2020-2021学年第一单元 弱电解质的电离平衡学案设计

这是一份2020-2021学年第一单元 弱电解质的电离平衡学案设计，共12页。学案主要包含了电离平衡常数，电离度，水的电离平衡等内容，欢迎下载使用。
基础课时16　电离平衡常数、水的电离平衡
学 习 任 务
1．通过分析、推理等方法认识电离平衡常数、电离度的意义，建立电离平衡常数的表达式书写、计算和“强酸制弱酸”的思维模型，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
2．通过认识水的电离存在电离平衡，了解水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数，会分析水的电离平衡移动，培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。

一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，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，用K表示。
2．电离平衡常数的表示方法
ABA＋＋B－　K＝
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝
NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝；
HCOH＋＋CO　Ka2＝。
多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
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．电离常数的影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本身性质所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。
　(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)改变条件，电离平衡向正向移动，电离平衡常数一定增大 (×)
(2)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定向正向移动 (√)
(3)相同条件下，可根据电离平衡常数的大小，比较弱电解质的相对强弱 (√)
(4)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大 (×)
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(包括已电离和未电离的)的百分率，称为电离度，通常用α表示。
2．数学表达式
α＝×100%
或α＝ ×100%
或α＝ ×100%
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。
(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。
　乙酰水杨酸(俗称阿司匹林)是一种一元弱酸(用HA表示)。在一定温度下，0.10 mol·L－1乙酰水杨酸水溶液中，乙酰水杨酸的电离度为5.7%，求该酸的电离平衡常数。
解：乙酰水杨酸的电离方程式为HAH＋＋A－。
在0.10 mol·L－1该酸的水溶液中，达到电离平衡状态时：c(H＋)＝c(A－)＝c(HA)起始·α＝0.10 mol·L－1×5.7%＝5.7×10－3 mol·L－1
c(HA)平衡＝c(HA)起始·(1－α)＝0.10 mol·L－1×(1－5.7%)＝9.43×10－2 mol·L－1则：
Ka＝＝≈3.4×10－4
答：在该温度下，乙酰水杨酸的电离平衡常数为3.4×10－4。
三、水的电离平衡
1．水的电离
水是一种极弱的电解质，电离方程式为：2H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－，水的电离常数K＝。
2．水的离子积常数
(1)表达式
K w＝c(H＋)·c(OH－)。
25 ℃时，水中的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，Kw＝1×10－14。
(2)影响因素
水的离子积Kw，只受温度的影响，温度升高，Kw增大。
(3)适用范围
Kw不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
　(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)升高温度，若Kw增大到10－12，则纯水电离出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1 (√)
(2)在纯水中加入少量酸，水的电离平衡逆向移动，Kw减小(×)
(3)25 ℃时，若溶液中c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1，则溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1 (√)
(4)25 ℃时，水的离子积Kw＝1.0×10－14,35 ℃时水的离子积Kw＝2.1×10－14，则35 ℃时水中的c(H＋)＞c(OH－) (×)
(5)25 ℃时，0.01 mol·L－1的盐酸中，由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1 (√)


电离平衡常数及其应用

如图，向盛有2 mL 1 mol·L－1醋酸的试管中滴加1 mol·L－1 Na2CO3溶液。观察现象。你能否推测 CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？


[问题1]　结合以上实验，思考以下问题：
(1)试管中有什么现象？可以得出什么结论？
(2)写出CH3COOH与H2CO3的电离方程式、平衡常数表达式，并比较平衡常数的大小。
(3)电离平衡常数大小与酸性强弱有什么关系？
[提示]　(1)现象：试管中有大量气泡冒出；结论：酸性强弱关系：醋酸>碳酸。
(2)CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝
H2CO3H＋＋HCO(主)
Ka1＝
HCOH＋＋CO2－3(次)
Ka2＝；
Ka>Ka1>Ka2。
(3)一般来说，酸性越强，电离平衡常数越大；对于多元弱酸，其电离平衡常数：Ka1≫Ka2≫Ka3。
[问题2]　在一定温度下，已知a mol·L－1的一元弱酸HA溶液中，电离度为α，电离平衡常数为K，试推导a、α、K三者关系。
[提示]　K＝
[解析]　　　 HAH＋＋A－
a－aα aα aα
K＝＝。
[问题3]　已知：H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝4.3×10－7；HCOH＋＋CO　Ka2＝5.6×10－11；HClOH＋＋ClO－　Ka＝3.0×10－8，根据上述电离常数分析，试判断下列化学方程式是否正确？
(1)Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2＋2HClO(　　)
(2)Ca(ClO)2＋2H2O＋2CO2===Ca(HCO3)2＋2HClO(　　)
(3)NaClO＋H2O＋CO2===NaHCO3＋HClO(　　)
(4)2NaClO＋H2O＋CO2===Na2CO3＋2HClO(　　)
[提示]　(1)√　(2)√　(3)√　(4)×

1．有关电离常数的注意事项
(1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。
(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。
(4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。
2．电离常数的相关计算
解题模式：“三段式”，利用始态、变化、终态进行求解，如
CH3COOH　CH3COO－＋H＋
始态： a mol·L－1 0 0
变化： x mol·L－1 x mol·L－1 x mol·L－1
终态： (a－x)mol·L－1 x mol·L－1 x mol·L－1
Ka(CH3COOH)＝＝。
3．计算电离度(以一元弱酸HA为例)
HA　　H＋　＋　A－
起始： c酸 0 0
平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝＝，因为α很小，
所以1－α≈1，即Ka＝c酸·α2，
所以α＝。
方法指导：有关电离平衡常数计算的常用方法
依照化学平衡计算中“三段式”法，通过起始浓度、转化浓度、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。由＝α、＝Ka可推出c(H＋)的常用计算公式：c(H＋)＝cα，c(H＋)≈，α与Ka的关系为α＝。同样，对于一元弱碱来说，c(OH－)＝cα≈。

1．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是(　　)
A．Ka(HF)＝7.2×10－4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)0。在25 ℃时，0.1 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝＝1.75×10－5。下列说法正确的是(　　)
A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，平衡时溶液中c(H＋)减小
B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动
C．该温度下，0.01 mol·L－1醋酸溶液的Ka