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化学 人教版选择性必修1第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较

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一元强弱酸的比较课件高二上学期化学人教版选择性必修1

一元强弱酸的比较课件高二上学期化学人教版选择性必修1
在水溶液中，只有弱电解质存在电离平衡，条件改变电离平 衡会发生移动。 ①判断升温后pH的变化。
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。
②判断一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化。 如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，测其pH＝5，则为强酸， 若pH＜5，则为弱酸。
③判断过量的锌与等体积、等pH的HA溶液和盐酸反应生成H2的量 若两种溶液生成H2的量相等，则HA为强酸； 若HA溶液生成H2的量多，则HA为弱酸。
1、从是否完全电离的角度判断
⑴测定相同浓度的HA溶液的pH 若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸； 若pH＞1，则HA为弱酸。
⑵比较溶液的导电性 浓度相同时，强酸导电性更强。
⑶比较和金属反应的快慢 相同条件下，把锌粒投入等浓度的一元强酸与弱酸溶液 中，强酸反应速率更快
2、从是否存在电离平衡的角度判断
A．① B．②⑤
C．③⑤ D．③④⑤
微观探析
反应 初期
盐酸是强酸，完全 电离，醋酸
盐酸的反应速率比醋酸 是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸
_大__
和醋酸，盐酸中的c(H＋) 较大 ，因
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
而反应速率_较__快_
盐酸的反应速率始终比
醋酸中存在电离平衡，随反应
反应 醋酸 大 ，盐酸的反应 的进行，电离平衡 正向移动，消耗
过程中 速率减小 明显 ，醋酸的 的氢离子能及时 电离补充 ，所以
1、在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是
（A ）
A. 1mol/L的甲酸溶液中c(H+)约为1×10－2 mol/L B. 甲酸能与水以任意比例互溶 C. 10 mL 1mol/L的甲酸溶液恰好与10mL 1mol/L的 NaOH溶液完全反应 D. 甲酸溶液的导电性比盐酸弱

第1节 第2课时 电离平衡常数(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)

第1节 第2课时 电离平衡常数(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)
酸性
2.外因---温度：电离常数 K 只受温度影响
随着温度的升高而增大
04
电离平衡常数的应用
课堂探究
四、电离平衡常数的应用
理解应用
实验探究
1.相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱
课本P59页
课堂探究
四、电离平衡常数的应用
理解分析
实验探究
1.相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱
实验操作
向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液
思考与讨论：向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL2mol/L盐酸、2 mL2 mol/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？
NH3·H2O NH4+ + OH-
=
1.8×10–5
课堂小结
（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
表达式
（1）比较弱电解质的相对强弱
电离常数
应用意义
影响因素
（1）内因：由物质本性决定
（2）外因：同一弱电解质的稀溶液， 只受温度影响
c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1
典例精讲
【例3】 以下表中是某些弱电解质的电离常数（25 ℃），比较它们的酸性强弱。
弱电解质
电离常数
HClO
HF
HNO2
4.0×10−8
6.3×10−4
5.6×10−4

人教版高中化学选择性必修一 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 第二课时 电离平衡

人教版高中化学选择性必修一 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 第二课时 电离平衡
+
-
平衡移
n(H+)
影响因素
动方向
升温
右
增大
c(H+) c(CH3COO-) 电离度
增大
增大
温度： 升温向吸热方向即电离方向移动
增大
影响电离平衡的因素
新课探究
思考：CH3COOH⇌CH3COO-+H+ 完成下表中外界条件改变对各参数的影响
影响因素
平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) 电离度
分析：查阅资料知25℃时，1 mol/L的 次氯酸和氢氟酸溶液中c(H+)不同，
原因？
次氯酸
氢氟酸
c(H+)
1.73×10-4
1.87×102
电离平衡常数究
表达式：
CH3COOH⇌CH3COO- +H+
(1)CH3COOH的电离常数Ka=
(2)NH3·H2O的电离常数Kb=
H2CO3⇋H +
+

