高中化学人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡教课内容课件ppt

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电离平衡水的电离和溶液的PH盐类的水解沉淀的溶解平衡
水溶液广泛存在于生命体及其赖以生存的环境中。许多化学反应都是大水溶液中进行的，其中，酸、碱和盐等电解质在水溶液中发生的离子反应，以及弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡，都与生命活动、日常生活、工农生产和环境保护等息息相关。
学习目标：1.理解强电解质、弱电解质的概念。2.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡,正确书写电离方程式。3.能理解一定条件下弱电解质的电离平衡移动及影响条件。4.了解电离常数及电离度。
1.什么是电解质与非电解质
3.电解质溶液为什么能导电？
在水溶液中电解质在水分子的作用下解离成____________的阴、阳离子的（实为水合离子）过程。
（1）金属是因自由______定向移动导电，而电解质溶液是因自由_____________定向移动导电。
（2）电解质溶液导电性强弱决定于溶液中离子_____大小及离子__________的多少。
如：1ml/LMgCl2溶液导电能力______1ml/LAlCl3溶液
1.酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子。不同电解质的电离程度是否有区别？
有区别，有的完全电离，有的部分电离。
2.醋酸的腐蚀性及去污能力不如盐酸强，除浓度因素外，是否有其他原因？
2H＋＋Mg=Mg2＋＋H2↑
同浓度的盐酸和醋酸中H+浓度盐酸大于醋酸，电离程度盐酸大于醋酸。
H2SO4、NaOH、Na2SO4等
NH3·H2O、CH3COOH、HF、H2S、HClO、H2CO3等
二、弱电解质的电离平衡
弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又会结合成分子，如醋酸的电离：
部分电离 可逆 存在电离平衡
v(电离)＝ v(结合)
在一定条件下（如温度、浓度等）的弱电解质的溶液中，弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率______，溶液中各分子、离子的浓度保持_______的状态。
2.电离平衡状态的特征有哪些
逆：弱电解质的电离是_____过程动：_____平衡等：v(电离)___ v(结合)定：溶液里离子浓度、分子浓度保持_____变：当支持电离平衡状态的条件改变，电离平衡会发生_____。吸：弱电解质的电离是_______过程。
2.HA电离过程中体系各粒子浓度的变化
3.BOH电离过程中体系各粒子浓度的变化
3.怎么正确书写电解质的电离方程式
NaCl = Na++Cl-
①弱碱：NH3·H2O、难溶的碱如Fe(OH)3、 Cu(OH)2 、 Mg(OH)2等。
②强碱： NaOH、KOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2
①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI
②弱酸:HAc、H2CO3、H2SO3、H3PO4、H2S、HClO、HF、有机酸。
常见的强电解质有哪些？弱电解质有哪些？
③易溶盐：如NaCl、Na2CO3 、Na2 SO4 、KNO3 、NH4Cl
（２）多元弱酸分步电离,可分步书写电离方程式(一般只写第一步),多元弱碱也是分步电离,但可按一步电离写出。
口诀:强等号;弱可逆;多元弱酸分步写,多元弱碱一步完。
NaHSO4 = Na + + H + + SO4 2-
加水稀释向电离的方向移动(溶液变稀,离子碰撞结合分子的几率减小)，电离程度增大;增加弱电解质浓度，向电离的方向移动，但电离程度减小.
