有机酸电离度及电离平衡常数和相对分子质量的测定(精)
第15讲电离平衡常数(教师版)-高二化学同步精品讲义(人教2019选择性必修1)
第15讲电离平衡常数知识导航知识精讲一、电离平衡常数的概念与表达式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（通常用K a、K b分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。
2．表示方法（1）一元弱酸、弱碱（2）多元弱酸、弱碱电离常数表达式c(H+)·c(HCO-)二、电离平衡常数的意义1. 意义电离平衡常数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，酸性（或碱性）越强。
2. 实例下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则酸性强弱顺序为：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS-三、电离平衡常数的影响因素1. 内因：弱电解质本身的性质。
2. 外因：电离平衡常数只跟温度有关，温度升高，电离平衡常数增大。
四、电离度1. 概念：弱电解质达电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。
2. 影响因素①内因：弱电解质本身的性质②外因：温度及浓度3. 意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相对强弱。
五、电离常数的计算1. 列出“三段式”2. 由于弱电解质的电离程度比较小，最终计算时，一般弱电解质的平衡浓度≈起始浓度（即忽略弱电解质电离的部分）。
举个例子六、弱酸与盐溶液的反应规律利用电离平衡常数，可以判断复分解反应能否发生，以及确定产物（“强酸制弱酸”）。
书写小技巧①按照电离常数大小，将弱酸进行排序，并在下方写出对应盐的离子。
②左上右下能反应，相邻生成垂直物；相隔需看量，多垂直，少交叉。
③碳酸亚硫要拆开。
举个例子H2CO3H2SK1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11K1=9.1×10-8，K2=1.1×10-12已知H2CO3、H2S的电离常数如上表，判断下列反应能否发生，若能，写出离子方程式。
醋酸电离度和电离常数的测定(3学时)(精)
实验八 醋酸电离度和电离常数的测定（3学时）一、实验目的1.了解用数字酸度计测定醋酸电离度和电离常数的原理2.掌握数字酸度计的使用方法。
3.测定醋酸的电离常数，加深对电离度、电离平衡常数和弱电解质电离平衡的理解。
二、实验原理醋酸是弱电解质，在溶液中存在如下电离平衡：HAc ⇌ H ＋+ Ac －c 0 0 c - cα cα cαα1c α[HAc]]][Ac [H 2-==-+a K [H ＋]、[Ac －]和[HAc]分别为H ＋、Ac －和HAc 的平衡浓度，K a 为HAc 的电离常数，c 为醋酸的初浓度，α为醋酸的电离度。
醋酸溶液的总浓度可以用标准NaOH 溶液滴定测得。
其电离出来的H ＋的浓度，可在一定温度下用数字酸度计测定醋酸溶液的pH 值，根据pH=－lg[H ＋]关系式计算出来。
另外，再根据[H ＋]=cα，便可求得电离度α和电离平衡常数K a 。
电离度α随初浓度c 而变化，而电离常数与c 无关，因此在一定温度下，对于一系列不同浓度的醋酸溶液，α1c α2-值近似地为一常数，取所得一系列α1c α2-的平均值，即为该温度下醋酸的电离常数K a 。
三、仪器和试剂(一)仪器酸度计1台，25mL 移液管1支，酸、碱式滴定管(50mL )各1支，锥形瓶(250mL )3只，干燥烧杯（100mL ）4只，滴定管夹和铁架台，洗耳球，温度计。
(二)试剂HAc 溶液（0.05mol ·L －1），NaOH 标准溶液（0.05mol ·L －1，已标定），缓冲溶液（pH=4～5），酚酞指示剂。
四、实验内容(－)醋酸溶液浓度的测定用清洁的25mL移液管吸取待测醋酸溶液25.00mL，放入250mL锥形瓶中，加入酚酞指示剂2～3滴，用NaOH标准溶液滴定至溶液呈微红色并半分钟不褪色为止，记下所用的NaOH溶液体积。
平行测定3份，把滴定的数据和计算结果填入表中。
(二)配制不同浓度的醋酸溶液用酸式滴定管分别放出40.00mL、20.00mL、10.00mL和5.00mL上述已知浓度的HAc溶液于4只干燥的100mL烧杯中，并依次编号为1、2、3、4。
