电离平衡常数的应用
电离平衡常数的应用
一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱
已知几种酸的电离平衡常数如下表所示
几种酸的酸性强弱顺序为
二、比较酸对应盐溶液PH的大小
比较方法：酸越弱对应盐溶液的碱性越强，PH越大
根据电离平衡常数：HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3—
物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为
三、比较酸根结合H+的能力
规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强
25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
（2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为
（3）物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液：
a．Na2CO3、b．NaClO、c．CH3COONa、d．NaHCO3，pH由大到小的顺序是
四、书写化学方程式
1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中
2、下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp(25 ℃)
回
答
下
列
问
题
：
(1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：_____ _____。
(2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式
3、25℃，两种酸的电离平衡常数如右表。
H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。
4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。
向NaCN溶液中通入少量CO 2，所发生反应的化学方程式______________。
五、判断溶液中离子浓度的大小关系
已知几种酸的电离平衡常数如下
常温下，0.1mol·L-1 NaClO溶液的PH 0.1mol·L-1 Na2SO3溶液的PH(填“>”、“<”、“=”)
浓度均0.1mol·L-1 Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中,SO32—、CO32—、HSO3—、HCO3—浓度从大到小的顺序为
六、电离平衡常数的计算
1、已知乙酸是一种重要的化工原料，该反应所用的原理与工业合成乙酸的原理类似；常温下，将amolCH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的bmol·L-1的盐酸使溶液呈中性(不考虑醋酸和盐酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数K a=___________
2、25℃时，将amol·L－1氨水与0.01mol·L－1盐酸等体积混合，平衡时，c(NH4+)=c(Cl－),用含a的代数式表示氨水的电离平衡常数
3、常温下，0.1mol·L－1HCOONa溶液的PH=10，则HCOOH的电离平衡常数
4、常温下，amol·L－1(NH4)2SO4溶液的PH=5,存在平衡:NH4++H2ONH3H2O+OH－,则平衡常数的表达式为,(用含a较为准确的表示式表示,不可化简,近似计算)
5、HR是含Z元素的一元酸。室温时，用0.250mol?L—1NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，a点表示两种物质恰好完全反应。
①右图中x______7（填“>”、“<”或“=”）。
②室温时，HR的电离常数K a=______（填数值）。
解析、①含有碳元素的一元酸由HCOOH、CH3COOH等，由于甲酸、乙酸是弱酸，则HR为一元弱酸，
与氢氧化钠恰好完全中和时生成强碱弱酸盐，由水解规律可知溶液pH>7，则x>7；②室温时HR溶液的pH=3，则c(H+)=10—3mol?L—1，由于HR+NaOH=NaR+H2O中反应物的系数之比等于物质的量之比，则c(HR)=0.250mol?L—1×0.02L÷0.025L=0.200mol?L—1，由于HR H++R—，则的起始浓度均为0，变化浓度和平衡浓度均为10—3mol?L—1，HR的变化浓度为10—3mol?L—1，平衡浓度为
0.200mol?L—1—10—3mol?L—1≈0.200mol?L—1，则HR的电离常数Ka=c(H+)?c(R—)/c(HR)== 5.0×10—6
电离平衡常数的求算方法
电离平衡常数的求算方法 ——有关K a和K b的求解方法小结 一、酸（碱）溶液 例1、常温下，mol/L的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，计算醋酸的Ka= 练习1、已知室温时某浓度的HA溶液pH=3,完全中和30mL该溶液需要mol/L的氢氧化钠溶液的体积为20mL，则该溶液中HA的Ka= 2、已知室温时mol/L的HA溶液pH=3，则室温时mol/L的HA溶液中 c(A-)= 3、已知室温时，L某一元酸HA在水中有％发生电离，下列叙述错误 ．．的是：（） A．该溶液的pH=4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10-7 D．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 4、常温时, mol·L-1某一元弱酸的电离常数K a =10-6,上述弱酸溶液的pH= 二、涉及盐溶液的 例题1、在25℃下，将a mol·L-1的氨水与mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4*)=c(Cl-)。则溶液显_____________性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示 NH3·H2O的电离常数K b=__________。 