3.1.2电离平衡影响因素 电离常数
3.1.2 电离平衡常数(教学课件)高中化学人教版(2019)选择性必修1
减小,n(H
(H+)
)增大,故(CH )
3
+
向移动,c(H
+
=
(H+)
增大;④加少量醋酸钠固体时,平衡逆
(CH3 )
(H+ )
)减小,c(CH3 COOH)增大,(CH )值减小。
3
D
5．向两支分别盛有0.1 mol·L－1醋酸和0.1 mol·L－1硼酸溶液的试管中滴加
的第一步电离常数,故H+浓度是H2A>H2B,酸分子的浓度是
c(H2A)<c(H2B),溶液导电能力是H2A>H2B。酸根离子A2-、B2-的
浓度取决于两酸的第二步电离,H2A的第二步电离常数大于H2B的
第二步电离常数,故c(A2-)>c(B2-)。
例题：在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2mol·L-1的氨水中，达到电离
不同，K值越大，电离程度越大。对应弱电解质越易电离,相应的酸(或碱)性越强。如
25 ℃时,Ka(CH3COOH)>Ka(HCN),则HCN的酸性比CH3COOH的酸性弱。
(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。
(4)多元弱酸电离常数：K1≫K2≫K3，其酸性主要由第一步电离决定，K值越大，相
2.已知起始时c(HX)和电离平衡常数,求溶液中c(H+)。
H+ + X-
HX
起始: c(HX)
0
平衡: c(HX)-c(H+) c(H+)
+
-
0
c(X-)
+
2
3.1.2影响电离平衡的因素及电离平衡常数课件高二上学期化学人教版选择性必修1
减小 增大 增大
增大 减小 增大 增大
增大 减小 增大
减小 减小 增大 增大
减小 增大
减小 增大 增大 减小 增大
增大 增大
增大 增大 减小 增大 增大
影响因素
内因 外因
弱电解质本身的性质。（决定性因素） 通常电解质越弱电离程度越小。
温度
越热越电离
弱电解质的电离是吸热 升温平衡向电离方向移动
浓度
越稀越电离
酸
比较项目 c(H＋
)
酸性
中和碱 的能力
与足量活泼金
属反应产生H2 的总量
一元强酸 一元弱酸
大强 相同
小弱
相同
与同一金属 反应时的起 始反应速率
大
小
三、强酸、弱酸与活泼金属反应的特点
2、一元强酸和一元弱酸的比较
(2)同体积、同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋
酸)的比较
酸
比较项目
c(H＋
实验数据:25℃ 时1L 水约等于 55.6 mol, 约有 10-7 mol H2O 分子发生 电离。
任务一：认识水的电离平衡
1、水的电离实质
【简写】H2O ⇌ H＋+OH－
①c(H+) 水 = c(OH-)水 ②微弱
H2O+H2O ⇌ H3O++OH－
H+为裸质子，不稳定，与 水结合，形成H3O+即水合 氢离子
什么影响？
改变条件
移动 方向
n(H+) c(H+) c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
电离 程度
导电 能力
通入HCl(g) 逆移 增大 增大 加NaOH(s) 正移 减小 减小
3.1.2电离平衡常数(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)
例：醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？ .
Ka＝ ，
，稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝
＝ Ka
Q<Ka，平衡向电离方向移动。
任 务 类比化学平衡常数 掌握电离平衡常数
6.计算
.
任 务 类比化学平衡常数 掌握电离平衡常数
6.计算
.