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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和
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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
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 %
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定一、实验目的1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。
2、学习使用pH 计。
3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。
二、实验原理醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡：HAc H + + Ac -2[ H ][ Ac ] cK a[ 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；K a 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 +]，根据电离度[H ]c，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。
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-S pH 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 ）。
三、实验内容1．醋酸溶液浓度的标定用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 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）。
2．配制不同浓度的醋酸溶液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（c2，c10，c20）的值（四位有效数字）。
3．测定醋酸溶液的pH 值用四个干燥的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。
化学反应的电离度与电离平衡常数
化学反应的电离度与电离平衡常数化学反应中的电离度与电离平衡常数是理解和描述反应过程中离子的生成和消失的重要概念。
电离度指的是溶液中溶质分子或离子的离解程度，而电离平衡常数则是描述电离反应中离子浓度的定量指标。
本文将详细探讨化学反应中电离度与电离平衡常数之间的关系，以及如何计算和应用这些概念。
1. 电离度的概念和计算方法电离度是反应物或产物在溶液中离解的程度，通常用符号α表示。
对于单一离子的电离，电离度可以根据溶液中的离子浓度和初始物质浓度进行计算。
例如，对于盐酸（HCl）的电离反应：HCl → H+ + Cl-电离度可以通过计算溶液中的H+离子或Cl-离子浓度与起始HCl浓度的比值来确定。
例如，如果溶液中的H+离子浓度为C，起始HCl的浓度为C0，则电离度可以表示为α = C/C0。
通常情况下，电离度的值介于0和1之间，表示溶质分子或离子离解的程度。
2. 电离平衡常数的定义和计算方法电离平衡常数（也称为解离常数或离解常数）是描述离子反应的平衡状态的定量指标，通常用符号K表示。
对于一般的电离反应：aA + bB → cC + dD电离平衡常数可以用反应物和生成物浓度的比值来表示。
根据平衡常数公式：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以及生成物C和D的浓度。
K的数值代表了反应在给定条件下向前或向后进行的趋势。
当K大于1时，反应向生成物的方向进行，反之，当K小于1时，反应向反应物的方向进行。
K的数值还可以用来推导浓度与时间之间的关系，从而了解反应的动力学行为。
3. 电离度与电离平衡常数的关系电离度与电离平衡常数之间存在一定的关系。
电离平衡常数的值取决于电离度的大小。
对于单一电离的反应，电离平衡常数可以通过电离度的平方来表示。
例如，在以下反应中：H2O ⇌ H+ + OH-电离平衡常数Kw表示水的电离常数，可以表示为Kw = [H+][OH-]，其中[H+]和[OH-]分别表示溶液中的氢离子和氢氧离子浓度。
