电离平衡常数
化学物质的电离度与电离平衡常数
化学物质的电离度与电离平衡常数化学物质的电离度与电离平衡常数是化学反应中重要的概念，它们对于理解溶液中物质的行为以及酸碱反应等过程具有重要意义。
本文将从电离度的定义、电离平衡常数的计算以及影响电离度和电离平衡常数的因素等方面进行探讨。
一、电离度的定义电离度是指在溶液中溶解的物质分子或离子的离解程度。
当物质溶解时，其中的分子或离子会与溶剂分子发生相互作用，部分分子或离子会发生离解，形成溶液中的离子。
电离度可以用来描述溶液中溶质的离解程度，它通常用符号α表示，取值范围在0到1之间。
二、电离平衡常数的计算电离平衡常数是指在一定温度下，溶液中物质的电离反应的平衡常数。
对于一般的电离反应，可以用离子浓度的比值来表示电离平衡常数。
以酸碱反应为例，对于弱酸HA的电离反应：HA ⇌ H+ + A-电离平衡常数Ka可以用下式表示：Ka = [H+][A-]/[HA]其中[H+]表示氢离子（质子）的浓度，[A-]表示阴离子的浓度，[HA]表示酸分子的浓度。
电离平衡常数的值越大，说明酸的电离程度越大。
三、影响电离度和电离平衡常数的因素1. 温度：温度对电离度和电离平衡常数有显著影响。
一般情况下，温度升高会使电离度和电离平衡常数增大。
这是因为温度升高会增加反应物分子的动能，使得反应速率增加，促进电离反应的进行。
2. 溶液浓度：溶液中物质的浓度对电离度和电离平衡常数也有影响。
一般来说，溶液浓度越高，电离度和电离平衡常数越大。
这是因为溶液浓度的增加会增加反应物分子之间的碰撞频率，从而促进电离反应的进行。
3. 溶剂性质：溶剂的性质对电离度和电离平衡常数也有一定影响。
不同溶剂对物质的电离程度有不同的影响。
例如，极性溶剂通常会增加物质的电离度和电离平衡常数，而非极性溶剂则相反。
4. 分子结构：物质的分子结构也会影响其电离度和电离平衡常数。
分子中的官能团以及原子间的键的强度等因素都会影响电离度和电离平衡常数的大小。
综上所述，化学物质的电离度与电离平衡常数是描述溶液中物质行为的重要指标。
电离平衡常数
2012年考试说明
知识目标： （二）化学基本概念和基本理论 7．电解质溶液 （3）了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。了解电离度 和电离平衡常数的概念及其简单计算。 （6）了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因 素、盐类水解的应用。 （8）了解难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡。了解溶 度积的含义。
Ka c(HF ) 省略了Ka，这就失去了概念本身的涵义
第（3）小题：
（21故0：无1Q0沉浙(C淀a江F；2卷)无=，4公×2式160且）－数4/22据5×℃错(时1误.6，，×021分.00－。31/20)2=3 m1.2o8l·×L1-10氢－1氟0＜酸K水sp，
溶液2：中Q，(Ca调F2节)=溶2×液10p－H4×(忽(4略×体10积－4)变2=3化.2)×，1得0－到11＜c(KHsFp)，、无c(公F式-)
20.51℃0““甚m时溶至HoS，液“lC·L将浓两N-的1度溶2H0水不液SmC解同酸LN速”碱0溶.率、性1液0（“不m分或同HoS水别”lC·L解、N与-能与1“2C力N0溶Hma）解H3LCC大度0OO于”.31O反C0、HH应m“溶3C比o温l液O·较度LO和剧-H”1N”2烈、、0a”mHCLO3 溶液“混时合间，因素实”验等测等得；产基生本的概气念混体淆体，积理（解V不）到随位时。 间（t）
与溶且3：数液c据(pCH错a2的误+)=变，4×得化本10关0分题－系。4分m，o值l如/L1，下5分c图(F，－所)全示=4省,×K平1s0p均－(C3得mao分Fl/2L4)，.＝8分1.51010 （3K）sp(4C.0aF21)0=m-31.o5l×·L10-1－H10F= c(Ca2+)·c2(F－) 溶Ca液而4（C：Q0l与2Q分溶(cC）(aC液4。F.a02F等)=21)0=3体-.4m2c×(积Co1al混·02L+－)合·-1c11 (F，K－s)p或＞QQc(∴C不aF会2)有= c沉2(淀Ca。2+全)·c错(F0－分)，。 调节5：混部合分学液生p干H脆为连4离.0子电荷数省略变成原子了，c(Ca)·c(F)也 （忽不乏略其调人节。 混合液体 积的6：变计化算能）力，弱通,平日过依列赖使用计算器。 式计c(C算a2说+)·明c2 (是F－否) =有2.0沉×10－4×(1.6×10－3)2=5.1×10－8，连数 淀产量级生也。算错，类似的低级错误层出不穷。
