化学优质课公开课电离平衡常数的应用

(完整)化学平衡常数公开课教案

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年级:高二科目：化学主备：陈思丽课题:化学平衡常数课型：新授课课时 : 2 【三维目标】 ●知识与技能： (1）理解化学平衡常数的含义，能正确书写平衡常数表达式. （2）能够利用化学平衡常数判断平衡移动的方向、进行简单的计算. （3)能够运用化学平衡常数的概念定量解释温度、浓度、压强、催化剂对化学平衡移动的影响。 ●过程与方法： (1）通过运用课本P29 的数据表格展开平衡常数含义的教学，让学生学会从“因变量”和“自变量”的角度分析表格数据，并从中整合信息。（2）通过运用课本P29 的数据表格，让学生懂得在不具备条件做实验的时候，从经验事实数据也能获取新知识的方法。 (3)通过课本P30例1和例2,让学生体会从结合平衡移动原理分析到应用平衡常数计算的过渡，掌握从定性到定量认识化学反应本质的方法。（4）通过“三行式"计算模式的介绍,让学生掌握一种有序处理数据的方法。 ●情感态度与价值观：（1）通过平衡常数引入时的数据分析，学会“透过现象看本质”，更深入的了解事物的本质。【学习重难点】 1．平衡常数表达式书写规则; 2。结合三行式计算平衡常数、平衡浓度、转化率； 3. 利用Q与K判断反应进行的方向. 【课时安排】2课时第1课时：化学平衡常数的引入、化学平衡常数表达式的书写、化学平衡常数的意义第2课时:化学平衡常数的应用第1课时

电离平衡常数的求算方法

电离平衡常数的求算方法 ——有关K a和K b的求解方法小结一、酸（碱）溶液例1、常温下，mol/L的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，计算醋酸的Ka= 练习1、已知室温时某浓度的HA溶液pH=3,完全中和30mL该溶液需要mol/L的氢氧化钠溶液的体积为20mL，则该溶液中HA的Ka= 2、已知室温时mol/L的HA溶液pH=3，则室温时mol/L的HA溶液中 c(A-)= 3、已知室温时，L某一元酸HA在水中有％发生电离，下列叙述错误．．的是：（） A．该溶液的pH=4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10-7 D．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 4、常温时, mol·L-1某一元弱酸的电离常数K a =10-6,上述弱酸溶液的pH= 二、涉及盐溶液的例题1、在25℃下，将a mol·L-1的氨水与mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4*)=c(Cl-)。则溶液显_____________性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示 NH3·H2O的电离常数K b=__________。例题2、NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是___ __(用离子方程式表示)。向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中的水的电离平衡将______(填”正向”“不”或“逆向”)移动，所滴加氨水的浓度为_______mol·L-1。(NH3·H2O的电离平衡常数取K b=2×10-5mol·L-1) 练习1、常温下,向10 mL b mol·L-1的CH 3 COOH溶液中滴加等体积的 mol·L-1的NaOH溶液, 充分反应后溶液中c(CH 3COO-)=c(Na+),CH 3 COOH的电离常数K a = 2、在25 ℃时,将b mol·L-1的KCN溶液与 mol·L-1的盐酸等体积混合,反应达到平衡时,测得溶液pH=7,则b (填“>”“<”或“=”);用含b的代数式表示HCN的电离常数 K a = 。三、涉及图像的例1、×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如下图。则25 ℃时，HF电离平衡常数为：

化学平衡常数归纳及应用

备课组高三化学主备人陈倩倩审核人杜红星课题化学平衡常数间相互联系及考查方式时间【考纲要求】 1、了解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。 2、了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。了解水的电离及离子积常数 3、了解难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡。了解溶度积的含义。【活动方案】活动一完成基础回顾1 1、对于可逆反应：a A(g)+ b B(g) ? c C(g)+d D(g)，其中a 、b 、c 、d 分别表示化学方程式中各反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数表达式为：。 2、如CH 3COOH ? CH 3COO -+ H +，电离平衡常数。 3、K w 的数学表达式是K w= 。 4、Fe(OH)3(s) ? Fe 3+(aq )+ 3OH -(aq ), 溶度积常数。思考在相同温度下，对于同一个可逆反应，若书写方式不一样，平衡常数表达式是否一样？以合成氨反应为例进行说明。 K 1 、K 2 、K 3间的相互关系为。活动二完成基础回顾2。思考平衡常数的影响因素。 5、汽车尾气净化中的一个反应如下： NO(g)＋CO(g) 12 N 2(g)＋CO 2(g) ΔH ＝－373.4 kJ·mol －1 在恒容的密闭容器中，反应达到平衡后，改变某一条件，下列示意图正确的是活动三分析以下数据，总结平衡常数表示的意义表1：卤化氢生成反应的平衡常数（25°C ）化学方程式平衡常数 F 2 + H 2 ? 2HF 6.5×1095 Cl 2 + H 2 ? 2HCl 2.57×1033 Br 2 + H 2 ? 2HBr 1.91×1019 I 2 + H 2 ? 2HI 8.67×102 表2：常见难溶电解质的溶度积常数和溶解度（25°C ）难溶物 K sp 溶解度/g 难溶物 K sp 溶解度/g 化学方程式平衡常数表达式 N 2 + 3H 2 ? 2NH 3 K 1= 1/2N 2 +3/2 H 2 ? NH 3 K 2= 2NH 3 ? N 2 + 3H 2 K 3=

