第2課時電離平衡常數(shù)強酸與弱酸的比較第三章第一節(jié)一、電離平衡常數(shù)二、電離常數(shù)的計算和應用三、強酸與弱酸的比較內容索引電離平衡常數(shù)

一1.概念在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對于一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質電離所生成的

，與溶液中

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)，通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)。各種離子濃度的乘積未電離分子的濃度2.電離平衡常數(shù)的表示方法(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)。例如：CH3COOH?CH3COO-+H+

Ka=

NH3·H2O?NH4++OH-Kb=(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離都有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如，H2CO3?H++HCO3-Ka1=

HCO3-?H++CO32-Ka2=多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Ka1?Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。注意一般多元弱堿為難溶堿，不用電離平衡常數(shù)，以后要學到難溶物的溶度積常數(shù)。3.意義表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K越大，弱電解質的電離程度越

，酸(或堿)性越

。4.電離常數(shù)的影響因素(1)內因：同一溫度下，不同弱電解質的電離常數(shù)

，說明電離常數(shù)首先由弱電解質的

所決定。(2)外因：對于同一弱電解質，電離平衡常數(shù)只與

有關，由于電離為

過程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度

而增大。大強不同性質溫度吸熱升高例：已知：25℃時，下列四種弱酸的電離常數(shù)：(1)試比較相同濃度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性強弱。提示電離常數(shù)越大，酸性越強，故酸性：HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN。

CH3COOHHNO2HCNH2CO3電離常數(shù)1.75×10－55.6×10－46.2×10－10Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11提示

HNO2溶液中存在電離平衡：HNO2?H++NO2-，加入鹽酸，上述平衡逆向移動；此時HNO2的電離常數(shù)不變；原因是溶液的溫度不變。(2)向HNO2溶液中加入一定量的鹽酸時，HNO2的電離平衡向哪個方向移動？此時HNO2的電離常數(shù)是否發(fā)生變化？為什么？

CH3COOHHNO2HCNH2CO3電離常數(shù)1.75×10－55.6×10－46.2×10－10Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11(3)判斷反應NaNO2＋CH3COOH=CH3COONa＋HNO2是否正確？向NaCN溶液中通入少量CO2，反應能否進行？若能進行，寫出反應的化學方程式。提示不正確。原因是HNO2的酸性強于CH3COOH，故反應不能發(fā)生。因酸性：H2CO3＞HCN＞HCO3-，故向NaCN溶液中通入CO2，不論CO2是否過量，產(chǎn)物均為HCN和NaHCO3，化學方程式為NaCN＋H2O＋CO2==HCN＋NaHCO33.相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是A.三種酸的強弱關系：HCN>CH3COOH>H3PO2B.反應H3PO2＋CH3COO－=CH3COOH＋HPO2-能夠發(fā)生C.由電離常數(shù)可以判斷，H3PO2屬于強酸，HCN和CH3COOH屬于弱酸D.相同溫度下，1mol·L－1HCN溶液的電離常數(shù)大于0.1mol·L－1HCN溶液的電離常數(shù)酸HCNCH3COOHH3PO2電離常數(shù)K6.2×10－101.75×10－55.9×10－2√酸性越強電離平衡常數(shù)越大，三種酸的強弱關系：HCN<CH3COOH<H3PO2，故A錯誤；根據(jù)“強酸制弱酸”，反應H3PO2＋CH3COO－=CH3COOH＋HPO2-能夠發(fā)生，故B正確；由電離常數(shù)可以判斷，H3PO2、HCN、CH3COOH都屬于弱酸，故C錯誤；電離平衡常數(shù)與濃度無關，相同溫度下，1mol·L－1HCN溶液的電離常數(shù)等于0.1mol·L－1HCN溶液的電離常數(shù)，故D錯誤。電離常數(shù)的計算和應用

二1.電離常數(shù)的計算——三段式法例：25℃

amol·L－1的CH3COOHCH3COOH

?

CH3COO－＋H＋起始濃度/(mol·L－1)

a

0

0變化濃度/(mol·L－1)

x

x

x平衡濃度/(mol·L－1)

a－x

x

x注意由于弱電解質電離程度比較小，平衡時弱電解質的濃度為(a－x)mol·L－1，一般近似為amol·L－12.電離平衡常數(shù)的應用(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。(2)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應是否發(fā)生，相同條件下相對強的酸(或堿)可以制相對弱的酸(或堿)。(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，，加水稀釋時，c(H＋)減小，Ka不變，則增大。3.電離度(α)α＝

×100%或α＝

×100%(1)意義：表示弱電解質的

，同一弱電解質電離度

，電離程度

。(2)電離度的影響因素電離程度越大越大增大越大越小注意電離度與化學平衡的轉化率類似。深度思考電離平衡常數(shù)與電離度的關系在一定溫度下，已知cmol·L－1的一元弱酸HA溶液中，電離度為α，電離平衡常數(shù)為Ka，試推導c、α、Ka三者之間關系：_____________________。應用體驗1.弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離常數(shù)(Ka、Kb)或電離度(α)表示，請根據(jù)下列情景列式計算。(1)乙酰水楊酸是一種一元弱酸(可用HA表示)，在一定溫度下，0.1mol·L－1的乙酰水楊酸的水溶液中，乙酰水楊酸的電離常數(shù)Ka為3.4×10－4，求該酸的電離度為______。(2)已知在25℃時，1mol·L－1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%，求NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝_________。5.8%1.77×10－52.在一定溫度下，加水逐漸稀釋1mol·L－1氨水的過程中，隨著水量的增加，請說明溶液中下列含量的變化：(1)n(OH－)______(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。增大增大不變強酸與弱酸的比較

三1.相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應時的起始反應速率一元強酸___________________________一元弱酸______________大強小弱相同相同大小2.相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應時的起始反應速率一元強酸__________________________一元弱酸__________相同相同小大少多相同典型例題1.相同體積、相同c(H＋)的某一元強酸溶液①和某一元弱酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應，下列關于產(chǎn)生氫氣的體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是√2.在a、b兩支試管中分別裝入形態(tài)相同、質量相等的一顆鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：(1)a、b兩支試管中生成氣體的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________________________________。(2)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)______V(b)，原因是_______________________________________________________________________________。大于等于反應開始時，鹽酸中所含H＋的濃度較大，但二者最終能電離出的H＋的總物質的量相等等于開始時c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱電解質，最終電離出的H＋的總物質的量大小于3.25℃時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：CH3COOH：Ka＝1.75×10－5H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11HClO：Ka＝4.0×10－8(1)CH3COOH、H2CO3、HCO3-、HClO的酸性由強到弱的順序：_____________