3.1.2 电离平衡常数 课件（共23张PPT） 人教版（2019）高中化学选择性必修一

第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
第3课时
电离平衡常数
在实验室中，经常将酸进行稀释，需要知道稀释后酸的浓度和H+浓度。
分别取1 mL 2 mol/L 盐酸和1 mL 2 mol/L 醋酸，均加水稀释到10 mL，请问稀释后的溶液，酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？
情境引入
稀释前
2 mol/L
CH3COOH ? H+ + CH3COO?
稀释后
0.2 mol/L
稀释前
2 mol/L
稀释后
0.2 mol/L
HCl完全电离
酸的浓度与氢离子浓度相等
CH3COOH部分电离
酸的浓度与氢离子浓度不相等
HCl = H+ + Cl?
？
0.2 mol/L
2 mol/L
2．表示方法：
1、含义：在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，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。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
一、电离平衡常数
（2）一元弱碱的电离常数 Kb
（1）一元弱酸的电离常数 Ka
CH3COOH ? CH3COO- + H+
?
NH3·H2O ? NH4++ OH-
?
（3）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+ + HCO3?
?
HCO3? ? H+ + CO32-
?
H2CO3
Ka1＝ ????(????+)·????(????????????3?)????(????2????????3)
?
Ka2＝ c(H+)·c(CO32?)c(HCO3?)
?
=4.3×10-7
=5.6×10-11
2．表示方法：
一、电离平衡常数
?
注意事项：比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1 ＞Ka2 ＞Ka3 ……当Ka1?Ka2 时，计算多元弱酸中的c (H+)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 （口诀：分步进行，一步定性）。（原因？）
Cu(OH)2 ? Cu2+ + 2OH-
?
Kb＝c(Cu2+?)·c2(OH?)c[Cu(OH)2]
?
（4）多元弱碱的电离一步写完。
2．表示方法：
一、电离平衡常数
多元弱酸中Ka1?Ka2 原因：（以H2CO3为例）
H2CO3的一级电离，H2CO3 ? H+ + HCO3?，是从中性的H2CO3分子中电离出一个带正电的氢离子；H2CO3的二级电离， HCO3? ? H+ + CO32-，是从带负电的HCO3－中电离出一个带正电的氢离子，而且第一步电离出的H+抑制了第二步的电离；所以Ka1?Ka2
?
3、电离平衡常数K的计算——（1）K值的求算
【例题】在某温度时，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，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数Kb。
c(NH3·H2O)＝(0.2?1.7×10?3) mol·L?1 ≈ 0.2 mol·L?1
起始浓度/(mol·L?1)
变化浓度/(mol·L?1)
平衡浓度/(mol·L?1)
0.2
0
0
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
NH3·H2O NH4+ + OH?
数据处理
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )· c(OH?)
＝
(1.7×10?3)·(1.7×10?3)
(0.2?1.7×10?3)
一、电离平衡常数
0.2
≈
(1.7×10?3)·(1.7×10?3)
≈1.4×10?5
（1）列出“三段式”计算
（2）由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a-x) mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。（即忽略弱电解质电离的部分）
3、电离平衡常数K的计算——（1）K值的求算
一、电离平衡常数
　　　　　　 CH3COOH ? CH3COO－＋H＋
起始浓度/(mol·L－1) a 0 0
变化浓度/(mol·L－1) x x x
平衡浓度/(mol·L－1) a－x x x
＝
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 ＝ 0.001 87 mol/L
【例题】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)
3、电离平衡常数K的计算——（2）粒子平衡时浓度的求算
一、电离平衡常数
【例题】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，试计算有多少比例的NH3·H2O发生了电离？
电离度：实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。
即：已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率
3、电离平衡常数K的计算——（3）电离度的计算
一、电离平衡常数
电离度＝
1.7×10?3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
已电离弱电解质分子数
原弱电解质分子数
×100%
电离度 =
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
【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
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}温度
Ka
0℃
1.66×10-5
10℃
1.73×10-5
25℃
1.75×10-5
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}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，酸性越强。
(2)外因：温度；升高温度，平衡正向移动，电离常数 K 增大。
(1)内因：弱酸的自身性质决定。
4、影响电离平衡常数K的因素
一、电离平衡常数
K的意义：K表征了弱电解质的电离能力。根据相同温度下，电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。
1、判断弱电解质的相对强弱
弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。
弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
CH3COOH
H2CO3
H2S
K=1.8×10-5
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-12
酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HCO3?＞HS?
