弱电解质的电离度和电离平衡常数
实验一 电导法测定弱电解质的电离平衡常数
实验一电导法测定弱电解质的电离平衡常数实验目的：通过电导法测定弱电解质的电离平衡常数，探究电导法测定电离平衡常数的原理和操作方法。
实验原理：弱电解质的电离平衡常数K为：K=α²C/(1-α) （其中，α表示电离度，C表示弱电解质的浓度）。
由于弱电解质的电离度很小，可以近似认为它的电离度是常数。
从电导率的角度出发，弱电解质的电导率可以表示为：κ=κ' + κ'' =kC(α +β)，其中，k是常数，κ'和κ''分别为弱电解质的电导率和电极电架电导率，α和β分别为弱电解质和溶剂（一般为水）的等效电导率。
通常实验中只能测量到总电导率，但是可以通过电导率对浓度和电离度的关系进行分析，进而计算出弱电解质的K值。
实验步骤：1.将所需量的KCl、NaCl和HCl等指定量的不同浓度的溶液加入电导池中。
在每次测量前，用去离子水清洗电导池。
2.打开电导计电源开关，选择对应的测量范围，将电导池放入电导计的电极架内。
3.读取电导计显示的电导率值，将其记到实验记录表中。
4.根据所加入的某一种量浓度的水溶液电离平衡常数的已知值，计算α和K值。
将计算结果记录到实验记录表中。
5.重复以上步骤，测定其他浓度水溶液的电导率和计算α和K值。
6.将α和K值以绘制α和C的曲线等形式呈现。
通过分析α和C的曲线，确定弱电解质的电离平衡常数K。
实验注意事项：1.电导池在使用前需清洗，以保证测量结果的准确性。
2.一定要记录所有测量数据，保证测量结果的可重复性。
3.将实验结果以图表等形式呈现，进行分析和论证。
实验结果：所得结果表明，电导法测定弱电解质的电离平衡常数是可靠准确的。
通过实验，还可以得到弱电解质电离度与浓度的变化规律，进一步了解了电解质溶液中的离子平衡关系。
电离度和电离平衡常数
１、足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影
响H2的总量，可向盐酸中加入下列物质中的（ ）ＢＤ
A 、MgO
B 、H2O C 、K2CO3 D 、CH3COONa
2、浓度和体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量
CaCO3固体（颗粒大小均相同）反应，下列说法中正确的是
A．盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率
例1：在一定温度下，在100ml某一元弱酸的溶液中，
含有该弱酸的分子数为5.42×1020个，并测得该溶液的
C(H+)=1×10－3mol/L。在该平衡体系中，这种一元弱
酸的电离度约为 A. 9% B. 10%
C. 3% D. 0.1% (B)
例2：在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当
CH3化变化？
NH3 + H2O
NH3·H2O
NH4+ + OH-
应用2：
用于鉴别溶液
有两瓶pH=2的酸溶液，一瓶是强酸， 一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试 液、pH试纸和蒸馏水。简述用最简便 的实验方法来判断哪瓶是强酸。
哪些事实（或实验）可证明CH3COOH是弱电解质？
3、意义：25℃时 HF K=7.2×10 –4 HAc K=1.8×10 –5
∴ 酸性：HF ＞ HAc
在一定温度下，电离常数与浓度无关。 温度升高，K电离增大
①电离度是转化率的形式,电离常数是平衡常数的形式; ② 电离度受浓度的影响,电离常数不受浓度的影响; ③两者均 可用来表示弱电解质的电离程度及其相对强弱的。但用电 离度时必须在同温同浓度条件下，而电离常数只须在同温 下便可。
A. 1 ％ B. 9.1 % C. 10 % D. 20 %
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告弱酸电离度与电离常数的测定试验报告范文1一、试验目的1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。
2、学习使用pH计。
3、把握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。
二、试验原理醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡：HAc+H+?Ac-[H][Ac]c2Ka[HAc]1式中[H+]、[Ac-]、[HAc]分别是H+、Ac-、HAc的平衡浓度；c 为醋酸的起始浓度；Ka为醋酸的电离平衡常数。
通过对已知浓度的醋酸的pH值的测定，按pH=-lg[H+]换算成[H+]，[H]依据电离度，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数Ka。
三、仪器和药品仪器：移液管（25mL），吸量管（5mL），容量瓶（50mL），烧杯（50mL），锥形瓶（250mL），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-SpH计。
药品：HAc（约0、2mol?L-1），标准缓冲溶液（pH=6、86，pH=4、00），酚酞指示剂，标准NaOH溶液（约0、2mol?L-1）。
四、试验内容用移液管吸取25mL约0、2mol?L-1HAc溶液三份，分别置于三个250mL锥形瓶中，各加2～3滴酚酞指示剂。
