【课件】电离平衡常数和电离度++课件高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

弱电解质的电离平衡第2课时电离平衡常数和电离度1.知道电离平衡常数的含义、影响因素及简单应用。2.能理解电离度。

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。

1．表达式(1)对于一元弱酸HA：(2)对于一元弱碱BOH∶H2CO3H＋＋HCO3－

Ka1＝HCO3－H＋＋CO32－

Ka2＝c(A−)·c(H+)c(HA)Ka＝Kb＝c(B+)·c(OH−)c(BOH)电离平衡常数2.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。①弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。②弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。酸性强弱：

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(常温下)H2SO3

>H3PO4

>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>HCN电离平衡常数探究二影响电离常数大小的因素名称化学式电离常数(K)名称化学式电离常数(K)碳酸H2CO3Ka1=4.50×l0-7亚硫酸H2SO3Ka1=1.40×l0-2

Ka2=4.70×10-11Ka2=6.00×l0-8草酸H2C2O4Ka1=5.60×l0-2氢硫酸H2SKa1=1.10×l0-7

Ka2=1.50×l0-4Ka2=l.30×10-13磷酸H3PO4Ka1=6.90×l0-3Ka2=6.20×10-8Ka3=4.80×l0-13

比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1>Ka2>Ka3>……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.分析相同温度下(25℃)多元弱酸的电离常数，你有什么发现？问题325℃时，几种弱酸的电离常数名称电离常数HF3.5×10-4H2CO34.3×10-7CH3COOH1.8×10-5HClO3.0×10-8不同温度下醋酸的电离常数温度电离常数25℃1.8×10-550℃5.1×10-5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。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。结论2:越热越电离3.特点及影响因素(1)多元弱酸是分步电离的,一步只电离一个H+，

各级电离常数的大小关系一般是Ka1≫Ka2≫Ka3,

所以其酸性主要决定于第一步电离。(2)影响因素:越热越电离CH3COOH的电离常数（25℃）＝1.75×10−5Ka＝c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH)＝6.2×10−10Ka＝c(CN−)·c(H+)c(HCN)CH3COOH＞HCN酸性：（1）相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱HCN的电离常数（25℃）4、电离平衡常数的应用已知下面三个数据：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，

由此可判断下列叙述中不正确的是(

)A．Ka(HF)＝7.2×10－4B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCND．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)BA.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.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：H++HCO3－

═CO2↑+H2O25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11Ka1=1.5×10-2Ka2=1.0×10-7C(2)利用电离平衡常数判断复分解反应是否发生“强酸制备弱酸”4、电离平衡常数的应用根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是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溶液中通入过量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO化学式HClOH2CO3电离常数/mol·L-1K=3×10-8K1=4×10-7K2=4×10-11C变式训练（3）利用平衡常数进行相关计算“三段式”的应用4、电离平衡常数的应用

已知起始时c(HX)和电离产生的c(H+),求电离平衡常数。

HX

H+

+

X-

起始: c(HX) 0 0

平衡:c(HX)-c(H+)c(H+)c(X-)【典例】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)c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3)mol·L−1

≈0.2mol·L−1c(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)起始浓度/(mol·L−1)变化浓度/(mol·L−1)平衡浓度/(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·H2ONH

+4+OH−≈1.4×10−5CH3COOHCH3COO−

+H+Qc

＝c(H+)2·c(CH3COO−)2c(CH3COOH)2＝Ka2

＜Ka

加水稀释，电离平衡向电离的方向移动Ka＝c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH)（4）判断电离平衡移动的方向若将0.1mol/L醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的一半，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？越稀越电离，平衡正向移动4、电离平衡常数的应用四、电离度1.概念一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的弱电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。2.表达式

3.意义衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下（浓度、温度相同），弱电解质的电离度越大，弱电解质在溶液中的电离程度越大。弱电解质电离平衡的影响因素2.外界条件对电离平衡的影响:影响因素原因分析电离平衡移动方向电离程度变化温度电离过程一般吸热升高温度,正向移动变大改变弱电解质浓度加水稀释正向移动变大增大弱电解质的浓度正向移动变小同离子效应增大了生成的某离子的浓度逆向移动变小化学反应减小了生成的某离子的浓度正向移动变大越稀越电离越热越电离1.内因:电解质本身的相对强弱。

