第8章 酸碱解离平衡

第54讲 水溶液中四大平衡常数的综合应用 复习目标 1.掌握四大平衡常数[Ka(Kb)、Kh、Kw、Ksp]的简单计算。2.利用题目信息或图像，结合离子平衡，解决实际问题。

1．四大平衡常数的比较

常数 符号 适用体系 影响因素 表达式

水的离子积常数 Kw 任意水溶液 温度升高，Kw增大 Kw＝c(OH－)·c(H＋)

电离常数 酸Ka 弱酸溶液

升温，K增大 HAH＋＋A－，电离常数Ka＝cH＋·cA－cHA

碱Kb 弱碱溶液 BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝cB＋·cOH－cBOH

盐的水解常数 Kh 盐溶液 升温，Kh增大 A－＋H2OOH－＋HA，水解常数Kh＝cOH－·cHAcA－

溶度积常数 Ksp 难溶电解质溶液 升温，大多数Ksp增大 MmAn的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·

cn(Am－)

注意 (1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。

(2)溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后Ksp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度Ka(或Kb)、Kh均变大。

2．四大平衡常数的应用

(1)判断平衡移动的方向

Q与Ksp的关系 平衡移动方向 结论

Q＞Ksp 逆向 溶液过饱和，有沉淀析出

Q＝Ksp 不移动 溶液饱和，处于平衡状态

Q＜Ksp 正向 溶液未饱和，无沉淀析出

(2)常数间的关系

①强碱弱酸盐：Kh＝KwKa；②强酸弱碱盐：Kh＝KwKb。

(3)判断离子浓度比值的大小变化。如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为cNH＋4·cOH－cNH3·H2O，此值不变，故cNH＋4cNH3·H2O的值增大。

(4)利用四大平衡常数进行有关计算。

类型一 四大平衡常数在平衡移动中的应用

1．室温下，通过下列实验探究NaHSO3溶液的性质。下列有关说法正确的是( )

一、实验目的

1. 理解并掌握解离平衡的概念；

2. 掌握弱电解质解离平衡的原理和影响因素；

3. 通过实验验证弱电解质解离平衡的规律；

4. 提高实验操作技能和数据分析能力。

二、实验原理

1. 弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡，如：HA ⇌ H+ + A-；

2. 影响解离平衡的因素有：浓度、温度、酸碱度等；

3. 同离子效应：向弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离。

三、实验仪器与药品

1. 仪器：酸度计、滴定管、锥形瓶、烧杯、玻璃棒、滴定台、移液管等；

2. 药品：醋酸、氢氧化钠、酚酞、甲基橙、氯化钠等。

四、实验步骤

1. 准备溶液：配置0.1mol/L的醋酸溶液、0.1mol/L的氢氧化钠溶液、0.1mol/L的氯化钠溶液；

2. 测定醋酸溶液的pH值：用酸度计测定0.1mol/L醋酸溶液的pH值；

3. 加入氢氧化钠溶液：向醋酸溶液中加入氢氧化钠溶液，观察pH值变化；

4. 加入氯化钠溶液：向醋酸溶液中加入氯化钠溶液，观察pH值变化；

5. 比较实验结果：分析实验数据，验证弱电解质解离平衡的规律。

五、实验数据与分析

1. 醋酸溶液的pH值为4.74；

2. 加入氢氧化钠溶液后，pH值逐渐上升，最终稳定在12.28；

3. 加入氯化钠溶液后，pH值无明显变化。 分析：

1. 醋酸溶液为弱酸，存在电离平衡：HA ⇌ H+ + A-；

2. 加入氢氧化钠溶液后，氢氧化钠与醋酸发生中和反应，消耗H+，使pH值上升；

3. 加入氯化钠溶液后，氯化钠为强电解质，不参与醋酸的电离平衡，pH值无明显变化。

六、实验结论

1. 弱电解质在水溶液中存在电离平衡；

2. 醋酸溶液的pH值受氢氧化钠溶液的影响，受氯化钠溶液影响较小；

3. 同离子效应可以抑制弱电解质的电离。

七、实验注意事项

1. 实验过程中注意操作规范，确保实验数据准确；

2. 使用酸度计时，注意仪器校准和电极清洗；

微专题○22 电解质溶液图像分析

【知识基础】

1．与水电离平衡相关的图像

不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线

A、C、B三点所示溶液[c(H＋)＝c(OH－)]均呈中性，升高温度，Kw依次增大。直线AB的左上方区域所示的溶液[c(H＋)c(OH－)]均为酸性溶液。

注意：水的电离过程吸热，温度越高，Kw越大。Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性变化无关。水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)始终相等。

2．中和滴定过程中pH－V图像

25 ℃时，以向20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入0.1 mol·L－1NaOH溶液过程中的pH－V图像为例进行分析：

特殊点 溶质 水的电离情况 微粒浓度关系

A HA 抑制 c(H＋)>c(A－)>c(OH－)

B 等物质的

量的HA、

NaA 抑制(溶液显酸性，说明HA的电离大于NaA的水解) c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)

C

(pH＝7) HA、NaA 无影响 c(A－)＝c(Na＋)>c(H＋)＝c(OH－)

D NaA 促进 c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)

E NaA、

NaOH 抑制 c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)

A点坐标未给出，故可利用D点的pH计算HA的电离常数：D点pH＝9.5，c(NaA)＝0.05 mol·L－1，A－＋H2O⇌HA＋OH－，则c(HA)≈c(OH－)＝10−4.5 mol·L−1，c(A−)＝0.05 mol·L−1 −10−4.5mol·L−1≈0.05 mol·L−1 ，Kh (A－)＝c(HA)·c(OH−)c(A−)＝10−4.5×10−4.50.05＝2×10－8，则𝐾𝑎(HA)＝KwKh(A−)＝10−142×10−8＝5×10−7。

3．分布分数图像

分布分数图像一般是以pH为横轴、分布分数(组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵轴的关系曲线，以草酸H2C2O4为例，含碳元素的各组分分布分数(δ)与pH的关系如图所示。

第八章水溶液中的离子平衡

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第八章水溶液中的离子平衡

热点专题(五)四大平衡常数的重要应用

四大平衡常数的比较

化学平衡常数(K) 电离常数(Ka、Kb) 水的离子积常数(Kw) 难溶电解质的溶度积常数(Ksp)

概

念 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数 一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一常数

表

达

式 对于一般的可逆反应：

mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，

在一定温度下达到平衡时：

K＝cpC·cqDcmA·cnB (1)对于一元弱酸HA：

HAH＋＋A－，电离常数

Ka＝错误!

(2)对于一元弱碱BOH：

BOHB＋＋OH－，电离常数

Kb＝错误! Kw＝c(OH－)·c(H＋) MmAn的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－) 第八章水溶液中的离子平衡

2 影响因素 只与温度有关 只与温度有关，升高温度，K值增大 只与温度有关，升高温度，Kw增大 只与难溶电解质的性质和温度有关

考点一 化学平衡常数

常考题型 1.求解平衡常数；

2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度；

3．计算转化率(或产率)；

4．应用平衡常数K判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。

对 策 从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力。

[应用体验]