二、电离常数

1.表示方法

对于AB A++B-，K=cA+•cB-cAB。

2.K的意义

用于比较弱电解质的相对强弱，K值越大，电解质越强。多元弱酸只考虑第一步电离。

3.影响因素

电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。

4.电离度

(1)弱电解质的电离度用α表示

则α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%，

或α=已电离的弱电解质的分子数弱电解质的初始分子数×100%，

或α=已电离的弱电解质的物质的量弱电解质的初始物质的量×100%。

(2)影响电离度的因素

①温度

升高温度，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。

②浓度

加水稀释，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。即浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。

知识点一　弱电解质的电离平衡

1.下列说法正确的是(　　)

A.根据溶液中有CH3COOH、CH3COO-和H+即可证明CH3COOH达到电离平衡状态

B.根据溶液中CH3COO-和H+的物质的量浓度相等可证明CH3COOH达到电离平衡状态

C.当NH3•H2O达到电离平衡时，溶液中NH3•H2O、NH+4和OH-的浓度相等

D.H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱

答案　D

解析　该题考查了电离平衡的判断及其特点。溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到平衡状态，A错误;根据CH3COOH CH3COO-+H+知即使CH3COOH电离未达到平衡状态，CH3COO-和H+的浓度也相等，B错误;NH3•H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，何况NH3•H2O电离程度是很小的，绝大多数以NH3•H2O的形式存在，C错误;H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减小，D正确。

2.下列对氨水溶液中存在的电离平衡NH3•H2O NH+4+OH-叙述正确的是(　　)

A.加水后，溶液中n(OH-)增大

B.加入少量浓盐酸，溶液中c(OH-)增大

C.加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动

D.加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH+4)减少

答案　A

解析　A项，加水使NH3•H2O电离平衡右移，n(OH-)增大;B项，加入少量浓盐酸使c(OH-)减小;C项，加入浓NaOH溶液，电离平衡向左移动;D项，加NH4Cl固体，c(NH+4)增大。

知识点二　电离度

3.在100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H+浓度减小，可采用的方法是(　　)

A.加热

B.加入100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液

C.加入少量的0.5 mol•L-1的硫酸

D.加入少量的1 mol•L-1的NaOH溶液

答案　D

解析　A项，加热促进电离，H+浓度增大;B项，H+浓度不变;C项，加H2SO4抑制电离，但H+浓度增大;D项，加入NaOH，OH-与H+反应，平衡向右移动，H+浓度减小。

4.20 ℃时在0.5 L、0.2 mol•L-1的HA溶液中，有0.01 mol•L-1的HA电离成离子，求该温度下的电离度。

答案　α=0.01 mol•L-10.2 mol•L-1×100%=5%

解析　根据α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%进行计算。

知识点三　电离常数

5.在25 ℃时，0.1 mol•L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液中，它们的电离平衡常数分别为4.6×10-4mol•L-1、1.8×10-4mol•L-1、4.9×10-10mol•L-1、K1=4.3×10-7mol•L-1和K2=5.6×10-11mol•L-1，其中氢离子浓度最小的是(　　)

A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3

答案　C

解析　相同温度时，电离平衡常数越小，其电离程度越小，浓度相同时，电离产生的离子浓度越小。

6.已知下面三个数据：7.2×10-4 mol•L-1、4.6×10-4 mol•L-1、4.9×10-10 mol•L-1分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：

①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，

②NaCN+HF===HCN+NaF，

③NaNO2+HF===HNO2+NaF。

由此可判断下列叙述中，不正确的是(　　)

A.HF的电离平衡常数为7.2×10-4 mol•L-1

B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10 mol•L-1

C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱

D.HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小

答案　B

解析　相同温度下的弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。

该题中涉及三个反应。由这三个化学反应方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离常数越大，据此可以将三个K值与酸对应起来。以上三个反应中，第①个反应说明HNO2>HCN，第③个反应说明HF>HNO2，只根据这两个反应即可作出比较。

练基础落实

1.在相同温度时，100 mL 0.01 mol•L-1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液相比较，下列数据中，前者大于后者的是(　　)

①H+的物质的量　②电离程度　③中和时所需氢氧化钠溶液的量　④醋酸的物质的量

A.①② B.②③ C.①④ D.②④

答案　A

解析　依题意，若醋酸没有电离平衡，则二者的醋酸分子的物质的量相等，同种电解质的稀溶液相当于对浓溶液进行稀释，CH3COOH CH3COO-+H+，稀释后电离平衡向正向移动，即稀醋酸的电离度大些，所以前者溶液中H+和电离度大于后者;中和反应只与可电离的H+量有关，二者可电离的H+相等。

2.下列说法正确的是(　　)

A.电离平衡常数受溶液浓度的影响

B.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱

C.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中大

D.H2CO3的电离常数表达式：K=cH+•cCO2-3cH2CO3

答案　B

解析　电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，所以A项错误;电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，故B项正确;酸中c(H+)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，所以C项叙述错误;D项中碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为 K1=cH+•cHCO-3cH2CO3，第二步电离常数为 K2=cH+•cCO2-3cHCO-3，故D项错误。

