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（2019）选择性必修1

该高中化学课件聚焦电离平衡常数，从电离平衡概念切入，系统讲解其含义、表达式、影响因素及应用，通过定义解析、表格对比不同酸（碱）Ka（Kb）值、实例分析等学习支架，衔接前后知识脉络。 其亮点在于结合大量计算例题（如三段式法求Ka）和对比练习（不同酸酸性比较），以科学思维中的模型建构和证据推理为核心，帮助学生理解电离规律，同时培养化学观念，学生能深化对弱电解质性质的认识，教师可提升教学针对性。

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 学习目标 1、知道电离平衡常数的概念、特征及影响因素 2、掌握电离平衡常数的应用 3、熟悉电离平衡常数的相关计算 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，用K表示。 Ka表示弱酸的电离常数 Kb表示弱碱的电离常数 一、电离平衡常数 2、表达式：(一般酸用Ka表示，碱用Kb表示) 对于一元弱酸 HA H++A- Ka= c ( H+) . c( A-) c(HA) 对于一元弱碱 BOH B++OH- Kb= c ( B+) . c( OH- ) c(BOH) 本质上也是平衡常数，所以表示方法一样 (1)一元弱酸、弱碱   电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH NH3·H2O 2. 表达式 Ka= c(H+) .c(CH3COO-) c(CH3COOH) Kb= c(NH4+).c(OH- ) c(NH3.H2O) NH3·H2O NH4+＋OH- CH3COOH CH3COO-+H+ 多元弱酸是分步电离的，每步各有电离常数，通常用Ka1、Ka2、Ka3表示。如 H3PO4的电离： HPO42- H++PO43- Ka3=4.2×10-13 H2PO4- H++HPO42- Ka2=6.3×10-8 H3PO4 H++H2PO4- Ka1=7.1×10-3 从上可看出：Ka1>Ka2>Ka3 因此多元弱酸的酸性主要由第一步决定 （第一步产生的H+对后续有抑制作用） 4、意义：相同温度下，K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。 3、影响因素： （1） 同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同， 说明K值首先由物质本身的性质决定。 （2） K只与 有关，升高温度，K值______。 增大 温度 例：比较下面三种酸的酸性强弱： CH3COOH H2CO3 H2S K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 CH3COOH H2CO3 H2S ＞ ＞ 酸性： ＞HCO3‑ ＞ HS‑ 说明：多元弱酸酸性比较则比较K a1 练习：下表是常温下某些一元弱酸的电离常数： 弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2 电离常数 6.2×10－10 6.8×10－4 1.8×10－5 6.4×10－6 则0.1 mol·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　 　) A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2 　解析:一元弱酸的电离常数越大，电离程度越大，同浓度时，电离产生的c(H＋)越大。 B 1.酸的电离平衡常数越大,表示电解质溶液的酸性越强。(　　) 2.H2CO3的电离常数表达式:Ka=。(　　) 3.改变条件,电离平衡正向移动,电离平衡常数一定增大。(　　) 4.同一弱电解质,浓度越大的电离平衡常数越大。(　　) 5.电离常数只与温度有关,与浓度无关。(　　) × × × × √ 大本63页 5. 应用： （1）电离常数常用于比较弱电解质的相对强弱 (2) 比较离子结合质子的能力大小 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越 。 强 例：已知两种酸HA与HB的电离常数分别为K1、K2,且K1<K2 则酸性HA HB < 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.7×10-5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10-8 (1)CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3-的酸性由强到弱的顺序为__________________________________。 CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3- (2)同浓度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________________。 例：已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下 (3)比较多元弱酸溶液中离子浓度大小关系 H3PO4分三步电离： C(H+) C(H2PO4-) C(HPO42-) C(PO43-) C(OH-) H3PO4 H+ + H2PO4- Ka1= 7.1×10-3 H2PO4- H+ + HPO42- Ka2= 6.2×10-8 HPO42- H+ + PO43- Ka3= 4.5×10-13 > > > > 磷酸的三步电离的电离常数，第一步 第二步 第三步。 > > 离子浓度大小： (4)比较弱电解质中微粒浓度比值的变化 常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式的数值变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 c(H+) .c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COOH) 变小 不变 变大 通过转换成含K的比值使变量只有一个 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) D c(H+) c(CH3COOH) 已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+。