（1）意义：表示弱电解质的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。 （2）电离度的影响因素
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡 第2课时 电离平衡常数
学习目标
通过类比化学平衡常数，掌握电离平衡常数表达式书写，了 解电离平衡常数的影响因素，掌握电离平衡常数的主要应用。
新课导入
1.旧知链接：写出mA(g)＋nB(g)⇌pC(g)＋qD(g)的化学平衡常数K表达式。
2.思考：如何定量表示醋酸的电离程度？写出写出醋酸的电离方程式，并 写出该电离方程式的平衡常数表达式。 可以用电离平衡常数定量表示醋酸的电离程度。 CH3COOH⇌CH3COO-+H+
任 务 类比化学平衡常数 掌握电离平衡常数
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：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋ Ka＝________________；
NH3·H2O⇌NH4＋+OH－ Kb＝________________。
任 务 类比化学平衡常数 掌握电离平衡常数
2．电离平衡常数的表示方法 (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，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、 Ka2等来分别表示。例如， H2CO3⇌H＋＋HCO3-（主要） Ka1＝________________；
水的电离平衡和影响平衡的因素
【温馨提示】(1)混合后溶液呈酸性时，一定用 c(H＋)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH－)计算pH。 (2)若强酸(pH＝a，体积为V酸)强碱(pH＝b，体积 为V碱)混合后呈中性，则有：V酸/V碱＝10(a＋b－ pKW)
1.(2010· 广东茂名4月调研)已知在100 ℃的温度下(本 题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积KW＝ 1×10－12。下列说法正确的是( A ) A．0.05 mol· L－1的H2SO4溶液pH＝1 B．0.001 mol· L－1的NaOH溶液pH＝11 C．0.005 mol· L－1的H2SO4溶液与0.01 mol· L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11 的NaOH溶液50 mL
2．碱性溶液 步骤：先求出溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)， 然后根据KW求出溶液中氢离子浓度即c(H＋)，最 后求出溶液的pH。 c(OH－)的求算式与酸性溶液中c(H＋)的求算式 相似，只需把公式中的H＋改为OH－，酸改为碱即 可。 说明：若忽略混合前后溶液体积的变化，则混合 后溶液体积近似等于混合前各溶液体积之和，即 V混＝V1＋V2。
【考点释例2】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的 NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和 强碱的体积之比为( B ) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol· L－1， c(OH－)＝1×10－4 mol· L－1。
【解析】0.05 mol· L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol· L－1，pH＝1。 2.(1)pH＝a的CH3COOH溶液稀释100倍后所得溶 液pH < a＋2(填“>”或“<”)。 (2)0.01 mol/L CH3COOH溶液的pH > 2(填“>”或 “<”)。 (3)0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH > 7(填“>”或 “<”)。
电离平衡常数
大
由Ka、Kb值判断酸碱性相对强弱， 应 用 需在相同温度下。
已知： Ka（HCN）=6.2×10-10mol/L
Ka（CH3COOH）=1.7×10-5mol/L Ka（ HF ）=6.8×10-4mol/L
，酸性或碱性越
强
。
酸性强弱： HF>CH3COOH>HCN
。
练习： 已知醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是
