3.1.4電離平衡常數(shù)課件高二上學期化學人教版選擇性必修1

第三章

水溶液中的離子反應與平衡第一節(jié)

離子平衡2025屆第4課時電離平衡常數(shù)溫故知新可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，一定溫度下達到平衡時，化學平衡常數(shù)K的表達式?K的意義及影響因素？

K值越大，表示反應進行得越完全；

反之則越不完全。K值與溫度有關(guān)，與濃度、壓強等無關(guān)。1、電離平衡常數(shù)的概念：

在一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。弱酸的用Ka表示，弱堿的用Kb表示。

2、表達式：對于一元弱酸

HAH++A-Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)對于一元弱堿BOHB++OH-Kb=c(B+).c(OH-)

c(BOH)c(A-）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達到電離平衡時的平衡濃度。三、電離平衡常數(shù)3、多元弱酸的電離平衡常數(shù):

多元弱酸分步電離，每一步都有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2、Ka3……來分別表示。H2CO3H＋＋HCO3－

Ka1＝HCO3－H＋＋CO32－

Ka2＝25℃時H2CO3的兩步電離常數(shù)為：＝4.5×10-7＝4.7×10-11H2CO3的兩步電離常數(shù)Ka1?Ka2

H3PO4H++H2PO4-Ka1=7.1×10-3H2PO4-H++HPO42-Ka2=6.2×10-8HPO42-H++PO43-Ka3=4.5×10-13H3PO4的分步電離：多元弱酸的各級電離常數(shù)逐漸減?。篕a1＞Ka2＞Ka3……注：當Ka1?Ka2時，計算多元弱酸中的c(H＋)，或比較多元弱酸酸性的相對強弱時，通常只考慮第一步電離。25℃時，幾種弱酸的電離常數(shù)名稱電離常數(shù)HF3.5×10-4H2CO34.3×10-7CH3COOH1.8×10-5HClO3.0×10-8不同溫度下醋酸的電離常數(shù)溫度電離常數(shù)25℃1.8×10-550℃5.1×10-5分析下列數(shù)據(jù)，得出結(jié)論：結(jié)論1:相同溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，即影響電離常數(shù)大小的主要因素是弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。弱電解質(zhì)的電離常數(shù)受溫度的影響，升高溫度，電離平衡常數(shù)增大。結(jié)論2:4、影響電離常數(shù)K的因素:升高溫度，電離常數(shù)K值增大電解質(zhì)越弱，越難電離，電離常數(shù)K越小內(nèi)因：外因：由物質(zhì)本身的性質(zhì)決定同一弱電解質(zhì)溶液，電離常數(shù)K只受溫度影響注：在使用電離平衡常數(shù)時應指明溫度，電離常數(shù)大小的比較需在同一溫度下進行。反應本質(zhì)2CH3COOH+Na2CO3

==2CH3COONa+H2O+CO2↑酸性：CH3COOH＞H2CO3

實驗結(jié)論：相對強酸制相對弱酸Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)查閱教科書附錄IICH3COOHKa＝1.75×10?5（25℃）H2CO3

Ka1＝4.5×10?7（25℃）實驗3-2:向盛有2mL0.1mol/L醋酸的試管中加入等濃度Na2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。能否推測出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？5、電離常數(shù)K的意義:電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力，根據(jù)相同溫度下，電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對強弱。①同溫下，弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強。H2SO3

>H3PO4

>

HF>CH3COOH

>

H2CO3

>

H2S

>

HClO

>HCN

Ka1（H2SO3）=1.54×10-2Ka1(H3PO4)=7.1×10-3Ka(HF)=6.8×10-4Ka(CH3COOH)=1.7×10-5Ka1（H2CO3）=4.54×10-7Ka1（H2S）=1.0×10-7Ka(HClO)=3.2×10-8Ka(HCN)=6.2×10-10(常溫下)②同溫下，弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強。6、電離度

