高考化學(xué)總復(fù)習(xí)第8章水溶液中的離子平衡第1講弱電解質(zhì)的電離8.1.2電離平衡常數(shù)考點(diǎn)課件新人教版.ppt

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電離平衡常數(shù),01,02,03,04,思維建模,典例剖析,反思?xì)w納,一、教材 高考,,2．[2016·課標(biāo)全國(guó)Ⅱ，26（4）]聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為 （已知：N2H4＋H＋ N2H5+的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14）。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為 。,8.7×10－7,N2H6（HSO4）2,考題探源 源于RJ選修4 P42“科學(xué)視野”及其拓展 考查視角 電離平衡常數(shù)的求算 高考啟示 熟練掌握各類(lèi)平衡常數(shù)的計(jì)算關(guān)系,N2H4 +H2O N2H5++OH-,K電離1＝ K· Kw,,,,二、典例剖析,轉(zhuǎn)解析,3．運(yùn)用表中電離常數(shù)判斷，可以發(fā)生的反應(yīng)是( ) A．HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO,A,試題備選,酸性強(qiáng)弱順序： H2CO3＞HBrO＞HCO3-,反應(yīng)發(fā)生原則： 較強(qiáng)酸制較弱酸,,返回原題,解析 相同溫度下，酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，一般來(lái)說(shuō)，強(qiáng)酸能和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸，根據(jù)表中數(shù)據(jù)知，酸性強(qiáng)弱順序是：H2CO3＞HBrO＞HCO3-，所以HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3能發(fā)生，故A正確、D錯(cuò)誤；酸性：H2CO3＞HBrO，所以碳酸鈉和次溴酸反應(yīng)不能生成CO2，故B錯(cuò)誤；酸性：H2CO3＞HBrO，所以次溴酸和碳酸氫鈉不反應(yīng)，故C錯(cuò)誤。,（2017·江西吉安檢測(cè)）硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是強(qiáng)酸，下表是某溫度下這三種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)。下列說(shuō)法正確的是（ ） A.在冰醋酸中H2SO4的電離方程式為：H2SO4 2H＋＋SO42- B．在冰醋酸中，HNO3的酸性最強(qiáng) C．在冰醋酸中，0.01 mol/L的HClO4，其離子總濃度約為4×10－4mol/L D．高氯酸水溶液與氨水反應(yīng)的離子方程式為H＋＋NH3·H2O===H2O＋NH4+,D,K值越大 酸性越強(qiáng),,,,三段式列表計(jì)算,轉(zhuǎn)解析,【試題備選】,,返回原題,三、反思?xì)w納,,(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。 (4)判斷微粒濃度比值的變化。 弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。,電離常數(shù)的4大應(yīng)用,四、思維建模,,突破解題障礙、理清解題思路,