(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如對(duì)于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消除，再次平衡時(shí)，c(CH3COOH)比原平衡時(shí)大。

(3)電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀釋或加少量NaOH固體，都會(huì)引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時(shí)要小。

(4)電離平衡右移，電離程度也不一定增大，加水稀釋或增大弱電解質(zhì)的濃度，都使電離平衡向電離方向移動(dòng)，但加水稀釋時(shí)弱電解質(zhì)的電離度增大，而增大弱電解質(zhì)的濃度時(shí)弱電解質(zhì)的電離程度減小。

考點(diǎn)二　電離平衡常數(shù)　電離度

?

1．電離常數(shù)及其相關(guān)概念

(1)概念

在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫作電離平衡常數(shù)，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。

(2)表達(dá)式

一元弱酸HA

一元弱堿BOH

電離方程式

HAH＋＋A－

BOHB＋＋OH－

電離常數(shù)表達(dá)式

Ka＝c(HA)c(H＋)·c(A－)

Kb＝c(BOH)c(B＋)·c(OH－)

(3)意義

相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)__越易__電離，所對(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)__越強(qiáng)__。

(4)特點(diǎn)

①電離常數(shù)只與__溫度__有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無(wú)關(guān)，由于電離過(guò)程是__吸熱__的，故溫度升高，K__增大__。

②多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……，所以其酸性主要取決于第一步電離。

?為什么多元弱酸的Ka1?Ka2?Ka3?

提示：(1)一級(jí)電離電離出的H＋抑制了二級(jí)電離，依次類推。(2)一級(jí)電離完成后，酸式酸根離子是一個(gè)陰離子，從陰離子中電離出H＋是比較困難的，且酸式酸根離子帶的負(fù)電荷越多，電離出H＋越困難。

2．電離常數(shù)的四大應(yīng)用

(1)判斷酸性相對(duì)強(qiáng)弱

電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)，如醋酸：K＝1.75×10－5，次氯酸：K＝2.95×10－8，則酸性：醋酸＞次氯酸。

(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱

電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，鹽溶液的堿性(或酸性)越弱，如同濃度的醋酸鈉和次氯酸鈉溶液的pH：醋酸鈉＜次氯酸鈉。

(3)判斷反應(yīng)能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確

強(qiáng)酸可以制取弱酸來(lái)判斷，如H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚：Ka＝1.3×10－10，向苯酚鈉溶液中通入的CO2不論是少量還是過(guò)量，其化學(xué)方程式為C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3，不能生成Na2CO3。

(4)判斷粒子濃度或濃度比值的變化

利用溫度不變電離常數(shù)就不變來(lái)判斷溶液中粒子濃度或者比值的變化情況，有時(shí)候還會(huì)結(jié)合Kw一起進(jìn)行判斷，如：0.1 mol·L－1?CH3COOH溶液中加水稀釋，c(CH3COOH)c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)·c(H＋)c(CH3COO－)·c(H＋)＝c(H＋)Ka，加水稀釋，c(H＋)減小，Ka值不變，則c(CH3COOH)c(CH3COO－)增大。

?部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸

HCOOH

H2S

H2CO3

HClO

電離平衡常數(shù)(25?℃)

K＝1.77×10－4

K1＝1.3×10－7?

K2＝7.1×10－15

K1＝4.4×10－7?

K2＝4.7×10－11

3.0×10－8

按要求回答下列問(wèn)題：

(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)_______________________________________________________________________。

(2)同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3－、CO32－、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)_______________________________。

(3)按要求書(shū)寫下列離子方程式

①將少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中_____________________________。

②將少量CO2氣體通入NaClO溶液中___________________________________。

③將少量CO2氣體通入到Na2S溶液中____________________________________。

提示：(1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO

(2)S2－>CO32－>ClO－>HS－>HCO3－>HCOO－

(3)①2HCOOH＋CO32－===2HCOO－＋H2O＋CO2↑

②ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO3－

③CO2＋H2O＋2S2－===2HS－＋CO32－

3．電離度

(1)概念：

一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來(lái)弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)。

(2)表達(dá)式：

α＝弱電解質(zhì)的初始濃度已電離的弱電解質(zhì)的濃度×100%。

(3)意義：

衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。

(4)影響因素：

溫度

升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，電離度__增大__；

降低溫度，電離平衡向左移動(dòng)，電離度__減小__。

濃度

當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時(shí)，電離度__減小__；

當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時(shí)，電離度__增大__。

4.電離度(α)、電離常數(shù)(Ka、Kb)與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系

設(shè)一定溫度下，濃度為c?mol·L－1醋酸的電離度為α。

CH3COOHCH3COO－＋H＋

起始/(mol·L－1)??c??0 ?0

變化/(mol·L－1) ?cα??cα??cα

平衡/(mol·L－1) ?c－cα≈c??cα??cα

Ka＝ccα·cα＝cα2，α＝?cKa，c(H＋)＝c·α＝

同理：對(duì)于一元弱堿(如NH3·H2O)

Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝?。

(1)電離平衡正向移動(dòng)時(shí)，電離度、電離常數(shù)均增大()

(2)電離平衡常數(shù)越大，表示弱電解質(zhì)的電離能力越強(qiáng)()

(3)要增大電離度和電離常數(shù)，只能采用升溫的方法()

(4)常溫下向0.1 mol·L－1?CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶體，醋酸的電離平衡常數(shù)減小()

(5)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式為K＝c(H2CO3))，與c(HCO3－)無(wú)關(guān)()

(6)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大()

答案：(1)×(2)√(3)×(4)×(5)×(6)×

?

