高中化學人教版 (2019)選擇性必修1第一節(jié) 電離平衡精品學案設計-學案下載-教習網(wǎng)

?3.1.2 電離平衡常數(shù)?（學案）

重點理解弱電離平衡平衡常數(shù)。

弱電離平衡平衡常數(shù)

六大強酸是_____________________________________________________。
四大強堿是_____________________________________________________。

一、電離平衡常數(shù)(K)、電離度(α)
1．電離常數(shù)
(1)表示方法
ABA＋＋B－　K＝________________
弱電解質的電離常數(shù)表達式中的c(A＋)、c(B－)和c(AB)均為達到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值，并不是直接指溶質的物質的量濃度值，并且在溫度一定時，其電離常數(shù)就是一個定值。
①一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)。例如：
CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝________________
NH3·H2ONH＋OH－，K＝________________
②多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)。
多元弱酸的電離是分步進行的，每步都有相應的電離常數(shù)，通常用Ka1，Ka2，Ka3等來分別表示。
例如：H3PO4H＋＋H2PO4-，Ka1＝________________
H2PO4-H＋＋HPO42-，Ka2＝________________
HPO42-H＋＋PO43-，Ka3＝________________
多元弱酸各步的電離常數(shù)大小的比較為Ka1?Ka2?Ka3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相類似，但多元弱堿的電離可寫成一步。
(2)影響因素
電離常數(shù)只與_________有關，_________，K值增大。
(3)電離常數(shù)的意義
①表示多元弱酸溶液中離子濃度的關系。
H3PO4分三步電離，第一步最強(Ka1＝7.5×10－3)，第二步弱(Ka2＝6.2×10－8)，第三步最弱(Ka3＝2.2×10－13)，c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)＞c(OH－)。
H2S分兩步電離，第一步強(Ka1＝9.1×10－8)，第二步弱(Ka2＝1.1×10－12)，c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)
②根據(jù)電離常數(shù)的大小，可以估算弱電解質電離的程度。例如，在相同條件下，K值越大，弱酸的電離程度越大，酸性越強。在相同條件下，常見弱酸的酸性強弱關系為
H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
2．電離度
(1)弱電解質的電離度用α表示
則____________________________________
或____________________________________
或____________________________________
【練習】1．已知25℃時，一元弱堿XOH和二元弱酸H2Y的電離平衡常數(shù)如下表，下列說法錯誤的是（　?。?br /> 弱電解質
XOH
H2Y
電離常數(shù)
Kb＝1.0×10﹣5
Ka1＝1.0×10﹣3
Ka2＝1.0×10﹣8
A．濃度均為0.1mol?L﹣1的XOH與XCl等體積混合，溶液中離子濃度：c（Cl﹣）＞c（X+）
B．0.1mol?L﹣1的NaHY溶液中部分微粒濃度大?。篶（Na+）＞c（HY﹣）＞c（Y2﹣）＞c（H2Y）
C．用XOH滴定H2Y生成XHY時，選用甲基橙作為指示劑比選用酚酞好
D．濃度均為0.1mol?L﹣1的XOH、H2Y溶液中水電離出的c（H+）：前者大于后者
【練習】2．室溫時，1mol?L﹣1的HA溶液和1mol?L﹣1的HB溶液，起始時的體積均為V0，分別向兩溶液中加水進行稀釋，所得曲線如圖所示。下列說法中正確的是（　　）

A．M點溶液中c（A﹣）大于N點溶液中c（B﹣）
B．HA的電離常數(shù)約為10﹣6
C．濃度均為0.1mol?L﹣1的NaA和HA混合溶液的pH＞7
D．M、P兩點的溶液分別用等濃度的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液體積：P＝M
【練習】3．常溫下，草酸H2C2O4的Ka1＝5.9×10﹣2，Ka2＝6.4×10﹣5；碳酸H2CO3的Ka1＝4.3×10﹣7，Ka2＝5.6×10﹣11．下列說法正確的是（　?。?br /> A．NaHCO3、NaHC2O4都屬于酸式鹽且它們對應的水溶液都呈堿性
B．0.010mol?L﹣1NaHCO3溶液中：c（HCO3﹣）＞c（H+）＞c（H2CO3）＞c（CO32﹣）
C．Na2CO3溶液中滴入少量H2C2O4溶液時，反應生成NaHCO3和NaHC2O4
D．10.0mL 0.10mol?L﹣1H2C2O4溶液與等體積NaOH溶液混合，溶液恰好呈中性：n（Na+）+n（H2C2O4）﹣n（C2O42﹣）＝0.001mol
【練習】4．25℃時，把0.2mol/L的醋酸加水稀釋，那么圖中的縱坐標y表示的是（　　）

