3.1.2电离平衡常数与水的电离平衡（教学课件）(共27张PPT)—高中化学苏教版（2019）选择性必修一
文档属性
| 名称 | 3.1.2电离平衡常数与水的电离平衡（教学课件）(共27张PPT)—高中化学苏教版（2019）选择性必修一 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 7.1MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-11-01 21:48:48 | ||
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文档简介
(共27张PPT)
专题3 水溶液中的离子反应
第一单元 弱电解质的电离平衡
第二课时 电离平衡常数与水的电离平衡
电离平衡常数
问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
问：你能从数据中得到什么规律？
1.78×10-5
1.81×10-5
电离平衡常数
定义：在一定温度下，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个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示。
电离平衡常数
醋酸的电离常数表达式
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Kb＝
c(NH )·c(OH )
c(NH3·H2O)
+
4
NH3·H2O NH + OH
+
4
CH3COOH H+ + CH3COO
K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。
一水合氨的电离常数表达式
电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，所以酸的元数是多少，就有几个电离常数。多元弱酸电离常数依次称为Ka1、Ka2……
例1：H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为：
＝4.5×10－7
c(H＋)·c(HCO3－)
c(H2CO3)
Ka1＝
H2CO3 H＋＋HCO3－
＝4.7×10－11
c(H＋)·c(CO32－)
c(HCO3－)
Ka2＝
HCO3－ H＋＋CO32－
Ka1 Ka2，因此计算多元弱酸溶液的c(H＋)时，通常只考虑第一步电离。
电离平衡常数
电离常数的大小：Ka1 Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
电离平衡常数的影响因素
【思考】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
相同温度下，Ka 越大，弱酸越易电离，电离程度越大，酸性越强。
(2)外因：温度；升高温度，电离常数 K 增大。
(1)内因：弱酸的自身性质决定。
电离度
电离度：表示弱电解质在水中电离程度的物理量。常用α表示。
表达式：
意义：
电离度实质上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。
当温度和浓度相同时，一元弱酸的α越大，Ka越大、酸性越强。
内因：
弱电解质本身的性质。（决定性因素）
影响因素：
外因：
温度——T↑，α↑
浓度——c↑，α↓
电离平衡常数的应用
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
【例题】 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
电离平衡常数的应用
比较溶液中离子浓度的大小
【例题】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。
CH3COO- _____ HCO3- _____ CO32-
＜
＜
结合H+能力：
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。
判断浓度比
电离平衡常数的计算
【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
（1）K值的计算
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)
电离度的计算
【例】在某温度，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·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NH3·H2O的电离度？
电离度＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
水的电离平衡
水的电离平衡
纯水能发生微弱的电离。
结论：
水的电离平衡
实验表明，水是一种极弱的电解质。水分子之间相互作用，按照以下的方式发生电离：
水合氢离子
H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－
简写为：
H2O H＋ ＋OH－
水的离子积常数
水的电离常数表达式
K电离 =
c(H+)·c(OH-)
c(H2O)
对于纯水和稀溶液，
c(H2O)为常数，看作”1”
水的离子积
Kw =c(H+)·c(OH-)
适用于纯水和稀溶液
该表达式中的c(H+)与c(OH-)是c溶液(H+)与c溶液(OH-)
c溶液(H+)·c溶液(OH-)=Kw
c水(H+)=c水(OH-)
随着温度的升高，水的离子积增大。
ΔH > 0
电离常数在电解质确定时，只与温度有关
水的离子积常数
分析下表中的数据有何规律，并解释之。
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
KW/10-14 0.114 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 54.5
随着温度的升高，水的离子积增大。
25℃时，Kw ≈ 1×10-14 ; 100℃时，Kw ≈ 1×10-12
25℃时水电离出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；
100℃时水电离出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；
1×10-7
1×10-7
1×10-6
1×10-6
ΔH > 0
水的离子积常数
c(H+) ≈ 0.1 mol/L
HCl = H+ + Cl-
c(OH-) = Kw /c(H+)＝ 1.0×10-13 mol/L
室温下，Kw = 1.0×10-14
