化学人教版2019选择性必修1 3.1.3 电离平衡常数（共28张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版2019选择性必修1 3.1.3 电离平衡常数（共28张ppt） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 7.0MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-08-13 08:06:34 | ||
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文档简介
(共28张PPT)
走进奇妙的化学世界
选择性必修1
第三章 水溶液中的离子
反应与平衡
第一节 电离平衡
第3课时 电离平衡常数
问题:怎样定量的比较弱电解质的相对强弱 电离程度相对大小怎么比较？
学习
目标
第3课时
电离平衡常数
PART
01
PART
02
了解电离平衡常数的含义
能从电离 离子反应等角度分析溶液
的性质,如酸碱性 导电性等
1．含义：
一、电离平衡常数
2．表示方法：
在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，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。弱酸的用Ka表示，弱碱的用Kb表示。
(1)一元弱酸HA的电离常数：HA H＋＋A－
(2)一元弱碱BOH的电离常数：BOH B＋＋OH－
c(A -）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均为达到电离平衡时的平衡浓度。
【例题1】 书写下列电解质的电离方程式,写出对应的电离常数表达式,多步电离的判断各步电离常数的大小。
(1)HClO (2)NH3·H2O (3)H2CO3 (4)Fe(OH)3
【例题2】在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·L 1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10 3 mol·L 1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb）
NH3·H2O NH4+ + OH
起始浓度/(mol·L 1) 0.2 mol·L 1 0 0
变化浓度/(mol·L 1) 1.7×10 3 mol·L 1 1.7×10 3 mol·L 1
平衡浓度/(mol·L 1) 1.7×10 3 mol·L 1
总结：已知起始时c(HX)和电离产生的c(H+),求电离平衡常数。
HX H+ + X-
起始: c(HX) 0 0
平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)
由于弱酸只有极少一部分电离,c(H+)的数值很小,可做近似处理:c(HX)-c(H+)≈c(HX),则Ka= ,代入数值求解即可。
(3)多元弱酸的电离平衡常数:
多元弱酸分步电离，每一步都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。
H2CO3 H＋＋HCO3－ Ka1＝
HCO3－ H＋＋CO32－ Ka2＝
25℃时H2CO3 的两步电离常数为：
＝4.5×10-7
＝4.7×10-11
H2CO3 的两步电离常数Ka1 Ka2
H3PO4
H+ + H2PO4- Ka1= 7.1×10-3
H2PO4-
H+ + HPO42- Ka2= 6.2×10-8
HPO42-
H+ + PO43- Ka3= 4.5×10-13
H3PO4的分步电离：
多元弱酸的各级电离常数逐渐减小：
Ka1＞Ka2＞Ka3 ……
当Ka1 Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
25℃时,几种弱酸的电离常数
名称 电离常数
HF 3.5×10-4
H2CO3 4.3×10-7
CH3COOH 1.8×10-5
HClO 3.0×10-8
不同温度下醋酸的电离常数
温度 电离常数
25℃ 1.8×10-5
50℃ 5.1×10-5
分析数据，结合实验,得出结论
结论:
3.弱电解质电离平衡常数的影响因素
(1)影响电离平衡常数的因素。
①相同温度下,不同弱电解质的电离常数不同,即影响电离常数大小的主要因素是弱电解质本身的性质。
②弱电解质的电离常数受温度的影响,升高温度,电离平衡常数增大。
注意：
电离常数大小的比较需在同一温度下进行。
3.电离常数K的影响因素:
升高温度，电离常数K值增大
电解质越弱，越难电离，电离常数K越小
内因：
外因：
由物质本性决定
同一弱电解质溶液， 电离常数K只受温度影响
在使用电离平衡常数时应指明温度
4.电离常数K的意义:
电离常数表征了弱电解质的电离能力,根据相同温度下，电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
①弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。
H2SO3 > H3PO4 > HF > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO > HCN
Ka1（H2SO3）=1.54×10-2
Ka1 (H3PO4)=7.1×10-3
Ka(HF)=6.8×10-4
Ka(CH3COOH)=1.7×10-5
Ka1（H2CO3）=4.54×10-7
Ka1（H2S）=1.0×10-7
Ka (HClO)=3.2×10-8
Ka (HCN)=6.2×10-10
(常温下)
②弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
CH3COOH ＞ HCN
酸性：
电离常数由物质本性决定
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Ka＝
c(CN )·c(H+)
c(HCN)
Ka(CH3COOH) ＞ Ka(HCN)
CH3COOH H+ + CH3COO
HCN H+ +CN
【例题3】 已知25 ℃时，相同浓度的CH3COOH溶液与HCN溶液相比较，CH3COOH溶液酸性相对更强。
你能比较该温度下CH3COOH、HCN电离常数的大小吗？
5.电离度 （α） :
α= —————————×100%
已电离的溶质分子数
原有溶质分子总数
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
弱电解质在水中达到电离平衡时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数的百分数，称为电离度。
①电离度α实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。电离度越大，则表示弱电解质电离程度越大。
②同一弱电解质的电离度与浓度、温度有关。溶液越稀，电离度越大；温度越高，电离度越大；
6.电离常数的应用 :
⑴①比较离子浓度大小：
