3.1.2电离平衡常数 课件 2024-2025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 第二课时 电离平衡常数 1 学习目标 1.运用平衡常数和转化率的概念理解电离平衡常数和电离度的概念。 2.了解影响电离平衡常数的因素。 3.了解电离平衡常数的应用。 4.能够运用电离平衡常数和电离度进行简单计算。 2.以合成氨为例，写出平衡常数的表达式。　　　　　　　　　　　　　　　　 3.化学平衡常数的影响因素。 1.化学平衡常数的概念 【复习回顾】 2．表示方法： 1.概念：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。 三、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 CH3COOH CH3COO- + H+ NH3·H2O NH4++ OH- （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 ≫ 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。 【思考】多元弱酸中Ka1≫Ka2 原因 Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH- Kb＝ （4）多元弱碱的电离一步写完。 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。 【思考】对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？ 表1：25℃ 几种弱酸的 Ka 表2：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 相同温度下，Ka 越大，弱酸越易电离，酸性越强。 (2)外因：温度；升高温度，平衡正向移动，电离常数 K 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 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。 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，观察现象。你能否由此推测Ka(CH3COOH)与Kal(H2CO3) 的大小？ 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H2CO3的强，Ka(CH3COOH) > Kal(H2CO3) K的意义：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。 四、电离平衡常数的应用 P61【实验3-2】 1.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。 CH3COOH H2CO3 H2S K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS‑ 四、电离平衡常数的应用 9 2.强酸制弱酸——酸与盐溶液的反应规律 利用电离平衡常数，可以判断复分解反应能否发生，以及确定产物。 酸性：HCOOH ＞ HCN HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa 【例题】 已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1 Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1 HCOONa 与 HCN不反应 问下列反应是否能发生，若能发生请写出化学方程式： （1）HCOOH与NaCN溶液： （2）HCOONa 与 HCN溶液： 书写小技巧 ①按照电离常数大小，将弱酸进行排序，并在下方写出对应盐的离子。 ②左上右下能反应，相邻生成垂直物；相隔需看量，多垂直，少交叉。 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2 K2=1.0×10-7 酸 H2SO3 CH3COOH H2CO3 HSO3- HClO HCO3- 盐 HSO3- CH3COO- HCO3- SO32- ClO- CO32- 3.比较溶液中离子浓度的大小 【例题】已知：磷酸存在的三步电离，这三步的电离常数大小进行比较， 第一步 第二步 第三步。 H3PO4 ⇌H+ + H2PO4- H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- HPO42- ⇌ H+ + PO43- 在磷酸溶液中粒子大小进行比较： C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) > > > > > 【练习】求H2S溶液的微粒浓度大小关系分别为： 【例题】已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下： H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8 在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，发生离子方程式的先后顺序为： 、 、 。 将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式： 。 4.比较离子结合质子的能力大小: 弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。 13 五、电离平衡常数K的计算 1.K值的求算 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− 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 【例题】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。 ＝ 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】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) 2.平衡时离子浓度的求算 【例题】在某温度，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，试计算有多少比例的NH3·H2O发生了电离？ 电离度：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：已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率 3.电离度的计算 电离度＝ 1.7×10−3×V(溶液) 0.2×V(溶液) ×100% ＝ 0.85% 已电离弱电解质分子数 原弱电解质分子数 ×100% 电离度 = 已电离的溶质浓度 溶质的初始浓度 = ————————×100% 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。 4.利用平衡常数求离子浓度的比值 【例题】25℃,H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。当c(H+)为1.0×10-5 mol·L-1时，溶液中的c(SO32-)/c(HSO3-) = 。  Ka2= c(SO32—) C(H+) C(HSO3—) c(SO32—)·1.0×10－5 = c(HSO3—) =6.2×10－8 =6.2×10－3 c(SO32—) c(HSO3—) 【随堂练习】 (1)25 ℃时,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,有0.001 mol的HA电离。求该温度下HA的电离常数。 (2)计算25 ℃时,0.1 mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。 【想一想】 教科书 第59页 n(Mg) = 0.0021 mol n(酸) = 0.004 mol 19 v =△P/△t Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 0.0021 mol 0.004 mol Mg + 2CH3COOH = (CH3COO)2Mg + H2↑ 0.004 mol 0.0021 mol 0.002 mol 0.002 mol 结 论：1.等质量的镁分别与同体积同浓度的盐酸和醋酸反应时,与盐酸反应的速率大，与醋酸反应的速率小。 2.过量的镁分别与同体积同浓度的盐酸和醋酸反应时,生成氢气的体积相同。 (1)相同体积、相同物质的量浓度（c）的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较 项目 酸 c(H＋) c(酸) 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 相同 相同 相同 大 一元弱酸 小 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) c(酸) 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 六、一元强酸与一元弱酸的比较——规律总结 1.已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应： ①NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2　②NaCN＋HF=HCN＋NaF　③NaNO2＋HF=HNO2＋NaF由此可判断下列叙述中，不正确的是(　) A.HF的电离平衡常数为7.2×10－4 B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10 C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱 D.HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小 B 对点训练 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 2．已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.75×10－5，H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。下列说法不正确的是(　　) A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生 B．25℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的电离程度和K均增大 C．向0.1 mol·L－1甲酸中加入蒸馏水，c(H＋)减小 D．向碳酸中加入NaHCO3固体，c(H＋)减小 B 对点训练 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 3.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　) A.相同物质的量浓度的两溶液中c(H+)相同 B.100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C.c(H+)=10-3 mol·L-1的两溶液稀释到原溶液体积的100倍,c(H+)都为10-5 mol·L-1 D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐,c(H+)均明显减小 B 对点训练 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 4.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： CH3COOH：Ka＝1.75×10－5 H2CO3：Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 HClO：Ka＝4.0×10－8 (1)CH3COOH、H2CO3、HCO3- 、HClO的酸性由强到弱的顺序： _________________________________。 (2)CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序： _______________________________。 (3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：___________________________________。 NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3 对点训练 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 25 Lavf58.12.100 CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－ $$