专题3 第一单元 第2课时 电离平衡常数（教师用书）-2022-2023学年新教材高中化学选择性必修1【金版新学案】同步导学（苏教2020 单选版）

第2课时　电离平衡常数 [素养发展目标]　1．了解电离常数的含义。2．知道电离平衡常数与电离程度的关系。3．认识电离度及应用。4．利用电离平衡常数相对大小关系，了解常见弱酸和弱碱的电离能力强弱。 一、电离平衡常数 1．概念：在一定温度下，当弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各离子浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓度的比值(为一常数)，简称电离常数，用K表示。 2．电离平衡常数表达式 (1)一元弱酸 醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，电离常数表达式：Ka＝。 (2)一元弱碱 氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－， 电离常数表达式Kb＝。 (3)多元弱酸 碳酸溶液中存在电离平衡：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO；则电离平衡常数表达式Ka1＝，Ka2＝。 3．电离常数的影响因素 (1)电离常数首先由电解质的本身性质所决定，不同弱电解质的电离常数不同。 (2)对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关，温度越高，电离常数越大。 (3)对于同一种多元弱酸或弱碱，第一步电离常数远大于第二步的电离常数，通常只考虑第一步电离。 【即学即练】 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大(×) (2)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定正向移动(√) (3)H2S的电离常数表达式Ka＝(×) (4)一定温度下，加水稀释，弱电解质的电离程度和电离常数均增大(×) (5)对于0．1 mol/L的醋酸溶液，加水稀释溶液中的值增大(√) 二、电离度 1．概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。 2．数学表达式 α＝×100% 或α＝×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，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。 4．电离度的影响因素 【即学即练】 2．常温下，向氨水中加水稀释的过程中，NH3·H2O的电离平衡常数、电离度、溶液导电性的变化分别为 、 、 。 提示：不变、增大、减小 一、电离平衡常数的应用 25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： CH3COOH：Ka＝1．8×10－5 H2CO3：Ka1＝4．7×10－7 Ka2＝5．6×10－11 HClO：Ka＝4．0×10－8 1．CH3COOH、H2CO3、HCO、HClO的酸性由强到弱的顺序是怎样的？ 提示：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO 2．写出CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序。 提示：CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－ 3．向次氯酸溶液中加入Na2CO3溶液，试推测有无二氧化碳气体产生？为什么？ 提示：没有CO2气体产生，原因是次氯酸的电离常数比H2CO3的Ka1小，故HClO酸性比H2CO3的弱，因此HClO与Na2CO3溶液混合不能产生CO2气体。 4．分析向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2所发生的反应。 提示：据表中电离平衡常数可知，酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，据强酸可制弱酸原理，向NaClO溶液中通入CO2的化学方程式为NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3。 1．电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF＞CH3COOH。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝不变，稀释后c(CH3COO－)减小，则＝增大。 2．电离常数的相关计算 【解题模式】　“三段式”，利用始态、变化、终态进行求解，如 　　　　　　CH3COOH　　CH3COO－　＋　H＋ 始/mol·L－1：　 a 　　　　　　　0　　　　 　 0 变/mol·L－1：　 x x   x 终/mol·L－1: (a－x)  x   x Ka(CH3COOH)＝＝。 【计算案例】　计算电离度(以一元弱酸HA为例) HA　　H＋　＋　A－ 起始：　　c酸　　　　0　　　　0 平衡：c酸·(1－α)　c酸·α　　c酸·α Ka＝＝，因为α很小， 所以(1－α)≈1，即Ka＝c酸·α2， 所以α＝。 1．