3.1.2電離平衡 課件 高二上學期化學人教版（2019）選擇性必修1

課堂情境1如何了解不同可逆反應(yīng)正向進行程度的大小？如何了解不同弱電解質(zhì)的電離程度？通過化學平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)什么是電離平衡常數(shù)？第二課時

電離平衡常數(shù)

強酸與弱酸的比較王萱老師制作LOGOHERE/02013010203學習目標了解影響電離平衡常數(shù)的因素掌握電離平衡常數(shù)的應(yīng)用認識電離平衡常數(shù)電離度認識電離平衡常數(shù)401一

電離平衡常數(shù)5電離平衡常數(shù)：在一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡，溶液中弱電解質(zhì)電離所產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離分子的濃度之比，用K來表示，KaKb表示弱酸弱堿的電離平衡常數(shù)。練習：寫出下列弱電解質(zhì)的平衡常數(shù)表達式6CH3COOH

NH3·H2O

H2CO3練習：7在某溫度時，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.2mol/L的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10-3mol/L試計算該溫度下NH3·H2O的電離平衡常數(shù)及電離度1.4×10-50.85%α=×100%或α=×100%

(2)電離度的影響因素影響因素內(nèi)因外因弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)（決定因素）溫度：隨溫度升高而增大濃度：同一弱電解質(zhì)起始濃度越大，電離程度越小電離度與化學平衡的轉(zhuǎn)化率類似，電解質(zhì)濃度越大，電離度越小。電離度(α)(1)意義：表示弱電解質(zhì)的電離程度，同一弱電解質(zhì)電離度越大，電離程度越大。9做P702影響電離平衡常數(shù)

的因素1002(1)25℃不同弱電解質(zhì)的K(2)不同溫度醋酸的K弱電解質(zhì)

KCH3COOH1.76×10-5HNO25.6×10-4HCN6.2×10-10NH3·H2O1.8×10-5

溫度K0℃1.65×10-510℃1.73×10-520℃1.75×10-525℃1.76×10-5

結(jié)合下表不同條件下電離常數(shù)的K值，分析影響K的因素同溫，不同弱電解質(zhì)，K不同；同弱電解質(zhì)，不同T，K不同。12總結(jié)影響電離平衡常數(shù)的因素

①同溫，不同弱電解質(zhì)的K取決于弱電解質(zhì)的性質(zhì)；(內(nèi)因)②同一弱電解質(zhì)的稀溶液，K只與溫度有關(guān)。(外因)13做知識點一

自我診斷課堂檢測2電離平衡常數(shù)的應(yīng)用1403運用1：判斷酸性強弱弱酸CH3COOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)Ka=1.8×10－5Ka=4.9×10－10Ka1=4.3×10－7Ka2=5.6×10－11（1）25℃時，等濃度的HCN溶液、H2CO3溶液和CH3COOH溶液，三種溶液的酸性由強到弱的順序（2）向NaCN溶液中通入少量的CO2，發(fā)生的反應(yīng)方程式（3）碳酸的酸性主要取決于哪一步電離？總結(jié)：1.K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，弱電解質(zhì)的酸性、堿性越強2.多元弱酸的第一步電離遠遠大于第二部電離，所以多元弱酸的酸性取決于第一步電離1617運用2：判斷化學反應(yīng)能否發(fā)生已知下面三組數(shù)據(jù)HF的電離平衡常數(shù)為6.3×10-4HNO2的電離平衡常數(shù)為5.6×10-4

；HCN的電離平衡常數(shù)為6.2×10-10。判斷下列反應(yīng)能否發(fā)生1.NaCN+HNO2=HCN+NaNO22.NaCN+HF=HCN+NaF3.HNO2+NaF=HF+NaNO218關(guān)于電離平衡的計算（現(xiàn)在有1L下列溶液）C(H+)n(H+)n(酸)消耗nNaOH0.1mol/LHCI0.1mol/LH2SO40.1mol/LCH3COOH含C(H+)=0.1mol/LHCI含C(H+)=0.1mol/LH2SO4含C(H+)=0.1mol/LCH3COOH0.1mol/L0.1mol0.2mol/L遠小于0.1mol/L0.1mol/L0.1mol/L0.1mol/L0.2mol遠小于0.1mol0.1mol0.1mol0.1mol0.2mol0.1mol0.1mol0.1mol遠大于0.1mol0.1mol0.1mol0.1mol0.1mol0.1mol0.05mol遠大于0.1mol7班講到這19課堂小結(jié)課堂小測1.電解質(zhì)包括哪些類型的物質(zhì)2.強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)包括哪些類型的物質(zhì)3.亞硫酸的電離方程式改變條件移動方向c(H+)c(ClO-)c(HClO)電離程度導電能力升高溫度

通入HCl加NaClO(s)

加NaOH(s)加水通入Cl2HCIO?H++CIO-正

增大

增大

減小

增大

增強

逆

增大

減小

增大

減小

增強

逆

減小

增大

增大

減小

增強

正

減小

增大

減小

增大

增強

正

減小

減小

減小

增大

減弱

正

增大

增大

增大

減小

增強

1．(教材習題改編)已知下面三個數(shù)據(jù)6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是(

)A.Ka(HF)＝6.3×10－4B.Ka(HNO2)＝6.2×10－10C.根據(jù)兩個反應(yīng)即可得出一元弱酸的酸性強弱順序為HF>HNO2>HCND.Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)√P7012．在a、b兩支試管中分別裝入形態(tài)相同、質(zhì)量相等的鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。回答下列問題：(1)a、b兩支試管中的現(xiàn)象：相同點是______________________________________________________，不同點是______________________________________________________，原因是________________________________________________________。都產(chǎn)生無色氣泡，鋅粒逐漸溶解a中起始反應(yīng)速率較大鹽酸是強酸，醋酸是弱酸，鹽酸中c(H＋)大P712(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時V(a)________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積V(a)_V(b)，原因是________________________________________________________________________________________________________________________。反應(yīng)開始時，鹽酸中c(H＋)較大，但二者最終能電離出的H＋的總物質(zhì)的量相等大于等于3.室溫下，取20mLc(H＋)＝10－3mol·L－1的HNO2溶液，加入0.1mol·L－1的氨水，測得溶液的導電能力隨加入氨水體積的變化如上圖所示。室溫下HNO2的電離平衡常數(shù)約為(

)A.2.0×10－5 B．1.0×10－6C.1.0×10－5 D．2.0×10－4√P7135．(2024·佛山高二統(tǒng)考)25℃時，三種酸的電離平衡常數(shù)如下：化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2