3.1 电离平衡 第2课时（同步课件）化学人教版选择性必修1

人教版选择性必修 1 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第2课时 电离平衡常数 第1节 电离平衡 1 强酸与弱酸的比较 2 电离平衡常数及其计算 1 学习内容导览 2 1.了解电离平衡常数的含义。理解强电解质、弱电解质的不同。 。 2.能利用电离平衡常数进行相关计算，并会用其判断电离平衡移动的方向。 重点：电离平衡常数及其相关计算； 难点：电离平衡常数及其相关计算。 素养锚定·课标定位 回忆化学平衡常数 弱电解质的电离平衡类推电离平衡常数 对于一般的可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 当该反应在一定温度下达到化学平衡时 K= c 为平衡浓度 K是常数，称为化学平衡常数，简称平衡常数。 情境启思·任务缘起 电离平衡常数 及计算 01 5 一、电离平衡常数及计算 任务一 根据化学平衡常数表达式类推电离平衡常数表达式 CH3COOH CH3COO− + H+ 这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。 弱酸的电离常数 Ka 分层研学·探理悟新 1.电离平衡常数 K 知识总结 一、电离平衡常数及计算 在一定条件下，当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一个常数。 ⑴一元弱酸、一元弱碱 弱碱的电离常数 Kb 弱酸的电离常数 Ka CH3COOH CH3COO- + H+ NH3·H2O NH4++ OH- 分层研学·探理悟新 1.电离平衡常数 K 知识总结 一、电离平衡常数及计算 ⑵多元弱酸、多元弱碱 ①多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等 Ka1＝ c(H+)×c(HCO3-) c(H2CO3) H2CO3 H+＋HCO3- HCO3- H+＋CO32- Ka2＝ c(H+)×c(CO32-) c(HCO3-) =4.5×10-7 =4.7×10-11 Ka1= c(H2PO4－) ·c(H+) c(H3PO4) H3PO4 H2PO4－+H+ Ka2= c(HPO42－) ·c(H+) c(H2PO4－) H2PO4－ HPO42－+H+ 分层研学·探理悟新 1.电离平衡常数 K 知识总结 一、电离平衡常数及计算 ⑵多元弱酸、多元弱碱 ③多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 ②一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1》Ka2 》Ka3等，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。计算多元弱酸中的c(H+)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 ①多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等 HPO42－ PO43－+H+ Ka3= c(PO43－) ·c(H+) c(HPO42－) 分层研学·探理悟新 任务二 电离平衡常数的计算 一、电离平衡常数及计算 在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·L−1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10−3 mol·L−1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb）。 起始浓度/(mol·L−1) 变化浓度/(mol·L−1) 平衡浓度/(mol·L−1) 0.2 0 0 NH3·H2O NH4++ OH- 1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 0.2 −1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 ＝ (1.7×10−3)·(1.7×10−3) 0.2 c(NH3·H2O) Kb＝ c(NH4+ )·c(OH−) ≈ 1.4×10−5 分层研学·探理悟新 10 2.电离平衡常数的计算 知识总结 一、电离平衡常数及计算 三段式法 起始浓度/mol·L－1         a         0          0 变化浓度/mol·L－1         x         x          x 平衡浓度/mol·L－1       a－x      x          x 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOH CH3COO- + H+ ＝ x2 a－x 分层研学·探理悟新 【例1】已知氨水在298 K时的电离常数Kb＝1.8×10－5，氨水溶液中c(OH－)＝2.40×10－3 mol·L－1，这种氨水的物质的量浓度(mol·L－1)是(　　) A.5.60 B.0.32 C.3.20 D.1.80 一、电离平衡常数及计算 B 典例剖析·逻辑释疑 任务三 思考：CH3COOH 和HCN 都是弱酸，比较它们的酸性强弱 一、电离平衡常数及计算 CH3COOH的电离常数（25 ℃） ＝1.75×10−5 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) ＝6.2×10−10 Ka＝ c(CN−)·c(H+) c(HCN) 酸性：CH3COOH ＞ HCN HCN的电离常数（25 ℃） 分层研学·探理悟新 13 3.