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高中化学人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡课文课件ppt
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这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡课文课件ppt，共30页。PPT课件主要包含了表示方法，可表示为，cH+，cH2CO3，cHCO3-，试一试，实验3－2，规律与应用，外因只与T有关，随堂检测等内容，欢迎下载使用。
1．含义：在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的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。弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示.
c(A -)、 c(B十)、 c(HA)和c(BOH) 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值
(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，
(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，
(3)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。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。例如，H2CO3 H＋＋ Ka1＝ ； H＋＋ Ka2＝ 。多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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。
c( )
c( )
(1)CH3COOH的电离常数Ka= 。 (2)NH3·H2O的电离常数Kb= 。 (3)H2CO3的电离常数Ka1= 、Ka2= 。
(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（记住：分步进行，一步定性）。
4．K的意义：它能表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
(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
向盛有2 mL 1 ml·L－1醋酸的试管中滴加1 ml·L－1 Na2CO3溶液。观察现象。你能否由此推测CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
提示：有无色气体产生，反应生成了CO2。说明醋酸的酸性强于碳酸，即CH3COOH的Ka大于H2CO3的Ka1。
【思考与讨论】向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 ml·L－1盐酸、2 mL 2 ml·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。
(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？
提示：镁条和盐酸与镁条和醋酸最终反应结束时，产生氢气的体积是相同的。
提示：反应速率都是先快后慢，镁条与盐酸的反应速率比镁条与醋酸的反应速率要快。
(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( ) c( ) c( ) c(OH－)
(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 。
(1)电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。对应弱电解质越易电离，相应的酸(或碱)性越强。如25 ℃时，Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，则HCN的酸性比CH3COOH的酸性弱。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。(4)多元弱酸电离常数：K1≫K2≫K3，其酸性主要由第一步电离决定，K值越大，相应酸的酸性越强。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。多元弱碱的情况与多元弱酸相似。
6.影响弱电解质电离常数的因素：
内因：弱电解质的本性：电解质越弱，Ka（或Kb）越小，越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
T越大， Ka（Kb）越大。
1.两种酸HA与HB的电离常数分别为K1、K2,若K1
7.有关电离常数的计算：
2.18 ℃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“>”“<”或“=”填空。(1)H+的浓度：H2A H2B。 (2)酸根离子的浓度：c(A2－) c(B2－)。 (3)酸分子的浓度：c(H2A) c(H2B)。 (4)溶液的导电能力：H2A H2B。
解析：H2A和H2B都是二元弱酸，二元弱酸的电离分两步，第一步比第二步电离程度大得多，溶液的酸性(即H+浓度)、酸式酸根离子的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。同温、同浓度的H2A、H2B溶液， H2A的第一步电离常数大于H2B的第一步电离常数，故H+浓度是H2A>H2B ，酸分子的浓度是c(H2A)H2B。酸根离子A2－ 、B2－的浓度取决于两酸的第二步电离， H2A的第二步电离常数大于H2B的第二步电离常数，故c(A2-)>c(B2-)。
NH3·H2O + OH -
例题：在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2ml·L-1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10-3 ml·L-1,计算NH3·H2O的Kb
c0(ml·L-1) 0.2 0 0 c(ml·L-1) 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3c平(ml·L-1) 0.2-1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3
c平(NH3·H2O)= (0.2-1.7×10-3 ) ml·L-1≈0.2 ml·L-1
≈1.4 ×10-5
1.已知起始时c(HX)和电离产生的c(H+)，求电离平衡常数。 HX H+ + X-起始:c(HX) 0 0平衡:c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
