高中化学 专题3 溶液中的离子反应 第一单元 第2课时 电离平衡常数、水的离子积学案（选修4）-人教版高中选修4化学学案VIP专享VIP免费

电离平衡常数、水的离子积[核心素养发展目标]1.证据推理与模型认知：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。2.变化观念与平衡思想：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。一、电离平衡常数1．概念在一定温度下，当弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各离子浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓度的比值(为一常数)，简称电离常数，用K表示。2．表达式(1)CH3COOH的电离常数表达式是Ka＝。(2)NH3·H2O的电离常数表达式是Kb＝。(3)H2S在水溶液中分两步电离，即H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－，其电离常数表达式分别为Ka1＝、Ka2＝。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)电离常数的大小由弱电解质本身的性质决定，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)多元弱酸电离常数：K1≫K2≫K3，其酸性主要由K1大小决定。例1下列说法正确的是()A．电离常数受溶液浓度的影响B．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱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的电离常数表达式：K＝答案B解析电离平衡常数是与温度有关的函数，与溶液浓度无关，故A项错误；酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸的浓度有关，故C项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为K1＝，第二步电离常数为K2＝，故D项错误。考点电离平衡常数与电离度题点电离平衡常数表达式及其意义思维启迪(1)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。(2)弱电解质的电离常数只受温度变化的影响。升高温度，电离常数增大。例2由表格中的电离常数判断可以发生的反应是()化学式电离常数HClOK＝3.0×10－8H2CO3K1＝4.3×10－7K2＝5.6×10－11A.NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2OC．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3答案D解析依据电离常数分析可知酸性由强至弱为H2CO3＞HClO＞HCO，根据强酸可以制取弱酸的原理分析，A项与HClO＞HCO矛盾，错误；B项与H2CO3＞HClO矛盾，错误；C项与H2CO3＞HClO＞HCO矛盾，反应应该生成碳酸氢钠，错误；D项，与H2CO3＞HClO＞HCO吻合，正确。考点电离平衡常数与电离度题点电离平衡常数的应用相关链接电离平衡常数的应用1．根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。2．根据电离平衡常数，判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q＜K，平衡向电离方向移动。3．根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离平衡常数不变，考题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如：0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。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。4．影响因素：以0.1mol·L－1CH3COOH为例外因变化加水升温加NaOH加H2SO4电离度(α)增大增大增大减小H＋数目增多增多减少增多c(H＋)减小增大减小增大导电能力减弱增强增强增强影响弱电解质溶液的电离度的因素(1)温度：升高温度，电离平衡正向移动，电离度增大。(2)浓度：加水稀释，电离平衡正向移动，电离度增大。即浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。例3已知醋酸达到...