資源簡介

3.1 第2課時　電離平衡常數(shù)　水的電離
【學習目標】
1.了解常見弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小,能比較它們的電離能力強弱。
2.了解水的電離過程及水的離子積常數(shù)的含義,并能用Kw進行簡單計算。
3.了解水電離的影響因素。
【合作探究】
任務1　弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)與電離度
【學習情境】
碳酸的酸性比次氯酸強,但向NaClO溶液中通入CO2氣體,無論氣體多少,都只生成NaHCO3和HClO,這是什么原因 一般情況下,確定酸與鹽發(fā)生復分解反應產(chǎn)物的依據(jù)是什么
【新知生成】
1.電離平衡常數(shù)(簡稱電離常數(shù))
(1)表達式:對一元弱酸HA,Ka=　　　　;
對一元弱堿BOH,Kb=　　　　　　　　。
(2)意義:K值越大,表示該弱電解質(zhì)越易　　　　,弱酸(堿)的酸(堿)性越　　　　。
(3)影響因素:K只與電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關,對同一弱電解質(zhì),溫度一定,電離常數(shù)一定,溫度升高,電離常數(shù)　　　　。
(4)多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關系:第一步電離　　　　第二步電離,所以其酸性主要取決于第　　　　步電離。
2.電離度
(1)定義:弱電解質(zhì)在水中的電離達到平衡狀態(tài)時,弱電解質(zhì)已電離部分的濃度與其起始濃度的比值,稱為電離度,用α表示。
(2)表達式:α=　　　　×100%。
(3)影響因素:弱電解質(zhì)的電離度與溶液的濃度和溫度有關,一般而言,濃度越大,電離度越　　　　;溫度越高,電離度越　　　　。
【答案】1.(1)　
(2)電離　強　(3)增大　(4)遠大于　一
2.(2)　(3)小　大
【核心突破】
典例1　下列說法正確的是(　　)
A.電離平衡常數(shù)受溶液濃度的影響
B.電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱
C.電離平衡常數(shù)大的酸溶液中c(H+)一定比電離平衡常數(shù)小的酸溶液中c(H+)大
D.H2CO3的電離平衡常數(shù)表達式為K=
【解析】電離平衡常數(shù)與溶液濃度無關,A項錯誤;酸中c(H+)既與酸的電離平衡常數(shù)有關,還與酸的濃度有關,C項錯誤;碳酸是分步電離的,第一步電離平衡常數(shù)表達式為K1=,第二步電離平衡常數(shù)表達式為K2=,D項錯誤。
【答案】B
歸納總結(jié)：有關電離度和電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)
(1)已知電離度(a),計算溶液中的c(H+)
c(H+)=c(HX)a
(2)已知c(HX)和c(H+),求電離平衡常數(shù):
則K=。由于弱酸只有極少一部分電離,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HX)-c(H+)≈c(HX),則K≈,代入數(shù)值求解即可。
(3)已知c(HX)和電離平衡常數(shù),求c(H+):
由(2)中分析可知,c(H+)≈,代入數(shù)值求解即可。
訓練1　已知25℃時,幾種弱酸的電離平衡常數(shù)為HCOOH:Ka=1.8×10-4;HCN:Ka=4.9×10-10;H2CO3:Ka1=4×10-7;Ka2=5×10-11,則以下反應不能自發(fā)進行的是(　　)
A.HCOOH+NaCNHCOONa+HCN
B.NaHCO3+NaCNNa2CO3+HCN
C.NaCN+H2O+CO2HCN+NaHCO3
D.HCOOH+CHCOO-+HC
【解析】弱酸的電離平衡常數(shù)越大,則酸性越強。由所給數(shù)據(jù)知,電離常數(shù):HCOOH>H2CO3>HCN>HC。A項,HCOOH的酸性強于HCN,因此該反應能自發(fā)進行;B項,HCN的酸性強于HC,因此該反應不能自發(fā)進行;C項,H2CO3的酸性強于HCN,而HCN的酸性強于HC,因此該反應能自發(fā)進行;D項,HCOOH的酸性強于H2CO3,也強于HC,因此該反應能自發(fā)進行。
【答案】B
任務2　水的離子積常數(shù)及影響因素
【學習情境】
安全用電常識要求“嚴禁用濕手觸摸電器,不用濕布擦拭電器;發(fā)現(xiàn)有人觸電要設法及時關閉電源或者用干燥的木棍等物體將觸電者與帶電的電器分開……”“濕手”“濕布”“濕木棍”與“干手”“干布”“干木棍”的區(qū)別在于是否含水,水會引起觸電。水能否導電 為什么
【新知生成】
(1)水的離子積常數(shù)表達式為　　　　　　　　。
(2)Kw及影響因素
①25 ℃時,Kw=　　　　　　　　。
②水的電離是　　　　的可逆過程,故溫度升高,Kw　　　　。
③水的離子積常數(shù)只受　　　　的影響,與c(H+)、c(OH-)的變化無關。
【答案】(1)Kw=c(H+)·c(OH-)　(2)①1.0×10-14　②吸熱　增大　③溫度
【核心突破】
典例2　25 ℃時,水的電離達到平衡:H2OH++OH-。下列敘述正確的是(　　)
A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移動,OH-的濃度減小
B.向水中加入少量氫氧化鈉固體,OH-的濃度增大,Kw不變
C.向水中加入少量冰醋酸,平衡逆向移動,H+的濃度減小
D.將水加熱,Kw增大,H+的濃度不變
【解析】向水中加入稀氨水,溶液的堿性增強,OH-的濃度增大,水的電離受到抑制,平衡逆向移動;向水中加入少量冰醋酸,溶液的酸性增強,H+的濃度增大,水的電離受到抑制,平衡逆向移動;將水加熱,促進水的電離,使得H+和OH-濃度增大,Kw增大。
