3.1.3 电离平衡常数 课件 2023-2024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 人教版选择性必修1 情境引入 甲酸(HCOOH)又称蚁酸，酸性很强，有腐蚀性，能刺激皮肤出现红肿。甲酸存在手某些蚁类和毛虫的分泌物中。 从电离平衡的角度分析皮肤被蚂蚁、毛虫叮咬后出现红肿是因为甲酸酸性比碳酸强，使人体内上述平衡左移。可见弱酸仍有强弱之分，该如何表示弱酸的强弱呢？ 已知人体血液中存在如下平衡： H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3- 学习目标 1．构建电离平衡常数模型，能应用模型解释弱电解质在水溶液中的变化。 2．掌握电离平衡常数的有关应用和计算。 电离平衡常数及其应用 重难点 阅读课本59-61，回答以下问题 1. 什么是电离常数?表示出CH3COOH、NH3·H2O的电离常数。 2、多元弱酸.该如何书写电离常数,以H2C03为例书写。 Ka1与Ka2之前存在什么关系?计算元弱酸中C（H+）或比较其酸性强弱时应考虑几步?为什么? 3、Ka/kb意义是?影响因素?有哪些应用？ 一、电离平衡常数 1．概念：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 a或 Kb表示。 2．表达式： 练习1：书写CH3COOH、NH3·H2O的电离常数。   电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH NH3·H2O Ka＝ CH3COOH CH3COO- + H+ NH3·H2O NH4++ OH- Kb = （1）一元弱酸弱碱的电离常数 练习1：书写CH3COOH、NH3·H2O的电离常数。 练习：书写HClO电离常数。   电离方程式 电离常数表达式 H2CO3 （2 ）多元弱酸弱碱的电离常数 H2CO3 H+ + HCO3- H+ + Ka1＝ Ka2＝ 多元弱酸或多元弱碱分步电离。每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以区别。 练习：书写H2S、H2SO3的电离常数 提示： 2.多元弱碱分步电离，每一步电离都有电离常数，通常用Kb1、Kb2等加以区别。由于一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到难溶物的溶度积常数。 1、比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1>Ka2>Ka3>…。当Ka1≫Ka2≫Ka3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。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 多元弱酸中Ka1≫Ka2≫Ka3的原因是前一步电离出的 H+对下一步有抑制作用，同时阴离子带的负电荷越多,电离出H+的难度越大。 电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。一定温度下，Ka或Kb值越大，弱电解质的电离程度越大，酸性（或碱性）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＞＞HS‑ 3．意义： 已知上表，比较CH3COOH、H2CO3、H2S、、HS‑酸性强弱 酸性：H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4>HF>HNO2>HCOOH> CH3COOH>H2CO3>H2S＞HClO>HCN> 教学过程 （1）内因：弱电解质本身的性质。 （2）外因：电离平衡常数只跟温度有关，一般温度升高，电离平衡常数增大。 4．影响因素： 弱电解质的电离是吸热的，升高温度，平衡正向移动，电离常数 K a(或Kb) 增大。 某温度下，氨水的浓度为 2.0 mol·L–1 ， 达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O 为1.7×10-3 mol·L–1 。计算该温度下的电离平衡常数。 1.计算 典例 二、电离平衡常数的计算与应用 归纳小结： 1. 列出“三段式”计算 2. 由于弱电解质的电离程度比较小，最终计算时，一般弱电解质的平衡浓度≈起始浓度（即忽略弱电解质电离的部分）。 CH3COOH CH3COO－＋ 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 则Ka＝ ≈ x2 a 3.电离平衡常数计算题思维模型 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 2．应用： 二、电离平衡常数的计算与应用 C (2) 比较多元弱酸溶液中离子的浓度大小：（Ka1≫Ka2） 例：比较H2S溶液中离子浓度大小： 。 (3) 判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律 实验：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 CH3COOH ＞ H2CO3 Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) 生成大量气泡 H2CO3 实验现象： 化学方程式： 酸性强弱： 电离常数大小： 练习．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 (　　) A.三种酸的强弱关系：HZ＞HX＞HY B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液 的电离常数 酸 HX HY HZ 电离常数 9×10－7 9×10－6 1×10－2 B 次溴酸和碳酸都属于弱酸。运用表中电离常数判断，可以发生的反应是(　　) A．HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO 酸 电离常数(25 ℃) 碳酸 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11 次溴酸 Ka＝2.4×10－9 已知酸性：CH3COOH > HClO，则可发生反应： CH3COOH + NaClO = CH3COONa + HClO 练习 A 二、电离平衡常数的计算与应用 (4)判断溶液中微粒浓度比值的变化。 = 例：加水稀释醋酸溶液，则稀释后(c(H＋)/c(CH3COOH) 。 解： 稀释后c(CH3COO－)减小，则(c(H＋)/c(CH3COOH)增大。 Ka＝ 二、电离平衡常数的计算与应用 (5)判断离子结合H+的能力强弱：越弱越易结合H+。 例：已知酸性HCOOH>H2CO3>H2S>HCIO>HCO3->HS-，则阴离子结合氢离子的能力强弱： 。 (6)计算C（H+）、C（OH-）或弱电解质分子浓度 例：已知氨水在298 K时的电离常数Kb＝1.8×10-5，氨水溶液中c(OH－)＝2.40×10-3 mol·L-1，这种氨水的物质的量浓度(mol·L-1)是(　 　) A．0.32 B．1.80 C．3.20 D．5.60 A 1. 概念：弱电解质达电离平衡时，已电离 的电解质分子数占原来总分子数（包括已 电离的和未电离的）的百分数。 2. 影响因素 ①内因：弱电解质本身的性质 ②外因：温度(升温电离度增大)及浓度（越稀，电离度越大） 3. 意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相对强弱。 三、电离度 课堂小结 典例1． 【答案】A 【解析】电离平衡常数K是温度的函数，所以B错。只要温度一定，不同浓度的同一弱电解质电离平衡常数K相同，所以C错。多元弱酸各步电离平衡常数相互关系应为K1>K2>K3，所以D错。 课堂练习 下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( ) A．组成相似时电离平衡常数(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，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 典例2． 【答案】B 【解析】相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN，由此可判断：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，其对应数据依次为Ka(HF)＝6.3×10－4、Ka(HNO2)＝5.6×10－4、Ka(HCN)＝6.2×10－10。 课堂练习 已知下面三个数据：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF=HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( ) A．Ka(HF)＝6.3×10－4 B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10 C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 典例3． 课堂练习 下列推断正确的是(　　) A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX<HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3 C．向Na2CO3溶液中加入足量HX，反应的离子方程式：HX＋CO32-=HCO3-＋X－ D．HX溶液中c(H＋)一定比HY溶液的大 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 【答案】C【解析】B项，Ka越小，酸越弱，水解程度越大，碱性越强，即NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3，错误；D项，没有指明溶液浓度，无法比较c(H＋)，错误。 $$