第3章 第1节 第2课时 电离平衡常数（Word教参）-【优化指导】2024-2025学年新教材高中化学选择性必修1（人教版2019 单选版）

第2课时　电离平衡常数 课程标准 核心素养目标 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．根据电离平衡常数进行简单计算。 证据推理与模型认知：基于弱电解质的电离平衡，建构电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。 [对应学生用书P59] 一、电离平衡常数 1．概念 (1)在一定条件下， 当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。 (2)对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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。 2．表示方法 (1)一元弱酸和一元弱碱 一元弱酸和一元弱碱均一步电离，直接书写。例如，CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋的电离常数为Ka＝；NH3·H2O⥫⥬NH＋OH－的电离常数为Kb＝。 (2)多元弱酸 多元弱酸的电离分步进行，各步电离常数依次用Ka1、Ka2等表示。例如： 第一步电离：H2CO3⥫⥬HCO＋H＋的Ka1＝； 第二步电离：HCO⥫⥬CO＋H＋的Ka2＝。 3．影响因素 影响因素 影响结果及分析 内因 弱电解质的结构及性质(主要因素) 相同条件下，弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)越强，电离常数越大 外因 温度(次要因素) 升高温度，电离常数增大 二、电离平衡常数的计算及应用 1．电离常数的计算 例如，25 ℃时，0.1 mol/L醋酸中，达到电离平衡时，c(H＋)约为1×10－3 mol/L，则该温度下CH3COOH的电离常数Ka≈1×10－5。 2．电离常数的应用 (1)实验探究：比较CH3COOH与H2CO3的酸性强弱 实验操作 实验现象 有大量气泡产生 实验结论 酸性：CH3COOH＞(填“＞”或“＜”)H2CO3 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)＞(填“＞”或“＜”)Ka1(H2CO3) (2)思考与讨论——镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol/L盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率及气体体积的变化情况。 ①等质量的镁分别与体积相同、物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应时，与盐酸反应的速率大(填“大”“小”或“相等”，下同)，与醋酸反应的速率小。 ②过量的镁分别与体积相同、物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应后，生成氢气的体积相等。 ◆拓展延伸 电离度(α) (1)电离度可反映弱电解质的电离程度，当弱电解质达到电离平衡时，已电离的溶质分子占原有溶质分子总数的百分率称为电离度，通常用α表示。 (2)计算表达式 α＝×100%，式中的分子、分母分别可用已电离的弱电解质的物质的量(或物质的量浓度)和弱电解质的起始物质的量(或物质的量浓度)来代替。 ◆名师点拨 (1)多元弱酸的各步电离常数的大小：Ka1＞Ka2＞Ka3＞…… (2)当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 (3)多元弱碱的电离比较复杂，高中阶段一般不讨论多元弱碱的电离常数Kb1、Kb2等。 ◆要点图解 相同温度下，弱酸的酸性强弱与电离常数相对大小的关系可用下图表示： ◆拓展延伸 电离平衡常数的应用 (1)比较弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)的相对强弱：相同温度下，等浓度弱酸(或弱碱)的电离常数越大，其酸性(或碱性)越强。 (2)计算弱电解质电离产生离子的浓度：根据电离平衡常数表达式，进行近似处理。 (3)比较弱酸酸根离子结合质子(H＋)的能力：相同条件下，酸性越弱，对应弱酸酸根离子结合质子(H＋)的能力越强。例如，电离平衡常数：HNO2＞CH3COOH＞HCN，则结合质子(H＋)能力：CN－＞CH3COO－＞NO。 