【答案】B
歸納總結(jié)：影響水電離平衡的因素
影響 因素 方向 影響結(jié)果
Kw c(H+) 變化 c(OH-) 變化 c(H+)與c(OH-)的關系
外加 酸堿 加酸 左移 不變 增大 減小 c(H+)>c(OH-)
加堿 左移 不變 減小 增大 c(H+)外加活潑金屬, 如K、Na、Ca 右移 不變 減小 增大 c(H+)升高溫度 右移 增大 增大 增大 c(H+)=c(OH-)
訓練2　判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。
(1)25 ℃時,0.1 mol·L-1的NaOH溶液中Kw=1×10-13。 (　　)
(2)某溫度下,純水中的c(H+)=2×10-7mol·L-1,則c(OH-)= mol·L-1。 (　　)
(3)25 ℃時,0.01 mol·L-1的鹽酸中c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。 (　　)
【答案】(1)×　(2)×　(3)√
課堂小結(jié)
【隨堂檢測】
1.能夠使H2OH++OH-的平衡向右移動的措施是(　　)
A.升高水溶液的溫度
B.加入少量H2SO4溶液
C.加入少量NaOH溶液
D.向水中放入冰塊
【解析】A項,水的電離是吸熱過程,升溫平衡向右移動;B項,加入H2SO4使H+濃度增大,平衡向左移動;C項,加入NaOH使OH-濃度增大,平衡向左移動;D項,放入冰塊,使溫度降低,平衡向左移動。
【答案】A
2.某溫度下,向c(H+)=1×10-6 mol·L-1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測得溶液中c(H+)=1×10-3 mol·L-1。下列對該溶液的敘述不正確的是(　　)
A.該溫度高于25℃
B.由水電離出來的H+的濃度為1×10-11 mol·L-1
C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離
D.取該溶液加水稀釋100倍,溶液中的c(OH-)增大
【解析】25 ℃時,純水中c(H+)=1×10-7 mol·L-1,c(H+)=1×10-6 mol·L-1說明水的電離得到促進,故T>25 ℃,A項正確;c(H+)=1×10-6 mol·L-1,水的離子積常數(shù)為1×10-12,Kw=c(H+)·c(OH-),當c(H+)=1×10-3 mol·L-1時,c(OH-)=1×10-9 mol·L-1,故由水電離出來的c(H+)=1×10-9 mol·L-1,B項錯誤;NaHSO4電離生成的氫離子,對水的電離起抑制作用,水的電離程度減小,C項正確;溫度不變時,Kw不變,加水稀釋,c(H+)減小,Kw=c(H+)·c(OH-)不變,所以c(OH-)增大,D項正確。
【答案】B
3.已知常溫下0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液中,c(H+)=4.32×10-4 mol·L-1,則該CH3COOH溶液中水的離子積常數(shù)(　　)
A.小于1×10-14
B.大于1×10-14
C.等于1×10-14
D.無法確定
【解析】水的離子積常數(shù)僅與溫度有關,只要溫度不變,水的離子積常數(shù)就不變。在常溫下,Kw=1×10-14,而與電解質(zhì)溶液及其電離程度無關。
【答案】C
4.下表是幾種弱酸在常溫下的電離平衡常數(shù):
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10-5 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka1=6.9×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=4.8×10-13
下列說法中不正確的是(　　)。
A.碳酸的酸性強于氫硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定
C.常溫下,加水稀釋醋酸,減小
D.向某弱酸溶液中加水稀釋,電離平衡常數(shù)不變
【解析】多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。弱酸的電離平衡常數(shù)越大,該酸的酸性就越強。由于碳酸的電離平衡常數(shù)Ka1=4.5×10-7,比氫硫酸的電離平衡常數(shù)Ka1=1.1×10-7大,所以碳酸的酸性比氫硫酸強,A項正確。多元弱酸一級電離產(chǎn)生的氫離子會抑制二級電離,所以多元弱酸的二級電離程度遠小于一級電離,故多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定,B項正確。醋酸是一元弱酸,在溶液中存在電離平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀釋,電離平衡正向移動,溶液中n(H+)有所增大,n(CH3COOH)減小,在同一溶液中,體積相同,所以加水稀釋,增大,C項錯誤。加水稀釋,溶液的溫度不變,其電離平衡常數(shù)不變,D項正確。
【答案】C
5.勒夏特列原理適用于許多平衡體系。試用該原理分析水的電離平衡(H2OH++OH-),填寫下列表格(除④外,其余都假設溶液溫度不變):
改變條件 平衡移動 方向 c(H+) 的變化 c(OH-) 的變化 Kw
①加入醋酸
②加入燒堿
③加入CH3COONa
④升高溫度
　　【答案】①向左　變大　變小　不變
②向左　變小　變大　不變
③向右　變小　變大　不變
④向右　變大　變大　變大
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