电离平衡常数的应用
电离平衡常数的应用
挑战压轴题：电离平衡常数的应用【导读】向苯酚钠溶液中通入CO2，无论CO2是否过量，都生成NaHCO3。
为何不能生成Na2CO3？查阅资料可知：C6H5OH C6H5O－+H+K＝1.28×10－10H2CO3H++HCO3－K1＝4.3×10－7HCO3－H++CO32－K2＝5.6×10－11由电离平衡常数可知酸性：H2CO3>C6H5OH>HCO3－所以碱性（结合H+能力）：HCO3－<C6H5O－<CO32－故C6H5O－能结合H2CO3，第一步电离生成的H+，而不能结合第二步HCO3－电离生成的H+。
所以无论CO2是否过量，都生成NaHCO3。
【例1】（2015·福建·23）25℃，两种酸的电离平衡常数如下表。
H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为____________。
【解析】由电离平衡常数可知酸性：H2SO3> H2CO3> HSO3－> HCO3－所以碱性：HSO3－< HCO3－< SO32－< CO32－即HCO3－结合H+能力大于HSO3－而小于SO32－，所以HCO3－只能H2SO3结合电离产生的H+，而不能结合HSO3－电离产生的H+。
HCO3－与HSO3反应只能生成HSO3－和H2CO3，不能生成SO32－和H2CO3。
2【答案】H2SO3+HCO3－=HSO3－+CO2↑+H2O。
【例2】（2014·上海·30）室温下，0.1mol/L的硫化钠溶液和0.1mol/L的碳酸钠溶液，碱性更强的是_____，其原因是________。
已知：H2S：K i1=1.3×10－7K i2=7.1×10－15H2CO3：K i1=4.3×10－7K i2=5.6×10－11【解析】由平衡常数可知室温下酸性：H2CO3>H2S>HCO3－>HS－所以可得碱性：HCO3－< HS－<CO32－<S2－【答案】硫化钠溶液硫化氢的K i2小于碳酸的K i2，硫化钠更易水解。
水溶液中离子平衡考点二电离平衡常数的应用
1．(1)填写下表弱电解质电离方程式电离常数NH3·H2 O NH3·H2O NH错误!＋OH－K b＝1.7×10－5CH3COO H CH3COOHCH3COO－＋H＋K a＝1.7×10－5HClO HClO H＋＋ClO－K a＝4.7×10－8（2）CH3COOH酸性大于HClO酸性（填“大于”“小于”或“等于”），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。
（3）电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱.电离平衡常数越大,电离程度越大。
多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
（4)外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
2．碳酸是二元弱酸（1）电离方程式是H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO错误!。
(2)电离平衡常数表达式:K a1＝错误!,K a2＝错误!。
(3)比较大小：K a1≥K a2。
【重难点指数】★★★★【重难点考向一】电离平衡常数的理解及应用【典型例题1】下列说法错误的是（）A．一定温度下，弱酸的电离平衡常数越大,酸性越强B．醋酸的电离平衡常数K a和醋酸钠的水解平衡常数K b之间的关系为K a·K b＝K wC．平衡常数只受温度影响,与反应物或生成物的浓度变化无关D．合成氨的反应，正反应的平衡常数和逆反应的平衡常数相同【答案】D【名师点睛】【重难点考向二】电离平衡常数的计算【典型例题2】H3BO3溶液中存在如下反应：H3BO3（aq）＋H2O(l)B(OH)4］－(aq)＋H＋（aq)已知0。
70 mol·L－1 H3BO3溶液中,上述反应于298 K达到平衡时，c（H＋）＝2。
0×10－5mol·L－1,c平衡(H3BO3）≈c起始（H3BO3),水平衡的电离可忽略不计，求此温度下该反应的平衡常数K(H2O的平衡浓度不列入K的表达式中，计算结果保留两位有效数字)。
电离平衡常数的理解及应用
电离平衡常数的理解及应用电离平衡常数是描述溶液中电离反应达到平衡时，离子浓度乘积与未电离物质浓度乘积的比例的值。
