_3.1.3.电离平衡常数课件（共20页）2022--2023学年上学期高二化学人教版（2019）选择性必修1 (1)
文档属性
| 名称 | _3.1.3.电离平衡常数课件（共20页）2022--2023学年上学期高二化学人教版（2019）选择性必修1 (1) |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 335.4KB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-09-28 09:36:14 | ||
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文档简介
(共20张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
电离平衡常数
１．运用平衡常数和转化率的概念理解电离平衡常数和电离度的概念。
２．了解强影响电离平衡常数的因素。
3. 了解电离平衡常数的应用。
4.能够运用电离平衡常数和电离度进行简单计算。
学习目标
v(电离)
v(结合)
v(电离) = v(结合)
电离平衡状态
t
v
1.电离平衡的建立及特征
逆
动
等
定
变
(5)外界条件变化，平衡将改变
(1)只有弱电解质电离是可逆的
(2)v(电离)≠0，v (结合) ≠0
(3)v(电离) = v(结合)
(4)外界条件不发生变化，体系组分不发生变化
c ( H+) .c(CH3COO -)
c(CH3COOH)
为定值
温故知新
2.以合成氨为例，
写出平衡常数的表达式 ，
kp
平衡常数只随温度改变
1．概念
三、电离平衡常数
在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。弱酸的用Ka表示，弱碱的用Kb表示。
重点讲解
(1)一元弱酸HA、弱碱BOH的电离常数：
c(A -）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均为达到电离平衡时的平衡浓度。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步各有电离常数，通常用K1 K2 K3等来分别表示。
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
特点
(1)电离平衡常数与浓度无关，只与温度有关，升高温度，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离常数逐渐减小。
多元弱酸各步电离常数大小比较：K1 K2 K3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定的
分步进行，一步定性
请写出H2CO3 的电离常数
H2CO3 的两步电离常数Ka1 Ka2
2.电离常数K的影响因素:
升高温度，电离常数K值增大
电解质越弱，越难电离，电离常数K越小
内因：
外因：
由物质本性决定
同一弱电解质溶液， 电离常数K只受温度影响
在使用电离平衡常数时应指明温度
3.电离常数的意义及应用
（1）电离常数常用于比较弱电解质的相对强弱，即对于弱电解质，其电离常数越大，一般此弱电解质的电离程度越大，对于弱酸来讲，其酸性一般越强。
H3PO4 H2SO3 HF HNO2 HCOOH CH3COOH H2CO3 H2S HCN
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(3)比较离子结合质子的能力大小
一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越 。
强
（2）比较溶液中离子浓度的大小比较
如磷酸的三步电离的电离常数，第一步 第二步 第三步。在磷酸溶液中
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- c(OH-)
比较:已知醋酸的酸性比碳酸强，结合H+的能力强弱
CO32- HCO3- CH3COO-
>
>
解释:2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa +H2O+CO2（强酸制弱酸）
醋酸溶液中存在：
CH3COOH CH3COO- + H+
由于CO32- HCO3- CH3COO-结合H+的能力依次减弱，所以CO32-结合了H+，使醋酸的电离平衡正向移动，最后生成二氧化碳。
②影响因素
③意义:表示弱电解质的电离程度相对大小。
温度、浓度等
（4）计算电离度
①概念
醋酸溶液
CH3COOH CH3COO- + H+
示例：25℃时，CH3COOH的Ka=1.8×10-5计算0.1 mol/L CH3COOH溶液中c(H+)和c(CH3COO-)，醋酸的电离度。
已知起始时c(HX)和电离平衡常数,求溶液中c(H+)。
HX H+ + X-
起始: c(HX) 0 0
平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)
a
Ka =
(cα)2
c-cα
当α<1%时，c-cα ≈c
25℃时，NH3 H2O的Kb=1.8×10-5计算0.2 mol/L 氨水中c(OH-)
醋酸铵溶液呈中性
a
电离常数概念
影响因素
电离常数的应用
CH3COOH CH3COO- + H+
内因
外因
电解质的强弱
温度：T↑→K↑
比较电解质的强弱
比较溶液中的微粒浓度
计算平衡常数和电离度
三、电离常数
课堂小结
1.0.1mol/L醋酸溶液中存在电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+，下列叙述不正确的是（ ）
A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B．溶液加水稀释，溶液中c（H+）减小，c（OH-）增大
C．CH3COOH溶液加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．室温下，加入0.1mol/L盐酸溶液平衡逆向移动c（H+）减小
达标测试
D
2．已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.75×10－5，H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。下列说法不正确的是( )
A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生
B．25℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的电离程度和K均增大
C．向0.1 mol·L－1甲酸中加入蒸馏水，c(H＋)减小
D．向碳酸中加入NaHCO3固体，c(H＋)减小
B
