3.1.2電離平衡常數(shù)

水的電離平衡怎樣定量比較弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱？電離程度相對大小怎么比較？稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/L0.2mol/L稀釋前2mol/L稀釋后0.2mol/L？分別取1mL2mol/L鹽酸和1mL2mol/L醋酸，均加水稀釋到10mL，請問稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？CH3COOHH++CH3COO?HClH++Cl?實驗探究一.電離平衡常數(shù)一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離生成的各種離子的濃度乘積，與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。1、電離平衡常數(shù)K弱堿的電離常數(shù)Kb弱酸的電離常數(shù)Ka

2．表示方法（1）一元弱酸、一元弱堿（2）多元弱酸

H2CO3

4.3×10-75.6×10-11（3）多元弱堿

（表達(dá)式中濃度指該粒子的總濃度）Ka1?Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。CH3COOHH2CO3H2SK=1.8×10-5K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=9.1×10-8K2=1.1×10-12

3．意義

一定溫度下，弱電解質(zhì)的K值越大，電離程度越大，酸性（或堿性）越強(qiáng)。溫度電離常數(shù)K只受溫度影響電離是吸熱的：升高溫度，平衡正向移動，電離常數(shù)K_______

內(nèi)因:

外因:弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)增大4．影響因素切記，對于同一物質(zhì)，平衡常數(shù)只跟溫度有關(guān)5.應(yīng)用（1）溶液中離子濃度的大小判斷C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)

離子濃度：第一步K1＞第二步K2＞第三步K3>>>>（2）判斷離子結(jié)合質(zhì)子的能力一般弱酸的電離常數(shù)越小，酸性越弱，弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強(qiáng)。

酸性：

CH3COO-_____

HCO3-_____

CO32-＜＜

結(jié)合H+能力：（3）判斷濃度比【例】CH3COOH溶液加水稀釋，c(H+)減小，Ka不變，則

增大。二.電離度

1.概念：

弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡狀態(tài)時，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原有電解質(zhì)分子總數(shù)（包括已電離和未電離）的百分率，稱為電離度。3、意義：表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度，同一弱電解質(zhì)電離度越大，電離程度越大。電離度與化學(xué)平衡的轉(zhuǎn)化率類似。4、電離度的影響因素內(nèi)因（決定因素）——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)外因溫度濃度——隨濃度增大而減小用電導(dǎo)率傳感器測得的20mL冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導(dǎo)率變化曲線，發(fā)現(xiàn)在稀釋過程中電導(dǎo)率出現(xiàn)先增大后減小的現(xiàn)象，請嘗試解釋原因。5.計算

以CH3COOHCH3COO-+H+為例，設(shè)CH3COOH的初始濃度為cmol·L-1，電離平衡常數(shù)為Ka，電離度為α。討論Ka與α之間的關(guān)系。注意由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時弱電解質(zhì)的濃度(1-α)mol·L－1般近似為1mol·L－1。α2c相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較

c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸一元弱酸大小強(qiáng)弱相同相同大小相同體積、相同c(H＋)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較

c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸一元弱酸大小相同相同少多相同三、水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離:水的電離方程式：H2O+H2OH3O++OH-簡寫為：H2OH++OH-水的濃度為常數(shù)，K電離也是常數(shù)電離常數(shù)：K電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）所以K電離×C(H2O）=

C(H+)×C(OH-）KW為一個新的常數(shù),稱為水的離子積常數(shù)。H2OH＋+OH－

2.表達(dá)式：KW＝c(H+)·c(OH-)1.定義：一定溫度時，水（稀溶液）中c(H+)與c(OH-）的乘積是一個常數(shù)Kw，即水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。常溫時，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7mol/L常溫時，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14四、水的離子積（常數(shù)）水的離子積常數(shù)不僅適用于純水，也適用于稀的電解時水溶液。任何溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)＝由水電離產(chǎn)生的c(OH-)。Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大。水的電離是吸熱過程,升高溫度，促進(jìn)水的電離,Kw增大。Kw只與溫度有關(guān),與濃度無關(guān)。在使用Kw時一定要強(qiáng)調(diào)溫度。3.影響因素分析表中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋之溫度0℃20℃25℃50℃100℃Kw1.34×10-156.81×10-151.01×10-145.47×10-145.50×10-13條件移動方向c(H+)c（OH-）電離程度PHKw升溫通入HCl(g)通入氨氣加Na加FeCl3(s)加入CH3COONa(s)

條件移動方向c(H+)c（OH-）電離程度PHKw升溫右移增大增大增大減小增大通入HCl(g)左移增大減小減小減小不變通入氨氣左移減小增大減小增大不變加Na右移減小增大增大增大不變加FeCl3(s)右移增大減小增大減小不變加入CH3COONa(s)右移減小增大增大增大不變（1）

溫度升高，促進(jìn)水的電離，Kw增大；（2）

酸、堿抑制水的電離，Kw不變；（3）

外加能與H+、OH-

反應(yīng)的物質(zhì)，會促進(jìn)水的電離，Kw不變。溶液PH溶液中c(H+)mol/L溶液中c(OH-)mol/Lc(H+)*c(OH-)純水70.1mol/LNaOH溶液13已知：25℃下KW=1.0×10-141×10-71×10-131×10-70.11.0×10-141.0×10-14課堂檢測任何溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)＝由水電離產(chǎn)生的c(OH-)。1、常溫下，0.1mol·L－1的NaOH溶液中由水電離出的OH－的物質(zhì)的量濃度為(

)A．0.1mol·L－1B．1.0×10－13mol·L－1C．1.0×10－7mol·L－1D．1.0×10－6mol·L－1B課堂檢測2．25℃時，水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋OH－

ΔH＞0，下列敘述正確的是(

D

)A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)減小B．向水中加入少量固體CH3COONa，c(H＋)增大，Kw不變C．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，平衡逆向移動，c(H＋)減小D．將水加熱，Kw增大，pH減小課堂檢測

D課堂檢測A水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c（H＋）、c（OH－）小C課堂檢測5．下列說法正確的是(

)A．電離平衡常數(shù)受溶液濃度的影響B(tài)．電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大D．H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：K＝B課堂檢測6.已知在25℃時，1mol·L-1氨水中，NH3·H2O的電離度是0.42%，求NH3·H2O在該溫度下的電離平衡常數(shù)。NH3·H2ONH4+

+OH-初始濃度(mol/L)100轉(zhuǎn)化濃度(mol/L)4.2×10-34.2×10-34.2×10-3平衡濃度(mol/L)1-4.2×10-34.2×10-34.2×10-3解：NH3·H2O的轉(zhuǎn)化濃度為1×0.42%=4.2×10-3mol·L-1

Kb=c(NH4+)·c(OH-)c(NH3·H2O)=(4.2×10-3)2(1-4.2×10-3

)≈(4.2×10-3)21=1.76×10-5課堂檢測7.已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25℃)。若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2=HCN