苏教版 (2019)选择性必修1第一单元 弱电解质的电离平衡第二课时学案

这是一份苏教版 (2019)选择性必修1第一单元 弱电解质的电离平衡第二课时学案，共11页。


醋酸电离达到平衡时，实验测定的溶液中各种微粒的浓度如表1所示。
表1 醋酸电离达到平衡时各种微粒的浓度(25 ℃)
表2 几种弱酸的电离平衡常数(25 ℃)
[问题探讨]
1．分析表1中的数据，你能得出关于初始浓度、平衡浓度及 eq \f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）) 的哪些结论？
提示：温度一定，初始浓度不同，平衡浓度不同，但 eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）) 的值不变，其称为醋酸的电离常数。
2．表1中 eq \f(已电离的醋酸浓度,醋酸的起始浓度) ×100%，称为电离度，分析相关数据，又可以得出什么结论？
提示：温度一定，初始浓度不同，电离度不同，电离度越大，CH3COOH的电离程度越大。
3．在一定温度下，电离平衡常数越大，弱酸的电离程度越大，弱酸的酸性越强。分析表2中的数据，CH3COOH、H2CO3、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 、H3BO3四种酸的酸性由强到弱的顺序是什么？
提示：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 。
4．利用第3问中酸性强弱顺序推测Na2CO3＋H3BO3能否发生反应？若反应，写出有关化学方程式。
提示：能发生反应，化学方程式为Na2CO3＋H3BO3＋H2O===NaHCO3＋Na[B(OH)4]。
1．电离常数的概念
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，与溶液中未电离的弱电解质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(弱酸通常用Ka表示，弱碱通常用Kb表示)。
2．表达式
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋，
Ka＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）) ，
NH3·H2ONH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋OH－，
Kb＝ eq \f(c（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) 。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数
①多元弱酸或多元弱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等加以区别。例如25 ℃时，H2CO3的电离分两步：
H2CO3H＋＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，Ka1＝ eq \f(c（H＋）·c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）,c（H2CO3）) ＝4.3×10－7，
HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) H＋＋CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ，Ka2＝ eq \f(c（H＋）·c（CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）,c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）) ＝5.6×10－11。
②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Ka1≫Ka2，Kb1≫Kb2，因此，多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由第一步电离决定(八字诀：分步进行，一步定性)。
3．电离常数的影响因素
影响因素 eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(内因（决定因素）——弱电解质本身的性质,外因——温度（随温度升高而增大）))
电离常数只与温度有关，而不受粒子浓度的影响。由于电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。
4．电离常数的意义：衡量弱电解质的电离程度
(1)一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。
(2)相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越强。
5．电离度
(1)定义
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的弱电解质浓度占弱电解质的起始浓度(包括已电离的和未电离的)的百分率称为电离度，通常用α表示。
(2)表达式
α＝ eq \f(已电离的弱电解质浓度,弱电解质的起始浓度) ×100%
(3)意义
电离度实质上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。
①相同温度时，弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。
②一定浓度的弱电解质溶液，温度越高，电离度越大。
[名师点拨]
(1)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是定值。
(2)弱电解质的电离常数只受温度变化的影响。升高温度，电离常数增大。
(3)利用电离常数可判断某些复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”的规律，如：已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HClO)＝4.0×10－8，则NaClO能与CH3COOH发生反应。
1．下列说法正确的是( )
A．电离平衡常数受溶液浓度的影响
B．电离平衡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的电离常数表达式为Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）,c（H2CO3）)
解析：选B 对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，A项错误；电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，B项正确；酸溶液中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，C项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数的表达式为Ka1＝ eq \f(c（H＋）·c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）,c（H2CO3）) ，第二步电离常数的表达式为Ka2＝ eq \f(c（H＋）·c（CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）,c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）) ，D项错误。
2．已知7.1×10－4、6.8×10－4、6.2×10－10分别是三种酸的电离平衡常数。若这三种酸可发生如下反应：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2
②NaCN＋HF===HCN＋NaF
③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF
则下列叙述不正确的是( )
A．HF的电离平衡常数为7.1×10－4
B．HNO2的电离平衡常数为6.2×10－10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN的大，比HF的小
解析：选B 根据强酸制弱酸的规律可知，题给三个反应中，第①个反应说明酸性：HNO2>HCN，第③个反应说明酸性：HF>HNO2，故HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱，酸性越强，电离平衡常数越大。
eq \a\vs4\al(电离平衡的影响因素)
影响弱电解质电离平衡的因素
1．在醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使电离平衡右移且c(H＋)增大，应采取的措施是( )
A．加入NaOH(s) B．加入盐酸
C．加蒸馏水 D．升高温度
解析：选D 加入NaOH(s)、蒸馏水、升高温度均能使平衡右移，但加入NaOH(s)、蒸馏水时c(H＋)减小，升高温度时c(H＋)增大；加入盐酸，电离平衡左移，c(H＋)增大。
2．25 ℃时不断将水滴入0.1 ml·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是( )
