高中化学人教版 (2019)选择性必修1电离平衡优质课课件ppt

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特别提醒    (1)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电,是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质,电解质电离出离子导电,不是其本身电离出离子,故为非电解质。单质、溶液既不是电解质,也不是非电解质。(2)电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等,溶于水的部分能完全电离,属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水,但其在水溶液中只有部分电离,属于弱电解质,如(CH3COO)2Pb等。(3)电解质本身不一定能导电,如NaCl晶体;能导电的物质不一定是电解质,如石墨。
2.电解质类型的判断方法【详见定点1】
知识点 2 弱电解质的电离平衡
1.电离平衡状态(1)概念:在一定条件(如温度、浓度)下,溶液中弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等时,电离达到平衡状态。(2)建立过程 
2.电离方程式的书写(1)强电解质:完全电离,在写电离方程式时,用“ ”。如H2SO4  2H++S 。(2)弱电解质:部分电离,在写电离方程式时,用“ ”。①一元弱酸、弱碱一步电离。如CH3COOH:CH3COOH CH3COO-+H+;NH3·H2O:NH3·H2O N +OH-。②多元弱酸分步电离,必须分步写出,不可合并(其中以第一步电离为主)。如H2CO3:H2CO3  H++HC (主),HC   H++C (次)。③多元弱碱分步电离(较复杂),在中学阶段可以一步写出。如Fe(OH)3:Fe(OH)3  Fe3++3OH-。
特别提醒　酸式盐的电离(1)强酸的酸式盐完全电离,一步完成。如:NaHSO4  Na++H++S (水溶液中),NaHSO4  Na++HS (熔融状态)。(2)弱酸的酸式盐的电离,分步完成。如:NaHCO3  Na++HC 、HC   H++C 。
3.外界因素对电离平衡的影响(1)温度:弱电解质的电离一般是吸热过程,升高温度使电离平衡向右移动,电离程度增大。(2)浓度:在一定温度下,对于同一弱电解质,通常溶液中弱电解质的浓度越小,电离程度越大。(3)同离子效应:加入含有弱电解质电离出的离子的强电解质时,电离平衡向左移动,电离程度减小。(4)化学反应:加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的物质时,电离平衡向右移动,电离程度增大。
4.一元强酸与一元弱酸的比较【详见定点2】
知识点 3 电离平衡常数
1.概念　　对于一元弱酸或一元弱碱来说,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。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。
2.表达式(1)一元弱酸HA的电离常数:根据HA  H++A-,可表示为Ka= 。(2)一元弱碱BOH的电离常数:根据BOH  B++OH-,可表示为Kb= 。
3.特点(1)对于同一弱电解质的稀溶液来说,电离平衡常数只与温度有关,升高温度,K值增大。(2)从电离平衡常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱,某弱电解质的K越大,表示该弱电解质越易电离。例如,在25 ℃时,Ka(HNO2)=5.6×10-4,Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。由此可知,HNO2的酸性比CH3COOH强。(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 ≫ ≫ ……故其酸性强弱主要取决于第一步电离。
知识拓展　电离度(α)(1)表达式:弱电解质达到电离平衡时,α= ×100%。(2)意义①温度相同时,一元弱酸的α越大,酸性越强。②温度相同时,对于同一种弱电解质的溶液,一般α越大,其浓度越小。(3)影响因素①α随溶液浓度的增大而减小,随溶液浓度的减小而增大。②升高温度,α增大;降低温度,α减小。
4.电离平衡常数的应用【详见定点3】
1.BaSO4饱和溶液和0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液的导电能力均很弱,因而BaSO4和CH3COOH都是弱电解质,这种说法对吗?
2.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强,这种说法对吗?
3.电离平衡正向移动,则电解质分子的浓度一定减小,离子浓度一定增大,这种说法对吗?
4.电离平衡正向移动,则弱电解质的电离程度一定增大,这种说法对吗?
5.电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大,这种说法对吗?
