新蘇教版高中化學選擇性必修1《化學反應原理》PAGEPAGE2專題3水溶液中的離子反應第一單元弱電解質的電離平衡第2課時電離平衡常數強酸與弱酸的比較學習目標1．了解弱電解質的電離平衡常數概念和電離平衡常數與電離程度的關系。2．了解常見弱酸和弱堿的電離常數大小，能比較它們的電離能力強弱。核心素養變化觀念與平衡思想：能利用電離常數比較弱電解質的強弱、判斷電離平衡移動的方向。證據推理與模型認知：能收集相關證據，利用證據建立“強酸制弱酸”的思維模型。知識梳理一、弱電解質的電離平衡常數和電離度活動·探究醋酸電離達到平衡時，實驗測定的溶液中各種微粒的濃度如表1所示。表1醋酸電離達到平衡時各種微粒的濃度(25℃)初始濃度/(mol·L－1)1.000.100平衡濃度/(mol·L－1)CH3COOH0.9960.0987H＋4.21×10－31.34×10－3CH3COO－4.21×10－31.34×10－3eq\f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)1.78×10－51.82×10－5eq\f(已電離的醋酸濃度,醋酸的起始濃度)×100%0.421%1.34%表2幾種弱酸的電離平衡常數(25℃)CH3COOHH2CO3H3BO31.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－115.81×10－10[思考交流]1．分析表1中的數據，你能得出關于初始濃度、平衡濃度及eq\f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)的哪些結論？2．表1中eq\f(已電離的醋酸濃度,醋酸的起始濃度)×100%，稱為電離度，分析相關數據，又可以得出什么結論？3．在一定溫度下，電離平衡常數越大，弱酸的電離程度越大，弱酸的酸性越強。分析表2中的數據，CH3COOH、H2CO3、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、H3BO3四種酸的酸性由強到弱的順序是什么？4．利用第3問中酸性強弱順序推測Na2CO3＋H3BO3能否發生反應？若反應，寫出有關化學方程式。歸納·總結1．電離常數的概念在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的弱電解質分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K表示(弱酸通常用Ka表示，弱堿通常用Kb表示)。2．表達式(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)，NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－，Kb＝eq\f(c（NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數①多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數，這些電離常數各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區別。例如25℃時，H2CO3的電離分兩步：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)＝4.3×10－7，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))，Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)＝5.6×10－11。②一般多元弱酸或多元弱堿各步電離常數的大小為Ka1?Ka2，Kb1?Kb2，因此，多元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由第一步電離決定(八字訣：分步進行，一步定性)。3．電離常數的影響因素影響因素eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(內因（決定因素）——弱電解質本身的性質,外因——溫度（隨溫度升高而增大）))電離常數只與溫度有關，而不受粒子濃度的影響。由于電解質的電離過程吸熱，故電離常數隨著溫度的升高而增大。4．電離常數的意義：衡量弱電解質的電離程度(1)一定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程度越大。(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(對于多元弱酸或多元弱堿來說，只看其第一步電離的電離常數)越大，其酸性或堿性越強。5．電離度(1)定義弱電解質在水中的電離達到平衡狀態時，已電離的弱電解質濃度占弱電解質的起始濃度(包括已電離的和未電離的)的百分率稱為電離度，通常用α表示。(2)表達式α＝eq\f(已電離的弱電解質濃度,弱電解質的起始濃度)×100%(3)意義電離度實質上是一種平衡轉化率，表示弱電解質在水中的電離程度。①相同溫度時，弱電解質溶液的濃度越小，電離度越大。②一定濃度的弱電解質溶液，溫度越高，電離度越大。[名師點撥](1)電離常數與弱酸、弱堿的濃度無關，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數是定值。(2)弱電解質的電離常數只受溫度變化的影響。升高溫度，電離常數增大。(3)利用電離常數可判斷某些復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”的規律，如：已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HClO)＝4.0×10－8，則NaClO能與CH3COOH發生反應。鞏固·練習1．下列說法正確的是()A．電離平衡常數受溶液濃度的影響B．電離平衡常數可以表示弱電解質的相對強弱C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大D．H2CO3的電離常數表達式為Ka＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)2．已知7.1×10－4、6.8×10－4、6.2×10－10分別是三種酸的電離平衡常數。若這三種酸可發生如下反應：①NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2②NaCN＋HF=HCN＋NaF③NaNO2＋HF=HNO2＋NaF則下列敘述不正確的是()A．