?
二、电离平衡常数的应用
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}实验操作
向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液，观察现象。你能否由此推测Ka(CH3COOH)与Kal(H2CO3) 的大小？
实验现象
原理
结论
有气泡产生
反应生成了CO2，化学方程式为：
2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH) > Kal(H2CO3)
1、判断弱电解质的相对强弱
弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。
弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
P61【实验3-2】
二、电离平衡常数的应用
2、强酸制弱酸——弱酸与盐溶液的反应规律
利用电离平衡常数，可以判断复分解反应能否发生，以及确定产物。
二、电离平衡常数的应用
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：
3、比较溶液中离子浓度的大小
二、电离平衡常数的应用
【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 第二步 第三步。
H3PO4 ?H+ + H2PO4-
H2PO4- ? H+ + HPO42-
HPO42- ? H+ + PO43-
在磷酸溶液中粒子大小进行比较：
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
>
>
>
>
>
>
【练习】求H2S溶液的微粒浓度大小关系分别为：
【例题】已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下：
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，发生离子方程式的先后顺序为： 、
、
。
将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式： 。
4、比较离子结合质子的能力大小:
弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。
二、电离平衡常数的应用
【思考】设计实验证明：
醋酸溶液中存在CH3COOH ? CH3COO－＋H＋的电离平衡。
①测定0.1mol/L的醋酸溶液的PH：
大于1
②在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液呈红色，再加热溶液。
加热后红色变深。说明加热能促进醋酸的电离，c(H＋)增大，红色加深。即可证明醋酸溶液中存在电离平衡。
③在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液呈红色，再加入少量CH3COONH4固体。
红色变浅
④在室温下，将锌粒投入相同浓度的醋酸和盐酸中，比较起始速率大小。
盐酸产生H2快
三、弱电解质的证明方法
浓度均为10-2mol·L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
与金属反应初始速率
体积相同时中和碱的量
体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
c(A－)与c(B－)大小
2＝pHHA10-2mol·L－1＝c(HA)HA>HB
HA＝HB
HA＝HB
HAHA＝HB
HAc(A－)>c(B－)
c(A－)＝c(B－)
四、强弱电解质的比较
（1）比较弱酸（碱）的相对强弱
（2）借助 Q 与 K 的关系，判断电离平衡移动方向
（3）计算相关粒子的浓度
影响因素
表达式
电离常数
作用意义
（1）温度（2）内因
K越大，电离的程度越大
意义：
（4）比较微粒浓度比值的变化
五、总结
CO2、H2CO3？
【思考】小孩大哭过后，容易出现抽抽搭搭，停不下来、喘不上气，或者手脚僵硬的情况。
已知人体血液中存在如下平衡：
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO
?
3
人体血液的pH需维持在7.35~7.45。
当pH＜7.35会导致酸中毒，pH大于7.45会导致碱中毒。
小孩大哭后出现的生理症状，与上述平衡相关，是随着哭泣，呼出大量CO2，平衡状态改变后，发生了轻微碱中毒。
六、学以致用
分析问题的化学本质
直接吸入大量CO2合理吗？
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO
?
3
需要控制条件，使上述平衡正向移动
【思考】出现轻微碱中毒后，如何缓解中毒症状呢？
可用纸袋，罩于鼻、口上再呼吸，增加动脉血CO2浓度
严重时需及时就医
会窒息
六、学以致用
1、18 ℃时,H2A(酸):Ka1=4.3×10-7,Ka2=2.1×10-12;
H2B(酸):Ka1=1.0×10-7,Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中,用“>”“<”或“=”填空。
(1)H+的浓度:H2A　　　　　　　　H2B。?
(2)酸根离子的浓度:c(A2-)　　　　　c(B2-)。?
(3)酸分子的浓度:c(H2A)　　　　　　　　c(H2B)。?
(4)溶液的导电能力:H2A　　　　　　　　H2B。?
>
>
<
>
随堂巩固
2、25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
(1)CH3COOH、H2CO3、HCO3- 、HClO的酸性由强到弱的顺序：
_________________________________。
(2)CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序：
_______________________________。
(3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：___________________________________。
NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
随堂巩固
3、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：
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
随堂巩固
C