A．溶液中OH﹣的物質的量濃度
B．溶液的導電能力
C．溶液中的
D．醋酸的電離程度
【練習】5．常溫下，幾種弱電解質的電離平衡常數(shù)如表所示，向20mL 0.1mo1/L的鹽酸溶液中逐滴滴加0.1mo1/L的氨水，溶液的pH變化曲線如圖所示。下列說法正確的是（　?。?br /> 弱電解質
K
H2CO3
Ka1＝4×10﹣7 Ka2＝4×10﹣11
NH3?H2O
Kb＝1.75×10﹣5
CH3COOH
Ka＝1.75×10﹣5

A．CH3COONH4溶液中c（OH﹣）═c（H+）≠10﹣7mo1/L
B．NH4+和HCO3﹣能發(fā)生徹底水解反應
C．曲線上水的電離程度最大的點為b點
D．d點時，c（OH﹣）﹣c（H+）═[c（NH4+）﹣2c（NH3?H2O）]

1．pH＝1的兩種酸溶液HA、HB各取1mL，分別加水稀釋到100mL，其pH與溶液體積的關系如圖所示，下列說法正確的是（　?。?br />
A．HA的酸性比HB的酸性弱
B．若a＜3，則HA、HB均為弱酸
C．若a＝3，則HA為弱酸，HB為強酸
D．起始時兩種酸的物質的量濃度相等
2．常溫下，向氨水中加水稀釋的過程中，NH3?H2O的電離平衡常數(shù)、電離度、溶液導電性的變化正確的是（　　）
A．增大、增大、減小 B．不變、增大、減小
C．不變、減小、減小 D．減小、減小、增大
3．高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。表是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)，由表格數(shù)據(jù)判斷以下說法中不正確的是（　　）
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10﹣5
6.3×10﹣9
1.6×10﹣9
4.2×10﹣10
A．相同條件下在冰醋酸中，硝酸是這四種酸中最弱的酸
B．在冰醋酸中，這四種酸都沒有完全電離
C．在冰醋酸中，硫酸的電離方程式為H2SO4?H++HSO4﹣、HSO4﹣?H++SO42﹣
D．電解質的強弱與所處的溶劑無關
4．已知下面三個數(shù)據(jù)：①7.2×10﹣4、②2.6×10﹣4、③4.9×10﹣10分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這三種酸可發(fā)生如下反應NaCN+HNO2═HCN+NaNO2NaCN+HF═HCN+NaF，NaNO2+HF═HNO2+NaF由此可判斷下列敘述中不正確的是（　　）
A．HF的電離常數(shù)是①
B．0.1mol/L的HCN溶液中c（H+）＝7.0×10﹣6mol/L
C．0.01mol/L HNO2的電離度約為5%
D．反應NaCN+HF═HCN+NaF可以發(fā)生
5．25℃時，用0.1 mol?L﹣1NaOH溶液滴定某二元弱酸H2A，H2A被滴定分數(shù)、pH及物種分布分數(shù)δ[δ（X）＝]如圖所示：下列說法錯誤的是（　　）

A．用NaOH溶液滴定0.1 mol?L﹣1NaHA溶液可用酚酞作指示劑
B．0.1 mol?L﹣1Na2A溶液中：c（Na+）＜c（HA﹣）+2c（A2﹣）
C．0.1 mol?L﹣1NaHA溶液中：c（Na+）＞c（HA﹣）＞c（A2﹣）＞c（H2A）
D．H2A 的K2＝1×10﹣7
6．對于常溫下0.1mol?L﹣1氨水和0.1mol?L﹣1醋酸，下列說法正確的是（　　）
A．0.1mol?L﹣1氨水，溶液的pH＝13
B．向0.1mol?L﹣1氨水中加入少量水，溶液中增大
C．0.1mol?L﹣1醋酸溶液中：c（H+）＝c（CH3COO﹣）
D．向0.1mol?L﹣1醋酸中加入少量水，醋酸電離平衡正向移動
7．已知常溫下一水合氨的電離常數(shù)Kb＝1.8×10﹣5，在等物質的量NH4Cl與NH3?H2O組成的混合液中，下列關系正確的是（　　）
A．c（NH3?H2O）＞c（Cl﹣） B．c（H+）＝c（OH﹣）
C．c（NH4+）＞c（Cl﹣） D．c（Cl﹣）＝c（OH﹣）
【課前復習答案】
【知識點填空答案】；CCH3COO??C(H+)CCH3COOH；CNH4+?C(OH?)CNH3?H2O；Ka1=CH2PO4??C(H+)CH3PO4；
Ka2=CHPO42??C(H+)CH2PO4?；Ka3=CPO43??C(H+)CHPO42?；溫度；升高溫度；
α＝×100%；α＝×100%；
α＝×100%。
【練習答案】ADDBD
【檢測反饋答案】BBDCBDC