0.1mol/L的磷酸溶液中微粒浓度大小关系是： (1).[H3PO4]>[H+]>[H2PO4-]> [HPO42-]> [PO42-] (2).[H+]=[H2PO4-]> 2[HPO42-]>3 [PO43-]+[OH-]（电荷守恒） (3).[H3PO4]+[H2PO4-]+[HPO42-]+ [PO42-]=0.1mol/L(物料守恒）
练习：某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程
练习：某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程
式是：H2B = H+ + HB- ，HB-
H+ + B2-
已知0.1mol/LNaHB溶液的pH=2,则0.1mol/LH2B溶液中 c(H+)________0.11mol/L（填“>”“<”“=”）。 HBH+ + B2-的电离平衡常数是_______。
CH3COO - + H+
α=
100% C（HAc原） C（ H+ -） 100% α= C（HAc原）
C（Ac-）
2、影响电离度大小的因素
(1)内因—电解质的本性,电解质越弱,电离度越小
电离常数及其应用 新高考化学 考点详细分析 深入讲解 提升解题能力 化学高考必看 最新版
“双一流”名校冲刺
突破点2 一元碱溶液加水稀释后溶液情况的判断
示例7 浓度均为0.10 mol·L-1、体积均为V0的 MOH和ROH溶液,分别加水稀释至体积V,pH随lg
的变化如图所示。下列叙述错误的是 A.MOH的碱性强于ROH的碱性 B.ROH的电离程度:b点大于a点
说明:(1)δ表示某种微粒的分布分数。(2)V表示稀释后溶液体积,V0表示稀释
前溶液体积。
“双一流”名校冲刺
“双一流”名校冲刺
解题模型 解答该类题时,基于本质相同,可以采用下面步骤进行思考与分析。
“双一流”名校冲刺
突破点1 一元酸溶液加水稀释后溶液情况的判断
示例6 浓度均为0.1 mol/L、体积均为V0的HX、HY溶液,分别加水稀释至
命题角度2 电离平衡的移动及电离常数的计算
示例5[2020黑龙江实验中学阶段测试]常温下,起始时体积均为V0、浓度均
为1 mol·L-1的HA溶液和HB溶液,分别加水稀释,所得溶液pH与lg +1的变
化关系如图所示(V表示溶液稀释后的体积)。下列说法错误的是
解题能力提升
A.Ka(HA)约为10-4 B.当两溶液稀释至lg +1=4时,溶液中c(A-)>c(B-) C.中和等体积、等pH的两种酸溶液所用n(NaOH):HA>HB
解题能力提升
解析 根据弱酸的电离常数知,酸性HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-,对应相 同浓度盐的碱性:CO32->CN->HC>HCOO-。A选项,不能得到CO32-,只能得 到HCO3-,错误。C选项,pH相同,但由于HCN的电离常数小,说明起始浓度
c(HCN)>c(HCOOH),因而等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液与
电离平衡常数特点-概述说明以及解释
电离平衡常数特点-概述说明以及解释1.引言1.1 概述概述部分内容：电离平衡常数是化学反应中的一个重要参数，用于描述反应体系中离子的生成和消失的平衡状态。
在化学平衡的研究中，电离平衡常数被广泛应用于酸碱、溶液反应以及其他离子间相互转化的反应体系中。
电离平衡常数的计算是通过离子浓度的比值来确定的。
这里的离子浓度是指溶液中各种离子的浓度，它们的浓度与温度、压强等条件有关。
电离平衡常数的大小反映了反应的偏向性，也即反应往正向或者反向进行的倾向。
当电离平衡常数大于1时，说明正反应占优势，反之小于1时反应则处于反向进行的状态。
在化学实验和工业生产中，了解反应的电离平衡常数可以帮助我们选择合适的条件来控制反应方向和速率。
这对于合成所需产品、提高化学反应效率以及保障生产质量具有重要意义。
此外，电离平衡常数还被广泛应用于环境科学研究中，例如水体中溶解氧和二氧化碳的平衡状态，以及大气中酸性物质与碱性物质之间的相互作用等。
综上所述，电离平衡常数是化学领域中一个重要而有用的概念。
它不仅能够帮助我们理解和预测化学反应的行为，还可以指导我们进行相关实验和工业生产。
对电离平衡常数的研究和应用具有重要的科学意义和实际价值。
1.2文章结构文章结构部分的内容可以参考如下：文章结构：本文分为引言、正文和结论三个部分。
其中，引言部分主要对电离平衡常数的概念进行概述，并说明文章的目的。
正文部分将详细介绍电离平衡常数的定义和意义以及计算方法。
最后，结论部分对电离平衡常数的特点进行总结，并展望了其在未来的应用前景。
引言部分的目的是为读者提供对电离平衡常数的初步了解，同时引发读者的兴趣，使其进一步阅读。
概述部分将简要介绍电离平衡常数的基本概念和作用，提供一定的背景知识。
结构部分将详细阐述文章的组织结构，包括各个部分的内容和顺序，以便读者能够清晰地了解整篇文章的内容和结构。
同时，也可以提前透露一些正文和结论部分的内容予以引导，起到串联和铺垫的作用。
弱电解质的电离平衡考点归纳
弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的根底，也是中学化学根本理论中的重要组成局部，近几年高考命题中反复考察。
在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反响等知识的根底上，进一步学习弱电解质的电离平衡。
高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一局部容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，到达触类旁通的效果。
一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件〔温度、浓度〕下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，到达平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。
2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征："逆〞——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡"动〞——电离平衡是动态平衡"等〞——v(离子化)=v(分子化)≠0 "定〞——到达电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值"变〞——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。
二、影响弱电解质电离平衡的因素〔符合勒•夏特列原理〕1.因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的时机越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 参加少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质〔同离子效应〕例如：0.1 mol/L的CH3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中参加CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c〔H+〕减小，pH增大。
水的电离平衡和影响平衡的因素
10－7
10－7
② 100 ℃纯水 1×10－12 10－6
10－6
10－6
25 ℃，0.1
③ mol·L－1 1×10－14 0.1
10－13
10－13
HCl溶液
25 ℃，0.01
④ mol·L－1 1×10－14 10－12
0.01
10－12
KOH溶液
25 ℃，0.05
⑤ mol·L－1 1×10－14 10－13
(4)滴定：从滴定管放入一定体积的溶液于锥形瓶中， 而后加入1～2滴指示剂。在锥形瓶下方放置一白纸 (以便观察溶液的颜色变化)，滴定时，左手握住活 塞控制液体流量，右手轻轻摇动锥形瓶。眼睛注视 锥形瓶内液体的颜色变化。滴定时，当锥形瓶内的 液体颜色变浅时，使溶液逐滴慢慢加入，当加入最 后一滴达到滴定终点时，记录读数(精确到小数点后 两位，如：23.38 mL，最后一位是估计值)。重复上 述操作两次。 (5)数据处理：取平均值代入计算式计算。
【基础题二】科学家发现“由于水的电离平衡的存 在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里， H＋浓度和OH－浓度的乘积在一定的温度下总是一 个常数——KW”。请填表(浓度单位均为mol/L)：
KW
c(H＋) /mol·L－1
c(OH－) /mol·L－1
电离的水 的浓度 /mol·L－1
① 25 ℃纯水 1×10－14 10－7
否漏水；④滴定；⑤滴加指示剂于待测液；⑥洗涤。
正确的操作顺序是( B ) A．⑥③①②⑤④ B．⑤①②⑥④③ C．⑤④③②①⑥ D．③①②④⑤⑥
三、酸碱中和滴定 1．概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)测定未知物 质的量浓度的碱(或酸)的方法。 2．关键： 准确量取酸、碱溶液的体积，实验中是通过使用酸(碱) 式滴定管量取(精确到0.01 mL)。 准确判断反应的终点，实验中是通过加入酚酞、甲基橙 等酸碱指示剂判断滴定终点。 3．仪器：滴定管夹、铁架台、锥形瓶、酸式滴定管、 碱式滴定管、烧杯等。其中使用前应检查是否漏水且用 溶液润洗的仪器是酸式滴定管、碱式滴定管，这些仪器 均标有：温度、刻度和容积大小等，且“0”刻度在上。
2021届高三化学一轮复习——电离度-电离平衡常数(知识梳理及训练)
2021届高三化学一轮复习——电离度 电离平衡常数（知识梳理及训练）核心知识梳理1．电离度(1)电离度概念与表达式一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数的百分数。