实验三醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验三 醋酸电离常数的测定一、实验目的1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。
2.学会正确地使用pH 计。
3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。
二、实验原理醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡：2HAc(aq)+H O(l)+-3H O (aq)+Ac (aq)忽略水的电离，其电离常数：首先，一元弱酸的浓度是已知的，其次在一定温度下，通过测定弱酸的pH 值，由pH=-lg[H 3O +]，可计算出其中的[H 3O +]。
对于一元弱酸，当c /K a ≥500时，存在下列关系式：+3[H O ]cα≈+23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（α）和醋酸的电离平衡常数（a K ）。
或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数（a K ）。
三、仪器和试药仪器：移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度计。
试剂：冰醋酸（或醋酸）、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液（pH=6.86, 4.00）、酚酞溶液（1%）。
四、实验内容1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液用量筒量取4mL 36%（约6.2 mol·L -1）的醋酸溶液置于烧杯中，加入250mL 蒸馏水稀释，混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液，将其储存于试剂瓶中备用。
2.醋酸溶液的标定用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液（V 1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH 溶液（c 2）滴定，边滴边摇，待溶液呈浅红色，且半分钟内不褪色即为终点。
由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2，根据公式c 1V 1=c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。
平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。
+-+233a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈3.pH 值的测定分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL 上述醋酸溶液于四个50mL 的容量瓶中，用蒸馏水定容，得到一系列不同浓度的醋酸溶液。
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
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。
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。
高二化学选择性必修课件电离平衡常数
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
沉淀溶解平衡常数定义
在一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，叫 做沉淀溶解平衡常数，简称溶度积。
沉淀溶解平衡常数表达式
Ksp = c^x(A+) * c^y(B-)，式中c(A+)、c(B-)分别表示难溶电解质在饱和溶液 中A+和B-的物质的量浓度。
电离平衡常数定义
在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成 的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常 数，叫做电离平衡常数。
电离平衡常数表达式
K = c^x(A+) * c^y(B-) / c(AB)，式中c(A+)、c(B-)、c(AB)分别 表示A+、B-和AB在电离平衡时的物质的量浓度。
