3.1.2 电离平衡常数和电离度 课件-2026-2027学年高二上学期化学苏教版选择性必修1

该高中化学课件聚焦弱电解质的电离平衡常数和电离度，通过“怎样定量比较弱电解质相对强弱”“同一弱电解质不同条件下电离程度比较”等问题链导入，衔接电离平衡状态特征，构建从定性到定量的学习支架。 其亮点是结合实验数据（如不同温度醋酸pH、稀释电导率变化）和表格对比（弱酸弱碱电离常数表），培养科学思维中的证据推理与模型认知，通过“三段式”计算强化化学观念中的变化规律认知。结构化小结（公式、影响因素、应用）和随堂练习助力学生构建知识体系，教师可直接用于教学提升效率。

专题三 水溶液中的离子反应 第一单元 弱电解质的电离平衡 第2课时 电离平衡常数和电离度 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 问题一：根据已学知识推断，平衡时各组分浓度会有什么关系？可以利用这个关系在做什么？ 以 为例 吸：电离吸热 课程导入 问题二：怎样定量比较弱电解质的相对强弱？ 问题三：电离程度相对大小怎么比较？ 4.21×10－3 醋酸电离达到平衡时（25 ℃），实验测定的溶液中各种微粒的浓度如下： 1.34×10-3 1.00 0.100 1.8×10-5 1.8×10-5 一、电离平衡常数 在一定温度下，醋酸在水溶液中达到电离平衡时， 的值是常数。 c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 问题一 一、电离平衡常数 电离平衡常数： 1、含义：在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。 2、符号：用K表示。 Ka表示弱酸（acid）的电离平衡常数 Kb表示弱碱（base）的电离平衡常数 3、意义： K 值（Ka、Kb）越大，电离能力越强; 相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。 课程导入 问题二：怎样定量比较弱电解质的相对强弱？ 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。 课本P86 一、电离平衡常数 4、表示方法： c(A -）、 c(B十）、 c(HA）和c(BOH）均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值 (1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－， 可表示为 (2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－， 可表示为 Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) Kb= c ( B+).c( OH- ) c(BOH) 一、电离平衡常数 醋酸的电离常数表达式 一水合氨的电离常数表达式 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Kb＝ c(NH )·c(OH−) c(NH3·H2O) + 4 NH3·H2O NH + OH− + 4 CH3COOH H+ + CH3COO− 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Ka1、Ka2等来分别表示。 H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－ c(HCO3-) c(H+) c(H2CO3) c(H+) c(HCO3-) c(CO32-) Ka1＝ Ka2＝ 一、电离平衡常数 由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 一、电离平衡常数 电离常数的大小：Ka1≫Ka2≫Ka3； 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 分步进行，一步定性 Ka1≫Ka2≫Ka3原因： 第一步电离产生的H＋对第二、三步的电离起抑制作用，使其电离平衡逆向移动。 一、电离平衡常数 5、影响因素： （1）内因：弱电解质的本身性质。 电解质越弱，Ka（或Kb）越小，越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。 越热越电离 （2）外因：只与T有关 温度越高， Ka（Kb）越大。 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 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 一、电离平衡常数 根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 01 CH3COOH的电离常数（25 ℃） ＝1.75×10−5 ＝6.2×10−10 CH3COOH ＞ HCN 酸性： Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Ka＝ c(CN−)·c(H+) c(HCN) HCN的电离常数（25 ℃） 6、电离平衡常数应用： 一、电离平衡常数 6、电离平衡常数应用： 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。 02 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 一、电离平衡常数 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。 03 根据下表提供的数据可知，室温下在溶液中能大量共存的微粒组是( ) 化学式 HCN H2CO3 CH3COOH 电离平衡常数 4.9×10－10 K1＝4.5×10－7 K2＝4.7×10－11 1.75×10－5 B 将少量CO2通入NaCN溶液中： 6、电离平衡常数应用： 一、电离平衡常数 根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度大小或比值。 