例题2、NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是___ __(用离子方程式表示)。向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中的水的电离平衡将______(填”正向”“不”或“逆向”)移动，所滴加氨水的浓度为_______mol·L-1。(NH3·H2O的电离平衡常数取K b=2×10-5mol·L-1) 练习1、常温下,向10 mL b mol·L-1的CH 3 COOH溶液中滴加等体积的 mol·L-1的NaOH溶液, 充分反应后溶液中c(CH 3COO-)=c(Na+),CH 3 COOH的电离常数K a = 2、在25 ℃时,将b mol·L-1的KCN溶液与 mol·L-1的盐酸等体积混合,反应达到平衡时,测得溶液pH=7,则b (填“>”“<”或“=”);用含b的代数式表示HCN的电离常数 K a = 。 三、涉及图像的 例1、×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽 略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶 液pH的关系如下图。 则25 ℃时，HF电离平衡常数为：
弱电解质的电离度和电离平衡常数
龙文教育个性化辅导授课案 教师： 师广丽 学生： 时间： 年 月 日 段 弱电解质的电离度和电离平衡常数 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（包括电离的没有电离的）的分数。 CH 3COOH CH 3COO -+ H + α=n （Ac -）n （HAc 原）α= n （H +）n （HAc 原） 表示方法: 一、电离度 α= C （Ac -） C （HAc 原）X 100% % 100?= 分子数 溶液中原来电解质的总已电离的电解质分子数αα= C （H +-） C （HAc 原）X 100% 一、有关电离度的计算. 练习：1.某一弱酸HA,达到平衡时,溶液中的弱酸分子数与离子总数之比为9.5:1,求此一元弱酸的电离度. 2.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 +)=1×10－3 mol/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% 3. 25℃，0.1mol/L 的HAc 溶液中，每10000个HAc 分子里有132个分子电离成离子。求该醋酸的电离度
3、电离度的测定方法(见教材76页) CH3COOH CH3COO -+ H+ 纯HAc溶液中，忽略水解离所产生的H+，达到平衡时： 测得已知浓度的HAc的pH ，由pH =－lg c(H＋)， 计算出c(H+)，即可算出α。 5、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 (2)外因 ①浓度：浓度越稀，电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少，其电离度就越大； ②温度：温度越高, 越大 注意：用电离度比较弱电解质的相对强弱时必须在同温同浓度条件下 练习4：在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当CH3COOH H++ CH3COO－已达平衡时，若要使醋酸的电离度减小，溶液中的c(H+)增大，应加入 A. CH3COONa B. NH3·H2O C. HCl D. H2O 4. 电离度的应用：比较弱电解质酸性或碱性的强弱。 练习5：已知在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为： HF HCOOH NH3·H2O HAc HCN α 8.0% 4.24% 1.33% 1.32% 0.01% 则它们的酸性强弱顺序是:
电离平衡经典题目
电离平衡限训一 1.本世纪是生命科学研究的昌盛时期，科学家研究发现，进入生物体内的氧分子，可接受1个电子转变为超氧阴离子自由基（O－ 2 ），进而引发产生一系列自由基。一切需氧生物在其机体内均有一套完整的活性氧系统（抗氧化酶和抗氧化剂），能将活性氧转变为活性较低的物质，机体因此受到保护。人们利用羟胺 （NH2OH）氧化的方法可以检测其生物系统中O－ 2含量，原理是O－ 2 与羟胺反应生成NO－ 2 和一种过氧化物。 NO－ 2 在对氨基苯磺酸和α—萘胺作用下，生成粉红的偶氮染料，该染料在λ＝530nm处有显著吸收，且 其吸收值与c(NO－ 2)成正比，从而可计算出样品中的O－ 2 含量。某实验室用以上方法处理后测得溶液中c(NO － 2 ) ＝×10-3 mol?L-1。 （1）请根据测定原理写出有关反应的离子方程式：____________________； （2）计算该样品中c(O－ 2 ) ＝_________________________________； （3）如用羟胺氧化法测定O2- 时，将其生成的过氧化物作为检测物，若选用氧化还原法进行定量分析（KMnO4或K2Cr2O7，任选一种即可） ①请写出其测定原理的反应方程式：_____________________________； ②测定所用的主要玻璃仪器为__________________，通过观察________________的现象可确定测定反应是否进行完全。 （4）NO－ 2 既有氧化性，又有还原性。NaNO2大量进入血液时，能将血红蛋白中的Fe2+氧化成Fe3+，正常的血红蛋白转化为高价铁血红蛋白，失去携氧功能，引起中毒，甚至死亡。下列各组试剂不能检验 NO－ 2 的是 A .FeCl2 KSCN B. KMnO4 H2SO4 C .AgNO3 HNO3 D .KI淀粉 （5）某研究性学习小组，为研究光化学烟雾消长规律，在一烟雾实验箱中，测得烟雾的主要成分为RH(烃)、NO、NO2、O3、PAN(CH3COOONO2)，各种物质的相对浓度随时间的消失，记录于下图，根据图中数据，下列推论，最不合理的是 A．NO的消失的速率比RH快 B．NO生成NO2 C．RH及NO2可以生成PAN及O3 D．