高中化学人教版 (2019)选择性必修1第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡第2课时学案设计

第2课时　电离平衡常数　强酸与弱酸比较

一、电离平衡常数

1．概念

在一定条件下，当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，用K表示。

2．电离平衡常数的表示方法

ABA＋＋B－　K＝

(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。

例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋

Ka＝

NH3·H2ONH＋OH－

Kb＝

(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。

多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。例如，

H2CO3H＋＋HCO  Ka1＝；

HCOH＋＋CO  Ka2＝。

多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。

3．意义

表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。

4．电离常数的影响因素

(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。

(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。

5．电离常数的计算——三段式法

例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH

CH3COOHCH3COO－＋H＋

起始浓度/mol·L－1                a        0         0

变化浓度/mol·L－1                x        x         x

平衡浓度/mol·L－1                a－x     x         x

则Ka＝＝≈

注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为

a mol·L－1。

(1)改变条件，电离平衡向正向移动，电离平衡常数一定增大(×)

(2)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定向正向移动(√)

(3)相同条件下，可根据电离平衡常数的大小，比较弱电解质的相对强弱(√)

(4)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大(×)

1．25 ℃时，0.10  mol·L－1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为________。

答案　1.0×10－5

解析　发生电离的HA的物质的量浓度为c(HA)＝0.10  mol·L－1×1%＝1.0×10－3  mol·L－1，根据HAH＋＋A－，则平衡时c(H＋)＝c(A－)＝1.0×10－3  mol·L－1，c(HA)＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3 mol·L－1≈1.0×10－1 mol·L－1，将有关数据代入电离平衡常数表达式得Ka＝＝1.0×10－5。

2．25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：

CH3COOH：Ka＝1.7×10－5

H2CO3：Ka1＝4.4×10－7

Ka2＝4.7×10－11

HClO：Ka＝3.0×10－8

(1)CH3COOH、H2CO3、HCO、HClO的酸性由强到弱的顺序：

________________________________________________________________________。

(2)CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序：

________________________________________________________________________。

(3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：

________________________________________________________________________。

答案　(1)CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO

(2)CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－

(3)NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3

3．写出在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随着水量的增加，溶液中下列含量的变化(填“增大”“减小”或“不变”)。

(1)n(OH－)　____。

(2)　______。

(3)　________。

答案　(1)增大　(2)增大　(3)不变

解析　加水稀释，NH3·H2O的电离平衡向电离方向移动，n(OH－)逐渐增大，n(NH3·H2O)逐渐减小，＝，所以逐渐增大；电离平衡常数K＝只与温度有关，所以加水稀释时不变。

电离平衡常数的应用

(1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(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)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。

(3)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。

如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。

二、强酸与弱酸的比较

1．实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较

2.思考与讨论：镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应

向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。

由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。

3.一元强酸和一元弱酸的比较

(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较

(2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较

1．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　)

A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同

B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠

C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1

D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小

答案　B

解析　相同浓度的两溶液，醋酸部分电离，故醋酸中c(H＋)比盐酸的小，故A错误；由反应方程式可知B正确；醋酸稀释过程中平衡向电离方向移动，故稀释后醋酸的c(H＋)大于10－5 mol·L－1，故C错误；醋酸中加入醋酸钠，由于增大了溶液中醋酸根离子的浓度，抑制了醋酸电离，使c(H＋)明显减小，而盐酸中加入氯化钠，对溶液中c(H＋)无影响，故D错误。

2．在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：

(1)a、b两支试管中的现象：

相同点是______________________________________________________________________，

不同点是______________________________________________________________________，

原因是________________________________________________________________________。

(2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V(a)____V(b)(填“大于”“小于”或“等于”，下同)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)____V(b)，原因是)_______________________

________________________________________________________________________。

(3)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)________v(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)________V(b)。原因是__________________________________________________________

________________________________________________________________________。

答案　(1)都产生无色气泡，Zn粒逐渐溶解　a中反应速率较大　盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸中c(H＋)大