电离平衡常数的意义 知识总结 一、电离平衡常数及计算 一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 CH3COOH H2CO3 K=1.8×10-5 Ka1 =4.3×10-7 Ka2 =5.6×10-11 酸性：CH3COOH＞H2CO3＞ 分层研学·探理悟新 任务四 思考：根据化学平衡常数的影响因素类推电离平衡常数的影响因素 一、电离平衡常数及计算 CH3COOH CH3COO− + H+ pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH 温度 20 ℃ 24 ℃ pH 3.05 3.03 升高温度电离平衡正向移动 分层研学·探理悟新 4.电离平衡常数的影响因素 知识总结 ⑴内因(决定因素)：弱电解质本身的性质 ⑵外因---温度：电离常数 K 只受温度影响 一、电离平衡常数及计算 25 ℃时CH3COOH、HCN的电离常数 CH3COOH HCN Ka 1.75×10−5 6.2×10−10 酸性：CH3COOH ＞ HCN 随着温度的升高而增大 分层研学·探理悟新 任务五 实验验证:CH3COOH＞H2CO3＞ 一、电离平衡常数及计算 如图3-3 所示，向盛有2 mL 1 mol/L 醋酸的试管中滴加1mol/LNa2CO3 溶液，观察现象。你能否由此推测 CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka 1 的大小？ 分层研学·探理悟新 任务五 实验验证:CH3COOH＞H2CO3＞ 一、电离平衡常数及计算 2CH3COOH + Na2CO3 2CH3COONa + H2O + CO2↑ 分层研学·探理悟新 5.电离平衡常数的应用 知识总结 ⑴相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱 一、电离平衡常数及计算 实验操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液 实验现象 原理 结论 反应生成了CO2，化学方程式为 2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑ CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH)>Kal(H2CO3) 有气泡产生 查阅教科书附录II CH3COOH Ka＝1.75×10−5（25 ℃） H2CO3 K ＝4.5×10−7（25 ℃） al 分层研学·探理悟新 5.电离平衡常数的应用 知识总结 一、电离平衡常数及计算 ⑵判断电离平衡移动的方向 CH3COOH CH3COO− + H+ Q ＝ c(H+) 2 · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 ＝ Ka 2 ＜ Ka 加水稀释，电离平衡向电离的方向移动 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 例：若将0.1 mol/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的一半，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？ 分层研学·探理悟新 知识总结 一、电离平衡常数及计算 5.电离平衡常数的应用 ⑶电离平衡常数的相关计算 取1 mL 2 mol/L 醋酸，加水稀释到10 mL，稀释后的溶液，酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？CH3COOH电离常数Ka＝1.75×10−5（25 ℃） ＝ x·x 0.2 ≈ 1.75×10−5 变化浓度/(mol·L−1) x x x 平衡浓度/(mol·L−1) x 0.2 − x x c(CH3COOH)＝(0.2−x) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 mol/L 0 起始浓度/(mol·L−1) 0.2 0 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 分层研学·探理悟新 【例2】如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数： 一、电离平衡常数及计算 酸 CH3COOH HF HCN 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10 下列说法正确的是(　　) A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大 C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大 D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生 D 典例剖析·逻辑释疑 强酸与弱酸的比较 02 23 二、强酸与弱酸的比较 任务六 思考：盐酸、醋酸的对比 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol/L盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图3-4所示。请回答下列问题： （1）两个反应的反应速率及其变化有什么特点？ （2）反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？ 分层研学·探理悟新 24 任务六 思考：盐酸、醋酸的对比 二、强酸与弱酸的比较 分层研学·探理悟新 1.