常见弱酸、弱碱电离常数
磷酸钠的水解平衡常数与电离平衡常数的关系
磷酸钠的水解平衡常数与电离平衡常数的关系
若是一元弱碱强酸盐，如氯化铵：可得Kh=Kw/ Kb。
若是弱酸弱碱盐，如醋酸铵：可得Kh= Kw/(Ka×Kb)。
1、Ka、Kb分别表示一元弱酸、一元弱碱的电离常数，弱酸、弱碱均属于弱电解质。
在一定条件下，弱电解质电离达到平衡时，溶液中电离出来的各种离子浓度乘积与溶液中未电离的电解质分子浓度的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。
弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
一般Ka (或Kb)值越大，表示酸(或碱)的电离程度就越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)就越强。
可利用Ka、Kb的值计算酸(或碱)溶液中各微粒浓度。
2、Kh是盐的水解平衡常数，水解反应也是一种离子平衡。
在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时。
生成的弱酸(或弱碱)浓度与氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
同其它平衡常数一样，Kh只与水解盐的性质、温度有关。
Kh也可以衡量反应进行程度的。
Kh越大，表示水解程度越大。
可利用Kh的值计算溶液中各微粒浓度。
3、Kw是水的离子积，是指在一定温度下水中c(H+)和c(OH－)的乘积。
弱电解质的电离
M++OH-，平衡时
c ( M+).c( OH- )
c(MOH)
意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或
碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。
对于多元酸：
多元弱酸是分步电离的，K1 >> K2（一般要相差
105）。多元弱酸的酸性由第一步电离决定。
试根据课本中“一些弱酸和弱碱的电离平衡常数”
向电离方向移动。
（2）浓度
浓度越大，电离程度越小。
（3）其他因素
（酸、碱度、盐离子的浓度等）
问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？
电离程度相对大小怎么比较？
弱电解质电离程度相对大小的参数一
电离平衡常数（K）
对于一元弱酸 HA
Ka=
H++A-，平衡时
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
对于一元弱碱 MOH
1、适用范围： 电解质的电离。
2、用的是可逆号或等号。
3、多元弱酸分步电离，分步写。
H2S
H++HS-
HS-
H++S2-
4、多元弱碱分步电离一步写。
Al（OH）3
Al3++3OH-
5、其余同化学方程式。
1、稀硫酸
2、硫化钾溶液
3、硫酸氢钠溶液
4、硫酸铁溶液
5、磷酸钠溶液
6、硫化氢水溶液
7、磷酸溶液
OH-+NH4+
CH3COOH
H++PO43-
CH3COO-+H+
弱电解质的电离
电离
CH3COOH
CH3COO - + H+
电离常数可用
• 1.定义：在一定温度下，当弱 电解质分子到达电离平衡时， 各离子浓度幂之积与弱电解质 分子浓度旳比值是一种常数。
• 用K表达
2.体现式
➢对于一元弱酸 HA H++A-
c ( H+) .c( A-) Ka=
c(HA)
➢对于一元弱碱 BOH B++OH-
c ( B+).c( OH- ) Kb=
离子所带旳正电荷总数与阴离子所带负电荷总数 相等。
• c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) • ⒉物料守恒：关键元素旳原子数目之比守恒。
• 1mol/L=c(CO32-)+ c(HCO3-)+c(H2CO3) • ⒊质子(H+)守恒：
• 2c(CO32-)+ c(HCO3-)+ c(OH-)=c(H+) • 练习：写出醋酸溶液中旳三个守恒关系。
1、
探究成果：
• 醋酸能与Na2CO3溶液反应，放出CO2 气体，而硼酸不能。
