在實(shí)驗(yàn)室中，經(jīng)常將酸進(jìn)行稀釋，需要知道稀釋后酸的濃度和H+濃度。
分別取1 mL 2 ml/L 鹽酸和1 mL 2 ml/L 醋酸，均加水稀釋到10 mL，請(qǐng)問(wèn)稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？
CH3COOH ? H+ + CH3COO?
HCl完全電離酸的濃度與氫離子濃度相等
CH3COOH部分電離酸的濃度與氫離子濃度不相等
HCl = H+ + Cl?
1、含義：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)。這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。
（2）一元弱堿的電離常數(shù) Kb
（1）一元弱酸的電離常數(shù) Ka
（3）多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步各有電離常數(shù)。 通常用K1 、K2 、K3等來(lái)分別表示
注意事項(xiàng)：比較多元弱酸的各步電離常數(shù)可以發(fā)現(xiàn)，Ka1 ＞Ka2 ＞Ka3 ……當(dāng)Ka1?Ka2 時(shí)，計(jì)算多元弱酸中的c (H+)，或比較多元弱酸酸性的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。 （口訣：分步進(jìn)行，一步定性）。（原因？）
（4）多元弱堿的電離一步寫完。
3、電離平衡常數(shù)K的計(jì)算——（1）K值的求算【例題】在某溫度時(shí)，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為 0.2 ml·L?1的氨水中，達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的NH3·H2O為1.7×10?3 ml·L?1，試計(jì)算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)Kb。
c(NH3·H2O)＝(0.2?1.7×10?3) ml·L?1 ≈ 0.2 ml·L?1
（1）列出“三段式”計(jì)算（2）由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時(shí)弱電解質(zhì)的濃度(a-x) ml·L－1，一般近似為a ml·L－1。（即忽略弱電解質(zhì)電離的部分）
3、電離平衡常數(shù)K的計(jì)算——（1）K值的求算
　　　　　　 CH3COOH ? CH3COO－＋H＋起始濃度/(ml·L－1) a 0 0變化濃度/(ml·L－1) x x x平衡濃度/(ml·L－1) a－x x x
c(CH3COOH)＝(0.2?x) ml·L?1 ≈ 0.2 ml·L?1
c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 ml/L
【例題】已知25 ℃時(shí)，CH3COOH的Ka＝1.75×10?5，計(jì)算0.2ml·L?1的CH3COOH達(dá)到電離平衡時(shí)c(H)的濃度。
3、電離平衡常數(shù)K的計(jì)算——（2）粒子平衡時(shí)濃度的求算
【例題】在某溫度，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為 0.2 ml·L?1的氨水中，達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的NH3·H2O為1.7×10?3 ml·L?1，試計(jì)算有多少比例的NH3·H2O發(fā)生了電離？
電離度：實(shí)際上是一種平衡轉(zhuǎn)化率，表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度。 即：已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原有電解質(zhì)分子總數(shù)的百分率
3、電離平衡常數(shù)K的計(jì)算——（3）電離度的計(jì)算
【思考】對(duì)比如下數(shù)據(jù)，電離平衡常數(shù)受哪些因素的影響？
表1：25℃ 幾種弱酸的 Ka
表2：不同溫度下CH3COOH的 Ka
相同溫度下，Ka 越大，弱酸越易電離，酸性越強(qiáng)。
(2)外因：溫度；升高溫度，平衡正向移動(dòng)，電離常數(shù) K 增大。
(1)內(nèi)因：弱酸的自身性質(zhì)決定。
4、影響電離平衡常數(shù)K的因素
K的意義：K表征了弱電解質(zhì)的電離能力。根據(jù)相同溫度下，電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。1、判斷弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強(qiáng)。弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強(qiáng)。
二、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用
反應(yīng)生成了CO2，化學(xué)方程式為：2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的強(qiáng)，Ka(CH3COOH) > Kal(H2CO3)
1、判斷弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱弱酸的Ka越大，電離程度越大，越容易電離出H+，酸性越強(qiáng)。弱堿的Kb越大，電離程度越大，越容易電離出OH-，堿性越強(qiáng)。P61【實(shí)驗(yàn)3-2】
2、強(qiáng)酸制弱酸——弱酸與鹽溶液的反應(yīng)規(guī)律利用電離平衡常數(shù)，可以判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，以及確定產(chǎn)物。
酸性：HCOOH ＞ HCN
HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa
【例題】 已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 ml·L－1 Ka(HCN)＝4.9×10－10 ml·L－1
HCOONa 與 HCN不反應(yīng)
問(wèn)下列反應(yīng)是否能發(fā)生，若能發(fā)生請(qǐng)寫出化學(xué)方程式：（1）HCOOH與NaCN溶液：
（2）HCOONa 與 HCN溶液：
3、比較溶液中離子濃度的大小
【例題】已知：磷酸存在的三步電離，這三步的電離常數(shù)大小進(jìn)行比較，第一步 第二步 第三步。H3PO4 ?H+ + H2PO4- H2PO4- ? H+ + HPO42- HPO42- ? H+ + PO43- 在磷酸溶液中粒子大小進(jìn)行比較：C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
【練習(xí)】求H2S溶液的微粒濃度大小關(guān)系分別為：
【例題】已知在25℃下，H2CO3和HClO的電離常數(shù)如下：H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，發(fā)生離子方程式的先后順序?yàn)椋? 、 、 。 將少量CO2通入NaClO的溶液中的離子方程式： 。
4、比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大小:弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結(jié)合H+的能力就越強(qiáng)。
【思考】設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明： 醋酸溶液中存在CH3COOH ? CH3COO－＋H＋的電離平衡。
①測(cè)定0.1ml/L的醋酸溶液的PH：
②在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液呈紅色，再加熱溶液。
加熱后紅色變深。說(shuō)明加熱能促進(jìn)醋酸的電離，c(H＋)增大，紅色加深。即可證明醋酸溶液中存在電離平衡。
③在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液呈紅色，再加入少量CH3COONH4固體。
④在室溫下，將鋅粒投入相同濃度的醋酸和鹽酸中，比較起始速率大小。
三、弱電解質(zhì)的證明方法
2＝pHHA”“

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第一節(jié) 電離平衡

版本： 人教版 (2019)

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