考点强化电离平衡常数及相关计算
考点强化电离平衡常数及相关计算电离平衡常数是指在一定温度下，气相或溶液中，反应中生成的离子浓度的乘积与反应物浓度的乘积的比值。
它描述了酸碱性质和溶解度等重要的化学行为。
掌握电离平衡常数的相关计算方法对于理解和预测化学反应具有重要意义。
电离平衡常数的计算方法取决于反应的类型。
我们可以将反应分为酸碱反应、溶解度反应和气相反应。
在酸碱反应中，电离平衡常数通常使用酸度计算，即酸解离常数。
以酸HA为例，它在溶液中可解离为H+和A-，其反应方程为HA ⇌ H+ + A-。
酸度常数Ka定义为[H+][A-]/[HA]，其中[H+]表示氢离子浓度，[A-]为阴离子浓度，[HA]为酸浓度。
酸度常数的对数值称为pKa，pKa = -logKa。
可以通过实验手段来测定酸的酸度常数或pKa值，也可以通过计算方法来预测。
在溶解度反应中，电离平衡常数又被称为溶解度常数。
以固体AgCl的溶解度反应为例，AgCl在水中溶解为Ag+和Cl-，其反应方程为AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq)。
溶解度常数Ksp定义为[Ag+][Cl-]/[AgCl]，其中[Ag+]表示Ag离子浓度，[Cl-]为Cl离子浓度，[AgCl]为AgCl浓度。
Ksp的值可以通过实验手段来测定。
溶解度常数越大，说明该物质越容易溶解。
在气相反应中，电离平衡常数通常使用平衡常数来表示。
以气体反应A(g) ⇌ B(g)为例，反应方程可以表示为A ⇌ B。
平衡常数Keq定义为[B]/[A]，其中[B]表示B的浓度，[A]为A的浓度。
当A和B分别为气体时，Keq可以通过实验手段来测定。
平衡常数越大，说明B的生成倾向性越大。
计算电离平衡常数时，需要注意反应的浓度或分压。
在溶液中，浓度可以通过化学计量关系和溶解度等计算得到。
在气相反应中，可以使用理想气体状态方程来计算分压。
此外，还需要考虑反应的温度因素。
电离平衡常数随着温度的变化而改变，通常可以通过Van 't Hoff方程来预测。
电离平衡常数
B.盐酸<醋酸
C.一样多
D.无法确定
此时C（醋酸）远大于C（HCl），最终产生H+多 与盐酸
结论：等体积等H+浓度的一元强酸与一元弱酸中和碱的能力： 弱酸>强酸
补充知识：
一.等体积等浓度的一元强酸与一元弱酸对比（以HCl和CH3COOH为例）
1.C(H+)大小: HCl>CH3COOH 2.酸性强弱: HCl>CH3COOH 3.中和碱的能力：（相同）
4.与同一金属反应的起始速率： 相同
5.与足量金属反应产生H2的总量： CH3COOH>HCl
思考： 将等体积,H+浓度均为1mol/L的盐酸和醋酸加水稀释100倍 之后， 它们的H+浓度还相等吗？若不想等，谁的H+浓度更大？
不相等 CH3COOH>HCl CH3COOH是弱电解质，加水会继续电离产生H+
若H+浓度相同，则酸性相同
1L 1mol/LHCl溶液与 1L 1mol/LCH3COOH溶液与足量等浓度的
NaOH溶液发生酸碱中和反应，消耗的NaOH体积 （ C ）
A.盐酸>醋酸
B.盐酸<醋酸
C.一样多
D.无法确定
中和反应的本质是H++OH-=H2O
即H+与OH-的物质的量1:1反应试写出化学方程式分析：
醋酸
C C 思考（H：Cl此）时盐<酸的（浓C度H3与CO醋OH酸）的浓度谁大谁小？
原因：醋酸是弱电解质电离很微弱，若醋酸要和盐酸H+浓度相等， 则醋酸浓度必然大于盐酸
等体积 等H+浓度的HCl溶液与CH3COOH溶液与足量等浓度的 NaOH溶液发生酸碱中和反应，消耗的NaOH体积 （ B ）
电离平衡常数
H++A-，平衡时
M＋+OH-，平衡时
c ( M+).c( OH- )
例：CH3COOH
CH3COO－ + H+
c(CH 3COO ) c(H ) K c(CH 3COOH)
练习： 写出 HF NH3· H2O Fe(OH)3 的电 离平衡常数的表达式
多元弱酸的电离： H 2S HS－
c(HS ) c(H ) － + HS + H K 1 1.3 107 c(H 2S)
S2－
+
H+
c(S ) c(H ) 15 K2 7.1 10 － c(HS )
2
K1 》K2 ，因此一般只考虑第一步。
（2）电离平衡常数意义：
