新蘇教版高中化學選擇性必修1《化學反應原理》PAGEPAGE2專題3水溶液中的離子反應第一單元弱電解質的電離平衡第2課時電離平衡常數(shù)強酸與弱酸的比較學習目標1．了解弱電解質的電離平衡常數(shù)概念和電離平衡常數(shù)與電離程度的關系。2．了解常見弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強弱。核心素養(yǎng)變化觀念與平衡思想：能利用電離常數(shù)比較弱電解質的強弱、判斷電離平衡移動的方向。證據(jù)推理與模型認知：能收集相關證據(jù)，利用證據(jù)建立“強酸制弱酸”的思維模型。知識梳理一、弱電解質的電離平衡常數(shù)和電離度活動·探究醋酸電離達到平衡時，實驗測定的溶液中各種微粒的濃度如表1所示。表1醋酸電離達到平衡時各種微粒的濃度(25℃)初始濃度/(mol·L－1)1.000.100平衡濃度/(mol·L－1)CH3COOH0.9960.0987H＋4.21×10－31.34×10－3CH3COO－4.21×10－31.34×10－3eq\f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)1.78×10－51.82×10－5eq\f(已電離的醋酸濃度,醋酸的起始濃度)×100%0.421%1.34%表2幾種弱酸的電離平衡常數(shù)(25℃)CH3COOHH2CO3H3BO31.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－115.81×10－10[思考交流]1．分析表1中的數(shù)據(jù)，你能得出關于初始濃度、平衡濃度及eq\f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)的哪些結論？2．表1中eq\f(已電離的醋酸濃度,醋酸的起始濃度)×100%，稱為電離度，分析相關數(shù)據(jù)，又可以得出什么結論？3．在一定溫度下，電離平衡常數(shù)越大，弱酸的電離程度越大，弱酸的酸性越強。分析表2中的數(shù)據(jù)，CH3COOH、H2CO3、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、H3BO3四種酸的酸性由強到弱的順序是什么？4．利用第3問中酸性強弱順序推測Na2CO3＋H3BO3能否發(fā)生反應？若反應，寫出有關化學方程式。歸納·總結1．電離常數(shù)的概念在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的弱電解質分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸通常用Ka表示，弱堿通常用Kb表示)。2．表達式(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)，NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－，Kb＝eq\f(c（NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)①多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區(qū)別。例如25℃時，H2CO3的電離分兩步：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)＝4.3×10－7，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))，Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)＝5.6×10－11。②一般多元弱酸或多元弱堿各步電離常數(shù)的大小為Ka1?Ka2，Kb1?Kb2，因此，多元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由第一步電離決定(八字訣：分步進行，一步定性)。3．電離常數(shù)的影響因素影響因素eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(內(nèi)因（決定因素）——弱電解質本身的性質,外因——溫度（隨溫度升高而增大）))電離常數(shù)只與溫度有關，而不受粒子濃度的影響。由于電解質的電離過程吸熱，故電離常數(shù)隨著溫度的升高而增大。4．電離常數(shù)的意義：衡量弱電解質的電離程度(1)一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質的電離程度越大。(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對于多元弱酸或多元弱堿來說，只看其第一步電離的電離常數(shù))越大，其酸性或堿性越強。5．電離度(1)定義弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的弱電解質濃度占弱電解質的起始濃度(包括已電離的和未電離的)的百分率稱為電離度，通常用α表示。(2)表達式α＝eq\f(已電離的弱電解質濃度,弱電解質的起始濃度)×100%(3)意義電離度實質上是一種平衡轉化率，表示弱電解質在水中的電離程度。①相同溫度時，弱電解質溶液的濃度越小，電離度越大。②一定濃度的弱電解質溶液，溫度越高，電離度越大。[名師點撥](1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是定值。(2)弱電解質的電離常數(shù)只受溫度變化的影響。升高溫度，電離常數(shù)增大。(3)利用電離常數(shù)可判斷某些復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”的規(guī)律，如：已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HClO)＝4.0×10－8，則NaClO能與CH3COOH發(fā)生反應。鞏固·練習1．下列說法正確的是()A．電離平衡常數(shù)受溶液濃度的影響B(tài)．電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質的相對強弱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的電離常數(shù)表達式為Ka＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)2．已知7.1×10－4、6.8×10－4、6.2×10－10分別是三種酸的電離平衡常數(shù)。若這三種酸可發(fā)生如下反應：①NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2②NaCN＋HF=HCN＋NaF③NaNO2＋HF=HNO2＋NaF則下列敘述不正確的是()A．