药物稳定性的评估
药物的电离平衡常数可反映其在不同pH值下的稳定性， 有助于评估药物在储存和使用过程中的稳定性变化。
药物相互作用的研究
不同药物之间可能存在相互作用，通过测量药物的电离平 衡常数，可研究药物之间的相互作用机制，为合理用药提 供指导。
农业领域中应用
土壤酸碱度的调节
土壤酸碱度对植物生长有重要影响，通过测量土壤的电离平衡常数，可选择适当的土壤改 良剂进行调节，提高土壤肥力。
盐类水解
弱酸盐和弱碱盐在水中发生水 解反应，生成相应的弱酸和弱 碱，使溶液呈酸性或碱性。
实际应用举例
01
缓冲溶液
利用弱电解质的电离平衡原理，可以配制缓冲溶液，用于控制溶液的酸
碱度。
02 03
沉淀溶解平衡
在沉淀溶解过程中，存在沉淀的生成和溶解两个相反的过程，当这两个 过程的速率相等时，达到沉淀溶解平衡状态。此时溶液中各离子的浓度 保持不变。
有机酸电离度和电离常数的测定
（3学时）一、目的要求1、测定醋酸等弱电解质的电离常数及电离度；2、学习溶液的配制方法；3、学习使用酸度计、电导率仪等并初步掌握它们的使用技术；4、加强对溶液电导等概念及其有关知识的理解；5、利用缓冲溶液pH的方法测定弱酸的电离度。
(Ⅰ)pH法醋酸(以HAc表示)是一元弱酸，在水溶液中存在以下电离平衡：HAc H++Ac-起始浓度c00平衡浓度c(HAc)c(H+)c(A c-)K(HAc)＝c(H+)·c(Ac-)／c(HAc)K(HAc)为电离常数c(H+)=c(Ac-)c(HAc)=c-c(H+)在醋酸溶液中，K(HAc)＝c(H+)2／[c-c(H+)]α为电离度：α=c(H+)／c测定已知浓度的醋酸溶液的pH值，就可以算出它的电离度和电离常数二、仪器与试剂酸度计、容量瓶、烧杯、酸式滴定管、移液管、吸耳球、0.1molL-1HAc标准溶液1．配制不同浓度的醋酸溶液用移液管和吸量管分别取25mL、50mL、25mL已测定浓度的HAc溶液，把它们分别加入3个50mL容量瓶中，再用去离子水稀释到刻度，摇匀。
算出此3瓶HAc溶液的浓度。
2．测定醋酸溶液的pH值把以上稀释的HAc溶液和原HAc溶液共4种不同浓度的溶液，分别放入4个干燥的50mL烧杯中，按由稀到浓的次序用酸度计分别测定它们的PH值，记录数据和室温，计算解离度和解离常数。
四、注释测定HAc溶液的pH值时，要按照HAc溶度由小到大的顺序测定所用的HAc溶液要事先进行标定五、问题与思考1、不同浓度的HAc溶液的电离度和电离常数是否相同?2、实验时为什么要记录温度?（Ⅱ）电导法醋酸(以HAc表示)是一元弱酸，在水溶液中存在以下电离平衡：HAc H++Ac-起始浓度c00平衡浓度c-cαcαcαK(HAc)＝c(H+)·c(Ac-)／c(HAc)K(HAc)＝cα2／1-α电离度可通过测定溶液的电导来求得，从而求得电离常数。
实验13醋酸电离度和电离常数的测定
实验13 醋酸电离度和电离常数的测定一、实验目的1．学习测定醋酸电离度和电离常数的基本原理和方法。
2．学会酸度计的使用方法。
3．进一步熟练溶液的配制和酸碱滴定操作。
二、实验原理醋酸(CH 3COOH ，简写成HAc)是一种弱酸，在水溶液中存在下列电离平衡：HAc (aq)H + (aq) + Ac － (aq)其电离常数的表达式为：][]][[HAc Ac H K HAc-+=式中：[H +]、[Ac －]和[HAc]分别为H +、Ac －和HAc 的平衡浓度 (mol/L)，K HAc 为醋酸的酸常数（电离常数）。
设HAc 的起始浓度为c (mol/L)，醋酸的电离度为α，在纯醋酸溶液中，[H +] = [Ac －] = c α ，[HA c ] = c －[H +] = c (1－α)，醋酸电离度、电离常数表示如下：c H ][+=α， ][][][]][[2++-+-==H c H HAc Ac H K HAc 在一定温度下，用酸度计测定已知浓度的醋酸溶液的pH 值，根据pH=－log[H +]，换算成[H +]，代入上述关系式中，可求得该温度下醋酸的电离常数K HAc 值和电离度α。
三、预习要求1．电离度和电离常数基本概念。
2．容量瓶、移液管和滴定管的使用（教材5.1）。
3．酸度计的工作原理和使用方法（教材5.3.1）。
四、仪器与试剂仪器：pHS-3C 型酸度计，温度计，容量瓶，吸量管，移液管，碱式滴定管，滴定管夹，铁架台，锥形瓶，烧杯，洗瓶，洗耳球。
试剂：0.1000 mol/L NaOH 标准溶液，0.1 mol/L HAc 溶液，1% 酚酞溶液，pH = 4.00和pH = 6.86标准缓冲溶液。
材料：吸水纸。
