3.1 弱电解质的电离平衡 第2课时 课件 2025-2026学年高二上学期化学苏教版选择性必修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 电离平衡常数及其应用 第2课时 复习回顾 电离平衡状态 v电离=v结合 时间 反应速率 v电离 v结合 动： 定： 变： 等： 逆： 特征 弱电解质的电离是可逆过程 电离平衡是一种动态平衡 v电离 = v结合≠0 各组分的浓度不变 条件改变时，电离平衡发生移动 根据已学知识推断，平衡时各组分浓度会有什么关系？ 以 为例 根据已学知识推断，平衡时各组分浓度会有什么关系？ 以 为例 c ( H+) .c(CH3COO -) c(CH3COOH) 为定值 1.概念 在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的 乘积与溶液中未电离的分子的 之比是一个常数，即电离平衡常数。弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示 浓度 浓度 一、电离平衡常数 一、电离平衡常数 1.定义：在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，即电离平衡常数。弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示 HA A− + H+ [A−]·[H+] [HA] Ka＝ 一元弱酸(HA)的电离的平衡常数 Kb＝ [B+]·[OH−] [BOH] HB OH− + B+ 表示弱酸的电离平衡常数 表示弱碱的电离平衡常数 一元弱碱(BOH)的电离的平衡常数 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、电离平衡常数 几种弱酸和弱碱的电离平衡常数（25 ℃） K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。 HCOOH CH3COO− + H+ [COO−]·[H+] [HCOOH] Ka＝ HNO2 H+ + NO2− 甲酸(HCOOH) 亚硝酸(HNO2) 根据所学内容，写出甲酸、亚硝酸、氢氟酸和氢氰酸的电离常数表达式? 氢氟酸(HF) 氢氟酸(HCN) HF H+ + F− HCN H+ + CN− [NO2−]·[H+] [HNO2] Ka＝ [F−]·[H+] [HF] Ka＝ [CN−]·[H+] [HCN] Ka＝ 一、电离平衡常数 多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。例如， H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－ c(HCO3-) c(H+) c(H2CO3) c(H+) c(HCO3-) c(CO32-) Ka1＝ Ka2＝ 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。 =4.3x10-7 =5.6x10-11 一、电离平衡常数 （1）内因：弱电解质的本性。 电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。 25℃ CH3COOH HCN 电离平衡常数 Ka=1.75×10-5 Ka=4.9×10-10 CH3COOH ＞ HCN 酸性： 2.影响电离常数大小的因素 一、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。 一、电离平衡常数 2.影响电离常数大小的因素 温度 20 ℃ 24 ℃ pH 3.05 3.03 pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH，实验结果如下表所示： Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 分子变大 分母变小 越热越电离 （2）外因：只与T有关 T越大， Ka（Kb）越大。 升高温度，pH减小，溶液中氢离子浓度增大，电离平衡正向移动 常温下测溶液的pH pH c（H+） Ka 0.1mol/L醋酸溶液 2.88 0.01mol/L醋酸溶液 3.38 10-2.88 10-3.38 10-4.76 10-4.76 思考探究 完成表格（用指数形式表示），你有什么发现？ ②温度一定时，醋酸溶液浓度不同，电离平衡常数_________（填“相同”或“不同”）。 ①温度一定时，醋酸溶液稀释10倍，H+浓度_________（填“会”或“不会”）变为原来的 。 不会 相同 二、电离平衡常数的应用 应用一： 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。酸性越强，酸根结合氢离子的能力越弱。 ②向NaCN溶液中通入少量的CO2，发生的反应方程式 ①25℃时，有等浓度的HCN溶液、H2CO3溶液和CH3COOH溶液，三种溶液的酸性由强到弱的顺序 电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度的物理量。已知： 弱酸 电离平衡常数 （25°C） CH3COOH Ka= 1.8×10－5 HCN Ka= 4.9×10－10 H2CO3 Ka1= 4.3×10－7 Ka2= 5.6×10－11 CH3COOH>H2CO3>HCN CO2+NaCN+H2O=HCN+NaHCO3 二、电离平衡常数的应用 应用一： 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。酸性越强，酸根结合氢离子的能力越弱。 3.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： CH3COOH：Ka＝1.75×10－5 H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 HClO：Ka＝4.0×10－8 (1)CH3COOH、H2CO3、HCO3-、HClO的酸性由强到弱的顺序：_______________________________。 (2) CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H＋的能力由强到弱的顺序：_____________________________。 (3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式： ________________________________。 CH3COOH＞H2CO3＞HCO3-＞HClO NaClO＋CO2＋H2O=HClO＋NaHCO3 二、电离平衡常数的应用 根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，一般符合相同条件下“强酸（碱）制弱酸（碱）”规律。 复分解反应 应用二 已知25℃时两种酸的电离常数： Ka(CH3COOH)=1.75×10-5, Ka(HClO)=3.0×10-8 判断该反应是否能发生，若能，完成反应方程式；若不能，请说明原因。 CH3COOH + Ca(ClO)2 —— 2CH3COOH + Ca(ClO)2＝ (CH3COO)2 Ca + 2HClO 1.