ARTICLE · 1136452
高中化学|《电离平衡常数》课堂教学
高中化学|《电离平衡常数》课堂教学
高中化学选择性必修一化学反应原理 一、电离平衡常数表达式 用电离常数可以衡量弱电解质的电离程度。 （Ka 代表弱酸的电离平衡常数；Kb 代表弱碱的电离平衡常数） 1、醋酸电离 CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺ Ka = [c(CH₃COO⁻)·c(H⁺)] / c(CH₃COOH) 2、一水合氨电离 NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ Kb = [c(NH₄⁺)·c(OH⁻)] / c(NH₃·H₂O) 3、多元弱酸分步电离（以 H₂CO₃ 为例） 第一步：H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻ Ka₁ = [c(H⁺)·c(HCO₃⁻)] / c(H₂CO₃) 第二步：HCO₃⁻ ⇌ H⁺ + CO₃²⁻ Ka₂ = [c(H⁺)·c(CO₃²⁻)] / c(HCO₃⁻) 规律： Ka₁ ≫ Ka₂，多元弱酸酸性主要由第一步电离决定。 Ka数值越大，弱酸电离程度越大，对应酸性越强。 
例题计算 0.1 mol/L CH₃COOH溶液，测得 c(CH₃COO⁻)=1.4×10⁻³ mol/L，求该温度下醋酸的Ka。 CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻ 起始浓度：0.1 0 0 变化浓度： x x x 平衡浓度：0.1‑x x x 醋酸电离程度很小，0.1‑x ≈ 0.1 Ka = [c(H⁺)·c(CH₃COO⁻)] / c(CH₃COOH) =(1.4×10⁻³ ×1.4×10⁻³) / 0.1 ≈1.96×10⁻⁵ 稀溶液近似公式（弱电解质电离程度很小） Ka = x²/(c‑x) ≈ x²/c c(H⁺)=x = √(Ka·c) 电离度 α = x/c = √(Ka/c) - 加水稀释，c减小，α增大（越稀越电离） - 加入冰醋酸，c增大，α减小 - 升高温度，Ka增大，α增大 
补充： 物质的量相同的HCl与CH₃COOH，中和消耗NaOH的物质的量相等。 二、电离平衡常数的影响因素 1、温度：同一弱电解质，电离平衡常数只受温度影响；电离过程吸热，温度越高，K越大。 2、内因：由弱电解质本身的性质决定。 相同温度条件下，K越大，弱电解质越容易电离，酸（碱）性越强。 多元弱酸、多元弱碱满足：Ka₁ ≫ Ka₂ ≫ Ka₃，酸性强弱一般只需要考虑第一步电离。 
三、电离常数的应用 1、判断电离平衡移动方向：比较浓度商Q与K的大小 - Q＜K：平衡正向移动 - Q＝K：处于平衡状态 - Q＞K：平衡逆向移动 2、比较相同温度下不同弱电解质的相对强弱 电离常数K越小，代表弱电解质越难电离，利用K可以对比弱酸、弱碱酸性或者碱性强弱。 实例： 利用Ka判断 NaClO + H₂O + CO₂ 的反应产物 电离常数大小：Ka(H₂CO₃)＞Ka(HClO)＞Ka(HCO₃⁻) 反应：NaClO + CO₂ + H₂O = HClO + NaHCO₃，不能生成Na₂CO₃ 离子反应：CO₃²⁻ + HClO = HCO₃⁻ + ClO⁻ 四、多元弱酸的电离 1、多元弱酸（多元弱碱）在水溶液中是分步电离，每一步均为可逆，分别对应分级电离常数Ka₁、Ka₂、Ka₃。 2、多元弱酸的逐级电离常数差距很大，酸性强弱主要由第一步电离决定。 
课堂小结 1、意义：电离平衡常数是表征弱电解质相对强弱的特征物理量。 2、影响因素：只和温度、弱电解质本身性质有关，与溶液浓度无关。 3、两大应用：①判断电离平衡移动；②比较弱电解质相对强弱。 4、多元弱酸：分步电离，逐级电离常数相差悬殊，酸性主要看第一步电离。
第三章第一节第三课时：电离平衡常数