高二 人教版 化學(xué) 選擇性必修1 第二章《第一節(jié)電離平衡（第二課時(shí) 電離平衡常數(shù)）》課件

高二—人教版—化學(xué)—選擇性必修1—第二章

第一節(jié)電離平衡（第二課時(shí)：電離平衡常數(shù)）教學(xué)目標(biāo)2、知道電離平衡常數(shù)的表達(dá)式與弱酸的分步電離原則；通過數(shù)據(jù)分析得出影響電離平衡常數(shù)的因素；3、能通過三段式進(jìn)行電離平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算；并以此定量推斷外界條件對平衡的影響；1、建立電離平衡常數(shù)的大小與離子性質(zhì)、弱電解質(zhì)微觀存在狀態(tài)的聯(lián)系，并解決相關(guān)的實(shí)際問題；思考：1、如何驗(yàn)證CH3COOH、H2CO3、H3BO3的酸性強(qiáng)弱？請?jiān)O(shè)計(jì)具體的實(shí)驗(yàn)方案，并進(jìn)行實(shí)驗(yàn)。提供試劑：1mol/L醋酸溶液、1mol/LNa2CO3溶液、飽和H3BO3溶液2、弱酸酸性強(qiáng)弱的微觀含義是什么（分別思考酸與酸根離子的性質(zhì)）？如何用具體數(shù)值表示CH3COOH、H2CO3、H3BO3三種弱酸的酸性強(qiáng)弱？環(huán)節(jié)一、電離平衡常數(shù)含義及其表達(dá)式在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。1、定義弱堿的電離常數(shù)一般用Kb表示

弱酸的電離常數(shù)一般用Ka表示

2、平衡常數(shù)表達(dá)式(1)CH3COOH的電離常數(shù)：(3)NH3·H2O的電離常數(shù)：(4)H2CO3的電離常數(shù)：(2)HCN的電離常數(shù)：思考：①寫出下列電解質(zhì)的電離方程式；②并寫出電離平衡常數(shù)的表達(dá)式NH3·H2ONH4++OH-

CH3COOHCH3COO-+H+

HCNCN-+H+

H2CO3H++HCO3-

HCO3-H++CO32-

思考：某pH=4的H2CO3溶液中，c(H2CO3)：c(HCO3-)：c(CO32-)=1：4.5×10-3：2.12×10-9。分析以上數(shù)據(jù)，你可以得出什么結(jié)論？說出你的理由。

1、

c(H2CO3)>>c(HCO3-)——碳酸的電離平衡常數(shù)很小2、因?yàn)槿N離子共存——碳酸存在分步電離3、c(H2CO3)>>c(HCO3-)>>c(CO32-)——碳酸的電離程度很小——溶液中的H+主要由第一步電離產(chǎn)生——Ka1>>Ka2(1)多元弱酸的各級電離常數(shù)逐級

；(2)對于各級電離常數(shù)相差很大的多元弱酸（Ka1>>Ka2），計(jì)算多元弱酸中的c(H+)，或比較多元弱酸的相對強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮

電離。3、電離平衡常數(shù)（K）的含義思考：觀察下列數(shù)據(jù)，與你的預(yù)期是否相同？H2CO3HCO3-+H+

Ka1=4.5×10-7mol·L-1

HCO3-CO32-+H+

Ka2=4.7×10-11mol·L-1

規(guī)律與應(yīng)用第一步減少Ka1＞Ka2＞

……——電解質(zhì)微觀狀態(tài)的標(biāo)志（定量）3、平衡常數(shù)（K）的含義思考：觀察下列25℃時(shí)的數(shù)據(jù)，能否證實(shí)實(shí)驗(yàn)的結(jié)論。Ka(CH3COOH)=1.75×10-5mol·L-1

Ka1(H2CO3)=4.5×10-7mol·L-1

Ka(H3BO3)=5.8×10-10mol·L-1

(3)一定溫度下，Ka或Kb越大，對應(yīng)弱電解質(zhì)越易電離，電離程度

。如25℃時(shí)，Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)，則H2CO3的酸性比CH3COOH的酸性

。

規(guī)律與應(yīng)用越大

弱在25℃時(shí)，c(NH3·H2O)=0.2mol·L?1，達(dá)到電離平衡時(shí)，c(NH3·H2O)已電離=1.9×10?3mol·L?1。4、電離平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算NH3·H2O與CH3COOH同為弱電解質(zhì)，請分析兩者電離程度的大小。思考：Ka(CH3COOH)=1.75×10-5mol·L-1

