高中化学电离度电离平衡常数
2025版新教材高中化学第3章第1节第2课时电离平衡常数强酸与弱酸的比较课件新人教版选择性必修1
(1)试比较相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸 性强弱。
提示：电离常数越大，酸性越强，故酸性： HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN。 (2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡向哪个 方向移动？此时HNO2的电离常数是否发生变化？为什么？ 提示：HNO2溶液中存在电离平衡：HNO2 H＋＋NO，加入盐 酸，上述平衡逆向移动；此时HNO2的电离常数不变；原因是溶液的温 度不变。
2．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件 下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)根据电离平衡常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条 件下相对强的酸(或碱)可以制相对弱的酸(或碱)。 (3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动 方向。
(2)T ℃ 时 ， 将 该 溶 液 加 水 稀 释 10 倍 ， 则 CH3COOH 的 Ka ＝ _1_._7_5_×__1_0_－_5____。
2．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
电离 常数
CH3COOH 1.75×10－5
HNO2 5.6× 10－4
HCN 6.2× 10－10
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
正｜误｜判｜断
(1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。( × ) (2)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。( × ) (3)H2CO3 的电离常数表达式为 Ka＝cHc＋H·2cCCOO323－。( × )
深｜度｜思｜考
1.已知T ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。 (1) 当 向 醋 酸 中 加 入 一 定 量 的 盐 酸 时 ， CH3COOH 的 电 离 常 数 不__变__( 填 “ 变 大 ” 或 “ 变 小 ” 或 “ 不 变 ”) ， 理 由 是 _电__离__常__数__只__与__温__度_ _有__关__。
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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拉
居
瓦
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和
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他
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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
电离程度和电离平衡常数的区别
电离程度和电离平衡常数的区别1. 引言嘿，大家好！今天我们要聊聊电离程度和电离平衡常数这两个化学界的“老朋友”。
听起来是不是有点晦涩？别担心，我会用轻松的方式让你明白它们之间的区别。
准备好了吗？让我们一起揭开这两个概念的面纱，看看它们背后的故事。
2. 电离程度2.1 什么是电离程度？电离程度，简单来说，就是某种物质在溶液中分解成离子的比例。
比如说，你把盐放进水里，它就像调皮的小孩子，变成了钠离子和氯离子。
电离程度越高，说明溶液里有越多的离子；反之，电离程度低的时候，离子就像“上班族”一样少得可怜，可能还得在水里呆着发呆。
想象一下，如果你有一瓶水，往里加了一勺盐，经过一段时间，你发现盐全都溶解了，水也变咸了，这就是电离程度高的表现。
一般来说，强电解质的电离程度就像过年放鞭炮，轰轰烈烈；而弱电解质就像平时没什么事儿，一点儿动静都没有。
2.2 电离程度的影响因素电离程度受多种因素影响，比如温度、溶液的浓度，还有溶剂的种类。
就像人的情绪一样，有些环境能让人开朗，有些则让人沉闷。
温度升高，溶解度增加，电离程度也会跟着提高；浓度高的时候，离子间的相互作用也会增加，反而可能降低电离程度。
这就像一场派对，人多了，反而有些人就不想讲话了，没劲！3. 电离平衡常数3.1 什么是电离平衡常数？再来说说电离平衡常数，简称Ka。
这个常数就像是化学反应中的“平衡小天使”，它告诉我们在一定条件下，反应达到平衡时，产物和反应物的浓度比。
举个例子，想象一个大摆锤，左右摆动不停，Ka就告诉我们在左右摆动时，在哪个位置能保持平衡。
Ka的数值越大，说明产物浓度高，电离程度也就越高；反之，数值小的情况，电离程度就不怎么高。
