3.1.4电离平衡常数课件高二上学期化学人教版选择性必修1

三、电离平衡常数
1、电离平衡常数的概念： 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， 用K表示。弱酸的用Ka表示，弱碱的用Kb表示。
2、表达式：
对于一元弱酸 HA H++A-
例5:醋酸溶液中加水稀释过程中 cc(CCHH33CCOOOOH )是 如何变化的
c(CH3COO ) c(CH3COOH)
c(CH3COO ) c(H )
cCH3COOH c(H )
K c(H )
加水稀释，Ka值不变，c(H+)减小，则
c(CH3COO )
c CH3COOH
始终保持增大。
练习1、在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随 着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化： (1)n(OH－)_增__大___(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
结论1:
相同温度下，不同弱电解质的电离常 数不同，即影响电离常数大小的主要 因素是弱电解质本身的性质。
不同温度下醋酸的电离常数
温度 25℃ 50℃
电离常数 1.8×10-5 5.1×10-5
结论2:
弱电解质的电离常数受温度的影响， 升高温度，电离平衡常数增大。
4、影响电离常数K的因素:
内因： 由物质本身的性质决定 电解质越弱，越难电离，电离常数K越小
Kb＝ccNHN＋ 4H3··cHO2OH－＝1.7×10－30×.201.7×10－3≈1.4×10－5。
例7、已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，计算0.10 mol·L－1的 CH3COOH溶液达到电离平衡时c(H＋)的浓度。
设：醋酸电离达到平衡时H＋的浓度为x mol·L－1
c ( H+) .c( A-)
Ka= c(HA)
对于一元弱碱
BOH B++OH-
c ( B+).c( OH- )
Kb=
c(BOH)
c(A -）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均为达到电离平衡时的平衡浓度。
3、多元弱酸的电离平衡常数:
多元弱酸分步电离，每一步都有电离平衡常数，通常 用Ka1、Ka2、Ka3……来分别表示。
已电离的弱电解质分子数 (提示：α＝溶液中原有弱电解质的总分子数×100%)
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝_1_×__1_0_－_5_。
2025届
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 离子平衡
第4课时 电离平衡常数
温故知新
可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，一定温度下达到平衡时， 化学平衡常数K的表达式? K的意义及影响因素？
K值越大，表示反应进行得越完全； 反之则越不完全。 K值与温度有关，与浓度、压强等无关。
反应本质 2CH3COOH + Na2CO3 ==2CH3COONa + H2O + CO2↑
实验结论：相对强酸制相对弱酸
查阅教科书附录II
CH3COOH Ka＝1.75×10−5（25 ℃） H2CO3 Ka1＝4.5×10−7（25 ℃）
5、电离常数K的意义:
电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下，电 离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
7、电离常数的应用
（1）判断酸碱性强弱
K值越大，电离程度越大，酸(或碱)性越强 。
（2）比较离子结合质子（H+）的能力大小
一般弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。
（2）比较离子结合质子的能力大小:
例1：已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下： H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8 在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，发生离子方程式的 先后顺序为：①CO32－ + H+ = HCO3－ 、②ClO－ + H+ = HClO 、 ③HCO3－ + H+ = H2O + CO2↑ 。 将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式：
计算电离度:
起始
C
0
变化
cα
cα
平衡
c-cα
cα
(cα)2 Ka = c-cα
当α<1%时，c-cα ≈c
0 cα cα
(cα)2 Ka = c
a
练习4、已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝ 1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：_________________。 (2)BOH 的电离度 α＝__1_％_____。
①同温下，弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。
Ka1（H2SO3）=1.54×10-2 Ka1 (H3PO4)=7.1×10-3 Ka(HF)=6.8×10-4
Ka(CH3COOH)=1.7×10-5 Ka1（H2CO3）=4.54×10-7 Ka1（H2S）=1.0×10-7
ClO－ + H2O + CO2 = HClO + HCO3－ 。
酸性强弱顺序为： H2CO3＞ HClO ＞HCO3－ 酸根离子结合H+顺序为： CO32-＞ ClO -＞HCO3-
（3）比较离子浓度大小 H2CO3、H3PO4中离子浓度大小：