部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 电离平衡常数 （25°C) HCOOH Ka= 1.77×10－4 HCN Ka= 4.9×10－10 H2CO3 Ka1= 4.3×10－7 Ka2= 5.6×10－11 A.2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO32- B.2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2 C.酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3- D浓度相同的HCOOH和HCN溶液，前者的导电能力强 下列选项错误的是 ( ） 课堂练习 C 已知： H2S Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 含H2S尾气用足量的Na2CO3溶液来吸收。反应的离子方程式是（ ） 课堂练习 A. B. C. D. D 二、电离平衡常数的应用 已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka=1.77×10-4， HCN：Ka=4.9×10-10， H2CO3：Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11， 则以下反应不能自发进行的是________(填字母)。 a．HCOOH＋NaCN=HCOONa＋HCN b．NaHCO3＋NaCN =Na2CO3＋HCN c．NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3 d．2HCOOH＋CO32- =2HCOO－＋H2O＋CO2↑ e．H2O＋CO2＋2CN－=2HCN＋CO32- be HCOOH H2CO3 HCN HCO3- HCOO- HCO3- CN- CO32- 二、电离平衡常数的应用 根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 若将0.1 mol/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的0.5倍，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？ 判断依据1 越稀越电离 判断依据2 借助电离常数进行判断 Q ＝ c(H+) 2 · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 ＝ Ka 2 ＜ Ka 应用三 二、电离平衡常数的应用 应用四 根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则 增大。 ＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) c(CH3COO−) c(CH3COOH) ·c(H+) ＝ Ka c(H+) 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释， c(CH3COO−) c(CH3COOH) 三、电离平衡常数的计算 电离常数的计算——三段式法 起始浓度 (mol·L−1) 变化浓度 (mol·L−1) 平衡浓度 (mol·L−1) a 0 0 x a－x x x x x CH3COOH CH3COO－＋H＋ 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH c(CH3COOH) Ka ＝ c(CH3COO－ )·c(H＋) a－x ＝ x2 ≈ a x2 注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为 a mol·L－1。 【典例】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]＝(0.2−1.7×10-3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L-1 [NH3·H2O] Kb＝ [NH4+ ]· [OH-] ＝ (1.7×10-3)·(1.7×10-3) (0.2−1.7×10-3) 0.2 ≈ (1.7×10-3)·(1.7×10-3) 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 1.7×10-3 0.2 −1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3 NH3·H2O NH4+ + OH− ≈ 1.4×10-5 Kb= c(NH4+) c(OH–) c(NH3·H2O) 课堂练习 1.已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的浓度为 2.0 mol·L–1。溶液中c(OH–)= mol·L–1。 6.0×10–3 x2 2－x = x2 2 ≈ = 1.8×10–5 x= 6.0×10–3 2 0 0 初 2-x x x 平 [H+] ＝ cKa 弱酸溶液中 [OH-]＝ cKb 弱碱溶液中 2. 25 ℃，H2SO3的Ka1=1.3×10－2，Ka2=6.2×10－8。将SO2通入以上氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L-1时，溶液中的c(SO32－)/c(HSO3－ ) = 。【已知25℃时，水溶液中c(OH－)·c(H+) = 10-14】 课堂练习 0.62 Ka2= c(SO32—) c(H+) c(HSO3—) = 6.2×10－8 c(HSO3—) =0.62 c(SO32—) c(SO32—)·1.0×10－7 = c(HSO3—) 三、电离度 2、意义：表示弱电解质在水中的电离程度， 同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。 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的电离度α。 α= α 该温度下电离程度小 1、定义： 已知HA为一元弱酸。某温度下，浓度为 c 的HA水溶液中，HA的电离度为 α 。求该温度下HA的电离常数（用含有c和α的式子表示） 初状态 c 0 0 变化量 -αc +αc +αc 平衡时 c(1-α) αc αc 三、电离度 课堂练习 1.弱酸、弱碱的电离程度可以分别用它们的电离常数(Ka、Kb)或电离度(α)表示，请根据下列情景列式计算。 (1)乙酰水杨酸是一种一元弱酸(可用HA表示)，在一定温度下，0.1 mol·L－1的乙酰水杨酸的水溶液中，乙酰水杨酸的电离常数Ka为3.4×10－4，求该酸的电离度为______。 (2)已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%，求NH3·H2O的电离常数Kb＝_________。 5.8% 1.77×10－5 3.25℃将浓度为0.1mol/L的HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是（ ）【已知25℃时，水溶液中c(OH－)·c(H+) = 10-14】 ①c(H+) ②c(F-) ③c(OH-) ④Ka(HF) ⑤c(F-)/c(H+) ⑥c(H+)/c(HF) A．①⑤ B．②③ C．③⑥ D．④⑥ 课堂练习 C 课堂练习 B 1、常温下，向氨水中加水稀释的过程中，NH3·H2O的电离平衡常数、电离度、溶液导电性的变化正确的是(　　) A．增大、增大、减小 B．不变、增大、减小 C．不变、减小、减小 D．减小、减小、增大 $