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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节　电离平衡
第3课时 电离平衡常数
1．含义：在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的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。
Ka表示弱酸的电离常数
Kb表示弱碱的电离常数
1、电离平衡常数
(1)一元弱酸、弱碱
电离方程式 电离常数表达式
CH3COOH
NH3·H2O
本质上也是平衡常数，所以表示方法一样
2. 表达式
Ka=
c(H+) .c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
Kb=
c(NH4+).c(OH- )
c(NH3.H2O)
NH3·H2O NH4+＋OH-
CH3COOH CH3COO-+H+
(2)多元弱酸的电离平衡常数
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K1、K2等来分别表示。例如，
H2CO3 H＋＋HCO3－ Ka1 ＝
HCO3－ H＋＋CO32－ 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。
＝4.5×10-7
＝4.7×10-11
（3）特点：
多元弱酸的各级电离常数逐渐减小。
多元弱酸各步电离常数大小比较：K1>>K2>>K3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，第一步产生的H+对后续有抑制作用
（记住：分步进行，第一步定性）。
3．K的意义：它能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。
CH3COOH H2CO3 H2S
K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-12
CH3COOH H2CO3 H2S HCO3 HS
＞
＞
＞
＞
酸性：
4.影响弱电解质电离常数的因素：
内因：弱电解质本身的性质
电解质越弱，Ka（或Kb）越小，越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
外因：只与T有关
T越大， Ka（Kb）越大。
CH3COOH 25℃ 0℃
电离平衡常数 Ka=1.75×10-5 Ka=1.65×10-5
25℃ CH3COOH H2CO3
电离平衡常数 Ka=1.75×10-5 Ka=4.4×10-7
5. 应用：
（1）电离常数常用于比较弱电解质的相对强弱
即对于弱电解质，其电离常数越大，一般此弱电解质的电离程度越大，酸（碱）性越强
(2) 比较离子结合质子的能力大小
一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力越 。
强
(3)比较多元弱酸溶液中离子浓度大小关系
H3PO4分三步电离：
C(H+) C(H2PO4-) C(HPO42-) C(PO43-) C(OH-)
H3PO4
H+ + H2PO4- Ka1= 7.1×10-3
H2PO4-
H+ + HPO42- Ka2= 6.2×10-8
HPO42-
H+ + PO43- Ka3= 4.5×10-13
>
>
>
>
磷酸的三步电离的电离常数，第一步 第二步 第三步。
>
>
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数 1.7×10-5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10-8
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3-的酸性由强到弱的顺序为__________________________________。
CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-
(2)同浓度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________________。
已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下
(4)比较弱电解质中微粒浓度比值的变化
常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式的数值变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
c(H+) .c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
c(H+)
c(CH3COOH)
变小
不变
变大
通过转换成含K的比值使变量只有一个
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
D
c(H+)
c(CH3COOH)
已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+。要使溶液中 值增大，采取的措施是(　　)
①升高温度　②加少量冰醋酸　 ③加水 ④加少量醋酸钠固体A.①② B.②③ C.③④ D.①③
本质是“强酸制弱酸”
先将酸性排个序
酸：HCOOH ＞ HCN
HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa
Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1
Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1
HCOONa 与 HCN不反应
HCOOH与NaCN溶液：
HCOONa 与 HCN溶液：
(5)弱酸与盐溶液的反应(判断复分解反应能否发生,以及确定产物)
H2CO3 H2S
K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8，K2=1.1×10-12
酸性：
①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：___________________________。
②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液：__________________________。
③往Na2S溶液中通入少量CO2：_________________________________。
⑤往Na2CO3溶液中通入少量H2S：_______________________________。
④往Na2S溶液中通入过量CO2： 。
⑥往Na2CO3溶液中通入过量H2S：_______________________________。
不反应
A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO- ═CO32-+2HClO
B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：
SO2+H2O+Ca2++2ClO- ═CaSO3↓+2HClO
C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32- ═SO32-+2HCO3-
D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：
H++HCO3- ═ CO2↑+H2O
25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　 )
弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2
K2=1.0×10-7
C
实验操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液
实验现象
原理
结论
有气泡产生
2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa
+ H2O +CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH)>Kal(H2CO3)

思考与讨论：
（1）反应速率都是先快后慢，初始反应速率：盐酸＞醋酸
(2)镁条和盐酸与镁条和醋酸最终反应结束时，产生氢气的体积是相同的。
(6)判断电离平衡移动的方向(Q与K)
Q ＝
c(H+)
2
·
c(CH3COO )
2
c(CH3COOH)
2
＝
Ka
2
＜ Ka
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
越稀越电离
将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向。
CH3COOH CH3COO + H+
条件改变瞬间：
加水稀释，电离平衡向电离的方向移动
1.比较弱电解质的相对强弱： 电离平衡常数越大，酸(或碱)越强。2.比较溶液中离子浓度的大小比较（通过K1K2K3相对大小比较）
3.比较离子结合质子（H+）的能力大：对应酸（离子+H）越弱，结合（H+）能力越强。
4. 判断粒子比值的变化（通过转化成含K的比值使变量只有一个）
5.判断复分解反应能否发生：一般符合“较强酸制较弱酸”规律。
6.判断电离平衡移动方向（通过比较K与Q相对大小）
电离平衡常数的应用小结
（1）概念：在一定条件下的弱电解质达到平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的百分数，称为电离度，符号：α
6、电离度
α= —————————×100%
已电离的溶质分子数
原有溶质分子总数
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
①电离度α实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。电离度越大，则表示弱电解质电离程度越大。
②影响因素：同一弱电解质的电离度与浓度、温度有关。溶液越稀，电离度越大；温度越高，电离度越大；
（2）表示方法：
【小结】：可用于判断弱酸（碱）强弱的数据有
电离度（ α ）和电离常数（K）。
K（或 α ）越大，越易电离，酸（碱）性越强。
思考：已知两种酸HA与HB的电离常数分别为K1、K2,若K1答案:可以。电离常数越大,酸性越强,故酸性:HB>HA。
7.电离常数的有关计算——三段式法
以弱酸HX为例
Ka=
c( H+) .c( X-)
c(HX)
=
c 2( H+)
c始(HX)- c( H+)
c始(HX)- c ( H+) ≈ c始(HX)
Ka=
c 2 ( H+)
c始(HX)
(1)已知c始(HX)和电离产生的c(H+)，求电离常数。
c(H+)的数值很小，可做近似处理：
　　 HX　　　　 H+　+　 X-
c初 c始(HX) 0 0
Δc c(H+) c(H+) c(H+)
c平 c始(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
(2)已知C始(HX)和Ka ，求C平(H+)
=
c 2( H+)
c始(HX)- c ( H+)
Ka
≈
c 2( H+)
c始(HX)
c ( H+)=
Ka · c始(HX)
　　 HX　　　　 H+　+　 X-
c初 c始(HX) 0 0
Δc c(H+) c(H+) c(H+)
c平 c始(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
起始
C
0
0
平衡
c-cα
cα
cα
cα
cα
cα
变化
Ka =
(cα)2
c-cα
当α<1%时，c-cα ≈c
Ka =
(cα)2
c
a
对 ①0.1mol·L-1CH3COOH ②0.01 mol·L-1的CH3COOH 溶液进行下列比较（填序号）：
电离度 C(H+) 酸性
①＜②
①＞②
①＞②
(3) 已知C始(HA)和Ka 计算电离度 (以一元弱酸HA为例)
稀释定律：越稀越电离
Ka =
C（酸）α2
（酸）
(1)相同体积、相同浓度的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较
比较 　项目 酸　 溶液中 c(H＋) 溶液的 酸性 与足量活泼 金属反应产 生H2的量 与同一金
属反应的
起始速率
一元强酸
一元弱酸
一元强酸和一元弱酸的比较
大
小
强
弱
相同
大
小
(1)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较
比较 　项目 酸　 酸的浓度 溶液的 酸性ph 与足量活泼 金属反应产 生H2的量 与同一金
属反应的
起始速率
一元强酸
一元弱酸
一元强酸和一元弱酸的比较
小
大
少
多
相同
相同
NH3·H2O NH4 + + OH -
例题1：在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2mol·L-1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10-3 mol·L-1,计算NH3·H2O的Kb
c0(mol·L-1) 0.2 0 0
△c(mol·L-1) 1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3
c平(mol·L-1) 0.2-1.7×10-3 1.7×10-3 1.7×10-3
c(NH3·H2O )
c(NH4＋) ·c(OH -－)
Kb=
0.2
(1.7×10-3) ·(1.7×10-3)
=
c平(NH3·H2O)= (0.2-1.7×10-3 ) mol·L-1≈0.2 mol·L-1
≈1.4 ×10-5
2.18 ℃时,H2A(酸):Ka1=4.3×10-7,Ka2=2.1×10-12;
H2B(酸):Ka1=1.0×10-7, Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中,用“>”“<”或“=”填空。
(1)H+的浓度:H2A　　　　　　　　H2B。
(2)酸根离子的浓度:c(A2-)　　　　　c(B2-)。
(3)酸分子的浓度:c(H2A)　　　　　　　　c(H2B)。
(4)溶液的导电能力:H2A　　　　　　　　H2B。
>
>
<
>
3.在25 ℃时,0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液,已知四种酸的电离常数分别为4.6×10-4、1.8×10-4、4.9×10-10、Ka1=4.3×10-7和Ka2=5.6×10-11,溶液中氢离子浓度最小的是(　　)
A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3
C　
4．在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4＋＋OH－，下列情况能引起电离平衡向正向移动的有(　　)
①加NH4Cl固体　②加NaOH溶液　③通HCl④加CH3COOH溶液　⑤加水　⑥加压
A．①③⑤　　　B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④
C
D　
5．已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.75×10－5，H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。下列说法不正确的是(　　)
A．向Na2CO3溶液中加入甲酸有气泡产生
B．25℃时，向甲酸中加入NaOH溶液，HCOOH的电离程度和K均增大
C．向0.1 mol·L－1甲酸中加入蒸馏水，c(H＋)减小
D．向碳酸中加入NaHCO3固体，c(H＋)减小
B
6．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2
电离常数 6.2×10－10 6.8×10－4 1.8×10－5 6.4×10－6
则0.1 mol·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　 　)
A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2
　解析:一元弱酸的电离常数越大，电离程度越大，同浓度时，电离产生的c(H＋)越大。
B

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