资源简介

电离平衡常数
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
1.了解电离平衡常数的含义。
2.能利用电离平衡常数进行相关计算，并会用其判断电离平衡移动的方向。
参照化学平衡常数，思考以下问题：
(1)你认为什么是电离平衡常数？
(2)电离平衡常数表示什么意义？
(3)在一定的温度下，电离平衡常数越大，说明弱电解质的电离程度越 ，弱酸的酸性越 (或弱碱的碱性越 )
(4)影响电离平衡常数的因素是什么？
强
强
大
温度……
一、电离平衡常数
1. 概念：
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。
弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示
2.表达式：
CH3COOH ? CH3COO - + H+
Ka=
c平(CH3COO -) .c平 ( H+)
c平(CH3COOH)
NH3·H2O ? NH4+ + OH- ?
Kb=
c平(OH -) .c平 ( NH4+)
c平(NH3 . H2O)
一、电离平衡常数
3.多元弱酸、多元弱碱的电离常数
多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等
Ka1＝
c(H+)×c(HCO3-)
c(H2CO3)
H2CO3 ?H+＋HCO3-
HCO3- ?H+＋CO32-
Ka2＝
c(H+)×c(CO32-)
c(HCO3-)
=4.5×10-7
=4.7×10-11
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常数。
一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1》Ka2 》Ka3等，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
一、电离平衡常数
电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。
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
4.电离平衡常数的意义
一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。
酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HCO3?＞HS?
?
一、电离平衡常数
5. 电离平衡常数（K）的影响因素
25℃时,几种弱酸的电离常数
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}名称
电离常数
HF
3.5×10-4
HNO2
5.6×10?4
HClO
3.0×10-8
内因：弱电解质本身的性质。
不同温度下CH3COOH的电离常数
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}温度
电离常数
50℃
5.1×10-5
25℃
1.8×10-5
外因：只与T有关。
T越大， Ka（或Kb）越大。
电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
电离是吸热过程
1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是
A.相同条件下，电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B.电离平衡常数(K)与温度无关
C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D.多元弱酸各步电离平衡常数大小关系为K(a1 )A
2.已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.2%发生电离。下列叙述错误的是
A.升高温度，溶液的酸性增强
B.该溶液的c(H+)是2×10-4 mol·L-1
C.该一元酸的电离平衡常数约为1×10-7
D.向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡正向移动，但c(H+)减小
C
二、电离平衡常数的应用
1. 相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱
电离常数K越大，酸性(碱性)越强
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}名称
化学式
电离常数(K)
名称
化学式
电离常数(K)
醋酸
CH3COOH
Ka=1.75×10-5
亚硝酸
HNO2
Ka=5.60×10-4
氢氰酸
HCN
Ka=6.20×10-10
氢氟酸
HF
Ka=6.30×10-4
次氯酸
HClO
Ka=4.00×10-8?
甲酸
HCOOH
Ka=1.80×10-4
酸性：HF ＞HNO2＞HCOOH ＞ CH3COOH＞ HClO ＞ HCN
二、电离平衡常数的应用
2. 判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律
【实验3-2】
如图所示，向盛有2 mL 1 mol/L醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液。观察现象。你能否由此推测CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
{5940675A-B579-460E-94D1-54222C63F5DA}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
2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
酸性：CH3COOH>H2CO3
有气泡产生
H2CO3
Ka(CH3COOH)>Kal(H2CO3)
3、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
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
C
二、电离平衡常数的应用
3.判断电离平衡移动的方向
CH3COOH CH3COO? + H+
Q ＝
c(H+)
2
·
c(CH3COO?)
2
c(CH3COOH)
2
＝
Ka
2
＜ Ka
加水稀释，电离平衡向电离的方向移动
Ka＝
c(CH3COO?)·c(H+)
c(CH3COOH)
例1：若将0.1 mol/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的一半，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？
越稀越电离，平衡正向移动
二、电离平衡常数的应用
4. 电离平衡的相关计算
例2：在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·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，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb）。
起始浓度/(mol·L?1)
变化浓度/(mol·L?1)
平衡浓度/(mol·L?1)
0.2
0
0
NH3·H2O ?? NH4++ OH-