2.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-)
练习： 25 ℃时，在0.5 L 0.2 ml·L-1的HA溶液中，有0.001 ml的HA电离。(1)求该温度下HA的电离常数。(2)计算25 ℃时，0.1 ml·L-1的该酸溶液中的c(H+)。
答案：(1)2.02×10-5 (2)1.42×10-3 ml·L-1
解析：(1)由题意可得: HA H+ + A-起始物质的量/ml 0.1 0 0已电离物质的量/ml 0.001 0.001 0.001平衡时物质的量/ml 0.099 0.001 0.001
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子。 ( )(2)CaCO3难溶于水,其属于弱电解质。 ( )(3)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质。 ( )(4)电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡。 ( )(5)一定温度下，醋酸的浓度越大，电离常数也越大。 ( )
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
2.在25 ℃时，0.1 ml·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，已知四种酸的电离常数分别为4.6×10-4、1.8×10-4、4.9×10-10、Ka1=4.3×10-7和Ka2=5.6×10-11，溶液中氢离子浓度最小的是( )A.HNO2B.HCOOHC.HCND.H2CO3
解析：根据电离平衡常数大小可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，弱酸的Ka(多元弱酸则比较Ka1)越小，其电离程度越小，c(H+)越小，由题中数据可知，HCN酸性最弱，c(H+)最小。
3．在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O ＋OH－，下列情况能引起电离平衡向正向移动的有( )①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③通HCl④加CH3COOH溶液 ⑤加水 ⑥加压A．①③⑤ B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④
解析：①加入NH4Cl固体相当于加入 ，平衡左移；②相当于加入OH－，平衡左移；③通HCl，相当于加入H＋，中和OH－，平衡右移；④加CH3COOH溶液，相当于加H＋，中和OH－，平衡右移；⑤加水，稀释，越稀越电离，平衡右移；⑥加压，无气体参加和生成，无影响。
4．向两支分别盛有0.1 ml·L－1醋酸和0.1 ml·L－1硼酸溶液的试管中滴加等浓度Na2CO3溶液，观察现象。
[问题1]查阅资料发现，醋酸、碳酸和硼酸在25 ℃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。它们的酸性强弱顺序是怎样的？有何规律？
提示：醋酸＞碳酸＞硼酸。K值越大，酸性越强。
[问题2]根据问题1的分析，预测你能看到什么现象？
提示：试管1中有无色气体产生，试管2中没有明显现象。
5．下列关于电离常数(K)的说法中正确的是( )A．电离常数(K)越小，表示弱电解质的电离能力越弱B．电离常数(K)与温度无关C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1
6．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
则0.1 ml·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是( )A．HCN B．HF C．CH3COOHD．HNO2
解析：一元弱酸的电离常数越大，电离程度越大，同浓度时，电离产生的c(H＋)越大。
1．含义：在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的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。弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示.
c(A -)、 c(B十)、 c(HA)和c(BOH) 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值
(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，
(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，
(3)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。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。例如，H2CO3 H＋＋ Ka1＝ ； H＋＋ Ka2＝ 。多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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。
c( )
c( )
(1)CH3COOH的电离常数Ka= 。 (2)NH3·H2O的电离常数Kb= 。 (3)H2CO3的电离常数Ka1= 、Ka2= 。
(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（记住：分步进行，一步定性）。
4．K的意义：它能表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
(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
向盛有2 mL 1 ml·L－1醋酸的试管中滴加1 ml·L－1 Na2CO3溶液。观察现象。你能否由此推测CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
提示：有无色气体产生，反应生成了CO2。说明醋酸的酸性强于碳酸，即CH3COOH的Ka大于H2CO3的Ka1。
【思考与讨论】向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 ml·L－1盐酸、2 mL 2 ml·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。
(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？
提示：镁条和盐酸与镁条和醋酸最终反应结束时，产生氢气的体积是相同的。
提示：反应速率都是先快后慢，镁条与盐酸的反应速率比镁条与醋酸的反应速率要快。
(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( ) c( ) c( ) c(OH－)
(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 。
