电离平衡常数PPT课件

电离平衡常数及相关计算

1．表达式

（1）对于一元弱酸HA：HAH++A−，电离常数K=。

（2）对于一元弱碱BOH：BOHB++OH−，电离常数K=。

（3）对于二元弱酸，如H2CO3：H2CO3H++，K1=；

H++，K2=；且K1>K2。

2．意义：相同条件下，K越大→越易电离→酸(或碱)性越强

3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。

4．影响因素 5．电离常数的三大应用

（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。

（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。

6．电离平衡常数相关计算(以弱酸HX为例) HAHAccc（）（）（）BOHBOHccc（）（）（）3HCO323HHCOHCOccc（）（）（）3HCO23CO233HCOHCOccc（）（）（）（1）已知c(HX)和c(H+)，求电离常数

HX H+ + X−

起始(mol·L−1)：c(HX) 0 0

平衡(mol·L−1)：c(HX)−c(H+) c(H+) c(H+)

则：K==。

由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H+)≈c(HX)，则

K=，代入数值求解即可。

（2）已知c(HX)和电离常数，求c(H+)

HX H+ + X−

起始：c(HX) 0 0

平衡：c(HX)−c(H+) c(H+) c(H+)

则：K==。

由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H+)≈c(HX)，则：c(H+)=，代入数值求解即可。

考向一电离平衡常数的影响因素及应用

典例1已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是 HXHXccc（）（）（）2HHXHccc（）（）-（）2HHXcc（）（）HXHXccc（）（）（）2HHXHccc（）（）-（）HXKc（）酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸

水的电离平衡常数

水是一种极性分子，它可以在一定程度上电离，产生质子（H+）和羟基离子（OH-）。

水的电离反应可以表示为：

H2O ⇌ H+ + OH-

为了描述水的电离程度，我们可以引入一个叫做电离平衡常数的物理量。电离平衡常数（Kw）是在给定温度下，水中H+和OH-离子的浓度之积与未电离水的浓度之积的比值。

Kw = [H+][OH-]/[H2O]

其中，方括号表示浓度，H2O的浓度可以认为是一个常数，因为它非常稳定，因此可以省略。在标准条件下（25℃），水的电离平衡常数大约是1.0×10^-14。

Kw = [H+][OH-] = 1.0×10^-14

这意味着，当我们知道其中任意一个物质的浓度时，我们可以用电离平衡常数计算另一个物质的浓度。

例如，假设我们在25℃下有一升水，其中H+的浓度是1.0×10^-7mol/L。根据电离平衡常数，我们可以计算出OH-的浓度。

Kw = [H+][OH-] = 1.0×10^-14

1×10^-14 = (1.0×10^-7) [OH-]

[OH-] = 1.0×10^-7mol/L

因此，在这种情况下，OH-的浓度也是1.0×10^-7mol/L。

此外，水的酸碱性质与电离平衡常数密切相关。当水中H+的浓度大于OH-的浓度时，水呈酸性；当H+和OH-的浓度相等时，水呈中性；当OH-的浓度大于H+的浓度时，水呈碱性。因此，电离平衡常数可以用来确定水的酸碱性。

总之，水的电离平衡常数Kw是描述水中离子浓度和反应程度的重要物理量。它不仅与水的酸碱性密切相关，也在化学和生物学研究中有着广泛的应用。

水电离平衡常数

1. 水的电离方程式

- 水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离，其电离方程式为H_{2}O⇌

H^++OH^-。

- 在一定温度下，对于水的电离平衡H_{2}O⇌ H^++OH^-，其电离平衡常数K = frac{c(H^+)· c(OH^-)}{c(H_{2}O)}。

- 由于水的电离程度非常小，在计算时，纯水中c(H_{2}O)可视为常数，其值约为55.6mol/L（1L水的物质的量为(1000g)/(18g/mol)≈55.6mol）。

- 所以K_{w}=c(H^+)· c(OH^-)，K_{w}称为水的离子积常数，简称水的离子积。

1. 温度的影响

- 水的电离是吸热过程。升高温度，促进水的电离，K_{w}增大。

- 例如，在25^∘C时，K_{w}=1×10^-14；在100^∘C时，K_{w}=1×10^-12。

2. 酸、碱的影响

- 酸或碱的加入会抑制水的电离。 - 在酸溶液中，H^+主要来自酸的电离，c(H^+)增大，根据K_{w}=c(H^+)· c(OH^-)，c(OH^-)减小，水的电离平衡向左移动。

- 在碱溶液中，OH^-主要来自碱的电离，c(OH^-)增大，c(H^+)减小，水的电离平衡也向左移动。

3. 盐的影响

- 强酸弱碱盐、强碱弱酸盐会促进水的电离。

- 例如，NH_{4}Cl溶液中，NH_{4}^+会结合水电离出的OH^-，使c(OH^-)减小，水的电离平衡向右移动。

- CH_{3}COONa溶液中，CH_{3}COO^-会结合水电离出的H^+，使c(H^+)减小，水的电离平衡向右移动。

1. 计算溶液中的H^+或OH^-浓度

- 已知某温度下K_{w}的值，在酸性溶液中，可根据K_{w}=c(H^+)· c(OH^-)，由c(H^+)计算c(OH^-)（c(OH^-)=frac{K_{w}}{c(H^+)}）；在碱性溶液中，可由c(OH^-)计算c(H^+)（c(H^+)=frac{K_{w}}{c(OH^-)}）。

第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较

[核心素养发展目标] 1.构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化。2.建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。

一、电离平衡常数

1．概念

在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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，通常用Ka、Kb表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。

2．电离平衡常数的表示方法

(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数

例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋

Ka＝cCH3COO－·cH＋cCH3COOH；

NH3·H2ONH＋4＋OH－

Kb＝cNH＋4·cOH－cNH3·H2O。

(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数

多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如：

H2CO3H＋＋HCO－3

Ka1＝cHCO－3·cH＋cH2CO3；

HCO－3H＋＋CO2－3

Ka2＝cH＋·cCO2－3cHCO－3。

多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3>……因此，当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。

3．意义

表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．电离常数的影响因素

(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由电解质的性质所决定。

(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。

5．电离常数的计算——三段式法