3.1电离平衡2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第一节：电离平衡 弱电解质的电离平衡是可逆反应，是否存在电离平衡常数？ 化学平衡常数表示的意义是什么？ 电离平衡常数表示的意义是什么？ 任务 1 认识电离平衡常数 CH3COOH ⇌H+＋CH3COO− 酸：acid 碱：base 一元弱酸 一元弱碱 多元弱酸 NH3·H2O ⇌NH4+＋OH− Ka= Kb= H2CO3⇌H+＋HCO3- HCO3-⇌H+＋CO32- Ka1= Ka2= K与哪些因素有关？ 与化学平衡一样，同一弱电解质的电离平衡常数K也只受温度影响。 CH3COOH ⇌H+＋CH3COO− 0℃，Ka=1.65×10-5 25℃，Ka=1.75×10-5 因电离平衡为吸热反应，升温平衡正向移动，K增大 同一温度下，不同弱电解质的电离平衡常数K与本身的性质有关。 CH3COOH ⇌H+＋CH3COO− HCN ⇌H+＋CN− 25℃，Ka=1.75×10-5 25℃，Ka=6.2×10-10 利用K可以判断弱电解质的相对强弱 酸 HCN HClO HF HNO2 CH3COOH 常温下 Ka 6.2×10-10 4.0×10-8 6.3×10-4 5.6×10-4 1.75×10-5 酸 H2C2O4 H2SO3 H2CO3 H2S 常温下 Ka 5.6×10-2 1.4×10-2 4.5×10-7 1.1×10－7 1.5×10-4 6.0×10-8 4.7×10-11 1.3×10－13 酸性相对强弱： HF >HNO2 > CH3COOH > HClO > HCN 酸性相对强弱： H2C2O4 >H2SO3 > H2CO3 > H2S 同一种多元弱酸，Ka1 ≫Ka2 酸 HCN HClO HF HNO2 CH3COOH 常温下 Ka 6.2×10-10 4.0×10-8 6.3×10-4 5.6×10-4 1.75×10-5 酸 H2C2O4 H2SO3 H2CO3 H2S 常温下 Ka 5.6×10-2 1.4×10-2 4.5×10-7 1.1×10－7 1.5×10-4 6.0×10-8 4.7×10-11 1.3×10－13 酸性相对强弱： H2SO3>CH3COOH>H2CO3>H2S>HSO3- >HCO3- > HS- 某温度下时，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7,Ka2=2.1×10-12； H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。 在浓度相同的两种溶液中，用“>”“<”或“=”填空。 (1)H+的浓度：H2A　　　　　　　H2B。  (2)酸根离子的浓度：c(A2－)　　 c(B2－)。  (3)酸分子的浓度：c(H2A)　　　　c(H2B)。  (4)溶液的导电能力：H2A　　　　H2B。  任务 2 应用电离平衡解决问题 室温下，一瓶浓度为0.10 mol·L-1的醋酸溶液，求c(H+) ？ 已知该温度下Ka=1.75×10-5。 计算时可作近似处理 常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”) 比值问题转换成K值 强弱酸的比较 关注变化趋势 相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸加水稀释 关注起点与变化趋势 相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释 关注起点与变化趋势 向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2 酸性相对强弱： CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3- CO2 与哪一个物质反应？ CO2+H2O+CH3COONa=CH3COOH+NaHCO3 CO2+H2O+2CH3COONa+H2O=2CH3COOH+Na2CO3 CO2+H2O+ClO-=HCO3-+HClO CO2+H2O+ClO-=CO32-+HClO 能否共存？ 强酸制弱酸，考虑离子共存 向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2 酸性相对强弱：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3- 失质子（H+）能力：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3- 得质子（H+）能力：CH3COO- < HCO3- < ClO- < CO32- CO2+H2O+ClO-=HCO3-+HClO CO2+H2O+ClO-=CO32-+HClO ClO- CO32- H+ ClO- CO32- H+ √ 常温下，向等物质的量浓度的两种一元酸的盐溶液中，分别通入少量的CO2，发生如下反应：NaA＋CO2＋H2O＝HA＋NaHCO3 ；2NaB＋CO2＋H2O＝2HB＋Na2CO3，则等物质的量浓度的HA和HB在水中电离出H＋的能力大小关系是 A.HA较强 B.HB