第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数-【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（人教版）

第2课时　电离平衡常数 [课标解读]　1.了解电离平衡常数的意义及影响因素。2.理解判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的基本原理。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 知识点一　电离平衡常数 1．概念 对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数。简称电离常数。一元弱酸的电离常数用Ka表示，一元弱碱的电离常数用Kb表示。 2．电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸 醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，电离常数表达式： Ka＝。 (2)一元弱碱 氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋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：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO；则电离平衡 常数表达式：Ka1＝， Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．影响因素 [问题探究] 1．如何从定量的角度判断醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？ 提示：Ka＝，稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝Ka，Q<Ka，平衡向电离方向移动。 2．25 ℃时0.10 mol/L HA溶液中有1%的HA电离，计算该温度下HA的电离常数？ 提示：用“三段式”计算 　　　　　 HA　　H＋＋　A－ 0.1 0 0 0.001 0.001 0.001 0.1－0.001 0.001 0.001 Ka＝≈1×10－5。 　部分弱酸的电离常数如下: ①HCOOH：Ka＝1.77×10－4 ②H2S：Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15 ③H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 ④HClO：Ka＝3.0×10－8 按要求回答下列问题： (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 。 (2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 。 [解析]　电离常数越大，酸的电离程度越大，酸性越强，离子结合H＋形成分子的能力越弱，电离常数Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka1(H2S)>Ka(HClO)> Ka2(H2CO3)>Ka2(H2S)，则酸性HCOOH>H2CO3>H2S>HClO>HCO>HS－，则结合H＋的能力S2－>CO>ClO－>HS－>HCO>HCOO－。 [答案]　(1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO (2)S2－>CO>ClO－>HS－>HCO>HCOO－ [拓展探究] 1．将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应的离子方程式： 。 提示：酸性H2CO3>HClO>HCO，故CO2气体通入NaClO溶液反应只能得到HCO，不能生成CO。ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO 2．若将少量H2S气体通入NaClO溶液中，能否得到HClO? 提示：不能。H2S具有强还原性，NaClO具有氧化性，二者混合发生氧化还原反应，得到硫单质和盐酸。 [对点训练1]　在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化： (1)n(OH－) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)。 (2) 。 (3) 。 解析：加水稀释，NH3·H2O的电离平衡向电离方向移动，n(OH－)逐渐增大，n(NH3·H2O)逐渐减小，＝，所以逐渐增大；电离平衡常数Kb＝只与温度有关，所以加水稀释时不变。 答案：(1)增大　(2)增大　(3)不变 知识点二　强酸与弱酸的比较 1．实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较 实验操作 实验现象 有气泡产生 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3) 2.一元强酸和一元弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较 　项目 酸　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