O3生成PAN 2.连二次硝酸（H2N2O2）是一种二元酸，可用于制N2O气体． （1）连二次硝酸中氮元素的化合价为． （2）常温下，用?L﹣1的溶液NaOH滴定?L﹣1H2N2O2溶液，测得溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示． ①写出H2N2O2在水溶液中的电离方程式：． ②c点时溶液中各离子浓度由大到小的顺序为． ③b点时溶液中c（H2N2O2）（填“＞”“＜”或“=”，下同）c（N2O22﹣）． ④a点时溶液中c（Na+）c（HN2O2﹣）+C（N2O22﹣）． （3）硝酸银溶液和连二次硝酸钠溶液混合，可以得到黄 色的连二次硝酸银沉淀，向该分散系中滴加硫酸钠溶液， 当白色沉淀和黄色沉淀共存时，分散系中 = ．[已知K sp（Ag2N2O2）=×10﹣9，K sp （Ag2SO4）=×10﹣5]． 具有净水作用，但腐蚀设备，而聚合氯化铁是一种新型的絮凝剂，处理污水比FeCl3高效，且腐蚀性小．请回答下列问题： （1）FeCl3溶液腐蚀钢铁设备，钢铁除了与H+作用外，另一主要原因是（用离子方程式表示） （2）为节约成本，工业上用NaClO3氧化酸性FeCl2废液得到FeCl3，其离子方程式为 若酸性FeCl2废液中c（Fe2+）=×10﹣2mol?L﹣1，c（Fe3+）=×10﹣3mol?L﹣1， c（Cl﹣）=×10﹣2mol?L﹣1，则该溶液的pH约为． （3）通过控制条件，水解产物聚合，生成聚合氯化铁，离子方程式为： xFe3++yH2O?Fe x（OH）y（3x﹣y）++yH+ 欲使氯化铁溶液转化为高浓度聚合氯化铁，可采用的方法是（填字母代号）． a．降温 b．加水稀释 c．加入NH4Cl d．加入NaHCO3 请结合平衡移动原理解释采用这种方法的原因：． （4）84消毒液不能用于消毒钢铁（含Fe、C）制品，易发生电化学腐蚀，可使钢铁制品表面生成红褐色沉淀． 84消毒液的主要成分可用氯气与氢氧化钠溶液反应得到，其离子方程式为．若所得溶液pH＞12，则下列说法不合理的是（填字母序号）．
化学选修四电离平衡常数及应用----教案
第三章第一节第三课时电离平衡常数及应用教学设计 [教学目标] 【知识与技能】 1.了解电离平衡常数的概念 2.能够运用电离常数判断弱电解质的强弱。 3.能够运用电离平衡常数解释有关离子浓度问题、计算电离平衡时分子及各离子浓度。 【过程与方法】 1.通过与旧知识（化学平衡常数）的对比，自主学习新知识电离平衡常数，从而掌握对于类似知识的学习方法。 2.自主学习与合作学习相结合，培养学生提出问题、探究问题和解决问题的能。 【情感、态度和价值观】 通过本节课的学习，了解知识点之间的联系。从而了解物质之间的相互联系、相互依存和相互制约的关系。 [重难点分析] 1.电离平衡常数的计算 2.离子浓度问题的解释 [教学过程] 教学环节教师活动学生活动设计意图 复习提问新课引入【复习提问】 1.请同学书写醋酸、碳酸、氨 水的电离方程式。 2.提出影响电离平衡的因素， 请同学回答。 （平衡移动遵循勒夏特列原 理） 3.如何判断弱电解质之间的 强弱。 -------电离平衡常数 板书电离方程式 回答 思考 检查学生对 已学内容的 掌握情况。通 过提出新问 题，衔接两节 课的知识点。
教学环节教师活动学生活动设计意图 电离平衡常数【新课讲解】 电离平衡常数与化学平衡常 数相似，在课前预习中已经请 同学们预习化学平衡常数的 相关知识，现在请同学们仿照 化学平衡常数的学习方法来 自己学习电离平衡常数。你们 需要解决的问题有： 1.电离平衡常数的概念 2.电离平衡常数的数学表达 式 3.计算弱电解质的电离常数 4.电离平衡常数的影响因素 10min后请同学们汇报学习情 况。 【板书】 第一节电离平衡常数 一概念： 二数学表达式： *多元弱酸分多步电离，存在多个 电离平衡常数，其 酸性主要由第一步电离决定。 ［讲］多元弱酸是分步电离的，每 步都有各自的电离平衡常数，那么 各步电离平衡常数之间有什么关 系？多元弱酸与其他酸比较相对 强弱时，用哪一步电离平衡常数来 比较呢？请同学们阅读课本43有 关内容。 ［讲］电离难的原因：a、一级电 离出H＋后，剩下的酸根阴离子带 负电荷，增加了对H＋的吸引力， 回忆化学平衡常数的相关 知识及其学习方法 阅读教材，查阅资料学习电 离平衡常数的概念及表达 式 小组内交流讨论各自学习 结果 板书： 概念： 弱电解质在达到电离平衡 时，溶液中电离所生成的各 种离子的浓度幂之积与溶 液中未电离的分子浓度幂 的比值。 板书： ) COOH (CH ) H ( ) COO CH ( 3 3 a c c c K + -? = )O H (NH ) OH ( ) NH ( 2 3 4 b? ? = - + c c c K 打开书43页，从表3－1中25℃ 时一些弱酸电离平衡常数数 值，比较大小。 培养学生对 比、迁移、自 学能力。 对自学情况 检查验收，督 促学生在自 学过程积极 思考，讨论。
电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理41943
电导法测定醋酸电离常数 一、实验目的 1.了解溶液电导、电导率和摩尔电导率的概念； 2.测量电解质溶液的摩尔电导率，并计算弱电解质溶液的电离常数。 二、 三、 四、实验原理 电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。而弱电解质溶液中，只有已电离部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m，而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。 一定浓度下的摩尔电导率Λm与无限稀释的溶液中摩尔电导率Λ∞m是有差别的。这由两个因素造成，一是电解质溶液的不完全离解，二是离子间存在着相互作用力。所以，Λm通常称为表观摩尔电导率。 Λm/Λ∞m=α(U++ U-)/(U+∞+ U-∞)若U+= U-，，U+∞=U-∞则 Λm/Λ∞m=α 式中α为电离度。 AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K a?，起始浓度C0，电离度α有以下关系：