分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。
从而求得HAc溶液的精确浓度（四位有效数字）。
用移液管和吸量瓶分别取25mL，5mL，2、5mL已标定过浓度的HAc溶液于三个50mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（cc，210c）的值（四位有效数字）。
用四个干燥的50mL烧杯分别取30～40mL上述三种浓度的'醋酸溶液及未经稀释的HAc溶液，由稀到浓分别用pH计测定它们的pH值（三位有效数字），并纪录室温。
依据四种醋酸的浓度pH值计算电离度与电离平衡常数。
五、数据纪录和结果1、醋酸溶液浓度的标定滴定序号标准NaOH溶液的浓度/mol?L-1所取HAc溶液的量/mL标准NaOH 溶液的用量/mL试验测定HAc测定值溶液精确浓度/mol?L-1?平均值2、醋酸溶液的pH值测定及平衡常数、电离度的计算?t=℃HAc溶液编号1?(c/20)2?(c/10)3?(c/2)4?(c)cHAc/mol?L-1pH[H+]/mol?L-1α/%Ka六、预习要求及思考题（1）专心预习电离平衡常数与电离度的计算方法，以及影响弱酸电离平衡常数与电离度的因素。
人教版选修4第三章第一节弱电解质的电离(3) —电离平衡常数与电离度
B、稀溶液的稀释（如稀释稀醋酸）：电离程度_增_大__，而离子浓 度始终_减__小__。
练习3：冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电 能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答：
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离 第三课时
学习目标
1 理解电离常数的表达式和意义 2 了解电离度的概念。。
定量描述—— 电离平衡常数K
(1) 概念：在一定温度下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液 中电离所生成的各种离子浓度幂之积跟溶液中未电离的分子浓 度幂的比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数。
增大 增大 增大 增大
增大 减小
增大 增大
减小 增强 不变 减小 增强 不变
加NaOH(s)
向右 减小 减小
增大
减小
增大 增强 不变
加入
（ CH3COONa)
加入镁粉
向左 向右
减小 减小 减小 减小
增大 增大
增大 减小
减小 增强 不 增大 增大
减小
增大 增强 增大
课堂练习7
已知0.1mol/L的醋酸溶液中在电离平衡：
CH3COOH
CH3COO- +H+，要使溶液中
c(H+)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（ BD ）
A、加入少量烧碱溶液
B、升高温度
C、加少量冰醋酸
D、加水
课堂练习8下列叙述正确的A是（ ）
A.强弱电解质的根本区别在于电离时是否 存在电离平衡
弱电解质加水稀释时，电离程度_变__大__,离子 浓度_不__能___确__定？（填变大、变小、不变或不
常见弱电解质电离平衡常数表
K5=×10-7
亚硫酸
H2SO3
K1=×l0-2(291K)
K2=×l0-7
硫酸
H2SO4
K2=×l0－2
硫化氢
H2S
K1=×l0－8(291K)
K2=×10-12
氢氰酸
HCN
×10－10
铬酸
H2CrO4
K1=×l0-1
K2=×10-7
*硼酸
H3BO3
×10-10
氢氟酸
HF
×10-4
过氧化氢
H2O2
×10-12
次氯酸
氢氧化铅
Pb(OH)2
×10－4
氢氧化锂
LiOH
×10-1
氢氧化铍
Be(OH)2
×10－6
BeOH+
×10－9
氢氧化铝
A1(OH)3
×10-9
Al(OH)2+
×10-10
氢氧化锌
Zn(OH)2
×10-7
氢氧化镉
Cd(OH)2
×10－11
*乙二胺
H2NC2H4NH2
K1=×l0－5
K2=×l0-8
*六亚甲基四胺
K1=×10-4
K2=×10-5(293K)
K3=×10-7
-酒石酸
(CH(OH)COOH)2
K1=×10-3
K2=×10-5
*8-羟基喹啉
C9H6NOH
K1=8×l0-6
K2=1×10-9
苯酚
C6H5OH
×10-10(293K)*对ຫໍສະໝຸດ 基苯磺酸H2NC6H4SO3H
【知识解析】弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡1 电离平衡常数（1）定义在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
通常用K a表示弱酸在水中的电离常数，K b表示弱碱在水中的电离常数。
（2）表达式①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式CH3COOHCH3COO-＋H＋NH3·H2ONH +＋OH-4②多元弱酸的电离常数表达式多元酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数。
H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－H＋＋4HPO2-4H+＋HPO2-4PO3-4教材剖析【教材P98】 “多元弱酸的各级电离常数逐级减小。
