高中化学人教版（2019）选择性必修1 3.1.2电离平衡常数（共24张ppt）

(共24张PPT)
第1节 电离平衡
第2课时：电离平衡常数
第三章
电离平衡常数
01
电离平衡常数的影响因素
02
甲酸(HCOOH)又称蚁酸，酸性很强，有腐蚀性，能刺激皮肤出现红肿。甲酸存在手某些蚁类和毛虫的分泌物中。
从电离平衡的角度分析皮肤被蚂蚁、毛虫叮咬后出现红胂的原因。
已知人体血液中存在如下平衡：
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3-
电离平衡常数
电离平衡常数
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数。
1、电离平衡常数 K
弱碱的电离常数 Kb
弱酸的电离常数 Ka
一元弱酸、一元弱碱
CH3COOH CH3COO- + H+
NH3·H2O NH4++ OH-
电离平衡常数
多元弱酸、多元弱碱
1）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步各有电离常数。
通常用K1 、K2 、K3等来分别表示
H2CO3 H+ +
H+ + CO32-
H2CO3
Ka1＝
Ka2＝
Cu(OH)2Cu2+ + 2OH-
K＝
2）多元碱
4.3×10-7
5.6×10-11
（表达式中浓度指该粒子的总浓度）
电离平衡常数
2、电离平衡常数的意义
一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。
CH3COOH
H2CO3
K=1.8×10-5
Ka1 =4.3×10-7
Ka2 =5.6×10-11
酸性：
CH3COOH＞H2CO3＞
以下表中是某些弱电解质的电离常数（25 ℃），比较它们的酸性强弱。
弱电解质
电离常数
HClO
HF
HNO2
4.0×10 8
6.3×10 4
5.6×10 4
酸性：
HF ＞ HNO2 ＞ HClO
电离平衡常数
3、电离平衡常数的应用
1）溶液中离子浓度的大小判断
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- ) c(OH-)
离子浓度：
第一步K1 ＞ 第二步K2 ＞ 第三步K3
>
>
>
>
电离平衡常数
3、电离平衡常数的应用
2）判断离子结合质子的能力
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：
电离平衡常数
3、电离平衡常数的应用
3）判断浓度比
【例】CH3COOH溶液加水稀释，
c(H+)减小，Ka不变，则 增大。
4）判断复分解反应能否发生，以及确定产物。
本质是“强酸制弱酸”
先将酸性排个序
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
HCOONa 与 HCN不反应
HCOOH与NaCN溶液：
HCOONa 与 HCN溶液：
3、电离平衡常数的应用
电离平衡常数
H2CO3 H2S
K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8，K2=1.1×10-12
酸性：H2CO3＞H2S＞＞HS
①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：_______________________________。
电离平衡常数
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：_____________________________________。
H2CO3 H2S
K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8，K2=1.1×10-12
酸性：H2CO3＞H2S＞＞HS
①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：_______________________________。
S2- + === HS- +
电离平衡常数
②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液：______________________________。
不反应
③往Na2S溶液中通入少量CO2：____________________________________。
S2- + 2CO2 + 2H2O === H2S↑ + 2
⑤往Na2CO3溶液中通入少量H2S：_____________________________________。
④往Na2S溶液中通入过量CO2：_______________________________________。
2S2- + CO2 + H2O === 2HS- +
+ H2S === + HS-
⑥往Na2CO3溶液中通入过量H2S：_____________________________________。
+ H2S === + HS-
书写小技巧
①按照电离常数大小，将弱酸进行排序，并在下方写出对应盐的离子。
②左上右下能反应；谁少谁多走。
最后注意一点，若反应生成碳酸/亚硫酸，需拆成二氧化碳/二氧化硫和水。
电离平衡常数
5）判断电离平衡移动方向（Q与K）
【想一想】若将0.1 mol/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的0.5 ，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？
加水稀释，电离平衡向电离的方向移动
CH3COOH CH3COO + H+
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
电离平衡常数
电离平衡常数的影响因素
电离平衡常数的影响因素
温度
电离常数 K 只受温度影响
电离是吸热的：
升高温度，平衡正向移动，电离常数 K _______
增大
在室温时，可以不考虑温度对电离常数的影响。
内因:
外因:
弱电解质本身的性质
温度 20 ℃ 24 ℃
pH 3.05 3.03
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
分子变大
分母变小
电离平衡的相关计算
电离平衡的相关计算
1、电离程度 α
C(已电离）
C(初始）
α % =
×100 %
CH3COOH CH3COO- + H+
C(已电离）
C(初始）
α % =
×100 %
=
C初/mol·L－1 m 0 0
C/mol·L－1 x x x
C平/mol·L－1 m－x x x
m
×100 %
x
电离平衡的相关计算
2、电离平衡常数
C初/mol·L－1 0.2 0 0
C/mol·L－1
C平/mol·L－1
某温度下，氨水的浓度为 2.0 mol·L–1 ， 达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O 为1.7×10-3 mol·L–1 。计算该温度下的电离平衡常数。
NH3·H2O NH4+ + OH-
=
0.2
1.7×10-3
≈
×1.7×10-3
1.4×10-5
1.7×10 3
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=。若氨水的浓度为 2.0 mol·L–1。求溶液中的氢氧根离子浓度c(OH–)。
6.0×10–3
=
2 - x
x x
C初/mol·L－1 2.0 0 0
C/mol·L－1 x x x
C平/mol·L－1 2－x x x
NH3·H2O NH4+ + OH-
=
1.8×10–5
例题2：试分别计算25℃时0.1 mol·L 1 H2SO3和0.1 mol·L 1 NH3·H2O 的 c(H+)和c (OH-)。 (25℃时 Ka1=1.4×10-2 、Ka2=6.0×10-8；Kb=1.8×10-5)
NH3·H2O NH4+ + OH
解：
H2SO3 HSO3- + H+
Ka=
c(H+) .c(HSO3-)
c(H2SO3)
=
c2( H+)
c(H2SO3)
√
Kb c(NH3·H2O )
c (OH ) ≈
近似处理：
c(H2SO3)平
≈ c(H2SO3)始
=
√
1.4×10-2×0.1
mol·L 1
≈3.7×10-2mol·L 1
同理：
√
Ka c(H2SO3)
c ( H+) ≈
=
√
1.8×10-5×0.1
mol·L 1
≈1.3×10-3mol·L 1
忽略第二步电离
一般地：
√
Ka c(弱酸)
c(H+)≈
√
Kb c(弱碱 )
c (OH ) ≈
电离平衡
常数
电离平衡常数
电离平衡常数的影响因素
电离程度、电离平衡常数的计算
电离平衡常数的计算
内因——电解质本身
外因——只受温度影响
表达式
意义 和 应用