第一節(jié)電離平衡（第二課時）高二—2019人教版—化學—選擇性必修1—第三章學習目標

1．了解電離平衡常數(shù)的意義及影響因素；能正確書寫電離平衡常數(shù)表達式。2．會運用電離常數(shù)與濃度商的關系分析外界條件改變對電離平衡的影響，構建電離常數(shù)模型。3．能進行電離常數(shù)及氫離子濃度的簡單計算；能用符號表征多元弱酸的電離平衡。

4．關注水溶液體系的特點，結合實驗現(xiàn)象、數(shù)據(jù)等證據(jù)素材，初步形成認識水溶液中的離子反應與平衡的基本思路。【知識回顧】電解質根據(jù)電離程度不同強電解質弱電解質電離平衡存在電離方程式的書寫電離平衡的特征電離平衡影響因素與化學平衡一樣，是一個動態(tài)平衡，符合勒夏特列原理。認識電離平衡常數(shù)與化學平衡類似，當弱電解質達到電離平衡時，弱電解質電離生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質分子的濃度之比是一個常數(shù)，叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)?！灸Ｐ皖愅啤空J識電離平衡常數(shù)

1．電離常數(shù)的意義：電離常數(shù)的大小表明弱電解質電離程度的大小，即電離常數(shù)是表征弱電解質相對強弱的特征值?！拘纬筛拍睢?/p>

2．電離常數(shù)的影響因素：

與化學平衡常數(shù)一樣，對于同一弱電解質的稀溶液，電離常數(shù)只與溫度有關。由于弱電解質電離一般都吸熱，所以升高溫度能促進電離，電離常數(shù)會增大。認識電離平衡常數(shù)0.10mol·L-1CH3COOH(aq)0.00010mol·L-1CH3COOH(aq)【實驗回顧】上圖是上節(jié)課我們用pH傳感器測定的0.10mol·L-1CH3COOH(aq)及其稀釋1000倍后0.00010mol·L-1CH3COOH(aq)的pH實驗數(shù)據(jù)圖。

求算電離平衡常數(shù)【例題1】已知常溫下，用pH傳感器測得0.10mol/L醋酸溶液的pH為2.88，將該醋酸溶液稀釋1000倍后，測得稀釋后溶液pH為4.47，計算醋酸的電離常數(shù)Ka。起始濃度/(mol·L-1)：0.10000.10-10-2.88≈0.1【計算驗證】變化濃度/(mol·L-1)：10-2.8810-2.88

10-2.88平衡濃度/(mol·L-1)：0.10-10-2.88

10-2.88

10-2.88解法1：CH3COOH

H+

+CH3COO-求算電離平衡常數(shù)【例題1】已知常溫下，用pH傳感器測得0.10mol/L醋酸溶液的pH為2.88，將該醋酸溶液稀釋1000倍后，測得稀釋后溶液pH為4.47，計算醋酸的電離常數(shù)Ka?！居嬎泸炞C】起始濃度/(mol·L-1)：0.0001000變化濃度/(mol·L-1)：10-4.4710-4.47

10-4.47平衡濃度/(mol·L-1)：10-4

-10-4.47

10-4.47

10-4.47※

相同溫度下，同一弱電解質的電離常數(shù)與其濃度無關。CH3COOH

H+

+CH3COO-解法2：電離常數(shù)的應用0.1mol/LCH3COOH(aq)：CH3COOH

H++CH3COO-條件改變KaQ電離平衡移動方向加水稀釋加少量CH3COONH4(s)通入少量HCl(g)不變變小向右(促進電離)不變變大向左(抑制電離)3．電離常數(shù)的應用(1)判斷電離平衡的移動【模型認知】借助K、Q關系來判斷K＞Q，平衡正移。K＝Q，平衡狀態(tài)。K＜Q，平衡逆移。稀釋1倍不變變大向左(抑制電離)電離常數(shù)的應用0.1mol/LCH3COOH(aq)：CH3COOH

H++CH3COO-條件改變KaQ電離平衡移動方向加少量NaOH(s)加少量Mg升高溫度變小不變變小變大不變不變向右(促進電離)向右(促進電離)向右(促進電離)3．電離常數(shù)的應用(1)判斷電離平衡的移動【模型認知】借助K、Q關系來判斷K＞Q，平衡正移。K＝Q，平衡狀態(tài)。K＜Q，平衡逆移?！締栴}1】比較不同弱電解質的電離常數(shù)