电离平衡经典题目

电离平衡限训一 1.本世纪是生命科学研究的昌盛时期，科学家研究发现，进入生物体内的氧分子，可接受1个电子转变为超氧阴离子自由基（O－ 2 ），进而引发产生一系列自由基。一切需氧生物在其机体内均有一套完整的活性氧系统（抗氧化酶和抗氧化剂），能将活性氧转变为活性较低的物质，机体因此受到保护。人们利用羟胺（NH2OH）氧化的方法可以检测其生物系统中O－ 2含量，原理是O－ 2 与羟胺反应生成NO－ 2 和一种过氧化物。 NO－ 2 在对氨基苯磺酸和α—萘胺作用下，生成粉红的偶氮染料，该染料在λ＝530nm处有显著吸收，且其吸收值与c(NO－ 2)成正比，从而可计算出样品中的O－ 2 含量。某实验室用以上方法处理后测得溶液中c(NO － 2 ) ＝×10-3 mol?L-1。（1）请根据测定原理写出有关反应的离子方程式：____________________；（2）计算该样品中c(O－ 2 ) ＝_________________________________；（3）如用羟胺氧化法测定O2- 时，将其生成的过氧化物作为检测物，若选用氧化还原法进行定量分析（KMnO4或K2Cr2O7，任选一种即可） ①请写出其测定原理的反应方程式：_____________________________； ②测定所用的主要玻璃仪器为__________________，通过观察________________的现象可确定测定反应是否进行完全。（4）NO－ 2 既有氧化性，又有还原性。NaNO2大量进入血液时，能将血红蛋白中的Fe2+氧化成Fe3+，正常的血红蛋白转化为高价铁血红蛋白，失去携氧功能，引起中毒，甚至死亡。下列各组试剂不能检验 NO－ 2 的是 A .FeCl2 KSCN B. KMnO4 H2SO4 C .AgNO3 HNO3 D .KI淀粉（5）某研究性学习小组，为研究光化学烟雾消长规律，在一烟雾实验箱中，测得烟雾的主要成分为RH(烃)、NO、NO2、O3、PAN(CH3COOONO2)，各种物质的相对浓度随时间的消失，记录于下图，根据图中数据，下列推论，最不合理的是 A．NO的消失的速率比RH快 B．NO生成NO2 C．RH及NO2可以生成PAN及O3 D．O3生成PAN 2.连二次硝酸（H2N2O2）是一种二元酸，可用于制N2O气体．（1）连二次硝酸中氮元素的化合价为．（2）常温下，用?L﹣1的溶液NaOH滴定?L﹣1H2N2O2溶液，测得溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示． ①写出H2N2O2在水溶液中的电离方程式：． ②c点时溶液中各离子浓度由大到小的顺序为． ③b点时溶液中c（H2N2O2）（填“＞”“＜”或“=”，下同）c（N2O22﹣）． ④a点时溶液中c（Na+）c（HN2O2﹣）+C（N2O22﹣）．（3）硝酸银溶液和连二次硝酸钠溶液混合，可以得到黄色的连二次硝酸银沉淀，向该分散系中滴加硫酸钠溶液，当白色沉淀和黄色沉淀共存时，分散系中 = ．[已知K sp（Ag2N2O2）=×10﹣9，K sp （Ag2SO4）=×10﹣5]．具有净水作用，但腐蚀设备，而聚合氯化铁是一种新型的絮凝剂，处理污水比FeCl3高效，且腐蚀性小．请回答下列问题：（1）FeCl3溶液腐蚀钢铁设备，钢铁除了与H+作用外，另一主要原因是（用离子方程式表示）（2）为节约成本，工业上用NaClO3氧化酸性FeCl2废液得到FeCl3，其离子方程式为若酸性FeCl2废液中c（Fe2+）=×10﹣2mol?L﹣1，c（Fe3+）=×10﹣3mol?L﹣1， c（Cl﹣）=×10﹣2mol?L﹣1，则该溶液的pH约为．（3）通过控制条件，水解产物聚合，生成聚合氯化铁，离子方程式为： xFe3++yH2O?Fe x（OH）y（3x﹣y）++yH+ 欲使氯化铁溶液转化为高浓度聚合氯化铁，可采用的方法是（填字母代号）． a．降温 b．加水稀释 c．加入NH4Cl d．加入NaHCO3 请结合平衡移动原理解释采用这种方法的原因：．（4）84消毒液不能用于消毒钢铁（含Fe、C）制品，易发生电化学腐蚀，可使钢铁制品表面生成红褐色沉淀． 84消毒液的主要成分可用氯气与氢氧化钠溶液反应得到，其离子方程式为．若所得溶液pH＞12，则下列说法不合理的是（填字母序号）．

