3.1.2电离平衡常数 【教学评一体化】课件 2025-2026学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

容山中学 化学科组 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 第2课时 电离平衡常数 主讲人：郭 静 目 录 CONTENTS 1 2 3 认识电离平衡常数 电离平衡常数的应用 强电解质与弱电解质的比较 学习目标 1.理解强电解质、弱电解质的不同。 2.了解电离平衡常数的含义。 3.能利用电离平衡常数进行相关计算，并会用其判断电离平衡移动的方向。 新课导入 参照化学平衡常数，思考以下问题： (1)你认为什么是电离平衡常数？ (2)电离平衡常数表示什么意义？ (3)在一定的温度下，电离平衡常数越大，说明弱电解质的电离程度越 ，弱酸的酸性越 (或弱碱的碱性越 ) (4)影响电离平衡常数的因素是什么？ 强 强 大 温度…… 任务一 电离平衡常数 一、电离平衡常数 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。 2．表达式： 1．概念： HA A− + H+ Ka、 Kb 分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数 c(A−)·c(H+) c(HA) Ka＝ 一元弱酸(HA)的电离的平衡常数 一元弱碱(BOH)的电离的平衡常数 Kb＝ c(B+)·c(OH−) c(BOH) HB OH− + B+ 任务一 电离平衡常数 CH3COOH CH3COO− + H+ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Ka＝ NH3·H2O NH + OH− + 4 醋酸(CH3COOH)的电离的平衡常数 一水合氨(NH3·H2O)的电离的平衡常数 Kb＝ c(NH )·c(OH−) c(NH3·H2O) + 4 根据所学内容，写出CH3COOH、NH3·H2O的电离常数 任务一 电离平衡常数 3.多元弱酸、多元弱碱的电离常数 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、Ka3等 Ka1＝ c(H+)×c(HCO3-) c(H2CO3) H2CO3 H+＋HCO3- HCO3- H+＋CO32- Ka2＝ c(H+)×c(CO32-) c(HCO3-) =4.5×10-7 =4.7×10-11 一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1≫Ka2 ≫Ka3等，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 任务一 电离平衡常数 电离平衡常数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‑ 4.电离平衡常数的意义 任务一 电离平衡常数 根据化学平衡常数的影响因素类推电离平衡常数的影响因素？ 5. 电离平衡常数（K）的影响因素 25℃时,几种弱酸的电离常数 名称 电离常数 HF 3.5×10-4 HNO2 5.6×10−4 HClO 3.0×10-8 (1)内因：弱电解质本身的性质。 不同温度下CH3COOH的电离常数 温度 电离常数 50℃ 5.1×10-5 25℃ 1.8×10-5 (2)外因：只与T有关。 T越大， Ka（Kb）越大。 电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。 电离是吸热过程。 学习评价 1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是 (　　) A.相同条件下，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.相同温度下，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大小关系为K(a1 )<K(a2 )<…… A 2.已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.2%发生电离。下列叙述错误的(　　) A.升高温度，溶液的酸性增强 B.该溶液的c(H+)是2×10-4 mol·L-1 C.该一元酸的电离平衡常数约为1×10-7 D.向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡正向移动，但c(H+)减小 C 任务二 电离平衡常数的应用 1. 相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱 二、电离平衡常数（K）的应用 电离常数K越大，酸性(碱性)越强 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 次氯酸 HClO Ka=4.00×10-8  甲酸 HCOOH Ka=1.80×10-4 酸性：HF ＞HNO2＞HCOOH ＞ CH3COOH＞ HClO ＞ HCN 任务二 电离平衡常数的应用 2. 判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律 【实验3-2】 如图所示，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CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？ 课本P59页 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 实验现象 原理 结论 2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑ 酸性：CH3COOH>H2CO3 有气泡产生 H2CO3 Ka(CH3COOH)>Kal(H2CO3) 学习评价 3、25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是（ ） 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 A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+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+2CO32-═SO32-+2HCO3-  D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：H++HCO3- ═ CO2↑+H2O C 任务二 电离平衡常数的应用 3.判断电离平衡移动的方向 CH3COOH CH3COO− + H+ Q ＝ c(H+) 2 · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 ＝ Ka 2 ＜ Ka 加水稀释，电离平衡向电离的方向移动 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 例：若将0.1 mol/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的一半，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？ 越稀越电离，平衡正向移动 任务二 电离平衡常数的应用 4. 电离平衡的相关计算 【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）。 