3.25 ℃时，将一定量的冰醋酸(即无水乙酸)加水稀释，稀释过程中溶液的导电性变化如图所示。则下列说法错误的是(　　)

A.醋酸的电离度：a

B.溶液中c(H+)：b>a>c

C.a、b、c三点的溶液都有c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)

D.从b点到c点，溶液中cCH3COO-cCH3COOH的比值减小

答案　D

4.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的(　　)

①NaOH(固体)　②H2O　③HCl　④CH3COONa(固体)

A.①② B.②③ C.③④ D.②④

答案　D

解析　由题意可知，要使反应速率减小，而不改变H2的量，则要求c(H+)减小，而n(H+)不变，可采取的措施是：加水或加CH3COONa固体。

5.从植物花中可提取一种简写为HIn的有机物，在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂。HIn(aq，红色) H++In-(aq，黄色)，在浓度为0.02 mol•L-1的下列各溶液(1)HCl、(2)Na2O2、(3)NaCl(aq)、(4)NaHSO4(aq)、(5)NaHCO3(aq)、(6)氨水中加入该指示剂，其中能使指示剂显黄色的是(　　)

A.(1)(4)(5) B.(2)(6) C.(1)(4) D.(5)(6)

答案　D

解析　平衡右移，方能使指示剂显黄色，即应加入碱性物质，但Na2O2有强氧化性，使有机色素褪色。

练方法技巧

6.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c(H+)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(　　)

①加少量烧碱溶液　②升高温度　③加少量冰醋酸　④加水

A.①② B.②④ C.③④ D.①③

答案　B

思路点拨　解答本题需注意以下两点：

(1)熟悉影响CH3COOH电离平衡移动的因素。

(2)利用c(H+)/c(CH3COOH)=n(H+)/n(CH3COOH)分析更易理解。

解析　加烧碱溶液消耗H+，平衡向右移动，n(H+)、n(CH3COOH)均减小，但n(H+)减小程度大，故cH+cCH3COOH=nH+nCH3COOH减小，①错误;升高温度，平衡向右移动，n(H+)增大，n(CH3COOH)减小，比值增大，②正确;加少量冰醋酸，平衡向右移动，n(H+)增大，但n(H+)增大程度不如n(CH3COOH)增大的多，故比值减小，③错误;加水，平衡向右移动，c(H+)增大，c(CH3COOH)减小，比值增大，④正确。

7.25 ℃时，50 mL 0.10 mol•L-1醋酸中存在下述平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，若分别作如下改变，对上述平衡有何影响?

(1)加入少量冰醋酸，平衡将________，溶液中c(H+)将________(填“增大”、“减小”或“不变”);

(2)加入一定量蒸馏水，平衡将__________，溶液中c(H+)将________(填“增大”、“减小”或“不变”);

(3)加入少量0.10 mol•L-1盐酸，平衡将__________，溶液中c(H+)将________(填“增大”、“减小”或“不变”);

(4)加入20 mL 0.10 mol•L-1 NaCl溶液，平衡将________，溶液中c(H+)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。

答案　(1)向电离方向移动　增大

(2)向电离方向移动　减小

(3)向离子结合成分子的方向移动　增大

(4)向电离方向移动　减小

解析　对于弱电解质的水溶液(以CH3COOH CH3COO-+H+为例)，加水稀释，溶液的体积增大，相当于化学平衡的减压扩体，平衡向粒子数增大的一方(即向电离的方向)移动(化学平衡中气体分子数增大的方向)。若加入冰醋酸，CH3COOH分子的浓度增大，平衡也向电离方向移动。

练综合拓展

8.H2S溶于水的电离方程式为___________________________________________。

(1)向H2S溶液中加入CuSO4溶液时，电离平衡向______移动，c(H+)______，c(S2-)______;

(2)向H2S溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向______移动，c(H+)______，c(S2-)______：

(3)若将H2S溶液加热至沸腾，c(H2S)________;

(4)若要增大H2S溶液中c(S2-)，最好加入____________________________________。

答案　H2S??H++HS-，HS-??H++S2-

(1)右　增大　减小

(2)右　减小　增大

(3)减小

(4)NaOH固体

解析　H2S是二元弱酸，在水溶液中是分两步电离的，其电离方程式应为 H2S??H++HS-，HS- H++S2-。

对(1)，当加入CuSO4时，因发生反应Cu2++S2-===CuS↓，使平衡右移，导致c(H+)增大，但c(S2-)减小;对(2)，当加入NaOH时，因发生反应H++OH-===H2O，使平衡右移，导致c(H+)减小，但c(S2-)增大;对(3)，当加热H2S溶液至沸腾时，因H2S挥发，使c(H2S)减小;对(4)，增大c(S2-)最好是加入只与H+反应的物质，可见加入强碱如NaOH固体最适宜。