电离平衡常数++强酸与弱酸比较 高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

2021—化学选择性必修1《化学反应原理》第三章

水溶液中的离子反应与平衡§3-1

电离平衡学习目标1、会书写电离平衡常数表达式；2、理解电离平衡常数的意义，并会定性判断；3、掌握电离平衡常数的定量计算；4、建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。3.1.2

电离平衡常数

强酸与弱酸比较Ka=c(H+).c(A－)c(HA)Kb=c(M+).c(OH－)c(MOH)【问题1】怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？一、电离平衡常数(K)学习任务一

电离平衡常数电离度自主学习①对于一元弱酸：HAH＋+A－，平衡时：②对于一元弱碱：MOH

M＋+OH－，平衡时：1.定义：弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中的电离出来的各离子浓度幂乘积与溶液中未电离的电解质分子浓度的比值是一个常数，叫电离平衡常数。

2.表示方法：

③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

注意：④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Ksp。H2CO3

H＋＋HCO3－HCO3－

H＋＋CO32－Ka1>>Ka2

【练习1】书写下列电解质的电离方程式，写出对应的电离常数表达式，多步电离的判断各步电离常数的大小。(1)HClO(2)NH3·H2O(3)H2S(4)H3PO4NH3·H2O

NH4＋＋OH－HClO

H＋＋ClO－H2S

H＋＋HS－HS－

H＋＋S2－Ka1=c(H+).c(HS－)c(H2S)Ka2=c(H+).c(S2－)c(HS－)试一试：Ka1>>Ka2【练习2】[2014·新课标全国卷Ⅰ，27(1)(2)③](1)H3PO2是一元中强酸，写出其电离平衡常数表达式：

。(2)NaH2PO2为

(填“正盐”或“酸式盐”)。正盐H3PO4

H＋＋H2PO4－H2PO4－

H＋＋HPO42－HPO42－

H＋＋PO43－Ka1=c(H+).c(H2PO4－)c(H3PO4)Ka2=c(H+).c(HPO42－)c(HPO4－)Ka3=c(H+).c(PO43－)c(HPO42－)Ka1>>Ka2>>Ka3H3PO2

H＋＋H2PO2－Ka=c(H+).c(H2PO2－)c(H3PO2)【问题探究】向两支分别盛有0.1mol·L-1醋酸和0.1mol·L-1硼酸溶液的试管中滴加等浓度的Na2CO3溶液，观察现象。强酸制弱酸醋酸中有大量气泡冒出。查阅资料发现，醋酸、碳酸和硼酸在25℃时的电离常数分别是：1.75×10-5，4.4×10-7(第一步电离)和5.8×10-10，它们与酸性大小有何联系？即酸性强弱顺序为醋酸>碳酸>硼酸。硼酸中无气泡产生。3.电离平衡常数的意义：

同温下，电离平衡常数越大,电离程度越大,其大小能反映酸碱性的相对强弱。学习任务一

电离平衡常数电离度自主学习学习任务一

电离平衡常数电离度自主学习HF3.5×10-4H2CO34.3×10-7CH3COOH1.8×10-5HClO3.0×10-8不同温度下醋酸的电离常数温度电离常数25℃1.8×10-550℃5.1×10-5【试一试】分析数据，结合实验,得出结论25℃时,几种弱酸的电离常数：4.电离平衡常数的影响因素：

①内因：相同温度下,不同弱电解质的电离常数不同,即影响电离常数大小的主要因素是弱电解质本身的性质。②外因：电离平衡常数与浓度无关，只与温度有关，升高温度，K

值增大。注意：电离常数大小的比较需在同一温度下进行。5.电离平衡常数的应用：①比较弱电解质相对强弱。相同温度下,不同种弱酸,电离常数(K)越大,其电离程度越大,酸性越强。其对应离子结合H+能力就越弱。②比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。HA

H＋＋A－

HB

H＋＋B－酸性：

HA>HB

结合H＋能力：B－>A－强酸制弱酸HA＋B－==A－

＋

HB如:醋酸溶液中加水稀释过程中

是如何变化的?增大K变形减少变量5.电离平衡常数的应用：③电离常数的计算——三段式法例1：求25℃amol·L－1的CH3COOH的电离平衡常数

K。

CH3COOH

CH3COO－＋H＋起始浓度/(mol·L－1)a

00变化浓度/(mol·L－1)x

x

x平衡浓度/(mol·L－1)a－x

x

x电离度：ɑ=×100%已电离的弱电解质分子数

弱电解质分子总数=×100%xa【例题1】(1)25℃时,在0.1mol·L-1的HA溶液中,电离度为1%。求该温度下HA的电离常数。(2)计算25℃时,0.2mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。