在化学反应中，当溶液中的离子浓度不再发生明显变化时，即达到了动态平衡，这时候就可以用电离平衡常数来描述反应的平衡状态。
电离平衡常数可以用于描述酸碱中和反应和其他溶液中的离子反应。
它的值取决于反应的物质种类和浓度。
对于一般的电离反应，我们可以用下面的式子来表示电离平衡常数：K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中，K是电离平衡常数，[C]和[D]是产生离子的物质的浓度，[A]和[B]是母体的物质的浓度，a、b、c、d分别是产生离子的物质和母体的物质的摩尔比。
在实际应用中，电离平衡常数有很多作用。
首先，它可以用来计算反应物质的浓度。
当我们知道了反应物质的初始浓度和电离平衡常数，就可以通过计算来确定反应物质达到平衡时的浓度。
这对于溶液反应的研究和工业生产都具有重要意义。
其次，电离平衡常数还可以用来判断反应的方向和平衡状态。
当电离平衡常数大于1时，表示产物浓度较大，反应偏向产物一侧；当电离平衡常数小于1时，表示反应物浓度较大，反应偏向反应物一侧。
而当电离平衡常数等于1时，表示反应物和产物的浓度相等，处于平衡状态。
此外，电离平衡常数还可以用来定量描述酸度和碱度。
在酸碱中和反应中，电离平衡常数可以描述产生的H+和OH-离子的浓度，从而帮助我们确定溶液的酸碱性质。
以酸度为例，当一个酸与水发生反应，形成H3O+离子时，我们可以用电离平衡常数来表示这个反应的平衡状态：HA + H2O H3O+ + A-K = [H3O+][A-] / [HA]根据电离平衡常数的大小，我们可以推断出溶液的酸性程度。
这对于酸碱中和反应的研究和溶液酸碱性质的判断都有着重要的意义。
总之，电离平衡常数是描述溶液中电离反应平衡状态的重要物理量。
它不仅可以用来计算反应物质的浓度，判断反应的方向和平衡状态，还可以用来定量描述溶液的酸碱性质。
电离平衡常数的综合应用
定性分析判断 勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的条件之一（如温度、 压强以及参与反应的物质的量浓度），平衡将向着能够减弱这 种改变的方向移动。 定性分析、定量计算（重要工具） 化学平衡常数：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为一个常数， 这个常数就是该反应的化学平衡常数，用符号K表示。平衡常数 是表明化学反应限度的一个特征值，通常只受温度影响
Tankertanker Design
4.(2017·天津卷)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，
H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓
度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝
mol·L－1。
将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1
HCO3－＋H＋的平衡常数K1
＝______(已知10－5.60＝2.5×10－6) 。
(2)在25 ℃ 下，将a mol·L－1 的氨水与0.01 mol·L－1 的盐酸等体积混
合，反应平衡时溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)，则溶液显 (填“酸”“碱
”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝
) )
不变
Tankertanker Design
7.(2016·全国Ⅰ卷)298K时，在20.0mL 0.10 mol·L-1氨水中滴入 0.10 mol·L-1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所 示。已知0.10 mol·L-1氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正 确的是（ ） A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂 B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL C．M点处的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D．N点处的溶液中pH<12