AB A+ + B- 起始浓度mol/L：C00 0 平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0 K c?=[c(A+)/c?][c(B-)/c?]/[c(AB)/c?]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[c?Λ∞m(Λ∞m-Λm)] 根据离子独立定律，Λ∞m可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。Λm可以从电导率的测定求得，然后求出K a?。 Λm C0/c? =Λ∞m2K c?/Λm-Λ∞m K c? 通过Λm C0/c?~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2K c?，可求出K c?。 三、仪器与试剂 DDS-11A(T)型电导率仪1台；恒温槽1套；0.1000mol/L醋酸溶液。 四、实验步骤 1.调整恒温槽温度为25℃±0.3℃。 2.用洗净、烘干的义形管1支，加入20.00mL的0.1000mol/L醋酸溶液，测其电导率。 3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出10.00mL醋酸溶液弃去，用另一支移液管取10.00mL电导水注入电导池，混合均匀，温度恒定后，测其电导率，如此操作，共稀释4次。 4.倒去醋酸溶液，洗净电导池，最后用电导水淋洗。注入20mL电导水，测其电导率。 五、实验注意事项 1.本实验配制溶液时，均需用电导水。 2.温度对电导有较大影响，所以整个实验必须在同一温度下进行。每次用电导水稀释溶液时，需温度相同。因此可以预先把电导水装入锥形瓶，置于恒温槽中恒温。 六、数据记录及处理 第一次实验：实验温度:25.2℃，电导池常数K(l/A):0.94 m-1，Λ∞m=390.72 s.cm2/mol-1 表1 醋酸电离常数的测定
电离平衡常数
电离平衡常数 1 概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度幂指积与分子浓度的比值时一个常数。 2 表达式 （1）对于一元弱酸HA HA电离常数K= （2）对于一元弱碱BOH BOH电离常数K= 3 意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，所以对应的酸性或碱性相对越。 4 特点 （1）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是，故其酸性取决于第一步电离。 （2）电离平衡常数 决定因素：弱电解质 影响因素： 练习 1 对于碳酸溶液中的电离平衡，电离常数的表达式中正确的是 2 升高温度，下列各项的值可能减小的是 A 化学反应速率v B NaCl的溶解度S C 化学平衡常数K D 弱电解质的电离平衡常数K
3 下列关于电离常数（K）的说法中正确的是 A 电离常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱 B 电离常数（K）与温度无关 C 不同浓度的同一弱电解质，其电离常数（K）不同 D 多元弱酸各步电离常数相互关系为K1
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 - α αθ -?==-+1][]][[2 c HAc Ac H K a 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；θ a K 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c H ][+=α，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数θ a K 。 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（ 2c ，10 c ，20 c ）的值（四位有效数字）。
PH值的计算,电离平衡常数
第九节：PH值的计算 一：讲义 1、水的离子积 1．定义 H2O H++OH--Q，K W=c(H+)·c(OH-) 2．性质 （1）在稀溶液中，K W只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 （2）在其它条件一定的情况下，温度升高，K W增大，反之则减小。 常温下水的离子积常数为K W=1×10－14 要带单位。(高考要求) 2．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，常温下，pH＋pOH＝14（为什么要强调温度？） 3．pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。（为什么？） 4．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。 5．25℃时 类别条件近似计算 强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A＜pH B(等体积混合) pH A＋0.3（为什么？） 强酸与强酸(一元) 不等体积混合[H＋]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2强碱与强碱pH值相差2或2以上，pH A＜pH B(等体积混合) pH B－0.3 强碱与强碱不等体积混合[OH－]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2 强酸与强碱(常温下) pH酸＋pH碱＝14(等体积混合) pH＝7 pH酸＋pH碱＞14(等体积混合) pH碱－0.3 pH酸＋pH碱＜14(等体积混合) pH酸＋0.3 6．不同体积不同pH值溶液混合，若二者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。（为什么？解释）。若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。 二、例题解析 [例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变化？ (1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？ (2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍，pH＝？ 小结：强酸每稀释10倍，pH值增大1，强碱每稀释10倍，pH值减小1。 (2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7mol/L)时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。所以pH＝6的稀盐酸，稀释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1.009×10－7pH＝6.99 由此可知溶液接近中性而不会是pH＝9。 [例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。 (1)pH＝12，pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。 (2)pH＝5和pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。 [例3]求强酸强碱间的不完全中和的pH值。
电离平衡重要知识点(学生用)
电离平衡重要知识点（学生用） 一、电解质与非电解质： 1．电解质----在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质----在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．二者差不多上化合物，单质和混合物什么都不是。即化合物不是电确实是非。 3电解质强调因本身电离出自由移动的离子而导电，假设是生成物的电离，就不是电解质，如SO2、NH3等。 4．电解质能够是离子化合物也能够是共价化合物，前者在两种情形下都能导电，后者只是在水溶液里导电。------要证明一种化合物是离依旧共就看它在熔融状态下是否导电。例：证明HCl是共价化合物，那么只需证明液态HCl不导电那么可。 5．离子化合物本身含有离子，但因无自由移动的离子，因此不能导电。但熔融的离子化合物却能导电。 6．强酸的酸式盐如NaHSO4在水溶液中和熔融状态下的导电是不同的。前者共价、离子键均断键，后者只有离子键断键。 7．把握常见的电解质与非电解质的类不： 电解质包括酸、碱、盐、爽朗金属氧化物；非电解质一样包括非金属元素的氧化物、非金属元素的氢化物〔除H2S、HX外〕，绝大多数的有机物。 摸索：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？ 二、强电解质、弱电解质------依照水溶液里或熔融状态下能否完全电离来区分。 1．强电解质溶液中只有离子无分子，弱电解质溶液中两种都有。因此，只有弱电解质溶液才有电离平稳。且电离过程是吸热的，故弱电解质的导电性随T的升高而增强，而金属反之。 2、电解质的强弱与导电的强弱无关，与溶解性的大小无关。 3．电解质的强弱与化学键的关系：强电解质能够含离子键或极性键；弱电解质只能含极性键〔那个地点的极性键也能够是强极性键。如：HF〕，即含离子键的电解质必为强电解质。 4.强电解质、弱电解质的类不：-强电解质包括强酸、强碱、绝大多数盐、爽朗金属氧化物；弱电解质弱酸、弱碱、水。 三、|电离方程式的书写：——第一关注电解质的强弱。 1．强电解质用等号，弱电解质用可逆号。 2．多元弱酸的|电离方程式的书写：分步进行，越向后越困难。要紧由第一步电离决定。 3．多元弱酸的酸式盐的书写： 4．NaHSO4在水溶液中和熔融状态下电离的两种表示： 5．两性氢氧化物[Al(OH)3]的两种电离： [想一想]：什么缘故多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略
化学平衡常数及其应用
化学平衡常数及其应用 【目标设置】 1.会列各种平衡常数表达式 2.了解影响平衡常数的因素 3.了解平衡常数的意义 4.能利用平衡常数进行相关计算、判断反应的热效应、判断可逆反应是否达平衡； 利用电离平衡常数解答相关问题；能进行溶度积的相关计算和应用。 题型1：请列出下列各反应的平衡常数表达式： （1）A(s)+2B(g)==C(g)+3D(g) （2）AgCl(s)===Ag+(aq)+Cl-(aq) 问题1：列平衡常数表达式要注意什么？ 题型2.（海南高考题改编）在25℃时，密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度和平衡浓度如下表： 下列说法错误的是： A．反应可表示为X+3Y2Z，其平衡常数为1600 B．增大压强使平衡向生成Z的方向移动，平衡常数增大 C．若把X、Y的初始浓度分别改为0.2、0.4，平衡常数不变 D．改变温度可以改变此反应的平衡常数 问题2：是否平衡移动平衡常数就发生改变？影响平衡常数的因素是什么？ 题型3：（2012海南高考改编）己知A(g) + B(g) C(g) + D(g)反应的平衡常数和温度的关系如下： 回答下列问题: (1)该反应的平衡常数表达式K= ，△H= 0(填“<”“>”“=”)；
(2) 830℃时，向一个5L的密闭容器中充入0.20 mol的A和0.80mol的B，若反应经一段时间 后，达到平衡时A的转化率为；700℃时，A的转化率比830℃时（填“大”或“小”） (3)若在上述平衡体系中同时加入1mol B和1mol C，该平衡是否发生移动？如果移动往哪个方向移动？ (4) 1200℃时反应C(g)+D(g)A(g)+B(g)的平衡常数的值为。 问题3：要解决本题需要用到哪些知识？你能否回忆出并归纳出这些知识？ 问题4：对于化学平衡常数同学们还有什么疑惑？你还能提出什么问题？ 问题5.电离平衡常数、容度积常数和化常平衡常数表示的意义、影响因素等都是类似的，你能否回忆起它们的意义分别是什么，容度积常数有什么应用？ 课堂检测： 1.（2013海南卷节选）15．（9分） 反应A(g) B(g) +C(g)在容积为1.0L的密闭容器中进行，A的初始浓度 为0.050mol/L。温度T1和T2下A的浓度与时间关系如图所示。回答下列问题：（1）上述反应的温度T1T2，平衡常数K(T1) K(T2)。（填“大于”、 “小于”或“等于”） （2）若温度T2时，5min后反应达到平衡，A的转化率为70%，则： ①平衡时体系总的物质的量为。 ②反应的平衡常数K= 。 2．（2014·全国理综II化学卷，T26节选）（13分）在容积为100L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4g) 2NO2 (g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。
