3.1.2电离平衡常数与水的电离平衡 课件-高二上学期化学苏教版（2019）选择性必修1

专题3水溶液中的离子反应第一单元

弱电解质的电离平衡第二课时

电离平衡常数与水的电离平衡电离平衡常数问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？

问：你能从数据中得到什么规律？1.78×10-51.81×10-5电离平衡常数定义：在一定温度下，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个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、

Kb表示。电离平衡常数醋酸的电离常数表达式Ka＝c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH)Kb＝c(NH)·c(OH−)c(NH3·H2O)+4NH3·H2ONH+OH−+4CH3COOHH++CH3COO−K值越大，电离能力越强，相应弱酸(或弱碱)的酸(或碱)性越强。一水合氨的电离常数表达式电离平衡常数多元弱酸的电离是分步进行的，所以酸的元数是多少，就有几个电离常数。多元弱酸电离常数依次称为Ka1、Ka2……例1：H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为：＝4.5×10－7c(H＋)·c(HCO3－)c(H2CO3)Ka1＝H2CO3H＋＋HCO3－＝4.7×10－11c(H＋)·c(CO32－)c(HCO3－)Ka2＝HCO3－

H＋＋CO32－Ka1≫Ka2，因此计算多元弱酸溶液的c(H＋)时，通常只考虑第一步电离。电离平衡常数电离常数的大小：Ka1≫Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。电离平衡常数的影响因素【思考】对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？表1：25℃

几种弱酸的Ka表2：不同温度下CH3COOH的Ka温度Ka0℃1.66×10-510℃1.73×10-525℃1.75×10-5弱电解质KaHF6.3×10-4CH3COOH1.75×10-5HCN6.2×10-10相同温度下，Ka越大，弱酸越易电离，电离程度越大，酸性越强。(2)外因：温度；升高温度，电离常数K增大。(1)内因：弱酸的自身性质决定。电离度电离度：表示弱电解质在水中电离程度的物理量。常用α表示。表达式：

意义：

电离度实质上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。当温度和浓度相同时，一元弱酸的α越大，Ka越大、酸性越强。内因：弱电解质本身的性质。（决定性因素）影响因素：外因：温度——T↑，α↑浓度——c↑，α↓电离平衡常数的应用判断复分解反应能否发生，以及确定产物酸性：HCOOH＞HCNHCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa【例题】已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4mol·L－1

Ka(HCN)＝4.9×10－10mol·L－1HCOONa与HCN不反应问下列反应是否能发生，若能发生请写出化学方程式：（1）HCOOH与NaCN溶液：（2）HCOONa与HCN溶液：强酸制弱酸——弱酸与盐溶液的反应规律电离平衡常数的应用比较溶液中离子浓度的大小【例题】已知：磷酸存在的三步电离，这三步的电离常数大小进行比较，

第一步K1＞第二步K2＞第三步K3C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)离子浓度：>>>>电离平衡常数的应用一般弱酸的电离常数越小，酸性越弱，弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。CH3COO-_____

HCO3-_____

CO32-＜＜结合H+能力：判断离子结合质子的能力【例】CH3COOH溶液加水稀释，c(H+)减小，Ka不变，则

增大。判断浓度比电离平衡常数的计算【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）。NH3·H2ONH4＋

＋OH－起始浓度变化浓度平衡浓度0.2001.7×10－31.7×10－31.7×10－31.7×10－31.7×10－30.2－1.7×10－3c(NH3·H2O)＝(0.2－1.7×10－3)mol·L－1≈0.2mol·L－1Kb＝c(NH4＋)·c(OH－)c(NH3·H2O)＝(1.7×10－3)·(1.7×10－3)0.2≈1.4×10－5（1）K值的计算电离平衡常数的计算（2）利用平衡常数求离子浓度＝x·x0.2≈1.75×10−5变化浓度/(mol·L−1)xxx平衡浓度/(mol·L−1)x0.2−xxc(CH3COOH)＝(0.2−x)mol·L−1

≈0.2mol·L−1c(H+)＝x

＝0.00187mol/L【例】已知25℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10−5，计算0.2mol·L−1的CH3COOH达到电离平衡时c(H+)的浓度。0起始浓度/(mol·L−1)0.20Ka＝c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH)电离度的计算【例】在某温度，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NH3·H2O的电离度？电离度＝1.7×10−3×V(溶液)0.2×V(溶液)×100%＝0.85%水的电离平衡水的电离平衡纯水能发生微弱的电离。结论：水的电离平衡实验表明，水是一种极弱的电解质。水分子之间相互作用，按照以下的方式发生电离：水合氢离子H2O＋H2OH3O＋

＋OH－简写为：H2OH＋

＋OH－水的离子积常数水的电离常数表达式K电离=c(H+)·c(OH-)c(H2O)对于纯水和稀溶液，c(H2O)为常数，看作”1”水的离子积Kw

=c(H+)·c(OH-)适用于纯水和稀溶液该表达式中的c(H+)与c(OH-)是c溶液(H+)与c溶液(OH-)c溶液(H+)·c溶液(OH-)=Kwc水(H+)=c水(OH-)随着温度的升高，水的离子积增大。ΔH>0电离常数在电解质确定时，只与温度有关水的离子积常数分析下表中的数据有何规律，并解释之。t/℃0102025405090100KW/10-140.1140.2920.6811.012.925.4738.054.5

随着温度的升高，水的离子积增大。25℃时，Kw≈1×10-14;100℃时，Kw≈1×10-1225℃时水电离出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；100℃时水电离出的c(H+)=________mol·L-1，c(OH-)=_______mol·L-1；1×10-71×10-71×10-61×10-6ΔH>0水的离子积常数c(H+)≈0.1mol/LHCl=

H++

Cl-c(OH-)=

Kw/c(H+)＝1.0×10-13

mol/L室温下，Kw

=1.0×10-14由水电离产生的c水(H+)＝c水(OH-)

＝1.0×10-13

mol/L室温下，0.1mol/L的稀盐酸中，c(H+)、c(OH-)、由水电离产生的

c水(H+)、

c水(OH-)各多少？多极少H2O

=

H++

OH-水的离子积常数c(OH-)≈0.1mol/LNaOH

=

Na++

OH-c(H+)=

Kw/c(OH-)＝1.0×10-13

mol/L室温下，Kw

=1.0×10-14由水电离产生的c水(H+)＝c水(OH-)

＝1.0×10-13

mol/L室温下，0.1mol/L的NaOH溶液中，c(H+)、c(OH-)、由水电离产生的

c水(H+)、c水(OH-)各多少？多极少H2O

=

H++

OH-水的离子积常数水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－一定是水电离出来的吗？不一定。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中H＋或OH－的总浓度，如盐酸中的H＋包括HCl和H2O电离产生的H＋，即c(H＋)＝c酸(H＋)＋c水(H＋)，而OH－全部来自于水的电离。KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。c(H+)表示溶液中总的H+浓度,c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度。水的离子积常数水的电离平衡影响因素有哪些？体系变化条件平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH－)c(H＋)酸碱可溶性盐Na2CO3NH4Cl温度升温降温其他：如Na逆逆逆正正正正不变不变不变不变不变增大减小减小减小减小增大增大增大增大减小减小减小增大增大增大增大减小减小减小减小增大增大增大水的电离平衡曲线1、曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都

，

即c(H＋)·c(OH－)

，温度

。2、曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw

，温度

。相同相同相同3、实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变

；

实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变

。不同不同酸碱性温度随堂训练1．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的