在相同条件下，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。 （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。 B.与化学平衡常数一样，同一弱电解质的 电离平衡常数只受温度影响，不受浓度影响。
弱电解质分子总数
（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。 （同离子效应、离子反应效应）
填空： （1）K只于温度有关，当温度升高时，K 值 增大 。 （2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，K 值越大酸的酸性越强 。 （3）多元弱酸是分步电离的，每一步都有相 应的电离平衡常数，对于同一种多元弱 酸的K1、K2 、K3之间存在着数量上的规律 是： K1》K2 》K3 。
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。
电离平衡常数K
对于一元弱酸 HA
Ka=
H++A-，平衡时
c(HA)
c ( H+) .c( A-)
对于一元弱碱 MOH
K b=
M++OH-，平衡时
c ( M+).c( OH- )
c(MOH)
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。
注意：
1）在公式中的浓度均是平衡浓度； 2）K只与温度有关。 3）K反映弱电解质的相对强弱。 4）多元弱酸是分步电离，而且 K1＞＞K2＞＞K3。
5.下列说法正确的是（ BD ） A.H2SO4溶液中存在H+不存在OHB.NaOH溶液中水电离的c(OH-)等于水 电离的c(H+) C.80oC时KCl溶液中OH-和H+的浓度一定 都等于1.0×10-7mol/L D.常温下，任何物质的水溶液中都有 OH-和H+，且KW=1.0×10-14
6、已知25℃时， Kw=1.0×10-14， 100 ℃时， Kw=55×10-14，这说明 （ AC ） A.25℃时纯水的c(H+)=1.0×10-7， 100 ℃时纯水的c(H+)>1.0×10-7 B.100 ℃时水的电离程度更小 C.水的电离过程是一个吸热过程 D.温度越高Kw越小
小结 影响水的电离平衡的因素 （1）温度 （2）酸 （3）碱
升高温度促进水的电离，Kw增大 抑制水的电离，Kw保持不变 c(H+)水=c(OH-)水 ＜1×10-7 mol/L
（4）盐 （第三节详细介绍）
巩固练习 1、常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐 酸溶液中，由水电离产生的c(H+)是多 少？ 1×10-9 mol/L
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0.1141
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根据表中数据计算698.6K平衡时的值，并分析其中规律。
3A(g)+B(g) xC(g)+2D(g)，当反应达到平衡时，生成0.4 molD，并测得C的平衡浓度为0.4 mol·L-1，下列叙述中不正确的是（）
A.x的值为2B.A的转化率为40%
C.B的平衡浓度为0.8 mol·L-1 D.D的体积分数为25%
5．高温下，某反应达到平衡，平衡常数＝。恒容时，温度升高，H2浓度减小。下列说法正确的是( )
2、符号：
3、表达式：
【注意】①浓度为平衡时的浓度
②固体或纯液体不存在浓度，不出现在表达式中。
4、单位:
【交流研讨】P43页填写内容
【思考】
(1).对于某一化学反应，Kc的表达式唯一吗？
(2).对于系数一定的化学反应，Kc的数值受何影响？
(3).对于某一可逆反应，其正反应和逆反应的Kc有何关系？
【总结】
A.K越大，达到平衡时，反应进行的程度越大
B.K越小，达到平衡时，反应物的转化率越大
C.K随反应物浓度的改变而改变
D.K随温度的改变而改变
3．某温度时，N2+3H2 2NH3的平衡常数K=a,则此温度下，
NH3 3/2H2+1/2N2的平衡常数为（）
A．a-1/2B．a1/2C．a2D．a-2
4．（双选）在1 L密闭容器中，1 mol A和1 mol B混合发生如下反应：
(1)则400℃时此反应的平衡常数是。
(2)其逆反应的平衡常数是。
(3)若保持温度不变，将容器体积缩小一半，则平衡常数为。
5、影响因素：
内因：；
外因：。升高温度，吸热反应的Kc，放热反应的Kc。
6、应用：
