3.1.2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

弱电解质的电离平衡影响因素 以0.1 mol·L－1醋酸溶液为例，外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH>0的影响。 条件改变 平衡移动方向 c(H+) n(H+) 电离程度 导电能力 升高温度 向 移动 加H2O 向 移动 通HCl 向 移动 加少量NaOH(s) 向 移动 加少量CH3COONa(s) 向 移动 加少量冰醋酸 向 移动 加入镁粉 向 移动 右 增大 增大 增大 增强 右 减小 增大 增大 减弱 左 增大 增大 减小 增强 右 减小 减小 增大 增强 左 减小 减小 减小 增强 右 增大 增大 减小 增强 右 减小 减小 增大 增强 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 课时2 弱电解质的电离平衡常数 可逆反应mA(g)＋nB(g) ⇌ pC(g)＋qD(g)，化学平衡常数如何表示？化学平衡常数的大小与什么有关？ 只与温度有关 K = cp(C)·cq(D) cm(A)·cn(B) 电离平衡与化学平衡类似，请根据化学平衡常数的表达式，推断弱电解质的电离平衡常数的表达式？ 弱酸的电离常数——Ka 弱碱的电离常数——Kb CH3COOH CH3COO− + H+ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Ka＝ NH3·H2O NH + OH− + 4 Kb＝ c(NH )·c(OH−) c(NH3·H2O) + 4 新课导入 在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的幂之积，与溶液中未电离分子的浓度之比叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 1. 电离平衡常数的定义 2.电离平衡常数表达式 (1)一元弱酸弱碱的电离常数 CH3COOH CH3COO- + H+ NH3·H2O NH4++ OH- 弱酸的电离常数——Ka 弱碱的电离常数——Kb 电离常数 K 只受温度影响！！！ 电离平衡常数 作者编号：35002 (2)多元弱酸的电离 ①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 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。 电离平衡常数表达式 ≫ 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。 （口诀：分步进行，一步定性）原因？ 作者编号：35002   电离平衡常数表达式 (3)多元弱碱的电离 多元弱碱的电离分步进行，但一步写完，电离常数与一元弱碱类似 Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH- 练一练 书写下列电解质的电离方程式,写出对应的电离常数表达式 ①HClO　②NH3·H2O　③H3PO4　④Fe(OH)3 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？ 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。 电离平衡常数的影响因素 电离是吸热的： 升高温度，平衡正向移动， 电离常数 K _______ 增大 弱电解质 Ka HF 6.3×10-4 CH3COOH 1.75×10-5 HCN 6.2×10-10 电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 CH3COOH ⇌ CH3COO - + H+ Ka(CH3COOH)=1.7×10-5 HCN ⇌ H+ +CN- Ka(HCN)=6.2×10-10 HF ⇌ H+ +F- Ka(HF)=6.8×10-4 酸性： HF > CH3COOH > HCN 电离平衡常数的意义 电离平衡常数的计算--三段式 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− 近似处理 【例1】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的电离方程式及有关粒子的浓度如下（忽略水的电离）： 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 10 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P61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) 电离平衡常数的应用 判断酸(碱)性强弱 弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。 弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.7×10-5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10-8 已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： 问题1：CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3-的酸性由强到弱的顺序？ CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3- 问题2：同浓度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由弱到强的顺序？ CH3COO－<HCO3-<ClO－<CO32- 电离平衡常数的应用 K值越小越易结合 越难电离，越易结合 判断盐与酸(或碱)反应是否发生，并确定产物 已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下， 以下反应能否自发进行? HCOOH：Ka=1.77×10-4 HCN：Ka=4.9×10-10 H2CO3： Ka1=4.4×10-7 Ka2=4.7×10-11 a．NaCN ＋ H2O ＋ CO2 = HCN ＋ NaHCO3 b．NaHCO3 ＋ NaCN = Na2CO3 ＋ HCN 酸性强弱：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3－ √ × 相同条件下相对强的酸(或碱)可以制相对弱的酸(或碱)。 电离平衡常数的应用 K值左边大于右边 判断溶液中微粒浓度比值的变化情况 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”)。 c(H+) c(CH3COOH) （1） c(CH3COOH) c(CH3COO−)· c(H+) （2） c(CH3COO-) c(CH3COOH) （3） 变小 不变 变小 电离平衡常数的应用 根据Q与K的相对大小判断电离平衡的移动方向 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) 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？ 电离平衡常数的应用 越稀越电离，平衡正向移动 1.已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：   CH3COOH HCOOH HClO H2CO3 K 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 (1)试比较相同浓度的CH3COOH、HCOOH、HClO、H2CO3溶液的酸性强弱。 (2)向CH3COOH溶液中加入一定量的盐酸时，CH3COOH的电离平衡向哪个方向移动？ _________。CH3COOH的电离常数________(填“变大”“变小”或“不变”)，理由 是_______________________。 K越大，酸性越强，故酸性：HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO。 逆向移动 不变 电离常数只与温度有关 练一练 (3)由表格中的数据判断下列离子方程式不正确的是_____(填字母)。 a．2ClO－＋H2O＋CO2== 2HClO＋ b．HCOOH＋ == HCOO－＋ c．HCOOH＋CH3COO－ == HCOO－＋CH3COOH d．Cl2＋H2O＋2 == 2＋Cl－＋ClO－ a 电离程度：次氯酸大于碳酸氢根离子 1.已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：   CH3COOH HCOOH HClO H2CO3 K 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 练一练 (4)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：_________________________________。 1.已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：   CH3COOH HCOOH HClO H2CO3 K 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 练一练 【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）。 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 根据c，求K和α 电离平衡常数的应用 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 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 mol·L−1 0.2 mol·L−1 ×100% ＝ 0.85% 【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 电离度（α %）= C(已电离） C(初始） ×100 % 该温度下电离程度小 电离平衡常数的应用 根据c，求K和α 已知K，求c 【例】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 电离平衡常数的应用 ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO $