电离平衡常数课件 2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡第2讲

电离平衡常数小孩大哭过后，容易出现抽抽搭搭，停不下来、喘不上气，或者手脚僵硬等症状。已知人体血液中存在如下平衡：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。

你知道吗？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。如何缓解呢？思考与讨论反应速率v(电离)v(结合)v(电离)=v(结合)时间【复习回顾】

参照化学平衡常数，思考以下问题：(1)你认为什么是电离平衡常数？(2)电离平衡常数表示什么意义？(3)在一定的温度下，电离平衡常数越大，说明弱电解质的电离程度越

，弱酸的酸性越

(或弱碱的碱性越

)(4)影响电离平衡常数的因素是什么？一、电离平衡常数（K）

强强大温度……（1）定义：一定温度(T)下，对一元弱酸或一元弱碱来讲，在稀溶液达电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，简称电离常数。用K表示(酸、碱电离常数分别用Ka、Kb表示)。

一元弱酸：HAH++A-Ka=一元弱碱：BOHB++OH-,Kb=注意：均指达到电离平衡时的浓度归纳整理一、电离平衡常数（K）

请分别写出醋酸溶液、氨水溶液中的电离平衡常数的表达式。CH3COOHCH3COO-+H+

Ka=c(NH4+).c(OH-)

c(NH3•H2O)Kb=1、K值只随温度变化。2、意义：相同温度下，K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离常数，通常用K1、K2、K3等来分别表示。例如H3PO4的电离：2、多元弱酸的分步电离一般K1>>K2>>K3,即第二步电离通常比第一步难得多，第三步又比第二步电离难得多。(主要)(弱)(极弱)结论：多元弱酸的酸性由第一步电离决定。K1=7.1×10-3=6.3×10-8=4.2×10-13K2K3

问题:为什么多元弱酸的分步电离一步比一步困难？(主要)(弱)(极弱)K1=7.1×10-3=6.3×10-8=4.2×10-13K2K31.一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+电离困难得多；2.从平衡的角度讲，上一级电离出的H+对下一级电离有抑制作用。【达标检测】书写下列电解质的电离方程式,写出对应的电离常数表达式,并尝试判断多步电离的电离常数的相对大小。①HClO②NH3·H2O③H3PO4

④Cu(OH)2二、电离平衡常数的意义电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。K越大，弱电解质的电离程度越大。三、电离平衡常数的影响因素(1)电离平衡常数只与温度有关。升高温度，K值增大。(2)多元弱酸的各级电离常数逐渐减小。多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定的。温度CH3COOH电离常数25℃1.75×10-550℃5.1×10-5四、电离平衡常数的应用运用①：判断酸的酸性强弱同温下,K越大,弱酸的电离程度越大,酸性越强。CH3COOHH2CO3H2SH3PO41.75×10-5Ka1=4.5×10-7Ka2=4.7×10-11Ka1=1.1×10-7Ka2=1.3×10-13Ka1=6.9×10-3Ka2=6.2×10-8Ka2=4.8×10-13酸性大小：H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S课堂练习1：CB知识迁移练习：【达标检测1】下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数：则下列说法中不正确的是（

）A．碳酸的酸性强于氢硫酸B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定C．常温下，加水稀释醋酸，

增大D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变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>>>>运用②：判断酸溶液中离子种类并比较浓度大小如磷酸的三步电离的电离常数，Ka1>>Ka2>>Ka3。在磷酸溶液中:运用③：强酸制弱酸[典型例题]已知:H2S：Ka1＝1.1×10－7

Ka2＝1.3×10－13H2CO3：Ka1＝4.5×10－7

Ka2＝4.7×10－11利用电离平衡常数，判断复分解反应能否发生，以及确定产物。对于弱酸：K越大，弱酸根离子与H+结合能力越弱。K越小，弱酸根离子与H+结合能力越强。

[典型例题]已知:H2S：Ka1＝1.1×10－7

Ka2＝1.3×10－13H2CO3：Ka1＝4.5×10－7

Ka2＝4.7×10－11

[典型例题]已知:H2S：Ka1＝1.1×10－7

Ka2＝1.3×10－13H2CO3：Ka1＝4.5×10－7

Ka2＝4.7×10－11比较:已知醋酸的酸性比碳酸强，结合H+的能力强弱CO32-HCO3-CH3COO->>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。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)2Ca+2HClO