备课札记 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 [对应学生用书P60] 探究一 电离平衡常数及相关计算 乙酸(CH3COOH)也叫醋酸，是一种有机一元弱酸，为食醋的主要成分，在人体内被氧化生成CO2和H2O。纯的无水乙酸(冰醋酸)是无色的吸湿性液体，其水溶液呈弱酸性且腐蚀性强，对金属有强烈腐蚀性，乙酸蒸气对眼和鼻有刺激性作用。 [问题设计] (1)已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。若初始时醋酸中CH3COOH的浓度为0.01 mol/L，则达到电离平衡时溶液中c(H＋)≈ 。 提示：4.2×10－4 mol/L 解析：0.01 mol/L CH3COOH溶液中： CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋，达到平衡时，近似：c(CH3COOH)≈0.01 mol/L，c(CH3COO－)≈c(H＋)，则有Ka＝，c2(H＋)＝Ka·c(CH3COOH)＝1.75×10－5×0.01，解得c(H＋)≈4.2×10－4 mol/L。 (2)25 ℃时，向0.01 mol/L CH3COOH溶液中通入HCl，使溶液中c(H＋)＝0.10 mol/L，此时溶液中c(CH3COO－)≈ 。 提示：1.75×10－6 mol/L 解析：25 ℃时CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，通入HCl使溶液中c(H＋)＝0.10 mol/L，此时c(CH3COOH)≈0.01 mol/L，代入Ka＝可得：1.75×10－5×0.01＝c(CH3COO－)×0.10，则有c(CH3COO－)≈1.75×10－6 mol/L。 利用“三段式法”计算电离平衡常数 以a mol/L CH3COOH溶液为例，T ℃时，达到电离平衡时，c(H＋)为b mol/L，则有 则该温度下，醋酸的电离平衡常数为Ka＝＝。 [注意]弱电解质的电离程度比较小，若a、b相差100倍以上，进行近似处理：c(CH3COOH)平衡＝c(CH3COOH)起始，上式中(a－b)mol/L≈a mol/L，则Ka≈。 【例1】 25 ℃时，HNO2、HF、HCN三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10中的一种。已知下列反应可以发生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此判断，下列叙述不正确的是(　　) A．Ka(HF)＝6.3×10－4 B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10 C．电离常数：Ka(HF)> Ka(HNO2)>Ka(HCN) D．该温度下，0.1 mol/L HF溶液中c(H＋)≈8×10－3 mol/L B　解析：根据酸与盐发生复分解反应遵循“较强酸制较弱酸”的规律，由①、②、③可得酸性：HNO2>HCN、HF>HCN、HF>HNO2，从而可得酸性：HF>HNO2>HCN，则电离平衡常数：Ka(HF)> Ka(HNO2)> Ka(HCN)。结合三个电离平衡常数的相对大小推知，Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝5.6×10－4，Ka(HCN)＝6.2×10－10，故A、C均正确，B错误；结合电离常数表达式可得：c2(H＋)＝Ka·c(HF)＝6.3×10－4×0.1，解得c(H＋)≈8×10－3 mol/L，D正确。 1．某温度时，0.1 mol/L HNO2溶液中，达到电离平衡时，测得溶液中c(H＋)＝7.5×10－3 mol/L，则该温度下HNO2的电离常数(Ka)为(　　) A．7.5×10－4 B．5.6×10－4 C．7.5×10－6 D．5.6×10－6 B　解析：HNO2在水溶液中存在电离平衡：HNO2⥫⥬H＋＋NO，达到电离平衡时，近似处理：c(H＋)≈c(NO)＝7.5×10－3 mol/L，c(HNO2)≈0.1 mol/L。该温度下HNO2的电离常数Ka＝＝≈5.6×10－4。 探究二 一元强酸与一元弱酸的比较 氢氟酸(HF)是一种弱酸，具有极强的腐蚀性，能强烈地腐蚀玻璃等，常用于蚀刻玻璃，形成图案。次氯酸(HClO)是一种很弱的酸，具有极强的漂白作用，它的盐类可用作漂白剂和消毒剂。 [问题设计] (1)25 ℃时，HF、HClO的电离常数如下表： 弱酸 HF HClO Ka 6.3×10－4 4.0×10－8 相同条件下，HF、HClO的酸性：HF HClO(填“＞”或“＜”)。NaF溶液中滴加HClO溶液，能否发生反应？ (填“能”或“不能”)，反应的离子方程式为 (若不反应，此空不填写)。 提示：＞　不能 (2)设计实验比较相同条件下HF和HClO的酸性强弱，描述实验操作、现象及结论。 提示：①相同温度下，分别测定等浓度HF和HClO溶液的pH，HF溶液的pH小于HClO溶液，则HF的酸性强于HClO。 ②分别向1.0 mol/L HF溶液和1.0 mol/L HClO溶液中加入等质量且颗粒大小相同的碳酸钙，前者产生气体的速率比后者快，说明HF的酸性强于HClO。(其他合理方案均可) 1．相同物质的量浓度时，一元强酸(HX)和一元弱酸(HY)的比较 比较项目 比较结果 溶液中c(H＋) HX＞HY 溶液的导电能力 HX＞HY 加水稀释相同倍数后c(H＋) HX＞HY 等体积溶液中和NaOH能力 HX＝HY 加对应酸的钠盐后c(H＋) HX不变，HY减小 与等量锌粉反应产生氢气的速率 HX＞HY 等体积溶液与过量锌粉反应产生氢气的量n(H2) HX＝HY 2.相同c(H＋)时，一元强酸(HX)和一元弱酸(HY)的比较 比较项目 比较结果 酸的物质的量浓度(c) HX＜HY 起始溶液的导电能力 HX＝HY 加水稀释相同倍数后c(H＋) HX＜HY 等体积溶液中和NaOH能力 HX＜HY 加对应酸的钠盐后c(H＋) HX不变，HY减小 与等量锌粉反应产生氢气的速率 起始HX＝HY，随后HX＜HY 等体积溶液与过量锌粉反应产生氢气的量n(H2) HX＜HY 【例2】 25 ℃时，等体积、c(H＋)相同的盐酸和CH3COOH溶液分别加水稀释，溶液中c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法错误的是(　　) A．曲线 Ⅱ 表示的是CH3COOH溶液的变化曲线 B．a点对应溶液的导电能力比b点对应溶液的导电能力强 C．a点对应酸的总浓度大于b点对应酸的总浓度 D．等体积的a点、b点对应的溶液分别与锌粉反应，消耗Zn的质量相同 D　解析：加水稀释，促进CH3COOH电离出H＋，故稀释相同倍数时，CH3COOH溶液中c(H＋)的变化比盐酸中c(H＋)的变化小，即曲线 Ⅰ 表示盐酸的变化曲线，曲线 Ⅱ 表示CH3COOH溶液的变化曲线，A正确；溶液的导电能力与离子浓度有关，离子浓度：a点＞b点，则导电能力：a点＞b点，B正确；起始时c(H＋)相同，CH3COOH部分电离，则起始时c(CH3COOH)＞c(HCl)，由于a、b点对应溶液的体积相同，故a点对应酸的总浓度大于b点对应酸的总浓度，C正确；起始时c(CH3COOH)＞c(HCl)，a、b点对应溶液的体积相同，则有n(CH3COOH)＞n(HCl)，故a点溶液消耗Zn的质量大，D错误。 解答本题的思路如下： (1)明确HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。 (2)加水稀释，促进CH3COOH的电离，n(H＋)逐渐增大，而盐酸中n(H＋)几乎不变。 (3)等体积、c(H＋)相同时，稀释相同倍数，盐酸中c(H＋)变化快。 2．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液(①)和某一元弱酸溶液(②)分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　) C　解析：强酸完全电离，弱酸部分电离，则相同pH的一元强酸溶液(①)和一元弱酸溶液(②)相比，酸的浓度：①＜②。分别与足量锌粉发生反应时，弱酸的电离平衡正向移动，则反应开始后，相同时刻一元弱酸中c(H＋)大于一元强酸，则锌粉与一元弱酸的反应速率快；由于等体积时，一元弱酸的物质的量大于一元强酸，且锌粉足量，故最终一元弱酸中生成H2的体积大于一元强酸，只有C符合题意。 [对应学生用书P63] 1．下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．向醋酸中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关 D　解析：电离常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关，A错误，D正确；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，B错误；向醋酸中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向逆反应方向移动，但温度不变，电离常数不变，C错误。 