高中化学人教版 (2019)选择性必修1第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡授课课件ppt

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修1第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡授课课件ppt，共23页。PPT课件主要包含了情境引入，表示方法，电离平衡常数，强弱电解质的比较，学以致用，随堂巩固等内容，欢迎下载使用。

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H+浓度。
分别取1 mL 2 ml/L 盐酸和1 mL 2 ml/L 醋酸，均加水稀释到10 mL，请问稀释后的溶液，酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？
CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO−
HCl完全电离酸的浓度与氢离子浓度相等
CH3COOH部分电离酸的浓度与氢离子浓度不相等
HCl = H+ + Cl−
1、含义：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。
（2）一元弱碱的电离常数 Kb
（1）一元弱酸的电离常数 Ka
（3）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
注意事项：比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1 ＞Ka2 ＞Ka3 ……当Ka1≫Ka2 时，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。 （口诀：分步进行，一步定性）。（原因？）
（4）多元弱碱的电离一步写完。
3、电离平衡常数K的计算——（1）K值的求算【例题】在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 ml·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，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数Kb。
c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) ml·L−1 ≈ 0.2 ml·L−1
（1）列出“三段式”计算（2）由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a-x) ml·L－1，一般近似为a ml·L－1。（即忽略弱电解质电离的部分）
3、电离平衡常数K的计算——（1）K值的求算
　　　　　　 CH3COOH ⇌ CH3COO－＋H＋起始浓度/(ml·L－1) a 0 0变化浓度/(ml·L－1) x x x平衡浓度/(ml·L－1) a－x x x
c(CH3COOH)＝(0.2−x) ml·L−1 ≈ 0.2 ml·L−1
c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 ml/L
【例题】已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10−5，计算0.2ml·L−1的CH3COOH达到电离平衡时c(H)的浓度。
3、电离平衡常数K的计算——（2）粒子平衡时浓度的求算
【例题】在某温度，溶质的物质的量浓度为 0.2 ml·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，试计算有多少比例的NH3·H2O发生了电离？
电离度：实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。 即：已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率
3、电离平衡常数K的计算——（3）电离度的计算
【思考】对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？
表1：25℃ 几种弱酸的 Ka
表2：不同温度下CH3COOH的 Ka
相同温度下，Ka 越大，弱酸越易电离，酸性越强。
(2)外因：温度；升高温度，平衡正向移动，电离常数 K 增大。
(1)内因：弱酸的自身性质决定。
4、影响电离平衡常数K的因素
K的意义：K表征了弱电解质的电离能力。根据相同温度下，电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。1、判断弱电解质的相对强弱弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
二、电离平衡常数的应用
反应生成了CO2，化学方程式为：2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH) > Kal(H2CO3)
1、判断弱电解质的相对强弱弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。P61【实验3-2】
2、强酸制弱酸——弱酸与盐溶液的反应规律利用电离平衡常数，可以判断复分解反应能否发生，以及确定产物。
酸性：HCOOH ＞ HCN
HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa
【例题】 已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 ml·L－1 Ka(HCN)＝4.9×10－10 ml·L－1
HCOONa 与 HCN不反应
问下列反应是否能发生，若能发生请写出化学方程式：（1）HCOOH与NaCN溶液：
（2）HCOONa 与 HCN溶液：
3、比较溶液中离子浓度的大小
【例题】已知：磷酸存在的三步电离，这三步的电离常数大小进行比较，第一步 第二步 第三步。H3PO4 ⇌H+ + H2PO4- H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- HPO42- ⇌ H+ + PO43- 在磷酸溶液中粒子大小进行比较：C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
【练习】求H2S溶液的微粒浓度大小关系分别为：
【例题】已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下：H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，发生离子方程式的先后顺序为： 、 、 。 将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式： 。
4、比较离子结合质子的能力大小:弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。
【思考】设计实验证明： 醋酸溶液中存在CH3COOH ⇌ CH3COO－＋H＋的电离平衡。
①测定0.1ml/L的醋酸溶液的PH：
②在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液呈红色，再加热溶液。
加热后红色变深。说明加热能促进醋酸的电离，c(H＋)增大，红色加深。即可证明醋酸溶液中存在电离平衡。
③在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液呈红色，再加入少量CH3COONH4固体。
④在室温下，将锌粒投入相同浓度的醋酸和盐酸中，比较起始速率大小。
三、弱电解质的证明方法
2＝pHHA10-2ml·L－1＝c(HA)c(A－)>c(B－)
c(A－)＝c(B－)
（1）比较弱酸（碱）的相对强弱
（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
K越大，电离的程度越大
（4）比较微粒浓度比值的变化
【思考】小孩大哭过后，容易出现抽抽搭搭，停不下来、喘不上气，或者手脚僵硬的情况。
已知人体血液中存在如下平衡：
人体血液的pH需维持在7.35~7.45。当pH＜7.35会导致酸中毒，pH大于7.45会导致碱中毒。
小孩大哭后出现的生理症状，与上述平衡相关，是随着哭泣，呼出大量CO2，平衡状态改变后，发生了轻微碱中毒。
直接吸入大量CO2合理吗？
需要控制条件，使上述平衡正向移动
【思考】出现轻微碱中毒后，如何缓解中毒症状呢？
可用纸袋，罩于鼻、口上再呼吸，增加动脉血CO2浓度
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“>”“<”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。 
2、25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：CH3COOH：Ka＝1.75×10－5H2CO3：Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11HClO：Ka＝4.0×10－8(1)CH3COOH、H2CO3、HCO3- 、HClO的酸性由强到弱的顺序：_________________________________。(2)CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序：_______________________________。(3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：___________________________________。
NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3