五、实验内容1. 醋酸溶液浓度的标定用移液管取25.00 mL待标定浓度的(约0.1 mol/L)HAc溶液，置于250 mL 锥形瓶中，滴加2～3 滴酚酞指示剂，用NaOH标准溶液滴定至溶液呈现粉红色，并在半分钟内不退色为止。
实验8HAc电离度和电离常数的测定
实验8 HAc电离度和电离常数的测定[实验目的]1、配制不同浓度的标准HAc溶液。
2、掌握电导仪的使用方法，学习电导法测定电离度和电离常数的原理及在井穴板上进行溶液电导率测试的操作。
3、加强对弱酸的电离度，电离常数和溶液的浓度与电导关系的理解。
[实验原理]HAc在H2O中电离：HAc=H++Ac-，平衡时平衡常数Kc，浓度c和电离度〆间的关系为：Kc=c·〆2/（1-〆）（1）求得〆，即可由已知的c求出Kc。
电解质导电能力由电导（L）（电阻的倒数）来衡量，L=k·A/d （K为电导率，S·m-1）摩尔电导（便于比较不同电解质溶液的导电能力）：1mol电解质溶液置于单位距离（1m）的两个电导池的平行电极间，此时的电导称摩尔电导（∧m），∧m与电导率k的关系为：∧m =k·V m=k/c为m3时，∧m为s·m2·mol-1，c为mol·m-3；若V为dm3，c为mol·L-1，式中V则∧m为s·dm2·mol-1，此时公式为∧m=K×10-3/c。
弱电解质无限稀释时，看作完全电离（〆→1），此时的∧m称极限摩尔电导∧∞，m，T一定，∧∞，m一定。
T一定时，〆=∧m/∧∞（∧m为浓度c时的摩尔电导）上式代入（1）式即得：Kc=c·∧m2/[∧∞（∧∞-∧m）]，另：内插法求所需∧∞值：（∧∞，2-∧∞，1）/（∧∞，x-∧∞）=（T2-T1）/（Tx-T1），代入具体数据即可求出∧∞，x的值。
[结论]〆随HAc浓度c↗而↘；c↘，k↘，∧∞↗；Kc与HAc的浓度c无关。
μs/cm=10-6s/10-2m=10-4s/m (s=Ω-1)[注意事项]1、电极一定要保护好。
2、井穴板必须整洁干燥，但不能在烘箱内干燥！3、所测溶液从稀到浓。
4、井穴板中溶液不能注满，电极要完全浸入，每做完一次测定后要用蒸馏水清洗，再用待测液润洗。
电离平衡常数
对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时
c ( H+) .c( A-)
Ka=
c(HA)
对于一元弱碱 MOH M++OH-，平衡时
c ( M+).c( OH- )
ห้องสมุดไป่ตู้Kb=
c(MOH)
2、意义：K值越大，电离程度越大，相应 酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温 度变化。升高温度，K值增大
A<B
A=B A<B
A>B A>B A<B
练习
1、在0.1mol/L盐酸和0.1mol/L醋酸 各50mL的溶液中分别投入0.1g锌粒， 反应开始时产生H2的速率 不相等 ， 在相同条件下，产生H2的体积 相等 。 （相等、不相等）
2、取pH均等于2的盐酸和醋酸各100 mL， 分别稀释2倍后，再分别加入0.03 g锌粉， 在相同条件下充分反应，下列有关叙述正 确的是
。
（用<、=、> 表示）
由n（H+）决定
5：体积和pH都相等的盐酸和醋酸 溶液的导电能力___相__同______，升高相
同温度后导电能力 _____醋__酸__大__于__盐__酸_______。
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
A.醋酸与锌反应放出的H2多 B.盐酸与锌反应放出的H2多 C.醋酸与锌反应速率大 D.盐酸和醋酸分别与锌反应的速率一样大
3、有H+浓度相同、体积相等的三种酸：a、 盐酸 b、硫酸 c、醋酸，
同时加入足量的锌， 速率由C（H+）决定
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
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。
有机酸分子量的测定实验
m5 5
初读: 终读: 体积：
m6 6
初读: 终读: 体积：
标定氢氧化钠：
被滴定液
滴定剂
结果计算
滴定有机酸： 1 CNaOH
NaOH初读: NaOH终读: NaOH体积：
2
3
4
5
6
M(A) 平均M(A)
平均偏差
相对平均差
结果计算
有机酸摩尔质量( g· -1 )，保留四位有效数字。 mol
计算公式： （用Q值检验法有无数据舍去）
实验原理
