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

组织建设 第一节　电离平衡 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 课时3 电离平衡常数 如何知道氢离子浓度大小? 0.2 mol/L 达平衡 ？ 【想一想】室温下，取1 mL 0.2 mol/L 醋酸，请问电离达到平衡后，醋酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？ ？ 在1 L恒容密闭容器中充入0.2 mol CH4和1.0 mol H2O，在900 K下进行反应：CH4(g)+H2O(g)　　CO(g)+3H2(g)。 达到平衡时CO的物质的量是多少？ (900 K平衡常数为1.2) CH3COOH H+ + CH3COO− [引入] 通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离常数。 一水合氨的电离常数表达式 Kb＝ c(NH )·c(OH−) c(NH3·H2O) + 4 NH3·H2O NH4+ + OH− 醋酸的电离常数表达式 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) CH3COOH H+ + CH3COO− 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，这个常数成为电离常数 一、定义及表达式 【练一练】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 c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下： 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− c(NH3·H2O) Kb＝ c(NH4+ )· c(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) ≈ 1.4×10−5 【练一练】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 0.2 ×100% ＝ 0.85% 电离度 = 该温度下电离程度小，水溶液中弱电解质大量以分子形式存在 n(已电离） n(初始） ×100 % ＝ c(已电离） c(初始） ×100 % 【说一说】类比化学平衡常数，对于给定的化学反应，化学平衡常数大小与什么因素相关。 温度 20 ℃ 24 ℃ pH 3.05 3.03 【看一看】 pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH，实验结果如下表： Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 分子变大 分母变小 升高温度电离平衡正向移动 温度，内因 电离常数大小受温度影响 证实 K随温度变化不大，室温时不考虑温度对K的影响 二、影响因素 此页可以修改一下 6 【想一想】已知25 ℃时，相同浓度的CH3COOH溶液与HCN溶液相比较，CH3COOH溶液酸性相对更强。你能比较该温度下CH3COOH、HCN电离常数的大小吗？ CH3COOH ＞ HCN 酸性： ②电离常数由物质性质决定 Ka(CH3COOH) ＞ Ka(HCN) Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Ka＝ c(CN−)·c(H+) c(HCN) CH3COOH H+ + CH3COO− HCN H+ +CN− 某些弱电解质的电离常数（25 ℃） HClO HF HNO2 4.0×10−8 6.3×10−4 5.6×10−4 ①比较弱酸(碱)的相对强弱 一般弱酸(碱)的电离常数越大，电离程度越大，其酸(碱)性越强。 注意：电离常数大小的比较需在同一温度下进行。 酸性：HF＞HNO2＞HClO ②判断电离平衡移动方向（Q与K） 【想一想】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 ，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？ 加水稀释，电离平衡向电离的方向移动 CH3COOH CH3COO− + H+ Q ＝ c(H+) 2 · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 ＝ Ka 2 ＜ Ka Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 越稀越电离 ？ 查阅教科书附录II：CH3COOH电离常数Ka＝1.75×10−5（25 ℃） 【想一想】室温下，取1 mL 0.2 mol/L 醋酸，请问电离达到平衡后，醋酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) ＝ x·x 0.2 ≈ 1.75×10−5 起始浓度/(mol·L−1) 变化浓度/(mol·L−1) 平衡浓度/(mol·L−1) CH3COOH H+ + CH3COO− 0.2 0 0 x x x x 0.2 − x x c(CH3COOH)＝(0.2−x) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 mol/L ③计算相关粒子的浓度 【想一想】室温下，取1 mL 0.2 mol/L 醋酸，请问电离达到平衡后，醋酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？ 不需要学生计算，说出计算方法即可 11 【想一想】醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的? ④比较微粒浓度比值的变化 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) ＝ c(CH3COO−) c(CH3COOH) ·c(H+) c(CH3COO−) c(CH3COOH) 加水稀释，K值不变，c(H+)减小，则 增大。 c(CH3COO−) c(CH3COOH) H2CO3 H+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32- H2CO3是二元弱酸，H2CO3的电离方程式为： 多元弱酸或多元弱碱每步都有电离常数，通常用Ka1、Ka2 或Kb1、Kb2 区分。 ＝4.4×10－7 c(H+)·c(HCO ) c(H2CO3) Ka1 ＝ − 3 ＝4.7×10－11 c(H+)·c(CO ) c(HCO ) Ka2 ＝ 2− 3 − 3 多元弱酸弱碱的各级电离常数逐渐减小，第一步电离为主 （分步进行，一步定性） Ka1 》Ka2 》Ka3 …… （表达式中浓度指该粒子的总浓度） 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？ 实验现象： 化学方程式： 酸性强弱： 电离常数大小： 2CH3COOH+Na2CO3 2CH3COONa + CO2↑+ H2O CH3COOH ＞ H2CO3 Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) 生成大量气泡 1.在25℃时，0.1mol/L的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、K1＝4.3×10－7和K2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是（ ） A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3 C 课 堂 练 习 2.已知：H2S： K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 H2CO3：K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 含H2S尾气用足量的Na2CO3溶液来吸收。 写出离子反应方程式 。 H2S + CO32－ = HS－+ HCO3－ 3.高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数： 从以上表格中判断以下说法中不正确的是( ) A.在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离 B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的 C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为：H2SO4 = 2 H+ + SO42- D.水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四种酸的强弱 4.常温下,向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条,塞紧橡胶塞,用注射器向其中一个锥形瓶中注入2 mL 1 mol·L-1草酸溶液(H2C2O4的K(a1)=5.0×10-2，K(a2)=5.4×10-5，向另一个锥形瓶中注入2 mL 2 mol·L-1 CH3COOH溶液(CH3COOH的Ka=1.8×10-5)，分别测得两个锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A.曲线②表示醋酸与镁条的反应 B.当反应停止时，醋酸产生的气体比草酸产生的气体多 C.反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短 D.草酸的电离方程式为H2C2O4 2H++C2O42- C 本节课到此结束 EVCapture4.1.9软件录制 Lavf57.25.100 本视频由湖南一唯信息科技开发的EV录屏软件录制，www.ieway.cn $