3.1.2电离平衡常数与水的电离平衡 课件-2024-2025学年高二上学期化学苏教版（2019）选择性必修1

专题3 水溶液中的离子反应 第一单元 弱电解质的电离平衡 第二课时 电离平衡常数与水的电离平衡 电离平衡常数 问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？ 问：你能从数据中得到什么规律？ 1.78×10-5 1.81×10-5 电离平衡常数 定义：在一定温度下，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个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示。 电离平衡常数 醋酸的电离常数表达式 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Kb＝ c(NH )·c(OH−) c(NH3·H2O) + 4 NH3·H2O NH + OH− + 4 CH3COOH H+ + CH3COO− K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。 一水合氨的电离常数表达式 电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，所以酸的元数是多少，就有几个电离常数。多元弱酸电离常数依次称为Ka1、Ka2…… 例1：H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为： ＝4.5×10－7 c(H＋)·c(HCO3－) c(H2CO3) Ka1＝ H2CO3 H＋＋HCO3－ ＝4.7×10－11 c(H＋)·c(CO32－) c(HCO3－) Ka2＝ HCO3－ H＋＋CO32－ Ka1≫Ka2，因此计算多元弱酸溶液的c(H＋)时，通常只考虑第一步电离。 电离平衡常数 电离常数的大小：Ka1≫Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 电离平衡常数的影响因素 【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，电离程度越大，酸性越强。 (2)外因：温度；升高温度，电离常数 K 增大。 (1)内因：弱酸的自身性质决定。 电离度 电离度：表示弱电解质在水中电离程度的物理量。常用α表示。 表达式： 意义： 电离度实质上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。 当温度和浓度相同时，一元弱酸的α越大，Ka越大、酸性越强。 内因： 弱电解质本身的性质。（决定性因素） 影响因素： 外因： 温度——T↑，α↑ 浓度——c↑，α↓ 电离平衡常数的应用 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： 强酸制弱酸——弱酸与盐溶液的反应规律 电离平衡常数的应用 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K1 ＞ 第二步K2 ＞ 第三步K3 C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) c(OH-) 离子浓度： > > > > 电离平衡常数的应用 一般弱酸的电离常数越小，酸性越弱，弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。 CH3COO- _____ HCO3- _____ CO32- ＜ ＜ 结合H+能力： 判断离子结合质子的能力 【例】CH3COOH溶液加水稀释， c(H+)减小，Ka不变，则 增大。 判断浓度比 电离平衡常数的计算 【例】在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2mol·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 NH4＋ ＋ OH－ 起始浓度 变化浓度 平衡浓度 0.2 0 0 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3 0.2－1.7×10－3 c(NH3·H2O) ＝(0.2－1.7×10－3)mol·L－1 ≈0.2mol·L－1 Kb＝ c(NH4＋)·c(OH－) c(NH3·H2O) ＝ (1.7×10－3)·(1.7×10－3) 0.2 ≈1.4×10－5 （1）K值的计算 电离平衡常数的计算 （2）利用平衡常数求离子浓度 ＝ 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 ＝ 0.00187 mol/L 【例】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) 电离度的计算 【例】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NH3·H2O的电离度？ 电离度＝ 1.7×10−3×V(溶液) 0.2×V(溶液) ×100% ＝ 0.85% 水的电离平衡 水的电离平衡 纯水能发生微弱的电离。 结论： 水的电离平衡 实验表明，水是一种极弱的电解质。水分子之间相互作用，按照以下的方式发生电离： 水合氢离子 H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－ 简写为： H2O H＋ ＋OH－ 水的离子积常数 水的电离常数表达式 K电离 = c(H+)·c(OH-) c(H2O) 对于纯水和稀溶液， c(H2O)为常数，看作”1” 水的离子积 Kw =c(H+)·c(OH-) 适用于纯水和稀溶液 该表达式中的c(H+)与c(OH-)是c溶液(H+)与c溶液(OH-) c溶液(H+)·c溶液(OH-)=Kw c水(H+)=c水(OH-) 随着温度的升高，水的离子积增大。 ΔH > 0 电离常数在电解质确定时，只与温度有关 水的离子积常数 分析下表中的数据有何规律，并解释之。 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 KW/10-14 0.114 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 54.5 随着温度的升高，水的离子积增大。 25℃时，Kw ≈ 1×10-14 ; 100℃时，Kw ≈ 1×10-12 25℃时水电离出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1； 100℃时水电离出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1； 1×10-7 1×10-7 1×10-6 1×10-6 ΔH > 0 水的离子积常数 c(H+) ≈ 0.1 mol/L HCl = H+ + Cl- c(OH-) = Kw /c(H+)＝ 1.0×10-13 mol/L 室温下，Kw = 1.0×10-14 由水电离产生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L 室温下，0.1 mol/L的稀盐酸中，c(H+)、c(OH-)、由水电离产生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？ 多 极少 H2O = H+ + OH- 水的离子积常数 c(OH-) ≈ 0.1 mol/L NaOH = Na+ + OH- c(H+) = Kw /c(OH-)＝ 1.0×10-13 mol/L 室温下，Kw = 1.0×10-14 由水电离产生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L 室温下，0.1 mol/L的 NaOH 溶液中，c(H+)、c(OH-)、由水电离产生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？ 多 极少 H2O = H+ + OH- 水的离子积常数 水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？ 不一定。 c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的总浓度，如盐酸中的H＋包括HCl和H2O电离产生的H＋， 即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部来自于水的电离。 KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。 水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 c(H+)表示溶液中总的H+浓度,c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度。 水的离子积常数 水的电离平衡影响因素有哪些？ 体系变化条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电 离程度 c(OH－) c(H＋) 酸 碱 可溶性盐 Na2CO3 NH4Cl 温度 升温 降温 其他：如Na 逆 逆 逆 正 正 正 正 不变 不变 不变 不变 不变 增大 减小 减小 减小 减小 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 减小 增大 增大 增大 水的电离平衡曲线 1、曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都 ， 即c(H＋)·c(OH－) ，温度 。 2、曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw ，温度 。 相同 相同 相同 3、实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变 ； 实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变 。 不同 不同 酸碱性 温度 随堂训练 1．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是(　　) A．该温度下，通入HCl可能引起由b向a的变化 B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13 C．向平衡体系中加入水，平衡正向移动， c(OH－)增大 D．升高温度，可能引起由c向b的变化 A 随堂训练 2．25 ℃时，0.005 mol/L H2SO4溶液中由水电离出的H＋的浓度是(　　) A．1×10－14 mol/L B．1×10－2 mol/L C．1×10－7 mol/L D．1×10－12 mol/L D 谢谢观看 $$