HA

A－

＋H＋起始浓度/(mol·L－1)0.100变化浓度/(mol·L－1)0.1×1%

0.001

0.001

平衡浓度/(mol·L－1)0.1－0.0010.001

0.001K==1.01×10-5≈1.0×10-50.001×0.0010.1－0.001K≈=1.0×10-50.001×0.0010.1c(H+)=1.42×10-3mol/L深度思考1.如何从定量的角度判断醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？2.同一温度下，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，有人认为Ka1、Ka2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响平衡常数因素的角度阐明你的观点。提示这种观点不正确，电离常数与温度有关，与溶液中的H＋浓度无关。其差别大的主要原因是从HCO3-负电荷上解离一个正电荷(H＋)比从中性分子(H2CO3)中解离一个正电荷(H＋)克服微粒之间的作用要大，即内因影响电离常数。深度思考影响电离平衡因素的角度分析【练习1】18℃时,H2A(酸):

K1=4.3×10-7,

K2=2.1×10-12。

H2B(酸):

K1=1.0×10-7,

K2=6.3×10-13,

在浓度相同的两种溶液中,

用“>”“<”或“=”填空。(1)H+的浓度:H2A

H2B。

(2)酸根离子的浓度:c(A2-)

c(B2-)。

(3)酸分子的浓度:c(H2A)

c(H2B)。

(4)溶液的导电能力:H2A

H2B。

>>><【练习2】已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是()A．加少量烧碱溶液 B．降低温度C．加少量冰醋酸 D．加水D【练习3】常温下，将0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。变小变大不变不变理解应用：部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO电离平衡常数(25℃)K＝1.77×10－4K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11K＝3.0×10－8(1)以上四种酸的酸性由强到弱的顺序为_____________________________。HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3－

、CO32－、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为____________________________________________。S2－＞CO32－＞ClO－＞HS－＞HCO3－

＞HCOO－(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学反应方程式不正确的是________(填序号)。①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO3－=ClO－＋H2O＋CO2↑②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－=CO32－＋2HClO③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－=HCO3－＋HClO④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－=HS－＋HClO⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO32－=2HCOO－＋CO2↑＋H2O①②④【练习4】25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：CH3COOH：Ka＝1.75×10－5

HClO：Ka＝4.0×10－8H2CO3：Ka1＝4.5×10－

7

Ka2＝4.7×10－11(1)CH3COOH、H2CO3、HCO3－、HClO的酸性由强到弱的顺序：________________________________________。(2)CH3COO－、HCO3－、CO32－、ClO－结合H+的能力由弱到强的顺序：_______________________________________。(3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：___________________________________________。CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3－CH3COO－<HCO3－<ClO－<CO32－NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3【练习5】H2SO3、H2CO3分别属于中强酸和弱酸，H2SO3

H++HSO3－，HSO3－

H++SO32－；H2CO3

H++HCO3－，HCO3－

H++CO32－；电离常数分别为K1、K2、K'1、K'2，已知K1>K2≈K'1>K'2，则溶液中不可能大量共存的离子组是(

)

A.SO32－、HCO3－

B.HSO3－、CO32－

C.SO32－、CO32－

D.HSO3－、HCO3－B电离H+的能力(酸性):

H2SO3

>HSO3－≈H2CO3>HCO3－结合H+的能力：HSO3－

<SO32－≈HCO3－<CO32－【练习6】根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是()化学式HClOH2CO3电离常数K＝3×10－8K1＝4×10－7

K2＝6×10－11A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32－＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3－＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2OC.向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClOD.向NaClO溶液中通入过量CO2：

CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClOC电离H+的能力(酸性)：H2CO3

>HClO>HCO3－结合H+的能力：HCO3－

<ClO－<CO32－HCO3－＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑2CO32－＋Cl2＋H2O==Cl－＋ClO－＋2HCO3－学习小结①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱。②相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。③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。学习任务二

强酸与弱酸的比较自主学习【思考与讨论】镁条与等浓度、等体积的盐酸、醋酸的反应

向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2mL2mol·L－1盐酸、2mL2mol·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：反应初期：盐酸的反应速率比醋酸___大反应过程中：盐酸的反应速率始终比醋酸

，盐酸的反应速率减小

，醋酸的反应速率减小________。大明显不明显最终：二者产生的氢气的量基本

，速率几乎都变为___。相等零二、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目c(H＋)pH中和碱的能力与活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率盐酸醋酸溶液相同大小小大相同大小0.1mol/LHClH＋＋Cl－00.10.1mol/LCH3COOHCH3COO－＋H＋0.1mol/L约0.1mol/L<<0.1<<0.1mol/Laa(2)相同c(H＋)、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目c(H＋)c(酸)中和碱的能力与活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率盐酸醋酸溶液小大相同小大少多相同CH3COOHCH3COO－＋H＋a=0.1mol/LHClH＋＋Cl－0.1mol/L0.1mol/Lbb>>0.1mol/La①加入足量的Zn，画出H2体积的变化图像②加水稀释，画出pH值的变化图像深度思考改变下列条件，请在横线上写出下列曲线代表那种酸的变化曲线(1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸盐酸醋酸盐酸醋酸深度思考改变下列条件，请在横线上写出下列曲线代表那种酸的变化曲线(2)相同体积、相同c(H＋)的盐酸和醋酸，加入足量的Zn，画出H2体积的变化图像盐酸醋酸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.100mL0.1mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C.c(H＋)＝10－3mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5mol·L－1D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小应用体验√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)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)______V(b)，原因是_______________________________________________________________________________。都产