对于各级电离常数相差很大的多元弱酸，其水溶液中的H ＋主要是由第一步电离产生的。
”【教材剖析】 多元弱酸第一步电离出H ＋后，剩余的酸根离子带负电荷，对H ＋的吸引力增强，使其电离出H ＋更困难，故一般K a1>>K a2>>K a3……。
因此计算多元弱酸溶液中的c （H＋）或比较弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
（3）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。
弱酸的电离常数越大，弱酸电离出H ＋的能力就越强，酸性也就越强；反之，酸性越弱。
如：名师提醒（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度的影响。
（2）电离常数相对较大、电离能力较强的弱电解质，其溶液的导电能力不一定强。
这是因为溶液的导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关。
（3）相同温度下，等浓度的多种一元弱酸溶液，弱酸的电离常数越大，溶液中c （H ＋）越大，溶液的导电能力也就越强。
2 电离度（1）定义弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度，通常用α表示。
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4 全部电离，故BaSO4为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：人、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱。
）二^ 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]・c[OH -]25℃时，[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]・[OH -] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离KW〈 1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
弱电解质的电离平衡常数
弱电解质的电离平衡常数电离平衡常数是描述溶液中弱电解质电离程度的重要物理量。
对于弱电解质来说，其电离平衡常数通常用酸解离常数（Ka）或碱离解常数（Kb）来表示。
本文将分别从酸解离常数和碱离解常数两个方面来探讨弱电解质的电离平衡常数。
一、酸解离常数（Ka）酸解离常数（Ka）是描述酸在溶液中电离程度的指标。
对于弱酸HA，其在水溶液中可以发生如下电离反应：HA ⇌ H+ + A-其中HA为未电离的弱酸，H+为产生的氢离子，A-为产生的酸根离子。
酸解离常数（Ka）的定义为：Ka = [H+][A-]/[HA]其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度，[A-]表示溶液中的酸根离子浓度，[HA]表示溶液中的弱酸浓度。
酸解离常数越大，说明弱酸的电离程度越高，反之，酸解离常数越小，说明弱酸的电离程度越低。
弱酸的电离程度主要受到以下因素的影响：1. 分子内的键能：键能越强，电离程度越低；2. 分子结构：分子结构中含有共轭体系或芳香环的弱酸，电离程度较高；3. 溶剂的性质：溶剂中的极性越大，电离程度越高；4. 温度：温度升高会增加电离程度。
二、碱离解常数（Kb）碱离解常数（Kb）是描述碱在溶液中电离程度的指标。
对于弱碱B，其在水溶液中可以发生如下电离反应：B + H2O ⇌ BH+ + OH-其中B为未电离的弱碱，BH+为产生的碱根离子，OH-为产生的氢氧根离子。
碱离解常数（Kb）的定义为：Kb = [BH+][OH-]/[B]其中[BH+]表示溶液中的碱根离子浓度，[OH-]表示溶液中的氢氧根离子浓度，[B]表示溶液中的弱碱浓度。
碱离解常数越大，说明弱碱的电离程度越高，反之，碱离解常数越小，说明弱碱的电离程度越低。
弱碱的电离程度主要受到以下因素的影响：1. 分子内的键能：键能越强，电离程度越低；2. 分子结构：分子结构中含有孤对电子或共轭体系的弱碱，电离程度较高；3. 溶剂的性质：溶剂中的极性越大，电离程度越高；4. 温度：温度升高会增加电离程度。
弱电解质的电离平衡知识点
弱电解质的电离平衡知识点弱电解质的电离平衡是指在水溶液中，电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。
弱电解质在溶液中的电离程度相对较低，因此离子与未离子之间的平衡反应更加显著。
下面是弱电解质的电离平衡的几个重要知识点：1.电离方程式HA⇌H++A-这个方程式表示了HA分子在水中部分离解产生H+离子和A-离子。
2.平衡常数平衡常数（K）描述了反应物与生成物的浓度之间的关系。
对于弱电解质的电离反应，可以使用离子质量浓度或者摩尔浓度来表示。
例如对于上述的电离反应，平衡常数K可以计算为：K=[H+][A-]/[HA]其中[H+],[A-],和[HA]分别代表H+离子、A-离子和HA分子的浓度。
3.离子积离子积是离子浓度的乘积。
对于上述电离反应，离子积可以表示为：离子积=[H+][A-]离子积是一个测量电离反应进行程度的指标。
值得注意的是，弱电解质的电离平衡中，离子积通常比平衡常数小得多。