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 NH3·H2O NH4++ OH- 1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 0.2 −1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 ＝ (1.7×10−3)·(1.7×10−3) 0.2 c(NH3·H2O) Kb＝ c(NH4+ )·c(OH−) ≈ 1.4×10−5 该温度下电离程度小 已知c,求K和α 任务二 电离平衡常数 进一步计算该温度下，有多少比例的NH3·H2O发生了电离： ＝ 1.7×10−3 mol·L−1 0.2 mol·L−1 ×100% ＝ 0.85% 【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 电离度（α %）= 4. 电离平衡的相关计算 C(已电离） C(初始） ×100 % 该温度下电离程度小 已知c,求K和α 任务二 电离平衡常数 已知K,求c 4. 电离平衡的相关计算 【例2】已知25 ℃，CH3COOH的Ka=1.75×10−5。若醋酸的浓度为 2.0 mol·L–1。求溶液中的氢离子浓度c(H＋)。 x ≈ 5 .9×10–3mol·L–1 = 2 - x x ∙ x C初/mol·L－1 2.0 0 0 ∆C/mol·L－1 x x x C平/mol·L－1 2－x x x = 1.75×10–5 CH3COOH CH3COO− + H+ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Ka＝ c(H+) ≈ cKa 弱酸溶液中 任务二 电离平衡常数的应用 4. 电离平衡的相关计算 c(H+) ≈ 0.001 87 mol/L 【例2】取1 mL 2 mol/L 醋酸，加水稀释到10 mL，稀释后的溶液，酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？已知25 ℃，CH3COOH的Ka=1.75×10−5。 稀释前 2 mol/L 稀释后 0.2 mol/L CH3COOH CH3COO− + H+ = c(H+) ≈ cKa 0.2×1.75×10–5 任务二 电离平衡常数的应用 4. 电离平衡的相关计算 进一步分析： 稀释过程中，醋酸电离平衡正向移动 平衡移动只能削弱反应条件的影响 0.001 87 mol/L 0.00 591 mol/L 稀释10倍后，c(CH3COOH)降为之前浓度的 1 10 稀释10倍后，c(H+)降为之前浓度的 3.2 10 稀释前 2 mol/L 稀释后 0.2 mol/L 任务三 强电解质与弱电解质的比较 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL2mol/L盐酸、2 mL2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。请回答下列问题： （1）两个反应的反应速率及其变化有什么特点？ （2）反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？ 任务三 强电解质与弱电解质的比较 Mg ＋2HCl MgCl2＋H2↑ Mg ＋ 2CH3COOH (CH3COO)2Mg ＋ H2↑ 反应本质：Mg失去电子生成Mg2+ H+得到电子生成H2 c(H+)为影响反应速率的主要因素 2 mol/L 的盐酸和醋酸，初始阶段的c(H+) 2 mol/L HCl H+ + Cl− 2 mol/L 小于 2 mol/L 2 mol/L CH3COOH CH3COO− + H+ 任务三 强电解质与弱电解质的比较 随着反应的进行 与Mg条化学反应速率的变化，盐酸的减小非常明显，醋酸的相对变化幅度小 初始阶段的反应速率：盐酸 ＞ 醋酸 HCl H+ + Cl− Mg c(H+)下降更为明显 + c(H+)下降，电离平衡正向移动 c(H+)下降幅度不如盐酸中明显 CH3COOH CH3COO− + H+ Mg + 任务三 强电解质与弱电解质的比较 相同条件下，两锥形瓶压强基本相等 Mg ＋2HCl MgCl2＋H2↑ 2 mL 2 mol/L 0.004 mol 0.002 mol Mg ＋ 2CH3COOH (CH3COO)2Mg ＋ H2↑ 2 mL 2 mol/L 0.004 mol 0.002 mol 2 mL 2 mol/L 的盐酸和2 mL 2 mol/L醋酸 可电离的n(H+) 弱电解质水溶液的特点： 分子多离子少， 分子是离子的储备库， 有反应就提供。 强弱有别 物质 c(H+) pH 开始时与锌反应产生H2的速率 与足量锌反应产生H2的体积 中和NaOH的量 ①等物质的量浓度(0.1mol/L)、等体积（1L）的两种酸溶液 0.1mol/L 1 ＞1 快 慢 相同 相同 相同 相同 HCl=H++Cl- ＜0.1mol/L CH3COOH H++CH3COO- 任务三 强电解质与弱电解质的比较 物质 c(H+) c(酸) 开始时与锌反应产生H2速率 反应过程中平均反应速率 生成等量的氢气消耗Zn 与足量锌反应产生H2的体积 中和NaOH的量 ②等c(H+= 0.001mol/L)、等体积（1L）的两种酸溶液 0.001mol/L 相同 相同 慢 快 相同 相同 CH3COOH H++CH3COO- 0.001mol/L 0.001mol/L ＞0.001mol/L HCl =H++Cl- 任务三 强电解质与弱电解质的比较 少 多 少 多 课堂小结 （3）判断电离平衡移动方向 表达式 （1）比较弱电解质的相对强弱 电离常数 应用意义 影响因素 （1）内因：由物质本性决定 （2）外因：只受温度影响 （2）判断反应能否发生 （4）电离平衡的相关计算 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 能力拓展 学习评价 4、已知弱电解质在水中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率，称为电离度。在相同温度下，100mL 0.01mol.L-1 醋酸溶液与10mL 0.1mol.L-1醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是（ ) A.中和时所需NaOH的量 B.电离度 C.H+的物质的量浓度 D.CH3COOH的物质的量 B 学习评价 5、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) B 学习评价 6、常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是 (　　) A.三种酸的酸性强弱:HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO- == CH3COOH+H2PO2-能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，与足量锌粉反应，H3PO2产生H2最多 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 5×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 B 学习评价 A．加少量烧碱溶液 B．降低温度 C．加少量冰醋酸 D．加水 7、已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡： CH3COOH CH3COO− + H+ 要使溶液中 值增大，可以采取的措施是（ ） D 8、常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式的数值变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 (1) ________； (2) ________； (3) ________； 变小 不变 变大 学习评价 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。 9、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： 。 CO32－ ClO－ HCO3－ CO2+H2O+ClO－═ HCO3－+HClO $$