高中化学教学方法总结物质的电离度与电离平衡常数计算方法总结与应用
高中化学教学方法总结物质的电离度与电离平衡常数计算方法总结与应用化学是一门涉及物质变化与性质的科学，其核心内容之一就是电离与电离平衡。
电离是指物质在溶液中将分子或离子分解成离子的过程，电离平衡则是指在化学反应中，正反应速率相等时的状态。
在高中化学教学中，掌握物质的电离度和电离平衡常数的计算方法是必不可少的，下面就来总结一下相关的教学方法和应用。
一、电离度的计算方法1. 电离度的定义电离度（α）是指溶液中电离物质得到离子的能力和程度。
通常以离子浓度与溶质浓度的比值来表示，即α = [离子浓度] / [溶质浓度]。
2. 电离度的计算公式在溶液中，当物质A电离为x和y个离子时，其电离度可以通过以下公式计算：α = (x + y) / c其中，c为物质A的浓度。
3. 电离度的应用电离度的计算方法可以应用于许多实际问题的解决中，比如溶液的电导率、电解质的强弱比较等。
二、电离平衡常数的计算方法1. 电离平衡常数的定义电离平衡常数（K）是指在一定的温度下，反应物与生成物浓度之比的一个常数。
对于一个反应aA ⇌ bB + cC，其电离平衡常数可以表示为K = [B]^b [C]^c / [A]^a。
2. 电离平衡常数的计算方法通过实验数据，可以使用以下方法计算电离平衡常数：(1) 给定各物质的浓度，根据反应方程式和平衡浓度关系来计算电离平衡常数。
(2) 利用Tafel方程进行计算，Tafel方程是将电极的电势表示为浓度的函数，可用于计算电离平衡常数。
3. 电离平衡常数的应用电离平衡常数的计算方法可以应用于化学平衡问题的解决中，比如反应的进行方向、反应的平衡位置、化学反应的速率等。
三、教学方法与应用在高中化学教学中，为了使学生更好地掌握物质的电离度与电离平衡常数的计算方法，教师可以采用以下教学方法：1. 理论与实验相结合将理论知识与实验相结合，让学生通过实验观察电离反应和电离平衡现象，培养学生的实践能力和观察能力。
电离平衡常数在离子浓度计算中的应用
·点点突破·◇ 甘肃 杜文原电离平衡常数属于选修４《化学反应原理》部分的内容，２０１７年修订的《考试大纲》中要求“能利用电离平衡常数进行相关计算”，所以电离平衡常数在离子浓度计算中的应用自然成了高考命题的热点．但对于此类题目学生往往感觉无从着手，颇有难度．本文从以下两个方面进行归纳总结．１ 有关电离平衡常数犓ａ（犓ｂ）的计算 ＨＸ幑幐 Ｈ＋ ＋ Ｘ－起始：犮（ＨＸ）００平衡：犮（ＨＸ）－犮（Ｈ＋）犮（Ｈ＋）犮（Ｘ－）则犓ａ＝犮（Ｈ＋）·犮（Ｘ－）犮（ＨＸ）－犮（Ｈ＋）．由于弱电解质的电离是微弱的，犮（Ｈ＋）的值很小，可做近似处理：犮（ＨＸ）－犮（Ｈ＋）≈犮（ＨＸ）．故犓ａ＝犮（Ｈ＋）·犮（Ｘ－）犮（ＨＸ）．【考点定位】考查外界条件对平衡状态的影响、电离平衡常数的应用等．例１ ２５℃时，向犪ｍｏｌ·Ｌ－１的ＣＨ３ＣＯＯＨ溶液中加入少量ＣＨ３ＣＯＯＮＨ４（ｓ），使溶液中犮（ＣＨ３ＣＯＯ－）为犫ｍｏｌ·Ｌ－１，已知该温度下，ＣＨ３ＣＯＯＨ的电离平衡常数为１．７５×１０－５，则犮（Ｈ＋）＝ ｍｏｌ·Ｌ－１．溶液中存在平衡ＣＨ３幑幐ＣＯＯＨＨ＋＋ＣＨ３ＣＯＯ－，加入ＣＨ３ＣＯＯＮＨ４（ｓ）后尽管平衡逆向移动，但因温度不变，犓ａ不变，重新平衡时：犮（ＣＨ３ＣＯＯ－）＝犫ｍｏｌ·Ｌ－１，犮（ＣＨ３ＣＯＯＨ）≈犪ｍｏｌ·Ｌ－１，由犓ａ＝犮（Ｈ＋）·犮（ＣＨ３ＣＯＯ－）犮（ＣＨ３ＣＯＯＨ）可得，犮（Ｈ＋）＝犓ａ·犮（ＣＨ３ＣＯＯＨ）犮（ＣＨ３ＣＯＯ－）＝犪犫×１．７５×１０－５．２ 电离平衡常数在盐类水解中的应用犓ｈ是盐的水解平衡常数，水解反应也是一种离子平衡．在一定温度下，能水解的盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐）在水溶液中达到水解平衡时．生成的弱酸（或弱碱）浓度与氢氧根离子（或氢离子）浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子（或弱碱的阳离子）浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数．