• 酸性：醋酸>碳酸>硼酸
4、电离平衡常数旳应用
• K值越大，电离程度越大，相应酸
(或碱)旳酸(或碱)性越强。 多元弱酸是分步电离旳 K1》K2》K3 多元弱酸旳酸性由第一步电离决定
几种酸旳相对强弱 H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>
H2CO3>H2S>HClO
练习
填表：0.1mol/L旳CH3COOH溶液
CH3COOH
CH3COO-+H+
电离 程度
n(H+) c(H+)n( ) CH3COO- C(CH3COO-)
弱酸的电离平衡常数
弱酸的电离平衡常数
弱酸是和强酸相对的酸，酸性较弱。
弱酸通常是指其电离常数（Ka）小于0.0001（酸度系数pKa大于4）的酸。
重要的一点是应该知道大多数的酸，在电离时，都涉及水分子与酸中离解出来的氢离子互相结合生成离子H₃O的反应。
水的浓度在反应中实际上可以认为是一个常数。
电离常数又叫电离平衡常数或离解常数，用Ki表示。
其定义为，当弱电解质电离达到平衡时，电离的离子浓度的乘积与未电离的分子浓度的比值叫做该弱电解质的电离平衡常数。
一种弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
因为弱电解质通常为弱酸或弱碱，所以在化学上，可以用Ka、Kb分别表示弱酸和弱碱的电离平衡常数。
用HA表示弱酸，则其电离方程式为HA——H+A，则电离常数Ka=[H]*[A]/HA
电离常数K与电离度α的关系可近似的表示为K=cα2（α平方）其中c为弱电解质溶液的浓度。
最新常见弱酸弱碱的电离平衡常数
化学式
Kb
一水合氨
NH3· H2O
1.8X10-5
联氨（肼）
N2H4
3.0X10-6(Kb1)
7.6X10-15(Kb2)
苯胺
C6H5NH2
4.2X10-10
羟胺
NH2OH
9.1X10-9
甲胺
CH3NH2
4.2X10-4
乙胺
C2H5NH2
5.6X10-4
2.9修井监督
2.9.1监督工作流程
修井监督在接受工程项目监督任务后，要熟悉设计，收集、了解工区资料，制定相应的监督计划，督促整个施工过程达到设计要求，并在项目施工结束后出据相应的监督评定书。具体监督工作流程如下：
磷酸
H3PO4
7.11X10-3(Ka1)
6.23X10-8(Ka2)
4.5X10-13(Ka3)
焦磷酸
H4P2O7
0.20(Ka1)
6.5X10-3(Ka2)
1.6X10-7(Ka3)
2.6X10-10(Ka4)
亚磷酸
H3PO3
3.7X10-2(Ka1)
2.9X10-7(Ka2)
氢硫酸
H2S
1.3X10-7(Ka1)
4.7×10-11(ka2)
次氯酸
Hห้องสมุดไป่ตู้lO
2.98X10-8
亚氯酸
HClO2
1.1X10-2
铬酸
H2CrO4
3.2X10-7(Ka2)
氢氟酸
HF
6.8X10-4
次碘酸
HIO
2.3X10-11
碘酸
HIO3
0.49
亚硝酸
HNO2
7.1X10-4
常见弱电解质 (12张)
实用文档
[练习] 1.某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L， 则此时溶液中的C(OH-) = _2_×_1_0_-_7_m_o_l_/L_。 若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = 8×10-9 mol/L 。
6、在常温下，由水电离产生的 C（H+）=1×10-13 mol/L的溶液，则该溶 液的酸碱性如何？
答：可能是酸性也可能是碱性
4、在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电 离出的C(H＋ )和C(OH－)是多少?
水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1 =1×10-13mol/L= C(H＋ )
5、在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中水电 离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?