公开课：化学平衡常数

化学平衡常数郴州市一中高三化学组：周莉芳【考纲要求】 1、了解化学平衡常数(K)的含义 2、能正确计算化学反应的转化率(α%)。 3、能利用化学平衡常数进行相关计算。【自主学习3分钟】请阅读教材P28——P31“化学平衡常数”部分【达标检测1】 1、请列出下列方程式的平衡常数表达式。 Cr2O72—+ H2O ? 2CrO42—+ 2H+ CO2(g)+H2(g) ?CO(g)+H2O(g) CaCO3(s) ? CaO(s)+CO2(g) 2. 为妥善处理氯甲烷生产企业的副产物CCl4，以减少对其臭氧层的破坏。化学家研究在催化剂作用下，通过下列反应：CCl4＋H2?CHCl3＋HCl使CCl4转化为重要的化工原料氯仿(CHCl3)。已知CCl4的沸点为77 ℃，CHCl3的沸点为61.2 ℃。100 ℃时此反应的化学平衡常数表达式为。考点提炼：【达标检测2】 1、若反应①N2＋3H2?2NH3的化学平衡常数K1＝a，反应②2NH3?N2＋3H2的化学平衡常数K2，反应③1/2N2＋1/3H2?NH3的化学平衡常数K3，则K2、K3如何表示？考点提炼： 2、判断下列说法的正误： (1)平衡常数表达式中，可以是物质的任一浓度() (2)催化剂既能改变速率常数，也能改变化学平衡常数() (3)对于同一可逆反应，升高温度，则化学平衡常数增大() (4)增大反应物的浓度，平衡正向移动，化学平衡常数增大() 考点提炼：

【达标检测3】（教材改编题）在密闭容器中发生反应：CO(g) + H2O(g) ?CO2 (g) +H2 (g)，800℃时K = 1.0；用c(CO):c(H2O)=1:1或1:4开始，达到平衡时CO和H2O 的转化率。考点提炼—K的应用： (1)对不同反应可以通过比较K值直接判断可逆反应进行的程度；在一定温度下，对于不同条件下进行的同一反应可利用来判断可逆反应进行程度。【达标检测4】甲醇是重要的化学工业基础原料和清洁液体燃料。工业上可利用CO 或CO2来生产燃料甲醇。已知制备甲醇的有关化学反应以及在不同温度下的化学反应平衡常数如表所示： (1)据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3＝ (用K1、K2表示)。 (2)反应③的ΔH________(填“>”或“＜”)0。 (3)500 ℃时测得反应③在某时刻H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度(mol·L－1)分别为0.9、0.1、0.3、0.15，则此时v正_______(填“＞”“＝”或“＜”)v逆。考点提炼——K的应用： (2) 判断反应的热效应：若升高温度，K值增大，则正反应为热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为热反应。 (3) 判断反应是否达到平衡或向何方向进行。对于化学反应a A(g)＋b B(g) ?c C(g)＋d D(g)的任意状态，浓度商：Q ＝。Q＜K，反应向反应方向进行；Q＝K，反应处于状态；Q＞K，反应向反应方向进行。

电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理41943

电导法测定醋酸电离常数一、实验目的 1.了解溶液电导、电导率和摩尔电导率的概念； 2.测量电解质溶液的摩尔电导率，并计算弱电解质溶液的电离常数。二、三、四、实验原理电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。而弱电解质溶液中，只有已电离部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m，而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。一定浓度下的摩尔电导率Λm与无限稀释的溶液中摩尔电导率Λ∞m是有差别的。这由两个因素造成，一是电解质溶液的不完全离解，二是离子间存在着相互作用力。所以，Λm通常称为表观摩尔电导率。 Λm/Λ∞m=α(U++ U-)/(U+∞+ U-∞)若U+= U-，，U+∞=U-∞则 Λm/Λ∞m=α 式中α为电离度。 AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K a?，起始浓度C0，电离度α有以下关系：

