高中化学沪科技版（2020）选择性必修1弱电解质的电离平衡精品课件ppt

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1.构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化，从化学平衡常数角度理解电离平衡常数的表达式及影响因素。2.通过分析、推理等方法认识电离平衡常数、电离度的意义，建立电离平衡常数的表达式书写、计算和“强酸制弱酸”的思维模型。
怎样定量比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
1、含义：对一元弱酸或弱碱来说，在一定温度下达到电离平衡时，溶液中电离形成的各种离子浓度的乘积与未电离的分子浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示.
NH3·H2O NH + OH−
CH3COOH H+ + CH3COO−
在 25℃时醋酸的电离平衡常Ka=1.8×10-5。
NH3·H2O 的电离平衡常数 Kb = 1.8×10-5。
在醋酸和氨水中，醋酸和一水合氨的电离程度均很小，大部分醋酸和一水合氨仍以分子的形式存在。
几种弱酸和弱碱的电离平衡常数（25 ℃）
K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。
多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。 H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
电离常数的大小：Ka1≫Ka2≫Ka3；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
多元弱酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。
Ka1≫Ka2≫Ka3原因：
第一步电离产生的H＋对第二、三步的电离起抑制作用，使其电离平衡逆向移动。
（1）内因：弱电解质的本身性质。电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
（2）外因：只与T有关
T越大， Ka（Kb）越大。
根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
H3PO4 H2SO3 HF HNO2 HCOOH CH3COOH H2CO3 H2S HCN
根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。
若将0.1 ml/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的0.5倍，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？
根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，一般符合相同条件下“强酸（碱）制弱（碱）”规律。
根据下表提供的数据可知，室温下在溶液中能大量共存的微粒组是( )
将少量CO2通入NaCN溶液中：
根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度大小或比值。
加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则 增大。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，
在磷酸溶液中 c(H+) c( ) c( ) c( ) c(OH－)
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。
例1.18 ℃时，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7,Ka2=2.1×10-12；H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中，用“>”“HY>HZB.反应HZ＋Y－===HY＋Z－不能发生C.由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸D.相同温度下，1 ml·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 ml·L－1 HX　溶液的电离平衡常数
2.已知室温时，0.1 ml·L－1某一元酸HA溶液中HA的电离度为0.1%，下列叙述错误的是（ ）A.该溶液中c(H＋)＝10－4 ml·L－1B.升高温度，溶液的pH增大C.此酸的电离平衡常数约为1×10－7D.此酸的酸性比醋酸弱