如磷酸溶液中离子浓度大小关系
C(H+) > c(H2PO4-) > c(HPO42-) > c(PO43-）> c(OH-)
练习1 H2S溶液和氨水中的微粒浓度大小关系分别为：
练习2.18 ℃时,H2A(酸):Ka1=4.3×10-7,Ka2=2.1×10-12;
H2B(酸):Ka1=1.0×10-7,Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中,用“>”“<”或“=”填空。
(1)H+的浓度:H2A H2B。
(2)酸根离子的浓度:c(A2-) c(B2-)。
(3)酸分子的浓度:c(H2A) c(H2B)。
(4)溶液的导电能力:H2A H2B。
>
>
<
>
②比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。
依据弱电解质的电离常数表达式,可以比较浓度改变时(温度不变)溶液中某些微粒浓度的变化。
如:醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的
加水稀释,K值不变,c(H+)减小,则 始终保持增大。
变小
不变
变大
⑵比较离子结合质子的能力大小:
弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。
例如：
已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下：
H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8
在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，发生离子方程式的先后顺序为： 、 、 。
将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式： 。
A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO
B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：
SO2+H2O+Ca2++2ClO- ═CaSO3↓+2HClO
C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-
D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：H++HCO3- ═ CO2↑+H2O
例题. 25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是( )
弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2
K2=1.0×10-7
C
(3)利用电离平衡常数判断反应能否发生
×
酸 H2SO3 CH3COOH H2CO3 HSO3- HClO HCO3-
盐 HSO3- CH3COO- HCO3- SO32- ClO- CO32-
弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2
K2=1.0×10-7
A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO
×
“右下反应法”
D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：HSO3-+HCO3- ═ CO2↑+H2O+SO32-
×
H2A H++HA- Ka1 HA- H++A2- Ka2 HB H++ B- Ka
已知:
①HB+A2- = HA-+B-
② HB+HA- = H2A+B-
③2HB+A2- = H2A+2B-
若Ka1＞Ka＞Ka2则能发生
若Ka1＞Ka2＞ Ka则能发生
若Ka＞Ka1＞Ka2 则能发生
①②③
④H2A+B - = HA- +HB
①④
⑤HB+HA- = H2A+B-
⑥ HA-+B- = A2-+HB
⑦H2A+2B- = A2-+2HB
④⑥⑦
1.已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)。若已知下列反应可以发生：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；
NaCN＋HF===HCN＋NaF；
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，
由此可判断下列叙述中不正确的是( )
A．Ka(HF)＝7.2×10－4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)B
2. H2CO3和H2S在25 ℃时的电离常数如下：
电离常数 Ka1 Ka2
H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11
H2S 5.7×10－8 1.2×10－15
B
B
3．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(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
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
_________________________。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________________
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－
(4)用电离常数判断电离平衡移动方向:
将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向。
加入少量CH3COONH4
K =
c(CH3COO-) · c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
条件改变瞬间：
Qc =
c(CH3COO-) · c(CH3COO-)
1
2
1
2
c(CH3COOH)
1
2
K 〉 Qc
加水稀释促进电离
(5)计算电离度:
起始
C
0
0
平衡
c-cα
cα
cα
cα
cα
cα
变化
Ka =
(cα)2
c-cα
当α<1%时，c-cα ≈c
Ka =
(cα)2
c
a
对 ①0.1mol·L-1CH3COOH ②0.01 mol·L-1的CH3COOH 溶液进行下列比较（填序号）：
电离度 C(H+) 酸性
①＜②
①＞②
①＞②
条件 改变 平衡移动 K α 各微粒的n 各微粒的c
HAc Ac- H+ HAc AC- H+
升温
加水
通HCl
加固体 NaAc
加固体 NaOH
加Mg
CH3COOH + H2O
CH3COO - + H3+O 吸热
增大
增大
减少
增大
增大
减少
增大
增大
正向
不变
增大
减少
增大
增大
减少
减少
减少
逆向
不变
减小
增大
减少
增大
增大
减少
增大