AB A+ + B- 起始浓度mol/L：C00 0 平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0 K c?=[c(A+)/c?][c(B-)/c?]/[c(AB)/c?]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[c?Λ∞m(Λ∞m-Λm)] 根据离子独立定律，Λ∞m可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。Λm可以从电导率的测定求得，然后求出K a?。 Λm C0/c? =Λ∞m2K c?/Λm-Λ∞m K c? 通过Λm C0/c?~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2K c?，可求出K c?。三、仪器与试剂 DDS-11A(T)型电导率仪1台；恒温槽1套；0.1000mol/L醋酸溶液。四、实验步骤 1.调整恒温槽温度为25℃±0.3℃。 2.用洗净、烘干的义形管1支，加入20.00mL的0.1000mol/L醋酸溶液，测其电导率。 3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出10.00mL醋酸溶液弃去，用另一支移液管取10.00mL电导水注入电导池，混合均匀，温度恒定后，测其电导率，如此操作，共稀释4次。 4.倒去醋酸溶液，洗净电导池，最后用电导水淋洗。注入20mL电导水，测其电导率。五、实验注意事项 1.本实验配制溶液时，均需用电导水。 2.温度对电导有较大影响，所以整个实验必须在同一温度下进行。每次用电导水稀释溶液时，需温度相同。因此可以预先把电导水装入锥形瓶，置于恒温槽中恒温。六、数据记录及处理第一次实验：实验温度:25.2℃，电导池常数K(l/A):0.94 m-1，Λ∞m=390.72 s.cm2/mol-1 表1 醋酸电离常数的测定

化学平衡常数解题策略

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化学平衡常数解题策略化学平衡常数与化学平衡及其影响因素的关系是高考命题的趋势之一。化学平衡常数的引入,对判断化学平衡移动方向带来了科学的依据。平衡常数是表征反应限度的一个确定的定量关系,是反应限度的最根本的表现。平衡常数的使用，从定量的角度解决了平衡的移动。一、化学平衡常数在一定温度下,可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始,无论反应混合物的起始浓度是多少, 当反应达到平衡状态时,正反应速率等于逆反应速率，反应混合物中各组成成分的含量保持不变,即各物质的浓度保持不变。生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比是常数，这个常数叫化学平衡常数，用Ｋ表示。化学平衡常数的计算公式为：对于可逆反应:ｍA(g）＋ nB（g）ｐC(ｇ) ＋ qD（g) 二、化学平衡常数意义 1、化学平衡常数K表示可逆反应进行的程度。（1)化学平衡常数K只针对达到平衡状态的可逆反应适用，非平衡状态不适用。 (２）化学平衡常数K的表达式与可逆反应的方程式书写形式有关。对于同一可逆反应,正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即:Ｋ正＝1/K逆。 (3)K值越大,表示反应进行的程度越大，反应物转化率或产率也越大。（4）Ｋ值不随浓度或压强的改变而改变，但随着温度的改变而改变。 (5）一般情况下,对于正反应是吸热反应的可逆反应,升高温度,Ｋ值增大；而对于正反应为放热反应的可逆反应,升高温度,K值减少。 2、由于固体浓度为一常数，所以在平衡常数表达式中不再写出。 3、由于水的物质的量浓度为一常数(55.6 moｌ·L－１），因平衡常数已归并,书写时不必写出。

化学选修四电离平衡常数及应用----教案

第三章第一节第三课时电离平衡常数及应用教学设计 [教学目标] 【知识与技能】 1.了解电离平衡常数的概念 2.能够运用电离常数判断弱电解质的强弱。 3.能够运用电离平衡常数解释有关离子浓度问题、计算电离平衡时分子及各离子浓度。【过程与方法】 1.通过与旧知识（化学平衡常数）的对比，自主学习新知识电离平衡常数，从而掌握对于类似知识的学习方法。 2.自主学习与合作学习相结合，培养学生提出问题、探究问题和解决问题的能。【情感、态度和价值观】通过本节课的学习，了解知识点之间的联系。从而了解物质之间的相互联系、相互依存和相互制约的关系。 [重难点分析] 1.电离平衡常数的计算 2.离子浓度问题的解释 [教学过程] 教学环节教师活动学生活动设计意图复习提问新课引入【复习提问】 1.请同学书写醋酸、碳酸、氨水的电离方程式。 2.提出影响电离平衡的因素，请同学回答。（平衡移动遵循勒夏特列原理） 3.如何判断弱电解质之间的强弱。 -------电离平衡常数板书电离方程式回答思考检查学生对已学内容的掌握情况。通过提出新问题，衔接两节课的知识点。

