3.1.2 電離平衡常數和電離度（同步課件）-第二輯：蘇教版2019選擇性必修1高二化學課件+練習 特供省重點 2021-2022學年高中化學蘇教版（2019）選擇性必修一課件+練習

第一節(jié)

弱電解質的電離平衡

課時2

電離平衡常數和電離度

第三章

水溶液中的離子反應授課人：學習目標1．從化學平衡常數角度理解電離平衡常數的表達式及影響因素。2．熟悉電離平衡常數和電離度的應用。3．通過分析、推理等方法認識電離平衡常數、電離度的意義，建立電離平衡常數的表達式書寫、計算和“強酸制弱酸”的思維模型，培養(yǎng)證據推理與模型認知的化學核心素養(yǎng)。課程導入怎樣定量比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎么比較？醋酸電離達到平衡時（25℃），實驗測定的溶液中各種微粒的濃度如下：4.21×10-31.34×10-31.000.1001.8×10-51.8×10-50.42%1.34%在一定溫度下，醋酸在水溶液中達到電離平衡時，

的值是常數。

c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)一、電離平衡常數一、電離平衡常數電離平衡常數1、含義：在一定條件下，當弱電解質在水溶液中達到電離平衡時，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K表示。

弱酸和弱堿的電離常數分別用Ka和Kb表示.

一、電離平衡常數2、表示方法：c(A-）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值(1)一元弱酸HA的電離常數：根據HAH＋＋A－，可表示為(2)一元弱堿BOH的電離常數：根據BOHB＋＋OH－，可表示為Ka=c(H+).c(A-)c(HA)Kb=c(B+).c(OH-)c(BOH)一、電離平衡常數醋酸的電離常數表達式一水合氨的電離常數表達式Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)Kb＝c(NH)·c(OH?)c(NH3·H2O)+4NH3·H2ONH+OH?+4CH3COOHH++CH3COO?一、電離平衡常數幾種弱酸和弱堿的電離平衡常數（25℃）K值越大，電離能力越強，相應弱酸(或弱堿)的酸(或堿)性越強。多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數，通常用K1、K2等來分別表示。

H2CO3H＋＋HCO3－

HCO3－H＋＋CO32－

c(HCO3-)c(H+)c(H2CO3)c(H+)c(HCO3-)c(CO32-)Ka1＝Ka2＝一、電離平衡常數由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數，而用以后要學到的難溶物的溶度積常數。一、電離平衡常數電離常數的大小：Ka1?Ka2?Ka3；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。分步進行，一步定性Ka1?Ka2?Ka3原因：第一步電離產生的H＋對第二、三步的電離起抑制作用，使其電離平衡逆向移動。一、電離平衡常數3、影響因素：（1）內因：弱電解質的本身性質。電解質越弱，Ka（或Kb）越小,越難電離，酸(堿)的酸(堿)性越弱。溫度20℃24℃pH3.053.03pH計測定不同溫度下0.05mol/L醋酸的pH，實驗結果如下表所示：Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)分子變大分母變小越熱越電離（2）外因：只與T有關T越大，Ka（Kb）越大。一、電離平衡常數4、應用：根據電離平衡常數可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，電離平衡常數越大，酸性(或堿性)越強。01H3PO4H2SO3HFHNO2HCOOHCH3COOHH2CO3H2SHCN>>>>>>>>一、電離平衡常數4、應用：根據濃度商Q與電離平衡常數K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。02若將0.1mol/L醋酸加水稀釋，使其溶質的濃度變?yōu)樵瓉淼?.5倍，你能判斷醋酸電離平衡移動的方向嗎？判斷依據1越稀越電離判斷依據2借助電離常數進行判斷Q＝c(H+)2·c(CH3COO?)2c(CH3COOH)2＝Ka2

＜Ka

一、電離平衡常數4、應用：根據電離常數可以判斷鹽與酸(或堿)反應是否發(fā)生，一般符合相同條件下“強酸（堿）制弱（堿）”規(guī)律。03根據下表提供的數據可知，室溫下在溶液中能大量共存的微粒組是()化學式HCNH2CO3CH3COOH電離平衡常數4.9×10－10K1＝4.5×10－7K2＝4.7×10－111.75×10－5B

將少量CO2通入NaCN溶液中：一、電離平衡常數4、應用：根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度大小或比值。04加水稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則

增大。＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)c(CH3COO?)c(CH3COOH)·c(H+)＝Kac(H+)如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，c(CH3COO?)c(CH3COOH)在磷酸溶液中c(H+)

c()

c()

c()

c(OH－)>>>>一、電離平衡常數4、應用：一般弱酸的電離常數越小，電離程度越弱，弱酸的酸性越弱，此時弱酸根離子結合氫離子的能力就越強。05化學式HCNH2CO3CH3COOH電離平衡常數4.9×10－10K1＝4.5×10－7K2＝4.7×10－111.75×10－5典例解析例1．醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH

H＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是(

)A．升高溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數Ka增大B．0.10mol?L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中

將增大C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動D．25℃時，欲使醋酸溶液的c(H＋)、電離常數Ka和電離程度都減小，可加入少量冰醋酸D4.21×10－31.34×10－31.000.1001.8×10－51.8×10－50.42%1.34%電離度二、電離度已電離的弱電解質濃度弱電解質的起始濃度＝1、概念：弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，可用弱電解質已電離部分的濃度與其起始濃度的比值來表示電離的程度，簡稱為電離度，通常用符號α表示。2、數學表達式α二、電離度3、意義：表示弱電解質在水中的電離程度，同一弱電解質電離度越大，電離程度越大。電離度與化學平衡的轉化率類似。4、電離度的影響因素內因（決定因素）——弱電解質本身的性質外因溫度濃度——隨溫度升高而增大——隨濃度增大而減小二、電離度K相關計算三、電離常數的相關計算電離常數的計算——三段式法起始濃度(mol·L?1)變化濃度(mol·L?1)平衡濃度(mol·L?1)a00xa－xxxxxCH3COOHCH3COO－＋H＋25℃amol·L－1的CH3COOHc(CH3COOH)Ka＝

c(CH3COO－

)·c(H＋)a－x＝

x2≈ax2注意由于弱電解質的電離程度比較小，平衡時弱電解質的濃度(a－x)mol·L－1一般近似為amol·L－1。三、電離常數的相關計算三、電離常數的相關計算一元弱堿(MOH)中，c(OH－)≈。已知c0(HX)和電離常數，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，則c(H＋)≈，代入數值求解即可。典例解析例2已知：25℃時NH3?H2O的Kb＝2.0×10－5。(1)求0.10mol?L－1的NH3?H2O溶液中c(OH－)＝____________mol?L－1。1.4×10－3

(2)若向0.10mol?L－1的NH3?H2O中加入固體NH4Cl，使c(NH)達到0.20mol?L－1，則c(OH－)＝__________mol?L－1。1×10－5（3）25℃時，0.1mol?L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10－3mol?L－1(忽略水的電離)。該溫度下CH3COOH的電離度為_____。1%課堂小結電離平衡常數電離度不良反應公式影響因素應用定義公式應用相關計算三段式相互換算隨堂練習1.室溫時，0.1mol?L－1某一元酸HA在水中的電離度為2.2%，下列敘述錯誤的是(

)A．升高溫度，溶液中的c(A－)增大B．加水稀釋過程中，n(H＋)增大，故c(H＋)也增大C．室溫時，向該溶