逆向
不变
减小
增大
增大
减小
增大
增大
减小
正向
不变
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
正向
不变
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
正向
CH3COOH
CH3COO - + H+ 吸热
走进奇妙的化学世界
选择性必修1
第三章 水溶液中的离子
反应与平衡
第一节 电离平衡
第3课时 电离平衡常数
问题:怎样定量的比较弱电解质的相对强弱 电离程度相对大小怎么比较？
学习
目标
第3课时
电离平衡常数
PART
01
PART
02
了解电离平衡常数的含义
能从电离 离子反应等角度分析溶液
的性质,如酸碱性 导电性等
1．含义：
一、电离平衡常数
2．表示方法：
在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，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。弱酸的用Ka表示，弱碱的用Kb表示。
(1)一元弱酸HA的电离常数：HA H＋＋A－
(2)一元弱碱BOH的电离常数：BOH B＋＋OH－
c(A -）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均为达到电离平衡时的平衡浓度。
【例题1】 书写下列电解质的电离方程式,写出对应的电离常数表达式,多步电离的判断各步电离常数的大小。
(1)HClO (2)NH3·H2O (3)H2CO3 (4)Fe(OH)3
【例题2】在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·L 1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10 3 mol·L 1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb）
NH3·H2O NH4+ + OH
起始浓度/(mol·L 1) 0.2 mol·L 1 0 0
变化浓度/(mol·L 1) 1.7×10 3 mol·L 1 1.7×10 3 mol·L 1
平衡浓度/(mol·L 1) 1.7×10 3 mol·L 1
总结：已知起始时c(HX)和电离产生的c(H+),求电离平衡常数。
HX H+ + X-
起始: c(HX) 0 0
平衡: c(HX)-c(H+) c(H+) c(X-)
由于弱酸只有极少一部分电离,c(H+)的数值很小,可做近似处理:c(HX)-c(H+)≈c(HX),则Ka= ,代入数值求解即可。
(3)多元弱酸的电离平衡常数:
多元弱酸分步电离，每一步都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。
H2CO3 H＋＋HCO3－ Ka1＝
HCO3－ H＋＋CO32－ Ka2＝
25℃时H2CO3 的两步电离常数为：
＝4.5×10-7
＝4.7×10-11
H2CO3 的两步电离常数Ka1 Ka2
H3PO4
H+ + H2PO4- Ka1= 7.1×10-3
H2PO4-
H+ + HPO42- Ka2= 6.2×10-8
HPO42-
H+ + PO43- Ka3= 4.5×10-13
H3PO4的分步电离：
多元弱酸的各级电离常数逐渐减小：
Ka1＞Ka2＞Ka3 ……
当Ka1 Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
25℃时,几种弱酸的电离常数
名称 电离常数
HF 3.5×10-4
H2CO3 4.3×10-7
CH3COOH 1.8×10-5
HClO 3.0×10-8
不同温度下醋酸的电离常数
温度 电离常数
25℃ 1.8×10-5
50℃ 5.1×10-5
分析数据，结合实验,得出结论
结论:
3.弱电解质电离平衡常数的影响因素
(1)影响电离平衡常数的因素。
①相同温度下,不同弱电解质的电离常数不同,即影响电离常数大小的主要因素是弱电解质本身的性质。
②弱电解质的电离常数受温度的影响,升高温度,电离平衡常数增大。
注意：
电离常数大小的比较需在同一温度下进行。
3.电离常数K的影响因素:
升高温度，电离常数K值增大
电解质越弱，越难电离，电离常数K越小
内因：
外因：
由物质本性决定
同一弱电解质溶液， 电离常数K只受温度影响
在使用电离平衡常数时应指明温度
4.电离常数K的意义:
电离常数表征了弱电解质的电离能力,根据相同温度下，电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
①弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。
H2SO3 > H3PO4 > HF > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO > HCN
Ka1（H2SO3）=1.54×10-2
Ka1 (H3PO4)=7.1×10-3
Ka(HF)=6.8×10-4
Ka(CH3COOH)=1.7×10-5
Ka1（H2CO3）=4.54×10-7
Ka1（H2S）=1.0×10-7
Ka (HClO)=3.2×10-8
Ka (HCN)=6.2×10-10
(常温下)
②弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
CH3COOH ＞ HCN
酸性：
电离常数由物质本性决定
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
Ka＝
c(CN )·c(H+)
c(HCN)
Ka(CH3COOH) ＞ Ka(HCN)
CH3COOH H+ + CH3COO
HCN H+ +CN
【例题3】 已知25 ℃时，相同浓度的CH3COOH溶液与HCN溶液相比较，CH3COOH溶液酸性相对更强。
你能比较该温度下CH3COOH、HCN电离常数的大小吗？
5.电离度 （α） :
α= —————————×100%
已电离的溶质分子数
原有溶质分子总数
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
弱电解质在水中达到电离平衡时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数的百分数，称为电离度。
①电离度α实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。电离度越大，则表示弱电解质电离程度越大。
②同一弱电解质的电离度与浓度、温度有关。溶液越稀，电离度越大；温度越高，电离度越大；
6.电离常数的应用 :
⑴①比较离子浓度大小：
如磷酸溶液中离子浓度大小关系
C(H+) > c(H2PO4-) > c(HPO42-) > c(PO43-）> c(OH-)
练习1 H2S溶液和氨水中的微粒浓度大小关系分别为：
练习2.18 ℃时,H2A(酸):Ka1=4.3×10-7,Ka2=2.1×10-12;