HCO
0.1 mol·L-1CH3COOH溶液 中 ,经测定溶液中c(CH3COO-)为1.4×10-3
mol·L-1,求此温度下醋酸的电离常数Ka
+
−
CH3COOH
H + CH3COO
−1
起始(mol·L )： 0.1 mol·L-1
0
0
−1
转化(mol·L )：
−1
平衡(mol·L )：
x
0.1 −x
酸(碱)性相对强弱时,通常只考虑 第一步 电离。
电离平衡常数
应 用 2 ： 回顾84消毒液的作用原理，(即少量的CO2通入次氯酸钠溶液中

3.1.2 电离平衡常数 课件 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1

3.1.2 电离平衡常数 课件 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1

课堂学习
电离平衡常数
分析相同温度下(25℃)各一元弱酸的电离常数，你有什么发现？
名称 化学式 电离常数(K) 名称 化学式 电离常数(K)
醋酸 CH3COOH 1.75×10-5 亚硝酸 HNO2 氢氰酸 HCN 6.20×10-10 氢氟酸 HF
5.60×10-4 6.30×10-4
次氯酸 HClO 4.00×10-8 甲酸 HCOOH 1.80×10-4
NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH-
起始浓度/(mol·L-1)
0.2
00
变化浓度/(mol·L-1)
0.0017 0.0017 0.0017
平衡浓度/(mol·L-1)
0.2 0.0017 0.0017
课堂学习
电离平衡常数
分析不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH的大小，你有什么发现？
温度 pH
亚硫酸 H2SO3
Ka1=1.40×l0-2 Ka2=6.00×l0-8
氢硫酸 H2S
Ka1=1.10×l0-7 Ka2=l.30×10-13
比较溶液中离子浓度的 大小比较：
同浓度的酸溶液中，草 酸氢离子浓度最大，氢 硫酸氢离子浓度最小； 磷酸溶液中，c(H+) > c(H2PO4-) > c(HPO42-) > c(PO43-) > c(OH-)。
实验现象：生成大量气泡 酸性强弱：CH3COOH＞H2CO3
实验原理： 2CH3COOH + Na2CO3 = 2CH3COONa + CO2↑ + H2O
电离常数大小：Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3)
课堂学习
电离平衡常数

高中化学第3章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡第2课时电离平衡常数课件新人教版选择性必修1

高中化学第3章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡第2课时电离平衡常数课件新人教版选择性必修1
-
A.HNO2 的电离常数表达式为 Ka=
(HN O 2 )
B.稀释过程中,Ka(HNO2)保持不变
C.稀释过程中,HNO2溶液中的微粒种类保持不变
D.稀释过程中总是存在n(H+)+n(NO− )=0.1 mol
2
解析 HNO2 是一元弱酸,其电离方程式为 HNO2
+
H
+NO2 ,故
HNO2 的电离
A.a、b两试管中溶液的导电能力相同
B.a试管中OH-的浓度约为1.34×10-2.5 mol·L-1
C.将少量盐酸滴入a试管中,NH3·H2O的电离程度增大
D.向a试管中加入10 mL 水,NH3·H2O的电离平衡逆向移动
解析 NH3·H2O为弱电解质,在溶液中部分电离,物质的量浓度相同时,a试管
中溶液的导电能力弱,A 错误;a 试管氨水中
c(NH4+)≈c(OH-),则有 c(OH-)=
(NH+
)·
(OH
)
4
Kb=
=1.8×10-5,
(NH3 ·H2 )
0.1 × 1.8 × 10-5 mol·L-1≈1.34×10-3 mol·L-1,B
错误;将少量盐酸滴入a试管中,盐酸电离出的H+和溶液中的OH-反应,使
外因
温度(次要因素)
升高温度,电离常数 增大
4.意义
(1)[实验3-2]比较CH3COOH与H2CO3的酸性强弱
实验操作
实验现象
有 大量气泡
实验结论
酸性:CH3COOH > (填“>”或“<”)H2CO3
Ka大小比较
产生
>
【结论】相同温度下,电离常数越大,弱电解质越容易电离,所对应的酸性

