3.1 电离平衡 第3课时 课件 -2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

物质准备：选必1、当堂检测本、二合一本、导学案、三色笔 思想准备：追光的人，必定光芒万丈。 知识准备：强电解质、弱电解质、电离平衡 坐姿三要求：一拳一尺一寸。 第一节 电离平衡 第3课时 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 课前三准备 3. 浓度 2. 温度——越热越电离 1. 稀释——越稀越电离 a、增加电解质本身，平衡正向移动。 b、减小电解质本身，平衡逆向移动。 d、减小离子浓度，平衡正向移动。 c、增大离子浓度，平衡逆向移动。 电离程度增大 电离程度减小 操作：小组讨论完成导学案表格，教师巡视指导。对答案订正，补充笔记 同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。 化学反应(反应离子)：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。 课前3分钟 影响电离平衡的因素 1. 理解电离平衡常数的定义，能正确书写一元弱酸、一元弱碱及多元弱酸的电离平衡常数表达式。(低阶） 2. 掌握电离平衡常数的计算方法，能根据给定数据计算弱电解质的电离平衡常数。(中阶） 3. 了解影响电离平衡常数大小的因素，能根据电离平衡常数判断弱酸(弱碱)的相对强弱、判断复分解反应能否发生。(高阶） 学习目标 重点： 电离平衡常数计算方法、给定数据计算弱电解质的电离平衡常数 难点： 根据电离平衡常数判断弱酸(弱碱)的相对强弱、判断复分解反应能否发生。 在实验室中，经常将酸进行稀释，需要知道稀释后酸的浓度和氢离子浓度。 分别取1 mL 2 mol/L 盐酸和1 mL 2 mol/L 醋酸，均加水稀释到10 mL，稀释后的溶液，酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？ 导+思 CH3COOH部分电离 酸的浓度与氢离子浓度不相等 ？ 操作：教师引导，学生思考，引出电离平衡常数概念 4 操作：学生阅读教材按要求勾画、自学，教师提问；上黑板写表达式 阅读教材P59-60，学习电离平衡常数的概念及表达式。再分别写出醋酸、一水合氨的电离方程式，并写出它们的平衡常数表达式。 通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离常数。 一水合氨的电离常数表达式 Kb＝ c(NH4+ )·c(OH−) c(NH3·H2O) 醋酸的电离常数表达式 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) CH3COOH CH3COO− + H+ NH3·H2O NH4++ OH− 思 5 【例】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 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 −1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 ＝ (1.7×10−3)·(1.7×10−3) 0.2 ≈ 1.4×10−5 c(NH3·H2O) Kb＝ c(NH4+ )·c(OH−) NH3·H2O NH4+ + OH− 操作：教师精讲，学生听讲。二合一本落笔复述计算过程。 电离平衡常数的计算模型——三段式 已电离弱电解质分子数 原弱电解质分子数 ×100% ＝ 1.7×10−3×V(溶液) 0.2×V(溶液) ×100% ＝ 0.85% 该温度下电离程度小 【变式1】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。进一步计算该温度下，有多少比例的NH3·H2O发生了电离？ 电离度 = 电离度的计算 操作：学生二合一本落笔完成变式,教师巡视指导。对答案订正。 7 查阅教科书附录II Ka＝1.75×10−5（25 ℃） CH3COOH电离常数 0.2mol/L ？ CH3COOH部分电离，酸的浓度与氢离子浓度不相等 CH3COOH H+ + CH3COO− 【变式2】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？ 稀释前 稀释后 2 mol/L 变化浓度/(mol·L−1) x x x 平衡浓度/(mol·L−1) x 0.2 − x x 0 起始浓度/(mol·L−1) 0.2 0 CH3COOH H+ + CH3COO− c(CH3COOH)＝(0.2−x) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1 操作：学生二合一本落笔完成变式,教师巡视指导。对答案订正。 8 1. pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH，实验结果如下表所示。请根据数据推测K随温度如何变化？ 温度 20 ℃ 24 ℃ pH 3.05 3.03 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) CH3COOH H+ + CH3COO− 分母变小 分子变大 思 类比化学平衡常数，影响电离平衡常数的因素有哪些？ 阅读教材P60回答。 操作：学生阅读教材按要求勾画、自学，教师提问；师生小结，补充笔记 2. 观察教材P125附录II，相同温度下一元弱酸的电离常数，你有什么发现?25℃时，相同浓度的CH3COOH溶液与HCN溶液相比较，谁的酸性更强？依据是什么？ Ka(CH3COOH) ＞ Ka(HCN) CH3COOH ＞ HCN 酸性： 9 【对点练】若将0.1 mol/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的0.5倍，请你通过计算判断醋酸电离平衡移动的方向。 Qc ＝ c(H+) 2 · c(CH3COO−) 2 c(CH3COOH) 2 ＝ Ka 2 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) CH3COOH CH3COO− + H+ ＜ Ka 解： Qc＜ K，右移 Qc＞K，左移 通过上述学习，请同学们小结电离平衡常数有哪些应用？ 思 操作：学生思考，同桌讨论，教师提问。 1. 多元弱酸或多元弱碱在水中是一步电离还是分步电离？ 它们的电离常数如何表示？H2CO3是二元弱酸，写出它的电离方程式和电离平衡常数表达式。阅读教材P61。 思 操作：学生阅读教材P61思考，教师提问，二合一本或上台展示。 体系中总的离子浓度 H2CO3 H+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32- c(H+)·c(HCO3- ) c(H2CO3) Ka1 ＝ c(H+)·c(CO32- ) c(HCO3- ) Ka2 ＝ 2.【实验3-2】向盛有2 mL 0.1 mol/L 醋酸的试管中加入等浓度 Na2CO3溶液，观察现象并写出化学方程式。 2CH3COOH + Na2CO3 2CH3COONa + H2O + CO2↑ 酸性：CH3COOH ＞ H2CO3 3. 根据实验现象，能否推测出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1 的大小？ Ka1 >>Ka2 时，分步电离，一步定性 在25 ℃时，CH3COOH、H2CO3和H3BO3(一元弱酸)的电离平衡常数分别是1.75×10-5、4.5×10-7(第一步电离)和5.8×10-10。 (1)它们的酸性强弱顺序为_______________________________。 (2)向编号为1、2的两支分别盛有0.1 mol/L CH3COOH溶液和0.1 mol/L H3BO3溶液的试管中滴加等浓度的Na2CO3 溶液，试管1、2中的现象分别为____________________________________________________。 CH3COOH＞H2CO3＞H3BO3 试管1中有气泡产生，试管2中无明显现象 【对点练】教材P62第1题+导学案P64学思用 操作：学生思考，同独立完成，教师提问。 当堂检测 必做：导学案P64自我诊断+对点演练1-3+P66课堂检测第1-5题 【选做】(2026·包头高二期末)常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，Ka＝1.0×10-3，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如下图(只有HA可自由穿过胃黏膜进入血液)，已知，pH＝－lg c(H＋)。若不考虑溶液体积的变化，则下列说法错误的是(　　) B 小结 影响因素 （2）外因：同一弱电解质的稀溶液， 只受温度影响 （1）内因：由物质本性决定 表达式 电离常数 （2）借助 Q 与 K 的关系，判断电 离平衡移动方向 （3）计算相关粒子的浓度 作用意义 （1）比较弱电解质的相对强弱 Lavf58.12.100 $