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1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 电离平衡常数 1 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 c ( H+) .c(CH3COO -) c(CH3COOH) 为定值 温故知新 特征 逆、等、动、定、变 2 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH NH3.H2O CH3COOH ⇌CH3COO- + H+ NH3.H2O ⇌NH4+ + OH- 电离平衡常数 1.定义： 对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离 的乘积，与溶液中 之比是个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用 、 表示 2.表达式 所生成的各种离子浓度 未电离分子的浓度 Ka Kb ①一元弱酸/一元弱碱 3 ②多元弱酸 电离方程式 电离常数表达式 H2CO3 H2CO3 ⇌H+ + HCO3— HCO3— ⇌H+ + CO32— 多元弱酸电离常数依次称为Ka1、Ka2等 Ka1≫Ka2 ，计算多元弱酸中c(H+)，或比较多元弱酸的相对强弱时，通常只考虑第一步。 ＝4.5×10－7 c(H＋)·c(HCO3－) c(H2CO3) Ka1＝ ＝4.7×10－11 c(H＋)·c(CO32－) c(HCO3－) Ka2＝ 4 反应本质 2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O + CO2↑ 酸性：CH3COOH ＞ H2CO3 实验结论： Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) 查阅教科书附录II CH3COOH Ka＝1.75×10−5（25 ℃） H2CO3 Ka1＝4.5×10−7（25 ℃） 1 实验3-2:向盛有2 mL 0.1 mol/L 醋酸的试管中加入等浓度 Na2CO3溶液，观察现象。能否推测出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1 的大小？ 5 3.影响电离平衡常数的因素 25℃ CH3COOH HF 电离平衡常数 Ka =1.75×10－5 Ka = 6.3×10-4 ①内因：弱电解质的性质决定 CH3COOH 25℃ 0℃ 电离平衡常数 Ka =1.75×10－5 Ka =1.65×10－5 ②外因：只与温度有关 弱电解质的电离一般是吸热过程，T↑，K↑ K越大，越易电离，酸(碱)的酸性(碱性)越强。 通过比较K的大小判断弱电解质的相对强弱 4.电离平衡常数的应用 已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.75×10−5 Ka1=4.3×10－7 Ka2=5.6×10－11 4.7×10−8 （1）CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3—的酸性由强到弱的是： 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是: CO32— ＞ClO— ＞ HCO3— ＞CH3COO— 离子结合H+(OH—)能力：K值越大，电离程度越大，酸性(碱性)越强，此时离子结合H+(OH—)的能力就越弱。 ②判断复分解反应是否发生：较强的酸制较弱的酸。 已知25℃时， HCOOH：Ka=1.77×10−4； HCN：Ka=4.9×10−10 H2CO3：Ka1=4.4×10−7 ， Ka2=4.7×10−11 则以下反应不能自发进行的是（ ） A. HCOOH + NaCN = HCOONa + HCN B. NaHCO3 + NaCN = Na2CO3 + HCN C. NaCN + H2O + CO2 = HCN + NaHCO3 D. HCOOH + CO32— = 2HCOO— + H2O + CO2↑ B 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 例2： 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=4.5×10-7 K2=4.7×10-11 K1=1.4×10-2 K2=6.0×10-8 C 氧化还原反应优先 教材P62 1.已知某温度下有如下三个反应： NaCN + HNO2 == HCN +NaNO2 NaCN + HF == HCN +NaF NaNO2 + HF == HNO2 +NaF 则该温度下HF、HCN和HNO₂三种弱酸的电离常数由大到小的顺序是                      4.电离平衡常数的应用 ③比较溶液中离子浓度的大小 Ka1＝7.1×10－5 mol/L H3PO4 H＋＋H2PO4－ H2PO4－ H＋＋HPO42－ Ka2＝6.2×10－8 mol/L HPO42－ H＋＋PO43－ Ka3＝4.5×10－13 mol/L 如磷酸的三步电离的电离常数，第一步 第二步 第三步。 在磷酸溶液中 c(H+) c(H2PO4－) c(HPO42－) c(PO43－) c(OH－) ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ 用蒸馏水稀释0.10mol/L的醋酸，则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的 。 A. B. c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) B 方法：凑K（K只与温度有关） 4.电离平衡常数的应用 ③比较溶液中离子浓度的大小 练习册P206 8.把1L 0.1mol·L⁻¹醋酸用蒸馏水稀释到10 L，下列叙述正确的是( ) A. c(CH₃COOH)变为原来的 B. c(H⁺)变为原来的 C.的值增大 D.溶液的导电能力增强 教材62 3.向10mL氨水中加入蒸馏水，将其稀释到1L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. NH4+的数目增多 D. 增大 从定量的角度判断醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？ Ka= c( CH3COO-) .c ( H+) c(CH3COOH) Q= 1/2c( CH3COO-) .1/2c ( H+) 1/2c(CH3COOH) =1/2Ka Q＜Ka，平衡向电离方向移动 【例题】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） 5.电离平衡常数的计算 一般弱电解质的平衡浓度 ≈ 起始浓度（即忽略弱电解质电离的部分） c(OH—) = 已知一元弱碱Kb 求该温度下NH3·H2O电离度？ 已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的浓度为 2.0 mol·L–1。溶液中的c(OH–)= mol·L–1。 6.0×10–3 17 已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10−5，计算0.2mol·L−1的CH3COOH达到电离平衡时c(H+)的浓度 5.电离平衡常数的计算 已知一元弱酸Ka c(H+) = 教材P62 6.已知25℃时，CH₃COOH的Ka=1.75×10−5 (1)当向醋酸中加入一定量的盐酸时，CH₃COOH的电离常数是否发生变化?为什么? (2)若初始时醋酸中CH₃COOH的浓度为0.010 mol/L，则达到电离平衡时溶液中c(H⁺)是多少? 1、在25 ℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、K1＝4.3×10－7和K2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是(　　) A．HNO2　　　　　 B．HCOOH C．HCN D．H2CO3 C Lavf58.12.100 $