H2B(酸):Ka1=1.0×10-7,Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中,用“>”“<”或“=”填空。
(1)H+的浓度:H2A H2B。
(2)酸根离子的浓度:c(A2-) c(B2-)。
(3)酸分子的浓度:c(H2A) c(H2B)。
(4)溶液的导电能力:H2A H2B。
>
>
<
>
②比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。
依据弱电解质的电离常数表达式,可以比较浓度改变时(温度不变)溶液中某些微粒浓度的变化。
如:醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的
加水稀释,K值不变,c(H+)减小,则 始终保持增大。
变小
不变
变大
⑵比较离子结合质子的能力大小:
弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。
例如：
已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下：
H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8
在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，发生离子方程式的先后顺序为： 、 、 。
将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式： 。
A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO
B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：
SO2+H2O+Ca2++2ClO- ═CaSO3↓+2HClO
C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-
D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：H++HCO3- ═ CO2↑+H2O
例题. 25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是( )
弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2
K2=1.0×10-7
C
(3)利用电离平衡常数判断反应能否发生
×
酸 H2SO3 CH3COOH H2CO3 HSO3- HClO HCO3-
盐 HSO3- CH3COO- HCO3- SO32- ClO- CO32-
弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2
K2=1.0×10-7
A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO
×
“右下反应法”
D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：HSO3-+HCO3- ═ CO2↑+H2O+SO32-
×
H2A H++HA- Ka1 HA- H++A2- Ka2 HB H++ B- Ka
已知:
①HB+A2- = HA-+B-
② HB+HA- = H2A+B-
③2HB+A2- = H2A+2B-
若Ka1＞Ka＞Ka2则能发生
若Ka1＞Ka2＞ Ka则能发生
若Ka＞Ka1＞Ka2 则能发生
①②③
④H2A+B - = HA- +HB
①④
⑤HB+HA- = H2A+B-
⑥ HA-+B- = A2-+HB
⑦H2A+2B- = A2-+2HB
④⑥⑦
1.已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)。若已知下列反应可以发生：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；
NaCN＋HF===HCN＋NaF；
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，
由此可判断下列叙述中不正确的是( )
A．Ka(HF)＝7.2×10－4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)
2. H2CO3和H2S在25 ℃时的电离常数如下：
电离常数 Ka1 Ka2
H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11
H2S 5.7×10－8 1.2×10－15
B
B
3．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(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
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
_________________________。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________________
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－
(4)用电离常数判断电离平衡移动方向:
将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向。
加入少量CH3COONH4
K =
c(CH3COO-) · c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
条件改变瞬间：
Qc =
c(CH3COO-) · c(CH3COO-)
1
2
1
2
c(CH3COOH)
1
2
K 〉 Qc
加水稀释促进电离
(5)计算电离度:
起始
C
0
0
平衡
c-cα
cα
cα
cα
cα
cα
变化
Ka =
(cα)2
c-cα
当α<1%时，c-cα ≈c
Ka =
(cα)2
c
a
对 ①0.1mol·L-1CH3COOH ②0.01 mol·L-1的CH3COOH 溶液进行下列比较（填序号）：
电离度 C(H+) 酸性
①＜②
①＞②
①＞②
条件 改变 平衡移动 K α 各微粒的n 各微粒的c
HAc Ac- H+ HAc AC- H+
升温
加水
通HCl
加固体 NaAc
加固体 NaOH
加Mg
CH3COOH + H2O
CH3COO - + H3+O 吸热
增大
增大
减少
增大
增大
减少
增大
增大
正向
不变
增大
减少
增大
增大
减少
减少
减少
逆向
不变
减小
增大
减少
增大
增大
减少
增大
逆向
不变
减小
增大
增大
减小
增大
增大
减小
正向
不变
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
正向
不变
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
正向
CH3COOH
CH3COO - + H+ 吸热