由水电离产生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
室温下，0.1 mol/L的稀盐酸中，c(H+)、c(OH-)、由水电离产生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？
多
极少
H2O = H+ + OH-
水的离子积常数
c(OH-) ≈ 0.1 mol/L
NaOH = Na+ + OH-
c(H+) = Kw /c(OH-)＝ 1.0×10-13 mol/L
室温下，Kw = 1.0×10-14
由水电离产生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
室温下，0.1 mol/L的 NaOH 溶液中，c(H+)、c(OH-)、由水电离产生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？
多
极少
H2O = H+ + OH-
水的离子积常数
水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？
不一定。
c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的总浓度，如盐酸中的H＋包括HCl和H2O电离产生的H＋，
即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部来自于水的电离。
KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。
水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
c(H+)表示溶液中总的H+浓度,c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度。
水的离子积常数
水的电离平衡影响因素有哪些？
体系变化条件 平衡移动方向 Kw 水的电 离程度 c(OH－) c(H＋)
酸
碱
可溶性盐 Na2CO3
NH4Cl
温度 升温
降温
其他：如Na
逆
逆
逆
正
正
正
正
不变
不变
不变
不变
不变
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
水的电离平衡曲线
1、曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都 ，
即c(H＋)·c(OH－) ，温度 。
2、曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw ，温度 。
相同
相同
相同
3、实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变 ；
实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变 。
不同
不同
酸碱性
温度
随堂训练
1．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是( )
A．该温度下，通入HCl可能引起由b向a的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．向平衡体系中加入水，平衡正向移动，
c(OH－)增大
D．升高温度，可能引起由c向b的变化
A
随堂训练
2．25 ℃时，0.005 mol/L H2SO4溶液中由水电离出的H＋的浓度是( )
A．1×10－14 mol/L
B．1×10－2 mol/L
C．1×10－7 mol/L
D．1×10－12 mol/L
D
谢谢观看
专题3 水溶液中的离子反应
第一单元 弱电解质的电离平衡
第二课时 电离平衡常数与水的电离平衡
电离平衡常数
问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
问：你能从数据中得到什么规律？
1.78×10-5
1.81×10-5
电离平衡常数
定义：在一定温度下，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个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示。
电离平衡常数
醋酸的电离常数表达式
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Kb＝
c(NH )·c(OH )
c(NH3·H2O)
+
4
NH3·H2O NH + OH
+
4
CH3COOH H+ + CH3COO
K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。
一水合氨的电离常数表达式
电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，所以酸的元数是多少，就有几个电离常数。多元弱酸电离常数依次称为Ka1、Ka2……
例1：H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为：
＝4.5×10－7
c(H＋)·c(HCO3－)
c(H2CO3)
Ka1＝
H2CO3 H＋＋HCO3－
＝4.7×10－11
c(H＋)·c(CO32－)
c(HCO3－)
Ka2＝
HCO3－ H＋＋CO32－
Ka1 Ka2，因此计算多元弱酸溶液的c(H＋)时，通常只考虑第一步电离。
电离平衡常数
电离常数的大小：Ka1 Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
电离平衡常数的影响因素
【思考】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
相同温度下，Ka 越大，弱酸越易电离，电离程度越大，酸性越强。
(2)外因：温度；升高温度，电离常数 K 增大。
(1)内因：弱酸的自身性质决定。
电离度
电离度：表示弱电解质在水中电离程度的物理量。常用α表示。
表达式：
意义：
电离度实质上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。
当温度和浓度相同时，一元弱酸的α越大，Ka越大、酸性越强。
内因：
弱电解质本身的性质。（决定性因素）
影响因素：
外因：
温度——T↑，α↑
浓度——c↑，α↓
电离平衡常数的应用
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
【例题】 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
电离平衡常数的应用
比较溶液中离子浓度的大小
【例题】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。