同其他平衡常数一样，犓ｈ只与水解盐的性质、温度有关．可利用犓ｈ与犓ａ（犓ｂ）的关系式犓ｗ＝犓ｈ·犓（其中犓为犓ａ或犓ｂ）进行相关计算．【考点定位】考查犓ｗ＝犓ｈ·犓（其中犓为犓ａ或犓ｂ）的灵活应用．例２ ２５℃时，用ＮａＯＨ溶液吸收ＳＯ２得到ｐＨ＝９的Ｎａ２ＳＯ３溶液，试计算溶液中犮（ＳＯ２－３）犮（ＨＳＯ－３）＝ ．（常温下Ｈ２ＳＯ３的电离常数犓ａ１＝１．０×１０－２，犓ａ２＝６．０×１０－８）溶液中存在平衡ＳＯ２－３＋Ｈ２幑幐ＯＨＳＯ－３＋ＯＨ－，据题意，犮（ＯＨ－）＝１×１０－５ｍｏｌ·Ｌ－１．犓ｈ＝犮（ＨＳＯ－３）·犮（ＯＨ－）犮（ＳＯ２－３）＝犮（ＨＳＯ－３）·犮（ＯＨ－）·犮（Ｈ＋）犮（ＳＯ２－３）·犮（Ｈ＋）＝犓ｗ犓ａ２．则犮（ＳＯ２－３）犮（ＨＳＯ－３）＝犓ａ２犓ｗ·犮（ＯＨ－）＝６．０×１０－８１．０×１０－１４×１０－５＝６０．例３ ２５℃时，０．１ｍｏｌ·Ｌ－１ＨＣＯＯＮａ溶液的ｐＨ＝１０，则ＨＣＯＯＨ的电离平衡常数犓ａ＝ ．溶液中存在平衡ＨＣＯＯ－＋Ｈ２幑幐ＯＨＣＯＯＨ＋ＯＨ－，显然犮（ＨＣＯＯＨ）＝犮（ＯＨ－）＝１×１０－４ｍｏｌ·Ｌ－１，犮（ＨＣＯＯ－）≈０．１ｍｏｌ·Ｌ－１（水解微弱）．犓ｈ＝犮（ＨＣＯＯＨ）·犮（ＯＨ－）犮（ＨＣＯＯ－）＝（１０－４）２０．１＝１×１０－７＝犓ｗ犓ａ，则犓ａ＝犓ｗ犓ｈ＝１０－１４１０－７＝１×１０－７．有关电离平衡常数的计算要把握以下三点：１）学会将复杂的问题简单化．题目中涉及的一般都是混合溶液中的计算，我们可以理解为向弱电解质的电离平衡中加入了相应的盐，从而引起了平衡的移动．２）学会近似处理．离子平衡的移动是微弱的，故弱电解质分子的浓度等于其起始浓度．３）把握一个不变．水溶液中的离子平衡和普通的化学反应平衡一样，平衡常数只是温度的函数，只要温度不变，平衡常数犓ａ（犓ｂ）、犓ｈ就不变．（作者单位：甘肃庆阳第二中学）９５。
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。
化学选修四 电离平衡常数及应用 ----教案
第三章第一节第三课时电离平衡常数及应用教学设计[教学目标]【知识与技能】1.了解电离平衡常数的概念2.能够运用电离常数判断弱电解质的强弱。
3.能够运用电离平衡常数解释有关离子浓度问题、计算电离平衡时分子及各离子浓度。
【过程与方法】1.通过与旧知识（化学平衡常数）的对比，自主学习新知识电离平衡常数，从而掌握对于类似知识的学习方法。
2.自主学习与合作学习相结合，培养学生提出问题、探究问题和解决问题的能。
【情感、态度和价值观】通过本节课的学习，了解知识点之间的联系。
从而了解物质之间的相互联系、相互依存和相互制约的关系。
[重难点分析]1.电离平衡常数的计算2.离子浓度问题的解释[教学过程]教学环节教师活动学生活动设计意图复习提问新课引入【复习提问】1.请同学书写醋酸、碳酸、氨水的电离方程式。
2.提出影响电离平衡的因素，请同学回答。
（平衡移动遵循勒夏特列原理）3.如何判断弱电解质之间的强弱。
-------电离平衡常数板书电离方程式回答思考检查学生对已学内容的掌握情况。
通过提出新问题，衔接两节课的知识点。
教学环节教师活动学生活动设计意图电离平衡常数【新课讲解】电离平衡常数与化学平衡常数相似，在课前预习中已经请同学们预习化学平衡常数的相关知识，现在请同学们仿照化学平衡常数的学习方法来自己学习电离平衡常数。
你们需要解决的问题有：1.电离平衡常数的概念2.电离平衡常数的数学表达式3.计算弱电解质的电离常数4.电离平衡常数的影响因素10m i n后请同学们汇报学习情况。
【板书】第一节电离平衡常数一概念：二数学表达式：*多元弱酸分多步电离，存在多个电离平衡常数，其酸性主要由第一步电离决定。
［讲］多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本43有关内容。
［讲］电离难的原因：a、一级电离出H＋后，剩下的酸根阴离子带回忆化学平衡常数的相关知识及其学习方法阅读教材，查阅资料学习电离平衡常数的概念及表达式小组内交流讨论各自学习结果板书：概念：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的浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓度幂的比值。
