鲁科版 (2019)选择性必修1第2节 弱电解质的电离 盐类的水解第1课时导学案

第2节　弱电解质的电离　盐类的水解

第1课时　弱电解质的电离

学习目标

1.通过弱电解质电离平衡的学习,认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。

2.通过电离平衡常数的学习,了解电离平衡常数的含义及意义。

学习任务1　电离平衡常数与电离度

1.电离平衡常数

(1)定义:在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数,简称电离常数。

(2)表示:弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示,弱碱在水中的电离常数通常用Kb表示。

①一元弱酸、一元弱碱的电离常数。

例如:CH3COOHCH3COO-+H+

Ka=;

NH3·H2ON+OH-

Kb=。

②多元弱酸、多元弱碱的电离常数。

多元弱酸的电离是分步进行的,每一步电离都有自己的电离常数,通常用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。

例:H2CO3H++HC

Ka1=;

HCH++C

Ka2=。

多元弱酸各级电离常数的大小一般为Ka1≫Ka2>Ka3……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。

(3)意义:电离常数表征了弱电解质的电离能力。相同温度下,K越大,弱电解质的电离程度越大,酸(或碱)性越强。

(4)影响因素:对于同一弱电解质,电离常数只与温度有关,由于电离过程一般为吸热过程,所以一般电离常数随温度升高而增大。

微点拨:电离常数在弱电解质“稀溶液”中才适用,在浓的弱电解质溶液中,电离常数不成立。

2.电离度

(1)表达式:电离度(α)=×100%(×100%或×100%)。

微点拨:电离度相当于化学平衡中的平衡转化率,只是叫法不同而已。

　(2)影响因素:与化学平衡的平衡转化率一样,α不仅受温度影响,还受浓度影响(但不受压强影响,因为电离没有气体参与,溶液中弱电解质浓度不受压强影响)。弱电解质浓度越大,其电离度越小;浓度越小,电离度越大,可总结为“越稀越电离”。

电解质的电离学说是由瑞典物理化学家阿伦尼乌斯提出的。当时他认识到,要解释电解质水溶液在稀释时电导率的增强,就必须假定溶液中的电解质在无外界电流的作用下,就具有2种不同的形态:非活性的分子形态、活性的离子形态,当溶液被稀释时就可以使前者更多地转化为后者,从而使电导率增强。这种电离假说,连著名化学家门捷列夫也都极力反对,但是阿伦尼乌斯依然坚定自己的想法,继续深入研究,并且和奥斯特瓦尔德、范特霍夫等合作,随着他们的共同努力和科学技术的发展,电离学说最终被人们所接受,并且阿伦尼乌斯于1903年获得诺贝尔化学奖。下面我们沿着前人的足迹进行我们的探究。

探究　醋酸溶液中的电离平衡

问题1:室温下,取6 g冰醋酸,用容量瓶配制成 1 L稀溶液,该稀醋酸溶液的物质的量浓度为多少?

提示:6 g冰醋酸(纯醋酸)的物质的量为0.1 mol,所以所配制的稀醋酸溶液的物质的量浓度为0.1 mol·L-1。

问题2:室温下,用pH计测得上述稀醋酸溶液pH≈3.0,则醋酸电离常数为多少?

提示:　　　　　 CH3COOH H++ CH3COO-

初始/(mol·L-1)　0.1 　　　　　10-7　　　　0

转化/(mol·L-1) 10-3 10-3 10-3

平衡/(mol·L-1) 0.1-10-3 10-7+10-3 10-3

所以Ka≈≈1.0×10-5 mol·L-1。

问题3:上述醋酸电离度为多少?

提示:α=×100%=1%。

问题4:上述醋酸溶液稀释1 000倍后,假定温度不变,Ka是否变化?稀释后的pH为多少?电离度为多少?

提示:Ka不变,因为电离常数只跟外部条件温度有关。假设稀释后氢离子浓度为c mol·L-1,忽略水电离出的H+,列三段式计算如下,

　　　　　　CH3COOH H++ CH3COO-

初始/(mol·L-1) 10-4 0 0

转化/(mol·L-1) c c c

平衡/(mol·L-1) 10-4-c c c

Ka=,解得c≈1.0×10-4.5,所以此时pH≈4.5,电离度α=×100%≈31.6%。

电离平衡常数的应用

(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱。相同温度下,电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。

(2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中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。

(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释,==,加水稀释时,c(H+)减小,Ka不变,则增大。

