3.1.3电离平衡常数 课件-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章第一节电离平衡 第3课时 电离平衡常数 适用精简高效 1、电离平衡常数概念： 弱电解质溶液中 之比是一个常数，简称电离常数 对于AB ⇌ A＋＋B－，Ka或Kb＝ (酸用Ka，碱用Kb) c(A+) ·c(B-) c(AB) 电离生成的各离子浓度乘积 未电离分子的浓度 2、电离平衡常数学表达式： 一定温度下，K越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 一、 电离平衡常数 3、 K的大小与弱电解质电离程度的关系 4、影响因素： ①同温，不同弱电解质的K取决于弱电解质的性质；(内因) ②同一弱电解质的稀溶液，K只与温度有关。(外因) 二、多元弱酸的电离平衡常数 1、多元弱酸每一步电离都有电离平衡常数 2、多元弱酸各步电离常数的大小比较： Ka1>Ka2>Ka3…… 当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 例：25 ℃ a mol·L-1的CH3COOH CH3COOH CH3COO-+H+ 起始浓度/(mol·L-1) a 0 0 变化浓度/(mol·L-1) x x x 平衡浓度/(mol·L-1) a-x x x 则Ka==≈。 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为(a-x) mol·L-1，一般近似为a mol·L-1。 三、电离常数的计算——三段式法 四、电离平衡常数的应用 1、判断电离平衡的移动方向 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 例：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 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 亚硝酸 HNO2 Ka=5.60×10-4 氢氰酸 HCN Ka=6.20×10-10 氢氟酸 HF Ka=6.30×10-4 次氯酸 HClO Ka=4.00×10-8  甲酸 HCOOH Ka=1.80×10-4 酸性： HF＞ HNO2＞ HCOOH＞ CH3COOH＞ HClO ＞ HCN 2、判断弱电解质的电离能力。同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强。 酸：HCOOH ＞ HCN HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1 Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1 HCOONa 与 HCN不反应 HCOOH与NaCN溶液： HCOONa 与 HCN溶液： 3、判断复分解反应能否发生，及确定产物 侵权严重，暂时不会把最终版的课件放到第三方网站。 7 H2CO3 H2S K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8，K2=1.1×10-12 酸性：H2CO3＞H2S＞＞HS‑ ①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：_____________________________。 S2- + === HS- + ②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液：_____________________________。 不反应 能否给H+，若能，给几个 ③往Na2S溶液中通入少量CO2：____________________________________。 2S2- + CO2 + H2O === 2HS- + 例、25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示，判断复分解反应能否发生以及产物 侵权严重，暂时不会把最终版的课件放到第三方网站。 8 4、比较溶液中离子浓度的大小 例 已知：磷酸存在的三步电离，这三步的电离常数大小进行比较， C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) c(OH-) 第一步K1 ＞ 第二步K2 ＞ 第三步K3 > > > > 5、比较离子结合质子的能力大小 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO (25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 3.0×10－8 ①HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 ___________________________________。 ②同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_______________________________________________ HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－ 弱酸的Ka值越小,酸性越弱,电离能力越弱,酸根阴离子结合H+的能力就越强 6、比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。 依据弱电解质的电离常数表达式,可以比较浓度改变时(温度不变)溶液中某些微粒浓度的变化。 例:醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的? 加水稀释,K值不变,c(H+)减小,则 始终保持增大。 五、一元强酸与一元弱酸的比较 相同体积，相同浓度的强酸HA与弱酸HB 相同体积，相同c(H＋)的强酸HA与弱酸HB c(H＋)或物质的量浓度 与金属反应的起始速率 与过量的碱反应时消耗碱的量 与过量活泼金属反应产生H2的量 c(A－)与c(B－)大小 cHA(H＋)>cHB(H＋) HA>HB HA＝HB HA＝HB c(A－)>c(B－) c(HA)<c(HB) HA＝HB HA<HB HA<HB c(A－)＝c(B－) 相同体积，相同浓度的强酸HA与弱酸HB 相同体积，相同c(H＋)的强酸HA与弱酸HB 加水稀释相同倍数后酸性 溶液的导电性 HA>HB HA>HB HA<HB HA＝HB 例1、向10 mL氨水中加入蒸馏水，将其稀释到 1 L后，下列说法中不正确的是( ) A. NH3·H2O的电离程度增大 B. c(NH3·H2O)增大 C. 的数目增多 D. 增大 B 例2、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。  > > < > （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 课堂小结 Lavf58.12.100 $