3.1.3 电离平衡常数与电离度-2026-2027学年高二化学选择性必修1【同步课件】

高中化学人教版（2019）选择性必修1 第3课时 第一节 电离平衡 第三章 水溶液中的离子平衡 电离平衡常数与电离度 学习目标 重点 掌握电离平衡常数的概念、表达式，理解其只与温度有关的特性； 学会依据电离平衡浓度数据计算平衡常数，运用平衡常数判断弱电解质相对强弱、分析多元弱酸分步电离，解决实际的电离平衡分析问题。 难点 深入理解电离平衡常数的本质，突破 “多元弱酸分步电离平衡常数的应用”； 准确运用电离平衡常数解决复杂情境问题，理解平衡常数与电离程度、溶液酸碱性的深度关联，提升知识综合应用能力。 化学与生活 弱电解质的电离平衡存在定量规律，如同化学平衡常数衡量反应限度，电离平衡常数可表征弱电解质电离能力。 CH3COOH与HCN同为弱酸，为何酸性有别？ 多元弱酸H2CO3分步电离的趋势如何？ 本节课将探究电离平衡常数，剖析其定义、计算与应用，解锁定量研究弱电解质电离的 “密码”，理解其对化学分析、工业生产的关键意义  电离平衡常数 交流讨论： 醋酸电离达到平衡时，实验测定的溶液中微粒的浓度如表所示。请你完成表格，并将你的结论与同学交流讨论 995.79×10-3 4.21×10-3 98.86×10-3 1.34×10-3 1.78×10-5 1.81×10-5 0.42% 1.34% 在一定温度下，醋酸在水溶液中达到电离平衡时，此数据为常数 电离平衡常数 1.概念： 在一定温度下，对一元弱酸或一元弱碱来说，该弱电解质在溶液中弱电解质电离出的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，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Ka、Kb表示。 2.表示方法： c(A＋)·c(B－) c(AB) K＝ AB A＋＋B－ 电离平衡常数 （1）一元弱酸、一元弱碱的电离常数 （2）多元弱酸、多一元弱碱的电离常数 如：H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为： H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－ ＝4.5×10－7 c(H＋)·c(HCO3－) c(H2CO3) Ka1＝ ＝4.7×10－11 c(H＋)·c(CO32－) c(HCO3－) Ka2＝ 多元弱酸的电离分布进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。 电离平衡常数 ① 电离常数表达式中的浓度必须是平衡时的浓度。 ② 多元弱酸的各步电离常数表达式不能合并书写，如将H2SO3的电离常数表达式写成 是不正确的。 c2(H＋)·c(SO32-) c(H2SO3) ③ 一般多元弱酸各步的电离常数的大小关系为Ka1≫Ka2≫Ka3，原因： 上一步电离产生的H+抑制了下一步的电离； 电离产生的弱酸氢根离子带负电荷，难以电离出H+(带正电荷)，带负电荷数越多的微粒电离出H+越难。 因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，即Ka1越大，相应酸的酸性越强。 （3）多元弱碱的电离比较复杂，因此，一般不讨论多元弱碱的一级电离常数、二级电离常数等。 电离平衡常数 电离平衡常数的影响因素 对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？ 表1：25℃ 几种弱酸的 Ka 表2：不同温度下CH3COOH的 Ka 温度 Ka 0℃ 1.66×10-5 10℃ 1.73×10-5 25℃ 1.75×10-5 弱电解质 Ka HF 6.3×10-4 CH3COOH 1.75×10-5 HCN 6.2×10-10 影响因素 内因——弱电解质本身的性质 外因——温度(随温度升高而增大) 决定因素 不受离子浓度的影响 电离平衡常数 有关电离常数的注意事项 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 原因：①上一步电离产生的H+抑制了下一步的电离； ②电离产生的弱酸氢根离子带负电荷，难以电离出H+，到负电荷越多的微粒电离出H+越难。 电离平衡常数 CONTENTS 目录 4.意义 （1）衡量弱电解质电离的难易程度。温度相同时，电离常数越大，弱电解质越容易电离。 （2）根据电离常数的大小，可以判断弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。电离常数越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 如在一定温度下，下列各种酸的电离常数的大小关系为： Ka1(H2SO3) > Ka1(H3PO4) > Ka(CH3COOH) > Ka1(H2CO3) > Ka1(H2S)， 则酸性强弱顺序为H2SO3 > H3PO4 > CH3COOH > H2CO3 > H2S 电离平衡常数 2．根据下表数据(均在同温、同压下测定) 酸 HX HY HZ 物质的量浓度/mol·L-1 0.1 0.2 0.3 电离平衡常数 7.2×10-4 1.8×10-4 1.8×10-5 可得出弱电解质酸性强弱顺序正确的是(　　) A．HX>HY>HZ　　　B．HZ>HY>HX        C．HY>HZ>HX      D．HZ>HX>HY A 电离平衡常数 CONTENTS 目录 3．已知某温度下，Ka(HCN)＝6.2×10－10、Ka(HF)＝6.8×10－4、Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5、Ka(HNO2)＝4.6×10－4。物质的量浓度都为0.1 mol·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　　) A．HCN溶液　　　　　　　B．HF溶液 C．CH3COOH溶液     D．HNO2溶液 B 电离平衡常数 CONTENTS 目录 电离平衡常数的应用 1.判断复分解反应能否发生，以及确定产物 酸性：HCOOH ＞ HCN HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa 已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1 Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1 HCOONa 与 HCN不反应 问下列反应是否能发生，若能发生请写出化学方程式： （1）HCOOH与NaCN溶液： （2）HCOONa 与 HCN溶液： 强酸制弱酸——弱酸与盐溶液的反应规律，如： 电离平衡常数 电离平衡常数的应用 2.