【高中化學(xué)】2023-2024學(xué)年人教版（2019）選擇性必修一 電離平衡平衡常數(shù) 強(qiáng)酸與弱酸比較課件

第2課時(shí)

電離平衡常數(shù)強(qiáng)酸與弱酸的比較第三章水溶液中的離子反應(yīng)第一節(jié)電離平衡教學(xué)目標(biāo)核心素養(yǎng)1．了解電離平衡常數(shù)的含義。2．能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算。水溶液中的離子平衡與化學(xué)平衡均符合平衡移動(dòng)原理，可以建立與化學(xué)平衡類似的平衡模型，培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認(rèn)知的核心素養(yǎng)。問題導(dǎo)思一般用電離平衡常數(shù)和電離度。思考：參考可逆反應(yīng)的化學(xué)平衡，思考如何定量描述弱電解質(zhì)的電離程度？一、電離平衡常數(shù)1．定義在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，弱酸用Ka表示,弱堿用Kb表示。2．表達(dá)式(1)一元弱電解質(zhì)新知學(xué)習(xí)CH3COOHH++CH3COO-Ka=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)一、電離平衡常數(shù)1．定義在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，弱酸用Ka表示,弱堿用Kb表示。2．表達(dá)式(1)一元弱電解質(zhì)新知學(xué)習(xí)

Ka1=

c(H2CO3)

(2)多元弱電解質(zhì)Ka2=

CH3COOHH++CH3COO-Ka=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)弱電解質(zhì)電離常數(shù)KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-5觀察表格的數(shù)值及水的K值信息，分析影響K的因素？一、電離平衡常數(shù)新知學(xué)習(xí)弱電解質(zhì)電離常數(shù)KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-53．影響K的因素電離程度大K就大，反之亦然不同的弱電解質(zhì)電離程度不同，弱電解質(zhì)的性質(zhì)：一、電離平衡常數(shù)新知學(xué)習(xí)通常多元弱酸的K1>>K2>>K3……比較多元弱酸的酸性，主要考慮第一步電離一、電離平衡常數(shù)新知學(xué)習(xí)電離程度大K就大，反之亦然弱電解質(zhì)的性質(zhì)：3．影響K的因素弱電解質(zhì)電離常數(shù)KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-5水的電離平衡常數(shù)為K(25℃)=1.0×10-14，K(35℃)=2.1×10-14溫度：溫度越高，K越大，且與濃度變化無關(guān)一、電離平衡常數(shù)新知學(xué)習(xí)弱電解質(zhì)電離常數(shù)KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-53．影響K的因素通常多元弱酸的K1>>K2>>K3……比較多元弱酸的酸性，主要考慮第一步電離電離程度大K就大，反之亦然弱電解質(zhì)的性質(zhì)：水的電離平衡常數(shù)為K(25℃)=1.0×10-14，K(35℃)=2.1×10-14溫度：溫度越高，K越大，且與濃度變化無關(guān)一、電離平衡常數(shù)新知學(xué)習(xí)弱電解質(zhì)電離常數(shù)KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-53．影響K的因素通常多元弱酸的K1>>K2>>K3……比較多元弱酸的酸性，主要考慮第一步電離電離程度大K就大，反之亦然弱電解質(zhì)的性質(zhì)：請(qǐng)比較表格中幾種酸的強(qiáng)弱關(guān)系由強(qiáng)到弱：H2SO3>HNO2>CH3COOH>H2CO3除了根據(jù)K值，還可以怎樣比較酸性強(qiáng)弱關(guān)系？結(jié)論：醋酸能制出碳酸，說明醋酸比碳酸強(qiáng)，同時(shí)也證明K(醋酸)>K(碳酸)證明酸性強(qiáng)弱的方法：①理論方法：電離常數(shù)大的酸性強(qiáng)②實(shí)驗(yàn)方法：相對(duì)強(qiáng)的制出相對(duì)弱的新知學(xué)習(xí)實(shí)驗(yàn)探究：向盛有2mL1mol/L酷酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。你能否由此推測(cè)CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小?現(xiàn)象：產(chǎn)生大量氣泡在某溫度時(shí)，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.2mol·L-1的氨水中，達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的NH3·H2O為1.7×10-3mol·L-1,計(jì)算NH3·H2O的Kb。

平衡濃度c平(mol·L-1)0.2-1.7×10-31.7×10-31.7×10-3c平(NH3·H2O)=(0.2-1.7×10-3)

mol·L-1≈0.2

mol·L-1c(NH3·H2O)

Kb=

0.2

(1.7×10-3)·(1.7×10-3)=≈1.4×10-5起始濃度c0(mol·L-1)0.200變化濃度(mol·L-1)

1.7×10-31.7×10-31.7×10-3二、電離平衡常數(shù)的計(jì)算新知學(xué)習(xí)思考討論向兩個(gè)錐形瓶中各加入0.05g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol/L鹽酸、2mL2mol/L醋酸，測(cè)得錐形瓶?jī)?nèi)氣體的壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化如圖所示。請(qǐng)回答下列問題:(1)兩個(gè)反應(yīng)的反應(yīng)速率及其變化有什么特點(diǎn)?(2)反應(yīng)結(jié)束時(shí)，兩個(gè)錐形瓶?jī)?nèi)氣體的壓強(qiáng)基本相等，由此你能得出什么結(jié)論?鎂與鹽酸、醋酸反應(yīng)時(shí)氣體壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化示意圖(1)同濃度的鹽酸、醋酸與鎂條反應(yīng)，反應(yīng)速率均是先增大，后減小，鹽酸反應(yīng)更快。(2)二者最后產(chǎn)生氣體的量相等