C(H+) > c(H2PO4-) > c(HPO42-) > c(PO43-）> c(OH-) 例3：18 ℃时，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7，Ka2=2.1×10-12; H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶 液中用“>”“<”或“=”填空。 (1)H+的浓度:H2A > H2B。 (2)酸根离子的浓度:c(A2-) > c(B2-)。 (3)酸分子的浓度:c(H2A) < c(H2B)。 (4)溶液的导电能力:H2A > H2B。
cOH－
(2)cNH3·H2O_增__大___。
(3)ccNHN＋ 4H3··cHO2OH－_不__变__。
（6）判断复分解反应是否发生 相对强酸制备相对弱酸
例2：已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4；HCN：Ka＝4.9×10－10； H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11。
（4）用电离常数判断电离平衡移动方向:
例4：将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向。 K = c(CH3COO-) ·c(H+) c(CH3COOH)
条件改变瞬间：
1 2
c(CH3COO－) ·21
c(H+)
Q=
1
2 c(CH3COOH)
K ＞Q 加水稀释平衡正移
（5）比较弱电解质中微粒浓度比值的变化
Ka (HClO)=3.2×10-8
Ka (HCN)=6.2×10-10 (常温下)
> > > > > > > H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO HCN
②同温下，弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
6、电离度 （α） :
弱电解质在水中达到电离平衡时，已电离的溶质分子数占原有溶质 分子总数的百分数，称为电离度。
由此可判断下列叙述中不正确的是( B )
A．Ka(HF)＝7.2×10－4 B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10 C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)
（7）电离常数的计算
例6、在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20 mol·L－1的氨水中，达 到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10－3 mol·L－1，试计算该温 度下NH3·H2O的电离常数Kb。
外因： 同一弱电解质溶液， 电离常数K只受温度影响
升高温度，电离常数K值增大
注：在使用电离平衡常数时 应指明温度，电离常数大小 的比较需在同一温度下进行。
实验3-2:向盛有2 mL 0.1 mol/L 醋酸的试管中加入等浓度 Na2CO3溶液， 观察现象。能否推测出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1 的大小？
25 ℃时H2CO3 的两步电离常数为：
H2CO3
H＋＋HCO3－
Ka1＝
＝4.5×10-7
HCO3－
H＋＋CO32－
Ka2＝
＝4.7×10-11
H2CO3 的两步电离常数Ka1≫Ka2
H3PO4的分步电离：
H3PO4 H2PO4HPO42-
H+ + H2PO4- Ka1= 7.1×10-3 H+ + HPO42- Ka2= 6.2×10-8 H+ + PO43- Ka3= 4.5×10-13
初始/(mol·L－1)
CH3COOH ⇌ H＋＋CH3COO－
0.10
0
0
平衡/(mol·L－1) 0.10－x
x
x
当Ka数值很小时，x的数值很小，可作近似处理：0.10－x≈0.10
Ka＝0x.120，则 x＝ 1.75×10－5×0.10≈1.3×10－3，即 c(H＋)＝1.3×10－3 mol·L－1。
则以下反应不能进行的是( B )
A．HCOOH＋NaCN=HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN=Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO3-=2HCOO－＋H2O＋CO2↑
练习2：已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是 下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)。若已知下列反应可以发生： NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2； NaCN＋HF===HCN＋NaF； NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，
α= —已原—电有—离溶—的质—溶分—质子—分总—子数—数×100% = —已溶—电质—离的—的初—溶始—质浓—浓度—度×100%
①电离度α实际上是一种平衡转化率。电离度越大，则表示弱 电解质电离程度越大。
②同一弱电解质的电离度与浓度、温度有关。溶液越稀，电离 度越大；温度越高，电离度越大；（越热越电离、越稀越电离）
总结： 有关电离平衡常数的计算模板
HX
⇌
H＋ ＋ X－
起始 c(HX)

0
平衡 c(HX)－c(H＋)
c(H＋) c(X－)
cH＋·cX－
c2H＋
则 K＝cHX－cH＋＝cHX－cH＋
当弱电解质电离程度很小时，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)， 则 K＝cc2HHX＋；c(H＋)＝ K·cHX。
多元弱酸的各级电离常数逐渐减小：
Ka1＞Ka2＞Ka3 …… 注：当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)，或比较多元弱 酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
分析下列数据，得出结论：
25℃时，几种弱酸的电离常数
名称
电离常数
HF
3.5×10-4
H2CO3 CH3COOH
HClO
4.3×10-7 1.8×10-5 3.0×10-8