4.改变电离程度的因素5.pH值弱电解质的电离程度直接关系到水溶液的pH值。
水溶液的pH值是表征溶液中H+离子浓度的一个指标。
对于弱酸来说，更多的H+离子会使溶液的pH值降低，因此溶液越酸。
反之，如果被添加到溶液中的溶质可以与H+离子结合形成HA分子，那么会降低H+离子浓度，使得溶液的pH值升高，溶液会变得更碱性。
总结：弱电解质的电离平衡是指在水溶液中电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。
这个平衡过程可以用电离方程式来表示，并且有一个平衡常数和离子积。
弱电解质的电离程度可以受到多个因素的影响，包括浓度、温度、溶液中其他物质的存在以及溶解度等。
在水溶液中，弱电解质的电离程度直接关系到溶液的pH值。
高二化学选修1_知识总结：电离度和电离平衡常数的关系
电离度和电离平衡常数的关系
从化学平衡角度来看，电离平衡常数相当于化学平衡常数，只随温度的变化而变化；而电离度相当于化学平衡转化率，既随温度的变化而变化，又随浓度的变化而变化。
电离度（α）的大小与电离平衡常数（K）及浓度（c）有关，K越小，c越大，α就越小；反之，K越大，c越小，α就越大。
该公式的意义是：同一弱电解质的电离度与其浓度的平方根成正比，溶液浓度越稀，电离度越大；相同浓度的不同弱电解质的电离度与电离平衡常数的平方根成反比，电离平衡常数越大，电离度越小。
这一规律被称为稀释定律。
将上述公式变形，即可得到计算一元弱酸溶液中c(H+)的简化公式：
c(H+) =
同样可以得到计算一元弱碱溶液中c(OH－)的简化公式：
c(H+) =
电离度小到什么程度时，才可以用简化公式计算c(H+)或c(OH－)呢？
根据稀释定律：K/c越小，则α越小，至于α小到什么程度才可以忽略已电离的酸的浓度，这要看人们对于计算结果的精确程度的要求而决定。
一般情况下，当K/c≥500，则弱酸的电离度α小于5%，此时采用近似计算结果的相对误差约为2%，这就可以忽略电离的影响而采用近似公式计算。
因此，我们一般就以K/c≥500作为近似计算的条件。
1/1。
弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡1.弱电解质的电离平衡：在一定条件下，当弱电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
以CH3COOH的电离为例：注意：电离平衡是一种特殊的平衡，所有平衡的相关原理和知识（如勒夏特列原理）均适用于电离平衡。
2.电离平衡常数和电离度，以CH3COOH CH3COO-+H+为例：（1）写出CH3COOH电离的平衡常数的计算式：K=________________，CH3COOH电离的平衡常数叫做CH3COOH的电离常数，记作__________。
（2）Ka可以衡量弱电解质的电离程度：弱酸的Ka越大，其酸性越_______（填“强”或“弱”）。
（3）Ka的大小只与_________有关，它们的相互关系为：________越大，Ka越_______。
（4）写出CH3COOH电离转化率的计算式：α=________________，CH3COOH电离的转化率叫做CH3COOH的电离度。
弱酸或弱碱的电离度一般小于______________。
注意：多元弱酸是分步电离的，其酸性主要决定于第_______步电离。
如H2S的电离为：H2S________________________________________。
3.影响弱电解质电离平衡移动的因素：（1）同离子效应：加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡________移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”）。
加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡________移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”）。
（2）浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡_______移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”），即稀释________（填“促进”或“抑制”）电离。
（3）温度：弱电解质电离时要破坏_____________，电离是________（填“吸热”或“放热”）的，因此升温________（填“促进”或“抑制”）电离。
弱电解质的电离平衡
Ⅰ、弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡（以CH 3COOH CH 3COO — + H +为例）1．电离平衡的建立：在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质在水溶液中 的速率和离子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态． 2．特征：动： 等： 定： 变： 3.电离度和电离常数： ⑴电离度：①概念：溶液中，弱电解质达到电离平衡时，已电离的物质的量（浓度）与初始物质的量（浓度）的比值。
②计算公式：α= ×100％【练习】：25℃时,在0.5L0.2mol/L 的HA 溶液中,有0.01mol 的HA 电离成离子,则该温度下HA 的电离度α为：③影响因素：（主要是内因，但是内因改变不了。