对于草酸((COOH)2 pK1=1.22,pK2=4.19 M=90.04)、柠檬酸(H3C6H5O7 pK1=3.13 pK2=4.76 pK3=6.40 M=192.14)和酒石酸 ((CH(OH)COOH)2 pK1=3.04 pK2=4.37 M=150.09)与此类似，一般用酚酞作指示剂。
减量法
减量法：如果试样是粉末或易吸湿的物质，则需把试样装在称量瓶 内称量。倒出一份试样前后两次质量之差，即为该份试样的质量。 称量时，用纸条叠成宽度适中的两三层纸带，毛边朝下套在称量瓶 上。右手拇指与食指拿住纸条，由天平的右门放在天平右盘的正中， 取下纸带，称出瓶和试样的质量。然后右手仍用纸带把称量瓶从盘 上取下，交予左手仍用纸带拿住，放在容器上方。右手用另外一小 纸片衬垫打开瓶盖，但勿使瓶盖离开容器上方。慢慢倾斜瓶身至接 近水平，瓶底略低于瓶口。在称量瓶口离容器上方约1cm处，用盖 轻轻敲瓶口上部使试样落入接受的容器内。倒出试样后，把称量瓶 轻轻竖起，同时用盖敲打瓶口上部，使粘在瓶口的试样落下(或落入 称量瓶或落入容器，所以倒出试样的手续必须在容器口正上方进行)。 盖好瓶盖，放回天平盘上，称出其质量。两次质量之差，即为倒出 的试样质量。若不慎倒出的试样超过了所需的量，则应弃之重称。 如果接受的容器口较小(如锥形瓶等)，也可以在瓶口上放一只洗净的 小漏斗，将试样倒入漏斗内，待称好试样后，用小量蒸馏水将试样 洗入容器内。
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有机酸电离度及电离平衡常数和相
4
对分子质量的测定
对于NaAc-HAc组成的缓冲溶液，pH值可采用
以下公式计算：
pH
pK
a
lg
c( Ac ) c(HAc)
当：c( Ac ) c(HAc)
则：pK
a
pH
得：K
a
c(H )
有机酸电离度及电离平衡常数和相
5
对分子质量的测定
HAc
3. 将电极取出，用蒸馏水冲洗，用吸水纸吸干后插入另一 pH=4.00的缓冲溶液中，用“斜率”旋钮调节至pH为4.00。
有机酸电离度及电离平衡常数和相
13
对分子质量的测定
pH计的使用
4. 反复进行2、3两步，直至不用调节旋钮而直接读出准确 的值。以后所有的测量中均不再调节“定位”和“斜率” 旋钮。
差减法
100mL H2O
Байду номын сангаас
酚酞
0.45~0.55 邻苯二甲酸氢钾
50mL
1~2滴
0.1mol•L-1NaOH 滴定
溶液呈 微红 （30秒不褪色）
有机酸电离度及电离平衡常数和相 对分子质量的测定
摇匀
18
有机酸的测定
100mL
差减法
有机酸 0.6~0.7g
H2O 30mL
100mL 容量瓶
有机酸电离度及电离平衡常数和相
率是一定，可查表得到。
• 摩尔电导率由电导率κ求出，与醋酸溶液浓度c 及电导率κ之间关系为：
m c 1000
有机酸电离度及电离平衡常数和相
7
对分子质量的测定
实验步骤
移液管 分别量取 5.00mL 10.00mL 25.00mL
已知浓度的HAc
50ml容量瓶 定容
分别移入
已知浓度HAc溶液 约40mL
有机酸电离度及电离平衡常数和相
9
对分子质量的测定
数据记录与处理(pH法）
编
CHAC
pH
CH+
号
CAC _
1 0.01044 3.38 4.169×10-4 4.169×10-4
Ka0 1.731×10-5
%
4.06
2 0.02088 3.21 6.165×10-4 6.165×10 -4 1.881 ×1 0-5 2.95
有机酸电离度及电离平衡常数和相
11
对分子质量的测定
pH计的使用
酸度计由测量电极和精密电位计构成。 测量电极包括参比电极和指示电极。
测量电极的作用是将被测量溶液的pH 的变化转换为电位信号输出，精密电位计 的作用是测量电极发送来的电信号并直接 将电位信号转换为pH读数。
通常以饱和甘汞电极为参比电极。
19
对分子质量的测定
250mL
25.00mL 有机酸试液
1~2滴酚酞
NaOH滴定
溶液呈 微红 （30秒不褪色）
有机酸电离度及电离平衡常数和相
20
对分子质量的测定
数据记录与处理
编号
1
2
邻苯二甲酸氢钾（g）
消耗的NaOH体积 V (mL)
NaOH的浓度/mol•L-1 NaOH的浓度平均值/mol•L-1 绝对偏差d 相对平均偏差（%）
移入
1，2，3 50mL
4 50mL
1，2，3，4号溶液
有机酸电离度及电离平衡常数和相 对分子质量的测定
测定HAc溶液的pH 电导率。
8
未知弱酸标准解离常数的测定
5 50mL
未知一元弱 10.00mL
1～2滴酚酞
0.1mol•L-1NaOH 滴定
微红色 30s不褪
未知一元弱 10.00mL
测定HAc溶液的 pH值。
7.测量完毕，清洗电极，关闭仪器。
有机酸电离度及电离平衡常数和相
16
