第33讲 电离平衡（2）—电离平衡常数及应用 课件 -2027届高三化学一轮复习

最适合真实课堂教学的课件！ 简洁、启智！ 1.7.2013 ‹#› 电离平衡常数及应用 定义： 在一定条件下，当弱电解质电离达到平衡时，对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种 的乘积，与溶液中未电离 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。（弱酸 、弱碱 ） 电离平衡常数及应用 离子浓度 分子 Ka Kb 2.表达式 一元弱酸：HA ⇌ H++A- Ka＝ c(A−) c(HA) ·c(H+) 一元弱碱：BOH ⇌ B++OH− Kb＝ c(B+) c(BOH) ·c(OH−) 【注意】表达式中的浓度均指达到电离平衡时的浓度 写出磷酸（H3PO4）的电离方程式，并写出电离常数表达式。 一级 电离： H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4- 二级 电离： 三级 电离： Ka1＝ · c(H2PO4- ) c(H3PO4) c(H+) 电离平衡常数及应用 H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- Ka2＝ · c(HPO42- ) c(H2PO4-) c(H+) HPO42- ⇌ H+ + PO43- Ka3＝ · c(PO43- ) c(HPO42-) c(H+) 3.电离常数的影响因素 （1）内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数　　　，反之，电离常数　　　。 （2）外因：电离平衡常数与 有关，与浓度 ，升高温度，K　 　　。 电离平衡常数及应用 越小 越大 增大 温度 无关 4. 意义 （1）相同条件下，K值越大，表示该弱电解质 电离，所对应 的酸性或碱性相对 。 越易 越强 电离平衡常数及应用 （2）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是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 步电离。 一 【例】磷酸（H3PO4）的电离方程式，电离常数。 一级 电离： H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4- 二级 电离： 三级 电离： H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- HPO42- ⇌ H+ + PO43- Ka1＝ · c(H2PO4- ) c(H3PO4) c(H+) Ka2＝ Ka3＝ · c(HPO42- ) c(H2PO4-) c(H+) · c(PO43- ) c(HPO42-) c(H+) = 6.90×l0-3 = 6.20×10-8 = 4.80×l0-13 【结论】 Ka1≫Ka2，多元弱酸的酸性由第一步电离决定。 【思考】为什么多元弱酸的分步电离一步比一步困难？ 1. 一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+电离更困难； 2.从平衡的角度讲，上一级电离出的H+对下一级电离有抑制作用。 5.电离常数的应用 ①比较弱电解质酸性(或碱性)强弱 【例】几种弱酸的电离平衡常数(25℃) 电离平衡常数及应用 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 上表中的五种弱酸酸性由强到弱顺序为 。 H2CO3 H2C2O4 H3PO4 H2SO3 H2S > > > > 5.电离常数的应用 ②判断物质间的化学反应 电离平衡常数及应用 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 电离平衡常数(25 ℃) H2CO3 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 HClO Ka＝4.0×10－8 判断下列方程式是否正确。 ①次氯酸与NaHCO3溶液的反应： HClO＋HC=== ClO－＋H2O＋CO2↑ 不正确 【方法】是否为“强制弱”；生成物能否共存；能否发生氧化还原反应。 5.电离常数的应用 ②判断物质间的化学反应 电离平衡常数及应用 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 电离平衡常数(25 ℃) H2CO3 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 HClO Ka＝4.0×10－8 ②少量CO2通入NaClO溶液中： CO2＋H2O＋2ClO－=== C＋2HClO 不正确 【方法】是否为“强制弱”；生成物能否共存；能否发生氧化还原反应。 ③少量CO2通入NaClO溶液中： CO2＋H2O＋ClO－=== HC＋HClO 5.电离常数的应用 ②判断物质间的化学反应 电离平衡常数及应用 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 电离平衡常数(25 ℃) H2CO3 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 HClO Ka＝4.0×10－8 正确 【方法】是否为“强制弱”；生成物能否共存；能否发生氧化还原反应。 5.电离常数的应用 ②判断物质间的化学反应 电离平衡常数及应用 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 电离平衡常数(25 ℃) H2S Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13 HClO Ka＝4.0×10－8 ④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－==HS－＋HClO 不正确 【方法】是否为“强制弱”；生成物能否共存；能否发生氧化还原反应。 5.电离常数的应用 ②判断物质间的化学反应 电离平衡常数及应用 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 电离平衡常数(25 ℃) HCOOH Ka＝1.77×10－4 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 ⑤碳酸钠溶液滴入足量甲酸溶液中： 2HCOOH＋C===2HCOO－＋CO2↑＋H2O 正确 【方法】是否为“强制弱”；生成物能否共存；能否发生氧化还原反应。 H3PO4 + CH3COO- = CH3COOH + H2PO4- 弱酸 电离常数(K) H3PO4 Ka1=6.90×l0-3 Ka2=6.20×10-8 Ka3=4.80×l0-13  CH3COOH 1.75×10-5 5.