【高中化学】2023-2024学年人教版（2019）选择性必修一 电离平衡平衡常数 强酸与弱酸比较课件

第2课时

电离平衡常数强酸与弱酸的比较第三章水溶液中的离子反应第一节电离平衡教学目标核心素养1．了解电离平衡常数的含义。2．能利用电离平衡常数进行相关计算。水溶液中的离子平衡与化学平衡均符合平衡移动原理，可以建立与化学平衡类似的平衡模型，培养证据推理与模型认知的核心素养。问题导思一般用电离平衡常数和电离度。思考：参考可逆反应的化学平衡，思考如何定量描述弱电解质的电离程度？一、电离平衡常数1．定义在一定条件下，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，与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，叫做电离平衡常数，简称电离常数，弱酸用Ka表示,弱碱用Kb表示。2．表达式(1)一元弱电解质新知学习CH3COOHH++CH3COO-Ka=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)一、电离平衡常数1．定义在一定条件下，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，与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，叫做电离平衡常数，简称电离常数，弱酸用Ka表示,弱碱用Kb表示。2．表达式(1)一元弱电解质新知学习

Ka1=

c(H2CO3)

(2)多元弱电解质Ka2=

CH3COOHH++CH3COO-Ka=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)弱电解质电离常数KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-5观察表格的数值及水的K值信息，分析影响K的因素？一、电离平衡常数新知学习弱电解质电离常数KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-53．影响K的因素电离程度大K就大，反之亦然不同的弱电解质电离程度不同，弱电解质的性质：一、电离平衡常数新知学习通常多元弱酸的K1>>K2>>K3……比较多元弱酸的酸性，主要考虑第一步电离一、电离平衡常数新知学习电离程度大K就大，反之亦然弱电解质的性质：3．影响K的因素弱电解质电离常数KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-5水的电离平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14，K(35℃)=2.1×10-14温度：温度越高，K越大，且与浓度变化无关一、电离平衡常数新知学习弱电解质电离常数KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-53．影响K的因素通常多元弱酸的K1>>K2>>K3……比较多元弱酸的酸性，主要考虑第一步电离电离程度大K就大，反之亦然弱电解质的性质：水的电离平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14，K(35℃)=2.1×10-14温度：温度越高，K越大，且与浓度变化无关一、电离平衡常数新知学习弱电解质电离常数KCH3COOH1.75×10-5H2CO3Ka1=4.5×10-7

Ka2=4.7×10-11HNO25.6×10-4H2SO3Ka1=1.4×10-2

Ka2=6.0×10-8

NH3·H2O1.8×10-53．影响K的因素通常多元弱酸的K1>>K2>>K3……比较多元弱酸的酸性，主要考虑第一步电离电离程度大K就大，反之亦然弱电解质的性质：请比较表格中几种酸的强弱关系由强到弱：H2SO3>HNO2>CH3COOH>H2CO3除了根据K值，还可以怎样比较酸性强弱关系？结论：醋酸能制出碳酸，说明醋酸比碳酸强，同时也证明K(醋酸)>K(碳酸)证明酸性强弱的方法：①理论方法：电离常数大的酸性强②实验方法：相对强的制出相对弱的新知学习实验探究：向盛有2mL1mol/L酷酸的试管中滴加1mol/LNa2CO3溶液，观察现象。你能否由此推测CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小?现象：产生大量气泡在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2mol·L-1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10-3mol·L-1,计算NH3·H2O的Kb。

平衡浓度c平(mol·L-1)0.2-1.7×10-31.7×10-31.7×10-3c平(NH3·H2O)=(0.2-1.7×10-3)

mol·L-1≈0.2

mol·L-1c(NH3·H2O)

Kb=

0.2

(1.7×10-3)·(1.7×10-3)=≈1.4×10-5起始浓度c0(mol·L-1)0.200变化浓度(mol·L-1)

1.7×10-31.7×10-31.7×10-3二、电离平衡常数的计算新知学习思考讨论向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2mL2mol/L盐酸、2mL2mol/L醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。请回答下列问题:(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?镁与盐酸、醋酸反应时气体压强随时间的变化示意图(1)同浓度的盐酸、醋酸与镁条反应，反应速率均是先增大，后减小，盐酸反应更快。(2)二者最后产生气体的量相等

(1)均为1mol·L-1体积为VL的HCl、CH3COOH

比较内容强酸弱酸本质区别(即电离程度)(电离方程式)溶质在溶液的存在形式c(H+)导电能力与Zn或Na2CO3等反应速率与足量Zn等反应耗酸量升温(溶质不挥发溶液体积不变)pH变化加水稀释到10V的pH完全电离H+、Cl-部分电离CH3COOHH++CH3COO-H+、CH3COO-

及CH3COOH(主要)1mol·L-1远小于1mol·L-1弱强HCl===H+＋Cl-快慢不变变小1大于1相等三、强酸与弱酸的比较新知学习

(2)pH均为1体积为VL的HCl、CH3COOH

比较内容强酸弱酸c(酸)与Zn反应开始速率制取等量H2耗时与足量Zn反应耗酸量加水稀释到10V的pH加入同离子pH变化等浓度盐溶液的pH0.1mol/L耗时长2远大于0.1mol/L相等相等耗时短1~2之间少多不变变大7大于7三、强酸与弱酸的比较新知学习1．25℃时,在0.5L0.2mol·L-1的HA溶液中,有0.001mol的HA电离。(1)求该温度下HA的电离常数。(2)计算25℃时,0.1mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。c(HA)c(H＋)·c(A-)K=

0.198

(0.002)·(0.002)==2.02×10-5起始浓度(mol/L) 0.2 0 0变化浓度(mol/L) 0.002

0.0020.002平衡浓度(mol/L) 0.198 0.0020.002达标检测HA

H+

+A-答案(1)

达标检测1．25℃时,在0.5L0.2mol·L-1的HA溶液中,有0.001mol的HA电离。(1)求该温度下HA的电离常数。(2)计算25℃时,0.1mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。c(HA)c(H＋)·c(A-)K=达标检测

c(NH3·H2O)

BB3．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0.1mol·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＋)减小酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生，A正确NaOH中和H＋而促进HCOOH电离，则HCOOH电离程度增大，K只与温度有关，B错误加水稀释c(H+)最终会减小，C正确

达标检测ＢA.三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZB．反应HX＋Y－===HY＋X－不能够发生C．相同温度下，导电能力HX<HYD．相同温度下，1mol·L－1HX溶液的电离常数大于0.1mol·L－1HX4．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是()酸HXHYHZ电离常数K9×10-79×10-61×10-2酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，故强弱关系为HZ＞HY＞HX因为HY＞HX，

故HX＋Y－===HY＋X不能发生B正确导电能力取决于自由移动的离子浓度，溶液的浓度未知，无法比较导电能力的强弱K只受温度影响，相同温度下同一物质的电离平衡常数不变，故

D错误达标检测5．(双选)同物质的量浓度、同体积的HCl和醋酸溶液，分别与过量相同情况的Na2CO3固体反应时，下列叙述正确的是(

)A．反应速率HCl>CH3COOHB．气泡逸出速率CH3COOH>HClC．在相同条件下两酸产生的CO2的体积不相同D．如果两酸的c(H＋)相同时，两酸的物质的量浓度HCl<CH3COOH盐酸中c(H＋)大，所以反应速率快醋酸中c(H＋)小，所