3.1.3 电离平衡常数及应用 课件 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

新人教版 化学 选必1 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 第3讲 电离平衡常数及应用 2.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。 1.了解电离平衡常数的含义，通过分析、推理等方法建立电离平衡常数模型 教学目标 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。 教学重难点 思考： 醋酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢? 那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量 新课导入 一、电离平衡常数 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。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 各种离子浓度的乘积 未电离分子的浓度 2.表示方法 弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。 acid 酸 base碱 一、电离平衡常数 (1) 一元弱酸和一元弱碱的电离，一步书写 一元弱酸 Ka ＝ c(H＋) 　 · c(A－) c(HA) 　 一元弱碱 Kb ＝ c(B＋) 　 · c(OH－) c(BOH) 　 NH3·H2O ⇌ N + OH− CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Kb＝ c(N )·c(OH−) c(NH3·H2O) 典例1：根据所学内容，写出CH3COOH、NH3·H2O的电离常数表达式。 典例剖析 一、电离平衡常数 (2) 多元弱酸分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2等来表示。 如25℃时H2CO3 的两步电离常数为： H2CO3 的两步电离常数 Ka1≫Ka2 H2CO3 H+ + H+ + CO32- Ka1＝ Ka2＝ = 4.3×10-7 = 5.6×10-11 (3) 多元弱碱的电离一步完成 Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- K＝ 多元弱酸前面电离生成H+的对后续电离有抑制作用 H3PO4 H+ + H2PO4- Ka1= 7.1×10-3 H2PO4- H+ + HPO42- Ka2= 6.2×10-8 HPO42- H+ + PO43- Ka3= 4.5×10-13 H3PO4的分步电离： 多元弱酸的各级电离常数逐渐减小： Ka1＞Ka2＞Ka3 …… 注：当Ka1≫Ka2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。 典例2：写出H3PO4的电离方程式及各步Ka的表达式。 典例剖析 一、电离平衡常数 3.影响因素 (1) 内因（决定因素）：弱电解质本身的性质 名称 电离常数 HF 3.5×10-4 H2CO3 4.3×10-7 CH3COOH 1.8×10-5 HClO 3.0×10-8 25℃时，几种弱酸的电离常数 相同温度下，不同弱电解质的电离常数不同，即影响电离常数大小的主要因素是弱电解质本身的性质。 思考：从左边的表格可以得出哪些信息？ 越弱越难电离，电离常数越小 一、电离平衡常数 3.影响因素 (2) 外因：只与温度有关，升温，电离平衡常数增大 不同温度下醋酸的电离常数 温度 电离常数 25℃ 1.8×10-5 50℃ 5.1×10-5 弱电解质的电离常数受温度的影响，升高温度，电离平衡常数增大。 思考：从左边的表格可以得出哪些信息？ 注：在使用电离平衡常数时应指明温度，电离常数大小的比较需在同一温度下进行。 一、电离平衡常数 4.意义 电离常数表征了弱电解质的电离能力，电离常数越大，弱电解质越易电离➡一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 ①同温下，弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。 ②同温下，弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。 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 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 相差102及以上近似处理 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 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−) 变化　 x　　　　　 x　　　 x ①当弱电解质电离程度很小时 c(HX)−c(H+) ≈ c(HX) ②同理，弱碱(BOH)溶液中 ③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% 归纳总结 三、电离平衡常数的应用 1.判断电离平衡的移动方向 例3：将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向。 K = c(CH3COO-) · c(H+) c(CH3COOH) 条件改变瞬间： Q= c(CH3COO－) · c(H+) 1 2 1 2 c(CH3COOH) 1 2 Q ＜K 加水稀释平衡正移 QC＜K ，反应向正方向进行V正 > V逆 QC＝K ，反应处于平衡状态V正 = V逆 QC＞K ，反应向逆方向进行V正 < V逆 典例3：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？ = Ka 电离平衡不移动 Q= c(H+) · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 典例剖析 三、电离平衡常数的应用 2.比较弱酸弱碱的相对强弱 同一条件下，弱电解质的K值越大，酸性(或碱性) 越强 【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 三、电离平衡常数的应用 3.比较离子结合质子（H+）的能力大小 电离常数越小，酸性越弱，酸根离子结合 H+ 的能力就越强； 电离常数越小，碱性越弱，阳离子结合 OH− 的能力就越强。 