课时3.2 弱电解质的电离平衡-2021-2022学年高二化学选择性必修1精品讲义（人教版2019）

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课时 3.2 弱电解质的电离平衡

【学习目标】

1、掌握弱电解质在水溶液中的电离平衡、电离平衡的特征及影响电离平衡的因素

2、知道电离平衡常数的意义，了解电离度的概念

3、掌握一元强酸和一元弱酸之间的比较

【主干知识梳理】

一、电离平衡状态

1、概念：在一定条件(如温度、浓度)下，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，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态

2、建立过程

3、电离平衡的特征

①弱：研究对象是弱电解质

②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等

③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CH3COOH 电离同时则有 1mol CH3COOH 分子形成

④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子

⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变

4、电离平衡的影响因素

(1)内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱，电离程度越小

(2)外因

①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程度越小

a．同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不一定

变大，如：弱酸 HA 溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)，但 c(OH－)会增大

b．增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小

②温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大

③同离子效应——加入具有相同离子的物质

加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减

小

④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动

以0.1mol/L CH3COOH CH3COO－＋H+为例

平衡移

动方向

平衡常

数Ka

电离

程度 n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－ )c(CH3COOH )导电

能力

加水稀释

加冰醋酸

升温

加CH3COONa(s)

通入 HCl(g)

加NaOH(s)

加Na2CO3(s)

【对点训练 1】

1、将 1 mol 冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到 1 L 溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是 (

)

A．醋酸的浓度达到 1 mol·L－1

B．H＋的浓度达到 0.5 mol·L－1

C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为 0.5 mol·L－1

D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等

2、在 0.1 mol·L－1的HCN 溶液中存在如下电离平衡：HCN H＋＋CN－，下列叙述正确的是(　　)

A．加入少量 NaOH 固体，平衡正向移动

B．加水，平衡逆向移动

C．滴加少量 0.1 mol·L－1的HCl 溶液，溶液中 c(H＋)减小

D．加入少量 NaCN 固体，平衡正向移动

3、已知 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采

取的措施是(　　)

①加少量烧碱固体　②升高温度　③加少量冰醋酸 ④加水　⑤加少量醋酸钠固体

A．①② B．②③⑤ C．③④⑤ D．②④

4、在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH＋OH－，下列情况能引起电离平衡向正向移动的有(　　)

①加 NH4Cl 固体　②加 NaOH 溶液　③通 HCl ④加CH3COOH 溶液　⑤加水　⑥加压

A．①③⑤　　 B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④

二、电离平衡常数

1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，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

2、电离平衡常数的表示方法：如弱电解质 AB A＋＋B－　

K＝ (在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度，酸一般用 Ka表示，碱用 Kb表示)

(1)一元弱酸的电离平衡常数：CH3COOH CH3COO－＋H＋ Ka＝

(2)一元弱碱的电离平衡常数：NH3·H2O NH＋OH－ Kb＝

(3)多元弱酸的电离平衡常数：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

H2CO3H＋＋HCO Ka1＝

HCO H＋＋CO Ka2＝

【微点拨】多元弱酸各步电离常数的大小比较为 Ka1≫Ka2，第一级电离程度较大，第一步电离产生的 H+，对第

二级、第三级电离起抑制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定

(4)弱碱的电离平衡常数：由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶

度积常数

3、意义：表示弱电解质的电离能力。通常情况下， Ka越大，弱酸的酸性相对越强；Kb越大，弱碱的碱性相对

越强；多元弱酸是分步电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数 (用Ka1 、Ka2 等表示 )，且

Ka1>>Ka2>>Ka3，其酸性主要由第一步电离决定

4、电离常数的影响因素

(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定

(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升

高而增大

5、电离平衡常数的应用

(1)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

(2)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

(3)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况

如：0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大

6、实验探究：CH3COOH 与H2CO3酸性强弱比较

实验过程向盛有2 mL 1 mol·L－1 醋酸的试管中滴加 1 mol·L－1 Na2CO3溶液，观察现象

实验示意图

实验现象有气泡产生

实验结论CH3COOH 酸性大于碳酸

Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于

Ka1(H2CO3)

【对点训练 2】

1、下列说法正确的是(　　)

A．电离常数受溶液浓度的影响

B．相同条件下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱

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的电离常数表达式：K＝

2、将浓度为 0.1 mol·L－1 HF 溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)

A．c(H＋) B．Ka(HF) C． D．

3、醋酸的电离方程式为 CH3COOH(aq) H＋(aq)＋CH3COO－(aq)　ΔΗ>0。25 ℃时，0.1 mol·L－1醋酸溶液的

Ka＝＝1.75×10－5。下列说法正确的是(　　)

A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，平衡时溶液中 c(H＋)减小

B．向该溶液中加少量 CH3COONa 固体，平衡正向移动

C．该温度下，0.01 mol·L－1醋酸溶液的 Ka<1.75×10－5

D．升高温度，c(H＋)增大，Ka增大

4、下表是常温下某些一元弱酸的电离常数，则 0.1 mol·L－1的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　　)

弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2

电离常数 6.2×10－10 6.8×10－41.8×10－56.4×10－6

A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2

5、运用电离平衡常数判断下列可以发生的反应是(　　)

酸电离平衡常数(25 ℃)

碳酸K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11

次溴酸K＝2.4×10－9

①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 ②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑

③ HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ ④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO

A．①③　　　　　　　　B．②④ C．①④ D．②③

三、电离度及其应用

1、定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的

和未电离的)百分率，称为电离度，通常用 α表示

2、表式：

α=已电离的弱电解质的物质的量浓度

溶液中原有弱电解质的总物质的量浓度 ×100 %

α=已电离的弱电解质的物质的量

溶液中原有的弱电解质的总物质的量 ×100 %

α=已电离的弱电解质分子数

溶液中原有弱电解质总分子数 ×100 %

3、意义：电离度实质上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度

4、一元弱酸、一元弱碱电离度的计算

(1)一元弱酸：HA H+＋A—

α=

H+

cHA

¿100 % ⇒cH+=cHA ¿α

(2)一元弱酸：BOH B+＋OH—

α=

OH−

cBOH

¿100 % ⇒cOH−=cBOH ¿α

如：浓度相同的 HCl、CH3COOH，溶液中 H+浓度关系为：前者后者

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