04 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) 在磷酸溶液中 c(H+) c( ) c( ) c( ) c(OH－) > > > > 6、电离平衡常数应用： 一、电离平衡常数 一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。 05 化学式 HCN H2CO3 CH3COOH 电离平衡常数 4.9×10－10 K1＝4.5×10－7 K2＝4.7×10－11 1.75×10－5 6、电离平衡常数应用： 课程导入 问题三：同一弱电解质在不同条件下，电离程度的相对大小怎么比较？ 4.21×10－3 1.34×10－3 1.00 0.100 1.8×10－5 1.8×10－5 0.42% 1.34% 电离度 二、电离度 已电离的弱电解质浓度 弱电解质的起始浓度 ＝ 1、概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α 表示。 2、数学表达式 α 二、电离度 3、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。 电离度与化学平衡的转化率类似。 4、电离度的影响因素 内因（决定因素） ——弱电解质本身的性质 外因 温度 浓度 ——随温度升高而增大 ——随浓度增大而减小 二、电离度 越热越电离 越稀越电离 二、电离度 电导率传感器测得的20 mL冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率变化曲线，发现在稀释过程中电导率出现先增大后减小的现象，请尝试解释原因。 问题1：冰醋酸是纯醋酸，几乎不电离（离子浓度极低），导电能力极弱。加水稀释初期电导率为什么会增大？ 问题2：稀释后期，电导率为什么又减小？ 活动3：醋酸稀释过程中电离平衡移动与电导率变化 问题1：冰醋酸是纯醋酸，几乎不电离（离子浓度极低），导电能力极弱。加水稀释初期电导率为什么会增大？ 问题2：稀释后期，电导率为什么又减小？ 弱电解质的电离 活动3：醋酸稀释过程中电离平衡移动与电导率变化 加水稀释初期：醋酸电离平衡向电离方向移动，电离程度显著增大，虽然溶液体积增大，但离子浓度增大的幅度超过体积增大的幅度，导致总离子浓度上升，电导率增大。 稀释后期继续加水：电离平衡仍向电离方向移动（电离度继续增大），但溶液体积增大的幅度远超过离子数目增加的幅度，导致总离子浓度逐渐降低，因此电导率减小。 总结：冰醋酸稀释过程中，电导率 “先增大后减小” 的核心原因是离子浓度先增大后减小。 弱电解质的电离 K 相关计算 三、电离常数的相关计算 K 计算——三段式法 C0 ΔC C C0 0 0 C1 C0－C1 C1 C1 C1 C1 CH3COOH CH3COO－＋H＋ 25 ℃ C0 mol·L－1的CH3COOH 注意： ①弱电解质的电离程度非常小， 平衡时弱电解质的浓度( C0－C1) mol·L－1 一般近似为a mol·L－1。 三、电离常数的相关计算 mol·L−1 c(CH3COOH) Ka ＝ c(CH3COO－ )·c(H＋) C0－C1 ＝ C12 ≈ C0 C12 Ka=C0α 2 α = 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）。 强化巩固 0.2 0 0 1.7×10−3 0.2 −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 1.7×10−3 1.7×10−3 NH3·H2O NH + OH− + 4 C0 ΔC C mol·L−1 28 ＝ (1.7×10−3)·(1.7×10−3) 0.2 ≈ 1.4×10−5 该温度下电离程度小 c(NH3·H2O) Kb ＝ c(NH4+ )·c(OH−) 强化巩固 已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于Ka值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈ ，代入数值求解即可。 三、电离常数的相关计算——技巧 ①一元弱酸HX：HX H＋＋X－ Ka= c ( H+) .c( X-) c(HX) ②一元弱碱MOH：MOH M＋＋OH－ Kb= c ( B+).c( OH- ) c(BOH) 同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈ 。 ③一元弱酸(HX)溶液中电离度与电离常数的关系为: Ka= c ( H+) .c( X-) c(HX) C0 ΔC C C0 0 0 C1 C0－C1 C1 C1 HX X－＋H＋ mol·L−1 C1 C1 α = C1 C0 = C12 C0 Ka=C0α 2 通过此式可以进行Ka与α 进行换算 α = 典例解析 例2 已知：25 ℃时NH3•H2O的Kb＝2.0×10－5。 (1)求0.10 mol•L－1的NH3•H2O溶液中c(OH－)＝____________ mol•L－1。 1.4×10－3 (2)若向0.10 mol•L－1的NH3•H2O中加入固体NH4Cl，使c(NH )达到0.20 mol•L－1，则c(OH－)＝__________ mol•L－1。 1×10－5 （3）25 ℃时，0.1 mol•L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10－3 mol•L－1(忽略水的电离)。该温度下CH3COOH的电离度为_____。 1% 课堂小结 电离平衡常数 电离度 不良反应 公式 影响因素 应用 定义 公式 应用 相关计算 三段式 相互换算 33 随堂练习 1.室温时，0.1 mol•L－1某一元酸HA在水中的电离度为2.2%，下列叙述错误的是(　　) A．升高温度，溶液中的c(A－)增大 B．加水稀释过程中，n(H＋)增大，故c(H＋)也增大 C．室温时，向该溶液中滴加少量同浓度的NaOH溶液，该酸的电离常数Ka不变 D．向该HA的溶液中，通HCl气体，溶液中c(H＋)增大，HA的电离平衡逆向移动 B 随堂练习 2.二甲胺[(CH3)2NH]可用作橡胶硫化促进剂，是一元弱碱，在水中的电离与氨相似，可与盐酸反应生成(CH3)2NH2Cl。下列说法错误的是(　　) A．二甲胺属于一元弱碱 B．往二甲胺溶液中加入NaOH固体会抑制二甲胺的电离(不考虑温度的变化) D 下课，同学们！ $