HF的電離平衡常數為7.1×10－4B．HNO2的電離平衡常數為6.2×10－10C．根據①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱D．HNO2的電離平衡常數比HCN的大，比HF的小能力提升25℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示：化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－112.95×10－8請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為___________________________。(2)同濃度的CH3COO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為________________________________________________________________________。(3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應的離子方程式：________________________________________________________________________。[反思歸納]電離平衡常數的應用(1)衡量弱電解質電離的難易程度。在相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。(2)判斷弱酸酸性的相對強弱，進而判斷某些有酸參加的復分解反應能否發生。一般符合“強酸制弱酸”規律。(3)比較溶液稀釋時粒子濃度比值的變化。弱酸如CH3COOH溶液中，eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）·c（H＋）)＝eq\f(Ka,c（H＋）)，稀釋過程中，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)的值變大。(4)判斷電離平衡的移動方向。向稀醋酸中加入冰醋酸，此時c(CH3COOH)增大，溶液中有關微粒的濃度商Qc＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)<Ka，電離平衡正向移動；反之，向溶液中通入HCl氣體，則因c(H＋)增大，使Qc>Ka，電離平衡逆向移動。舉一·反三1．將濃度為0.1mol·L－1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是()A．c(H＋) B．Ka(HF)C．eq\f(c（F－）,c（H＋）) D．eq\f(c（H＋）,c（HF）)2．下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(25℃)。酸電離方程式電離平衡常數KCH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋1.8×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11H2SH2SH＋＋HS－HS－H＋＋S2－Ka1＝9.1×10－8Ka2＝1.1×10－12H3PO4H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))H＋＋HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))H＋＋POeq\o\al(\s\up1(3－),\s\do1(4))Ka1＝7.5×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝2.2×10－13回答下列問題：(1)當溫度升高時，K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。(2)在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關系？________________________________________________________________________。(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、H2S、HS－、H3PO4、H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))、HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))都看作是酸，其中酸性最強的是________，最弱的是________。(4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應的電離平衡常數，對于同一種多元弱酸的Ka1、Ka2、Ka3之間存在著一定的規律，此規律是________________________，產生此規律的原因是_______________________________________________________________________。當堂檢測1．對于碳酸溶液中的電離平衡，下列電離常數的表達式正確的是()A．K＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H2CO3）) B．K＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c2（H＋）,c（H2CO3）)C．Ka1＝eq\f(c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H2CO3）) D．Ka2＝eq\f(c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c2（H＋）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)2．25℃時不斷將水滴入0.1mol·L－1的氨水中，下列圖像變化合理的是()3．用水稀釋0.1mol·L－1的CH3COOH溶液，下列說法正確的是()A．CH3COOH的電離程度增大，溶液中c(H＋)增大B．CH3COOH的Ka不變C．溶液中n(H＋)減小D．eq\f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）)增大4．