水电离出的C(H＋ ) =1×10-14/0.1 =1×10-13mol/L= C(OH-)
专题3 溶液中的离子反应
常见的弱电解质
弱酸、弱碱、水
1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:
H2O+H2O
H3O++OH－
( H2OH＋+OH－)电离平衡常数：K电离＝
C(H+)×C(OH-）
C(H2O）
纯水和稀溶液中C(H2O）可视为一定值
K W＝ K 电离× C(H2O）= C(H+)×C(OH-） K W——水的离子积常数
4、不论是在中性溶液还是在酸、碱性溶液， 水电离出的C(H+)＝C(OH－)
2、影响水电离平衡的外界因素
H2O
H＋+OH－
增大C（H+）
抑制水电离 增大C(OH-)
电离平衡常数
(4)判断微粒浓度比值的变化。
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子 和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常 利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
cCH3COO 如：0.1 mol/L CH3COOH 溶液中加水稀释， ＝ cCH3COOH
－
cCH3COO－· cH＋ Ka ＋ c(H )减小，K 值不变， ＋ ＝ ＋ ，加水稀释时， cCH3COOH· cH cH cCH3COO 则 增大。 cCH3COOH
－ －
命题点 2
关于电离常数的定量计算 (以弱酸 HX 为例)
＋
1．已知 c(HX)和 c(H )，求电离常数 HX 起始(mol· L－1)：
－
H＋ ＋ 0
＋
X－ 0
c(HX)
平衡(mol· L 1)：c(HX)－c(H )
c(H )
＋
c(H )
＋
cH＋· cX－ c2H＋ 则：Ka＝ ＝ ＋ 。 cHX cHX－cH 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似
＋
－
cB＋· cOH－ cBOH 。
2．特点
(1)电离常数只与温度有关，升温，K 值增大 。
(2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 K1≫K2≫K3， 故其 酸性取决于第一步电离。
3．意义
K越大
越易电离
酸碱性越强
4、电离度
已电离的弱电解质浓度 α＝ ×100% 弱电解质的初始密度
2 c H ＋ 处理：c(HX)－c(H )≈c(HX)，则 Ka＝ ，代入数值求解即可。 cHX
＋
2．已知 c(HX)和电离常数，求 c(H ) HX 起始(mol•L 1)：
考点43 电离平衡常数及相关计算-备战2020年高考化学考点
专题43电离平衡常数及相关计算1．表达式（1）对于一元弱酸HA ：HAH ++A −，电离常数K =。
H A HA c c c +-⋅（）（）（）（2）对于一元弱碱BOH ：BOHB ++OH −，电离常数K =。
B OH BOH c c c +-⋅（）（）（）（3）对于二元弱酸，如H 2CO 3：H 2CO 3H ++，K 1=；H ++3HCO -323H HCO H CO c c c +-⋅（）（）（）3HCO -，K 2=；且K 1>K 2。
23CO -233H CO HCO c c c +--⋅（）（）（）2．意义：相同条件下，K 越大→越易电离→酸(或碱)性越强3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
4．影响因素5．电离常数的三大应用（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
6．电离平衡常数相关计算(以弱酸HX 为例)（1）已知c (HX)和c (H +)，求电离常数 HX H + + X −起始(mol·L −1)：c (HX) 0 0平衡(mol·L −1)：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K ==。
H X HX c c c +-⋅（）（）（）2H HX H c c c ++（）（）-（）由于弱酸只有极少一部分电离，c (H +)的数值很小，可做近似处理：c (HX)−c (H +)≈c (HX)，则K =，2H HX c c +（）（）代入数值求解即可。
（2）已知c (HX)和电离常数，求c (H +)HX H + + X −起始：c (HX) 0 0平衡：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K ==。
新版高中化学通过讲义：电离平衡常数
K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12
三、电离平衡常数的影响因素 1. 内因：弱电解质本身的性质。 2. 外因：电离平衡常数只跟温度有关，温度升高，电离平衡常数增大。
四、电离度 1. 概念：弱电解质达时，已电离的电解质分子数占原来总分子数 (包括已电离的和未电离的)的百分数。 2. 影响因素 ①内因：弱电解质本身的性质 ②外因：温度及浓度 3. 意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相对强弱。
题型一：电离平衡常数的意义
【例 1】(2021·全国高二)下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数：
CH3COOH
H2CO3
H2S
H3PO4
1.8×10-5
Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11
Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12
Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13
