(共17张PPT)
第一节 第二课时 电离平衡常数
[目标]知道电离平衡常数的含义、影响因素及简单应用。
[重点]电离平衡常数
[难点]电离平衡常数及其应用
一、目标导学
二、自主学习
[时间]15min
[内容]阅读课本p.59-61和讲义，完成下列问题：
1.讲义p.289、290、291习题展示
2.结合H2S的电离平衡常数说明电离平衡常数的意义
3.电离平衡常数的影响因素
一、电离平衡常数
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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示。
①一元弱酸、弱碱
物质 电离方程式 电离常数表达式
CH3COOH
NH3·H2O
Ka＝
Kb =
CH3COOH CH3COO- + H+
NH3·H2O NH4++ OH-
三、自主学习
②多元弱酸、弱碱
多元弱酸分步电离，分别用Ka1、Ka2、Ka3表示。
多元弱碱分步电离，一步写，Kb与一元弱碱相似。
物质 电离方程式 电离常数表达式
H2CO3
Fe(OH)2
H2CO3 H+ +
H+ +
Fe(OH)2 Fe2+ + 2OH-
Ka1＝
Ka2＝
Kb＝
[练习1]书写下列电解质的电离方程式,写出对应的电离常数表达
式,并尝试判断多步电离的电离常数的相对大小。
①HClO ②NH3·H2O ③H3PO4 ④H2S
二、电离平衡常数的意义
电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。
K越大，弱电解质的电离程度越大。
CH3COOH H2CO3 H2S
Ka=1.75×10-5 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.1×10-7
Ka2=1.3×10-13
Ka越大，弱酸根离子与H+结合能力越弱。
Ka越小，弱酸根离子与H+结合能力越强。
三、电离平衡常数的影响因素
(1)电离平衡常数只与温度有关。升高温度，K值增大。
(2)多元弱酸的各级电离常数逐渐减小。
多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定的。
H2CO3 H3PO3
Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka2=4.8×10-13
同一物质：Ka1>>Ka2>>Ka3
温度 CH3COOH电离常数
25℃ 1.75×10-5
50℃ 5.1×10-5
四、电离平衡常数的应用
运用①：判断酸的酸性强弱
同温下，Ka越大，弱酸的电离程度越大，酸性越强。
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.75×10-5 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
[问题]比较上述物质的酸性相对大小。
运用②：判断酸溶液中离子种类并比较浓度大小
[例]磷酸的三步电离的电离常数，Ka1>>Ka2>>Ka3。
在磷酸溶液中:
[问题]试分析碳酸水溶液中离子浓度相对大小。
c(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
>
>
>
>
运用③：强酸制弱酸
Ka越大，弱酸根离子与H+结合能力越弱。
Ka越小，弱酸根离子与H+结合能力越强。
[问题]已知：
H2CO3 H2S
Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13
[思路点拨]
(1)酸排序：H2CO3＞H2S＞＞HS
(2)定少为1：量少的作为标准
(3)Ka判断能否给H，给几个
①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液: 。
②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液: 。
不反应
③往Na2S溶液中通入少量CO2: 。
S2- + = HS- +
2S2- + CO2 + H2O = 2HS- +
④往Na2S溶液中通入过量CO2: 。
⑤往Na2CO3溶液中通入少量H2S: 。
⑥往Na2CO3溶液中通入过量H2S: 。
S2- + 2CO2 + 2H2O = H2S↑ + 2
+ H2S = + HS-
+ H2S = + HS-
运用④：有关电离平衡常数的计算
[例](1)25 ℃时，1 L 0.2 mol/LHAc溶液中，有0.000002molHAc电离。求Ka。
(2)计算25 ℃时，0.1 mol/L的该酸溶液中的c(H+)。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
c始/mol·L-1 0.2 0 0
Δc/mol·L-1 0.000002 0.000002 0.000002