解析：选C 25 ℃时，无论如何稀释，氨水的pH不可能小于7，A错误；NH3·H2O的电离程度在稀释过程中始终增大，B错误；稀释过程中虽然NH3·H2O的电离程度逐渐增大，但溶液体积的增大占主导地位，则NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) 和OH－的浓度逐渐减小，故溶液的导电能力逐渐减弱，C正确；温度不变，Kb不变，D错误。
eq \a\vs4\al(理解与辨析能力)
25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
请回答下列问题：
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为___________________________。
提示：弱酸的电离平衡常数越大，酸性相对越强，由于K(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>K(HClO)，则酸性由强到弱的顺序：CH3COOH>H2CO3>HClO。
(2)同浓度的CH3COO－、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 、CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) 、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。
提示：弱酸的电离平衡常数越小，说明其越不容易电离出H＋，则电离出的阴离子结合H＋的能力越强，由于Ka2(H2CO3)ClO－>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) >CH3COO－。
(3)将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：________________________________________________________________________。
提示：根据电离平衡常数可以判断酸性：H2CO3>HClO>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，H2CO3可以和ClO－反应生成HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 和HClO，HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 不能继续和ClO－反应，所以少量CO2与NaClO溶液反应生成HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 和HClO。
[反思归纳] 电离平衡常数的应用
(1)衡量弱电解质电离的难易程度。在相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(2)判断弱酸酸性的相对强弱，进而判断某些有酸参加的复分解反应能否发生。一般符合“强酸制弱酸”规律。
(3)比较溶液稀释时粒子浓度比值的变化。弱酸如CH3COOH溶液中， eq \f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）) ＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）·c（H＋）) ＝ eq \f(Ka,c（H＋）) ，稀释过程中，c(H＋)减小，Ka值不变，则 eq \f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）) 的值变大。
(4)判断电离平衡的移动方向。向稀醋酸中加入冰醋酸，此时c(CH3COOH)增大，溶液中有关微粒的浓度商Qc＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）) Ka，电离平衡逆向移动。
1．将浓度为0.1 ml·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． eq \f(c（F－）,c（H＋）) D． eq \f(c（H＋）,c（HF）)
解析：选D 解本题时注意HF溶液加水稀释时体积增大占主导地位。加水稀释HF溶液时，因HF是弱酸，电离程度增大，n(H＋)增大，但c(H＋)不断减小，A项不符合题意；Ka(HF)只随温度的变化而改变，故B项不符合题意；加水稀释促进了HF的电离，故HF电离产生的n(H＋)与n(F－)均变大，溶液的体积相同，则两种离子浓度的比值不变，但随着稀释的进行，c(H＋)不会低于10－7 ml·L－1，c(F－)不断减小，则 eq \f(c（F－）,c（H＋）) 变小，C项不符合题意；因Ka(HF)＝ eq \f(c（F－）·c（H＋）,c（HF）) ，当HF溶液加水不断稀释时，c(F－)不断减小，Ka(HF)不变，则 eq \f(c（H＋）,c（HF）) 增大，D项符合题意。
2．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)。
回答下列问题：
(1)当温度升高时，K值________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 、H2S、HS－、H3PO4、H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) 、HPO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) 都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数，对于同一种多元弱酸的Ka1、Ka2、Ka3之间存在着一定的规律，此规律是________，产生此规律的原因是___________________________________________________________________________。
解析：(1)弱电解质的电离过程为吸热过程，所以升高温度，电离平衡向右移动，c(H＋)、c(A－)增大，c(HA)减小，所以K值增大。(2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，酸性越强。(3)比较这几种粒子的电离常数可知，H3PO4的酸性最强，HS－的酸性最弱。(4)由于上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用，使得上一级的电离常数远大于下一级的电离常数。
答案：(1)增大
(2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强
(3)H3PO4 HS－
(4)Ka1≫Ka2≫Ka3 上一级电离产生的H＋对下一级电离起抑制作用
[分级训练·课课过关]__________________________________________________________
1．对于碳酸溶液中的电离平衡，下列电离常数的表达式正确的是( )
A．K＝ eq \f(c（CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）·c（H＋）,c（H2CO3）)
B．K＝ eq \f(c（CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）·c2（H＋）,c（H2CO3）)
C．Ka1＝ eq \f(c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）·c（H＋）,c（H2CO3）)
D．Ka2＝ eq \f(c（CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）·c2（H＋）,c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）)
解析：选C 碳酸是分步电离的，H2CO3HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ＋H＋、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ＋H＋，其中以第一步电离为主，故碳酸的第一步电离的平衡常数Ka1＝ eq \f(c（H＋）·c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）,c（H2CO3）) ，第二步电离的平衡常数Ka2＝ eq \f(c（H＋）·c（CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）,c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）) ，C项正确。
2．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋OH－，如想增大NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) 的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是( )
①适当升高温度 ②加入NH4Cl固体
③通入NH3 ④加入少量盐酸
A．①② B．②③
C．②④ D．①④
解析：选C 升温平衡向右移动，c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固体，相当于增大c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )，平衡向左移动，c(OH－)减小；通入NH3平衡向右移动，c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )、c(OH－)都增大；加入少量盐酸，H＋与OH－反应使c(OH－)减小，平衡向右移动，使c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )增大。
