3.1.3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

第一节 电离平衡 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 电离平衡常数是描述弱电解质在水溶液中电离程度的物理量。 1、定义： 电离平衡常数（K） 对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时 Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) 对于一元弱碱 BOH B++OH-，平衡时 Kb= c ( B+).c( OH- ) c(BOH) 一、电离(平衡)常数（K） K=c(H+) c(CH3COO-)/ c(CH3COOH) 例如醋酸（CH₃COOH）的电离平衡常数表达为 其中， 表示醋酸根离子浓度， 表示氢离子浓度， 表示醋酸分子浓度。 5 实验与探究 已知：25℃时醋酸的电离常数为1.75×10-5 碳酸第一步的电离常数为4.4×10-7 硼酸的电离常数为5.8×10-10 实验: 向两支分别盛有0.1 mol/L醋酸和饱和硼酸溶液中滴加等浓度Na2CO3溶液，观察现象。 应用 1. 判断弱电解质的相对强弱：例如，比较相同温度下两种弱酸的电离平衡常数大小，可确定哪种酸的酸性更强。 2. 计算离子浓度：结合电离平衡常数和已知的弱电解质的初始浓度等条件，可以通过建立平衡关系式来计算溶液中各离子的浓度。 3. 分析平衡移动方向：当外界条件改变时，可根据电离平衡常数判断电离平衡移动的方向。例如，加入含有某种离子的物质，可通过比较浓度商 与电离平衡常数 的大小来确定平衡移动方向。 实验表明：醋酸能与Na2CO3溶液反应，放出CO2气体，而硼酸不能Na2CO3溶液反应。 问题： 根据上述实验结果，你能否推测醋酸、碳酸和硼酸三种弱酸的相对强弱，及其与电离常数大小的关系？ 酸性：醋酸>碳酸>硼酸 9 2、意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。 25℃时 HF K=7.2×10 –4 HAc K=1.8×10 –5 ∴ 酸性：HF ＞ HAc (1)同温度下，电离常数的大小表示了 弱电解质的相对强弱. （2）其大小可以估算弱电解质电离的趋势。 K越大电离程度越大。 已知酸（碱）的平衡常数，可求酸（碱）溶液电离的H+（OH-)浓度. 如：25℃时， 0.1mol/L的醋酸，醋酸的平衡常数:K=2.1×10-5;求：溶液中的C(H+)是多少？ 分析： HAc H+ + Ac- 始： 0.1mol/L 0 0 变： a a a 平： 0.1－a a a 则：K = a×a/(0.1－a) = 2.1×10-5 3、影响电离常数的因素 内因：电解质本身的性质 外因：温度 （与温度有关，与浓度无关） 电离平衡是动态平衡，符合勒沙特列原理 电离平衡常数只用于弱电解质的计算，强电解质不适用。 二、特点 1. 只与温度有关，温度一定时，电离平衡常数是定值。一般来说，温度升高，电离平衡常数增大，表明电离程度随温度升高而增大。 2. 反映了弱电解质的相对强弱。电离平衡常数越大，弱电解质的电离程度越大，其酸性（对于弱酸）或碱性（对于弱碱）越强。 电离平衡常数可以比较同一温度下不同弱电解质的电离程度. 可以比较不同温度下同一弱电解质的电离程度. 多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离…… 如何用平衡移动原理来解释？ 电离难的原因： a、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多； b、一级电离出的H+抑制了二级的电离 16 3)水中电离，熔融状态下不电离 4)难电离——可逆 结论： 1）多元弱酸是分步电离的，而且 K1》K2》…（一般要相差105） 2）多元弱酸的酸性由第一步电离决定 ※多元弱碱也是分步电离的，但一般一步写出。 练习： 写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。 H3PO4 H+ + H2PO4- 一(1) H2PO4- H+ + HPO42- 一(2) HPO42- H+ + PO43- 一(3) 4、一元强酸（HA）与一元弱酸（HB）的比较： 1）相同物质的量浓度、相同体积时 比较 项目 C(H+） pH 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 与金属反应的开始速率 HA             HB             大 小 相同 小 大 相同 相同 相同 大 小 2）相同pH、相同体积时(填大或小或相同与不同) 比较 项目 C(H+） C（酸） 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 与金属反应的开始速率 稀释相同倍数后pH HA             HB             大 小 相同 小 大 相同 相同 相同 大 小 小 大 方法一：测0.1mol/L醋酸溶液的pH 方法三：将pH均为2的盐酸、醋酸稀释相同的倍数(如100倍)，pH变化小的是 。 方法二：0.1mol/L盐酸和醋酸，比较同条件下的导电能力 5、验证弱电解质几种实验方案（以醋酸为例） 醋酸 方法四： 配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙试液，然后再加入少量醋酸钠晶体，振荡。 　　现 象 溶液由红色逐渐变为橙色。 　　原 理 醋酸是弱电解质，其水溶液中存在着电离平衡。 四、复分解反应的规律： 向生成更难溶或更难电离方向进行。 例1：有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等。现向两种盐的溶液中分别通入适量的CO2，发生如下反应：NaA + CO2 +H2O =HA+NaHCO3; 2NaB +CO2 +H2O=2HB+Na2CO3。比较HA,HB和HCO3-酸性的强弱正确的是（ ） A.HA较弱 B.HB较弱 C.HCO3-较弱 D.无法比较 B 结论：较强的酸（碱）可以制较弱的酸（碱）。 例2、白色PbSO4难溶于水，也不溶于硝酸，却可溶于饱和醋酸铵溶液中，其反应方程式：PbSO4+2NH4Ac =Pb(Ac)2+(NH4)2SO4.在无色的Pb(Ac)2溶液中通入H2S气体，有黑色的沉淀PbS生成。则下列说法中不正确的是 Pb（Ac）2 是难电离的物质 B.NH4Ac是弱电解质 C.通入H2S气体时的离子反应方程式为： Pb2+ +2Ac-+ H2S = PbS ↓+2HAc D.PbSO4溶于醋酸铵溶液的离子反应为： PbSO4 + 2Ac- = Pb(Ac)2 +SO42- BC 1．在25℃时，0.1mol·L-1的溶液，它们的电离平衡常数分别为 HNO2 4.6×10-4、HCOOH 1.8×10-4、 HCN 4.9×10-10、 H2CO3 K1＝4.3×10-7和K2＝5.6×10-11， 其中氢离子浓度最小的是(　　 ) A．HNO2 B．HCOOH C．HCN D．H2CO3 C 2．下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　 ) A．电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B．电离平衡常数(K)与温度无关 C．不同浓度的同一弱电解质，在同一温度 下，其电离平衡常数(K)不同 D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为：K1＜K2＜K3 A 3.0.1mol/L氢硫酸溶液中加水稀释至0.01 mol/L时,下列微粒的物质的量浓度减少最多的是( ) A.H2S B.HS- C.H+ D.S2- A 4.将体积都为10mL,c(H+)都等于10-2mol/L的醋酸和盐酸加水稀释至amL和bmL,测得稀释后的c(H+)都等于10-5mol/L,则稀释后的体积为( ) A.a=b=100mL B.a=b=1000mL C.a<b D.a>b D 5.（1）Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液至过量 （2）醋酸溶液中滴入氨水至过量 （3）澄清石灰水中通入CO2至过量 （4）NH4Cl溶液中逐渐加入适量的NaOH固体 溶液的导电性能变化图，其中与A图变化趋势一致的是 ；与B图变化趋势一致的是 ；与C图变化趋势一致是的 。 (2) (1) (3) (4) $$