(常用符号α表示) 可用数学式表示为α＝已电离弱电解质分子数弱电解质分子初始总数×100%或α＝已电离弱电解质物质的量(mol )弱电解质初始总物质的量(mol )×100%或α＝已电离弱电解质浓度(mol·L －1)弱电解质初始浓度(mol·L －1)×100% 即α＝Δcc×100%(c ：弱电解质初始浓度，Δc ：已电离弱电解质浓度)(2)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
(3)影响因素温度升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小浓度当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大问题思考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%。
2．电离平衡常数 (1)①填写下表(25 ℃)弱电解质 电离方程式 电离常数 NH 3·H 2O NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －K b ＝1.8×10－5 CH 3COOH CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋K a ＝1.8×10－5 HClOHClOH ＋＋ClO －K a ＝3.0×10－8②CH 3COOH 酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO 酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。
第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较
第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较一、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。
2．电离平衡常数的表示方法AB A ＋＋B － K ＝c (A ＋)·c (B －)c (AB ) (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 1、K 2等来分别表示。
例如， H 2CO 3H ＋＋HCO －3 K a1＝c (HCO －3)·c (H ＋)c (H 2CO 3)； HCO －3H ＋＋CO 2－3 K 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为K a1≫K a2，因此，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物质的本性所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。
5．电离常数的计算——三段式法例：25 ℃ a mol·L －1的CH 3COOHCH 3COOH CH 3COO －＋H ＋起始浓度/mol·L －1 a 0 0变化浓度/mol·L －1 x x x平衡浓度/mol·L －1 a －x x x则K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )＝x 2a －x ≈x 2a注意 由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a －x ) mol·L －1一般近似为 a mol·L －1。
人教版高中化学选择性必修第1册 第3章 3.1.2 弱电解质电离平衡的建立和影响因素
分步电离：
H2S HS－
H++HS－ H++S2-
（第一步电离 K1） （第二步电离K2）
总电离方程式： H2S 总电离K总=K1.K2
2H++S2-
（总电离K总）
悟
随堂演练
练习1：把0.05 mol NaOH固体分别加入下列100 mL液体中，溶液的导电性基本
不变的是（B ）
A.自来水
B.0.5 mol·L－1的盐酸
n(H＋) 电离程度 导电能力
增多 增大
减弱
增多
减小
增强
增多
增大
增强
减少 增多 减少 增多
增大
增大 减小 增大
增强 增强 增强 减弱
三.电离常数
1. 概 念 ： 在 一 定 温 度 下 ， 当 弱 电 解 质 在 水 溶 液 中 达 到 电 离 平 衡 时 ， 溶 液 中 电 离 出 的 各 离 子 __浓__度__幂__的__乘__积__与未电离的分子的__浓__度__幂__的比值是一个常数。
随堂演练
练习3：用水稀释0.1mol/L氨水时,溶液中随着水量
的增加而减小的是( BC )
A.c(OH-) / c(NH3·H2O) B.c(NH3·H2O)/ n(OH-) C. c(OH-) D.OH-的物质的量