HF的電離平衡常數(shù)為7.1×10－4B．HNO2的電離平衡常數(shù)為6.2×10－10C．根據(jù)①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN的大，比HF的小能力提升25℃時，部分物質的電離平衡常數(shù)如表所示：化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－112.95×10－8請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為___________________________。(2)同濃度的CH3COO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為________________________________________________________________________。(3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應的離子方程式：________________________________________________________________________。[反思歸納]電離平衡常數(shù)的應用(1)衡量弱電解質電離的難易程度。在相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。(2)判斷弱酸酸性的相對強弱，進而判斷某些有酸參加的復分解反應能否發(fā)生。一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。(3)比較溶液稀釋時粒子濃度比值的變化。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＋）)，稀釋過程中，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)的值變大。(4)判斷電離平衡的移動方向。向稀醋酸中加入冰醋酸，此時c(CH3COOH)增大，溶液中有關微粒的濃度商Qc＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)<Ka，電離平衡正向移動；反之，向溶液中通入HCl氣體，則因c(H＋)增大，使Qc>Ka，電離平衡逆向移動。舉一·反三1．將濃度為0.1mol·L－1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是()A．c(H＋) B．Ka(HF)C．eq\f(c（F－）,c（H＋）) D．eq\f(c（H＋）,c（HF）)2．下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25℃)。酸電離方程式電離平衡常數(shù)KCH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋1.8×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11H2SH2SH＋＋HS－HS－H＋＋S2－Ka1＝9.1×10－8Ka2＝1.1×10－12H3PO4H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))H＋＋HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))H＋＋POeq\o\al(\s\up1(3－),\s\do1(4))Ka1＝7.5×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝2.2×10－13回答下列問題：(1)當溫度升高時，K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。(2)在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關系？________________________________________________________________________。(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、H2S、HS－、H3PO4、H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))、HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))都看作是酸，其中酸性最強的是________，最弱的是________。(4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應的電離平衡常數(shù)，對于同一種多元弱酸的Ka1、Ka2、Ka3之間存在著一定的規(guī)律，此規(guī)律是________________________，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是_______________________________________________________________________。當堂檢測1．對于碳酸溶液中的電離平衡，下列電離常數(shù)的表達式正確的是()A．K＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H2CO3）) B．K＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c2（H＋）,c（H2CO3）)C．Ka1＝eq\f(c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H2CO3）) D．Ka2＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c2（H＋）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)2．25℃時不斷將水滴入0.1mol·L－1的氨水中，下列圖像變化合理的是()3．用水稀釋0.1mol·L－1的CH3COOH溶液，下列說法正確的是()A．CH3COOH的電離程度增大，溶液中c(H＋)增大B．CH3COOH的Ka不變C．溶液中n(H＋)減小D．eq\f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）)增大4．已知氫氰酸及部分弱酸的電離常數(shù)如下表所示：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離常數(shù)/(25℃)Ka＝1.8×10－4Ka＝4.93×10－10Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11(1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強弱的順序為__________________________。