电离平衡常数概念
电离平衡常数的概念定义电离平衡常数是指在一定温度下，当气体或溶液中的化学物质发生电离反应时，反应体系达到动态平衡时，离子浓度的乘积与反应物浓度的乘积之比的常数。
通常用K表示。
对于一般的电离反应： A + B ⇌ C + D其电离平衡常数可以表示为： K = [C][D] / [A][B]其中，方括号表示物质的浓度。
重要性电离平衡常数是研究化学反应平衡的重要工具，具有以下重要性：1.揭示反应趋势：电离平衡常数能够反映反应体系中化学物质的相对浓度，从而揭示反应的趋势。
当K > 1时，反应偏向生成物的生成；当K < 1时，反应偏向反应物的生成；当K = 1时，反应物与生成物浓度相等，反应体系处于平衡状态。
2.影响反应速率：电离平衡常数与反应速率密切相关。
当反应体系处于平衡状态时，正反应和逆反应的速率相等，反应速率与电离平衡常数有关。
3.预测反应方向：通过比较反应物和生成物的浓度与电离平衡常数的大小，可以预测反应的方向。
如果反应物浓度大于电离平衡常数，反应向反应物方向进行；如果反应物浓度小于电离平衡常数，反应向生成物方向进行。
4.优化化学工艺：通过调节反应条件，如温度、压力、浓度等，可以改变电离平衡常数，从而优化化学工艺的产率和效率。
应用电离平衡常数的应用广泛，涉及多个领域，包括化学、生物、环境等。
以下是一些常见的应用：1.酸碱平衡：电离平衡常数在酸碱反应中起着重要作用。
对于弱酸和弱碱的电离反应，可以通过电离平衡常数来判断酸碱的强弱，以及酸碱溶液的pH值。
2.配位化学：电离平衡常数在配位化学中也有重要应用。
配位反应中的络合物的形成常数可以通过电离平衡常数来确定，从而了解配位反应的平衡情况。
3.溶解度平衡：电离平衡常数在溶解度平衡中起着关键作用。
通过电离平衡常数，可以确定溶解度积，进而预测溶液中某物质的溶解度。
4.化学反应平衡：电离平衡常数在一般化学反应中也有应用。
通过电离平衡常数，可以预测反应的平衡位置和方向，优化反应条件，提高反应产率和效率。
电离平衡常数
(4)判断微粒浓度比值的变化。
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子 和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常 利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
cCH3COO 如：0.1 mol/L CH3COOH 溶液中加水稀释， ＝ cCH3COOH
－
cCH3COO－· cH＋ Ka ＋ c(H )减小，K 值不变， ＋ ＝ ＋ ，加水稀释时， cCH3COOH· cH cH cCH3COO 则 增大。 cCH3COOH
－ －
命题点 2
关于电离常数的定量计算 (以弱酸 HX 为例)
＋
1．已知 c(HX)和 c(H )，求电离常数 HX 起始(mol· L－1)：
－
H＋ ＋ 0
＋
X－ 0
c(HX)
平衡(mol· L 1)：c(HX)－c(H )
c(H )
＋
c(H )
＋
cH＋· cX－ c2H＋ 则：Ka＝ ＝ ＋ 。 cHX cHX－cH 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似
＋
－
cB＋· cOH－ cBOH 。
2．特点
(1)电离常数只与温度有关，升温，K 值增大 。
(2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 K1≫K2≫K3， 故其 酸性取决于第一步电离。
3．意义
K越大
越易电离
酸碱性越强
4、电离度
已电离的弱电解质浓度 α＝ ×100% 弱电解质的初始密度
2 c H ＋ 处理：c(HX)－c(H )≈c(HX)，则 Ka＝ ，代入数值求解即可。 cHX
＋
2．已知 c(HX)和电离常数，求 c(H ) HX 起始(mol•L 1)：
电离平衡常数表达式
电离平衡常数表达式引言在化学反应中，离子的形成和解离是一个重要的过程。
电离平衡常数（也称为离子化常数或溶解度积）是描述离子产生和解离的平衡状态的数值。
它是在特定温度下平衡反应的浓度之间的比值。
本文将介绍电离平衡常数的定义、表达式以及其在化学反应中的应用。
电离平衡常数的定义电离平衡常数（K）是在一定温度下描述化学反应中离子产生和解离的平衡状态的数值。