1.(2021·甘肃兰州期中)部分弱酸的电离平衡常数(mol·L-1)如下表,下列选项不正确的是(　D　)

A.CN-+H2O+CO2HCN+HC

B.+H2O+CO2↑

C.HCOOH+HCOO-+

D.CN-++HCN

解析:酸的电离平衡常数越大,酸的酸性越强,强酸能够制取弱酸,所以两者反应生成HCN和,离子方程式为CN-+H2O+CO2HCN+,A正确;K(HCOOH)>K1(H2CO3)>K2(H2CO3),所以酸性HCOOH>H2CO3,强酸能和弱酸盐反应生成弱酸,当HCOOH足量时,则能发生离子反应 +H2O+CO2↑,当HCOOH少量时,可发生反应HCOOH+HCOO-+,B、C正确;K1(H2CO3)>K(HCN)>K2(H2CO3),所以酸性H2CO3>HCN>,强酸能够制取弱酸,则反应为+HCNCN-+,D不正确。

2.(2021·湖南益阳期中)调节0.1 mol·L-1的二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中各种微粒的分布分数δ(X)与溶液的pH的关系如图所示[已知δ(X)=],下列叙述错误的是(　D　)

A.溶液pH从1变到接近3的过程中发生的反应主要是H2A+OH-HA-+H2O

B.由图像中的数据可以求出H2A的两级电离常数分别为K1=10-1.2、K2=10-4.2

C.当溶液中的c(H2A)=c(A2-)时,pH=2.7

D.当溶液pH=4.5时,c(H2A)=0

解析:溶液pH从1变到接近3的过程中,c(H2A)逐渐减小,c(HA-)逐渐增大,发生的反应主要是H2A+OH-HA-+H2O,故A正确;K1=,pH=1.2时,c(H2A)=c(HA-),可得K1=c(H+)=10-1.2,同理,pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-),K2=10-4.2,故B正确;由图可知,c(H2A)=c(A2-)时,pH=2.7,故C正确;由物料守恒可知,H2A一直存在于离子中,只是当溶液pH=4.5时,c(H2A)很小,但不为0,故D错误。

3.已知室温时0.1 mol·L-1某一元酸HA溶液有0.1%HA发生电离,下列叙述错误的是(　D　)

A.该溶液的pH=4

B.升高温度,溶液的KW增大

C.此酸的电离平衡常数约为1×10-7 mol·L-1

D.该溶液里不存在HA分子

解析:HA在水中有0.1%发生电离,即HA部分电离,所以在溶液中存在HA分子,故D错误。

酸的强弱可以根据其电离常数来进行比较,比如Ka(CH3COOH)=1.7×10-5 mol·L-1,Ka(HF)=6.8×10-4 mol·L-1,所以酸性HF>CH3COOH,这里的酸性是条件相同时一种理论上的结果。但实际的溶液酸性还要考虑酸的浓度,比如较高浓度的醋酸溶液,其酸性有可能比很稀的HF溶液要强一些。

学习任务2　影响电离平衡的因素

1.电离平衡状态

(1)概念:在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时,电离过程就达到了电离平衡状态。

(2)以v-t图像描述平衡建立过程。

(3)电离平衡的特征。

2.电离平衡的影响因素

以CH3COOHCH3COO-+H+为例,分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响,填写下表:

某老师运用手持技术探究醋酸电离平衡移动方向。实验仪器及药品有pH传感器、温度传感器、磁力搅拌器、烧杯;0.05 mol·L-1醋酸溶液、蒸馏水、CH3COONa固体等。测得温度与pH关系如图1,醋酸溶液加水后pH与时间关系如图2。据此探究。

探究　醋酸电离平衡受外界条件的影响

问题 1:根据图1,升温后,pH如何变化?c(H+)如何改变?醋酸电离平衡向哪个方向移动?

提示:pH降低,c(H+)增大,说明醋酸电离平衡正向移动。

问题2:根据图2,A点加水后pH突然升高到B点,而后pH降低直至C点再次不变(达到平衡)。分析加水后醋酸电离平衡向哪个方向移动;再次平衡后 c(H+)与加水前相比有何改变。

提示:加水后从B点到C点c(H+)增大,说明醋酸电离平衡正向移动;再次平衡后c(H+)(C点)比加水前(A点)小。

问题3:根据醋酸电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+,运用Q与Ka的关系,分析加水后醋酸电离平衡移动方向。

提示:Q===×=Ka(V是溶液体积),加水后醋酸根离子、氢离子、醋酸分子物质的量均不变,但溶液体积V增大,所以导致Q减小,Q<Ka,所以平衡正向移动。

问题4:醋酸溶液加入CH3COONa固体,忽略温度变化,从Q与Ka的关系角度,分析醋酸电离平衡移动方向。此时pH传感器探测的溶液pH如何变化?