（α）

:α=—————————×100%已電離的溶質(zhì)分子數(shù)原有溶質(zhì)分子總數(shù)已電離的溶質(zhì)濃度

溶質(zhì)的初始濃度=————————×100%弱電解質(zhì)在水中達到電離平衡時，已電離的溶質(zhì)分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分數(shù)，稱為電離度。①電離度α實際上是一種平衡轉(zhuǎn)化率。電離度越大，則表示弱電解質(zhì)電離程度越大。②同一弱電解質(zhì)的電離度與濃度、溫度有關(guān)。溶液越稀，電離度越大；溫度越高，電離度越大；（越熱越電離、越稀越電離）7、電離常數(shù)的應用（1）判斷酸堿性強弱（2）比較離子結(jié)合質(zhì)子（H+）的能力大小一般弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結(jié)合H+的能力就越強。K值越大，電離程度越大，酸(或堿)性越強。（2）比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大小:例1：已知在25℃下，H2CO3和HClO的電離常數(shù)如下：H2CO3的

Ka1＝4.5×10-7，

Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，發(fā)生離子方程式的先后順序為：

、

、

。

將少量CO2通入NaClO的溶液中的離子方程式：

。

①CO32－+H+=HCO3－②ClO－+H+=HClO③HCO3－+H+=H2O+CO2↑ClO－+H2O+CO2

=HClO+HCO3－

酸性強弱順序為：H2CO3＞HClO＞HCO3－酸根離子結(jié)合H+順序為：CO32-＞ClO-＞HCO3-（3）比較離子濃度大小H2CO3、H3PO4中離子濃度大小：C(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-）>c(OH-)例3：18℃時，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7，Ka2=2.1×10-12;H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。在濃度相同的兩種溶液中用“>”“<”或“=”填空。(1)H+的濃度:H2A

H2B。

(2)酸根離子的濃度:c(A2-)

c(B2-)。

(3)酸分子的濃度:c(H2A)

c(H2B)。

(4)溶液的導電能力:H2A

H2B。

>><>（4）用電離常數(shù)判斷電離平衡移動方向:例4：將1L0.1mol/L醋酸加水稀釋到2L，判斷電離平衡移動的方向。K=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)條件改變瞬間：Q=c(CH3COO－)·c(H+)1212c(CH3COOH)12K＞Q加水稀釋平衡正移（5）比較弱電解質(zhì)中微粒濃度比值的變化

例5:醋酸溶液中加水稀釋過程中是如何變化的加水稀釋，Ka值不變，c(H+)減小，則

始終保持增大。練習1、在一定溫度下，加水逐漸稀釋1mol·L－1氨水的過程中，隨著水量的增加，請說明溶液中下列含量的變化：(1)n(OH－)______(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。增大增大不變例2：已知25℃時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：HCOOH：Ka＝1.77×10－4；HCN：Ka＝4.9×10－10；H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11。則以下反應不能進行的是()A．HCOOH＋NaCN=HCOONa＋HCNB．NaHCO3＋NaCN=Na2CO3＋HCNC．NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3D．2HCOOH＋CO3-=2HCOO－＋H2O＋CO2↑B（6）判斷復分解反應是否發(fā)生相對強酸制備相對弱酸練習2：已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25℃)。若已知下列反應可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判斷下列敘述中不正確的是(

)A．Ka(HF)＝7.2×10－4B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10C．根據(jù)兩個反應即可得出一元弱酸的強弱順序為HF>HNO2>HCND．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)BA.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-

═CO32-+2HClOB.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO-═CaSO3↓+2HClOC.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-D.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：H++HCO3-═CO2↑+H2O練習3：25℃時，弱酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列說法正確的是（）弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=1.5×10-2K2=1.0×10-7C酸H2SO3CH3COOHH2CO3HSO3-HClOHCO3-鹽HSO3-CH3COO-HCO3-SO32-ClO-CO32-弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=1.5×10-2K2=1.0×10-7“右下反應法”A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-

═CO32-+2HClOB.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO-═CaSO3↓+2HClOC.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-D.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：H++HCO3-═CO2↑+H2O例6、在某溫度時，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.20mol·L－1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10－3mol·L－1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)Kb。

（7）電離常數(shù)的計算例7、已知25℃時，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，計算0.10mol·L－1的CH3COOH溶液達到電離平衡時c