解析：氨水中存在的电离平衡：
NH3·H2O
NH4＋＋OH－
（2）仔细观察课本实验3-2，描述实验现象，讨论该现象说明什么？ 现象：碳酸钠滴入等浓度的醋酸溶液（1mol/L）中，有大量气泡产生 结论：酸性：醋酸>碳酸
7．影响电离常数大小的因素
物质的本性决定
8．多元弱酸的电离
原创1：3.1.2 电离平衡平衡常数 强酸与弱酸比较
不变 1
变小 大于1
新知学习
三、强酸与弱酸的比较
(2)pH均为1体积为V L的HCl、CH3COOH
比较内容
强酸
弱酸
c(酸)
0.1 mol/L
远大于0.1 mol/L
与Zn反应开始速率
相等
相等
制取等量H2耗时 与足量Zn反应耗酸量 加水稀释到10V的pH 加入同离子pH变化 等浓度盐溶液的pH
弱电解质的性质： 电离程度大K就大，反之亦然 不同的弱电解质电离程度不同，
新知学习
一、电离平衡常数
3．影响K的因素
弱电解质 CH3COOH
H2CO3 HNO2 H2SO3 NH3·H2O
电离常数 K 1.75× 10-5
Ka1 = 4.5 ×10-7 Ka2 = 4.7 ×10-11 5.6× 10-4
完全电离 HCl === H+＋Cl-
部分电离 CH3COOH H+ + CH3COO-
溶质在溶液的存在形式
H+、Cl-
H+ 、CH3COO- 及CH3COOH(主要)
c(H+)
1 mol·L-1
远小于 1 mol·L-1
导电能力
强
弱
与Zn或Na2CO3等反应速率
快
慢
与足量Zn等反应耗酸量
相等
升温(溶质不挥发溶液体积 不变)pH变化
耗时长 少 2 不变 7
耗时短 多
1~2之间 变大 大于7
达标检测
1． 25 ℃时,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,有0.001 mol的HA电离。 (1)求该温度下HA的电离常数。 (2)计算25 ℃时,0.1 mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。
3.1.2电离平衡常数(分层作业)
3.1.2电离平衡常数（分层作业）A．通入HCl气体B．通入SO2气体C．加入NaOH固体D．加入NaHSO4固体K增大A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数aB．0.10mol·L1的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液的pH变大C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，该电离平衡逆向移动D．25℃时，欲使醋酸溶液pH、电离常数K a和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸【答案】D【解析】A．电离是一个吸热过程，升高温度，醋酸的电离常数增大，平衡正向移动，A正确；B．醋酸溶液加水稀释，电离程度增大，但溶液体积也在增大，氢离子浓度减小，溶液的pH增大，B正确；C．增大生成物的浓度，平衡逆向移动，C正确；D．加入冰醋酸，电离常数不变，D错误；故选D。
3．已知25℃时，CH3COOH 的K a为1.75×105，HCN的K a为6.2×1010，H2CO3的K a1为4.5×107，K a2为4.7×1011。
下列相关说法正确的是 A ．CH 3COOH =CH 3COO+H + B ．H 2CO 3 ⇌ 2H ++CO 2 3 C ．2CN+H 2O+CO 2=2HCN+CO 2 3D ．25℃时，反应CH 3COOH+CN ⇌ HCN+CH 3COO 的化学平衡常数数量级为104 【答案】D【分析】已知Ka 越大，说明该酸电离程度越大，即其对应的酸性就越强，据此分析解题。
【解析】A ．由题干信息可知，CH 3COOH 为一元弱酸，故其电离方程式为： CH 3COOH f CH 3COO + H +，A 错误；B ．由题干信息可知，H 2CO 3为二元弱酸，故其电离方程式为：H 2CO 3 ⇌ H ++HCO 3、HCO 3⇌H ++CO 2 3，B 错误；C ．由题干信息可知，酸性H 2CO 3＞HCN ＞HCO 3，故离子方程式应该为：CN+H 2O+CO 2=HCN+HCO 3，C 错误；D ．25℃时，反应CH 3COOH+CN ⇌ HCN+CH 3COO 的化学平衡常数：K=c(HCN)c(CH 3COO −)c(CH 3COOH)c(CN−)=c(HCN)c(CH 3COO −)c(CH3COOH)c(CN−)×c(H +)c(H +)=K a (CH 3COOH)K a(HCN)=1.75×10−56.2×10−10≈2.8×104，即该数量级为104，D 正确；故答案为：D 。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
K
当堂训练
