3.1.2 电离平衡常数课件(共24张PPT) 2024-2025学年高二化学人教版（2019）选择性必修1

(共24张PPT)
章
三
第
水溶液中的离子反应与平衡
第一节
电离平衡
第2课时
电离平衡常数
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
电离平衡的建立及特征
逆
动
等
定
变
(5)外界条件变化，平衡将改变
(1)只有弱电解质电离是可逆的
(2)v(电离)≠0，v (结合) ≠0
(3)v(电离) = v(结合)
(4)外界条件不发生变化，体系组分不发生变化
c ( H+) .c(CH3COO -)
c(CH3COOH)
为定值
温故知新
一、电离常数
讲授新课
1.概念：与其他化学平衡类似，在一定条件下，当弱电解质的
电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。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。
2、表达式
　
对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
注意：弱电解质的电离常数表达式中 均为达到电离平衡后溶液中的浓度值。在温度一定时，其电离常数就是一个定值。
讲授新课
①一元弱酸、一元弱碱的电离常数
例如：CH3COOH CH3COO- + H+
NH3·H2O NH4+ + OH-
②多元弱酸、多元弱碱的电离常数
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。
讲授新课
例如：
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
讲授新课
3、特点
(1)电离平衡常数与浓度无关，只与温度有关，升高温度，K 值增大。
　
(2)多元弱酸的各级电离常数逐渐减小。
多元弱酸各步电离常数大小比较：K1>>K2>>K3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定的
（记住：分步进行，一步定性）。
讲授新课
（1）电离常数只受温度影响，由于电离是吸热的，因此升高温度，电离常数 。
增大
4、电离常数的影响因素
注意：升高温度对电离常数影响不大，因此在室温范围内可以忽略电离常数变化。
（2）电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。同一温度下，无论弱酸弱碱浓度如何变化，其电离常数始终不会变化。
讲授新课
5、电离常数的意义
（1）电离常数常用于比较弱电解质的相对强弱，即对于弱电解质，其电离常数越大，一般此弱电解质的电离程度越大，对于弱酸来讲，其酸性一般越强。
H3PO4 H2SO3 HF HNO2 HCOOH CH3COOH H2CO3 H2S HCN
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讲授新课
（2）比较溶液中离子浓度的大小比较
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-)
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(3)比较离子结合质子的能力大小
一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越 。
强
讲授新课
比较:已知醋酸的酸性比碳酸强，结合H+的能力强弱
CO32- HCO3- CH3COO-
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解释:2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa +H2O+CO2（强酸制弱酸）的原因
醋酸溶液中存在：
CH3COOH CH3COO- + H+
由于CO32- HCO3- CH3COO-结合H+的能力依次减弱，所以CO32-结合了H+，使醋酸的电离平衡正向移动，最后生成二氧化碳。
随堂一练
6、总结电离常数与电离程度的联系和区别
（1）公式不同：
（2）影响因素不同
电离度与温度、浓度等有关系。 电离常数只与温度有关系。
（3）意义相同，都表示弱电解质的电离程度相对大小和酸性相对强弱。
讲授新课
1.电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度的物理量。已知：
弱酸
电离平衡常数（25°C）
CH3COOH
Ka= 1.8×10－5
HCN
Ka= 4.9×10－10
H2CO3
Ka1= 4.3×10－7
Ka2= 5.6×10－11
（1）25℃时，有等浓度的HCN溶液、H2CO3溶液和CH3COOH溶液，三种溶液的酸性由强到弱的顺序
（2）向NaCN溶液中通入少量的CO2，发生的反应方程式
CH3COOH>H2CO3>HCN
CO2+NaCN+H2O=HCN+NaHCO3
运用1：判断酸的强弱
7、电离平衡常数的应用
讲授新课
2、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
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
讲授新课
3.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
电离平衡常数（25°C）
HCOOH
Ka= 1.77×10－4
HCN
Ka= 4.9×10－10
H2CO3
Ka1= 4.3×10－7
Ka2= 5.6×10－11
下列选项错误的是（ ）
A.2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO32-
B.2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2
C.酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-
D浓度相同的HCOOH和HCN溶液，前者的导电能力强
A
讲授新课
1.已知：H2S： K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
H2CO3：K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
含H2S尾气用足量的Na2CO3溶液来吸收。
写出离子反应方程式。____________
H2S + CO32－ = HS－+ HCO3－
运用2：强酸制弱酸
讲授新课
2、已知25℃时两种酸的电离常数：
Ka(CH3COOH)=1.75×10-5, Ka(HClO)=3.0×10-8
判断该反应是否能发生，若能，完成反应方程式；若不能，无需。
CH3COOH + Ca(ClO)2 ——
2CH3COOH + Ca(ClO)2＝ (CH3COO)2 Ca + 2HClO
讲授新课
1、乙酰水杨酸是一元弱酸(可用HA表示)。在一定温度下。 0.1mol/L 乙酰水杨酸水溶液中。它的电离度为 5.7%，求该酸的电离常数。
解：乙酰水杨酸的电离方程式为
HA A—+ H+
在0.1mol/L该酸的水溶液中，平衡时：


= 0.1mol/L× 5.7%= 5.7×10—3mol/L

= 0.1mol/L× （1—5.7%)= 0.0943mol/L

=3.4×10—4
运用3、电离常数的有关计算
讲授新课
2、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
Kb=
x2
2－x
=
x2
2
=
=
1.8×10–5
x=
6.0×10–3
c(NH4+)
c(OH–)
c(NH3·H2O)
讲授新课
3、25 ℃，H2SO3的Ka1=1.3×10－2，Ka2=6.2×10－8。将SO2通入以上氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L-1时，溶液中的c(SO32－)/c(HSO3－ ) = 。
0.62
Ka2=
c(SO32—)
C(H+)
C(HSO3—)
c(SO32—)·1.0×10－7
=
c(HSO3—)
=6.2×10－8
=0.62
c(SO32—)
c(HSO3—)
讲授新课
4.（1）25℃时，amol/LCH3COOH溶液的C（H+）=10-bmol/L，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离平衡常数Ka
（2）25℃时,HF的Ka=6.4×10-4，则此温度下0.1mol/L的HF溶液中，C（H+）为 mol/L
（1）
（2）
=6.4×10-4
c（H+）=0.008mol/L
0.008
讲授新课
酸碱性
强弱
电离平衡
常数
学法指导：先列表达式
1. 已知离子浓度计算电离平衡常数
2. 已知电离平衡常数计算离子浓度
3. 已知电离平衡常数计算未知平衡常数
温度
计算
外因
意义
考点
课堂小结
感谢您的观看