比较溶液中离子浓度的大小 已知：磷酸存在的三步电离，这三步的电离常数大小进行比较， 第一步K1 ＞ 第二步K2 ＞ 第三步K3 c(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) c(OH-) 离子浓度： > > > > 电离平衡常数 电离平衡常数的应用 一般弱酸的电离常数越小，酸性越弱，弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。 酸性 ： CH3COOH＞H2CO3＞ CH3COO- _____ HCO3- _____ CO32- ＜ ＜ 结合H+能力： 3.判断离子结合质子的能力 例：CH3COOH溶液加水稀释， c(H+)减小，Ka不变，则 增大。 4.判断浓度比 电离平衡常数 5.电离平衡常数的计算 （1）K值的计算 例：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，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb）。 NH3·H2O NH4＋ ＋ OH－ 起始浓度 变化浓度 平衡浓度 0.2 0 0 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3 0.2－1.7×10－3 c(NH3·H2O)＝(0.2－1.7×10－3)mol·L-1≈0.2mol·L-1 Kb＝ c(NH4＋)·c(OH－) c(NH3·H2O) ＝ (1.7×10－3)·(1.7×10－3) 0.2 ≈1.4×10－5 电离平衡常数 5.电离平衡常数的计算 （2）利用平衡常数求离子浓度 ＝ x·x 0.2 ≈ 1.75×10−5 变化浓度/(mol·L−1) x x x 平衡浓度/(mol·L−1) x 0.2 − x x c(CH3COOH)＝(0.2−x) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 c(H+)＝ x ＝ 0.00187 mol/L 例：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。 0 起始浓度/(mol·L−1) 0.2 0 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 电离平衡常数 电离度 →定义： 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的百分率称为电离度，通常用α表示。 →表达式： 式中的分子、分母分别可以用已电离的弱电解质的物质的量（或物质的量浓度）和弱电解质的起始物质的量（或物质的量浓度）来代替 CONTENTS 目录 →意义： ①电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率。 ②温度、浓度相同时，弱电解质的电离度越大，电离程度越大。通过比较弱电解质的电离度的大小也能判断弱电解质的相对强弱。 →影响因素： 内因：弱电解质本身的性质。 外因： ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 电离度 CONTENTS 目录 电离常数与电离度的关系 起始浓度 c 0 0 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c-cα cα cα 当电解质的电离度α较小时候，可作近似处理1-α≈1，公式可简化为Ka=cα2，则 电离度 CONTENTS 目录 一元强酸与一元弱酸的比较 相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较 项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大  强  相同 相同   大 一元弱酸 小   弱 小 CONTENTS 目录 相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较 项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同   小 少 相同 大 多 一元弱酸 一元强酸与一元弱酸的比较 CONTENTS 目录 1.下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：   则0.1 mol/L的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　　) A．HCN　　　　　　　　 B．HF C．CH3COOH D．HNO2 随堂测试 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 B 2.改变下列条件，能使CH3COOH的电离常数增大的是(　　) A．加入冰醋酸 B．加入少量NaOH溶液 C．加水稀释 D．升高温度 D 随堂测试 CONTENTS 目录 3.c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是(　　) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H＋)：甲＝乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲＝乙 D．反应所需时间：甲>乙 D 随堂测试 CONTENTS 目录 从以上表格中判断以下说法中不正确的是( ) A.在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离 B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的 C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为：H2SO4 = 2 H++ SO42- D.水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四种酸的强弱 4.高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数： C 随堂测试 5．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是(　　) A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH－)增大 C．CH3COOH溶液中加入一定量的冰醋酸，平衡正向移动，CH3COOH的电离度减小 D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离度都减小，可加入少量冰醋酸 D 随堂测试 CONTENTS 目录 6.体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　) A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多 C．两种溶液的pH相等 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－) B 随堂测试 CONTENTS 目录 $