1.判断化学反应可能进行的程度。（P42资料在线）
2.判断可逆反应是否达到平衡状态。
对于可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)
分析实验数据，思考下列问题：
(1)相同温度，达到化学平衡状态时的数值相同吗？
(2)这个常数与反应的起始浓度大小有关吗？
(3)这个常数与正向建立还是逆向建立平衡有关系吗？
三、化学平衡常数。
1、定义：在一定温度时,当可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)达到平衡状态时，生成物平衡浓度的幂之积与反应物平衡浓度的幂之积的比值是一个常数，这个常数称为化学平衡常数，简称平衡常数。
A．该反应的焓变为正值
B．恒温恒容下，增大压强，H2浓度一定减小
C．升高温度，逆反应速率减小
D．该反应的化学方程式为CO＋H2O CO2＋H2
达到平衡状态时Kc=[C]c[D]d；任意状态时：浓度商QC=cc(C)·cd(D)
[A]a[B]bca(A)·cb(B)
在某温度下，用浓度商Qc与Kc比较大小来判断是否达到平衡。
浓度商QC=Kc反应状态。
QC<Kc反应状态。
QC>Kc反应状态。
【练习2】:已知密闭容器中发生如下反应：X(g)+2Y(g) 2Z(g),取X和Y按1:1的物质的量之比混合，达到平衡后，测得混合气体中反应物的总物质的量与生成物的总物质的量之比为3:2,则Y的转化率最接近于（）
①平衡常数表达式与有关。
②对于给定的反应，正逆反应的平衡常数互为。
③Kc的单位与一一对应。
④Kc只受影响，不随浓度的改变而改变。
⑤Kc大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数的数值越大，说明反应进行得NH3（ΔH<0）在400℃达到平衡时，c(N2)=1mol/L，c(H2)=2mol/L，c(NH3)=4mol/L，
该反应物的起始总量
【注意事项】
1、平衡转化率使用时，给α注明下标明确是那种反应物的转化率。如：αA
2、物质的平衡转化率越大，表示反应程度越大。
3、用不同物质的平衡转化率表示同一反应的程度时，数值可能不同。
4、增多一种反应物，则另一种反应物的平衡转化率增大。
5、学会利用平衡三段式进行转化率计算。
【练习3】:某温度下将H2和I2各0.1mol的气态混合物充入10L密闭容器中充分反应,达到平衡后,测得H2的浓度为0.008mol/L。
4、平衡标志：
【导入】
为了更准确地了解可逆反应的进程，定量地描述化学反应的限度，引入新的概念——化学平衡常数。
【交流研讨】P41页I2(g) +H2(g) 2HI(g)
序号
初始浓度×10-2 mol/L
698.6K
平衡浓度×10-2 mol/L
698.6K
平衡时
c0(H2)
c0(I2)
c0(HI)
[H2]
(1)求该温度下的平衡常数。(2)求H2的转化率。
【达标训练】
1．下列关于化学平衡常数的说法中错误的是（）
A．某特定反应的平衡常数仅受温度影响
B．催化剂不能改变平衡常数的大小
C．平衡常数发生变化，化学平衡必发生移动
D．化学平衡移动时，平衡常数必改变
2.（双选）在某温度下，可逆反应：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)的平衡常数为K，下列说法正确的是（）
的能力。
运用图像描述化学平衡的建立，便于学生理解掌握
学生总结归纳
总结
影响因素
强调：规范性
总结转化率的影响
【复习回顾】
一、
①什么是可逆反应？
可逆反应的特征？
③连接符号：
二、化学平衡状态：
1、定义：在的反应里，正反应速率和逆反应速率，反应混合物中各组分的的状态，称为化学平衡状态。
2、特征：
3、运用图像描述化学平衡的建立过程：
课题：化学平衡常数平衡转化率（第1课时）
二次备课
时间
2013.10.10
主备人
赵静
备课人
学习目标：
1.掌握化学平衡常数的含义和应用。
2.掌握平衡转化率α的应用（借助三段式）。
3.从Kc、Qc角度理解影响化学平衡的因素。
4.通过对“化学平衡常数”问题的研讨，培养学生分析、
处理实验数据的能力，以及从数据中获取信息、总结规律
A.33% B.40% C.50%D.65%
结合上题结果，思考下列问题：
1.Y的平衡转化率的大小能说明反应的程度吗？
2.X、Y的平衡转化率相同吗？
3.如果增多X，平衡如何移动？Y的平衡转化率如何变化？
四、平衡转化率α
平衡时已转化了的某反应物的量
平衡转化率= ————————————————×100%