提示:Q==Ka,加入CH3COONa固体后,c(CH3COO-)增大,所以Q>Ka,醋酸电离平衡逆向移动;平衡逆向移动导致c(H+)降低,所以pH升高。

酸、碱溶液稀释后pH的变化规律

1.酸或碱溶液稀释10n倍时pH的变化规律

(1)强酸稀释10n倍:pH(稀)=pH(浓)+n;强碱稀释10n倍:pH(稀)=pH(浓)-n。

(2)弱酸稀释10n倍:pH(浓)<pH(稀)<pH(浓)+n;弱碱稀释10n倍:pH(浓)-n<pH(稀)<pH(浓)。　

注意:过度稀释,pH均取近似值7。

2.强、弱酸(碱)稀释过程pH图像的变化规律

(1)pH相等的酸或碱溶液稀释。

(2)浓度相等的酸或碱溶液稀释。

1.(2021·天津三中期中)在100 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中,欲使CH3COOH的电离程度和溶液的pH都增大,可采用的方法是(　A　)

A.加少量1 mol·L-1 NaOH溶液

B.加少量1 mol·L-1盐酸

C.加少量CH3COONa固体

D.微热

解析:加入1 mol·L-1 NaOH溶液,与氢离子反应,氢离子浓度减小,pH增大,醋酸电离平衡向正反应方向移动,电离程度增大,A正确;加入1 mol·L-1盐酸,使溶液中氢离子浓度增大,醋酸电离平衡向逆反应方向移动,电离程度减小,B错误;加入醋酸钠固体,实际增加了醋酸根离子的浓度,醋酸电离平衡向逆反应方向移动,电离程度减小,C错误;醋酸电离吸热,升高温度,醋酸电离平衡向正反应方向移动,氢离子浓度增大,pH减小,D错误。

2.向10 mL氨水中加入蒸馏水,将其稀释到1 L后,下列变化中不正确的是(　B　)

A.NH3·H2O的电离程度增大

B.c(NH3·H2O)增大

C.的数目增多

D.增大

解析:稀释促进弱电解质电离,则NH3·H2O的电离程度增大,A正确;稀释促进NH3·H2O电离,则NH3·H2O数目及c(NH3·H2O)均减小,B不正确;稀释促进NH3·H2O电离,的数目增多,C正确;稀释促进NH3·H2O电离,NH3·H2O数目

减小,的数目增多,则=增大,D正确。

电离平衡与化学平衡移动分析方法完全相同,既可以根据勒·夏特列原理定性判断,又可以根据Q与K的关系定量判断。电离平衡中弱电解质分子相当于化学平衡的反应物,弱电解质电离出的离子相当于化学平衡的生成物。Q<Ka或b,平衡正向移动;Q>Ka或b,平衡逆向移动;Q=Ka或b,恰好处于平衡状态。

【知识整合】

【易错提醒】

1.误认为醋酸溶液加水后正向移动,c(H+)会增大,其实醋酸溶液加水稀释,V液增大,同时平衡正向移动,n(H+)增大,但是加水导致V液增大的比n(H+)增大的多,所以实际上c(H+)=是减小的。

2.误认为电离平衡正向移动,电离常数会增大,其实电离常数与浓度平衡常数一样仅受温度影响,浓度因素会导致平衡移动,但电离常数不变。

3.误认为等体积、等浓度的CH3COOH、HCl两溶液,后者中和的NaOH的量更多。其实不然,一般中和反应程度非常高(除非一些非常弱的酸或碱),几乎能完全反应,虽然等浓度的醋酸溶液的氢离子浓度小于盐酸的,但是在反应过程中,随着H+消耗,电离平衡不断向右移动,可以把未电离的H+释放出来,最终醋酸中的H+几乎完全反应,所以两者等体积、等浓度时消耗氢氧化钠的量相同。

4.误认为等体积、等浓度的CH3COOH、HCl两溶液,后者与金属(如Zn)反应产生H2更多。其实不然,实际两者产生氢气的量相同,原理同上。

5.误认为电离平衡向右移动,弱电解质的电离度一定增大。其实不然,例如向CH3COOH溶液中加冰醋酸,电离平衡向右移动,但CH3COOH的电离度减小。