電離平衡常數(shù)課件 2023-2024學(xué)年高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié)電離平衡第2講

電離平衡常數(shù)小孩大哭過后，容易出現(xiàn)抽抽搭搭，停不下來、喘不上氣，或者手腳僵硬等癥狀。已知人體血液中存在如下平衡：人體血液的pH需維持在7.35~7.45。當(dāng)pH＜7.35會導(dǎo)致酸中毒，pH大于7.45會導(dǎo)致堿中毒。

你知道嗎？小孩大哭后出現(xiàn)的生理癥狀，與上述平衡相關(guān)，是隨著哭泣，呼出大量CO2，平衡狀態(tài)改變后，發(fā)生了輕微堿中毒。如何緩解呢？思考與討論反應(yīng)速率v(電離)v(結(jié)合)v(電離)=v(結(jié)合)時間【復(fù)習(xí)回顧】

參照化學(xué)平衡常數(shù)，思考以下問題：(1)你認(rèn)為什么是電離平衡常數(shù)？(2)電離平衡常數(shù)表示什么意義？(3)在一定的溫度下，電離平衡常數(shù)越大，說明弱電解質(zhì)的電離程度越

，弱酸的酸性越

(或弱堿的堿性越

)(4)影響電離平衡常數(shù)的因素是什么？一、電離平衡常數(shù)（K）

強強大溫度……（1）定義：一定溫度(T)下，對一元弱酸或一元弱堿來講，在稀溶液達電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。用K表示(酸、堿電離常數(shù)分別用Ka、Kb表示)。

一元弱酸：HAH++A-Ka=一元弱堿：BOHB++OH-,Kb=注意：均指達到電離平衡時的濃度歸納整理一、電離平衡常數(shù)（K）

請分別寫出醋酸溶液、氨水溶液中的電離平衡常數(shù)的表達式。CH3COOHCH3COO-+H+

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

c(NH3?H2O)Kb=1、K值只隨溫度變化。2、意義：相同溫度下，K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸(或堿)的酸(或堿)性越強。多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離常數(shù)，通常用K1、K2、K3等來分別表示。例如H3PO4的電離：2、多元弱酸的分步電離一般K1>>K2>>K3,即第二步電離通常比第一步難得多，第三步又比第二步電離難得多。(主要)(弱)(極弱)結(jié)論：多元弱酸的酸性由第一步電離決定。K1=7.1×10-3=6.3×10-8=4.2×10-13K2K3

問題:為什么多元弱酸的分步電離一步比一步困難？(主要)(弱)(極弱)K1=7.1×10-3=6.3×10-8=4.2×10-13K2K31.一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負(fù)電荷，增加了對H+的吸引力，使第二個H+電離困難得多；2.從平衡的角度講，上一級電離出的H+對下一級電離有抑制作用。【達標(biāo)檢測】書寫下列電解質(zhì)的電離方程式,寫出對應(yīng)的電離常數(shù)表達式,并嘗試判斷多步電離的電離常數(shù)的相對大小。①HClO②NH3·H2O③H3PO4

④Cu(OH)2二、電離平衡常數(shù)的意義電離平衡常數(shù)表示弱電解質(zhì)的電離能力。K越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。三、電離平衡常數(shù)的影響因素(1)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。升高溫度，K值增大。(2)多元弱酸的各級電離常數(shù)逐漸減小。多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定的。溫度CH3COOH電離常數(shù)25℃1.75×10-550℃5.1×10-5四、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用運用①：判斷酸的酸性強弱同溫下,K越大,弱酸的電離程度越大,酸性越強。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?。篐3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S課堂練習(xí)1：CB知識遷移練習(xí)：【達標(biāo)檢測1】下表是幾種弱酸在常溫下的電離平街常數(shù)：則下列說法中不正確的是（

）A．碳酸的酸性強于氫硫酸B．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定C．常溫下，加水稀釋醋酸，

增大D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離平衡常數(shù)不變C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)

離子濃度：第一步K1＞第二步K2＞第三步K3>>>>運用②：判斷酸溶液中離子種類并比較濃度大小如磷酸的三步電離的電離常數(shù)，Ka1>>Ka2>>Ka3。在磷酸溶液中:運用③：強酸制弱酸[典型例題]已知:H2S：Ka1＝1.1×10－7

Ka2＝1.3×10－13H2CO3：Ka1＝4.5×10－7

Ka2＝4.7×10－11利用電離平衡常數(shù)，判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，以及確定產(chǎn)物。對于弱酸：K越大，弱酸根離子與H+結(jié)合能力越弱。K越小，弱酸根離子與H+結(jié)合能力越強。

[典型例題]已知:H2S：Ka1＝1.1×10－7

Ka2＝1.3×10－13H2CO3：Ka1＝4.5×10－7

Ka2＝4.7×10－11

[典型例題]已知:H2S：Ka1＝1.1×10－7

Ka2＝1.3×10－13H2CO3：Ka1＝4.5×10－7

Ka2＝4.7×10－11比較:已知醋酸的酸性比碳酸強，結(jié)合H+的能力強弱CO32-HCO3-CH3COO->>解釋:2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2（強酸制弱酸）的原因醋酸溶液中存在：CH3COOH?

