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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節 電離平衡 課時2
1.能構建電離平衡常數模型，并能應用模型解釋弱電解質在水溶液中發生的變化；
2.能解決與電離平衡常數有關的計算。
CH3COOH CH3COO - + H+
電離
結合
v(電離)
v(結合)
v(電離) = v(結合)
電離平衡狀態
t
v
電離平衡的建立及特征
逆
動
等
定
變
(5)外界條件變化，平衡將改變
(1)只有弱電解質電離是可逆的
(2)v(電離)≠0，v (結合) ≠0
(3)v(電離) = v(結合)
(4)外界條件不發生變化，體系組分不發生變化
c ( H+) .c(CH3COO -)
c(CH3COOH)
為定值
一、電離平衡常數
1.概念：一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子的
乘積與溶液中未電離的分子的 之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。
①一元弱酸和弱堿的電離常數分別用Ka和Kb表示。
濃度
濃度
醋酸的電離常數表達式
一水合氨的電離常數表達式
Kb＝
c( )·c(OH )
c(NH3·H2O)
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
CH3COOH H+ + CH3COO
NH3·H2O + OH
如：
起始濃度/(mol·L 1)
變化濃度/(mol·L 1)
平衡濃度/(mol·L 1)
0.2
0
0
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 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
0.2
c(NH3·H2O)
Kb＝
c( )·c(OH )
【例】在某溫度時，溶質的物質的量濃度為 0.2 mol·L 1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10 3 mol·L 1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數（Kb）
NH3·H2O + OH
≈
1.4×10 5
該溫度下電離程度小
②多元弱酸、多元弱堿的電離常數
多元弱酸的電離是分步進行的，每一步各有電離常數，通常用Ka1、Ka2 、Ka3或Kb1、Kb2 、Kb3等來分別表示。
如：
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
Ka1
Ka2
Ka3
=6.9×10-3
=6.2×10-8
=4.8×10-13
通過比較多元弱酸各步電離常數大小發現：K1>>K2>>K3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定的。
（記住：分步進行，一步定性）
Ka1
Ka2
Ka3
=6.9×10-3
=6.2×10-8
=4.8×10-13
2.電離常數的意義
電離常數常用于比較弱電解質的相對強弱，即對于弱電解質，其電離常數越大，一般此弱電解質的電離程度越大，對于弱酸來講，其酸性一般越強。
【實驗3-2】
2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+CO2↑+H2O
CH3COOH H2CO3
>
Ka (CH3COOH) Ka1(H2CO3)
>
[實驗結論]
酸性:
【練一練】
已知某溫度下有如下三個反應：
NaCN+HNO2==HCN+NaNO2
NaCN+HF==HCN+NaF
NaNO2+HF==HNO2+NaF
該溫度下有如下三個反應：HF、HCN和HNO2三種弱酸的電離常數由大到小的順序是 。
Ka(HF)
Ka(HCN)
Ka(HNO2)
>
>
3.影響弱電解質電離常數的因素：
內因：弱電解質的本性 [電解質越弱，Ka（或Kb）越小，越難電離，
酸 (堿)的酸(堿)性越弱。]
外因：只與溫度有關。
T越高， Ka（Kb）越大。
CH3COOH 25℃ 0℃
電離平衡常數 Ka=1.75×10-5 Ka=1.65×10-5
25℃ CH3COOH HCN
電離平衡常數 Ka=1.75×10-5 Ka=4.9×10-10
注意：升高溫度對電離常數影響不大，因此在室溫范圍內可以忽略電離常數變化。
二、電離平衡常數的應用
1.相同溫度下，直接比較弱電解質的相對強弱
CH3COOH的電離常數（25 ℃）
＝1.75×10 5
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
＝6.2×10 10
Ka＝
c(CN )·c(H+)
c(HCN)
CH3COOH ＞ HCN
酸性：
HCN的電離常數（25 ℃）
教科書附錄II：
某些弱電解質的電離常數（25 ℃）
HClO
HF
HNO2
4.0×10 8
6.3×10 4
5.6×10 4
酸性：HF＞HNO2＞HClO
【練一練】
部分弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸
電離平衡常數（25°C）
HCOOH
Ka= 1.77×10－4
HCN
Ka= 4.9×10－10
H2CO3
Ka1= 4.3×10－7
Ka2= 5.6×10－11
下列選項錯誤的是（ ）
A.2CN-+H2O+CO2=2HCN+
