2021—化學選擇性必修1《化學反應原理》第三章

水溶液中的離子反應與平衡§3-1

電離平衡學習目標1、會書寫電離平衡常數表達式；2、理解電離平衡常數的意義，并會定性判斷；3、掌握電離平衡常數的定量計算；4、建立判斷強弱電解質和“強酸制弱酸”的思維模型。3.1.2

電離平衡常數

強酸與弱酸比較Ka=c(H+).c(A－)c(HA)Kb=c(M+).c(OH－)c(MOH)【問題1】怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎么比較？一、電離平衡常數(K)學習任務一

電離平衡常數電離度自主學習①對于一元弱酸：HAH＋+A－，平衡時：②對于一元弱堿：MOH

M＋+OH－，平衡時：1.定義：弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，溶液中的電離出來的各離子濃度冪乘積與溶液中未電離的電解質分子濃度的比值是一個常數，叫電離平衡常數。

2.表示方法：

③多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數，

通常用K1、K2等來分別表示。例如：H2CO3

注意：④由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數，

而用以后要學到的難溶物的溶度積常數Ksp。H2CO3

H＋＋HCO3－HCO3－

H＋＋CO32－Ka1>>Ka2

【練習1】書寫下列電解質的電離方程式，寫出對應的電離常數表達式，多步電離的判斷各步電離常數的大小。(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－)試一試：Ka1>>Ka2【練習2】[2014·新課標全國卷Ⅰ，27(1)(2)③](1)H3PO2是一元中強酸，寫出其電離平衡常數表達式：

。(2)NaH2PO2為

(填“正鹽”或“酸式鹽”)。正鹽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)【問題探究】向兩支分別盛有0.1mol·L-1醋酸和0.1mol·L-1硼酸溶液的試管中滴加等濃度的Na2CO3溶液，觀察現象。強酸制弱酸醋酸中有大量氣泡冒出。查閱資料發現，醋酸、碳酸和硼酸在25℃時的電離常數分別是：1.75×10-5，4.4×10-7(第一步電離)和5.8×10-10，它們與酸性大小有何聯系？即酸性強弱順序為醋酸>碳酸>硼酸。硼酸中無氣泡產生。3.電離平衡常數的意義：

同溫下，電離平衡常數越大,電離程度越大,其大小能反映酸堿性的相對強弱。學習任務一

電離平衡常數電離度自主學習學習任務一

電離平衡常數電離度自主學習HF3.5×10-4H2CO34.3×10-7CH3COOH1.8×10-5HClO3.0×10-8不同溫度下醋酸的電離常數溫度電離常數25℃1.8×10-550℃5.1×10-5【試一試】分析數據，結合實驗,得出結論25℃時,幾種弱酸的電離常數：4.電離平衡常數的影響因素：

①內因：相同溫度下,不同弱電解質的電離常數不同,即影響電離常數大小的主要因素是弱電解質本身的性質。②外因：電離平衡常數與濃度無關，只與溫度有關，升高溫度，K

值增大。注意：電離常數大小的比較需在同一溫度下進行。5.電離平衡常數的應用：①比較弱電解質相對強弱。相同溫度下,不同種弱酸,電離常數(K)越大,其電離程度越大,酸性越強。其對應離子結合H+能力就越弱。②比較弱電解質中微粒濃度比值的變化。HA

H＋＋A－

HB

H＋＋B－酸性：

HA>HB

結合H＋能力：B－>A－強酸制弱酸HA＋B－==A－

＋

HB如:醋酸溶液中加水稀釋過程中

是如何變化的?增大K變形減少變量5.電離平衡常數的應用：③電離常數的計算——三段式法例1：求25℃amol·L－1的CH3COOH的電離平衡常數

K。

CH3COOH

CH3COO－＋H＋起始濃度/(mol·L－1)a

00變化濃度/(mol·L－1)x

x

x平衡濃度/(mol·L－1)a－x

x

x電離度：ɑ=×100%已電離的弱電解質分子數

弱電解質分子總數=×100%xa【例題1】(1)25℃時,在0.1mol·L-1的HA溶液中,電離度為1%。求該溫度下HA的電離常數。(2)計算25℃時,0.2mol·L-1的該酸溶液中的c(H+)。

HA

A－

＋H＋起始濃度/(mol·L－1)0.100變化濃度/(mol·L－1)0.1×1%

0.001

0.001

平衡濃度/(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.如何從定量的角度判斷醋酸溶液中加水稀釋一倍后，電離平衡移動的方向？2.同一溫度下，H2CO3的電離平衡常數Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，有人認為Ka1、Ka2差別很大的主要原因是第一步電離產生的H＋對第二步的電離起抑制作用造成的。你認為這種觀點對嗎？試從影響平衡常數因素的角度闡明你的觀點。提示這種觀點不正確，電離常數與溫度有關，與溶液中的H＋濃度無關。其差別大的主要原因是從HCO3-負電荷上解離一個正電荷(H＋)比從中性分子(H2CO3)中解離一個正電荷(H＋)克服微粒之間的作用要大，即內因影響電離常數。深度思考影響電離平衡因素的角度分析【練習1】18℃時,H2A(酸):