(2)大于　等于　反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等

(3)等于　小于　开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大

解析　(2)锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋发生置换反应产生H2，c(H＋)越大，产生H2的速率越大。而在分析产生H2的体积时，要注意醋酸的电离平衡的移动。反应开始时，醋酸产生H2的速率比盐酸小，因Zn与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋反应，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，在起始物质的量浓度相同时，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)。反应完毕后，两者产生H2的体积是相等的。因醋酸存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，Zn与H＋发生反应，c(H＋)减小，使醋酸的电离平衡向电离方向移动，继续发生H＋与Zn的反应，足量的Zn可使醋酸中的H＋全部电离出来与Zn反应生成H2，又因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，因而最终产生H2的量相等。

随堂演练　知识落实

1．下列说法正确的是(　　)

A．电离常数受溶液浓度的影响

B．相同条件下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱

C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大

D．H2CO3的电离常数表达式：K＝

答案　B

解析　电离平衡常数是与温度有关的函数，与溶液浓度无关，故A项错误；酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸的浓度有关，故C项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为K1＝，第二步电离常数表达式为K2＝，故D项错误。

2．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)

A．c(H＋)  B．Ka(HF)  C.  D.

答案　D

解析　HF为弱酸，存在电离平衡：HFH＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka(HF)不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。

3．c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是(　　)

A．反应开始时的速率：甲>乙

B．反应结束时的c(H＋)：甲＝乙

C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲＝乙

D．反应所需时间：甲>乙

答案　D

解析　盐酸(甲)和醋酸(乙)，两种溶液中氢离子浓度相等，所以反应开始时的速率相等，A错误；若最后锌全部溶解且放出气体一样多，可能是盐酸恰好反应而醋酸过量，也可能是盐酸和醋酸都过量，如果盐酸恰好反应而醋酸过量，则反应后溶液的c(H＋)大小为乙>甲，B错误；c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，醋酸是弱电解质，氯化氢是强电解质，所以c(HCl)<c(CH3COOH)，C错误；反应过程中，醋酸不断电离，导致醋酸中氢离子浓度减小速率小于盐酸中氢离子浓度减小速率，盐酸中的氢离子浓度小于醋酸中氢离子浓度，盐酸反应速率小于醋酸，所以反应所需时间长短为甲>乙，D正确。

4．下列关于0.1 mol·L－1NaOH与氨水两种稀溶液的说法正确的是(　　)

A．两溶液中c(OH－)相同

B．等体积的两溶液能中和等物质的量的HCl

C．两溶液稀释10倍，c(OH－)均为0.01 mol·L－1

D．两溶液的导电能力相同

答案　B

解析　相同浓度的两溶液，氨水部分电离，A错误；由反应方程式可知B正确；氨水稀释过程中平衡向电离方向移动，但仍不能完全电离，C错误；氨水部分电离，溶液中的离子浓度较小，导电能力较小，D错误。

5．(2019·北京朝阳区高二月考 )醋酸的电离方程式为CH3COOH(aq)H＋(aq)＋CH3COO－(aq)　ΔΗ>0。25 ℃时，0.1 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝＝1.75×10－5。下列说法正确的是(　　)

A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，平衡时溶液中c(H＋)减小

B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动

C．该温度下，0.01 mol·L－1醋酸溶液的Ka<1.75×10－5

D．升高温度，c(H＋)增大，Ka增大

答案　D

解析　A项，向该溶液中滴加几滴浓盐酸，H＋浓度增大，平衡逆向移动，平衡时溶液中c(H＋)增大，错误；B项，向该溶液中加少量CH3COONa固体，CH3COO－浓度增大，平衡逆向移动，错误；C项，电离平衡常数只与温度有关，该温度下0.01 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝1.75×10－5，错误；D项，电离吸热，升高温度平衡正向移动，c(H＋)增大，Ka增大，正确。