要使溶液中 值增大，采取的措施是(　　) ①升高温度　②加少量冰醋酸　 ③加水 ④加少量醋酸钠固体A.①② B.②③ C.③④ D.①③ 本质是“强酸制弱酸” 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 不反应 HCOOH与NaCN溶液： HCOONa 与 HCN溶液： 结合H＋： HCOO-< CN- （5）Ka大的酸能与Ka小的酸的盐反应，反之不反应 弱酸与盐溶液的反应(判断复分解反应能否发生) 左上右下能反应 反应物 生成物 H2CO3 H2S K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8，K2=1.1×10-12 酸性： ①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：___________________________。 ②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液：__________________________。 ③往Na2S溶液中通入少量CO2：_________________________________。 ⑤往Na2CO3溶液中通入少量H2S：_______________________________。 ④往Na2S溶液中通入过量CO2： 。 ⑥往Na2CO3溶液中通入过量H2S：_______________________________。 不反应 结合H＋：HCO3-< HS-<CO32-<S2- A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO- ═CO32-+2HClO  B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中： SO2+H2O+Ca2++2ClO- ═CaSO3↓+2HClO  C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32- ═SO32-+2HCO3-  D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合： H++HCO3- ═ CO2↑+H2O 25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　 ) 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2 K2=1.0×10-7 C (6)判断电离平衡移动的方向(Q与K) Q ＝ c(H+) 2 · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 ＝ Ka 2 ＜ Ka Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 越稀越电离 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。 CH3COOH CH3COO− + H+ 条件改变瞬间： 加水稀释，电离平衡向电离的方向移动 （1）概念：在一定条件下的弱电解质达到平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的百分数。 补充：电离度： （2）表示方法： α = ×100％ 已电离的弱电解质浓度 弱电解质的初始浓度 ①电离度α实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。电离度越大，则表示弱电解质电离程度越大。 ②影响因素：同一弱电解质的电离度与浓度、温度有关。溶液越稀，电离度越大；温度越高，电离度越大； 大本64页 　　 HX　　　　 H+　+　 X- c初 c始(HX) 0 0 Δc c(H+) c(H+) c(H+) c平 c始(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 二、电离常数的有关计算——三段式法 以弱酸HX为例 Ka= c( H+) .c( X-) c(HX) = c 2( H+) c始(HX)- c( H+) c始(HX)- c ( H+) ≈ c始(HX) Ka= c 2 ( H+) c始(HX) (1)已知c始(HX)和电离产生的c(H+)，求电离常数。 c(H+)的数值很小，可做近似处理： (2)已知C始(HX)和Ka ，求C平(H+) = c 2( H+) c始(HX)- c ( H+) Ka ≈ c 2( H+) c始(HX) c ( H+)= Ka · c始(HX) 　　 HX　　　　 H+　+　 X- c初 c始(HX) 0 0 Δc c(H+) c(H+) c(H+) c平 c始(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) c (OH−) ≈ 同理 NH3·H2O NH4 + + OH - 例题1：在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2mol·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,计算NH3·H2O的Kb c0(mol·L-1) 0.2 0 0 △c(mol·L-1) 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3 c平(mol·L-1) 0.2-1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3 c(NH3·H2O ) c(NH4＋) ·c(OH -－) Kb= 0.2 (1.7×10-3) ·(1.7×10-3) = c平(NH3·H2O)= (0.2-1.7×10-3 ) mol·L-1≈0.2 mol·L-1 ≈1.4 ×10-5 起始 C 0 0 平衡 c-cα cα cα cα cα cα 变化 Ka = (cα)2 c-cα 当α<1%时，c-cα ≈c Ka = (cα)2 c a 对 ①0.1mol·L-1CH3COOH ②0.01 mol·L-1的CH3COOH 溶液进行下列比较（填序号）： 电离度 C(H+) 酸性 ①＜② ①＞② ①＞② (3) 已知C始(HA)和Ka 计算电离度 (以一元弱酸HA为例) Ka = C（酸）α2 （酸） 稀释定律：越稀越电离 电离度大，溶液酸性不一定强 23 (2)依据图像信息计算 [例2]　25 ℃时,在2.0×10-3 mol·L-1的氢氟酸水溶液中,调节溶液pH(忽略调节时溶液体积变化),测得平衡体系中c(F-)、c(HF)与溶液pH的关系如 图。[已知溶液pH=4时,溶液中c(H+)=1×10-4 mol·L-1] 则25 ℃时,Ka(HF)= 　 =4.0×10-4 大本63页 1.电离度与电离常数一样,都是衡量弱电解质电离程度的物理量,大小只与温度有关。(　　) 2.弱酸在水溶液中的电离度越大,溶液的酸性越强。(　　) 3.相同温度下,0.3 mol·L-1的醋酸溶液与0.1 mol·L-1的醋酸溶液的电离度相等。(　　) × × × 大本64页 1.25 ℃时,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,HA的电离度为10%,则该温度下HA的电离平衡常数约为(　 ) A.2.22×10-3　　　　 B.4.3×10-3 C.2.52×10-4 D.1×10-3 A 大本64页 3.常压下,取不同浓度、不同温度的氨水进行各项内容的测定,得到如表实验数据。 温度/℃ c(NH3·H2O)/(mol·L-1) 电离常数Kb 电离度α/% c(OH-)/(mol·L-1) 0 16.56 1.37×10-5 9.098 1.507×10-2 10 15.16 1.57×10-5 10.18 1.543×10-2 20 13.63 1.71×10-5 11.2 1.527×10-2 大本65页 (1)温度升高,NH3·H2O的电离平衡向　　　　(填“左”或“右”)移动,能支持该结论的表中数据是　　　　(填字母)。  a.电离常数Kb　　　　 b.电离度α c.c(OH-) d.c(NH3·H2O) 右 a (2)表中c(OH-)基本不变的原因是__________________________________ ____________________________________________________。  氨水浓度减小,会使c(OH-)减小,而温度升高,会使c(OH-)增大,双重作用使c(OH-)基本不变 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。  > > < > 【练习1】 某酸HX是一种弱酸,25 ℃时电离常数Ka=4×10-4。 (1)写出该酸的电离常数表达式:Ka=　　　　　　。  (2)25 ℃时,往HX溶液中加入1 mol·L-1的盐酸,能 ，　　　　　　　　(填“抑制”或“促进”)HX的电离,Ka值将________　　　　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。  (3)若HX的起始浓度为0.010 mol·L-1,则平衡时c(H+)=_________　　　　　　　　[提示:因Ka很小,平衡时的c(HX)仍可近似为0.010 mol·L-1]。  【练习2】 抑制 不变 2×10-3 mol·L-1 (1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子,弱电解质稀溶液中存在溶质分子。 (　　) (2)CaCO3难溶于水,其属于弱电解质。 (　　) (3)离子化合物一定是强电解质,共价化合物一定是弱电解质。 (　　) (4)电离平衡时,由于分子和离子的浓度不断发生变化,所以说电离平衡是动态平衡。 (　　) (5)一定温度下,醋酸的浓度越大,电离常数也越大。 (　　) 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) √ × × × × 【当堂训练】 2.在25 ℃时,0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液,已知四种酸的电离常数分别为4.6×10-4、1.8×10-4、4.9×10-10、Ka1=4.3×10-7和Ka2=5.6×10-11,溶液中氢离子浓度 最小的是(　　) A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3 C　 解析:根据电离平衡常数大小可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,弱酸的Ka(多元弱酸则比较Ka1)越小,其电离程度越小,c(H+)越小,由题中数据可知,HCN酸性最弱,c(H+)最小。 3．已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.75×10－5，H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。下列说法不正确的是(　　) A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生 B．25℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的电离程度和K均增大 C．向0.1 mol·L－1甲酸中加入蒸馏水，c(H＋)减小 D．向碳酸中加入NaHCO3固体，c(H＋)减小 B CH3COOH>H2CO3>HClO COeq \o\al(2－,3)>ClO－>HCOeq \o\al(－,3)>CH3COO－ ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋HCOeq \o\al(－,3) $