】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。 0 起始浓度/(mol·L−1) 0.2 0 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 1.电离平衡常数K的计算——求粒子平衡时的浓度 二、电离平衡常数的应用 2.电离度的计算 二、电离平衡常数的应用 （1）概念：实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。 即已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的百分比。 已电离的分子数 原弱电解质分子总数 ×100% 电离度(α) = 已电离的溶质浓度 溶质的初始浓度 = ————————×100% 小 大 （3）影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越___。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越___。 （2）表示方法 该温度下电离程度小，水溶液中弱电解质大量以分子形式存在。 2．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是(　　) 答案　B 课堂训练 二、电离平衡常数的应用 4.比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。 依据弱电解质的电离常数表达式,可以比较浓度改变时(温度不变)溶液中某些微粒浓度的变化。 如:醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的? 加水稀释,K值不变,c(H+)减小,则 始终保持增大。 二、电离常数的计算 常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式的数值变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 课堂练习 c(H+) c(CH3COOH) （1） c(CH3COOH) c(CH3COO−)· c(H+) （2） c(CH3COOH) c(CH3COO-) （3） 变小 不变 变大 完成课本P62-T3 （1）比较弱酸（碱）的相对强弱 （2）利用“三段式”求算K值 （3）电离度 影响因素 表达式 电离常数 作用意义 （1）温度（2）内因 K越大，电离的程度越大 意义： （4）比较微粒浓度比值的变化 课堂小结 判断正误 × √ × √ 则Ka＝＝＝≈。 (1)H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka＝2－,3)eq \f(c2H＋·cCO,cH2CO3) 。(　　) (2)电离平衡常数可以表示弱电解质电离能力的相对强弱。(　　) (3)弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(　　) (4)对于0.1 mol/L的氨水，加水稀释后，溶液中c(NHeq \o\al(＋,4))·c(OH－)变小。(　　) $$