电离过程是吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动
加水稀释醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线:
(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱电离程度越小。
4.影响电离平衡的因素有哪些
加入同弱电解质电离所产生的离子相同离子，电离平衡向逆方向移动。
加入能与弱电解质电离产生的离子反应的物质时，减少离子的浓度，使电离平衡向电离方向移动。
在一定条件下，对于一元弱酸或弱碱来说，溶液中弱电解质电离的生成的各种离子浓度的积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。
例如，CH3COOH的电离常数可用下式表示：
H2C2O4>H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
(2)电离常数首先由弱酸、弱碱的_____性质决定。对于同一电解质的稀溶液来说，只与_____有关，温度升高，电离常数_____，与浓度______。
(1)相同温度下，电离常数K（一般只比较第一级）越大，电离程度越___，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越____。
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
如， CH3COOH在0℃时1.65×10-5为， 25℃时为1.75×10-5。
(3)多元弱酸或多元弱碱在水中的电离是分步进行的。例如，是二元弱酸，它的电离方程式为：
多元弱酸或多元碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1 、Ka2或Kb1、Kb2加以区别。
如： 25℃时H2CO3的两步电离常数分别为：
对于同一种多元弱酸或多元弱碱，第一步的电离常数远大于第二步的，即： Ka1>>Ka2， Kb1>>Kb2。因此，当计算多元弱酸中的c(H+ ) 或多元弱碱中的c(OH-) ，或比较多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)相对强弱时，通常只考虑第一步电离。（近似处理！）
某些弱电解质的电离常数(25℃)
Ka1=4.5×10-7
Ka2=4.7×10-11
Ka1=5.6×10-2
Ka2=1.5×10-4
Ka=6.2×10-10
Ka=4.0×10-8
Ka=6.3×10-4
Ka=5.6×10-4
Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
Ka1=1.1×10-7
Ka2=1.3×10-13
Ka1=1.4×10-2
Ka2=6.0×10-8
Ka=1.8×10-4
Ka=1.75×10-5
Kb=1.8×10-5
同一溶液中,浓度之比等于物质的量之比,等于分子数之比
同温下,电离度越小,电解质越弱。
起始浓度/(ml·L−1)
变化浓度/(ml·L−1)
平衡浓度/(ml·L−1)
c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) ml·L−1 ≈ 0.2 ml·L−1
0.2 −1.7×10−3
例题1：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）和电离度（ α ） 。
例题2：试分别计算25℃时0.1 ml·L−1 H2SO3和0.1 ml·L−1 NH3·H2O 的 c(H+)和c (OH-)。 (25℃时 Ka1=1.4×10-2 、Ka2=6.0×10-8；Kb=1.8×10-5)
≈3.7×10-2ml·L−1
≈1.3×10-3ml·L−1
Na2CO3 +2HAc=2NaAc + CO2↑+H2O
酸性 HAc>H2CO3
Ka(HAc) > Ka1 (H2CO3)
Mg +2H + =Mg 2+ +H2↑
HCl = Cl− + H+
v(盐酸) ＞ v(醋酸)
c(H+)盐酸 > c(H+)醋酸
v(盐酸)增加幅度快速减小， v (醋酸)增加幅度相对缓慢减小。
Mg与醋酸反应时，消耗H+, c(H+)下降，电离平衡正向移动，又补充H+，c(H+)下降幅度不如盐酸明显，所以v (醋酸)增加幅度相对缓慢减小。
③反应结束：Mg 过量，生成 CO2的量基本相等，醋酸电离出的H+最终能反应完全，说明醋酸中存在电离平衡——边反应边电离，直至反应完全。
小结2：弱电解质的电离平衡
电离常数（Ka、Kb）
1.有H+浓度相同、体积相等的三种酸：a.盐酸 b.硫酸 c.醋酸，同时加入足量的锌，则开始反应时速率 ，反应过程中的平均速率 ，反应完全后生成H2的质量 。
Zn+2H+=Zn2++H2↑
2.下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是:
3.下列说法不正确的是:
①氨溶于水得到的溶液能导电，所以NH3是电解质；
②盐溶于水一定电离出金属阳离子
③液态HCl不导电，所以属于非电解质；
④金属铜能导电，但它不是电解质，是非电解质
⑤强电解质的导电能力比弱电解质强
⑥NaHSO4在熔融状态下电离生成三种离子
A．②③⑥ B．①③⑤ C．全部 D．①②③④⑤
5.在体积都为1L、c(H+)=10-2ml/L的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下图所示比较符合客观事实的是:
A. B. C. D.
4.下列溶液的导电性最强的是:
A．1L0.1ml/LCH3COOH溶液B．溶液
C．溶液 D．2L0.1ml/LH2SO3溶液
6.下列事实能证明MOH是弱碱的有:
①0.1ml·L－1MOH溶液可以使酚酞试液变红
②常温下, 0.1ml·L－1MOH溶液中c(OH－)