镁与盐酸、醋酸反应的对比 知识总结 二、强酸与弱酸的比较 ⑴两个反应的反应速率及其变化的特点 ①Mg条与盐酸、醋酸反应的化学方程式 Mg ＋2HCl MgCl2＋H2↑ Mg ＋ 2CH3COOH (CH3COO)2Mg ＋ H2↑ 反应本质为Mg失去电子，H+得到电子生成H2 c(H+)为影响反应速率的主要因素 2 mol/L HCl H+ + Cl− CH3COOH CH3COO− + H+ 小于 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L 分层研学·探理悟新 26 1.镁与盐酸、醋酸反应的对比 知识总结 二、强酸与弱酸的比较 ②与Mg条反应，初始阶段的反应速率盐酸 ＞ 醋酸 随着反应的进行 HCl H+ + Cl− CH3COOH CH3COO− + H+ + + Mg Mg c(H+)下降更为明显 c(H+)下降，电离平衡正向移动 c(H+)下降幅度不如盐酸中明显 ③与Mg条化学反应速率的变化，盐酸的减小非常明显，醋酸的相对变化幅度小 分层研学·探理悟新 1.镁与盐酸、醋酸反应的对比 知识总结 二、强酸与弱酸的比较 ⑵两个锥形瓶内气体的压强基本相等 ①2 mL 2 mol/L 的盐酸和2 mL 2 mol/L醋酸可电离的n(H+) Mg ＋2HCl MgCl2＋H2↑ 2 mL 2 mol/L 0.004 mol 0.002 mol Mg ＋ 2CH3COOH (CH3COO)2Mg ＋ H2↑ 2 mL 2 mol/L 0.004 mol 0.002 mol ②镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。 分层研学·探理悟新 2.等体积,等浓度的盐酸和醋酸的比较 知识总结 二、强酸与弱酸的比较 1mol/L HCl A 1mol/LCH3COOH B C(H+) 与Zn反应快慢 与足量Zn产生H2量 中和能力 同倍数稀释C(H+) 与等量不足的金属反应所需时间 A>B A>B A=B A=B 为原来的1/n 大于原来的1/n A﹤B 分层研学·探理悟新 3.体积、pH（C(H+)）相同的盐酸（A）与醋酸（B）分别与锌反应 知识总结 二、强酸与弱酸的比较 溶液的浓度 开始时反应速率 反应过程中平均反应速率 生成等量氢气所需的时间 反应过程中速率下降快慢 生成等量的氢气消耗Zn 与足量的Zn反应产生H2量 A<B A=B A<B A>B A>B A=B A<B 分层研学·探理悟新 二、强酸与弱酸的比较 meiyangyang8602 meiyangyang8602 【例3】下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　) A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 B 典例剖析·逻辑释疑 电离平衡常数 电离平衡常数及其计算 强酸与弱酸的比较 电离平衡常数 K 电离平衡常数的意义 镁与盐酸、醋酸反应的对比 等体积,等浓度的盐酸和醋酸的比较 体积、PH（C(H+)）相同的盐酸（A）与醋酸（B）分别与锌反应 电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数的应用 电离平衡常数的计算 体系梳整·认知升华 1．下列说法正确的是(　　) A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．电离常数大的酸溶液中c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ B 当堂诊学·成效校验 C 2. 在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中溶质的电离常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、Ka1=4．0×10-6、Ka2=4.5×10-7，其中氢离子浓度最小的是(　　) A．HNO2溶液 B．HCOOH溶液 C．HCN溶液 D．H2CO3溶液 当堂诊学·成效校验 3.常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，下列说法正确的是( ) A．分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率前者大 B．两溶液导电能力相同 C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，消耗的氢氧化钠的体积前者多 D．稀释10倍后，盐酸的pH比醋酸溶液的pH小 B 当堂诊学·成效校验 4.常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 == HCN + NaNO2， ② NaCN + HF ==HCN + NaF  ③NaNO2+HF ==HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.3×10-4 、5.6×10-4、6.2×10-10.由此判断下列叙述中不正确的是(　　) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+) 10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)=6.3×10-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) B 当堂诊学·成效校验 感谢观看 更多练习见分层作业 人教版选择性必修 1 https://www.zxxk.com/user/13354804 37 Lavf59.16.100 Packed by Bilibili XCoder v2.0.2 $