(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？______。若能寫出反應的化學方程式；若不能，此問可不答。__________________________。(3)同濃度的HCOO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、CN－結合H＋的能力由強到弱的順序是________________________________________________________________________。(4)①升高0.1mol·L－1HCN溶液的溫度，HCN的電離程度如何變化？________________________________________________________________________。②加水稀釋，eq\f(c（H＋）,c（HCN）)如何變化？___________________________________________。

參考答案知識梳理一、活動·探究[思考交流]1．提示：溫度一定，初始濃度不同，平衡濃度不同，但eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)的值不變，其稱為醋酸的電離常數(shù)。2．提示：溫度一定，初始濃度不同，電離度不同，電離度越大，CH3COOH的電離程度越大。3．提示：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))。4．提示：能發(fā)生反應，化學方程式為Na2CO3＋H3BO3＋H2O=NaHCO3＋Na[B(OH)4]。鞏固·練習1．【答案】B【解析】對于同一弱電解質的稀溶液來說，電離平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，與溶液濃度無關，A項錯誤；電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質的相對強弱，B項正確；酸溶液中c(H＋)既跟酸的電離常數(shù)有關，也跟酸溶液的濃度有關，C項錯誤；碳酸是分步電離的，第一步電離常數(shù)的表達式為Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)，第二步電離常數(shù)的表達式為Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)，D項錯誤。2．【答案】B【解析】根據(jù)強酸制弱酸的規(guī)律可知，題給三個反應中，第①個反應說明酸性：HNO2>HCN，第③個反應說明酸性：HF>HNO2，故HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱，酸性越強，電離平衡常數(shù)越大。能力提升(1)提示：弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性相對越強，由于K(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>K(HClO)，則酸性由強到弱的順序：CH3COOH>H2CO3>HClO。(2)提示：弱酸的電離平衡常數(shù)越小，說明其越不容易電離出H＋，則電離出的陰離子結合H＋的能力越強，由于Ka2(H2CO3)<K(HClO)<Ka1(H2CO3)<K(CH3COOH)，則結合H＋的能力由強到弱的順序：COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>ClO－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>CH3COO－。(3)提示：根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷酸性：H2CO3>HClO>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，H2CO3可以和ClO－反應生成HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和HClO，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))不能繼續(xù)和ClO－反應，所以少量CO2與NaClO溶液反應生成HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和HClO。舉一·反三1．【答案】D【解析】解本題時注意HF溶液加水稀釋時體積增大占主導地位。加水稀釋HF溶液時，因HF是弱酸，電離程度增大，n(H＋)增大，但c(H＋)不斷減小，A項不符合題意；Ka(HF)只隨溫度的變化而改變，故B項不符合題意；加水稀釋促進了HF的電離，故HF電離產(chǎn)生的n(H＋)與n(F－)均變大，溶液的體積相同，則兩種離子濃度的比值不變，但隨著稀釋的進行，c(H＋)不會低于10－7mol·L－1，c(F－)不斷減小，則eq\f(c（F－）,c（H＋）)變小，C項不符合題意；因Ka(HF)＝eq\f(c（F－）·c（H＋）,c（HF）)，當HF溶液加水不斷稀釋時，c(F－)不斷減小，Ka(HF)不變，則eq\f(c（H＋）,c（HF）)增大，D項符合題意。2．【答案】(1)增大(2)K值越大，電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強(3)H3PO4HS－(4)Ka1?Ka2?Ka3上一級電離產(chǎn)生的H＋對下一級電離起抑制作用【解析】(1)弱電解質的電離過程為吸熱過程，所以升高溫度，電離平衡向右移動，c(H＋)、c(A－)增大，c(HA)減小，所以K值增大。(2)K值越大，電離出的氫離子濃度越大，酸性越強。(3)比較這幾種粒子的電離常數(shù)可知，H3PO4的酸性最強，HS－的酸性最弱。(4)由于上一級電離產(chǎn)生的H＋對下一級電離有抑制作用，使得上一級的電離常數(shù)遠大于下一級的電離常數(shù)。當堂檢測1．【答案】C【解析】碳酸是分步電離的，H2CO3HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋H＋、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H＋，其中以第一步電離為主，故碳酸的第一步電離的平衡常數(shù)Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)，第二步電離的平衡常數(shù)Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)，