【課件】電離平衡常數(shù)++課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第三章第一節(jié)電離平衡3.1.3電離平衡常數(shù)

學(xué)習(xí)

目標(biāo)第3課時(shí)電離平衡常數(shù)PART01PART02了解電離平衡常數(shù)的含義能從電離離子反應(yīng)等角度分析溶液的性質(zhì),如酸堿性導(dǎo)電性等問題:怎樣定量地比較弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱?

電離程度相對大小怎么比較？總結(jié)：已知起始時(shí)c(HX)和電離產(chǎn)生的c(H+),求電離平衡常數(shù)。

HX

H+

+

X-

起始: c(HX) 0 0

平衡: c(HX)-c(H+)c(H+)c(X-)由于弱酸只有極少一部分電離,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HX)-c(H+)≈c(HX),則Ka=,代入數(shù)值求解即可。1．電離平衡常數(shù)的概念：電離平衡常數(shù)

在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。弱酸的用Ka表示，弱堿的用Kb表示。

閱讀課本P57，總結(jié)電離平衡常數(shù)的概念2.表達(dá)式：對于一元弱酸

HAH++A-Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)對于一元弱堿BOHB++OH-Kb=c(B+).c(OH-)

c(BOH)c(A-）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達(dá)到電離平衡時(shí)的平衡濃度。3、多元弱酸的電離平衡常數(shù):

多元弱酸分步電離，每一步都有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2、Ka3……來分別表示。H2CO3H＋＋HCO3－

Ka1＝HCO3－H＋＋CO32－

Ka2＝25℃時(shí)H2CO3的兩步電離常數(shù)為：【例1】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(dá)式。(1)H2CO3

(2)H3PO4

(3)Fe(OH)3H3PO4H++H2PO4-Ka1=7.1×10-3H2PO4-H++HPO42-Ka2=6.2×10-8HPO42-H++PO43-Ka3=4.5×10-13H3PO4的分步電離：

計(jì)算多元弱酸中的c(H＋)，或比較多元弱酸酸性的相對強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。電離平衡常數(shù)的大?。篕a1?Ka2?Ka3；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。就電離本身而言，每一步的電離程度如何變化，為什么？4.電離常數(shù)K的意義:

電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力，根據(jù)相同溫度下，電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對強(qiáng)弱。①弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強(qiáng)。②弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強(qiáng)。酸性強(qiáng)弱：

Ka1（H2SO3）=1.54×10-2Ka1(H3PO4)=7.1×10-3Ka(HF)=6.8×10-4Ka(CH3COOH)=1.7×10-5Ka1（H2CO3）=4.54×10-7Ka1(H2S)=1.0×10-7Ka(HClO)=3.2×10-8Ka(HCN)=6.2×10-10(常溫下)H2SO3

>H3PO4

>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>HCN25℃時(shí)，幾種弱酸的電離常數(shù)名稱電離常數(shù)HF3.5×10-4H2CO34.3×10-7CH3COOH1.8×10-5HClO3.0×10-8不同溫度下醋酸的電離常數(shù)溫度電離常數(shù)25℃1.8×10-550℃5.1×10-5分析下列數(shù)據(jù)，得出結(jié)論結(jié)論1:相同溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，即影響電離常數(shù)大小的主要因素是弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。②弱電解質(zhì)的電離常數(shù)受溫度的影響，升高溫度，電離平衡常數(shù)增大。結(jié)論2:升高溫度，電離常數(shù)K值增大“電解質(zhì)越弱，越難電離，電離常數(shù)K越小”內(nèi)因：外因：由物質(zhì)本性決定同一弱電解質(zhì)溶液，電離常數(shù)K只受溫度影響在使用電離平衡常數(shù)時(shí)應(yīng)指明溫度5、弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)的影響因素：對于電離平衡常數(shù)的幾點(diǎn)說明①電離常數(shù)的大小由物質(zhì)本身的性質(zhì)決定，

同一溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，K值越大，電離程度越大。

對應(yīng)弱電解質(zhì)越易電離，相應(yīng)的酸(或堿)性越強(qiáng)。②同一弱電解質(zhì)在同一溫度下改變濃度時(shí)，其電離常數(shù)不變。③電離常數(shù)K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。④多元弱酸電離常數(shù)：K1?K2?K3，其酸性主要由第一步電離決定，K值越大，

相應(yīng)酸的酸性越強(qiáng)。計(jì)算多元弱酸中的c(H+),或比較多元弱酸酸性的相對強(qiáng)弱時(shí),

通常只考慮第一步電離。多元弱堿的情況與多元弱酸相似。A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO

B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO-═CaSO3↓+2HClO

C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-

D.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：H++HCO3-═CO2↑+H2O課堂練習(xí)：25℃時(shí)，弱酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列說法正確的是弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11Ka1=1.5×10-2Ka2=1.0×10-7C

(1)利用電離平衡常數(shù)判斷復(fù)分解反應(yīng)是否發(fā)生“強(qiáng)酸制備弱酸”6、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用根據(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A．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化學(xué)式HClOH2CO3電離常數(shù)/mol·L-1K=3×10-8K1=4×10-7K2=4×10-11C變式訓(xùn)練：課堂練習(xí)：已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25℃)。若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2；NaCN＋HF=HCN＋NaF；NaNO2＋HF=HNO2＋NaF，

由此可判斷下列敘述中不正確的是(

)A．Ka(HF)＝7.2×10－4B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10C．根據(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCND．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)B6、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.7×10-5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－114.7×10-8請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3-的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋篊H3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-(2)同濃度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋骸菊n堂練習(xí)2】已知25℃時(shí)，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：

判斷酸性強(qiáng)弱：K值越大，電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。

比較離子結(jié)合質(zhì)子（H+）的能力大小：K越小，電離程度越小，弱酸的酸性越弱，此時(shí)弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強(qiáng)?；瘜W(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.7×10-5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－114.7×10-8請回答下列問題：在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，發(fā)生離子方程式的先后順序?yàn)椋?/p>

、

、

。【課堂練習(xí)】已知25℃時(shí)，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：

比較離子結(jié)合質(zhì)子（H+）的能力大?。?/p>

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(qiáng)。（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(dá)式，可以比較濃度改變時(shí)(溫度不變)溶液中某些微粒濃度的變化。思考:醋酸溶液中加水稀釋過程中

是如何變化的?6、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用變式訓(xùn)練：25℃，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。將SO2通入氨水中，當(dāng)c(OH-)降至1.0×10-7mol·L-1時(shí)，溶液中的c(SO32-)/c(HSO3-)=

。

0.62加水稀釋，K值不變，c(H+)減小，則

始終保持增大。（3）利用平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算課堂練習(xí)：已知25℃醋酸的電離常數(shù)K=

1.75×10－5

，若醋酸的起始濃度為0.010mol/L，平衡時(shí)氫離子濃度c(H＋)是_______________（提示：醋酸的電離常數(shù)很小，平衡時(shí)的c(CH3COOH)可近似視為仍等于0.010mol/L。）4.18×10－4mol/L“三段式”的應(yīng)用（3）利用平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算課堂練習(xí)：已知25℃醋酸的電離常數(shù)K=

1.75×10－5

，若醋酸的起始濃度為0.010mol/L，平衡時(shí)氫離子濃度c(H＋)是_______________（提示：醋酸的電離常數(shù)很小，平衡時(shí)的c(CH3COOH)可近似視為仍等于0.010mol/L。）4.18×10－4mol/L“三段式”的應(yīng)用討論：1、如何利用平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算證明：①0.1mol·L-1CH3COOH的電離度小于②0.01mol·L-1的CH3COOH溶液？“越稀越電離”2、將1L0.1mol/L醋酸加水稀釋到2L，判斷電離平衡移動(dòng)的方向?(5)計(jì)算電離度:起始C00平衡c-cαcαcαcαcαcα變化Ka=(cα)2c-cα當(dāng)α<1%時(shí)，c-cα

≈cKa=(cα)2ca對①0.1mol·L-1CH3COOH②0.01mol·L-1的CH3COOH溶液進(jìn)行下列比較（填序號）：電離度C(H+)酸性①＜②①＞②①＞②(4)用電離常數(shù)判斷電離平衡移動(dòng)方向:將1L0.1mol/L醋酸加水稀釋到2L，判斷電離平衡移動(dòng)的方向?Ka=c(CH3COO-)·c(CH3COO-)c(CH3COOH)條件改變瞬間：Qc=c(CH3COO-)·c(CH3COO-)1212c(CH3COOH)12K>Q加水稀釋促進(jìn)電離1．將6gCH3COOH溶于水制成1L溶液，此溶液的物質(zhì)的量濃度為________，經(jīng)測定某溫度時(shí)，溶液中c(CH3COO－)為1.4×10－3mol·L－1，此溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka＝________，溫度升高，Ka將________(填“變大”“不變”或“變小”，下同)，加入少量CH3COONa后c(H＋)_________，Ka________。0.1mol/L1.96×10-5

變大不變變小課后練習(xí)：2、