第3章 第2节 第1课时 弱电解质的电离平衡-【高考领航】2023-2024学年高中化学选择性必修1同步核心辅导与测评（鲁科版）

第2节　弱电解质的电离　盐类的水解 第1课时　弱电解质的电离平衡 新课标要求 素养对接 1.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。 2．体会电离平衡相关的应用知识，体会化学知识在人类生产、生活中的应用。 1.平衡思想：弱电解质在溶液中存在平衡。 2．社会责任：平衡知识在生活、生产中的应用。 一、电离平衡常数 1．概念：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。 2．表达式 一元弱酸：HAH＋＋A－ Ka＝ 一元弱碱：BOHB＋＋OH－ Kb＝ 3．意义：表示弱电解质的电离能力，相同温度(T)下，用K的大小来衡量弱电解质的相对强弱。 (1)同一类型的弱电解质在相同温度下，K越大，弱电解质的电离能力越大。 (2)多元弱酸分步电离，Ka1＞Ka2＞Ka3……，酸性强弱由Ka1决定。 二、电离度 1．定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。 2．表达式：α＝×100%。 3．影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。 三、影响电离平衡的因素 1．电离平衡的定义 在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。 2．影响电离平衡的因素 (1)内因：电解质本身的性质决定了其电离程度的大小，电解质越弱，电离程度越小。 (2)外因 ①温度：电离是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动。 ②浓度：稀释弱电解质溶液，电离平衡向电离的 方向移动，因为离子相互碰撞结合为分子的几率减小。 ③相同离子的影响：在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡向离子结合成分子的方向移动。 探究任务一　电离平衡常数的计算方法及其应用 [问题探究] 1．条件改变时，电离平衡发生移动，电离平衡常数一定改变吗？ 2．升高温度，电离平衡常数一定增大，对吗？ 我的思考_________________________________________________________ _________________________________________________________________ 提示：1.电离平衡常数不一定改变，只有当温度改变时，K才改变。 2．对。因为电离是一个吸热过程。 　依照化学平衡计算中“列三行”(或“列两行”)的方法，通过起始浓度、消耗浓度、平衡浓度，结合Ka(Kb)、α等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。对于一元弱酸，由＝α、＝Ka可推出c平(H＋)的常用计算公式有：c平(H＋)＝α·c、c平(H＋)＝ ，α与Ka的关系为α＝ 。同样，对于一元弱碱来说，c平(OH－)＝α·c＝ 。 　已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，计算0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中c平(H＋)。 [解析]　设CH3COOH溶液中H＋的浓度为x mol·L－1， 　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始(mol·L－1)    0.1 0 0 平衡(mol·L－1) 0.1－x  x  x Ka＝＝＝1.75×10－5　① 由于Ka很小，所以x也很小，即0.1－x≈0.1　② 将②代入①式得，x≈1.32×10－3。 [答案]　c平(H＋)＝1.32×10－3 mol·L－1 电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故可发生反应HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 (3)利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。 　已知三个数据：①7.2×10－4 mol·L－1、②4.6×10－4 mol·L－1、③4.9×10－10 mol·L－1分别是三种酸的电离平衡常数。若这些酸可发生反应：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaCN＋HF===HCN＋NaF，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，则下列叙述正确的是(　　) A．HF的电离平衡常数是① B．HNO2的电离平衡常数是① C．HCN的电离平衡常数是② D．HNO2的电离平衡常数是③ 解析：A　根据题中给出的三个反应