3.1.2 电离平衡常数 教学课件 高中化学人教版选修一

3.1.2电离平衡常数核心素养目标1.宏观辨识与微观探析：宏观层面：通过观察不同浓度弱酸溶液的pH差异，建立“溶液酸性强弱→电离平衡常数大小”的关联认知，能从宏观现象推测电离程度的差异。微观层面：从离子与分子浓度的动态平衡角度，理解电离平衡常数是微观粒子间结合与电离速率相等时的浓度比值，形成“微观粒子浓度关系→宏观平衡常数”的分析路径。2.变化观念与平衡思想：动态平衡观念：认识电离平衡常数是温度的函数，理解浓度改变时平衡移动但

K

不变，建立“温度改变→K

改变，浓度改变→平衡移动”的动态思维。定量平衡思想：通过

K

的表达式体会“用数学模型描述化学平衡”的科学方法，能结合

K

值比较弱酸强弱。3.科学态度与社会责任：社会应用意识：联系食品工业中酸味剂的选择、土壤酸碱度调节，认识电离平衡常数在解决实际问题中的价值，强化“化学理论指导生产”的责任感。学习重难点学习重点​1.电离平衡常数的表达式与意义：掌握Ka(弱酸)、Kb(弱碱)的书写规则，理解K越大电离程度越大，能通过

K比较弱电解质相对强弱。2.影响电离平衡常数的因素：明确

K只受温度影响，与浓度无关，能解释“稀释弱酸时

K

不变但电离度增大”的现象。学习难点​1.电离平衡常数的微观本质：突破“K

是平衡时浓度比值”的抽象概念，从有效碰撞理论理解

K

是电离速率与结合速率相等时的数学表达，建立“微观速率平衡→宏观

K

恒定”的认知。2.电离平衡常数的计算应用：能结合

K

进行简单计算，避免混淆“K

的数值”与“溶液浓度”的关系。课前导入小孩大哭过后，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+CO2H2CO3H++HCO3-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。那么，该怎样能够缓解这种情况呢？弱电解质电离平衡的影响因素PART011.弱电解质电离平衡的影响因素（1）内因：弱电解质本身的性质（决定性因素），电解质越弱，其电离程度越小。（2）外因：电离平衡是动态平衡，遵循勒夏特列原理。①

温度：一般情况下，弱电解质的电离是吸热过程，温度升高，电离平衡右移，电离程度增大。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%特别说明：电离程度相当于化学反应中反应物的转化率1.弱电解质电离平衡的影响因素④

化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，则电离平衡右移，电离程度增大。②

浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大。③

同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡左移，电离程度减小。1.弱电解质电离平衡的影响因素以醋酸的电离平衡为例：△H>0外界条件对电离平衡的影响可归纳如下：

改变条件平衡移动方向c(H+)c(Ac-)

c(HAc)电离程度加热加盐酸加NaOH(s)加NaAc(s)加冰醋酸加水正向增大增大减小逆向增大减小增大正向减小增大减小逆向减小增大增大正向增大增大增大正向减小减小减小增大减小增大增大减小减小1.弱电解质电离平衡的影响因素以冰醋酸为例，开始加水时，弱电解质的电离平衡向右移动，离子数目增多，离子浓度增大，导电能力增强；当离子浓度增大到最大时再加水稀释，尽管电离平衡向右移动，离子数目增多，电离程度增大，但离子浓度减小，导电能力减弱。溶解冰醋酸并稀释的过程中，c(H+)与加入水的体积V(H2O)的关系如图所示。冰醋酸稀释弱电解质溶解与稀释过程分析1.弱电解质电离平衡的影响因素分析问题的化学本质直接吸入大量CO2合理吗？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，严重时需及时就医不合理，会窒息H2O+CO2H2CO3H++HCO3-电离平衡常数PART021.电离平衡常数（1）概念：与其他化学平衡类似，对一元弱酸或一元弱碱来说，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。1.电离平衡常数（2）多元弱酸的电离分布进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。如：H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为：H2CO3H＋＋HCO3－HCO3－

H＋＋CO32－＝4.5×10－7c(H＋)·c(HCO3－)c(H2CO3)Ka1＝＝4.7×10－11c(H＋)·c(CO32－)c(HCO3－)Ka2＝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。2.电离平衡常数的影响因素对比如下数据，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Ka0℃1.66×10-510℃1.73×10-525℃1.75×10-5弱电解质KaHF6.3×10-4CH3COOH1.75×10-5HCN6.2×10-10影响因素内因——弱电解质本身的性质外因——温度(随温度升高而增大)决定因素不受离子浓度的影响实验现象：

醋酸与Na2CO3溶液混合放出无色无味气体醋酸碳酸Ka1.75×10-54.45×10-7（Ka1）4.7×10-11（Ka2）

推断：

酸性：醋酸>碳酸

观察Ka：

醋酸>碳酸

得出结论：在相同温度下，电离常数越大，表示该弱电解质越易电离，酸（碱）性越强

3.电离平衡常数的意义4.电离平衡常数的应用（1）判断复分解反应能否发生，以及确定产物酸性：HCOOH＞HCNHCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4mol·L－1Ka(HCN)＝4.9×10－10mol·L－1HCOONa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：②HCOONa与HCN溶液：强酸制弱酸——弱酸与盐溶液的反应规律，如：4.电离平衡常数的应用（2）比较溶液中离子浓度的大小已知：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K3c(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)离子浓度：>>>>4.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。酸性

：

CH3COO-_____

HCO3-_____

CO32-＜＜结合H+能力：（3）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。（4）判断浓度比5.电离平衡常数的计算（1）K值的计算例：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·H2ONH4＋

＋OH－起始浓度变化浓度平衡浓度0.2001.7×10－31.7×10－31.7×10－31.7×10－31.7×10－30.2－1.7×10－3c(NH3·H2O)＝(0.2－1.7×10－3)mol·L-1≈0.2mol·L-1Kb＝c(NH4＋)·c(OH－)c(NH3·H2O)＝(1.7×10－3)·(1.7×10－3)0.2≈1.4×10－55.电离平衡常数的计算（2）利用平衡常数求离子浓度＝x·x0.2≈1.75×10−5变化浓度/(mol·L−1)xxx平衡浓度/(mol·L−1)x0.2−xxc(CH3COOH)＝(0.2−x)mol·L−1

≈0.2mol·L−1c(H+)＝x

＝0.00187mol/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)0.20Ka＝c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH)1.下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：

则0.1mol/L的下列溶液中，c(H＋)最大的是(

)A．HCN

B．HFC．CH3COOH D．HNO2随堂测试弱酸HCNHFCH3COOHHNO2电离常数6.2×10－106.8×10－41.8×10－56.4×10－6B随堂测试2.在25℃时，0.1mol/L的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、K1＝4.3×10－7和K2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是（）A.HNO2B.HCOOHC.HCND.H2CO3C随堂测试3.0.1mol/L的CH3COOH溶液中CH3COOH⇌CH3COO-

+H+对于该平衡，下列叙述正确的是（

）A．加水时，平衡向逆反应方向移动B．加少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C．加少量0.1mol/L