高中化学人教版(2019)选择性必修1 第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数 课件(21张)

高中化学人教版(2019)选择性必修1 第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数 课件(21张)

>
( )
,D 错误。
( ) (- )

=
( + )
,Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3),故
-
( )·(+ )
=(
)
)·(
( ) ( )
( + )
>
( + )
=
+)
,
HA 分子,溶液中 c(H+)=0.1 mol/L×0.2%=2×10-4 mol/L,故 B 正确、D 错误;
室温时,电离平衡常数 K=
( + )·(- ) ×- ××-
()
=
.×(-.%)
-7
≈4×10 ,故 C 正确。
3.25 ℃时,下列有关电解质溶液的说法正确的是( C
。
;
(2)多元弱酸的电离常数。
多元弱酸的电离是分步进行的,每步各有电离常数,通常用 Ka1、Ka2 等分别表示。
例如:
H2CO3
-
HC
-
H++HC
+
-
H +C
(- )·( +)
( )
Ka1=
;
Ka2=
(+)·( )
(- )
。
多元弱酸各步电离常数的大小一般为 Ka1≫Ka2,因此,多元弱酸的酸性主要由第一
H3PO4
Ka1=6.9×10-3 Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
A.Na2CO3+CH3COOH
NaHCO3+CH3COONa
B.CO2+H2O+NaClO

高中化学人教版(2019)选择性必修1课件第三章第一节第2课时电离平衡常数


化学
学科素养测评
已知草酸为二元弱酸,H2C2O4
-
HC2 +H
+
-
Ka1,HC2
-
C2 +H
+
Ka2,常温下,
-
向某浓度的 H2C2O4 溶液中逐滴加入一定浓度的 KOH 溶液,所得溶液中 H2C2O4、HC2 、
-
C2 三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液 pH 的关系如图所示。
。
化学
解析:(1)氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为
c(N+)+c(H )=c(Cl )+c(OH ),因 c(N+ )=c(Cl ),故有 c(H )=c(OH ),溶液
+
-
-
-
+
-
显中性。
-
-7
+
Kb=c(N )·c(OH )/c(NH3·H2O)=(0.005×10 )/(a/2-0.005)=
电解质达到电离平衡时,电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子的
( +)·( - )
浓度的比,因此 CH3COOH 的电离常数表达式为 Ka=
( )
,B 错误。
化学
2.醋酸中存在电离平衡 CH3COOH
+
-
H +CH3COO ,下列叙述不正确的是(
D
)
A.升高温度,平衡正向移动,醋酸的电离常数Ka增大
向醋酸中加入CH3COONa固体,c(CH3COO-)增大,平衡逆向移动,正确;D项,
温度不变,电离常数不变,错误。
化学
题点二
电离平衡常数的应用
3.(2021·山东青岛调研)已知常温下三种酸的电离平衡常数如下表所示:

3.1.2电离平衡常数课件2024-2025学年高二化学人教版选择性必修1

=3.4×10—4
讲授新课
2、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–)= 6.0×10–3 mol·L–1。
Kb=
c(NH4+) c(OH–) = c(NH3·H2O)
x2 2－x
=
x2 2
= 1.8×10–5
x= 6.0×10–3
讲授新课
5、电离常数的意义
（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
讲授新课
讲授新课
2、表达式
对于一元弱酸 HA⇌H++A-，平衡时
c ( H+) .c( A-)
Ka=
c(HA)
注意：弱电解质的电离常数表达式中 c(H+ )、c(A- )、c(HA) 均为 到达电离平衡后溶液中的浓度值。在温度一定时，其电离常数就 是一个定值。
讲授新课
①一元弱酸、一元弱碱的电离常数 例如：CH3COOH⇌CH3COO- + H+
K1
=
c(H+ ) c(H2PO-4 c(H3PO4 )
)
K
2
=
c(H+ ) c(HPO24c(H2PO-4 )
)
K
3
=
c(H+ ) c(PO34-
c(HPO
24
)
)讲授新课3、来自点(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。