改变条件移动方向导电能力电离程度浓度加水稀释加冰醋酸同离子效应加醋酸钠固体NaOH(s)Mg升高温度

通入HCl辨析移动方向n(OH-)C(OH-)C(NH4+)C（NH3．H2O)αKb加少量氯化铵固体加少量氢氧化钠固体加少量稀硫酸加大量水通入氨气升温250C时,0.1mol/L的氨水溶液达到平衡,改变下列条件逆减小减小增大增大减小不变不变不变不变不变增大逆增大增大减小增大减小减小减小正增大减小增大正增大减小减小减小增大正增大增大增大减小增大正增大增大增大减小增大第一节电离平衡第2课时电离平衡常数电离平衡常数的应用定义应用三：判断溶液中的某些离子浓度的变化应用一：判断弱酸(弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强应用二：判断复分解反应能否发生，一般符合”强酸制弱酸“规律表达式影响因素意义应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度能力拓展强酸(碱)与弱酸(碱)的比较要增大CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度，但不引入其他杂质，可以采取哪些方法？加热，加水稀释相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(

)酸

B名师点拨1.溶液中某些离子浓度比值的变化

对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用两种方法分析：第一种方法是将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样可以忽略溶液体积的变化，只需分析一微粒数目的变化即可。第二种方法是“凑常数”，解题时将某些离子的浓度比值乘以或除以某种离子的浓度，将其转化为一个常数与某种离子浓度乘积或相除的形式。思考:醋酸溶液中加水稀释过程中

是如何变化的?[易错易混辨析]弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性。增大不变不变减小不变H2S是二元弱酸。在其水溶液中,通入或加入少量的下列物质:①HCl②NH3③NaHS固体④Na固体。能使溶液中的c(H+)增大的是(

)A.①② B.②④ C.③④ D.①D已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH

CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是(

)①加少量烧碱溶液②升高温度③加少量冰醋酸

④加水A.①② B.①③ C.②④ D.③④C

C在25℃时，把0.2mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是(

)A.溶液中OH－的物质的量浓度B.溶液的导电能力D.CH3COOH的电离程度B

1.96×10-5判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。(1)在稀醋酸中加水,促进CH3COOH的电离,所以c(H+)变大。(

)(2)比较同一温度下不同弱酸的电离常数的大小,可以知道其酸性的相对强弱。(

)(3)稀释氨水,一水合氨的电离程度增大,所以相同温度下,0.1mol·L-1氨水中一水合氨的Kb大于0.2mol·L-1氨水中一水合氨的Kb。()(4)将NaOH溶液和氨水各稀释至原体积的2倍,两者的c(OH-)均变为原来的1/2。()√×××在一定温度下,冰醋酸加水稀释过程中,溶液的导电能力如图所示,请回答下列问题。(1)“O”点导电能力为0的理由是

。

(2)A、B、C三点溶液c(H+)由大到小的顺序为

。

(3)若使C点溶液中c(CH3COO-)增大,溶液的c(H+)减小,可采取的措施有:①

;

②

;

③

。

答案:(1)在“O”点处醋酸未电离,无自由移动的离子(2)B>A>C(3)加入少量氢氧化钠固体加入少量碳酸氢钠固体加入镁(或加入少量醋酸钠粉末等)(合理即可)一定温度下,将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中,溶液的导电能力变化如图所示,下列说法正确的是(

)A.M、N、P三点溶液中的c(H+):M<N<PB.M、N、P三点CH3COOH的电离程度:P<M<NC.由图像可知,醋酸的导电能力与CH3COOH的电离程度没有必然联系D.M、N、P三点溶液用1mol·L-1NaOH溶液中和,消耗NaOH溶液体积:P<M<NC下