2.25 ℃，稀释0.1 mol/L CH3COOH溶液，图中横坐标表示加水的体积，则纵坐标Y可以表示(　　) A．Ka(CH3COOH) B．n(CH3COO－) C．c(CH3COOH) D．c(H＋) B　解析：稀释0.1 mol/L CH3COOH溶液，电离平衡正向移动，n(CH3COO－)增大，c(CH3COOH)、c(H＋)均减小，B正确，C、D错误；由于温度不变，则Ka(CH3COOH)不变，A错误。 3．25 ℃时，0.1 mol/L某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10－7，下列叙述不正确的是(　　) A．该溶液中的c(H＋)＝1×10－4 mol/L B．此溶液中，HA约有0.1%发生电离 C．0.1 mol/L HA溶液与c(H＋)＝1×10－4 mol/L的盐酸等体积混合，HA的电离平衡正向移动 D．加水稀释一倍，溶液中的c(H＋)大于原来的 C　解析：近似处理，达到电离平衡时，溶液中c(H＋)≈c(A－)，c(HA)≈0.1 mol/L，Ka＝≈＝1×10－7，解得c(H＋)＝1×10－4 mol/L，A正确；HA发生电离的百分比为×100%＝0.1%，B正确；0.1 mol/L HA溶液中c(H＋)＝1×10－4 mol/L，与c(H＋)＝1×10－4 mol/L盐酸中c(H＋)相等，故等体积混合，HA的电离平衡不移动，C错误；加水稀释一倍，若HA的电离平衡不移动，c(H＋)变为原来的，而实际上加水稀释，HA的电离平衡正向移动，n(H＋)增大，故溶液中的c(H＋)大于原来的，D正确。 4．下列叙述正确的是(　　) A．在0.1 mol/L NH4Cl溶液中：c(NH)＝c(Cl－) B．等体积、等pH的醋酸和盐酸，稀释后使两溶液的pH相同，则加水的体积前者较小 C．pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合，滴入酚酞溶液呈红色 D．向0.1 mol/L的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大 C　解析：NH水解，c(NH)<c(Cl－)，A错误；醋酸加水，越稀越电离，两溶液稀释后pH相等，醋酸加水多于盐酸，B错误；室温下，pH＝3的盐酸浓度小于pH＝11的氨水浓度，二者等体积混合氨水有剩余，故溶液显碱性，滴加酚酞溶液显红色，C正确；Kb＝，故＝，铵根离子浓度增大，Kb不变，则减小，D错误。 5．(2023·天津河北区高二质检)羟胺(NH2OH)在水溶液中的电离方程式为NH2OH＋H2O⥫⥬NH3OH＋＋OH－。温度不变条件下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法不正确的是(　　) A．溶液的导电能力减弱 B．n(OH－)增大 C．平衡向左移动 D．增大 A　解析：NaOH是强电解质，在水中完全电离，离子浓度增加，溶液的导电能力增强，A错误；NaOH固体在溶液中完全电离，使溶液中n(OH－)增大，B正确；根据平衡移动原理可知，溶液中c(OH－)增大，平衡向左移动，C正确；平衡常数K＝，温度不变K不变，加入NaOH后平衡向左移动，c(NH3OH＋)减小，则增大，故增大，D正确。 6．(2024·嘉兴八校高二期中)已知25 ℃时，0.1 mol/L氨水中，c(NH)为1.0×10－3mol/L。 (1)氨水显弱碱性，其原因为 (用电离方程式表示)，电离平衡常数的表达式为 。 (2)25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数约为 。 (3)25 ℃时，向10 mL 0.1 mol/L氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，在滴加过程中 (填标号)。 A.始终减小 B．始终增大 C．先减小后增大 D．先增大后减小 答案：(1)NH3·H2O⥫⥬NH＋OH－　Kb＝ (2)1.0×10－5　(3)B 解析：(1)NH3·H2O电离出氢氧根离子和铵根离子，故氨水显碱性，电离方程式为NH3·H2O⥫⥬NH＋OH－；电离平衡常数的表达式为Kb＝。 (2)Kb＝＝＝1.0×10－5。 (3)氨水中存在电离平衡NH3·H2O⥫⥬NH＋OH－，滴加相同浓度的CH3COOH溶液，与氢氧根离子反应，使电离平衡正向移动，c(NH)增大，c(NH3·H2O)减小，增大。 学科网（北京）股份有限公司 $$