其实，电离平衡常数和电离程度是亲密无间的好朋友，虽然它们各自有各自的“个性”，但一起工作时能够帮助我们理解溶液的行为。
就像一对搭档，互相依赖，缺一不可。
3.2 如何计算电离平衡常数？计算电离平衡常数并不复杂，基本上你需要知道反应的化学方程式，然后把产物的浓度和反应物的浓度放进去，做个简单的数学计算。
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
高中化学人教版选择性必修1课件第三章第一节第2课时电离平衡常数
1。
答案：(1)中
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(2)已知在常温常压下，空气中的 CO₂溶于水，到达平衡时，溶液的 pH=5.60, c(H₂CO₃)=1.5×10⁵mol·L¹。 若忽略水的电离及H₂CO₃的第二级电离，则H₂CO₃— 一
HCO₂+H的平衡常数K₁=
解析：
答案：(2)4.2×10-7
D. 在NaCN溶液中通入少量CO₂,离子方程式为2CN+H₂O+CO₂ 2HCN+Co3-
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解析：由于电离常数：HCN<HF,因此相同物质的量浓度的 HCN 和HF 溶液中，后者酸性强， 所以 HF 溶液中水的电离受抑制程度更大， A 说法正确；根据电离常数可知酸性：
HF>HCN>HCO₃,所以对应的盐溶液的碱性Na₂CO₃>NaCN>NaF,B说法正确；相同物质的量浓 度的 NaCN 和 NaF 溶液中，前者的 pH 大 ，c(OH)>c(H), 根据电荷守恒可知，NaF 溶液中 c(Na)+c(H)=c(F)+c(OH),NaCN 溶 液 中c(Na)+c(H)=c(CN)+c(OH), 由于NaF 溶液中 c(H) 大，故 c(F)+c(OH)>c(CN)+c(OH),C 说法正确；由于HCN 的电离平衡常数小于 H₂CO₃的第一步电离常数，大于H₂CO₃的第二步电离常数，故无论通入CO₂的量是多少，离子
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第2课时 电离平衡常数
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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)：
考点43 电离平衡常数及相关计算-备战2020年高考化学考点
专题43电离平衡常数及相关计算1．表达式（1）对于一元弱酸HA ：HAH ++A −，电离常数K =。
H A HA c c c +-⋅（）（）（）（2）对于一元弱碱BOH ：BOHB ++OH −，电离常数K =。
B OH BOH c c c +-⋅（）（）（）（3）对于二元弱酸，如H 2CO 3：H 2CO 3H ++，K 1=；H ++3HCO -323H HCO H CO c c c +-⋅（）（）（）3HCO -，K 2=；且K 1>K 2。
23CO -233H CO HCO c c c +--⋅（）（）（）2．意义：相同条件下，K 越大→越易电离→酸(或碱)性越强3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
4．影响因素5．电离常数的三大应用（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。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
6．电离平衡常数相关计算(以弱酸HX 为例)（1）已知c (HX)和c (H +)，求电离常数 HX H + + X −起始(mol·L −1)：c (HX) 0 0平衡(mol·L −1)：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K ==。
H X HX c c c +-⋅（）（）（）2H HX H c c c ++（）（）-（）由于弱酸只有极少一部分电离，c (H +)的数值很小，可做近似处理：c (HX)−c (H +)≈c (HX)，则K =，2H HX c c +（）（）代入数值求解即可。
（2）已知c (HX)和电离常数，求c (H +)HX H + + X −起始：c (HX) 0 0平衡：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K ==。
常见酸的电离平衡常数表(3篇)
第1篇一、引言酸是化学中一类重要的物质，它们在水溶液中能够释放出氢离子（H+）。
酸的电离平衡常数（Ka）是衡量酸强弱的一个重要指标，它反映了酸在水溶液中电离的程度。
本文将列举一些常见酸的电离平衡常数，以便于读者查阅和参考。
