第三章 第1节　第13课时　电离平衡移动和电离平衡常数（课件 学案）高中化学 人教版（2019）选择性必修1

第13课时　电离平衡移动和电离平衡常数 学习目标 知识网络 1. 了解弱电解质电离平衡的影响因素。2. 了解电离平衡常数、电离度的含义。3. 会利用电离平衡常数来判断溶液的酸碱性。 判断正误(正确的画“√”，错误的画“×”)。 (1) CH3COOHCH3COO－＋H＋中加入盐酸，平衡常数K变大(　　) (2) CH3COOH达到电离平衡后，升高温度(不考虑挥发)，电离度变大(　　) (3) 一般，电离常数(K)越小，表示弱电解质的电离能力越弱(　　) (4) 对于0.1 mol/L的氨水，加水稀释后，溶液中变大(　　) (5) 常温下，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，可见H2CO3第一步电离程度远大于第二步电离程度(　　) (6) 常温下，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，可判断出CH3COOH的酸性小于H2CO3(　　) (7) 某温度下，HCOOH的Ka＝4×10－5，则0.1 mol/LHCOOH溶液的电离度约等于2%(　　) 影响电离平衡的因素 1. 内因：电解质本身的性质 2. 外因 (1)浓度：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡正向移动，电离程度增大。 (2)温度：电解质的电离过程一般是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，电离程度增大。 (3)加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质：电离平衡逆向移动，电离程度减小。 (4)加入能反应的物质：加入能与电离出的离子反应的物质，电离平衡正向移动，电离程度增大。 3. 以0.1 mol/L CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0，完成下表(填“正”“逆”“增大”或“减小”)。 条件 平衡移动方向 电离程度 c(H＋) 说明 升温 _____ _____ _____ 醋酸电离为吸热反应，升温平衡正向移动，降温平衡逆向移动 降温 _____ _____ _____ 加水 _____ _____ _____ c(H＋)＝，n、V都增大，V增加得更多，所以c(H＋)减小 加少量冰醋酸 _____ _____ _____ c(CH3COO－)、c(CH3COOH)都增大，但c(CH3COOH)增加得更多 加醋酸钠 _____ _____ _____ 增大电解质电离出的离子浓度，平衡逆向移动 加HCl _____ _____ _____ 加NaOH _____ _____ _____ 消耗电解质离子(H＋)，平衡正向移动 加活泼金属 _____ _____ _____ 加碳酸盐 _____ _____ _____ 电离常数K的表示及其应用 1. 定义：一定温度下，弱电解质在溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。 2. 表示：弱酸的电离常数一般用Ka来表示，弱碱的电离常数用Kb来表示。 常温下，常见弱酸或弱碱的Ka(Kb)： CH3COOH Ka＝1.75×10－5 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11 H2C2O4 Ka1＝5.6×10－2Ka2＝1.5×10－4 H3PO4 Ka1＝6.9×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝4.8×10－13 NH3·H2O Kb＝1.8×10－5 例　常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液中的氢离子浓度为2.5×10－6 mol/L，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol/L。若忽略水的电离及H2CO3的第二步电离，H2CO3HCO＋H＋的电离平衡常数Ka1＝＝≈4.2×10－7。 3. 注意事项 (1) 电离常数只与_____有关，与浓度无关；电离是吸热的过程，升高温度_____(填“促进”或“抑制”)电离，电离常数_____(填“增大”或“减小”)。 (2) 多元弱酸(或弱碱)是分步电离的，以第一步电离为主。一般Ka1 Ka2 Ka3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多。因此计算多元弱酸溶液的c(H＋)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 电离度 1. 电离度 定义 一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数 表达式 α＝×100%；c已电离＝c始×α 意义 衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大 影响因素 ①升高(降低)温度，电离平衡向右(左)移动，电 ... ...