CH3COO-+H+由于CO32-HCO3-

CH3COO-結(jié)合H+的能力依次減弱，所以CO32-結(jié)合了H+，使醋酸的電離平衡正向移動，最后生成二氧化碳。2、已知25℃時兩種酸的電離常數(shù)：Ka(CH3COOH)=1.75×10-5,Ka(HClO)=3.0×10-8判斷該反應(yīng)是否能發(fā)生，若能，完成反應(yīng)方程式；若不能，無需。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尾氣用足量的Na2CO3溶液來吸收。寫出離子反應(yīng)方程式。____________H2S+CO32－=HS－+HCO3－

運用2：強酸制弱酸3.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸電離平衡常數(shù)（25°C）HCOOHKa=1.77×10－4HCNKa=4.9×10－10H2CO3Ka1=4.3×10－7Ka2=5.6×10－11下列選項錯誤的是（）A.2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO32-

B.2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2C.酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-

D濃度相同的HCOOH和HCN溶液，前者的導(dǎo)電能力強A4、高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離平衡常數(shù)：C從以上表格中判斷以下說法中不正確的是(

)A.在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離B.在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中最強的C.在冰醋酸中硫酸的電離方程式為：H2SO4=

2

H++SO42-D.水對于這四種酸的強弱沒有區(qū)分能力，但醋酸可以區(qū)別這四種酸的強弱根據(jù)表中提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學(xué)方程式書寫正確的是化學(xué)式HClOH2CO3電離常數(shù)/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溶液中通入過量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3-【達標(biāo)檢測3】4、總結(jié)電離常數(shù)與電離程度的聯(lián)系和區(qū)別（1）公式不同：（2）影響因素不同電離度與溫度、濃度等有關(guān)系。電離常數(shù)只與溫度有關(guān)系。（3）意義相同，都表示弱電解質(zhì)的電離程度相對大小和酸性相對強弱。

模塊二電離常數(shù)的計算電離平衡的相關(guān)計算1、電離程度αC(已電離）C(初始）α%=×100%

C(已電離）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、電離常數(shù)的計算例

：在某溫度時，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.2mol·L?1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10?3mol·L?1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)Kb。NH3·H2O的電離方程式及有關(guān)粒子的濃度如下：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)起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(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、電離常數(shù)的計算

在某溫度時，物質(zhì)的量濃度為0.1mol·L?1的醋酸中，達到電離平衡時，c(H+)約為1×10-3mol·L?1，計算該溫度下CH3COOH的電離常數(shù)Ka。起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(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的電離方程式及有關(guān)粒子的濃度如下：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課堂練習(xí)運用④：有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算[典型例題](1)25℃時,1L0.2mol/LHAc溶液中,有0.000001molHAc電離。求電離常數(shù)。(2)計算25℃時,0.1mol/L的該酸溶液中的c(H+)。

Ka＝5×10-12

【達標(biāo)檢測4】1.25℃，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。將SO2通入以上氨水中，當(dāng)c(OH－)降至1.0×10-7mol·L-1時，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。若氨水的濃度為2.0mol·L–1。溶液中的c(OH–)=

mol·L–1。6.0×10–3二、電離常數(shù)的計算2．比較弱電解質(zhì)中微粒濃度比值的變化。

依據(jù)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)表達式,可以比較濃度改變時(溫度不變)溶液中某些微粒濃度的變化。eg:醋酸溶液中加水稀釋過程中

是如何變化的?加水稀釋,K值不變,c(H+)減小,則

始終保持增大。二、電離常數(shù)的計算

常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_式的數(shù)值變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。課堂練習(xí)c(H+)c(CH3COOH)（1）c(CH3COOH)c(CH3COO?)·c(H+)（2）c(CH3COOH)c(CH3COO-)（3）變小不變變大二、電離常數(shù)的計算3．比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大小

弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結(jié)合H+的能力就越強。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的酸性由強到弱的順序為___________________________________。(2)同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－結(jié)合H＋的能力由強到弱的順序為_______________________________________________HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClOS2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－

二、電離常數(shù)的計算課堂練習(xí)

已知某溫度下，Ka(HCN)＝6．2×10－10、Ka(HF)＝6．8×10－4、Ka(CH3COOH)＝1．8×10－5、Ka(HNO2)＝6．4×10－6。該溫度下，物質(zhì)的量濃度都為0．1mol·L－1的下列物質(zhì)的溶液中，c(H＋)由大到小的順序是(

)A．HCN>HNO2>CH3COOH>HFB．HC