电离平衡常数的求算练习
电离平衡常数的求算练习 1、（山东09.28）（14分）运用化学反应原理研究氮、氧等单质及其化合物的反应有重要意义。 （4）在25℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4+)=c(Cl-)。则溶液显________性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K b=__________。10-9/(a-0.01) mol/L。 2、（山东12.29）(4)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是_____(用离子方程式表示)。向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中的水的电离平衡将______(填”正向”“不”或“逆向”)移动，所滴加氨水的浓度为_______mol·L-1。(NH3·H2O的电离平衡常数K b=2×10-5mol·L-1) a/200 mol·L-1. 3、（济南三月模考）室温下，a mol·L-1的(NH4)2SO4水溶液的PH=5，存在的平衡有：NH4++ H2O =NH3.H2O+H+，则该平衡常数的表达式为：（用含a较为准确的数学表达式，不必化简，近似计算） 4、室温下，将等物质的量的KCN、HCN溶于一定量水中，再加入适量稀盐酸，调整溶液pH＝7，则未加入稀盐酸之前，c(CN－) c(HCN)（填“＞”、“＜”或“＝”）；若将a mol·L－1 KCN溶液与0.01 mol·L －1盐酸等体积混合，反应达到平衡时，测得溶液pH＝7，用含a的代数式表示HCN的电离常数K a＝。【答案】＜；(100a－1)×10－7mol?L－1或(0.5a－0.005)×10－7/0.005 mol?L－1 5、（2008山东卷）碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO3-＋H+的平衡常数K1= 。（已知：10-5.60=2.5×10-6）
常见弱电解质电离平衡常数表
弱电解质的解离常数 (近似浓度～·L-1,温度298K) 名称化学式解离常数，K p K 醋酸HAc×1O-5 碳酸H2CO3K1=×lO－7 K2=×1O－11 草酸H2C2O4K1=×lO-2 K2=×lO-5 亚硝酸HNO2×1O－4 磷酸H3PO4K1=×lO-3 K2=×1O－8 K3=×lO－13 (291K) 亚硫酸H2SO3 K1=×lO-2 (291K) K2=×lO-7 硫酸H2SO4K2=×lO－2 硫化氢H2S K1=×lO－8 (291K) K2=×1O-12 氢氰酸HCN×1O－1O 铬酸H2CrO4K1=×lO-1 K2=×1O-7 *硼酸H3BO3×1O-1O 氢氟酸HF×1O-4 过氧化氢H2O2×1O-12 次氯酸HClO×1O－5 (291K) 次溴酸HBrO×1O-9 次碘酸HIO×1O-11 碘酸HIO3×1O－1 砷酸H3AsO4 K1=×lO-3 (291K) K2＝×lO－7 K3=×1O－12 亚砷酸HAsO26×1O-1O 铵离子NH4+×1O-1O
氨水NH3·H2O×1O－5 联胺N2H4×1O－7 羟氨NH2OH×1O-9 氢氧化铅Pb(OH)2×1O－4 氢氧化锂LiOH×1O-1 氢氧化铍Be(OH)2×1O－6 BeOH+×1O－9 氢氧化铝A1(OH)3×1O-9 Al(OH)2+×1O-1O 氢氧化锌Zn(OH)2×1O-7 氢氧化镉Cd(OH)2×1O－11 *乙二胺H2NC2H4NH2K1=×lO－5 K2=×lO-8 *六亚甲基四 胺 (CH2)6N4×1O-9 *尿素CO(NH2)2×1O－14 *质子化六亚 甲基四胺 (CH2)6N4H+×1O-6甲酸HCOOH ×1O-4 (293K)氯乙酸ClCH2COOH×1O-3 氨基乙酸NH2CH2COOH×1O-1O *邻苯二甲酸C6H4(COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-6 柠檬酸(HOOCCH2)2C(OH)COOH K1=×1O-4 K2=×1O-5 (293K) K3=×1O-7 -酒石酸(CH(OH)COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-5 *8-羟基喹 啉C9H6NOH K1=8×lO-6 K2=1×1O-9 苯酚C6H5OH ×1O-1O (293K) *对氨基苯磺 酸H2NC6H4SO3H K l=×lO-l K2=×1O-4 *乙二胺四乙酸(EDTA) (CH2COOH)2NH+CH2CH2NH+(CH2COOH)2K5=×1O-7 K6=×1O-11
下表是几种弱电解质的电离平衡常数
下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp (25℃)。 回答下列问题： I．（1）由上表分析，若①CH3COOH ②HCO③C6H5OH ④H2PO均可看作酸，则它们酸性由强到弱的顺序为（须填编号）； （2）写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：； （3）25℃时，将等体积等浓度的醋酸和氨水混合，混合液中：c(CH3COO-) c(NH4+)；（填“＞”、“＝”或“＜”） （4）25℃时，向10mL 0.01mol/L苯酚溶液中滴加VmL 0.01mol/L氨水，混合溶液中粒子浓度关系正确的是；
