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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。
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。
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。
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。
（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。
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。