K1=4.3×10-7,

K2=2.1×10-12。

H2B(酸):

K1=1.0×10-7,

K2=6.3×10-13,

在濃度相同的兩種溶液中,

用“>”“<”或“=”填空。(1)H+的濃度:H2A

H2B。

(2)酸根離子的濃度:c(A2-)

c(B2-)。

(3)酸分子的濃度:c(H2A)

c(H2B)。

(4)溶液的導電能力:H2A

H2B。

>>><【練習2】已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是()A．加少量燒堿溶液 B．降低溫度C．加少量冰醋酸 D．加水D【練習3】常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列表達式中的數據變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。變小變大不變不變理解應用：部分弱酸的電離平衡常數如下表：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO電離平衡常數(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)以上四種酸的酸性由強到弱的順序為_____________________________。HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO(2)同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3－

、CO32－、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為____________________________________________。S2－＞CO32－＞ClO－＞HS－＞HCO3－

＞HCOO－(3)運用上述電離常數及物質的特性判斷下列化學反應方程式不正確的是________(填序號)。①次氯酸與NaHCO3溶液的反應：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硫化氫通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－=HS－＋HClO⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO32－=2HCOO－＋CO2↑＋H2O①②④【練習4】25℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：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的酸性由強到弱的順序：________________________________________。(2)CH3COO－、HCO3－、CO32－、ClO－結合H+的能力由弱到強的順序：_______________________________________。(3)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化學方程式：___________________________________________。CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3－CH3COO－<HCO3－<ClO－<CO32－NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3【練習5】H2SO3、H2CO3分別屬于中強酸和弱酸，H2SO3

H++HSO3－，HSO3－

H++SO32－；H2CO3

H++HCO3－，HCO3－

H++CO32－；電離常數分別為K1、K2、K'1、K'2，已知K1>K2≈K'1>K'2，則溶液中不可能大量共存的離子組是(

)

A.SO32－、HCO3－

B.HSO3－、CO32－

C.SO32－、CO32－

D.HSO3－、HCO3－B電離H+的能力(酸性):

H2SO3

>HSO3－≈H2CO3>HCO3－結合H+的能力：HSO3－

<SO32－≈HCO3－<CO32－【練習6】根據下表提供的數據，判斷下列離子方程式或化學方程式書寫正確的是()化學式HClOH2CO3電離常數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溶液中通入過量CO2：

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

>HClO>HCO3－結合H+的能力：HCO3－

<ClO－<CO32－HCO3－＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑2CO32－＋Cl2＋H2O==Cl－＋ClO－＋2HCO3－學習小結①判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱。②相同條件下相對強的酸(或堿)制相對弱的酸(或堿)。③濃度商Q與電離平衡常數K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。學習任務二

強酸與弱酸的比較自主學習【思考與討論】鎂條與等濃度、等體積的鹽酸、醋酸的反應

向兩個錐形瓶中各加入0.05g鎂條，蓋緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol·L－1鹽酸、2mL2mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示：反應初期：鹽酸的反應速率比醋酸___大反應過程中：鹽酸的反應速率始終比醋酸

，鹽酸的反應速率減小

，醋酸的反應速率減小________。大明顯不明顯最終：二者產生的氫氣的量基本

，速率幾乎都變為___。相等零二、強酸(堿)與弱酸(堿)的比較1.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽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約0.1mol/L<<0.1<<0.1mol/Laa(2)相同c(H＋)、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目c(H＋)c(酸)中和堿的能力與活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽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，畫出H2體積的變化圖像②加水稀釋，畫出pH值的變化圖像深度思考改變下列條件，請在橫線上寫出下列曲線代表那種酸的變化曲線(1)相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸鹽酸醋酸鹽酸醋酸深度思考改變下列條件，請在橫線上寫出下列曲線代表那種酸的變化曲線(2)相同體積、相同c(H＋)的鹽酸和醋酸，加入足量的Zn，畫出H2體積的變化圖像鹽酸醋酸1.下列關于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是A.相同濃度的兩溶液中c(H＋)相同B.100mL0.1mol·L－1的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉C.c(H＋)＝10－3mol·L－1的兩溶液稀釋100倍，c(H＋)均為10－5mol·L－1D.向兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽，c(H＋)均明顯減小應用體驗√2.在a、b兩支試管中分別裝入形態相同、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兩支試管中的現象：相同點是_____________________________，不同點是________________，原因是______________________________________。(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時是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是V(a)______V(b)，原因是_______________________________________________________________________________。都產