3.1.3 电离平衡常数及应用 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3课时 电离平衡常数及应用 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 1 学习目标 1.通过分析、推理等方法建立电离平衡常数模型； 2.能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。 一、电离平衡常数 2.表示方法 一元弱酸的电离常数用Ka表示，一元弱碱的电离常数用Kb表示。 1.定义 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的____________________，与溶液中__________________之比是一个常数。 各种离子浓度的乘积 未电离分子的浓度 NH3·H2O ⇌ N + OH− CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Kb＝ c(N )·c(OH−) c(NH3·H2O) 一、电离平衡常数 2.表示方法 多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2等来表示。 H2CO3 H+ + HC HC H+ + c(H+)·c() c(HC) Ka2＝ c(H+)·c(HC) c(H2CO3) Ka1＝ 一、电离平衡常数 3.影响因素 【思考1】分析相同温度下(25℃)一元弱酸的电离常数，你有什么发现？ 名称 化学式 电离常数(K) 名称 化学式 电离常数(K) 醋酸 CH3COOH Ka=1.75×10−5 亚硝酸 HNO2 Ka=5.60×10−4 氢氰酸 HCN Ka=6.20×10−10 氢氟酸 HF Ka=6.30×10−4 相同温度下，电离常数由弱电解质的性质决定。 温度 20 ℃ 24 ℃ pH 3.05 3.03 【思考2】分析不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH的大小，你有什么发现？ 电离常数大小受温度影响，升高温度Ka(或Kb)增大。 一、电离平衡常数 4.意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越____，酸(或碱)性越____。 大 强 名称 化学式 电离常数(K) 25℃ 醋酸 CH3COOH Ka=1.75×10−5 氢氰酸 HCN Ka=6.20×10−10 酸性：CH3COOH>HCN 一、电离平衡常数 4.意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越____，酸(或碱)性越____。 大 强 名称 化学式 电离常数(K) 25℃ 碳酸 H2CO3 Ka1=4.50×l0−7 Ka2=4.70×10−11 磷酸 H3PO4 Ka1=6.90×l0−3 Ka2=6.20×10−8 Ka3=4.80×l0−13  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。 多元弱酸的Ka1 >>Ka2 >>Ka3 …… 一、电离平衡常数 4.意义 【实验3−2】向盛有2 mL 1 mol/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Ka1(H2CO3)的大小关系？ 2CH3COOH+Na2CO3 === 2CH3COONa+CO2↑+H2O Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) 酸性： CH3COOH ＞ H2CO3 二、电离平衡常数的计算 例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) NH3·H2O ⇌ N + OH− 起始/(mol·L−1)　　 0.20　　　　　　 0　　　　 0 变化/(mol·L−1)　　 1.7×10−3　　　 1.7×10−3　 1.7×10−3 平衡/(mol·L−1)　　 0.20−1.7×10−3　 1.7×10−3　 1.7×10−3 c(NH3·H2O)＝(0.20−1.7×10−3)mol·L−1≈0.20 mol·L−1 二、电离平衡常数的计算 例2.取1 mL 1 mol/L 醋酸(Ka=1.75×10−5)，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？ 即c(H+)＝1.3×10−3 mol·L−1 稀释后，酸的浓度为0.10 mol·L−1， 设CH3COOH溶液中平衡时H+的浓度为x mol·L−1，则有 CH3COOH ⇌ H++CH3COO− 起始/(mol·L−1)　　 0.10　　　　 0　　 0 变化/(mol·L−1) x　 　x x 平衡/(mol·L−1)　　 0.10−x　　　 x　　 x 当Ka数值很小时，x的数值很小，可作近似处理：0.10 − x ≈ 0.10 二、电离平衡常数的计算 有关电离平衡常数的计算模板 HX　 ⇌ 　H+　+　X− 起始　c(HX)　　　　　 0　　　 0 平衡　c(HX)−c(H+)　 c(H+)　　c(X−) 当弱电解质电离程度很小时， c(HX)−c(H+) ≈ c(HX)， 同理，弱碱(BOH)溶液中 电离度α = 已电离的弱电解质分子数 总的弱电解质分子数 ×100% 三、电离平衡常数的应用 1.判断电离平衡移动的方向 CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 【思考1】如何定量解释“越稀越电离”？ 【思考2】在pH=3的醋酸中，加入一定量pH=3的盐酸，电离平衡如何变化？ Qc1= c(H+) 2 · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 = Ka 2 ＜ Ka = Ka 电离平衡不移动 稀释过程中，电离平衡正移 Qc2= c(H+) · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 三、电离平衡常数的应用 2.比较弱电解质中微粒浓度比值的变化 CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 【思考3】25℃醋酸溶液中加水稀释过程中下列比值如何变化? ＝ ＝ ＝ 增大 减小 不变 增大 三、电离平衡常数的应用 3.判断弱酸(弱碱)的相对强弱 同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强。 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 3.0×10−8 (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 ___________________________________。 (2)同浓度的HCOO−、HS−、S2−、HC、 、ClO−结合H+的能力由强到弱的顺序为_______________________________________________ HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO S2−＞ ＞ClO−＞HS−＞ HC＞HCOO− 4.判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律 酸性越弱，酸根离子结合 H+ 的能力就越强； 碱性越弱，阳离子结合 OH− 的能力就越强。 3.判断弱酸(弱碱)的相对强弱 已知：25 ℃时Ka1(H2CO3)>Ka1(H2S)>Ka2(H2CO3)>Ka2(H2S) 则下列反应可能发生的是(　　) A. NaHCO3+NaHS==Na2CO3+H2S B. H2S+Na2CO3==NaHS+NaHCO3 C. Na2S+H2O+CO2==H2S+Na2CO3 D. H2S+NaHCO3==NaHS+H2CO3 B 三、电离平衡常数的应用 15 课堂检测 1. 25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　) A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO−═ +2HClO B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO− ═CaSO3↓+2HClO C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2═ + 2HC D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：H++ HC═ CO2↑+H2O C 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 Ka 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 2. 25℃时，已知Ka (HF)= 3.6×10−4，H3PO4的K1 =7.5×10−3，K2=6.2×10−8，K3 =4.4×10−13。则足量NaF溶液和H3PO4溶液反应的离子方程式为_____________________________。 H3PO4 + F− = H2P+ HF 弱酸制强酸，可以吗？举例说明 该反应表面看是弱酸制强酸，实质是两者发生复分解反应，生成了难溶于水和非氧化性酸的CuS沉淀，使离子浓度大大降低。 H2S+CuSO4 === CuS↓+H2SO4 生成易挥发性的酸 发生氧化还原反应 H3PO4(浓) + NaCl (s) === NaH2PO4 + HCl(g) 加热 H2S + Br2 === 2HBr + S↓ H2SO3 + Cl2 + H2O === H2SO4 + 2HCl 三、电离平衡常数的应用  Kb＝＝≈1.4×10－5 Ka＝，则x＝＝≈1.3×10－3 Kb＝；c(OH-)＝ Ka＝≈ 则Ka＝；c(H＋)＝ $$