3.1.2 电离平衡常数 课件 2026-2027学年人教版高二上学期化学选择性必修一

该高中化学课件聚焦电离平衡常数，通过回顾化学平衡常数搭建学习支架，系统衔接电离平衡常数的概念、表达式、多元弱酸分步电离特点、影响因素及计算，构建完整知识脉络。 其亮点在于以科学思维为核心，通过实例分析（如比较弱酸酸性、判断复分解反应）培养证据推理与模型建构能力，课堂总结条理清晰，拓展延伸联系强酸弱酸比较等实际问题，助力学生深化理解，提升教师教学效率。

第1节 电离平衡 第三章 第2课时 电离平衡常数 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数。用符号K 表示。 对于可逆反应：mA(g)＋nB(g) ⇌ pC(g)＋qD(g) K = 生成物浓度幂之积 反应物浓度幂之积 = cp(C)·cq(D) cm(A)·cn(B) 【知识回顾】——化学平衡常数 微信公众号：杨 sir 化学 基础版课件不提供所有内容 一、电离平衡常数 1.概念： 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数。叫电离平衡常数（电离常数） 2.表示方法： 弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。 NH3·H2O ⇌ N + OH− CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Kb＝ c(N )·c(OH−) c(NH3·H2O) acid 酸 base碱 一、电离平衡常数 3.多元弱酸的K： 多元弱酸的电离是分步进行的，每一步各有电离常数。 通常用Ka1 、Ka2 、Ka3等来分别表示 H2CO3 H+ + H+ + CO32- H2CO3 Ka1＝ Ka2＝ 4.3×10-7 5.6×10-11 注意：多元弱酸的各级电离常数逐渐减小： Ka1＞Ka2＞Ka3 …… 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。 一、电离平衡常数 4.影响因素： 外因：温度 K 只受温度影响 电离是吸热的，升高温度，平衡正向移动，电离常数 K ___ 增大 内因：弱电解质本身的性质 电解质越弱，越难电离，电离常数K越小 5.意义： 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。 二、电离平衡常数计算 例： C初/mol·L－1 0.2 0 0 ∆C/mol·L－1 C平/mol·L－1 某温度下，氨水的浓度为 2.0 mol·L–1 ， 达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O 为1.7×10-3 mol·L–1 。计算该温度下的电离平衡常数。 NH3·H2O NH4+ + OH- = 0.2 1.7×10-3 ≈ ×1.7×10-3 1.4×10-5 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 三、电离平衡常数应用 1.判断电离平衡移动的方向 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 a= c(CH3COO-) · c(CH3COO-) c(CH3COOH) 条件改变瞬间： Q = c(CH3COO-) · c(CH3COO-) 1 2 1 2 c(CH3COOH) 1 2 Q<Ka 越稀越电离 则平衡正向移动 三、电离平衡常数应用 2.判断弱酸（弱碱）的相对强弱 名称 化学式 电离常数(K) 碳酸 H2CO3 Ka1=4.50×l0-7 Ka2=4.70×10-11 草酸 H2C2O4 Ka1=5.60×l0-2 Ka2=1.50×l0-4 磷酸 H3PO4 Ka1=6.90×l0-3 Ka2=6.20×10-8 Ka3=4.80×l0-13  亚硫酸 H2SO3 Ka1=1.40×l0-2 Ka2=6.00×l0-8 氢硫酸 H2S Ka1=1.10×l0-7  Ka2=l.30×10-13 分析相同温度下(25℃)各弱酸的电离常数，比较酸性强弱 酸性：草酸>亚硫酸>磷酸>碳酸>氢硫酸 K值越大，电离程度越大，酸(或碱)性越强。 三、电离平衡常数应用 3.比较离子结合质子（H+）的能力大小 电离常数越小，酸性越弱，酸根离子结合 H+ 的能力就越强； 电离常数越小，碱性越弱，阳离子结合 OH− 的能力就越强。 酸性： CH3COOH＞H2CO3＞ CH3COO- _____ HCO3- _____ CO32- 结合H+能力： ＜ ＜ 三、电离平衡常数应用 4.判断复分解反应能否发生 “强酸制弱酸” 已知：25 ℃时Ka1(H2CO3)>Ka1(H2S)>Ka2(H2CO3)>Ka2(H2S) 则下列反应可能发生的是(　　) A. NaHCO3+NaHS==Na2CO3+H2S B. H2S+Na2CO3==NaHS+NaHCO3 C. Na2S+H2O+CO2==H2S+Na2CO3 D. H2S+NaHCO3==NaHS+H2CO3 B 三、电离平衡常数应用 5.溶液中离子浓度大小的判断 C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) 离子浓度： 第一步K1 ＞ 第二步K2 ＞ 第三步K3 > > > 三、电离平衡常数应用 6.比较微粒浓度比值的变化 CH3COOH ⇌ CH3COO− + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 【思考】25℃醋酸溶液中加水稀释过程中下列比值如何变化? ＝ ＝ ＝ 增大 减小 不变 （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 影响因素 （1）内因：由物质本性决定 （2）外因： 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 【课堂总结】 计算 强酸与弱酸比较 1.相同物质的量浓度、相同体积的盐酸和醋酸与足量Zn反应 HCl CH3COOH t V(g) 0 【拓展延伸1】 2.同pH同体积的盐酸与醋酸溶液加水稀释 b a HCl CH3COOH 7 0 V(水) pH V' 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 弱酸制强酸 1.生成难溶于酸的沉淀： H2S + CuSO4 = CuS↓ + H2SO4 H2S + 2AgF = Ag2S↓ + 2HF 3.生成易挥发性的酸： H3PO4(浓) + NaCl (s) = NaH2PO4 + HCl(g) 2.发生氧化还原反应： H2S + Br2 = 2HBr + S↓ H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl 【拓展延伸2】 $