c平/mol·L-1 ≈0.2 0.000002 0.000002
三
段
式
Ka＝
Ka＝2×10-11
c(H+)=×10-6mol/L
化学式 HClO H2CO3
电离常数/mol·L-1 Ka=4.0×10-8 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11
[达标检测1]根据表中提供的数据，下列离子方程式或化学方程式书写正确的是（ ）
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO +2Cl2+H2O=2Cl-+2HClO+CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO +Cl2=Cl-+ClO-+2CO2↑+H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO
D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO
四、复述检测
[达标检测2]下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数：则下列说法中不正确的是（ ）
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C．常温下，加水稀释醋酸， 减小
D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.75×10-5 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
[达标检测3]25 ℃，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。将SO2通入以上氨水中，当c(OH－)降至1.0×10-7 mol·L-1时，溶液中的c(SO32-)/c(HSO3- ) = 。
[达标检测4]已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的浓度为 2.0 mol·L–1。溶液中的c(OH–)= mol·L–1。(共21张PPT)
第一节 第一课时 电离平衡
[目标]1.会判断强、弱电解质,并能分析溶液的导电性。
2.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡及影响因素。
[重点]弱电解质的电离平衡
[难点]电离平衡及其影响因素
一、目标导学
二、自主学习
[时间]15min
[内容]阅读课本p.60-61、讲义p.269-283 梳理知识并回答问题：
1.电解质与非电解质的异同、物质类别
2.“电解质一定能导电，导电的一定是电解”该说法是否正确？
3.强电解质与弱电解质的异同、物质类别
4.“强电解质的导电性、溶解性比弱电解质的好”该说法是否正确？
5.电离方程式的书写方法
6.电离平衡的特征、电离平衡移动的原理
一、电解质与非电解质
类别 定义 种类 本质区别
电解质 水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物 酸、碱、盐 活泼金属氧化物、水 在水溶液或熔融状态下自身能否发生电离
非电 解质 水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物 多数有机化合物 非金属氧化物(水除外) 非金属气态氢化物
①电解质、非电解质的前提必须为化合物
②电解质不一定导电，导电的不一定是电解质
③电解质的导电的条件：溶于水或熔融状态
本质：自由离子的定向移动
能力：离子浓度、离子所带电荷
【难点突破】
三、合作学习
[训练1]下列物质中：①NaOH溶液 ②NaCl ③盐酸 ④CO2 ⑤CaCO3 ⑥ Fe ⑦硫酸 ⑧乙醇 ⑨融熔CaCl2 ⑩Na2O
能导电的物质是： ；
属于电解质的是： ；
属于非电解质的是： ；
二、强电解质与弱电解质
[实验3-1]取相同体积、0.1mol/L的盐酸和醋酸，并测量溶液pH，试验其导电能力，并分别与等量镁条(过量)反应。
项目 0.1 mol/L 盐酸 0.1 mol/L 醋酸
pH
导电能力
与镁反应
迅速产生大量气泡
产生气泡相对缓慢
强
弱
1
3
①反应的实质是什么？
③溶液中的c(H+)是否相等？是什么原因造成的？
②反应后容器内的压强相等，说明什么？
Cl－ H3O+
H3O+ CH3COO－ CH3COOH
HCl在水中电离示意图
CH3COOH在水中电离示意图
[微观探析]
HCl = H++Cl-
CH3COOH H++CH3COO-
完全电离
部分电离
项目 强电解质 弱电解质
定义 能完全电离的电解质 只能部分电离的电解质
电离过程
存在形式
物质类别
不可逆
可逆，存在电离平衡
只有离子
既有离子，又有电解质分子
①强酸:HCl、H2SO4
②强碱:KOH、Ba(OH)2
③大部分盐:NaCl、BaSO4