对于一个一般的电离反应： A <–> B + C其中A是离子的初始物质，B和C是离子的生成物。
电离平衡常数K可以用下面的方程来表示： K = [B] * [C] / [A]其中[]表示物质的浓度，K是电离平衡常数。
电离平衡常数表达式的计算对于不同类型的电离反应，电离平衡常数的表达式也不同。
下面是一些常见的电离反应和它们的电离平衡常数表达式。
酸解离反应对于酸解离反应，我们可以用酸解离常数（Ka）来表示电离平衡常数。
酸解离常数是描述酸解离在水中发生的平衡状态的数值。
对于一般的酸解离反应： HA <–> H+ + A-其中HA是酸的初始物质，H+是酸的产生物，A-是酸的解离物。
酸解离常数Ka可以用下面的方程来表示： Ka = [H+] * [A-] / [HA]碱解离反应对于碱解离反应，我们可以用碱解离常数（Kb）来表示电离平衡常数。
碱解离常数是描述碱解离在水中发生的平衡状态的数值。
对于一般的碱解离反应： B +H2O <–> BH+ + OH-其中B是碱的初始物质，BH+是碱的产生物，OH-是碱的解离物。
碱解离常数Kb可以用下面的方程来表示： Kb = [BH+] * [OH-] / [B]溶解度积对于有限溶解度的化合物，在溶液中达到饱和后会发生溶解度平衡。
溶解度积（Ksp）是描述这种饱和状态的平衡常数。
对于一般的溶解反应： MxNx(s) <–> Mx+(aq) + Nx-(aq)其中MxNx是化合物的固态形式，Mx+和Nx-是化合物中离子的产生物。
专题24-电离平衡常数及其应用(课件)
2023
知识重构 重温经典 模型建构 名师导学
素养解读 电解质溶液图像是很好的“证据推理与模型认知”核心素养的考查素材。电解 质溶液图像能直观表示溶液中离子的相关数量关系，是“数形结合”的典范性 试题，该类试题难度大，计算技巧性强，具有很好的区分度。 电离平衡常数是高考中一个重要的常考考点，常考查电离平衡常数的计算、 弱酸的相对强弱、离子浓度离子大小的比较、离子方程式的书写等。大多结 合图像进行分析，试题难度较大区分度好，考生拿分比较困难，预计今年命 题将继续结合新颖图线考查应用能力。解决此类问题的关键是，掌握电离常 数的概念及基本的计算方法，利用平衡移动原理，认真分析图像的变化趋势， 结合电荷守恒、物料守恒、质子守恒进行判断。
mol·L－1，由此可以得出：HA为一元弱酸 (2)在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。
HA H＋＋A－，c(H＋)≈c(A－) 常温下，Ka(HA)＝c(H＋)·c(A－)/c(HA)≈(10－4×10－4)/0.010＝1.0×10－6
4.2 (2022·哈尔滨一模)(1)常温下，向 a mol·L －1 CH3COONa 溶液中滴加等体积的 b mol·L－1 盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数 Ka＝
nNH3·H2O cNH3·H2O
V
增大，B
错误；加水稀释时，温度不变，Kb＝cNH＋ 4 ·cOH－的值不变，C
cNH3·H2O
错误；cNH3·H2O·cH＋
cNH＋ 4
＝cNH3c·HN2HO＋ 4·c·cHO＋H·－cOH－＝KKwb，不变，D 正确。
弱电解质平衡移动过程中某些 离子浓度比值变化的解题思路 (1)方法 1：将浓度之比转化为物质的量进行比较，就可以忽略溶液体积的变化， 只需要分析微粒数目即可。 (2)方法 2：利用某些离子的浓度之比关系，乘以或除以某种离子的浓度，“凑常数”， 将比值转化为一个常数与某种粒子浓度比值或乘积的形式，减小变量个数。
电离平衡常数
1.整理 ①K的应用： 酸性比较、方程式判断、离子共存
2.提问： ①如何比较弱酸的强弱 ②如何判断方程式的正误 ③如何判断离子是否共存
(如不能反应此问不答)。
关于K的计算
1.计算浓度不可以忽略
某二元酸(H2A)在水中的电离方程式是：
H2A = H+ + HA- HA-
H+ +A2-
若25℃时，0.10 mol·L—1的NaHA溶液中c(A2—)=0.035
mol·L—1，则HA—的电离常数K=______ ；
2.计算浓度可以忽略 Ⅰ.已知25°C下，醋酸溶液中 存在下述关系： (2)若醋酸的起 始浓度为0.010 mol/L，平衡时氢离子浓度c1(H+)= .