(1)电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。对应弱电解质越易电离，相应的酸(或碱)性越强。如25 ℃时，Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，则HCN的酸性比CH3COOH的酸性弱。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。(4)多元弱酸电离常数：K1≫K2≫K3，其酸性主要由第一步电离决定，K值越大，相应酸的酸性越强。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。多元弱碱的情况与多元弱酸相似。
6.影响弱电解质电离常数的因素：
内因：弱电解质的本性：电解质越弱，Ka（或Kb）越小，越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
T越大， Ka（Kb）越大。
1.两种酸HA与HB的电离常数分别为K1、K2,若K1
7.有关电离常数的计算：
2.18 ℃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“>”“<”或“=”填空。(1)H+的浓度：H2A H2B。 (2)酸根离子的浓度：c(A2－) c(B2－)。 (3)酸分子的浓度：c(H2A) c(H2B)。 (4)溶液的导电能力：H2A H2B。
解析：H2A和H2B都是二元弱酸，二元弱酸的电离分两步，第一步比第二步电离程度大得多，溶液的酸性(即H+浓度)、酸式酸根离子的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。同温、同浓度的H2A、H2B溶液， H2A的第一步电离常数大于H2B的第一步电离常数，故H+浓度是H2A>H2B ，酸分子的浓度是c(H2A)
NH3·H2O + OH -
例题：在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2ml·L-1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10-3 ml·L-1,计算NH3·H2O的Kb
c0(ml·L-1) 0.2 0 0 c(ml·L-1) 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3c平(ml·L-1) 0.2-1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3
c平(NH3·H2O)= (0.2-1.7×10-3 ) ml·L-1≈0.2 ml·L-1
≈1.4 ×10-5
1.已知起始时c(HX)和电离产生的c(H+)，求电离平衡常数。 HX H+ + X-起始:c(HX) 0 0平衡:c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
2.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-)
练习： 25 ℃时，在0.5 L 0.2 ml·L-1的HA溶液中，有0.001 ml的HA电离。(1)求该温度下HA的电离常数。(2)计算25 ℃时，0.1 ml·L-1的该酸溶液中的c(H+)。
答案：(1)2.02×10-5 (2)1.42×10-3 ml·L-1
解析：(1)由题意可得: HA H+ + A-起始物质的量/ml 0.1 0 0已电离物质的量/ml 0.001 0.001 0.001平衡时物质的量/ml 0.099 0.001 0.001
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子。 ( )(2)CaCO3难溶于水,其属于弱电解质。 ( )(3)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质。 ( )(4)电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡。 ( )(5)一定温度下，醋酸的浓度越大，电离常数也越大。 ( )
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
2.在25 ℃时，0.1 ml·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，已知四种酸的电离常数分别为4.6×10-4、1.8×10-4、4.9×10-10、Ka1=4.3×10-7和Ka2=5.6×10-11，溶液中氢离子浓度最小的是( )A.HNO2B.HCOOHC.HCND.H2CO3
解析：根据电离平衡常数大小可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，弱酸的Ka(多元弱酸则比较Ka1)越小，其电离程度越小，c(H+)越小，由题中数据可知，HCN酸性最弱，c(H+)最小。
3．在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O ＋OH－，下列情况能引起电离平衡向正向移动的有( )①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③通HCl④加CH3COOH溶液 ⑤加水 ⑥加压A．①③⑤ B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④
解析：①加入NH4Cl固体相当于加入 ，平衡左移；②相当于加入OH－，平衡左移；③通HCl，相当于加入H＋，中和OH－，平衡右移；④加CH3COOH溶液，相当于加H＋，中和OH－，平衡右移；⑤加水，稀释，越稀越电离，平衡右移；⑥加压，无气体参加和生成，无影响。
4．向两支分别盛有0.1 ml·L－1醋酸和0.1 ml·L－1硼酸溶液的试管中滴加等浓度Na2CO3溶液，观察现象。
[问题1]查阅资料发现，醋酸、碳酸和硼酸在25 ℃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。它们的酸性强弱顺序是怎样的？有何规律？
提示：醋酸＞碳酸＞硼酸。K值越大，酸性越强。
[问题2]根据问题1的分析，预测你能看到什么现象？
提示：试管1中有无色气体产生，试管2中没有明显现象。
5．下列关于电离常数(K)的说法中正确的是( )A．电离常数(K)越小，表示弱电解质的电离能力越弱B．电离常数(K)与温度无关C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1
6．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
则0.1 ml·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是( )A．HCN B．HF C．CH3COOHD．HNO2
解析：一元弱酸的电离常数越大，电离程度越大，同浓度时，电离产生的c(H＋)越大。
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