教学环节教师活动学生活动设计意图电离平衡常数【新课讲解】电离平衡常数与化学平衡常数相似，在课前预习中已经请同学们预习化学平衡常数的相关知识，现在请同学们仿照化学平衡常数的学习方法来自己学习电离平衡常数。你们需要解决的问题有： 1.电离平衡常数的概念 2.电离平衡常数的数学表达式 3.计算弱电解质的电离常数 4.电离平衡常数的影响因素 10min后请同学们汇报学习情况。【板书】第一节电离平衡常数一概念：二数学表达式： *多元弱酸分多步电离，存在多个电离平衡常数，其酸性主要由第一步电离决定。［讲］多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本43有关内容。［讲］电离难的原因：a、一级电离出H＋后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H＋的吸引力，回忆化学平衡常数的相关知识及其学习方法阅读教材，查阅资料学习电离平衡常数的概念及表达式小组内交流讨论各自学习结果板书：概念：弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子的浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓度幂的比值。板书： ) COOH (CH ) H ( ) COO CH ( 3 3 a c c c K + -? = )O H (NH ) OH ( ) NH ( 2 3 4 b? ? = - + c c c K 打开书43页，从表3－1中25℃ 时一些弱酸电离平衡常数数值，比较大小。培养学生对比、迁移、自学能力。对自学情况检查验收，督促学生在自学过程积极思考，讨论。

PH值的计算,电离平衡常数

第九节：PH值的计算一：讲义 1、水的离子积 1．定义 H2O H++OH--Q，K W=c(H+)·c(OH-) 2．性质（1）在稀溶液中，K W只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。（2）在其它条件一定的情况下，温度升高，K W增大，反之则减小。常温下水的离子积常数为K W=1×10－14 要带单位。(高考要求) 2．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，常温下，pH＋pOH＝14（为什么要强调温度？） 3．pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。（为什么？） 4．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。 5．25℃时类别条件近似计算强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A＜pH B(等体积混合) pH A＋0.3（为什么？）强酸与强酸(一元) 不等体积混合[H＋]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2强碱与强碱pH值相差2或2以上，pH A＜pH B(等体积混合) pH B－0.3 强碱与强碱不等体积混合[OH－]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2 强酸与强碱(常温下) pH酸＋pH碱＝14(等体积混合) pH＝7 pH酸＋pH碱＞14(等体积混合) pH碱－0.3 pH酸＋pH碱＜14(等体积混合) pH酸＋0.3 6．不同体积不同pH值溶液混合，若二者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。（为什么？解释）。若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。二、例题解析 [例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变化？ (1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？ (2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍，pH＝？小结：强酸每稀释10倍，pH值增大1，强碱每稀释10倍，pH值减小1。 (2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7mol/L)时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。所以pH＝6的稀盐酸，稀释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1.009×10－7pH＝6.99 由此可知溶液接近中性而不会是pH＝9。 [例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。 (1)pH＝12，pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。 (2)pH＝5和pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。 [例3]求强酸强碱间的不完全中和的pH值。

电离平衡重要知识点(学生用)

电离平衡重要知识点（学生用）一、电解质与非电解质： 1．电解质----在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。非电解质----在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．二者差不多上化合物，单质和混合物什么都不是。即化合物不是电确实是非。 3电解质强调因本身电离出自由移动的离子而导电，假设是生成物的电离，就不是电解质，如SO2、NH3等。 4．电解质能够是离子化合物也能够是共价化合物，前者在两种情形下都能导电，后者只是在水溶液里导电。------要证明一种化合物是离依旧共就看它在熔融状态下是否导电。例：证明HCl是共价化合物，那么只需证明液态HCl不导电那么可。 5．离子化合物本身含有离子，但因无自由移动的离子，因此不能导电。但熔融的离子化合物却能导电。 6．强酸的酸式盐如NaHSO4在水溶液中和熔融状态下的导电是不同的。前者共价、离子键均断键，后者只有离子键断键。 7．把握常见的电解质与非电解质的类不：电解质包括酸、碱、盐、爽朗金属氧化物；非电解质一样包括非金属元素的氧化物、非金属元素的氢化物〔除H2S、HX外〕，绝大多数的有机物。摸索：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？二、强电解质、弱电解质------依照水溶液里或熔融状态下能否完全电离来区分。 1．强电解质溶液中只有离子无分子，弱电解质溶液中两种都有。因此，只有弱电解质溶液才有电离平稳。且电离过程是吸热的，故弱电解质的导电性随T的升高而增强，而金属反之。 2、电解质的强弱与导电的强弱无关，与溶解性的大小无关。 3．电解质的强弱与化学键的关系：强电解质能够含离子键或极性键；弱电解质只能含极性键〔那个地点的极性键也能够是强极性键。如：HF〕，即含离子键的电解质必为强电解质。 4.强电解质、弱电解质的类不：-强电解质包括强酸、强碱、绝大多数盐、爽朗金属氧化物；弱电解质弱酸、弱碱、水。三、|电离方程式的书写：——第一关注电解质的强弱。 1．强电解质用等号，弱电解质用可逆号。 2．多元弱酸的|电离方程式的书写：分步进行，越向后越困难。要紧由第一步电离决定。 3．多元弱酸的酸式盐的书写： 4．NaHSO4在水溶液中和熔融状态下电离的两种表示： 5．两性氢氧化物[Al(OH)3]的两种电离： [想一想]：什么缘故多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略