电离平衡常数课件高二上学期化学人教版选择性必修1

顺序：C__H_3C_O__O_H_＞__H_2_C_O_3_＞_H__C_lO__＞_H__C_O_－3_______。
(2)CH3COO－、HCO3－、CO3－、ClO－结合H＋的能力由强
到弱的顺序：C__O_23－_＞__C_lO_－_＞__H_C_O_－3_＞_C__H_3C_O__O_－________。
1
2 c (CH3COOH)
加水稀释，平衡正向移动，电离程度增大，K不变！
弱电解质电离程度的定量表示 --- 电离度(α)
达到电离平衡时，已电离的弱电解质浓度与弱电解质的初始浓 度的百分比。
弱电解质的电离量(c、n)
α=
×100％
弱电解质的初始量(c、n)
①一般情况下，弱电解质浓度越大，电离度越小； 弱电解质浓度越小，电离度越大。
Ka>Ka1
强酸制弱酸比较酸性强弱，从而比较Ka
B
利用Ka判断浓度之比变化趋势
1、常温下，0 .1mol/L的醋酸溶液加水稀释，下列数据
逐渐增大的是（BC ）
C(H )
A.c(H+) B.n(H+) C. C(CH3COOH)
C(H ) •C(CH3COO )
D. C(CH3COOH)
D
二、电离平衡常数的计算 三段式法
例题1(P58)：在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.20 mol/L的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O 为1.7×10-3 mol/L。试计算该温度下的电离常数。
Kb＝1.4×10－5 例题2：25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝ 10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电 离常数Ka＝_a_－1_0_1－_02_b－_b ____。