酸性： CH3COOH＞H2CO3＞ CH3COO- _____ HCO3- _____ CO32- 结合H+能力： ＜ ＜ 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 氢氟酸 HF Ka=6.30×10-4 氢氰酸 HCN Ka=6.20×10-10 次氯酸 HClO Ka=3.00×10-8  亚硫酸 H2SO3 Ka1＝1.54×10−2 Ka2＝1.02×10−7 碳酸 H2CO3 Ka1＝4.4×10−7 Ka2＝4.7×10−11 典例4：根据下列弱酸在25℃的电离平衡常数回答问题 (1)CH3COOH、HCN、H2SO3、H2CO3、HClO、HF的酸性由强到弱的顺序为_____________________________________________________________________。 (2)同浓度的CH3COO−、HSO3−、CN-、HC、 、ClO−结合H+的能力由强到弱的顺序为_______________________________________________ H2SO3＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO3−＞HClO＞HCN＞HC ＞CN-＞ClO−＞HC＞CH3COO−＞HSO3− 典例剖析 三、电离平衡常数的应用 4.判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律 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 写出次氯酸钠与少量二氧化碳反应的离子方程式： 酸性强弱顺序为： H2CO3＞ HClO ＞HCO3－ 酸根离子结合H+顺序为： CO32-＞ ClO -＞HCO3- ClO－＋CO2＋H2O ＝HClO ＋HCO3－ 2ClO－＋CO2＋2H2O ＝HClO ＋CO32－ 弱酸制强酸 H2S + Br2 ＝ 2HBr + S↓ H2S＋CuSO4 ＝CuS↓＋H2SO4 发生氧化还原反应 H2SO3 + Cl2 + H2O＝H2SO4 + 2HCl CuS溶解度极小，不溶于H2SO4 拓展延伸 典例5：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： 。 ①CO32－ + H+ = HCO3－ ②ClO－ + H+ = HClO ③HCO3－ + H+ = H2O + CO2↑ ClO－ + H2O + CO2 = HClO + HCO3－ 酸性强弱顺序为： H2CO3＞ HClO ＞HCO3－ 酸根离子结合H+顺序为： CO32-＞ ClO -＞HCO3- 典例剖析 典例6：已知在25℃下，H2CO3和苯酚的电离常数如下： H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，C6H5OH的Ka=1.0×10-10 写出苯酚钠与足量二氧化碳反应的离子方程式： 。 电离能力： C6H5OH H2CO3 HCO3－ ＞ ＞ 酸性强弱顺序为： H2CO3＞ C6H5OH＞HCO3－ 酸根离子结合H+顺序为： CO32-＞C6H5O -＞HCO3- NaHCO3 典例剖析 三、电离平衡常数的应用 5.比较酸液中离子浓度大小 磷酸 H3PO4 Ka1=6.90×l0-3 Ka2=6.20×10-8 Ka3=4.80×l0-13  判断磷酸溶液中离子种类及浓度的大小。 Ka1 ＞Ka2 ＞Ka3 c(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) c(OH-) 离子浓度： > > > > 典例7：18 ℃时，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7，Ka2=2.1×10-12; H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中用“>”“<”或“=”填空。 (1)H+的浓度:H2A　　　H2B。  (2)酸根离子的浓度:c(A2-)　　　c(B2-)。  (3)酸分子的浓度:c(H2A)　　　c(H2B)。  (4)溶液的导电能力:H2A　　　　H2B。  > > < > 典例剖析 三、电离平衡常数的应用 6.判断微粒浓度比值的变化情况 CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 例题：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 （3）比较离子结合质子（H+）的能力大小 （4）判断复分解反应能否发生 表达式 （2）比较弱酸弱碱的相对强弱 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：同一弱电解质的稀溶液， 只受温度影响 （5）比较酸液中离子浓度大小 （6）判断微粒浓度比值的变化情况 （1）判断电离平衡的移动方向 课堂总结 （1）改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大 （2）改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定正向移动 （3）相同条件下，可根据电离平衡常数的大小，比较弱电解质的相对强弱 （4）同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大 × √ √ × × （5）H2CO3的电离平衡常数表达式为： c(H2CO3) c(H+)·c(CO32- ) 1.判断正误 课堂练习 　　2.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离程度和浓度关系的是 浓度 电离度 甲 乙 浓度 电离度 乙 甲 浓度 电离度 甲 乙 浓度 电离度 甲 乙 A B C D √ 课堂练习 3.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100mL0.01mol.L-1醋酸溶液与10mL0.1mol.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 课堂练习 4．已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡： A．加少量烧碱溶液 B．降低温度 C．加少量冰醋酸 D．加水 CH3COOH CH3COO− + H+ 要使溶液中 值增大，可以采取的措施是 D 课堂练习 5. 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 课堂练习 新人教版 化学 选必1 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 谢谢观看 对于AB A++B-，K  Kb＝＝≈1.4×10－5 Ka＝，则x＝＝≈1.3×10－3 则Ka＝ ➡ c(H+)＝ Kb＝ ➡ c(OH-)＝ Ka＝≈ Lavf58.12.100 $