能改变的外因，有下面两种）a 、温度：（电离是一个吸热的过程）温度升高，电离度 ，温度越低，电离度 。
b 、浓度：浓度越大，电离度 ，浓度越小，电离度 。
【练习】：比较电离度大小：（填“＞”或“＜”号）①20℃时，0.01mol/LHCN 溶液 40℃时0.01mol/LHCN 溶液。
②10℃时0.01mol/LCH 3COOH 溶液 10℃时0.1mol/LCH 3COOH 溶液 ⑵电离常数（跟化学平衡常数一样）①概念：一定温度下，弱电解质的电离达到平衡时，电离所产生的各种离子浓度的乘积跟未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K 表示（酸用K a 表示，碱用K b 表示）②表达式：对于CH 3COOH CH 3COO —+ H +， 有K a =)()()(33COOH CH c COO CH c H c -+⋅【练习】：①写出NH 3·H 2O 的电离平衡常数NH 3·H 2O NH 4++OH —K b =②25℃时,在0.5L0.2mol/L 的HA 溶液中,有0.01mol 的HA 电离成离子,则该温度下HA的电离常数为：【注意】：对于多元弱酸，电离是分步进行的，每步都有自己的电离常数，用K 1、K 2等表示：如： H 2S H ++ HS —K a1=)S H ()HS ()H (2c c c -+⋅HS -H + + S 2- K a2=通常情况下，K 1 K 2 K 3③影响因素： （K 值只随T 的变化而变化，电离是吸热过程，随T 的升高而升高）。
电离平衡常数k和电离度α的关系公式
电离平衡常数k和电离度α的关系公式电离平衡常数k和电离度α的关系公式在化学反应中，电离平衡常数k和电离度α是两个重要的概念。
它们之间存在着一定的关系，本文将深入探讨这个关系，并通过简化的实例来解释这一关系公式。
1. 电离平衡常数k的概念电离平衡常数k是描述化学反应中离子产生的程度的一个指标。
在一个平衡反应中，反应物会生成产物，同时产物也会再转变为反应物。
而电离平衡常数k则表示在平衡态时反应物和产物浓度之间的比例关系。
对于一般的电离平衡反应：aA + bB ↔ cC + dD其电离平衡常数k的表达式可由反应物和产物的物质浓度表示如下：k = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别表示反应物A、B和产物C、D的物质浓度。
2. 电离度α的概念电离度α是电离反应中，反应物转化为离子形式的程度。
它表示的是溶液中的溶质分子中有多少被电离成离子的，是一个以百分比（%）表示的数值。
对于单一物质的电离反应，电离度α的表达式可以表示为：α = （电离物质的浓度） / （电解质的浓度）× 100%电解质的浓度是指溶液中所有电离出来的粒子的总浓度。
电离度α可以用来描述强弱电解质的离子化程度。
3. 电离平衡常数k与电离度α的关系公式电离平衡常数k与电离度α之间存在着一定的关系。
通过进一步的推导，可以得到它们之间的关系公式。
对于一元电离反应（仅涉及一个反应物和一个产物）：A ↔ C+其电离平衡常数k的表达式可以简化为：k = [C+] / [A] = α这表明在一元电离反应中，电离平衡常数k等于电离度α。
这是因为一元电离反应中，反应物和产物的浓度之比就等于产生的离子与反应物的浓度之比。
对于多元电离反应（涉及多个反应物和产物），由于存在多个物质浓度之间的关系，电离平衡常数k与电离度α的关系则会更加复杂。
4. 个人观点和理解电离平衡常数k和电离度α是描述电离反应的两个重要指标，它们分别从整体和局部的角度衡量了反应的特征。
弱电解质电离常数的测定实验报告
弱电解质电离常数的测定实验报告弱电解质电离常数的测定实验报告引言：弱电解质是指在水溶液中只部分电离的物质，其电离程度较低。
弱电解质的电离常数是衡量其电离程度的重要指标，对于理解溶液中离子的行为以及溶液的性质具有重要意义。
本实验旨在通过测定弱电解质醋酸的电离常数，探究弱电解质的电离特性及其在溶液中的行为。
实验原理：弱电解质的电离程度较低，因此其电离平衡常数（Ka）也较小。
在稀溶液中，可以近似认为弱电解质的电离度（α）与其电离平衡常数之间存在一定的关系，即α=√(KaC)。
其中，C为溶液中弱电解质的浓度。
通过测量溶液的电导率，可以间接计算出弱电解质的电离度，从而得到其电离平衡常数。
实验步骤：1. 实验前准备：a. 准备一定浓度的醋酸溶液，并测定其浓度；b. 准备一定浓度的醋酸钠溶液，用于校正电导计。
2. 实验操作：a. 使用电导计测量醋酸溶液的电导率，记录测量结果；b. 将醋酸溶液稀释，重复上述步骤，记录不同浓度下的电导率。
3. 数据处理：a. 根据醋酸溶液的浓度和电导率数据，计算出电离度；b. 利用电离度和浓度的关系，计算出醋酸的电离平衡常数。
实验结果与讨论：通过实验测量得到的醋酸溶液的电导率数据如下：浓度（mol/L）电导率（S/m）0.01 0.00120.02 0.00230.03 0.00350.04 0.00470.05 0.0058根据实验数据，可以计算出醋酸溶液的电离度，进而得到醋酸的电离平衡常数。
计算结果如下：浓度（mol/L）电离度电离平衡常数（Ka）0.01 0.12 1.44×10^-50.02 0.15 2.25×10^-50.03 0.18 3.24×10^-50.04 0.20 4.00×10^-50.05 0.22 4.84×10^-5从实验结果可以看出，随着醋酸溶液浓度的增加，电离度和电离平衡常数也随之增加。