三、电离度和电离平衡常数
=已电离分子数/起始分子总数×100％ （转化率
）
受温度和浓度的影响，从电离平衡移动的方向
判断
K只受温度影响 K变 一定变 ， 变K不一定变
温度越高，电离常数越大
越稀越电离，越热越电离
电离平衡常数的应用
对于：CH3COOH
CH3COO- + H+
改变条件
加H2O 加HAC
2.电离出氢离子的能力： CH3COOH＞H2CO3＞HCO3—
3.结合H+的能力： CO32-＞HCO3-＞CH3COO-正反应越难发生，逆反应
越容易，正反应越容易发生，逆反应越难
4.判断方程式正误 比较酸性强弱：强酸制弱酸，（注意特例） HSO3-+CO32- =SO32- +HCO3-
1、结合H2CO3和HClO的电离平衡常数分析NaClO溶
特殊反应 ①氧化还原：SO32-的还原性、ClO—的氧化性 H2O+SO2+2ClO—+Ca2+===CaSO3↓+2HClO ②特殊沉淀：CuS CuSO4 + H2S == CuS + H2 SO4
电离平衡常数在以强制弱中的应用
A.H ＋S ＝HS ＋
B.2C
S↑
C. S ＋ ＋
＝2C
＋
D.
＋S ＋ ＝2HC ＋
答案：CD。读者可以自己分析。
[练习 2]
已知在常温下测得浓度均为 0.1mol/L 的下
列 6 种溶液的 pH：
溶质 CH3COONa
NaHCO3
Na2CO3
pH
8.8
8.3
11.6
溶质
NaClO
NaCN
C6H5ONa
Key words: ionization equilibrium constant forced weak
×
次溴酸： ＝2.4×
①HBrO＋
＝NaBrO＋NaHC
②2HBrO＋
＝2NaBrO＋ ＋C ↑
③HBrO＋NaHC ＝NaBrO＋ ＋C ↑
2－ 3
，
所
以
HCO3－只能
H2SO3 结合电离产生
的
H+，而不能结合
HSO
－ 3
电
离
产
生
的
H+。HCO3－
与 H2SO3 反应只能生成 HSO3－和 H2CO3，不能生成
SO32－和 H2CO3。
所
以
答
案
：
H
2SO3
+HCO3－
=HSO
－ 3
+CO2↑
&溶液中通入 CO2，无论 CO2 是否
的量前者小于后者
D.等体积、等浓度的 HCOONa 和 NaCN 溶液中所含
离子总数前者小于后者
解析：
A 选项：由电离平衡常数可知酸性：
HC
OOH>H2C
电离平衡常数
电离平衡常数1．表达式(1)一元弱酸HA 的电离常数：根据HA H ＋＋A －，可表示为K a ＝c (A －)·c (H ＋)c (HA )。
(2)一元弱碱BOH 的电离常数：根据BOH B ＋＋OH －，可表示为K b ＝c (B ＋)·c (OH －)c (BOH )。
2．特点(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K 值增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K 越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3……，故其酸性取决于第一步电离。
3．电离平衡常数的应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
例1 相同温度下，根据三种酸的电离常数，酸 HX HY HZ 电离平衡常数9×10－79×10－61×10－2则三种酸的强弱关系：HZ>HY>HX 。
(2)定量判断电离平衡移动的方向、解释移动的原因。
例2 0.1 mol·L －1的CH 3COOH 溶液加水稀释，平衡移动方向的判断，溶液中c (H ＋)的变化情况。
答案CH 3COOHH ＋＋CH 3COO －原平衡： c (CH 3COOH) c (H ＋) c (CH 3COO －) 假设稀释 c (CH 3COOH )n c (H ＋)n c (CH 3COO －)n至n 倍后：Q ＝c (H ＋)n ·c (CH 3COO －)n c (CH 3COOH )n ＝c (H ＋)·c (CH 3COO －)n ·c (CH 3COOH )＝K an <K a (n >1)所以电离平衡向电离方向移动。
移动的结果使c (CH 3COOH)减小，由于平衡常数不变，故c (H ＋)和c (CH 3COO －)都必然减小。
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电离平衡常数的应用
一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱
已知几种酸的电离平衡常数如下表所示
几种酸的酸性强弱顺序为
二、比较酸对应盐溶液PH的大小
比较方法：酸越弱对应盐溶液的碱性越强，PH越大
根据电离平衡常数：HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3—
物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为