(1)均為1mol·L-1體積為VL的HCl、CH3COOH

比較內(nèi)容強(qiáng)酸弱酸本質(zhì)區(qū)別(即電離程度)(電離方程式)溶質(zhì)在溶液的存在形式c(H+)導(dǎo)電能力與Zn或Na2CO3等反應(yīng)速率與足量Zn等反應(yīng)耗酸量升溫(溶質(zhì)不揮發(fā)溶液體積不變)pH變化加水稀釋到10V的pH完全電離H+、Cl-部分電離CH3COOHH++CH3COO-H+、CH3COO-

及CH3COOH(主要)1mol·L-1遠(yuǎn)小于1mol·L-1弱強(qiáng)HCl===H+＋Cl-快慢不變變小1大于1相等三、強(qiáng)酸與弱酸的比較新知學(xué)習(xí)

(2)pH均為1體積為VL的HCl、CH3COOH

比較內(nèi)容強(qiáng)酸弱酸c(酸)與Zn反應(yīng)開始速率制取等量H2耗時(shí)與足量Zn反應(yīng)耗酸量加水稀釋到10V的pH加入同離子pH變化等濃度鹽溶液的pH0.1mol/L耗時(shí)長(zhǎng)2遠(yuǎn)大于0.1mol/L相等相等耗時(shí)短1~2之間少多不變變大7大于7三、強(qiáng)酸與弱酸的比較新知學(xué)習(xí)1．25℃時(shí),在0.5L0.2mol·L-1的HA溶液中,有0.001mol的HA電離。(1)求該溫度下HA的電離常數(shù)。(2)計(jì)算25℃時(shí),0.1mol·L-1的該酸溶液中的c(H+)。c(HA)c(H＋)·c(A-)K=

0.198

(0.002)·(0.002)==2.02×10-5起始濃度(mol/L) 0.2 0 0變化濃度(mol/L) 0.002

0.0020.002平衡濃度(mol/L) 0.198 0.0020.002達(dá)標(biāo)檢測(cè)HA

H+

+A-答案(1)

達(dá)標(biāo)檢測(cè)1．25℃時(shí),在0.5L0.2mol·L-1的HA溶液中,有0.001mol的HA電離。(1)求該溫度下HA的電離常數(shù)。(2)計(jì)算25℃時(shí),0.1mol·L-1的該酸溶液中的c(H+)。c(HA)c(H＋)·c(A-)K=達(dá)標(biāo)檢測(cè)

c(NH3·H2O)

BB3．已知：25℃時(shí)，HCOOH的電離平衡常數(shù)K＝1.75×10－5，H2CO3的電離平衡常數(shù)K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。下列說法不正確的是(

)A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有氣泡產(chǎn)生B．25℃時(shí)，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的電離程度和K均增大C．向0.1mol·L－1甲酸中加入蒸餾水，c(H＋)減小D．向碳酸中加入NaHCO3固體，c(H＋)減小酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強(qiáng)，向Na2CO3溶液中加入甲酸有氣泡產(chǎn)生，A正確NaOH中和H＋而促進(jìn)HCOOH電離，則HCOOH電離程度增大，K只與溫度有關(guān)，B錯(cuò)誤加水稀釋c(H+)最終會(huì)減小，C正確

達(dá)標(biāo)檢測(cè)ＢA.三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HX＞HY＞HZB．反應(yīng)HX＋Y－===HY＋X－不能夠發(fā)生C．相同溫度下，導(dǎo)電能力HX<HYD．相同溫度下，1mol·L－1HX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol·L－1HX4．相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是()酸HXHYHZ電離常數(shù)K9×10-79×10-61×10-2酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強(qiáng)，故強(qiáng)弱關(guān)系為HZ＞HY＞HX因?yàn)镠Y＞HX，

故HX＋Y－===HY＋X不能發(fā)生B正確導(dǎo)電能力取決于自由移動(dòng)的離子濃度，溶液的濃度未知，無法比較導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱K只受溫度影響，相同溫度下同一物質(zhì)的電離平衡常數(shù)不變，故

D錯(cuò)誤達(dá)標(biāo)檢測(cè)5．(雙選)同物質(zhì)的量濃度、同體積的HCl和醋酸溶液，分別與過量相同情況的Na2CO3固體反應(yīng)時(shí)，下列敘述正確的是(

)A．反應(yīng)速率HCl>CH3COOHB．氣泡逸出速率CH3COOH>HClC．在相同條件下兩酸產(chǎn)生的CO2的體積不相同D．如果兩酸的c(H＋)相同時(shí)，兩酸的物質(zhì)的量濃度HCl<CH3COOH鹽酸中c(H＋)大，所以反應(yīng)速率快醋酸中c(H＋)小，所