3.将两份浓度均为0.1mol L-1的CH3COOH溶液分别稀释10倍温度升高10℃（不考虑水和乙酸的挥发），得到Ⅰ、Ⅱ两份溶液，下列说法正确的是（ ）
A．c（H+）：Ⅰ＜0.1mol L-1、Ⅱ＞0.1mol L-1
B．c（CH3COO-）：0.01mol L-1＜Ⅰ＜Ⅱ
C．新平衡建立中的电离速率：Ⅰ＞Ⅱ
D．电离平衡常数K：Ⅱ＞Ⅰ
D
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
电离平衡常数
１．运用平衡常数和转化率的概念理解电离平衡常数和电离度的概念。
２．了解强影响电离平衡常数的因素。
3. 了解电离平衡常数的应用。
4.能够运用电离平衡常数和电离度进行简单计算。
学习目标
v(电离)
v(结合)
v(电离) = v(结合)
电离平衡状态
t
v
1.电离平衡的建立及特征
逆
动
等
定
变
(5)外界条件变化，平衡将改变
(1)只有弱电解质电离是可逆的
(2)v(电离)≠0，v (结合) ≠0
(3)v(电离) = v(结合)
(4)外界条件不发生变化，体系组分不发生变化
c ( H+) .c(CH3COO -)
c(CH3COOH)
为定值
温故知新
2.以合成氨为例，
写出平衡常数的表达式 ，
kp
平衡常数只随温度改变
1．概念
三、电离平衡常数
在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。弱酸的用Ka表示，弱碱的用Kb表示。
重点讲解
(1)一元弱酸HA、弱碱BOH的电离常数：
c(A -）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均为达到电离平衡时的平衡浓度。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步各有电离常数，通常用K1 K2 K3等来分别表示。
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
特点
(1)电离平衡常数与浓度无关，只与温度有关，升高温度，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离常数逐渐减小。
多元弱酸各步电离常数大小比较：K1 K2 K3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定的
分步进行，一步定性
请写出H2CO3 的电离常数
H2CO3 的两步电离常数Ka1 Ka2
2.电离常数K的影响因素:
升高温度，电离常数K值增大
电解质越弱，越难电离，电离常数K越小
内因：
外因：
由物质本性决定
同一弱电解质溶液， 电离常数K只受温度影响
在使用电离平衡常数时应指明温度
3.电离常数的意义及应用
（1）电离常数常用于比较弱电解质的相对强弱，即对于弱电解质，其电离常数越大，一般此弱电解质的电离程度越大，对于弱酸来讲，其酸性一般越强。
H3PO4 H2SO3 HF HNO2 HCOOH CH3COOH H2CO3 H2S HCN
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(3)比较离子结合质子的能力大小
一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越 。
强
（2）比较溶液中离子浓度的大小比较
如磷酸的三步电离的电离常数，第一步 第二步 第三步。在磷酸溶液中
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- c(OH-)
比较:已知醋酸的酸性比碳酸强，结合H+的能力强弱
CO32- HCO3- CH3COO-
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解释:2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa +H2O+CO2（强酸制弱酸）
醋酸溶液中存在：
CH3COOH CH3COO- + H+
由于CO32- HCO3- CH3COO-结合H+的能力依次减弱，所以CO32-结合了H+，使醋酸的电离平衡正向移动，最后生成二氧化碳。
②影响因素
③意义:表示弱电解质的电离程度相对大小。
温度、浓度等
（4）计算电离度
①概念
醋酸溶液
CH3COOH CH3COO- + H+
示例：25℃时，CH3COOH的Ka=1.8×10-5计算0.1 mol/L CH3COOH溶液中c(H+)和c(CH3COO-)，醋酸的电离度。
已知起始时c(HX)和电离平衡常数,求溶液中c(H+)。
HX H+ + X-
起始: c(HX) 0 0
平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)
a
Ka =
(cα)2
c-cα
当α<1%时，c-cα ≈c
25℃时，NH3 H2O的Kb=1.8×10-5计算0.2 mol/L 氨水中c(OH-)
醋酸铵溶液呈中性
a
电离常数概念
影响因素
电离常数的应用
CH3COOH CH3COO- + H+
内因
外因
电解质的强弱
温度：T↑→K↑
比较电解质的强弱
比较溶液中的微粒浓度
计算平衡常数和电离度
三、电离常数
课堂小结
1.0.1mol/L醋酸溶液中存在电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+，下列叙述不正确的是（ ）
A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B．溶液加水稀释，溶液中c（H+）减小，c（OH-）增大
C．CH3COOH溶液加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．室温下，加入0.1mol/L盐酸溶液平衡逆向移动c（H+）减小
达标测试
D
2．已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.75×10－5，H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。下列说法不正确的是( )
A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生
B．25℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的电离程度和K均增大
C．向0.1 mol·L－1甲酸中加入蒸馏水，c(H＋)减小
D．向碳酸中加入NaHCO3固体，c(H＋)减小
B
3.将两份浓度均为0.1mol L-1的CH3COOH溶液分别稀释10倍温度升高10℃（不考虑水和乙酸的挥发），得到Ⅰ、Ⅱ两份溶液，下列说法正确的是（ ）
A．c（H+）：Ⅰ＜0.1mol L-1、Ⅱ＞0.1mol L-1
B．c（CH3COO-）：0.01mol L-1＜Ⅰ＜Ⅱ
C．新平衡建立中的电离速率：Ⅰ＞Ⅱ
D．电离平衡常数K：Ⅱ＞Ⅰ
D