A．若混合液pH＞7，则V≥10 B．若混合液pH＜7，则c(NH4+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH－) C．V=10时，混合液中水的电离程度大于10mL 0.01mol/L苯酚溶液中水的电离程度 D．V=5时，2c(NH3·H2O)+ 2 c(NH4+)= c(C6H5O-)+ c(C6H5OH) （5）如左上图所示，有T1、T2两种温度下两条BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，回答下列问题： ① T1 T2（填＞、=、＜）； ② 讨论T1温度时BaSO4的沉淀溶解平衡曲线，下列说法正确的是。 A．加入Na2SO4可使溶液由a点变为b点 B．在T1曲线上方区域（不含曲线）任意一点时，均有BaSO4沉淀生成 C．蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a、b之间的某一点（不含a、b） D．升温可使溶液由b点变为d点 II．平衡常数的计算： （1）用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL某未知浓度的醋酸溶液，滴定曲线右上图。其中①点所示溶液中c(CH3COO-)=2c(CH3COOH) ③点所示溶液中存在：c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+) 则CH3COOH的电离平衡常数Ka= 。 （2）水解反应是典型的可逆反应。水解反应的化学平衡常数称为水解常数(用K h表示)，类比化学平衡常数
电离平衡常数的应用
电离平衡常数的应用 一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱 已知几种酸的电离平衡常数如下表所示 几种酸的酸性强弱顺序为 二、比较酸对应盐溶液PH的大小 比较方法：酸越弱对应盐溶液的碱性越强，PH越大 根据电离平衡常数：HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3— 物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为 三、比较酸根结合H+的能力 规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强 25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： （1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 （2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 （3）物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液： a．Na2CO3、b．NaClO、c．CH3COONa、d．NaHCO3，pH由大到小的顺序是
四、书写化学方程式 1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中 2、下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp(25 ℃) 回 答 下 列 问 题 ： (1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：_____ _____。 (2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式 3、25℃，两种酸的电离平衡常数如右表。 K a1K a2 H2SO3 1.3×10-2 6.3×10-8 H2CO3 4.2×10-7 5.6×10-11 H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。 4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。 化学式电离平衡常数（25℃） NH 3 ·H 2 O K b =1.77×10 -5 HCN K a =4.93×10 -10 CH 3 COOH K a =1.76×10 -5 H 2 CO 3K a1 =4.30×10 -7 ,K a2 =5.61×10 -11
醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验三 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 ]c α≈ +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。 试药：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。 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。将四溶液及0.1mol·L -1原溶液按浓度由低到高的顺序，分别用pH 计测定它们的pH 值。 +-+2 33a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈
2019届高考化学专题十六弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用精准培优专练
培优点十六弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用一．弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用 1．影响电离平衡的因素 典例1．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH COO－)＝0.01mol，下列叙述错 3 误的是（） A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B．分别与足量CaCO 反应时，放出的CO 一样多 3 2 C．