已知氫氰酸及部分弱酸的電離常數如下表所示：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離常數/(25℃)Ka＝1.8×10－4Ka＝4.93×10－10Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11(1)依據表格中三種酸的電離常數，判斷三種酸酸性強弱的順序為__________________________。(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？______。若能寫出反應的化學方程式；若不能，此問可不答。__________________________。(3)同濃度的HCOO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、CN－結合H＋的能力由強到弱的順序是________________________________________________________________________。(4)①升高0.1mol·L－1HCN溶液的溫度，HCN的電離程度如何變化？________________________________________________________________________。②加水稀釋，eq\f(c（H＋）,c（HCN）)如何變化？___________________________________________。

參考答案知識梳理一、活動·探究[思考交流]1．提示：溫度一定，初始濃度不同，平衡濃度不同，但eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)的值不變，其稱為醋酸的電離常數。2．提示：溫度一定，初始濃度不同，電離度不同，電離度越大，CH3COOH的電離程度越大。3．提示：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))。4．提示：能發生反應，化學方程式為Na2CO3＋H3BO3＋H2O=NaHCO3＋Na[B(OH)4]。鞏固·練習1．【答案】B【解析】對于同一弱電解質的稀溶液來說，電離平衡常數是溫度的函數，與溶液濃度無關，A項錯誤；電離平衡常數可以表示弱電解質的相對強弱，B項正確；酸溶液中c(H＋)既跟酸的電離常數有關，也跟酸溶液的濃度有關，C項錯誤；碳酸是分步電離的，第一步電離常數的表達式為Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)，第二步電離常數的表達式為Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)，D項錯誤。2．【答案】B【解析】根據強酸制弱酸的規律可知，題給三個反應中，第①個反應說明酸性：HNO2>HCN，第③個反應說明酸性：HF>HNO2，故HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱，酸性越強，電離平衡常數越大。能力提升(1)提示：弱酸的電離平衡常數越大，酸性相對越強，由于K(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>K(HClO)，則酸性由強到弱的順序：CH3COOH>H2CO3>HClO。(2)提示：弱酸的電離平衡常數越小，說明其越不容易電離出H＋，則電離出的陰離子結合H＋的能力越強，由于Ka2(H2CO3)<K(HClO)<Ka1(H2CO3)<K(CH3COOH)，則結合H＋的能力由強到弱的順序：COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>ClO－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>CH3COO－。(3)提示：根據電離平衡常數可以判斷酸性：H2CO3>HClO>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，H2CO3可以和ClO－反應生成HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和HClO，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))不能繼續和ClO－反應，所以少量CO2與NaClO溶液反應生成HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和HClO。舉一·反三1．【答案】D【解析】解本題時注意HF溶液加水稀釋時體積增大占主導地位。加水稀釋HF溶液時，因HF是弱酸，電離程度增大，n(H＋)增大，但c(H＋)不斷減小，A項不符合題意；Ka(HF)只隨溫度的變化而改變，故B項不符合題意；加水稀釋促進了HF的電離，故HF電離產生的n(H＋)與n(F－)均變大，溶液的體積相同，則兩種離子濃度的比值不變，但隨著稀釋的進行，c(H＋)不會低于10－7mol·L－1，c(F－)不斷減小，則eq\f(c（F－）,c（H＋）)變小，C項不符合題意；因Ka(HF)＝eq\f(c（F－）·c（H＋）,c（HF）)，當HF溶液加水不斷稀釋時，c(F－)不斷減小，Ka(HF)不變，則eq\f(c（H＋）,c（HF）)增大，D項符合題意。2．【答案】(1)增大(2)K值越大，電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強(3)H3PO4HS－(4)Ka1?Ka2?Ka3上一級電離產生的H＋對下一級電離起抑制作用【解析】(1)弱電解質的電離過程為吸熱過程，所以升高溫度，電離平衡向右移動，c(H＋)、c(A－)增大，c(HA)減小，所以K值增大。(2)K值越大，電離出的氫離子濃度越大，酸性越強。(3)比較這幾種粒子的電離常數可知，H3PO4的酸性最強，HS－的酸性最弱。(4)由于上一級電離產生的H＋對下一級電離有抑制作用，使得上一級的電離常數遠大于下一級的電離常數。當堂檢測1．【答案】C【解析】碳酸是分步電離的，H2CO3HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋H＋、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H＋，其中以第一步電離為主，故碳酸的第一步電離的平衡常數Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)，第二步電離的平衡常數Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)，