?
1.7×10?3
1.7×10?3
1.7×10?3
0.2 ?1.7×10?3
1.7×10?3
1.7×10?3
c(NH3·H2O)＝(0.2?1.7×10?3) mol·L?1 ≈ 0.2 mol·L?1
＝
(1.7×10?3)·(1.7×10?3)
0.2
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )·c(OH?)
≈
1.4×10?5
二、电离平衡常数的应用
4. 电离平衡的相关计算
例2：在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·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。
进一步计算该温度下，有多少比例的NH3·H2O发生了电离：
＝
1.7×10?3 mol·L?1
0.2 mol·L?1
×100%
＝
0.85%
电离度（α %）=
C(初始）
×100 %
C(已电离）
二、电离平衡常数的应用
4. 电离平衡的相关计算
例3：已知25 ℃，CH3COOH的Ka=1.75×10?5。若醋酸的浓度为 2.0 mol·L–1。求溶液中的氢离子浓度c(H＋)。
x ≈ 5 .9×10–3mol·L–1
=
2 - x
x ? x
C初/mol·L－1 2.0 0 0
?C/mol·L－1 x x x
C平/mol·L－1 2－x x x
=
1.75×10–5
CH3COOH CH3COO? + H+
c(CH3COO?)·c(H+)
c(CH3COOH)
Ka＝
c(H+) ≈
cKa
弱酸溶液中
二、电离平衡常数的应用
4. 电离平衡的相关计算
例3：已知25 ℃，CH3COOH的Ka=1.75×10?5。若醋酸的浓度为 2.0 mol·L–1。求溶液中的氢离子浓度c(H＋)。
CH3COOH CH3COO? + H+
c(H+) ≈ 0.001 87 mol/L
稀释前
2 mol/L
稀释后
0.2 mol/L
=
c(H+) ≈
cKa
0.2×1.75×10–5
二、电离平衡常数的应用
4. 电离平衡的相关计算
进一步分析：
CH3COOH CH3COO? + H+
稀释前
2 mol/L
稀释后
0.2 mol/L
0.001 87 mol/L
0.00 591 mol/L
稀释过程中，醋酸电离平衡正向移动
平衡移动只能削弱反应条件的影响
1
10
稀释10倍后，c(CH3COOH)降为之前浓度的
稀释10倍后，c(H+)降为之前浓度的
3.2
10
强电解质与弱电解质的比较
向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL2mol/L盐酸、2 mL2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。请回答下列问题：
（1）两个反应的反应速率及其变化有什么特点？
（2）反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？
强电解质与弱电解质的比较
Mg ＋2HCl
MgCl2＋H2↑
Mg ＋ 2CH3COOH
(CH3COO)2Mg ＋ H2↑
反应本质：Mg失去电子生成Mg2+
H+得到电子生成H2
c(H+)为影响反应速率的主要因素
2 mol/L 的盐酸和醋酸，初始阶段的c(H+)
2 mol/L
HCl H+ + Cl?
2 mol/L
小于 2 mol/L
2 mol/L
CH3COOH CH3COO? + H+
强电解质与弱电解质的比较
②随着反应的进行
与Mg条化学反应速率的变化，盐酸的减小非常明显，醋酸的相对变化幅度小
①初始阶段的反应速率：盐酸 ＞ 醋酸
HCl H+ + Cl?
Mg
c(H+)下降更为明显
+
c(H+)下降，电离平衡正向移动
c(H+)下降幅度不如盐酸中明显
CH3COOH CH3COO? + H+
Mg
+
强电解质与弱电解质的比较
相同条件下，两锥形瓶压强基本相等
Mg ＋2HCl
MgCl2＋H2↑
2 mL 2 mol/L
0.004 mol
0.002 mol
Mg ＋ 2CH3COOH
(CH3COO)2Mg ＋ H2↑
2 mL 2 mol/L
0.004 mol
0.002 mol
2 mL 2 mol/L 的盐酸和2 mL 2 mol/L醋酸
可电离的n(H+)
弱电解质水溶液的特点：
分子多离子少，分子是离子的储备库，有反应就提供。
强电解质与弱电解质的比较
物质
c(H+)
pH
开始时与锌反应产生H2的速率
与足量锌反应产生H2的体积
中和NaOH的量
①等物质的量浓度(0.1mol/L)、等体积（1L）的两种酸溶液
0.1mol/L
1
＞1
快
慢
相同
相同
相同
相同
HCl=H++Cl-
＜0.1mol/L
CH3COOH
H++CH3COO-
强电解质与弱电解质的比较
物质
c(H+)
c(酸)
开始时与锌反应产生H2速率
反应过程中平均反应速率
生成等量的氢气消耗Zn
与足量锌反应产生H2的体积
中和NaOH的量
②等c(H+= 0.001mol/L)、等体积（1L）的两种酸溶液
0.001mol/L
相同
相同
慢
快
相同
相同
CH3COOH
H++CH3COO-
0.001mol/L
0.001mol/L
＞0.001mol/L
HCl =H++Cl-
少
多
少
多
（3）判断电离平衡移动方向
表达式
（1）比较弱电解质的相对强弱
电离常数
应用意义
影响因素
（1）内因：由物质本性决定
（2）外因：只受温度影响
（2）判断反应能否发生
（4）电离平衡的相关计算
强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
能力拓展
4、已知弱电解质在水中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率，称为电离度。在相同温度下，100mL 0.01mol.L-1 醋酸溶液与10mL 0.1mol.L-1醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是（ ）
A.中和时所需NaOH的量 B.电离度
C.H+的物质的量浓度 D.CH3COOH的物质的量
B
5、已知下面三个数据：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2 = HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF=HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．Ka(HF)＝6.3×10－4
B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)B
6、常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是 (　　)
A.三种酸的酸性强弱:HCN>CH3COOH>H3PO2
B.反应H3PO2+CH3COO- == CH3COOH+H2PO2-能够发生
C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸
D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，与足量锌粉反应，H3PO2产生H2最多
{5C22544A-7EE6-4342-B048-85BDC9FD1C3A}酸
HCN
CH3COOH
H3PO2
电离常数
5×10-10
1.75×10-5
5.9×10-2
B

展开更多......

收起↑