起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)0.2001.9×10?3c(NH3·H2O)＝(0.2?1.9×10?3)mol·L?1

≈0.2mol·L?11.9×10?31.9×10?30.2?1.9×10?31.9×10?31.9×10?3＝(1.9×10?3)·(1.9×10?3)0.2≈1.8×10?5mol·L-1c(NH3·H2O)Kb＝c(NH4+)·c(OH?)NH3·H2ONH4++OH?4、電離平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算25℃時(shí)，Ka(CH3COOH)=1.75×10-5mol·L-1

1、影響電離平衡常數(shù)（K）的因素不同溫度下醋酸的電離常數(shù)溫度電離常數(shù)25℃1.75×10-50℃1.65×10-5思考：分析表格數(shù)據(jù)，得出結(jié)論①升高溫度，電離平衡常數(shù)增大。②電離過程為ΔH

>0的吸熱反應(yīng)。環(huán)節(jié)二、影響電離平衡的因素我們知道化學(xué)平衡常數(shù)只受溫度的影響，那么溫度對電離平衡常數(shù)又有怎樣的影響呢？升高溫度，電離常數(shù)K值增大，電離程度加大電解質(zhì)越弱，越難電離，電離常數(shù)K越小內(nèi)因：外因：由物質(zhì)本性決定在使用電離平衡常數(shù)時(shí)應(yīng)指明溫度1、影響電離平衡常數(shù)（K）的因素電離常數(shù)與弱電解質(zhì)的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱電解質(zhì)的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的溫度濃度CH3COOHH+

+CH3COO-2、外界條件對電離平衡的影響設(shè)稀釋前c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)為c1、c2、c3。原平衡濃度：c1

c2

c3Qc=Ka>Qc，平衡正向進(jìn)行思考：將稀醋酸稀釋到原來濃度的1/2，思考平衡的移動方向、溶液導(dǎo)電能力、各微粒濃度的變化情況。新平衡濃度：2、外界條件對電離平衡的影響思考：25℃

醋酸Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。結(jié)合Ka的表達(dá)式，在25℃時(shí)，如何使溶液中c(CH3COOH)=c(CH3COO-)。c(CH3COOH)=c(CH3COO-)當(dāng)c(H+)=Ka=1.75×10-5mol·L-1時(shí)電離平衡常數(shù)的微觀含義：例：已知在25℃下，H2CO3和HClO的電離常數(shù)如下：H2CO3的

Ka1＝4.5×10-7，

Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-81、判斷三種酸的酸性強(qiáng)弱：

>

>

。2、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>

、

、

。

3、將少量CO2通入NaClO的溶液中的離子方程式：

。

電離常數(shù)的應(yīng)用弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結(jié)合H+的能力就越強(qiáng)。H2CO3HClOHCO3-H++CO32-=HCO3-H++ClO-=HClOH++HCO3-=H2CO3H2O+CO2+ClO-=HCO3-+HClO比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大?。褐x謝觀看高二—人教版—化學(xué)—選擇性必修1—第二章

第一節(jié)電離平衡（第二課答疑）

D例2：某溫度下，等體積、c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷下列說法正確的是(

)A．曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線B．b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)C．取等體積的a點(diǎn)、b點(diǎn)對應(yīng)的溶液，消耗的NaOH的量相同D．b點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度B例3：相同溫度下，三種酸的電離平衡常數(shù)如表所示，下列判斷正確的是(

)A．三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HX>HY>HZB．反應(yīng)HZ＋Y－===HY＋Z－不能發(fā)生C．由電離平衡常數(shù)可以判斷：HZ屬于強(qiáng)酸，HX和HY屬于弱酸D．相同溫度下，1mol·L－1HX溶液的電離平衡常數(shù)等于

0.1mol·L－1HX溶液的電離平衡常數(shù)酸HXHYHZ電離平衡常數(shù)Ka9×10－79×10－61×10－2D例4：將濃度為0.1mol·L－1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(

)A．c(H＋)B．Ka(HF)C.D.c(H＋)c(F-)c(H＋)c(HF)DHF為弱酸，存在電離平衡：HF

H＋＋F－例5：常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數(shù)分別為1.7×10－5、1.8×10－4，以下關(guān)于0.1mol·L－1CH3COOH溶液、0.1mol·L－1HCOOH溶液的說法正確的是(

)A．c(H＋)：CH3COOH＞HCOOHB．等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產(chǎn)生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOHC．HCOOH可能與NaOH發(fā)生反應(yīng)：H＋