2021年常见弱酸弱碱的电离平衡常数

第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较[核心素养发展目标] 1.构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化。

2.建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。

一、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，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。

对于一元弱酸或一元弱碱来说，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，通常用K a 、K b 表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。

2．电离平衡常数的表示方法(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )；NH 3·H 2ONH ＋4＋OH －K b ＝c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )。

(2)多元弱酸、多元弱碱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K a1、K a2等来分别表示。

例如： H 2CO 3H ＋＋HCO －3K a1＝c (HCO －3)·c (H ＋)c (H 2CO 3)；HCO －3H ＋＋CO 2－3K a2＝c (H ＋)·c (CO 2－3)c (HCO －3)。

多元弱酸各步电离常数的大小比较：K a1>K a2>K a3>……因此，当K a1≫K a2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。

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。

一定温度下，K 值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。

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电解质的性质所决定。

电离平衡常数计算公式
电离平衡常数（也称为酸碱离解常数）是描述酸碱溶液中酸
碱反应强弱的重要参数。

其计算公式可以根据不同的酸碱反应
类型进行推导和定义。

对于一般的弱酸或弱碱的离解反应，其电离平衡常数的计算
公式可以通过数学表达式的推导得到。

以弱酸HA的电离反应
为例，其离解方程式可以表示为：
HA⇌H++A
根据电离平衡常数的定义，可以得到以下关系：
Kw=[H+][A]/[HA]
其中，Kw为水的离子积，具体数值为1.0×10^14（在25℃下）。

根据酸碱离解常数的定义，则可得到以下等式：
Ka=[H+][A]/[HA]
其中，Ka为弱酸HA的离解常数。

通过上述两个等式结合，可以得到：
Ka=Kw/[H+]
根据以上推导，可以得出弱酸HA的电离平衡常数的计算公
式为：
Ka=[H+][A]/[HA]
对于一般的弱碱离解反应，同理可得到其电离平衡常数的计算公式。

需要注意的是，对于不同的酸碱反应类型，其推导和定义方式可能会有所不同，但基本思想是相似的。

总结起来，电离平衡常数的计算公式根据具体的化学反应类型有所差异，但一般都可以通过离子浓度之间的关系来推导和定义。

通过计算公式，可以定量描述酸碱溶液中酸碱反应的强弱程度。

电离平衡常数和水解平衡常数关系
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。

对于H 3 PO4
对于 PO3 4
K a,1 K a,2 K a,2
K h,1 K h,2 K h,3
例：计算0.10mol· L-1Na3PO4溶液的pH值。 解：
PO H 2O HPO OH
3 4 2 4
平衡 (mol· L-1 ) 0.10 – x
= 71.6 %
三、水的自偶电离和pH值 1．水的离子积常数Kw
H2O + H2O H2O 298K，纯水中的 [H+] = [OH] = 1.0 107 mol·dm3 H3O+ + OH H+ + OH
Kw =[H+] [OH] = 1.0 1014
Kw---水的离子积常数 定义： pA = -lg[A]
cA- x cA
x2 = Ka cA
x [H ] K a cA
[ H ] / cA K a / cA
稀释定律：随着溶液浓度的降低，电离度增大。
例 计算下列各浓度的HAc溶液的[H+] 和电离度
（1）0.1 mol dm-3
(2) 1.0 10-5 mol dm-3
ln Ka = -10.95,
[H 3O ] / c [Ac ] / c K [HAc]/c 0
0 a 0 -
Ka = 1.74 10-5
0
0 Ka 酸的电离平衡
常数， a－acid
G r m H+(aq)+ Ac-(aq)+H O(l) HAc(aq)+ H2O(l) ——— 2
第三节 盐的水解
1、弱酸强碱盐 Ac + H2O ＝ OH + HAc