①弱酸:CH3COOH、HClO
②弱碱:NH3·H2O、Mg(OH)2
③水
[知识小结]
强电解质、弱电解质与其溶解性、导电能力无关
[训练2]下列电解质中：①熔融CaCO3 ②Ba(OH)2溶液 ③HF
④Al(OH)3 ⑤BaSO4的浊液 ⑥AgCl ⑦K2SO4 ⑧H2O
强电解质： ；
弱电解质： ；
强电解质 强酸
强碱
盐 正盐
强酸酸式盐
弱酸酸式盐
三、电离方程式
【方法】强电解质——完全电离，用“=”
完全电离 如:HCl = H+ + Cl-
完全电离 如:Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-
完全电离 如:Na2CO3 = 2Na+ +
完全电离 如:NaHSO4 = Na+ + H+ +
第一步完全电离，第二步弱酸酸根部分电离，
如:NaHCO3=Na++， H++
弱电解质 一元弱酸
多元弱酸
一元弱碱
多元弱碱
H2O
分步电离，分步写出，不可合并（第一步为主）
如:H2CO3H++(主)，H++(次)
部分电离，如:NH3·H2O+OH-
分步电离，一步写出。如:Fe(OH)3Fe3++3OH-
部分电离， H2OH++OH-
部分电离，如:CH3COOH CH3COO-+H+
【方法】弱电解质—部分电离，用“ ”，多元弱酸分步写。
[训练3]书写下列物质在水中的电离方程式：①H2SO4 ②Ba(OH)2 ③K2SO4 ④NaHCO3 ⑤H2S ⑥H3PO4 ⑦H3PO3 ⑧H3PO2
四、电离平衡
[思考]往一杯水中加进一定量的冰醋酸会发生如何的变化？
v(电离)
v(结合)
v(电离)=v(结合)
v
t
进程 c(H+) c(CH3COO－) c(CH3COOH)
开始时
平衡前
平衡时
0
0
增大
最大
减小
增大
不变
不变
不变
CH3COOH CH3COO- + H+
1.电离平衡的建立
在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时, 电离过程就达到了平衡状态。
弱
等
动
定
变
电离平衡特征
弱电解质才存在电离平衡
v电离=v结合
动态平衡，v电离=v结合≠0
溶液中离子、分子的浓度保持不变
条件改变，原平衡被破坏，新的条件下建立新的平衡
2.电离平衡及其特征
3.影响电离平衡的因素
[决定因素]电解质自身性质
[影响因素]电离平衡，遵循勒夏特列原理。
①温度—电离是吸热过程！
升高温度： 。
降低温度： 。
电离程度： 。
电离平衡正向移动
电离平衡逆向移动
增大
越热越电离
越稀越电离
同种则抑制
反应则促进
[记忆口诀]
②浓度
a.增大弱电解质浓度:电离平衡 ，电离程度 ；
b.加水稀释:电离平衡 ，电离程度 ；
c.同离子效应
加入相同离子的物质，电离平衡 ，电离程度 ；
d.离子反应效应
加入能离子反应的物质，电离平衡 ，电离程度 ；
正向移动
减小
正向移动
增大
逆向移动
减小
正向移动
增大
[训练4]试分析改变下列条件平衡如何移动？
CH3COOHCH3COO-+H+
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(Ac-) c(HAc) 电离程度
加 热
加 盐 酸
加NaOH(s)
加NaAc(s)
加CH3COOH
加 水
[达标检测1]下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是( )
A.CH3CH2COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2
[达标检测2]下列物质中：①金属铜 ②固态NaCl ③O2 ④H2SO4 ⑤碳棒
⑥酒精水溶液 ⑦KOH溶液 ⑧熔融状态的KNO3 ⑨葡萄糖 ⑩ 氨气
能导电： ；
电解质： ；
非电解质： ；
四、复述检测
[达标检测3]写出下列各物质的电离方程式。
(1)CH3COOH: 。
(2)H2CO3: 。
(3)Al(OH)3的电离: 。
[达标检测4]下列关于物质的分类,正确的是( )。
选项 强电解质 弱电解质 非电解质
A NaCl HF 石墨
B NaHCO3 NH3·H2O CCl4
C Ba(OH)2 HCl HD
D AgCl CH3COOH N2
[达标检测5]下列关于强、弱电解质的叙述错误的是( )。
A.有些难溶物属于强电解质,有些难溶物属于弱电解质
B.溶液中,导电能力强的电解质是强电解质,导电能力弱的电解质是弱电解质
C.同一弱电解质的溶液,当温度、浓度不同时,其导电能力也不相同
D.纯净的强电解质在液态时,有的导电,有的不导电
[达标检测6]稀氨水中存在平衡:NH3·H2O +OH-,若要使平衡向左移动,同时使c(OH-)增大,应采取的措施是( )。
①加入NH4Cl固体 ②加入硫酸 ③加入NaOH固体 ④加入水
⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A.①②⑤ B.④⑥ C.③ D.③⑤