有何意義？弱電解質電離常數(shù)弱電解質電離常數(shù)H2C2O4Ka1=5.6×10-2Ka2=1.5×10-4CH3COOHKa=1.75×10-5H2SO3Ka1=1.4×10-2Ka2=6.0×10-8H2CO3Ka1=4.5×10-7Ka2=4.7×10-11HFKa=6.3×10-4HClOKa=4.0×10-8HNO2Ka=5.6×10-4NH3·H2OKb=1.8×10-5某些弱電解質的電離常數(shù)(25℃)

不同弱電解質具有不同的電離常數(shù)，K值越小，表明弱電解質越難電離，所以電離常數(shù)是表征弱電解質相對強弱的特征值，可以用于比較常見弱酸(或弱堿)在相同條件下的酸性(或堿性)強弱。3．電離常數(shù)的應用(2)比較弱電解質的相對強弱電離常數(shù)的應用【學以致用】酸性：HF＞CH3COOH

＞HClO【問題2】從下列電離常數(shù)數(shù)據(jù)表中你還發(fā)現(xiàn)有什么特點？如何理解多元弱酸有多個電離常數(shù)？4．多元弱酸的電離(1)多元弱酸的電離常數(shù)

多元弱酸或弱堿在水中的電離是分步進行的，每一步電離都是可逆的，因此存在對應的逐級電離常數(shù)，可以依次用Ka1、Ka2、Ka3表示。多元弱酸的電離【學以致用】弱電解質電離常數(shù)弱電解質電離常數(shù)H2C2O4Ka1=5.6×10-2Ka2=1.5×10-4CH3COOHKa=1.75×10-5H2SO3Ka1=1.4×10-2Ka2=6.0×10-8H2CO3Ka1=4.5×10-7Ka2=4.7×10-11HFKa=6.3×10-4HClOKa=4.0×10-8HNO2Ka=5.6×10-4NH3·H2OKb=1.8×10-5某些弱電解質的電離常數(shù)(25℃)【問題3】比較同一種多元弱酸的逐級電離常數(shù)的數(shù)據(jù)大小，你發(fā)現(xiàn)什么規(guī)律？如何應用這一規(guī)律？4．多元弱酸的電離(1)多元弱酸的電離常數(shù)同一種多元弱酸的逐級電離常數(shù)之間差距較大，往往呈現(xiàn)Ka1>>Ka2>>Ka3的特點。因此，當計算多元弱酸中的c(H+)或比較多元弱酸的酸性相對強弱時，通常只考慮第一步電離。(2)多元弱酸的酸性比較多元弱酸的電離【學以致用】弱電解質電離常數(shù)弱電解質電離常數(shù)H2C2O4Ka1=5.6×10-2Ka2=1.5×10-4CH3COOHKa=1.75×10-5H2SO3Ka1=1.4×10-2Ka2=6.0×10-8H2CO3Ka1=4.5×10-7Ka2=4.7×10-11HFKa=6.3×10-4HClOKa=4.0×10-8HNO2Ka=5.6×10-4NH3·H2OKb=1.8×10-5某些弱電解質的電離常數(shù)(25℃)4．多元弱酸的電離(1)多元弱酸的電離常數(shù)(2)多元弱酸的酸性比較【實驗3-2】向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液。觀察現(xiàn)象。你能否由此推測CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大?。慷嘣跛岬碾婋x【實驗探究】多元弱酸的電離【實驗探究】實驗現(xiàn)象：溶液中產(chǎn)生氣泡，即放出CO2氣體。實驗結論：依據(jù)“強酸制弱酸”，說明CH3COOH的酸性比H2CO3強，即CH3COOH的Ka大于H2CO3的Ka1?！纠}2】已知25℃時，CH3COOH的電離常數(shù)Ka=1.75×10-5。(1)當向醋酸中加入一定量的鹽酸時，CH3COOH的電離常數(shù)是否發(fā)生變化？為什么？(2)若初始時醋酸中CH3COOH的濃度為0.010mol/L，則達到電離平衡時溶液中的c(H+)

是多少？(1)

CH3COOH的電離常數(shù)不會發(fā)生變化，因為其電離常數(shù)只與溫度有關，溫度沒變，其電離常數(shù)不變。起始濃度/(mol·L-1)：0.01000變化濃度/(mol·L-1)：c(H+)c(H+)

c(H+)解：電離常數(shù)的應用【學以致用】平衡濃度/(mol·L-1)：0.010-c(H+)c(H+)

c(H+)CH3COOH

H+

+CH3COO-(2)近似計算【例題2】已知25℃時，CH3COOH的電離常數(shù)Ka=1.75×10-5。(1)當向醋酸中加入一定量的鹽酸時，CH3COOH的電離常數(shù)是否發(fā)生變化？為什么？(2)若初始時醋酸中CH3COOH的濃度為0.010mol/L，則達到電離平衡時溶液中的c(H+)

是多