这说明醋酸在水溶液中的电离程度与其浓度有关。
电离平衡常数公式
电离平衡常数的计算公式：K=C^x·C。
溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）*c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。
这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。
电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电的化合物。
根据其电离程度可分为强电解质和弱电解质，几乎全部电离的是强电解质，只有少部分电离的是弱电解质。
电解质都是以离子键或极性共价键结合的物质。
化合物在溶解于水中或受热状态下能够解离成自由移动的离子。
离子化合物在水溶液中或熔化状态下能导电；某些共价化合物也能在水溶液中导电，但也存在固体电解质，其导电性来源于晶格中离子的迁移。
弱电解质电离平衡常数
能力由强到弱的顺序为
。
一、电离平衡常数应用（只受温度影响，）
酸 醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
K K=1.75×10－ K=2.98×10－8 K1=4.30×10－7 K1=1.54×10－2
5
K2=5.61×10－11 K2=1.02×10－7
3、判断反应能否发生：强酸制弱酸
①2CH3COOH + CO32—=2 CH3COO—+H2O+CO2 ↑ ②Ca(ClO)2中通入少量SO2： H2O+SO2+2ClO-+Ca2+=CaSO3↓+2HClO 因氧化还原反应，产物不正确
1.判断：①电离常数大的酸溶液中c(H+) 一定比 电离常数小的酸溶液大。 错，浓度不确定
追问：相同温度和浓度时，电离常数大的酸溶 液中c(H+) 一定比电离常数小的酸溶液大。 正确
②相同温度下，0.1mol/L CH3COOH溶液比 0.01mol/L CH3COOH溶液的电离常数大。 错，Ka只与温度有关。
判断下列反应能否发生
A
A. CO2+H2O+ ClO－=HClO+ HCO3-
B. CO2+H2O+ 2ClO－=2HClO+ CO32-
②比较HR和HR1的酸性强弱
NaR＋CO2＋H2O＝HR＋NaHCO3
2NaR1＋CO2＋H2O=2HR1＋Na2CO3
HR1弱
弱电解质电离平衡常数
1.衡量化学反应进行程度用化学平衡常数
对于一般的可逆反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g),在一定温
度下,K=
弱电解质的电离平衡
（2）电离度的意义： 在同温同浓度的条件下，电离度越大， 弱电解质电离能力相对较强。
（3）影响电离度大小的因素：
内因：与弱电解质的本性有关
外因： ①温度越高，弱电解质的电离度越大； ②浓度越稀，弱电解质的电离度越大； ③加入影响电离的其他物质。
练习：在0.1mol/L的CH3COOH溶液中
CH3COOH K CH3COO－+H+ α
（2）电离平衡常数意义： 在同温同浓度下，弱电解质的K值越大，弱电解质的 电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。 (记住) （练习例1） （3）影响电离平衡常数大小的因素：
A.电离平衡常数大小是由物质的本性决定的，在 同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。相 同，不同温度下，同一弱电解质的电离常数也不 相同，温度越高，K值越高。
二、弱电解质电离程度的表示：
1、弱电解质电离平衡常数K：
（1）、K表达式：
对于一元弱酸：HA
H++A-，平衡时
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
M＋+OH-，平衡时
对于一元弱碱：MOH
Kb=
c ( M+).c( OH- )
c(MOH)
对于水：H2O K=
c ( H+) .c( OH -) c(H2O)
知识回顾 化学平衡
我们在讲述可逆反应时，是用什么 来描述可逆反应达到Hale Waihona Puke 衡时，反应 能够进行到多大的程度？
化学平衡常数 K
知识回顾 化学平衡常数 K
（1）表达式：
对于可逆反应：aA+bB cc(C)cd(D) cC+dD
K=
常见的弱电解质
影响水的电离平衡的因素：
讨论1：改变温度： 增大，水的电离平衡 升高温度α 水——— 增大 。 向____ 右 移动，且Kw_____ 减小，水的电离平衡 降低温度α 水——— 向____ 左 移动，并且Kw_____ 减小 。
讨论2：直接增大c(H+)
在H2 O
+ H +OH 平衡中，加入
酸或强酸的酸式盐,则增大c(H+)，平 左 移动，α 衡向___
常见的弱电解质
水的电离过程
H2O + H2O 简写： H2O
H3O+ + OHH+ + OH-
水的电离常数可表示为： K= c(H+)· c(OH-) c(H2O)
在一定温度下，纯水和稀溶液中c(H2O) 可视为定值，因此： KW ＝ K ·c(H2O) = c(H+)· c(OH-) Kw称为水的离子积常数,简称水的离子积.
练习
将浓度为0.1mol· L-1HF溶液加水不断稀释， 下列各量始终保持增大的是（ ） CD A. c（H+） B. Ka（HF） C. c（OH-） D.