对分子质量的测定
相对分子质量的测定
nNaOH + HnA (有机酸） 本实验：n=2
NaA+nH2O
有机酸电离度及电离平衡常数和相
17
对分子质量的测定
•
0.1mol•L-1NaOH配标
2gNaOH
H2O
500mL试剂瓶
250mL
10
对分子质量的测定
、数据记录及处理（电导法）
编
CHAC
号
к(μs·cm-1)
1 0.01044 1.66×1 02
к(s·m-1) 1.66×10-2
Λm (s·m2·mol-1)
1.59×10-3
α%
KaO
4.07 1.80×10-5
2 0.02088 2.32 × 102 2.32× 10-2 1.12×10-3 2.87 1.77 ×10-5
H+ + Ac-
Ⅱ、电导率法
• 醋酸是一元弱酸，它的标准解离常数与解离度α存
在如下关系：
HAc
H+ + Ac-
• 起始浓度
c
00
平衡时浓度 •
c－ c c c
K
0 a
c 2 1
有机酸电离度及电离平衡常数和相
6
对分子质量的测定
• 根据电解质溶液理论，弱电解质的解离度 为：
• 在一定温度下，弱电解质mm 的无限稀释摩尔电导
仪电极常数；
有机酸电离度及电离平衡常数和相
15
对分子质量的测定
电导仪的使用
4.将检查/测量旋钮扳至检查挡后，将指针调至满刻度， 然后扳至测量挡；
5.将电极插入待测液前，应将量程调到最大，以免指针 被打坏；
6.电极插入待测液，将量程挡调节至合适的范围；读数， 量程挡调在黑点，指针在黑色刻度处读数，量程挡调 节至红点，指针在红色刻度处读；
标准电离常数
K
a
的表达式为
K
a
(c H
/ c ) (cAc cHAc / c
/ c )
(c H
/ c
)2
cHAc / c
有机酸电离度及电离平衡常数和相
3
对分子质量的测定
而HAc的电离度可表示：
c(H )
c(HAc )
用pH计测出已知浓度乙酸得pH，即可计算出一 定温度下的电离度和电离平衡常数。
3 0.05220 3.60 × 102 3.60×10-2 6.90×10-4 1.77 1.67 ×10-5
4 0.0100 5.04 × 102 5.04 ×10-2 4.83×10-4 1.24 1.63 ×10-5
平均：Ka0=1.72 × 10-5
24℃时的Λm∞(s·m2·mol-1)近似取25℃的Λm∞值390.7 × 10-4来计算。
有机酸电离度及电离平衡常数 和相对分子质量的测定
李秀玲
有机酸电离度及电离平衡常数和相
1
对分子质量的测定
实验目的
1、了解pH法和电导法测定弱酸的解离度和解离常数 的原理与方法。 2、学习pH计和电导仪的使用。 3、学习移液管、容量瓶和滴定管的基本操作。
实验原理
Ⅰ. pH法
乙酸是一元弱酸，在水溶液中存在下列解离： HAc + H2O = H3O+ + Ac-
有机酸电离度及电离平衡常数和相
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对分子质量的测定
pH计的使用
1. 将电极固定于电极架上，并按要求接入相应的接口中， 选择开关拨至pH档，并将仪器的温度补偿旋钮旋至溶液的 温度值。
2. 打开仪器的电源开关，将电极浸入pH=6.86的标准缓冲 溶液中，按下“测量”按钮，调节“定位”旋钮，使显示 器显示6.86。
3 0.05220 3.01 1.0×10-4 1.01 × 0-4 1.861 ×10 -5 1.87
4 0.1044 2.85 1× 10-3 1.01 × 10-3 1.941 × 10-5 1.35
Ka0平均 =1.85 × 10-5
5
4.66 2.18 ×10-5
2.18 × 10-5
有机酸电离度及电离平衡常数和相
5. 将电极取出，用蒸馏水冲洗，用吸水纸吸干后插入待测 溶液中，此时的读数便是该溶液的pH。
6. 测量结束后，取出电极，用蒸馏水洗净，再按电极保养 的要求分别放置于合适的地方。
有机酸电离度及电离平衡常数和相
14
对分子质量的测定
电导仪的使用
操作步骤： 1.仪器开启后要预热20分钟； 2.调节好温度补偿； 3.按电极提供常数调节好电导
有机酸电离度及电离平衡常数和相 对分子质量的测定
3
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数据记录与处理
编号
1
2
有机酸的质量/g
消耗的NaOH体积 V /mL
有机酸相对分子质量 有机酸相对分子质量平均值 绝对偏差d 相对平均偏差（%）
有机酸电离度及电离平衡常数和相 对分子质量的测定
3
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