1.已知：H2S：K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15

H2CO3：K1＝4.3×10－7K2＝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）HCOOHKa=1.77×10－4HCNKa=4.9×10－10H2CO3Ka1=4.3×10－7Ka2=5.6×10－11下列选项错误的是（）A.2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO32-

B.2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2C.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A4、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根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是化学式HClOH2CO3电离常数/mol·L-1K=3×10-8K1=4×10-7K2=4×10-11A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-+2Cl2+H2O=2Cl-+2HClO+CO2↑B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-+Cl2=Cl-+ClO-+2CO2↑+H2OC．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClOD．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3-【达标检测3】4、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。

模块二电离常数的计算电离平衡的相关计算1、电离程度αC(已电离）C(初始）α%=×100%

C(已电离）C(初始）α%=×100%=C初/mol·L－1

m00∆C/mol·L－1

x

x

xC平/mol·L－1

m－x

x

xm×100%x二、电离常数的计算例

：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1.7×10−3mol·L−1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数Kb。NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下：c(NH3·H2O)Kb＝c(NH4+

)·c(OH−)＝(1.7×10−3)·(1.7×10−3)(0.2−1.7×10−3)0.2≈(1.7×10−3)·(1.7×10−3)起始浓度/(mol·L−1)变化浓度/(mol·L−1)平衡浓度/(mol·L−1)0.2001.7×10−30.2−1.7×10−31.7×10−31.7×10−31.7×10−31.7×10−3NH3·H2ONH4++OH−≈1.4×10-51．利用“三段式”求Ka或Kb

二、电离常数的计算

在某温度时，物质的量浓度为0.1mol·L−1的醋酸中，达到电离平衡时，c(H+)约为1×10-3mol·L−1，计算该温度下CH3COOH的电离常数Ka。起始浓度/(mol·L−1)变化浓度/(mol·L−1)平衡浓度/(mol·L−1)0.1001.0×10−30.1−1.0×10−31.0×10−31.0×10−31.0×10−31.0×10−3CH3COOHCH3COO-+H+CH3COOH的电离方程式及有关粒子的浓度如下：c(CH3COOH)Ka＝c(CH3COO−)·c(H+)＝(1.0×10−3)·(1.0×10−3)(0.1−1.0×10−3)0.1≈(1.0×10−3)·(1.0×10−3)≈1.0×10-5课堂练习运用④：有关电离平衡常数的计算[典型例题](1)25℃时,1L0.2mol/LHAc溶液中,有0.000001molHAc电离。求电离常数。(2)计算25℃时,0.1mol/L的该酸溶液中的c(H+)。

Ka＝5×10-12

【达标检测4】1.25℃，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1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的c(SO32-)/c(HSO3-)=

。

Ka2=c(SO32—)·c(H+)c(HSO3—)c(SO32—)·1.0×10－7=c(HSO3—)=6.2×10－8=0.62c(SO32—)c(HSO3—)0.622、已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的浓度为2.0mol·L–1。溶液中的c(OH–)=

mol·L–1。6.0×10–3二、电离常数的计算2．比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。

依据弱电解质的电离常数表达式,可以比较浓度改变时(温度不变)溶液中某些微粒浓度的变化。eg:醋酸溶液中加水稀释过程中

是如何变化的?加水稀释,K值不变,c(H+)减小,则

始终保持增大。二、电离常数的计算

常温下，将0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式的数值变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。课堂练习c(H+)c(CH3COOH)（1）c(CH3COOH)c(CH3COO−)·c(H+)（2）c(CH3COOH)c(CH3COO-)（3）变小不变变大二、电离常数的计算3．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。弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO(25℃)K＝1.77×10－4K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－113.0×10－8(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为___________________________________。(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_______________________________________________HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClOS2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－

二、电离常数的计算课堂练习

已知某温度下，Ka(HCN)＝6．2×10－10、Ka(HF)＝6．8×10－4、Ka(CH3COOH)＝1．8×10－5、Ka(HNO2)＝6．4×10－6。该温度下，物质的量浓度都为0．1mol·L－1的下列物质的溶液中，c(H＋)由大到小的顺序是(

)A．HCN>HNO2>CH3COOH>HFB．HC