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

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 课时3 电离平衡常数 练习：写出CH3COOH、NH3·H2O、H2CO3电离方程式、K值表达式. Ka1 = Ka2 = 温故知新 表示方法 定义 之比是一个常数，简称电离常数 (1) 一元弱酸和一元弱碱（弱酸用Ka、 弱碱Kb ） acid 酸 base碱 HA H＋＋A－ HA H＋＋A－HA H＋＋A－ 对于一元弱酸 对于一元弱碱 HA H＋＋A－ Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) BOH B＋＋OH－ Kb＝ c (B＋)·c(OH－) c(BOH) 一、电离平衡常数 (2) 多元弱酸 分步进行，通常分别用 Ka1 、Ka2 、Ka3 等来分别表示 H2CO3 H2CO3 H+ + HCO3- H+ + Ka1＝ Ka2＝ = 4.3×10-7 = 5.6×10-11 ≫ CH3CH2COOH ⇌CH3CH2COO- + H+ NH3·H2O ⇌NH4+ + OH- ✪ 注意： 1、各级电离常数逐渐减小：K1 ≫ K2 ≫ K3 2、 酸性由第一步电离决定（H+的对后续电离有抑制作用） 一、电离平衡常数 电离常数的影响因素 不同温度下CH3COOH的 Ka 温度 Ka 0℃ 1.66×10-5 10℃ 1.73×10-5 25℃ 1.75×10-5 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 意义：K值大小表征弱电解质相对强弱 对于同一弱电解质，电离平衡常数只与______有关，电离为 过程，升高温度Ka(或Kb) 。 温度 吸热 增大 CH3CH2COOH ⇌CH3CH2COO- + H+ 一、电离平衡常数 1、判断弱酸(弱碱)的相对强弱 HClO ClO+ H+ H2CO3 +H+ HCO3- + H+ Ka1 Ka2 CH3COOH ⇌H+ +CH3COO− HClO ClO+ H+ 弱酸 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数（25 ℃） K＝1.75×10−5 K1＝4.5×10−7 K2＝4.7×10−11 4.0×10−8 (1) CH3COOH、H2CO3、HClO、HC的酸性由强到弱的顺序为 ___________________________________。 (2)同浓度的CH3COO−、HC、 、ClO−结合H+的能力由强到弱的顺序为_________________________________。 CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞ HCO3- CO32-＞ClO−＞HCO3-＞CH3COO− ①弱酸Ka越大，电离程度越大，酸性越强；其酸根结合H+能力越弱。 ②弱碱Kb越大，电离程度越大，碱性越强。 二、电离平衡常数应用 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】 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 CH3COOH ＞ H2CO3 Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) 生成大量气泡 实验现象： 酸性强弱： 电离常数大小： 二、电离平衡常数应用 课本62页 3、根据Q与K的相对大小判断电离平衡的移动方向 例题：将 1L 0.1mol/L 醋酸加水稀释到 2L，判断醋酸电离平衡移动的方向。 方法一：越稀越电离 方法二：借助电离常数进行判断 条件改变瞬间： CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Qc= c(H+) 2 · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 = Ka 2 ＜ Ka 二、电离平衡常数应用 4、比较溶液中离子浓度的大小比较 磷酸 H3PO4 Ka1=6.90×l0-3 Ka2=6.20×10-8 Ka3=4.80×l0-13  H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4- H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- HPO42- ⇌ H+ + PO43- c(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) c(OH-) 离子浓度： > > > > Ka1 ＞Ka2 ＞Ka3 二、电离平衡常数应用 变式:25℃醋酸溶液中加水稀释过程中下列比值的变化? CH3COOH ⇌CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) ＝ ＝ 增大 减小 ＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) ·c(H+) ＝ ·c(CH3COO−) c(CH3COOH) c(H+) ·c(CH3COO−) ＝ 不变 例题.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) 0.20 0 0 0.20-1.7×10-3 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始 c平 Δc c平(NH3·H2O) = 0.20-1.7×10-3 ≈ 0.20 mol/L 相差102及以上近似处理 已知 c 求 K 三段式 已知 c 求 α 电离度= C(已电离） C(初始） ×100 % ＝ 1.7×10−3 mol·L−1 0.2 mol·L−1 ＝ 0.85% 三、电离平衡常数计算 变式一. 已知25 ℃时，CH3COOH 的 Ka＝1.75×10-5，计算0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液达到电离平衡时c(H＋)的浓度。 设CH3COOH溶液中平衡时 H+ 的浓度为 x 　 0.10　　　　 0　 　0 x　 　x x 0.10−x　　　 x　　 x CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO− c始 c平 Δc c(H+) ≈ cKa 弱酸溶液中 当Ka数值很小时，x的数值很小，可作近似处理：0.10 − x ≈ 0.10 即c(H+)＝1.3×10−3mol/L 完成金版P53（3），P54【例】 三、电离平衡常数计算 变式二. 在某温度时,0.2 mol/L的氨水中,达到电离平衡时,已电离的NH3·H2O的浓度为1.7×10-3 mol/L,试计算该温度下NH3·H2O的电离常数(Kb)及电离度是多少? 三、电离平衡常数计算 HX　 ⇌ H+　+　X− c(HX)　　 0　　　 0 c(HX)−c(H+)　c(H+)　　c(X−) x　　　 x　　　 x ①当弱电解质电离程度很小时 c(HX)−c(H+) ≈ c(HX) ②弱碱,c(BOH)−c(OH-) ≈ c(BOH) c始 c平 Δc ③电离度α = c(已电离） c(初始） ×100 % 有关电离平衡常数的计算模板 【思考讨论】向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入 2mL 2 mol·L-1盐酸、2mL 2 mol·L-1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示： 课本61页 (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? 速率：先快后慢， (1)两个反应的反应速率及其变化有什么特点? 1.反应结束时，产生氢气的体积相同。 2.酸的物质的量相同。 n(Mg) = 0.0021 mol n(酸) = 0.004 mol c(H+)为影响反应速率的主要因素 盐酸电离的c(H+)>醋酸电离的c(H+) v盐酸＞v醋酸 一元强酸和一元弱酸的比较 【对点训练1】 【对点训练2】 Lavf58.12.100 Ka＝，则x＝＝≈1.3×10－3 答案:NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下: NH3·H2O N + OH- 　 0.2　　　　 0　　 0 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≈0.2 mol/L,（近似处理） Kb==≈1.4×10-5 NH3·H2O的电离度=×100%=0.85%。 Kb＝ ➡ c(OH-)＝ 则Ka＝ ➡ c(H+)＝ Lavf59.16.100 Bilibili VXCode Swarm Transcoder v0.7.67 $