3.1.2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一

该高中化学课件聚焦电离平衡常数，涵盖概念、表示方法、影响因素及应用，通过回顾电离平衡建立与特征（如v(电离)=v(结合)、定等），搭建从定性平衡到定量常数的学习支架，衔接前后知识脉络。 其亮点在于融合实验探究（如醋酸与碳酸钠反应推测酸性）、问题讨论（镁与盐酸醋酸反应速率分析）及例题计算，以科学探究与实践、科学思维为核心，小结结构化梳理知识要点，助力学生构建化学观念，提升分析解决问题能力，也为教师提供丰富教学活动支持。

水溶液广泛存在于生命体及其赖以生存的环境中。许多化学反应都是在水溶液中进行的，其中，酸、碱和盐等电解质在水溶液中发生的离子反应，以及弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡，都与生命活动、日常生活、工农业生产和环境保护等息息相关。 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 第3课时 电离平衡常数 2 CH3COOH CH3COO - + H+ 电离 结合 v(电离) v(结合) v(电离) = v(结合) 电离平衡状态 t v 电离平衡的建立及特征 逆 动 等 定 变 (5)外界条件变化，平衡将改变 (1)只有弱电解质电离是可逆的 (2)v(电离)≠0，v (结合) ≠0 (3)v(电离) = v(结合) (4)外界条件不发生变化，体系组分不发生变化 c ( H+) .c(CH3COO -) c(CH3COOH) 为定值 知识回顾 3 一、电离常数 1、概念：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 乘积与溶液中未电离的分子的 之比是一个常数，这个常数成为电离常数，弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示 浓度 浓度 5 2.表示方法 AB A+ + B－ K= c(B－） ·c(A+) c(AB) Ka= c(CH3COO_) ·c(H+) c(CH3COOH) CH3COOH CH3COO－+H+ NH3·H2O NH4++OH－ Kb= c(NH4+) ·c(OH－) c(NH3·H2O) (1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数 6 酸性强弱顺序：HF > CH3COOH > HCN K 服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，温度一定，弱电解质具有确定的平衡常数。 Ka (HCN)=6.2×10-10mol/L Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L Ka(HF)=6.8×10-4mol/L 思考讨论：根据给出的三种酸的电离平衡常数，判断这三种酸的强弱? 7 教科书附录II： 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 酸性：HF＞HNO2＞HClO 判断酸性强弱 8 Ka1= c(H2PO4－) ·c(H+) c(H3PO4) (2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数 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 H3PO4 H2PO4－+H+ Ka2= c(HPO42－) ·c(H+) c(H2PO4－) H2PO4－ HPO42－+H+ HPO42－ PO43－+H+ Ka3= c(PO43－) ·c(H+) c(HPO42－) Ka1＝ c(H+)×c(HCO3-) c(H2CO3) H2CO3 H+＋HCO3- HCO3- H+＋CO32- Ka2＝ c(H+)×c(CO32-) c(HCO3-) 反应本质： 2CH3COOH + Na2CO3 2CH3COONa + H2O + CO2↑ 酸性：CH3COOH ＞ H2CO3 实验结论： Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) 现象：试管中产生大量的气泡。 1. 观察曲线走势，分析两个反应的速率变化特点及其原因？ 速率变化特点：盐酸的反应速率远快于醋酸，且前者速率衰减更显著。 ②原因：镁与酸反应的实质是 Mg 置换 H⁺：Mg + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂↑。反应速率直接取决于溶液中 H⁺ 浓度。由于盐酸完全电离，其初始 c(H⁺) 远高于醋酸，因此与镁反应时，盐酸的反应速率从一开始就显著更快。 盐酸：强电解质的“快速消耗” 盐酸是强电解质，溶于水完全电离，无额外H⁺储备。反应一旦开始，H⁺被消耗后无法得到补充，导致c(H⁺)迅速下降，反应速率随时间呈“断崖式”减慢。 醋酸：弱电解质的“动态补给” 醋酸存在电离平衡：CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻。当H⁺被消耗时，平衡向右移动，未电离的醋酸分子持续电离补充H⁺，使c(H⁺)下降缓慢，反应速率衰减平缓，表现出更强的持续性。 2. 反应结束时压强基本相等，由此能得出什么关于酸的结论？ 01 计算酸的物质的量 n(HCl) = n(CH₃COOH) = 2 mol/L × 0.002 L = 0.004 mol 👉 结论：两种酸的物质的量完全相等，提供的H⁺总量一致。 02 计算镁条的物质的量 n(Mg) = m / M = 0.05 g ÷ 24 g/mol ≈ 0.00208 mol 👉 镁条的物质的量约为0.00208摩尔，为后续判断提供基础。 03 依据方程式判断需求 反应式：Mg + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂↑ 完全反应时，n(H⁺)需 = 2 × n(Mg) = 2 × 0.00208 =0.00416 mol 04 对比得出结论 实际n(H⁺)总 = 0.004 mol ＜0.00416 mol 结论：酸的量不足，镁条过量，生成H₂的量由酸决定。 结论：起始浓度决定溶质总量，电离程度决定反应速率，最终产量取决于总物质的量。 课堂练习： 2.将0 .1mol/L的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐减小的是（ ） A. n(OH-) B. a(NH3·H2O) C. c(OH-) /c(NH3·H2O) D. c(NH4+) 3 .一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ） A.NaOH(固） B.H2O C.NH4Cl（固） D.CH3COONa (固） D BD 4.有H+浓度相同、体积相等的三种酸： a、盐酸 b、硫酸 c、醋酸，同时加入足量 的锌，则开始反应时速率 ，反应完全 后生成H2的质量 。（用<、=、> 表示） a=b=c a=b<c 5、常温下，c(H+)浓度均为10-3mol/L的盐酸和醋酸溶液,加水稀释100倍，稀释后的H+浓度谁大?若稀释后H+浓度仍相等，则谁的稀释倍数大？（不考虑无限稀释） 盐酸: c后(H+)=1/100 c前(H+)=1/100×10-3 =10-5 mol/L 醋酸: 10-5mol/L < c(H+) < 10-3mol/L 答：同温下，H+浓度相等的盐酸和醋酸，等倍数稀释时，稀释后醋酸的H+浓度大；若稀释后H+浓度仍相等，则醋酸稀释的倍数较大。 （2）借助 Q 与 K 的关系，判断电 离平衡移动方向 （3）计算相关粒子的浓度 电离常数 影响因素 表达式 作用意义 （1）比较弱电解质的相对强弱 课堂小结： 21 $