高中化学《化学平衡》优质课教学设计、教案

教学设计：阳谷一中栾习坤化学平衡（第一课时）一、教学目标：知识与技能 1、了解可逆反应与不可逆反应 2、了解化学平衡状态的建立和特征过程与方法： 1、借助数学知识的图像来理解化学平衡的建立，利用数学工具解决化学问题 2、培养学生的分析、推理、归纳和总结能力情感态度与价值观通过对动态平衡的学习，加深理解“对立统一”这一辩证唯物主义观点二、教学重点 1、化学平衡状态概念 2、化学平衡状态的建立和判断标志三、教学难点化学平衡状态的建立和判断标志四、教学方法类比、归纳、精讲点拨五、教学过程 [导入]：图片引入课题 [复习]：可逆反应的定义和可逆反应的特点 1.可逆反应的定义： [练习] 判断下列有关可逆反应的说法是否正确（1）H2 和O2 反应能生成水，水又能分解生成H2 和O2，该反应为可逆反应（2））SO2 溶于水的反应是可逆反应（3））在一定条件下，把氢气和足量的氮气混合，充分反应后，氮气完全消耗。

[引导学生理解溶解过程及溶解平衡的建立，为化学平衡建立做铺垫] [类比溶解平衡，引导学生建立化学平衡]

[引导学生归纳化学平衡相关结论] （二）化学平衡 1定义： 2特点前提：对象：外在表现：实质： 3.化学平衡状态建立的标志： ① ② [引导学生完成思考与交流1 和2，归纳有关的规律]。【思考与交流1】在一定温度下，可逆反应：A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是（） A.C 的生成速率与C 分解的速率相等 B.单位时间内生成nmolA，同时生成3n mol B

C.A、B、C 的浓度不再变化 D.A、B、C 的分子数比为1:3:2 【思考与交流2】在一定温度下的定容密闭容器中，当物质的下列物理量不再变化时，不能表明反应A（g）+2B（g）C（g）+ D（g）达到平衡。（） A.混合气体总物质的量 B.混合气体的总压强 C.混合气体的平均相对分子质量 D.混合气体的密度 [指导学生完成练习] [试一试]： [布置] ：课下作业1 教材P32 2、3、4 2、预习化学学平衡的移动

电离平衡常数的求算练习

电离平衡常数的求算练习 1、（山东09.28）（14分）运用化学反应原理研究氮、氧等单质及其化合物的反应有重要意义。（4）在25℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4+)=c(Cl-)。则溶液显________性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K b=__________。10-9/(a-0.01) mol/L。 2、（山东12.29）(4)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是_____(用离子方程式表示)。向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中的水的电离平衡将______(填”正向”“不”或“逆向”)移动，所滴加氨水的浓度为_______mol·L-1。(NH3·H2O的电离平衡常数K b=2×10-5mol·L-1) a/200 mol·L-1. 3、（济南三月模考）室温下，a mol·L-1的(NH4)2SO4水溶液的PH=5，存在的平衡有：NH4++ H2O =NH3.H2O+H+，则该平衡常数的表达式为：（用含a较为准确的数学表达式，不必化简，近似计算） 4、室温下，将等物质的量的KCN、HCN溶于一定量水中，再加入适量稀盐酸，调整溶液pH＝7，则未加入稀盐酸之前，c(CN－) c(HCN)（填“＞”、“＜”或“＝”）；若将a mol·L－1 KCN溶液与0.01 mol·L －1盐酸等体积混合，反应达到平衡时，测得溶液pH＝7，用含a的代数式表示HCN的电离常数K a＝。【答案】＜；(100a－1)×10－7mol?L－1或(0.5a－0.005)×10－7/0.005 mol?L－1 5、（2008山东卷）碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO3-＋H+的平衡常数K1= 。（已知：10-5.60=2.5×10-6）