CH3COO- _____ HCO3- _____ CO32-
＜
＜
结合H+能力：
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。
判断浓度比
电离平衡常数的计算
【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
（1）K值的计算
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)
电离度的计算
【例】在某温度，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·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NH3·H2O的电离度？
电离度＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
水的电离平衡
水的电离平衡
纯水能发生微弱的电离。
结论：
水的电离平衡
实验表明，水是一种极弱的电解质。水分子之间相互作用，按照以下的方式发生电离：
水合氢离子
H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－
简写为：
H2O H＋ ＋OH－
水的离子积常数
水的电离常数表达式
K电离 =
c(H+)·c(OH-)
c(H2O)
对于纯水和稀溶液，
c(H2O)为常数，看作”1”
水的离子积
Kw =c(H+)·c(OH-)
适用于纯水和稀溶液
该表达式中的c(H+)与c(OH-)是c溶液(H+)与c溶液(OH-)
c溶液(H+)·c溶液(OH-)=Kw
c水(H+)=c水(OH-)
随着温度的升高，水的离子积增大。
ΔH > 0
电离常数在电解质确定时，只与温度有关
水的离子积常数
分析下表中的数据有何规律，并解释之。
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
KW/10-14 0.114 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 54.5
随着温度的升高，水的离子积增大。
25℃时，Kw ≈ 1×10-14 ; 100℃时，Kw ≈ 1×10-12
25℃时水电离出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；
100℃时水电离出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；
1×10-7
1×10-7
1×10-6
1×10-6
ΔH > 0
水的离子积常数
c(H+) ≈ 0.1 mol/L
HCl = H+ + Cl-
c(OH-) = Kw /c(H+)＝ 1.0×10-13 mol/L
室温下，Kw = 1.0×10-14
由水电离产生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
室温下，0.1 mol/L的稀盐酸中，c(H+)、c(OH-)、由水电离产生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？
多
极少
H2O = H+ + OH-
水的离子积常数
c(OH-) ≈ 0.1 mol/L
NaOH = Na+ + OH-
c(H+) = Kw /c(OH-)＝ 1.0×10-13 mol/L
室温下，Kw = 1.0×10-14
由水电离产生的c水(H+)＝c水(OH-) ＝ 1.0×10-13 mol/L
室温下，0.1 mol/L的 NaOH 溶液中，c(H+)、c(OH-)、由水电离产生的 c水(H+)、 c水(OH-)各多少？
多
极少
H2O = H+ + OH-
水的离子积常数
水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？
不一定。
c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的总浓度，如盐酸中的H＋包括HCl和H2O电离产生的H＋，
即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部来自于水的电离。
KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。
水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
c(H+)表示溶液中总的H+浓度,c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度。
水的离子积常数
水的电离平衡影响因素有哪些？
体系变化条件 平衡移动方向 Kw 水的电 离程度 c(OH－) c(H＋)
酸
碱
可溶性盐 Na2CO3
NH4Cl
温度 升温
降温
其他：如Na
逆
逆
逆
正
正
正
正
不变
不变
不变
不变
不变
增大
减小
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减小
减小
减小
增大
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增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
水的电离平衡曲线
1、曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都 ，
即c(H＋)·c(OH－) ，温度 。
2、曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw ，温度 。
相同
相同
相同
3、实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变 ；
实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变 。
不同
不同
酸碱性
温度
随堂训练
1．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是( )
A．该温度下，通入HCl可能引起由b向a的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．向平衡体系中加入水，平衡正向移动，
c(OH－)增大
D．升高温度，可能引起由c向b的变化
A
随堂训练
2．25 ℃时，0.005 mol/L H2SO4溶液中由水电离出的H＋的浓度是( )
A．1×10－14 mol/L
B．1×10－2 mol/L
C．1×10－7 mol/L
D．1×10－12 mol/L
D
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