B.2HCOOH+=2HCOO-+H2O+CO2
C.酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>
D.濃度相同的HCOOH和HCN溶液，前者的導電能力強
A
CH3COOH CH3COO + H+
Q ＝
c(H+)
2
·
c(CH3COO )
2
c(CH3COOH)
2
＝
Ka
2
＜ Ka
加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
2.判斷電離平衡移動的方向
【例】若將0.1 mol/L 醋酸加水稀釋，使其溶質的濃度變為原來的一半，你能判斷醋酸電離平衡移動的方向嗎？
查閱教科書附錄II
Ka＝1.75×10 5（25 ℃）
CH3COOH電離常數
3.計算粒子的濃度
【例】取1 mL 2 mol/L 醋酸，加水稀釋到10 mL，稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？
稀釋前
2 mol/L
稀釋后
0.2 mol/L
？
CH3COOH部分電離，酸的濃度與氫離子濃度不相等
＝
x·x
0.2
≈
1.75×10 5
變化濃度/(mol·L 1)
x
x
x
平衡濃度/(mol·L 1)
x
0.2 x
x
c(CH3COOH)＝(0.2 x) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 mol/L
Ka＝1.75×10 5（25 ℃）
CH3COOH電離常數
0
起始濃度/(mol·L 1)
0.2
0
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
進一步分析：
稀釋過程中，醋酸電離平衡正向移動
平衡移動只能削弱反應條件的影響
0.001 87 mol/L
0.00 591 mol/L
稀釋10倍后，c(CH3COOH)降為之前濃度的
1
10
稀釋10倍后，c(H+)降為之前濃度的
3.2
10
稀釋前
2 mol/L
稀釋后
0.2 mol/L
類比上述計算方法
25 ℃，H2SO3的Ka1=1.3×10－2，Ka2=6.2×10－8。將SO2通入以上氨水中，當c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L-1時，溶液中的c()/c( ) = 。
[已知：常溫下中性溶液中c(H+)=c(OH-)=1.0×10－7 mol·L-1]
0.62
Ka2=
c( )
·c(H+)
c( )
c( )·1.0×10－7
=
c( )
=6.2×10－8
=0.62
c( )
c( )
【練一練】
4.計算電離度
已知弱電解質在水中達到電離平衡狀態時，已電離的電解質分子數占原有電解質分子總數的百分率，稱為電離度（用α表示）。
x
x
x
起始
c
0
0
平衡
c-x
x
x
c
x
電離度α=
【練一練】
1.已知弱電解質在水中達到電離平衡狀態時，已電離的電解質分子數占原有
電解質分子總數的百分率，稱為電離度。在相同溫度100mL0.01mol.L-1醋酸
溶液與10mL0.1mol.L-1醋酸溶液相比較，下列數值前者大于后者的是（ ）
A.中和時所需NaOH的量
B.電離度
C.H+的物質的量濃度
D.CH3COOH的物質的量
B
D
2．在0.1mol L-1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：
，對于該平衡，下列敘述正確的是( )
A．加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動，溶液的pH減小
B．加入少量NaOH固體，并恢復到室溫，電離平衡常數增大
C．加入少量0.1mol L-1HCl溶液，溶液中c(H+)減小
D．加熱時，CH3COOH的電離平衡常數增大
CH3COOH CH3COO + H+
A．加入少量CH3COONa固體，溶液中CH3COO-離子濃度增大，則平衡逆向移動，則H+離子濃度減小，pH值增大，故A錯誤；
B．電離平衡常數只與溫度有關，溫度不變電離平衡常數不變，即加入少量NaOH固體，并恢復到室溫，電離程度增大，但電離平衡常數不變，故B錯誤；
C．加入少量0.1mol L-1HCl溶液，雖然平衡逆向移動，但溶液中c(H+)增大，C錯誤；
D．CH3COOH的電離為吸熱過程，所以加熱時，CH3COOH的電離程度增大，電離平衡平衡常數增大，故D正確
3.有下列物質的溶液
①CH3COOH　②HCl　③H2SO4　④NaHSO4
(1)若四種溶液的物質的量濃度相同,其c(H+)的大小順序為 (用序號表示,下同)。
(2)若四種溶液的c(H+)相同,其物質的量濃度的大小順為 。
(3)將6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液,此溶液的物質的量濃度為 ,經測定溶液中c(CH3COO-)為1.4×10-3 mol·L-1,此溫度下醋酸的電離常數Ka= ,溫度升高,Ka將___________(填“變大”“不變”或“變小”,下同),加入少量CH3COONa后c(H+)________,Ka________。
③>②=④>①
①>④=②>③
0.1 mol·L-1
1.96×10-5
變大
變小
不變
電離平衡常數
表達式
影響因素
作用意義
內因
外因
由物質本性決定
只受溫度影響
比較弱電解質的相對強弱
借助 Q 與 K 的關系，判斷電離平衡移動方向
計算相關粒子的濃度
計算電離度

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