课时化学平衡常数

--课时-化学平衡常数

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2-3 课时3 化学平衡常数知能定位 1.了解化学平衡常数的含义、表达式及影响因素。２.了解平衡转化率的含义。３.能够利用化学平衡常数进行简单计算。情景切入. 可逆反应在一定条件下不能进行完全,怎样才能定量地描述化学反应的限度呢? 自主研习一、化学平衡常数 1．定义在一定温度下,当一个可逆反应达到化学平衡状态时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值,用符号K 表示。２.表达式以化学反应ａA(ｇ)＋ｂB(g ） c C （ｇ)＋ d D(g ）为例: K= ) ()() ()(B Cb A Ca D Cd C c C （纯固体或溶剂不出现在平衡常数的表达式中)。 3.意义平衡常数的大小反映化学反应可能进行的程度；平衡常数的数值越大,说明反应可以进行得越彻底。 4.影响因素 (1)内因：反应物的本身性质。 (2)外因:反应体系的温度。二、平衡转化率 1.定义物质在反应中已转化的量与该物质总量的比值。２．表达式对于反应a A+ｂB c C ＋ｄD,反应物Ａ的平衡转化率为：α（A)= ) () ()(00A C A C A C ×1００%,式中c 0(A ）和c (Ａ)分别表示A 的初始浓度和A 的平衡浓度。 3.影响因素（1)初始浓度和平衡浓度（2)多种反应物参加反应时,提高一种物质的浓度，可以提高其他物质的转化率,而此物质

本身转化率会降低。４.意义反应的平衡转化率表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。课堂师生互动知识点1 化学平衡常数使用注意事项及应用 1.使用化学平衡常数应注意的问题： (１）化学平衡常数只与温度有关，与反应物和生成物的浓度无关。（2）反应物和生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做“１”而不代入公式。（3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。 ①若反应方向改变,则平衡常数改变。 ②若方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。如N 2+3Ｈ２2NH ３Ｋ′=a 则有 2ＮH 3N ２+3H 2 K =1/ａ 21Ｎ2+2 3 H 2NH 3K ″=ａ21 ２.化学平衡常数的应用 (1）判断平衡移动方向利用平衡常数可从定量的角度解释恒温下浓度、压强对化学平衡移动的影响。对于可逆反应m Ａ(ｇ)＋ n Ｂ(ｇ) ｐＣ(g)+ q D(g) 在任意状态下,生成物的浓度和反应物的浓度之间的关系用Q c = ) (·)() (·)(B c A c D c C c n m q p 表示, Q c 叫该反应的浓度商，则：当Q c =K 时，反应处于平衡状态；当Q c <Ｋ时，反应向正反应方向进行; 当Q c >K 时,反应向逆反应方向进行。（2)利用K 可判断反应的热效应若升高温度，Ｋ值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度, K 值减小,则正反应为放热反应。（３)计算转化率依据起始浓度（或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度）,从而计算反应物的转化率。特别提醒 (1)化学平衡常数（K)与浓度商(Ｑc )的表达式一样,但各物质的浓度不一样， K 值中各物质的浓度必须是平衡状态下的浓度,而Q c 值中是任一时刻的浓度。 (2)化学平衡常数不表示反应的快慢，即化学反应速率快，Ｋ值不一定大。（3)化学平衡常数只与温度有关,加入催化剂不会改变化学平衡常数。考例1 写出下表中各反应的平衡常数的表达式。反应 K ｃ高温 ①Ｃ(s)+C Ｏ２(ｇ)2CO(g) ②H 2（g)+I 2（g) ２HI(g ） ③FeO(s)+C Ｏ(g) Fe(s)+C Ｏ２(g)

下表是几种弱电解质的电离平衡常数

下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp (25℃)。回答下列问题： I．（1）由上表分析，若①CH3COOH ②HCO③C6H5OH ④H2PO均可看作酸，则它们酸性由强到弱的顺序为（须填编号）；（2）写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：；（3）25℃时，将等体积等浓度的醋酸和氨水混合，混合液中：c(CH3COO-) c(NH4+)；（填“＞”、“＝”或“＜”）（4）25℃时，向10mL 0.01mol/L苯酚溶液中滴加VmL 0.01mol/L氨水，混合溶液中粒子浓度关系正确的是；

A．若混合液pH＞7，则V≥10 B．若混合液pH＜7，则c(NH4+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH－) C．V=10时，混合液中水的电离程度大于10mL 0.01mol/L苯酚溶液中水的电离程度 D．V=5时，2c(NH3·H2O)+ 2 c(NH4+)= c(C6H5O-)+ c(C6H5OH) （5）如左上图所示，有T1、T2两种温度下两条BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，回答下列问题： ① T1 T2（填＞、=、＜）； ② 讨论T1温度时BaSO4的沉淀溶解平衡曲线，下列说法正确的是。 A．加入Na2SO4可使溶液由a点变为b点 B．在T1曲线上方区域（不含曲线）任意一点时，均有BaSO4沉淀生成 C．蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a、b之间的某一点（不含a、b） D．升温可使溶液由b点变为d点 II．平衡常数的计算：（1）用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL某未知浓度的醋酸溶液，滴定曲线右上图。其中①点所示溶液中c(CH3COO-)=2c(CH3COOH) ③点所示溶液中存在：c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+) 则CH3COOH的电离平衡常数Ka= 。（2）水解反应是典型的可逆反应。水解反应的化学平衡常数称为水解常数(用K h表示)，类比化学平衡常数

