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02
电离平衡常数
强酸与弱酸的比较
专题3 水溶液中的离子反应
第一单元 弱电解质的电离平衡
怎样定量比较弱电解质的相对强弱？
电离程度相对大小怎么比较？
醋酸电离达到平衡时（25 ℃），实验测定的溶液中各种微粒的浓度如下：
4.21×10－3
1.34×10－3
1.00
0.100
1.8×10－5
1.8×10－5
0.42%
1.34%
在一定温度下，醋酸在水溶液中达到电离平衡时， 的值是常数。
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。
弱酸和弱碱的电离常数分别用 Ka 和 Kb 表示。
电离平衡常数
2、表示方法：
c(A -）、 c(B十）、 c(HA）和c(BOH） 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值
(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，
可表示为
(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，
可表示为
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
Kb=
c ( B+).c( OH- )
c(BOH)
电离平衡常数
醋酸的电离常数表达式
一水合氨的电离常数表达式
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Kb＝
c(NH )·c(OH )
c(NH3·H2O)
+
4
NH3·H2O NH + OH
+
4
CH3COOH H+ + CH3COO
电离平衡常数
K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。
几种弱酸和弱碱的电离平衡常数（25 ℃）
电离平衡常数
多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
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－
HCO3－ H＋＋CO32－
c(HCO3-)
c(H+)
c(H2CO3)
c(H+)
c(HCO3-)
c(CO32-)
Ka1＝
Ka2＝
电离常数的大小：Ka1 Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
电离平衡常数
3、影响因素：
（1）内因：弱电解质的本性。
电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
25℃ CH3COOH HCN
电离平衡常数 Ka=1.75×10-5 Ka=4.9×10-10
电离平衡常数
CH3COOH ＞ HCN
酸性：
电离平衡常数
温度 20 ℃ 24 ℃
pH 3.05 3.03
pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH，实验结果如下表所示：
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
分子变大
分母变小
越热越电离
电离平衡常数
（2）外因：只与T有关
T越大， Ka（Kb）越大。
4、应用：
电离平衡常数
根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
01
CH3COOH的电离常数（25 ℃）
＝1.75×10 5
＝6.2×10 10
CH3COOH ＞ HCN
酸性：
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Ka＝
c(CN )·c(H+)
c(HCN)
HCN的电离常数（25 ℃）
4、应用：
电离平衡常数
根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，一般符合相同条件下“强酸（碱）制弱（碱）”规律。
02
已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
HCOOH：Ka=1.77×10-4， HCN：Ka=4.9×10-10，
H2CO3：Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，
则以下反应不能自发进行的是________(填字母)。
a．HCOOH＋NaCN=HCOONa＋HCN
b．NaHCO3＋NaCN =Na2CO3＋HCN
c．NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3
d．2HCOOH＋CO32- =2HCOO－＋H2O＋CO2↑
e．H2O＋CO2＋2CN－=2HCN＋CO32-
b e
4、应用：
电离平衡常数
根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。
03
若将0.1 mol/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的0.5倍，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？
判断依据1
越稀越电离
判断依据2
借助电离常数进行判断
Q ＝
c(H+)
2
·
c(CH3COO )
2
c(CH3COOH)
2
＝
Ka
2
＜ Ka
4、应用：
电离平衡常数
根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
04
加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则 增大。
＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
c(CH3COO )
c(CH3COOH)
·c(H+)
＝
Ka
c(H+)
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，
c(CH3COO )
c(CH3COOH)
醋酸电离达到平衡时（25 ℃），实验测定的溶液中各种微粒的浓度如下：
4.21×10－3
1.34×10－3
1.00
0.100
1.8×10－5
1.8×10－5
0.42%
1.34%
电离度
电离度
已电离的弱电解质浓度
弱电解质的起始浓度
＝
1、概念：
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。
2、数学表达式
α
3、意义：表示弱电解质在水中的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。
电离度与化学平衡的转化率类似。
电离度
4、电离度的影响因素
内因（决定因素）
——弱电解质本身的性质
外因
温度
浓度
——随温度升高而增大
——随浓度增大而减小
电离度
用电导率传感器测得的20 mL冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率变化曲线，发现在稀释过程中电导率出现先增大后减小的现象，请尝试解释原因。
电离常数的计算——三段式法
电离平衡常数的计算
起始浓度
(mol·L 1)
变化浓度
(mol·L 1)
平衡浓度
(mol·L 1)
a
0
0
x
a－x
x
x
x
x
CH3COOH CH3COO－＋H＋
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
c(CH3COOH)
Ka ＝
c(CH3COO－ )·c(H＋)
a－x
＝
x2
≈
a
x2
注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为
a mol·L－1。
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）。
强化巩固
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
1.7×10 3
0.2 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
1.7×10 3
1.7×10 3
NH3·H2O NH + OH
+
4
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
0.2
≈
1.4×10 5
该温度下电离程度小
c(NH3·H2O)
Kb ＝
c(NH )·c(OH )
+
4
强化巩固
一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
一元弱酸
大
小
强
弱
相同
相同
大
小
一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
一元弱酸
大
小
相同
相同
少
多
相同
延时符
课堂小结
影响因素
外因：同一弱电解质的稀溶液，只受温度影响
内因：由物质本性决定
表达式
电离常数
作用意义
比较弱电解质的相对强弱
借助 Q 与 K 的关系，判断电离平衡移动方向
计算相关粒子的浓度
课堂练习
B
1、常温下，向氨水中加水稀释的过程中，NH3·H2O的电离平衡常数、电离度、溶液导电性的变化正确的是(　　)
A．增大、增大、减小 B．不变、增大、减小
C．不变、减小、减小 D．减小、减小、增大
课堂练习
2、下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　)
A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同
B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1
D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小
B

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