五、电离常数的计算 1. 列出“三段式” 2. 由于弱电解质的电离程度比较小，最终 计算时，一般弱电解质的平衡浓度≈起始浓度(即忽略弱电解质 电离的部分)。
举个例子
例：25 ℃ a mol·L－1 的 CH3COOH
CH3COOH ⇌ CH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1
a
0
0
变化浓度/mol·L－1
C．据图表可知，电离平衡常数：Ka(H2CO3) > Ka(HClO)；根据强酸制备弱酸规律，次氯酸不能制备碳酸， 故 CO32- +2HClO=CO2 +H2O+2ClO- 反应不能发生； D．据图表可知，电离平衡常数：Ka(H2CO3) > Ka(HClO) > Ka( HCO3- )；根据强酸制备弱酸规律，碳酸与次 氯酸的盐反应生成次氯酸和碳酸氢根离子，故 2ClO- +CO2 +H2O=CO32- +2HClO 反应不能发生；
常见弱酸弱碱
15.05
羟பைடு நூலகம்
Hydroxylamine
NH2OH
9.1 × 10-9
8.04
甲胺
Methylamine
CH3NH2
4.2 × 10-4
3.38
吡啶
Pyridine
C5H5N
1.5 × 10-9
8.82
三甲氨
Trimethylamine
(CH3)3N
3.14
过氧化氢
Hydrogen
Peroxide
H2O2
2.2 × 10-12
11.66
次溴酸
Hypobromous
HOBr
2.5 × 10-9
8.60
次氯酸
Hypochlorous
HOCl
2.9 × 10-8
7.54
次碘酸
Hypoiodus
10.00
甲酸
formic
HCOOH
1.8×10-4
3.75
草酸
Oxalic
H2C2O4
K1 = 5.4 × 10-2
K2 = 5.3 × 10-5
1.27
4.28
苯甲酸
Benzoic
C6H5COOH
6.3×10-5
4.20
碳酸 **
砷酸
Arsenic
H3AsO4
K1 = 6.0 × 10-3
K2 = 1.0 × 10-7
K3 = 3.2 × 10-12
2.22
7.00
11.49
课件1：3.1.2电离平衡常数
(2)CaCO3难溶于水,其属于弱电解质。 ( × )
(3)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质。 ( × )
(4)电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是
动态平衡。 ( × )
(5)一定温度下，醋酸的浓度越大，电离常数也越大。 ( × )
电离平衡常数
L-1)
c(mol·
1.7×10-3
c平(mol·L-1)
0.2-1.7×10-3
+
4
1.7×10-3
1.7×10-3
+
OH 0
1.7×10-3
1.7×10-3
c平(NH3·H2O)= (0.2-1.7×10-3 ) mol·L-1≈0.2 mol·L-1
c( NH +4 ) ·c(OH－)
(1.7×10-3) ·(1.7×10-3)
+
0
平衡: c(HX)-c(H+) c(H+)
(+)·(- )
则：Ka=
()-(+)
=
X0
c(X-)
(+)
()-(+ )
由于 c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则
c(H+)= ·()，代入数值求解即可。
电离平衡常数
CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
提示：有无色气体产生，反应生成了CO2。说明醋
酸的酸性强于碳酸，即CH3COOH的Ka大于H2CO3
的Ka1。
电离平衡常数
【思考与讨论】
向两个锥形瓶中各加入0.05 g
镁条，盖紧橡胶塞，然后用
弱电解质的电离平衡
第一单元 弱电解质的电离平衡[考纲展示]1．了解电解质的概念。
了解强电解质和弱电解质的概念。
2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
考 点 一 弱电解质的电离平衡[学生用书P 139]一、电解质二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，且溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到了平衡。
2．电离平衡的特征3．电离平衡的影响因素(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因：浓度、温度、加入试剂等。
4．电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
以0.1 mol·L －1－＋H ＋ΔH >0。
三、电离平衡常数1．O －＋HClO －2．CH 3COOH 的酸性大于HClO 的酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c (H ＋)越大，酸性越强。
3．电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。
电离平衡常数越大，电离程度越大。
多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
4．外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K 值增大，原因是电离是吸热过程。
5．碳酸是二元弱酸。
(1)电离方程式是H2CO 3H ＋＋HCO －3，HCO －3 H ＋＋CO 2－3。
(2)电离平衡常数表达式：K a 1＝c （H ＋）·c （HCO －3）c （H 2CO 3），K a 2＝c （H ＋）·c （CO 2－3）c （HCO －3）。
(3)比较大小：K a 1>K a 2。
名师点拨(1)强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价化合物。