两种溶液的pH相等 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH COO－) 3 【解析】体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH COO－)＝0.01mol，根据二者 3 的电离方程式可知，二者电离出的c(H＋)相同，故 pH 相等，C 项正确；由于醋酸不能完全 电离，因此n(CH COOH)＞n(HCl)，故与 NaOH 完全中和，醋酸消耗的 NaOH 多，分别与3 足量CaCO 反应时，醋酸放出的CO 多，A 项正确，B项错误；分别用水稀释相同倍数时， 3 2 醋酸的电离程度增大，n(CH COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。 3 【答案】B 2．电离平衡常数的应用 典例2．已知H SO 、H CO 分别属于中强酸和弱酸，H SO 2 3 2 3 23H+＋HSO－，HSO－ 3 3 H+＋SO2－；H CO 3 23H+＋HCO－，HCO－ 3 3 H+＋CO2－；电离平衡常数分别为K、 3 1 K′、K、K′，已知K＞K′≈K＞K′则溶液中不可以大量共存的离子组是（） 1 2 2 1 122 A．SO2－、HCO－ 3 3B．HSO－、CO2－ 3 3 C．SO2－、CO2－ 3 3 D．HSO－、HCO－ 3 3 【解析】因、K′＞K′，故酸性HSO－＞HCO－，所以HSO－能与CO2－反应生成HCO－ 1 2 3 3 3 3 3与SO2－。 3 【答案】B 3．强弱电解质的比较 典例3．25℃时，CH COOH的电离平衡常数K＝1.8×10－5，体积均为10mL pH＝3的 3 a 醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH的变化如图所示。下列有关叙述不正确的是（）
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 ] c K 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（c 2 ， c 10 ， c 20 ）的值（四位有效数字）。
2 热点题型11 电离平衡常数的相关计算
热点题型11电离平衡常数的相关计算 1．依据电离平衡常数计算c(H＋)(以弱酸HX为例) HX H＋＋X－ 起始/(mol·L－1) c(HX) 0 0 平衡量/(mol·L－1) c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 则K a＝c2(H＋) c(HX)－c(H＋) ，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 a＝c2(H＋) c(HX)，c(H ＋)＝K a·c(HX)。 2．计算电离平衡常数的思维方法 (1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。 (2)根据题干信息，结合电荷守恒、物料守恒，确定各微粒的浓度，代入电离平衡常数表达式计算。 (3)若有图像信息，可选择曲线上的特殊点(能准确读出横、纵坐标的数值)，确定各微粒的浓度，代入电离平衡常数表达式计算。 1．[2020·高考全国卷Ⅱ，26(2)]次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用， 其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝ c(X) c(HClO)＋c(ClO－) ，X为HClO或 ClO－]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数K a值为________。 答案：10－7.5 2．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：___________________________________。 (2)BOH的电离度α＝________。
(提示：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＝弱电解质电离出的某离子浓度 弱电解质的初始浓度 ×100%) (3)BOH的电离平衡常数K b＝________。 解析：BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－；因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c电离(BOH)＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，则电离度α＝1×10－3 mol·L－1 0.1 mol·L－1 ×100%＝1%；电离达到平衡时，c平衡(BOH)＝0.1 mol·L－1－ 1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离平衡常数K b＝c(B＋)·c(OH－) c(BOH) ＝ 1×10－3×1×10－3 0.1 ＝1×10－5。 答案：(1)BOH B＋＋OH－(2)1%(3)1×10－5 3．(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴入等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数K a＝________(用含a和b的代数式表示)。 (2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则醋酸的电离常数K a＝________(用含a和b的代数式表示)。 答案：(1)10－7(a－b) b(2) 2b·10－7 a－2b 4．(1)已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO－3＋H＋的电离平衡常数K a＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6) (2)已知常温下H2C2O4的电离平衡常数K a1＝5.4×10－2，K a2＝5.4×10－5，反应NH3·H2O＋HC2O－4NH＋4＋C2O2－4＋H2O的平衡常数K＝9.45×104，则NH3·H2O的电离平衡常数K b＝________。 (3)25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调