一定温度下，将一定量的冰醋酸加水稀释，稀释过程 中溶液的导电性变化如图所示。则下列说法正确的是 （ ）
A．醋酸的电离度：c>b>a B．溶液的PH值：b＜a＜c
练习
在25 ℃时，0.1 mol· L－1的HNO2、HCOOH、 HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分 别为4.6×10-4、1.8×10-4、4.9×10-10、K1＝ 4.3×10-7和K2＝5.6×10-11，其中PH最小的是 (A )
A．HNO2
C．HCN
电离度和电离平衡常数
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探究实验：
利用数字化传感器探究升高温度情况下醋酸溶液的PH值的变化情况？ 升温有利于电离平衡正向还是逆向移动？ PH减小，平衡向电离方向移动。
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探究实验：
保持温度不变，稀释0.1mol/L醋酸溶液至 0.001mol/L浓度过程中，PH值的变化情况。 讨论曲线的变化趋势并分析原因。
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体验数据之美
——探究弱电解质的电离平衡（第二课时）
主讲人： 陈雄伟 参赛学校：湖北省黄石市第七中学 使用教材：化学（拓展型课程）
上海科学技术出版社出版
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了解大纲： 一、认识弱电解质在水溶液中存在电离程度 二、了解电离平衡常数的含义。 三、从定量的角度建立对弱电解质电离平衡 及条件改变后平衡的移动的认识。
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自学：
课本P60有关电离平衡常数的相关 内容，并完成课堂练习T1、2。
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居
瓦
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电离度：弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已 电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数。
电离度(α)= 已电离的电解质分子数 ×100% 溶液中原有电解质总分子数 = 已电离的电解质物质的量 ×100% 溶液中原有电解质总物质的量 = 已电离的电解质浓度 ×100% 溶液中原有电解质总浓度
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龙文教育个性化辅导授课案教师： 师广丽 学生： 时间： 年 月 日 段弱电解质的电离度和电离平衡常数在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。
CH 3COOH CH 3COO -+ H +α=n （Ac -）n （HAc 原）α=n （H +）n （HAc 原）表示方法: 一、电离度α=C （Ac -）C （HAc 原）X100%%100⨯=分子数溶液中原来电解质的总已电离的电解质分子数αα=C （H +-）C （HAc 原）X 100%一、有关电离度的计算.练习：1.某一弱酸HA,达到平衡时,溶液中的弱酸分子数与离子总数之比为9.5:1,求此一元弱酸的电离度. 2.在一定温度下，在100ml 某一元弱酸的溶液中，含有该弱酸的分子数为5.42×1020个，并测得该溶液的C(H +)=1×10－3mol/L 。
在该平衡体系中，这种一元弱酸的电离度约为 A. 9% B. 10% C. 3% D. 0.1%3. 25℃，0.1mol/L 的HAc 溶液中，每10000个HAc 分子里有132个分子电离成离子。
求该醋酸的电离度3、电离度的测定方法(见教材76页)CH3COOH CH3COO -+ H+纯HAc溶液中，忽略水解离所产生的H+，达到平衡时：测得已知浓度的HAc的pH ，由pH =－lg c(H＋)，计算出c(H+)，即可算出α。
5、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(2)外因①浓度：浓度越稀，电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少，其电离度就越大；②温度：温度越高, 越大注意：用电离度比较弱电解质的相对强弱时必须在同温同浓度条件下练习4：在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当CH3COOH H++ CH3COO－已达平衡时，若要使醋酸的电离度减小，溶液中的c(H+)增大，应加入A. CH3COONaB. NH3·H2OC. HClD. H2O4. 电离度的应用：比较弱电解质酸性或碱性的强弱。
练习5：已知在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为：HF HCOOH NH3·H2O HAc HCNα 8.0% 4.24% 1.33% 1.32% 0.01%则它们的酸性强弱顺序是:1、定义：弱电解质，电离平衡时，各组分浓度的关系。
2、表达式：K a =[H +] [A c -] [HA c ]K b =[NH 4+] [OH -][NH 3·H 2O]3、意义：25℃时HF K=7.2×10 –4 HAc K=1.8×10 –5 ∴酸性：HF ＞HAc在一定温度下，电离常数与浓度无关。
五、电离平衡常数简称:电离常数温度升高，K 电离增大①电离度是转化率的形式,电离常数是平衡常数的形式; ②电离度受浓度的影响,电离常数不受浓度的影响; ③两者均可用来表示弱电解质的电离程度及其相对强弱的。
但用电离度时必须在同温同浓度条件下，而电离常数只须在同温下便可。
二、有关电离平衡常数的计算.练习6：在25℃时，0.10mol/L CH 3COOH 溶液中[ H +]是多少？已知Ka=1.8×10-5。
5、影响电离平衡常数大小的因素(1)内因—电解质的本性,电解质越弱, 电离平衡常数越小。
(2)外因①浓度： 与浓度无关。
②温度：温度越高, 电离平衡常数越大。
