第三单元 水溶液中的离子反应与平衡——课时2电离平衡常数

水溶液中的离子反应与平衡——课时2电离平衡常数 课时2电离平衡常数 从醋酸的电离到二氧化碳的制备 学习任务一 电离平衡常数的概念和表达式 【浅想一下】 我们学过了化学平衡常数，那你能写出弱电解质的电离平衡常数吗？ 【浅练一下】 1．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表所示，则下列有关说法正确的是 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1.8×10−5 4.9×10−10 K1=4.3×10−7 K2=5.6×10−11 A．等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(CH3COOH)＜pH(H2CO3)＜pH(HCN) B．醋酸溶液加水稀释，其电离程度先增大后减小 C．NaCN中通入少量CO2发生的化学反应为：NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3 D．H2CO3的电离常数表达式： 学习任务二 电离平衡常数的意义 【浅想一下】 化学平衡常数时用来表示反应进行的程度，那电离平衡常数呢？ 【浅练一下】 2．已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，要使溶液中增大，可以采取的措施是 ①加少量烧碱固体　②升高温度　③加少量冰醋酸　④加水　⑤加少量醋酸钠固体 A．②④ B．②③⑤ C．③④⑤ D．①② 3．下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13 则下列说法中不正确的是 A．碳酸的酸性强于氢硫酸 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 学习任务三 电离平衡常数的计算及应用 【浅想一下】 电离平衡常数在我们的化学学习中有很多的应用，你知道多少啊？ 【浅练一下】 4．已知25℃时，电离平衡常数： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.8×10-5 K1=4.4×10-7K2=4.7×10-11 3.0×10-8 回答下列问题： (1)下列四种物质电离出质子的能力由大到小的顺序是___________（填标号）。 a、HCO3-        b、HClO        c、CH3COOH        d、H2CO3 (2)下列反应不能发生的是___________。 A． B．ClO-+CH3COOH=CH3COO-+HClO C． D． (3)用蒸馏水稀释0.10mol·L-1的醋酸，则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是___________。 A． B． C． D． 【浅读一下】 《浅谈强酸制弱酸》 化学反应中常常有“强制弱”的规律，例如 “强酸制弱酸”，“还原性强制还原性弱”，等等。本文我们就来聊一聊强酸制弱酸。 一、强酸制弱酸的认识 强酸制弱酸可以表述为，如果HA的酸性强于HB，则反应HA+B-=A-+HB可以自发进行，同时A-+HB=HA+B-不能自发进行。对于这个反应，我们可以这样理解。在这个溶液体系中，存在两个酸电离平衡体系，HA⇌A-+H⁺和HB⇌B-+H⁺。上述平衡对应的常数分别K(HA)=c(A-)c(H⁺)/c(HA)，K(HB)=c(B-)c(H⁺)/c(HB)，由于同一溶液，则氢离子浓度相同。我们可以推出，[c(A-)c(HB)]/[c(B-)c(HA)]=K(HA)/K(HB)。从这个表达式我们可以知道，如果K(HA)>K(HB)，溶液最终以A¯和HB为主。 其实，我们还可以进行逆向思考，较强酸制取较弱酸实际上比较的是酸根夺取氢离子的能力。反应HA+B-=A-+HB可以自发进行，B-能夺取HA中的H+。同时A-+HB=HA+B-不能自发进行，A-不能夺取HB中的H+。因此B-结合H⁺的能力强于A-，即B-的碱性强于A-。如已知反应C6H5ONa+CO2(少量)+H2O→C6H5OH+NaHCO3，我们可得出结论：过量的C6H5O-不能结合产物中的H⁺，即；-结合H⁺的能力强于C6H5O-，因此碱性：>C6H5O-。 仔细深究一下，我们可以理解为酸性强弱就是酸提供氢离子能力的大小，碱性强弱就是结合氢离子能力的大小。这种观点已经和大学中酸碱理论的观点相接近。这也是的强酸制弱酸在高考中日趋重要的原因。 二、强酸制弱酸的范围 根据刚才的原理，强酸制弱酸有一定的使用范围，并不是在任何条件下，弱酸制强酸的反应不能发生。在某些条件下，违反强酸制弱酸的离子也可以发生。 强酸制弱酸针对的是复分解反应，在氧化还原反应中，由弱酸制