高考：化学平衡常数的几种考查形式

化学平衡常数的几种考查形式河北省宣化县第一中学栾春武邮编新教材中增加了化学平衡常数的计算，实施新课标的省几乎年年都考，现将化学平衡常数的理解、应用与注意事项以及化学平衡常数计算的几种形式总结如下，供同学们参考：一、化学平衡常数的定义化学平衡常数是在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也无论反应物起始浓度是大还是小，最后都能达到平衡，这时各生成物浓度幂的乘积除以各反应物浓度幂的乘积所得的比值是个常数，用K表示。例如：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)， K ＝c p(C)·c q(D) c m(A)·c n(B)（式中个浓度均为平衡浓度）。化学平衡常数是一个常数，只要温度不变，对于一个具体的可逆反应就对应一个具体的常数值。二、应用平衡常数应注意的问题（1）化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。（2）反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，其浓度可看做“1”，因而不用代入公式（类似化学反应速率中固体和纯液体的处理）。（3）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若化学方程式中各物质的化学计量系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，化学平衡常数也会改变。三、化学平衡常数的应用（1）化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。它能够表示出可逆反应进行的完全程度。一个可逆反应的K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，反应物转化率也越大。可以说，化学平衡常数是一定温度下一个可逆反应本身固有的内在性质的定量体现。（2）可以利用平衡常数的值作标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。如对于可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度有如下关系：Q c ＝c p(C)·c q(D) c m(A)·c n(B)，Q c叫该反应的浓度熵。若Q c＞K，反应向逆向进行；若Q c＝K，反应处于平衡状态；若Q c＜K，反应向正向进行。（3）利用K值可判断反应的热效应：若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应；若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应；四、具体应用举例分析 1. 平衡常数的变化趋势的判断化学平衡常数只是温度的函数，不随浓度的变化而变化。因此根据反应的热效应，即可判断平衡常数的变化趋势。【例题1】汽车尾气净化中的一个反应如下：NO(g)+ CO(g) 1 2N2(g)+ CO2(g)；△H ＝－373.4kJ/mol，在恒容的密闭容器中，反应达到平衡后，改变某一条件，下列示意图正确的是： A 2 D B C

2019届高考化学专题十六弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用精准培优专练

培优点十六弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用一．弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用 1．影响电离平衡的因素典例1．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH COO－)＝0.01mol，下列叙述错 3 误的是（） A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B．分别与足量CaCO 反应时，放出的CO 一样多 3 2 C．两种溶液的pH相等 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH COO－) 3 【解析】体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH COO－)＝0.01mol，根据二者 3 的电离方程式可知，二者电离出的c(H＋)相同，故 pH 相等，C 项正确；由于醋酸不能完全电离，因此n(CH COOH)＞n(HCl)，故与 NaOH 完全中和，醋酸消耗的 NaOH 多，分别与3 足量CaCO 反应时，醋酸放出的CO 多，A 项正确，B项错误；分别用水稀释相同倍数时， 3 2 醋酸的电离程度增大，n(CH COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。 3 【答案】B 2．电离平衡常数的应用典例2．已知H SO 、H CO 分别属于中强酸和弱酸，H SO 2 3 2 3 23H+＋HSO－，HSO－ 3 3 H+＋SO2－；H CO 3 23H+＋HCO－，HCO－ 3 3 H+＋CO2－；电离平衡常数分别为K、 3 1 K′、K、K′，已知K＞K′≈K＞K′则溶液中不可以大量共存的离子组是（） 1 2 2 1 122 A．SO2－、HCO－ 3 3B．HSO－、CO2－ 3 3 C．SO2－、CO2－ 3 3 D．HSO－、HCO－ 3 3 【解析】因、K′＞K′，故酸性HSO－＞HCO－，所以HSO－能与CO2－反应生成HCO－ 1 2 3 3 3 3 3与SO2－。 3 【答案】B 3．强弱电解质的比较典例3．25℃时，CH COOH的电离平衡常数K＝1.8×10－5，体积均为10mL pH＝3的 3 a 醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH的变化如图所示。下列有关叙述不正确的是（）