1.不对。BaSO4是难溶性盐,其溶液中自由移动的离子浓度很小,但溶于水的BaSO4完全电离成Ba2+和S ,故BaSO4是强电解质;CH3COOH部分电离,0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液中离子浓度较小,因而CH3COOH是弱电解质。
2.不对。溶液导电能力的强弱与溶液中离子浓度大小和离子所带电荷数有关,与电解质的强弱无必然联系。
3.不对。例如:0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液加水稀释,CH3COOH电离平衡正向移动,CH3COOH分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
4.不对。温度不变时,向某一弱电解质溶液中加入同种弱电解质,该弱电解质电离平衡正向移动,弱电解质的电离程度减小。
5.不对。酸溶液中c(H+)既跟酸的电离常数有关,又跟酸的浓度有关。
定点 1 电解质类型的判断方法(以证明CH3COOH是弱电解质为例)
1.从弱电解质的电离特点分析(1)测定一定浓度溶液的pH①操作:常温下,配制0.1 ml·L-1的醋酸,测定溶液的pH。结果:pH>1。②操作:常温下配制相同浓度的盐酸和醋酸,分别测定两溶液的pH。结果:盐酸的pH小于醋酸的pH。(2)在相同温度下,与相同浓度强电解质溶液比较导电能力①操作:一定温度下,配制浓度相同的盐酸和醋酸,取相同体积的两溶液分别加入烧杯中并分别与灯泡串联接通电源,观察灯泡亮度。②现象:插入盐酸中的灯泡亮度高,插入醋酸中的灯泡亮度低。
(3)在相同温度下,用相同浓度的待测溶液和强电解质溶液分别与同一物质反应,比较反应速率的大小①操作:一定温度下,配制浓度相同的盐酸和醋酸,分别加入纯度、质量都相同的同种锌粉。②现象:产生氢气的速率为盐酸>醋酸。
2.从影响弱电解质电离的外界因素分析(1)比较稀释前后溶液的pH与稀释倍数的变化关系①操作:配制pH相同的盐酸和醋酸,各取1 mL,分别用蒸馏水稀释至相同的倍数(如100倍),再测定稀释后两溶液的pH。②结果:盐酸的pH变化大,醋酸的pH变化小。(2)溶液中加入对应的可溶性盐固体,观察pH变化①操作:把一定浓度的醋酸分成两等份,其中一份加入醋酸钠固体(忽略溶液体积的变化),然后分别测其pH。②现象:加入醋酸钠固体的醋酸比未加醋酸钠固体的醋酸的pH大,说明CH3COOH是弱酸。
定点 2 一元强酸与一元弱酸的比较
1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较
2.相同体积、相同c(H+)的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较
典例 常温下,现有c(H+)均为10-4 ml/L的盐酸和醋酸,下列说法正确的是 (　    )A.两种酸溶液中c(CH3COO-)醋酸D.等体积的两种酸溶液分别与足量的锌粒反应,产生气体的体积相等
思路点拨    需明确醋酸是弱酸,两溶液中c(H+)相同时,溶液的浓度:醋酸>盐酸;稀释能促进醋酸的电离。
解析    HCl和CH3COOH的电离方程式分别为HCl  H++Cl-、CH3COOH  CH3COO-+H+,根据溶液中c(H+)均为10-4 ml/L,可知两溶液中c(CH3COO-)=c(Cl-),A错误;HCl是强酸,稀释至10倍后c(H+)=10-5 ml/L,CH3COOH是弱酸,稀释促进CH3COOH电离,即稀释后溶液中c(H+)>10-5 ml/L,B错误;两溶液的浓度:醋酸>盐酸,中和等物质的量的NaOH,消耗酸溶液的体积:盐酸>醋酸,C正确;等体积的两种酸溶液分别与足量的锌粒反应,由于CH3COOH的物质的量多,故产生H2的体积:醋酸>盐酸,D错误。
定点 3 电离平衡常数的应用及相关计算
1.电离平衡常数的应用(1)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)判断盐与酸(或碱)反应是否发生。一般相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。(3)判断电离平衡的移动方向。根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断。(4)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1 ml·L-1CH3COOH溶液加水稀释, = = ,加水稀释后,c(H+)减小,Ka(CH3COOH)不变,则 增大。
2.电离平衡常数的相关计算(1)已知某一元弱酸或弱碱的物质的量浓度(c)和电离常数,可根据公式c(H+)= 或c(OH-)= 计算其电离出的H+或OH-的浓度。(2)已知某一元弱酸或弱碱的物质的量浓度和溶液中的离子浓度,可根据公式Ka= 或Kb= 计算一元弱酸或弱碱的电离常数。
典例 常温下,常见弱电解质的电离常数如表,下列说法正确的是 (　    )
A.浓度均为0.1 ml·L-1 H2SO3和H2S溶液,后者酸性强 ml·L-1 HClO溶液中c(H+)约为1×10-4 ml·L-1(忽略水的电离)C.增大弱电解质浓度,上述弱酸的电离程度均增大D.将H2S通入少量NaHSO3中,发生反应的离子方程式:H2S+HS   HS-+H2O+SO2