电离常数的应用 ②判断物质间的化学反应 电离平衡常数及应用 部分弱酸的电离平衡常数如下表： ⑤醋酸钠溶液滴入足量磷酸溶液中： 正确 【方法】是否为“强制弱”；生成物能否共存；能否发生氧化还原反应。 5.电离常数的应用 ③判断溶液中某些离子浓度 电离平衡常数及应用 25℃时： 0.1mol/L HNO2 Ka =5.6×10-4 0.1mol/L HCOOH Ka =1.8×10-4 0.1mol/L CH3COOH Ka =1.75×10-5 0.1mol/L HCN Ka =6.2×10-10 参考下列数据，回答问题： 以上四种物质中，c(H+)由大到小顺序为 。 HNO2 HCOOH CH3COOH HCN > > > 5.电离常数的应用 ④比较酸根离子结合质子（H+）的能力大小 电离平衡常数及应用 名称 化学式 电离常数(K) 碳酸 H2CO3 Ka1=4.50×l0-7 Ka2=4.70×10-11 氢氟酸 HF 6.30×10-4 某些弱电解质的电离常数(25℃) 【练】某溶液中含有Na+、 CO32-、 HCO3- 、F- ，向此溶液中加入稀盐酸，阴离子与结合的先后顺序为 。 结论：弱酸的Ka越小，酸性越 ，酸根离子结合H+的能力就越 。 弱 强 CO32-、 HCO3- 、F- 【测】同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 。 HCOO- 名称 化学式 电离常数(K) 碳酸 H2CO3 Ka1=4.50×l0-7 Ka2=4.70×10-11 甲酸 HCOOH 1.80×10-4 次氯酸 HClO 4.00×10-8  氢硫酸 H2S Ka1=1.10×l0-7  Ka2=l.30×10-13 S2-＞ CO32- ＞ ClO-＞ HS-＞ HCO3-＞ 电离平衡常数及应用 5.电离常数的应用 ④比较酸根离子结合质子（H+）的能力大小 结论：弱酸的Ka越小，酸性越 ，酸根离子结合H+的能力就越 。 弱 强 5.电离常数的应用 ④计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度 电离平衡常数及应用 【例】已知25℃时，0.010mol/L CH3COOH溶液的Ka=1.75×10-5，则达到电离平衡时溶液中c(H+)是多少？ CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ 【练1】已知25℃时，某一元弱酸（HA）的电离平衡常数为Ka，浓度为c mol/L，达到电离平衡时溶液中c(H+)是多少？（用c和Ka的代数式表示） c(H+) ＝ cKa 弱酸溶液中： 【练2】已知25℃时，某一元弱碱（BOH）的电离平衡常数为Kb，浓度为c mol/L，达到电离平衡时溶液中c(OH-)是多少？（用c和Kb的代数式表示） c(OH-)＝ cKb 弱碱溶液中： 溶液中微粒浓度比值的判断 【例】常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)。 溶液中微粒浓度比值的判断 不变 【例】常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)。 变小 = 方法一：将浓度之比转化为物质的 量之比进行比较 方法二：凑常数法 溶液中微粒浓度比值的判断 变大 【例】常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)。 溶液中微粒浓度比值的判断 【例】常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)。 溶液中微粒浓度比值的判断 方法三：假设法 假设无限稀释，c(CH3COO-)趋近于0，c(H＋)趋于10-7 mol/L，所以比值变小。 变小 【例】常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)。 溶液中微粒浓度比值的判断 不变 D D 相同物质的量浓度的盐酸与醋酸比较： c(H+)：盐酸 醋酸；pH：盐酸 醋酸。 强酸弱酸的比较 相同体积，相同物质的量浓度的盐酸与醋酸分别加水稀释，下列图像正确的是（ ） 7 0 V(水) HCl CH3COOH pH A 7 0 V(水) HCl pH C CH3COOH A 7 0 V(水) HCl CH3COOH pH B 7 0 V(水) HCl pH D CH3COOH > < 强酸弱酸的比较 【思考】 相同体积，相同物质的量浓度的盐酸与醋酸分别加水稀释。 1.加水稀释相同的倍数， 溶液的pH大 2.加水稀释到相同的pH， 加入的水多 醋酸 盐酸 7 0 V(水) HCl CH3COOH pH A 相同体积、相同pH的盐酸和醋酸溶液加水稀释，下列图像正确的是（ ） 7 0 V(水) HCl CH3COOH pH A 7 0 V(水) HCl CH3COOH pH B HCl CH3COOH 7 0 V(水) HCl CH3COOH pH C 7 0 V(水) pH D D 强酸弱酸的比较 相同体积、相同pH的盐酸和醋酸溶液加水稀释，下列图像正确的是（ ） HCl CH3COOH 7 0 V(水) pH D D 1.加水稀释相同的倍数， 的pH大 2.加水稀释到相同的pH， 溶液加入的水多 【应用】 相同体积、相同pH的盐酸和醋酸溶液加水稀释： 盐酸 醋酸 强酸弱酸的比较 相同体积，相同物质的量浓度的盐酸和醋酸与物质反应 强酸弱酸的比较 向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol/L 盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内的压强随时间的变化如图所示。请回答下列问题： （1）两个反应的速率及其变化有什么特点？ 特点：反应速率都是先快后慢，镁条与盐酸的反应速率比镁条与醋酸的反应速率要快 稀盐酸是强酸，完全电离， 2 mol/L 盐酸中氢离子浓度为2 mol/L ；醋酸是弱酸，部分电离， 2 mol/L 醋酸中氢离子浓度小于2 mol/L，所以………… 强酸弱酸的比较 【思考与讨论】向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol/L 盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内的压强随时间的变化如图所示。 请回答下列问题：（2）反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？ 结论：镁条和盐酸与镁条和醋酸最终反应结束时，产生氢气的体积是相同的 强酸弱酸的比较 产生气体总量取决于酸能电离出氢离子的总量，两酸都是一元酸，并且等体积等浓度，即物质的量相等，氢离子总量相同，所以最终生成氢气的量一样多 相同体积，相同pH的盐酸和醋酸与物质反应 强酸弱酸的比较 （4）分别与足量的镁条反应，产生氢气的量：盐酸 醋酸。 < 1.溶液体积为1 L pH=1的盐酸和稀醋酸中（填“>”、“<”或“=”） （1）c(H+)：稀盐酸 稀醋酸； （2）c(HCl) c(CH3COOH) ； （3）n(HCl) n(CH3COOH)。 = < < 经典例题 1.(2022·湖北，12)根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2+NH3===N+N2H4，N2H4+ CH3COOH===N2+CH3COO-，下列酸性强弱顺序正确的是 A.N2>N2H4>N B.N2>CH3 C.NH3>N2H4>CH3COO- D.CH3COOH>N2 √ 根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，则反应N2H4+CH3COOH===N2+CH3COO-中，酸性：CH3COOH>N2，反应N2+NH3===N+N2H4中，酸性：N2>，故酸性：CH3COOH>N2。 2.(2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液。下列判断正确的是 A.该溶液中CH3COO-的粒子数为6.02×1022 B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低 C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO-)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为C+2H+===H2O+CO2↑ √ 醋酸属于弱电解质，则含0.1 mol醋酸的溶液中CH3COO-的粒子数小于6.02×1022，A错误； 加入少量CH3COONa固体，抑制醋酸的电离，溶液的pH升高，故B错误； 根据元素守恒，n(CH3COO-)+　n(CH3COOH)=0.1 mol，故C正确； 醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写，故D错误。 3.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中，H+与A-不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-)，当达到平衡时，下列叙述正确的是 A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-) B.溶液Ⅱ中的HA的电离度[]为 C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4 √ 常温下，溶液Ⅰ的pH=7.0，则溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1，c(H+)< c(OH-)+c(A-)，A错误； 常温下，溶液Ⅱ的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1 mol·L-1，Ka(HA)= =1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，则=1.0×10-3，解得=，B正确； 常温下，溶液Ⅰ的pH=7.0，溶液Ⅰ中c(H+)= 1×10-7 mol·L-1，Ka(HA)==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，= 1.0×10-3，溶液Ⅰ中c总(HA)=(104+1)c(HA)；溶液Ⅱ中，由B项解析可知 c总(HA)=1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]= (104+1)∶1.01≈104，C、D错误。 4.[2020·天津，16(5)节选]已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH=12时，c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶　　　　∶　 　　　。  1012·Ka1 1024·Ka1·Ka2 H2CO3是二元弱酸，分步发生电离：H2CO3　　+H+、 +H+，则有Ka1= 、Ka2=，从而可得Ka1·Ka2= 。当溶液pH=12时，c(H+)=10-12 mol·L-1，代入Ka1、Ka1·Ka2可 得c(H2CO3)∶c(HC)=1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶c(C)=1∶(1024·Ka1·Ka2)，综合可得c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。 ； ； （ ； ； ； [解析]　由图像可知0.1 mol·L－1的MOH溶液的pH＝13，说明MOH完全电离，为强电解质，同理判断ROH为弱电解质，所以前者的碱性大于后者，A正确；ROH为弱电解质，溶液越稀越易电离，所以电离程度b点大于a点，B正确；当两溶液无限稀释下去，相当于纯水，所以二者氢氧根离子浓度相等，C正确；当lg ＝2时，MOH溶液的pH＝11，ROH溶液的pH＝10，MOH不存在电离平衡，ROH存在电离平衡，升高温度平衡右移，c(M＋)无影响，c(R＋)增大，所以减小，D错误。 3．(2025·河南郑州检测)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg 的变化如图所示，下列叙述错误的是(　　) A．MOH的碱性强于ROH的碱性 B．ROH的电离程度：b点大于a点 C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等 D．当lg ＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大 6．(2025·河北保定高三检测)将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释至0.01 mol·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是(　　) A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小 B．稀释后溶液中c(OH－)变为稀释前的 C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动 D．稀释过程中溶液中增大 [解析]　温度不变，水的电离常数不变，稀释后c(OH－)减小，c(H＋)增大，A错误；NH3·H2O为弱电解质，稀释后溶液中c(OH－)大于稀释前的，B、C错误；同一溶液中，＝，稀释过程中电离平衡向右移动，故n(OH－)增大，n(NH3·H2O)减小，故增大，D正确。 $