二、强酸的电离平衡常数1. 盐酸（HCl）Ka = 1.3×10^62. 硫酸（H2SO4）Ka1 = 1.99×10^3Ka2 = 2.0×10^-23. 硝酸（HNO3）Ka = 4.0×10^34. 氢溴酸（HBr）Ka = 1.0×10^95. 氢碘酸（HI）Ka = 1.0×10^10三、中等强度的酸的电离平衡常数1. 乙酸（CH3COOH）Ka = 1.8×10^-52. 乳酸（C3H6O3）Ka = 4.3×10^-53. 丙酸（C2H5COOH）Ka = 1.4×10^-54. 苹果酸（C4H6O5）Ka = 1.7×10^-45. 乳酸（C3H6O3）Ka = 4.3×10^-5四、弱酸的电离平衡常数1. 氢氟酸（HF）Ka = 6.6×10^-42. 氢氰酸（HCN）Ka = 4.9×10^-103. 氢亚硫酸（H2SO3）Ka1 = 1.6×10^-2Ka2 = 1.3×10^-74. 氢亚磷酸（H3PO3）Ka1 = 7.5×10^-3Ka2 = 6.2×10^-8Ka3 = 4.6×10^-135. 氢硫酸（H2S）Ka1 = 1.0×10^-7Ka2 = 1.3×10^-13五、非常弱的酸的电离平衡常数1. 氨水（NH3）Ka = 1.8×10^-52. 氢硫化氢（H2S）Ka = 1.0×10^-73. 氢亚硫酸（H2SO3）Ka = 1.6×10^-24. 氢亚磷酸（H3PO3）Ka = 7.5×10^-35. 氢氰酸（HCN）Ka = 4.9×10^-10六、总结本文列举了常见酸的电离平衡常数，包括强酸、中等强度酸、弱酸和非常弱的酸。
高中化学物质的电离度求解技巧
高中化学物质的电离度求解技巧高中化学中，电离度是一个重要的概念，用于描述溶液中的物质在水中的电离程度。
在解题过程中，我们经常需要求解物质的电离度，下面将介绍几种常见的求解电离度的技巧。
一、根据电离度的定义求解电离度的定义是指溶液中电离物质的摩尔浓度与初始物质浓度之比。
根据这个定义，我们可以通过已知的浓度数据来求解电离度。
例如，已知硫酸铜溶液的浓度为0.1mol/L，求解硫酸铜的电离度。
根据电离度的定义，我们可以得到以下方程：电离度 = 电离物质的摩尔浓度 / 初始物质的浓度在这个例子中，硫酸铜的电离度等于溶液中铜离子和硫酸根离子的摩尔浓度之和除以初始硫酸铜的浓度。
二、利用电离平衡常数求解在一些情况下，我们可以利用电离平衡常数来求解物质的电离度。
电离平衡常数是描述电离反应的平衡状态的指标，可以通过实验测定得到。
例如，已知醋酸的电离平衡常数Ka为1.8×10^-5，求解0.1mol/L的醋酸的电离度。
根据电离度的定义，我们可以得到以下方程：电离度 = 根号下 (Ka ×初始物质的浓度)在这个例子中，醋酸的电离度等于电离平衡常数Ka乘以初始醋酸的浓度的平方根。
三、利用酸碱中和反应求解在酸碱中和反应中，酸和碱的摩尔比可以用来求解物质的电离度。
例如，已知盐酸和氢氧化钠按化学方程式HCl + NaOH → NaCl + H2O反应完全，已知盐酸和氢氧化钠的浓度分别为0.1mol/L和0.2mol/L，求解盐酸和氢氧化钠的电离度。
根据电离度的定义，我们可以得到以下方程：电离度 = 电离物质的摩尔浓度 / 初始物质的浓度在这个例子中，盐酸的电离度等于溶液中氯离子的摩尔浓度除以盐酸的初始浓度，氢氧化钠的电离度等于溶液中氢氧根离子的摩尔浓度除以氢氧化钠的初始浓度。
综上所述，求解物质的电离度可以根据电离度的定义、电离平衡常数以及酸碱中和反应来进行。
在解题过程中，我们需要根据具体的题目要求选择合适的方法，并注意计算过程中的单位和精度。
人教版高中化学选修4 化学反应原理《电离平衡常数》教案(第二课时)
第2课时 弱电解质的电离平衡高三考纲要求 1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a 、K b )进行相关计算。
考点二 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。
例如，在25 ℃时，K (HNO 2)＝4.6×10－4，K (CH 3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO 2的酸性比CH 3COOH 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.电离度 (1)概念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的百分比。
(2)表示方法α＝已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100%也可表示为α＝弱电解质的某离子浓度弱电解质的浓度×100%(3)影响因素①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
(1)H 2CO 3的电离常数表达式：K a ＝c 2(H ＋)·c (CO 2－3)c (H 2CO 3)(×)(2)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(×)(3)电离常数大的酸溶液中的c (H ＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c (H ＋)大(×)(4)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(×)(5)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(√)1.同一温度下，H2CO3的电离平衡常数K a1＝4.4×10－7，K a2＝4.7×10－11，有人认为K a1、K a2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。