3.1.2电离平衡常数 课件(共18张PPT)高中化学 人教版(2019)选择性必修1


酸
HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 5×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A.三种酸的酸性强弱:HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO- == CH3COOH+H2PO2-能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，与足量锌粉反应，H3PO2产生H2最多
NH3·H2O
0.2 1.7×10−3
NH+4 + OH−
0
0
1.7×10−3 1.7×10−3
0.2 −1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3
忽略水的电离
c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1
Kb＝
c(NH4+ )· c(OH−) ＝ c(NH3·H2O)
图像问题
④、等PH：强/弱稀释
等PH稀释：弱酸后劲足
盐酸和醋酸溶液加水稀释
pH
HCl 7
b
a
CH3COOH
0 V'
V(水)
稀释过程中： 弱酸电离平衡正移，不断电离H+， 使c(H+)浓度降低的更慢，PH变化更缓
Ka＝c(CcH(C2CHl2CCOlCOO-)O· cH(H) +＝)
(1.1×10−2)·(1.1×10−2)
(0.1 −1.1×10−2)
= 1.4×10−3
电离平衡常数的应用
思考 已知Ka/Kb，如何计算一元弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度
一元弱酸溶液中 c(H+) ＝ cKa
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5.电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOH
起始浓度/mol·L－1
a
CH3COO－＋H＋
0
0
变化浓度/mol·L－1
x
x
x
平衡浓度/mol·L－1
a－x x
x
则 Ka＝cCcHC3CHO3COO－O·cHH＋＝a－x2 x≈xa2
注意 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) mol·L－1
2.思考与讨论：镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 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 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·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。
深度思考
1.25 ℃时，0.10 mol·L－1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡 常数Ka为_1_._0_×_1_0_－__5 _。
解析 发生电离的 HA 的物质的量浓度为 c(HA)＝0.10 mol·L－1×1%＝ 1.0×10－3 mol·L－1，根据 HA H＋＋A－，则平衡时 c(H＋)＝c(A－)＝1.0× 10－3 mol·L－1，c(HA)＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3 mol·L－1≈1.0×10－1 mol·L－1， 将有关数据代入电离平衡常数表达式得 Ka＝cHc＋H·cAA－＝1.0×10－5。
2.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
CH3COOH：Ka＝1.7×10－5 H2CO3：Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 HClO：Ka＝3.0×10－8 (1)CH3COOH、H2CO3、HCO－ 3 、HClO 的酸性由强到弱的顺序：_C__H_3_C_O__O_H_＞___ _H_2_C_O__3＞__H__C_l_O_＞__H_C__O_－ 3____。 (2)CH3COO－、HCO－ 3 、CO23－、ClO－结合 H＋的能力由强到弱的顺序：_C_O__23－_＞__ _C_l_O_－_＞__H__C_O_－3_＞__C__H_3_C_O__O_－____。
HCO－3 H＋＋CO23－ Ka2＝____c__H_C_O__3－____。
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。
3.意义 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 。 4.电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 不同 ，说明电离常数 首先由物质的 本性所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 温度 有关，由于电离为 _吸__热__过程，所以电离平衡常数随 温度升高 而增大。
第2课时 电离平衡常数 强酸与弱 酸比较Leabharlann 一、电离平衡常数内
容
二、强酸与弱酸的比较
索
引
随堂演练 知识落实
课时对点练
一、电离平衡常数
1.概念 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，用K表示。
cKHa＋，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka
值不变，则 cCH3COO－ 增大。 cCH3COOH
返回
二、强酸与弱酸的比较
1.实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
实验操作
实验现象 实验结论 Ka大小比较
有 气泡 产生 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka(CH3COOH) 大于 Ka1(H2CO3)
cNH＋ 4 ·cOH－ Kb＝__c__N_H__3_·H__2O__ ____
(2)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，
cHCO－ 3 ·cH＋
H2CO3
H＋＋HCO－ 3 Ka1＝___c__H_2_C_O__3____； cH＋·cCO23－
(3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式： _N__a_C_lO__＋__C_O__2＋__H__2O__=_=_=_H__C_lO__＋__N_a_H__C_O_3_。
3.写出在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随着水量
的增加，溶液中下列含量的变化(填“增大”“减小”或“不变”)。
一般近似为a mol·L－1。
正误判断
(1)改变条件，电离平衡向正向移动，电离平衡常数一定增大( × ) (2)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定向正向移动( √ ) (3)相同条件下，可根据电离平衡常数的大小，比较弱电解质的相对强弱( √ ) (4)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大( × )
2.电离平衡常数的表示方法 cA＋·cB－
AB A＋＋B－ K＝___c__A_B_____ (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。
例如：CH3COOH CH3COO－＋H＋ cCH3COO－·cH＋
Ka＝___c__C_H__3C__O_O__H_____ NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－
(1)n(OH－) _增__大_。
cOH－ (2)cNH3·H2O
_增__大___。
(3)ccNHN＋ 4H3··cHO2OH－ _不__变___。
解析 加水稀释，NH3·H2O 的电离平衡向电离方向移动，n(OH－)逐渐增大，
n(NH3·H2O)逐渐减小，cNcHO3H·H－2O＝nNnHO3H·H－2O，所以cNcHO3H·H－2O逐渐增大；电离 平衡常数 K＝ccNNHH＋4 3··cHO2OH－只与温度有关，所以加水稀释时ccNNHH＋4 3··cHO2OH－不变。
方法指导
电离平衡常数的应用
(1)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。
(2)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。
(3)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如 0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液加水稀释，ccCCHH33CCOOOOH－＝ccCCHH33CCOOOOH－··ccHH＋＋＝