3．用水稀释0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液，下列说法正确的是( )
A．CH3COOH的电离程度增大，溶液中c(H＋)增大
B．CH3COOH的Ka不变
C．溶液中n(H＋)减小
D． eq \f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）) 增大
解析：选B 加水稀释时，醋酸的电离程度增大，n(H＋)增大，但溶液被稀释导致溶液体积增加的倍数远远超过n(H＋)增加的倍数，故溶液中c(H＋)变小，A、C项错误；Ka只与温度有关，温度不变，Ka不变，B项正确；由于Ka＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）) ，加水稀释时，c(H＋)变小，Ka不变， eq \f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）) ＝ eq \f(Ka,c（H＋）) 增大，则 eq \f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）) 减小，D项错误。
4．一定温度下，已知0.1 ml·L－1的氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋OH－，对于该平衡，下列叙述正确的是( )
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．对氨水加强热，平衡向正反应方向移动
C．0.1 ml·L－1氨水的pH小于1 ml·L－1氨水的pH
D．加入少量NH4Cl固体，平衡向正反应方向移动
解析：选C 弱电解质“越稀越电离”，所以加水后，电离平衡正向移动，A错误；对氨水加强热，会促进一水合氨的分解：NH3·H2O eq \(=====,\s\up7(△)) NH3↑＋H2O，致使电离平衡逆向移动，B错误；虽然0.1 ml·L－1氨水中NH3·H2O的电离程度大于1 ml·L－1氨水，但由于后者起始浓度大，故后者c(OH－)大，pH相对更大，碱性更强，C正确；根据同离子效应，NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) 浓度增大，平衡逆向移动，D错误。
5．已知氢氰酸及部分弱酸的电离常数如下表所示：
(1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为__________________________。
(2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？______。若能写出反应的化学方程式；若不能，此问可不答。__________________________。
(3)同浓度的HCOO－、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 、CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) 、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是________________________________________________________________________。
(4)①升高0.1 ml·L－1 HCN溶液的温度，HCN的电离程度如何变化？________________________________________________________________________。
②加水稀释， eq \f(c（H＋）,c（HCN）) 如何变化？___________________________________________。
解析：(1)电离常数越大酸性越强，依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN。
(2)由于Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2气体可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。
(3)弱酸的电离常数越大，酸性就越强，其对应的酸根离子结合H＋的能力就越小。
(4)①升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。
②加水稀释，c(CN－)减小，由于电离常数不变，则 eq \f(c（H＋）,c（HCN）) 增大。
答案：(1)HCOOH>H2CO3>HCN
(2)能 NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
(3)CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) >CN－>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) >HCOO－
(4)①升高温度，HCN的电离程度增大
②加水稀释， eq \f(c（H＋）,c（HCN）) 增大
明课程标准
扣核心素养
1.了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。
2.理解影响弱电解质电离平衡的因素对电离平衡移动的影响。
3.了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
变化观念与平衡思想：能运用动态平衡的观点分析电离平衡的移动，能利用电离常数比较弱电解质的强弱、判断电离平衡移动的方向。
证据推理与模型认知：能收集相关证据，利用证据建立强弱电解质的判断和“强酸制弱酸”的思维模型。
初始浓度/(ml·L－1)
1.00
0.100
平衡浓度/
(ml·L－1)
CH3COOH
0.996
0.098 7
H＋
4.21×10－3
1.34×10－3
CH3COO－
4.21×10－3
1.34×10－3
eq \f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)
1.78×10－5
1.82×10－5
eq \f(已电离的醋酸浓度,醋酸的起始浓度) ×100%
0.421%
1.34%
CH3COOH
H2CO3
H3BO3
1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
5.81×10－10
影响因素
对电离平衡的影响
内因
弱电解质本身的性质(决定性因素)
外因
温度
电离是吸热过程，温度升高，电离平衡右移，电离程度增大
浓度
增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小
加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大
同离子效应
在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡左移，电离程度减小
化学反应
若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，则电离平衡右移，电离程度增大
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平
衡常数
1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
2.95×10－8
酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.8×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3))
HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) H＋＋CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3))
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
Ka1＝9.1×10－8
Ka2＝1.1×10－12
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4))
H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) H＋＋HPO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4))
HPO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) H＋＋PO eq \\al(\s\up1(3－),\s\d1(4))
Ka1＝7.5×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝2.2×10－13
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离常数/
(25 ℃)
Ka＝1.8×10－4
Ka＝4.93×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11