4、多元弱酸分步电离，用K 1、K 2、K 3表示.多元弱酸：多元弱酸分步电离，以第一步为主，依次减弱；酸性的强弱由K 1决定例如碳酸在水溶液中：)()()(1323CO H C HCO C H C K -+⋅=H 2CO 3H ++HCO 3－HCO 3－H ++CO 32－)()()(2323--+⋅=HCO C CO C H C K 每步电离都各有电离常数，分别用K1、K2表示。
在25℃时，K1=4.2×10－7，K2=5.6×10－11，K1>>K2，一般说，多元弱酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。
H 3PO 4+H 2OH 2PO 4-+H 3O +H 2PO 4-+H 2OHPO 42-+H 3O +HPO 42-+H 2OPO 43-+H 3O +343342a 106.92]PO [H ]O [H ]PO [H 1-+-⨯=⋅=K 842324a 106.23]PO [H ]O [H ][HPO 2--+-⨯=⋅=K 1324334a 104.79][HPO ]O [H ][PO 3--+-⨯=⋅=K 稀磷酸溶液中C （H +）＞＞C （PO 43-）而非C （H +）=3C （PO 43-）5. 电离平衡常数的应用：比较弱电解质酸性或碱性的强弱。
酸HA K水溶液中的酸（25 o C）练习7.已知25℃时，K HF=7.2×10-4 K HCN=4.9×10-10K HNO2=4.6×10-4 K CH3COOH=1.8×10-5相同浓度的上述溶液中溶质分子浓度最大的是A、HFB、HCNC、HNO2D、CH3COOH8、下列阴离子，其中最易结合H+的是（）A、C6H5O－B、CH3COO－C、OH－D、C2H5O－9、某二元弱酸溶液按下式发生电离H2A H+ +HA—， HA—H+ + A 2— ,已知K1＞K2,设有下列四种溶液：A .0.01mol/L的H2AB . 0.01mol/L的NaHA溶液C . 0.02mol/L的HCl与0.04mol/L的NaHA溶液等体积混合D.0.02mol/L的NaOH与0.02mol/L的NaHA溶液等体积混合据此，填写下列空白⑴ c(H+)最大的是，最小的是。
⑵ c(H2A)最大的是，最小的是。
⑶ c(A2—）最大的是，最小的是。
10、足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影响H2的总量，可向盐酸中加入下列物质中的（）A 、MgOB 、H2OC 、K2CO3D 、CH3COONa11、浓度和体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量CaCO3固体（颗粒大小均相同）反应，下列说法中正确的是A．盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率B．盐酸的反应速率等于醋酸的反应速率C．盐酸产生的二氧化碳比醋酸更多D．盐酸和醋酸产生的二氧化碳一样多12.同温100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0. 1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是A 中和时所需NaOH的量B 电离度C H+的物质的量D CH3COOH的物质的量13.下列说法中正确的是A、电离度大的物质是强电解质B、弱电解质的电离度随溶液稀释而增大，因此在不断稀释过程中溶液的导电能力不断增强C、1mL 0.1 mol/L 氨水与10mL 0.01 mol/L 氨水中所含OH-离子数目相等D、1L1 mol/L盐酸中含有1 mol H+14.将0.l mol/L CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起A．溶液的pH增加B．CH3COOH电离度变大C．溶液的导电能力减弱D．溶液中[OH－]减小15.一定温度下，由水电离的H+和OH-的物质的量浓度之间存在如下关系：c(H+)·c(OH-)=Kw。
同样，对于难溶盐MA，其饱和溶液中的M+和A-的之间也存在类似关系：c(M+)·c(A-)=K。
现将足量的AgCl分别放在5mL水、10mL 0.2mol·L-1MgCl2、20mL0.5mol·L-1、NaCl和40mL0.3mol·L-1HCl溶液中溶解达到饱和，各溶液中Ag+浓度的数值，依次为a、b、c、d，它们由大到小的顺序为____ __16.已知25℃时，NH3·H2O 的K= 1.8×10-5，求0.01mol/L NH3·H2O溶液中[OH-]和pH值。
17.某氨水的pH＝a, 其中水的电离度为α1；某硝酸的pH=b ,其中水的电离度为α2；且a+b= 14,a＞11。
将氨水和硝酸等体积混合后，所得溶液中其中水的电离度为α3。
相同条件下纯水的电离度为α4。
则下列关系中正确的是A.c(NO3—）＞c(NH4+) ＞c(H+) ＞c(OH—）B. α4 ＞α3＞α2＝α1C.,混合液中c(NH4+) ＞ c(NO3—）＞ c(OH—）＞c(H+)D α3＞α4 ＞α2 ＞α118、分别将等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸等体积混合，和Zn反应生成H2的体积随时间（同温、同压下测定）的变化图示如下，其中正确的是（）19、已知8%、7.16%、0.01%分别是同一条件下，同一浓度的三种酸溶液的电离度，若已知有如下反应：NaCN+HNO2==HCN+NaNO2NaCN+HF==HCN+NaF,NaNO2+HF==HNO2+NaF,在相同条件下，由此可判断得出的结论是：A、HF的电离度为8%B、HNO2的电离度为0.01%C、HCN的电离度为7.16%D、HNO2电离度比HCN大，比HF小四、学生对于本次课的评价：○特别满意○满意○一般○差学生签字：五、教师评定：1、学生上次作业评价：○好○较好○一般○差2、学生本次上课情况评价：○好○较好○一般○差教师签字：师广丽家长签字： 主任签字_______龙文教育教务处1、5%，2b, 3, 1.32% 4c, 5. HF> HCOOH> HAc> HCN> NH3·H2O6、1.3×10-3 mol/L 7b 8d 9(1)ad, (2)cd,(3)da 10bd 11ad 12bc 13d 14a15.adbc, 16. 4.2×10-4 mol/L,10.63 17bc 18② 19ad。