• 1、在醋酸溶液中存在如下平衡：
• CH3COOH 是（
CH3COO + H 。加入少
-
+
量的下列固体物质，能使平衡逆向移动的
B）
B、CH3COONa D、NaOH
• 例1：一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶 液导电能力变化曲线如图所示，请回答： • （1）O点为什么不导电？ 无自由移动离子 • （2）a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序
____________ 。 b<a<c
• （3）H+的物质的量最大的是______ C 点。 导 A 电 B C 能 力 加水量
• B、电力平衡常数可以表示弱电解质的相对
强弱。
• C、电离平衡常数大的酸溶液中的c(H+)一
定比电离平衡常数小的酸溶液中的c(H+)大。 • D、H2CO3的电离平衡常数表达式 • K=c2(H+)c(CO32-)/c(H2CO3)
• 4、根据表中数据（均同温同压下测定）可
得出弱电解质强弱顺序正确的是（A ）
[思考]0.1mol/L的CH3COOH溶液中 CH3COOH CH3COO- + H+
电离程度 n(H+) C(H+) C(AC-)
C(HAC)
减小 增大 增大 增大 减小 减小
增大 加冰醋酸 减小 加醋酸钠 通HCl 加NaOH 锌粒 减小 减小 增大 增大
加水
增大 减小 增大 减小 增大 减小 减小 增大
• A、NaCl • C、Na2CO3
• 2、将浓度为0.1mol/L HF溶液加水不断稀 释，下列各量始终保持增大的是（ D ） • A、c(H+) B、Ka(HF)
• C、c(F-)/c(H+)
D、 c(H+)/c(HF)
• 3、下列说法正确的是（
B）
• A、电力平衡常数受弱电解质浓HZ
• C HY>HZ>HX 酸 C(mol/L) K HX 0.1 7.2×10-4
B HZ>HY>HX
D HZ>HX>HY HY 0.2 1.8×10-4 HZ 0.3 1.8×10-5
第一节 弱电解质的电离
第二课时
学习目标
• 1、理解外界条件对电离平衡的影响。（重点）
• 2、了解电离常数及其意义。
自学指导
• 自学内容：优化探究P30内容 • —电离平衡影响因素 • 自学时间：5分钟 • 自学要求：了解影响电离平衡的外界因素有
哪些，这些因素如何影响弱电解质的电离平
衡。
自学检测
温度 浓度。 • 1、影响电离平衡的外界条件： ____、____
正向 移动，电离程度 • 2、温度升高电离平衡_____ 逆向移动，电 增大 ；降低温度，电离平衡____ ______ 减小 。 离程度______ 正向 移动， • 3、增大弱电解质的浓度，电离平衡____ 溶质分子的电离程度_____减小 。加水稀释，电离 正向 增大 平衡____ 移动，电离程度_____ 。
• 自学要求：掌握电离平衡常数表达及其意
义。
电离平衡常数
• 1、表达式： • 对于一元弱酸：HA • • • 对于一元弱碱：BOH • 2、意义： H++AB++OHKa = c(H+) ·c(A-) / c(HA) Ka = c(B+) ·c(OH-) / c(BOH)
越大 ，弱 • K值越大，弱电解质电离程度_______ 酸（弱碱）的酸性（碱性）就越_______ 越强 。
• （4）若使c点溶液中c(CH3COO-)增大，可以
采取下列措施中的___________ C D E F
• A、加水
B、加很稀的NaOH溶液
• C、加NaOH固体 D、加热
• E、加CH3COOH固体
导 电 能 力
A
F、加锌粒
B
C
加水量
自学指导（二）
• 自学内容：优化探究P75内容
• 自学时间：3分钟
• 注意：
• ①电离常数K只与温度有关，电离是吸热过 程，T升高，K值增大。 • ②多元弱酸的各级电离常数大小关系 Ka1>>Ka2>>Ka3
所以其酸性取决于第一步电离。
• 例2：25℃时，部分物质的电离常数见下表： • 请回答下列问题： • （1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由 强到弱的顺序为CH _______________ 。 COOH > H CO 3 2 3 > HClO • （2）同浓度的CH3COO-、HCO3-、CO32-、 ClO-结合H+的能力由强到弱顺序为 2CO > ClO > HCO > CH COO _____________________ 。 3 3 3
减小
增大 增大 减小 增大 增大 减小 减小 增大 减小 增大 增大 增大
升温
增大
减小
• 影响电离平衡的外界条件：
• • • • • • • • • ①改变弱电解质的浓度 加水稀释：正向移动，电力程度增大 增大溶度：正向移动，电离程度减小 ②增大生成离子浓度（同离子效应）： 逆向移动，电离程度减小 ③减小生成离子浓度： 正向移动，电离程度增大 ④升高温度（电离是吸热过程）： 正向移动，电离程度增大