三、比较酸根结合H+的能力
规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强
25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
（2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为
（3）物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液：
a．Na2CO3、b．NaClO、c．CH3COONa、d．NaHCO3，pH由大到小的顺序是
四、书写化学方程式
1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中
2、下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp(25 ℃)
回
答
下
列
问
题
：
(1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：_____ _____。
(2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式
3、25℃，两种酸的电离平衡常数如右表。
K a1K a2
H2SO3 1.3×10-2 6.3×10-8
H2CO3 4.2×10-7 5.6×10-11
H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。
4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。
已知如表数据。
化学式电离平衡常数（25℃）
NH 3 ·H 2 O K b =1.77×10 -5
HCN K a =4.93×10 -10
CH 3 COOH K a =1.76×10 -5
H 2 CO 3K a1 =4.30×10 -7 ,K a2 =5.61×10 -11
向NaCN溶液中通入少量CO 2，所发生反应的化学方程式______________。
五、判断溶液中离子浓度的大小关系
已知几种酸的电离平衡常数如下
H2SO3HClO H2CO3 K a1=1.54×10 -2 2.96×10 -8K a1=4.3×10 -7
K a2=1.02×10 -7K a2=5.6×10 -11
常温下，0.1mol·L-1 NaClO溶液的PH 0.1mol·L-1 Na2SO3溶液的PH(填“>”、“<”、“=”)
浓度均0.1mol·L-1 Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中,SO32—、CO32—、HSO3—、HCO3—浓度从大到小的顺序为
六、电离平衡常数的计算
1、已知乙酸是一种重要的化工原料，该反应所用的原理与工业合成乙酸的原理类似；常温下，将amolCH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的bmol·L-1的盐酸使溶液呈中性(不考虑醋酸和盐酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数K a=___________
2、25℃时，将amol·L－1氨水与0.01mol·L－1盐酸等体积混合，平衡时，c(NH4+)=c(Cl－),用含a的代数式表示氨水的电离平衡常数
3、常温下，0.1mol·L－1HCOONa溶液的PH=10，则HCOOH的电离平衡常数
4、常温下，amol·L－1(NH 4)2SO4溶液的PH=5,存在平衡:NH4++H2ONH3H2O+OH－,则平衡常数的表达式为,(用含a较为准确的表示式表示,不可化简,近似计算)
5、HR是含Z元素的一元酸。
室温时，用0.250mol•L—1NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。
其中，a点表示两种物质恰好完全反应。
①右图中x______7（填“>”、“<”或“=”）。
②室温时，HR的电离常数K a=______（填数值）。
解析、①含有碳元素的一元酸由HCOOH、CH3COOH等，由于甲酸、乙酸是弱酸，则HR为一元弱酸，
与氢氧化钠恰好完全中和时生成强碱弱酸盐，由水解规律可知溶液pH>7，则x>7；②室温时HR溶液的pH=3，则c(H+)=10—3mol•L—1，由于HR+NaOH=NaR+H2O中反应物的系数之比等于物质的量之比，则c(HR)=0.250mol•L —1×0.02L÷0.025L=0.200mol•L—1，由于HR H++R—，则的起始浓度均为0，变化浓度和平衡浓度均为10—3mol•L—1，HR的变化浓度为10—3mol•L—1，平衡浓度为
0.200mol•L—1—10—3mol•L—1≈0.200mol•L—1，则HR的电离常数Ka=c(H+)•c(R—)/c(HR)== 5.0×10—6。