能力一　應(yīng)用電離常數(shù)判斷酸堿性強(qiáng)弱

1．硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反應(yīng)：H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下列說(shuō)法正確的是()

化學(xué)式

電離常數(shù)(25?℃)

H3BO3

K＝5.7×10－10

H2CO3

K1＝4.4×10－7?

K2＝4.7×10－11

CH3COOH

K＝1.75×10－5

A．將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生

B．將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生

C．等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和硼酸溶液比較，pH：前者＞后者

D．等物質(zhì)的量濃度的碳酸鈉溶液和醋酸鈉溶液比較，pH：前者＞后者

解析：選D。由電離常數(shù)可知酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H3BO3＞HCO3－。則A項(xiàng)中生成HCO3－，B項(xiàng)中CH3COOH少量，也只生成HCO3－，C項(xiàng)中碳酸pH小，D項(xiàng)中，CH3COO－水解程度小于CO32－的水解程度，醋酸鈉溶液pH較小。

2．(多選)已知25?℃時(shí)有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸化學(xué)式

HX

HY

H2CO3

電離平衡常數(shù)

7.8×10－9

3.7×10－15

K1＝4.4×10－7

K2＝4.7×10－11

下列推斷正確的是()

A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HX＞HY

B．相同條件下溶液的堿性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3

C．結(jié)合H＋的能力：Y－＞CO32－＞X－＞HCO3－

D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱

解析：選AC。根據(jù)電離平衡常數(shù)可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO3－＞HY，則結(jié)合H＋的能力：Y－＞CO32－＞X－＞HCO3－，故A、C正確，D錯(cuò)誤；酸越弱，其對(duì)應(yīng)的鹽的水解能力越強(qiáng)，故相同條件下溶液的堿性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，故B錯(cuò)誤。

3．體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸

HX在室溫下分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過(guò)程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)____________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。

解析：稀釋100倍，HX、CH3COOH溶液的pH變化小于2，二者均為弱酸，酸性HX>CH3COOH。

答案：大于　稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，酸性強(qiáng)，電離平衡常數(shù)大

能力二　判斷粒子濃度比值的大小

4．已知：25?℃，H2A的電離常數(shù)K1＝6.0×10－2，K2＝6.0×10－5。此溫度下，將?1 mL?濃度為?0.1 mol/L?的H2A溶液加水稀釋到1 000 mL。下列說(shuō)法正確的是()

A．上述稀釋過(guò)程中，H2A分子及所有離子濃度均減小

B．上述稀釋過(guò)程中，c(H2A)c(HA－)的變化趨勢(shì)保持增大

C．上述溶液稀釋前后均存在：c(H＋)＝c(OH－)＋2c(A2－)

D．根據(jù)H2A的電離常數(shù)，可推知0.1 mol/L NaHA溶液的pH值大于7

解析：選B。A.稀釋過(guò)程中H＋溶液減小，Kw不變，則OH－濃度增大，故A錯(cuò)誤；B.稀釋過(guò)程中，c(H2A)c(HA－)＝c(H2A)c(HA－)×c(H＋)c(H＋)＝c(H＋)Kw，H＋濃度減小，Kw不變，則c(H2A)c(HA－)的變化趨勢(shì)保持增大，故B正確；C.H2A是弱酸，不可能完全電離，且第一步電離是主要的，溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋2c(A2－)＋c(HA－)，故C錯(cuò)誤；D.NaHA溶液中HA－＋H2OH2A＋OH－，Kh＝Ka1Kw＝61×10－12＜6.0×10－5，即在0.1 mol/L NaHA溶液中HA－的水解小于其電離，溶液顯酸性，溶液的pH值小于7，故D錯(cuò)誤。

5．常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請(qǐng)?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。

(1)c(H＋)c(CH3COOH)________________；

(2)c(CH3COOH)c(CH3COO－)·c(H＋)________________；

(3)c(CH3COOH)c(CH3COO－)________________；

(4)c(CH3COOH)·c(OH－)c(CH3COO－)________________。

解析：(1)將①式變?yōu)?/strong>c(H＋)·c(CH3COO－)c(CH3COOH)·c(CH3COO－)＝Kac(CH3COO－)；(2)②此式為Ka；(3)將③式變?yōu)?/strong>c(CH3COOH)·c(H＋)c(CH3COO－)·c(H＋)＝c(H＋)Ka；(4)將④式變?yōu)?/strong>c(CH3COOH)·c(OH－)·c(H＋)c(CH3COO－)·c(H＋)＝KwKa。