电离平衡常数与电离度
电离平衡常数与电离度
1.25 ℃时纯水的电离度为a1，pH=2的醋酸溶液的电离度为a2，pH＝12的氢氧化钠溶液中水的电离度为a3。若将上述醋酸与氢氧化钠溶液等体积混合，所得溶液中水的电离度为a1。下列关系式中正确的是（）
A．a2=a3＜a4＜a1 B．a3=a2＜a1＜a4 C．a2＜a3＜a1＜a4 D．a1＜a2＜a3＜a4
2.已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是( )
A．该溶液的pH=4 B．此酸的电离平衡常数约为1×10-7
C．升高温度，溶液的pH增大 D．由HA 电离出的c(H+) 约为水电离出的c(H+) 的106倍
3.数据：7.2×10﹣4、
4.6×10﹣4、4.9×10﹣10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：
①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，②NaCN+HF====HCN+NaF，③NaNO2+HF===HNO2+NaF。
由此可判断下列叙述中，不正确的是（）
A． HF的电离平衡常数为7.2×10﹣4 B． HNO2的电离平衡常数为4.9×10﹣10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱 D． HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
4.已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10－7，下列叙述错误的是()
A．该溶液的pH＝4 B．此溶液中，HA约有0.1%发生电离
C．加水稀释，HA的电离平衡向右移动，HA的电离平衡常数增大
D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
5.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，K a＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，K a＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是(已知：电离度＝×100%)()
6.已知下面三个数据：
7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述中不正确的是()
A． HF的电离平衡常数为7.2×10－4 B． HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱 D． HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
7.已知25 ℃下，醋酸溶液中存在下述关系：K＝＝1.75×10－5，其中K的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关K的下列说法正确的是()
A．当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大 B．升高温度，K值增大
C．向醋酸溶液中加水，K值增大 D．向醋酸溶液中加氢氧化钠，K值增大
8.下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。
下列说法正确的是()
A．温度升高，K减小 B．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H＋)/c(CH3COOH)将减小
C．等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)
D ． PO、HPO和H2PO在溶液中能大量共存
9.已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH 3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是() ①加少量烧碱固体②升高温度③加少量冰醋酸④加水
A．①②B．②③C．③④D．②④
10.下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
则0.1 mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是()
A． HCN B． HF C． CH3COOH D． HNO2
11.在1 L某一元弱酸HR的溶液中，H＋与HR的个数之比为m∶n，则此时HR的电离平衡常数为()
A．m2
n B．m2
m+n
C．m2
n?m
D．n2
m3
12.若室温时c(OH－)＝a mol·L－1氨水与c(H＋)＝b mol·L－1盐酸等体积混和恰好完全反应，则该氨水中的一水合氨的电离度为()
A．a
b ×100% B．a2
b
×100% C．b
a
×100% D．b2
a
×100%
13.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()
A．K＝c(CO32?)·c(H+)
c(H2CO3)B．K＝c(CO32?)·c2(H+)
c(H2CO3)
C．K1＝c(HCO3
?)·c(H+)
c(H2CO3)
D．K2＝c(CO32?)·c(H+)
c(H2CO3)
14.下列关于电离常数的说法正确的是()
A．电离常数随着弱电解质的浓度增大而增大B． CH3COOH的电离常数表达式为K＝c(CH3COOH)
c(H+)·c(CH3COO?) C． CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa溶液，电离常数减小D．电离常数只与温度有关，与浓度无关15.下列说法正确的是()
A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．K a大的酸溶液中c(H＋)一定比K a小的酸中的c(H＋)大D． H2CO3的电离常数表达式：K＝c(H+)·c(CO32?)
c(H2CO3) 16.下列关于电离常数的叙述中正确的是()
A．电离常数是衡量弱电解质相对强弱的一种物理量
B．电离常数大的电解质一定比电离常数小的物质导电能力强
C．相同温度下，电离常数越大的弱酸溶液，溶液的酸性越强
D．对同一种弱电解质来说，增大浓度或升高温度，都能使电离常数变大
17.已知25 ℃下，醋酸溶液中各微粒存在下述关系：K＝c(CH3COO?)·c(H+)
＝1.75×10－5，下列有关说法可能成立的是
c(CH3COOH)
()
A． 25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5
B． 25 ℃下，向该溶液中加入一定量的NaOH时，K＝2×10－4
C．标准状况下，醋酸溶液中K＝1.75×10－5
D．升高到一定温度，K＝7.2×10－5
18.下列关于电离平衡常数的说法中正确的是()
A．电离平衡常数越小，表示弱电解质电离能力越弱 B．电离平衡常数与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数不同 D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1 10－8。反应：Cl 2＋H2O HCl＋HClO达到平衡后，要使c(HClO)增大可加入() A． NaOH B． HCl C． CaCO3(固体) D． H2O 20.7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是() A．K(HF)＝7.2×10－4 B．K(HNO2)＝4.9×10－10 C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN D．K(HCN) 21.部分弱酸的电离平衡常数如下表，下列选项错误的是() A．相同浓度溶液的酸性：HCOOH＞H2CO3＞HCN B． 2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO32? C． 2HCOOH＋CO32?===2HCOO－＋H2O＋CO2↑D．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN消耗NaOH的量相等22.已知部分弱酸的电离平衡常数如下表： 下列离子方程式正确的是() A．少量的CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO32?＋2HClO B．少量的SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO32?===SO32?＋2HCO3? C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO D．相同浓度的NaHCO3溶液与NaHSO3溶液等体积混合：H＋＋HCO3?===CO2↑＋2H2O 23.高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 从以上表格中判断下列说法正确的是() A．在冰醋酸中这四种酸都完全电离 B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最弱的酸 C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO42? D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区别这四种酸的相对强弱 24.根据下列实验事实，不能得到相应结论的是（） 25.25 ℃时，0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10－3mol·L－1(忽略水的电离)。 (1)该温度下CH3COOH的电离度____________。 (2)CH3COOH的电离平衡常数____________。 26.已知某温度下，醋酸的电离常数K＝1.6×10－5。计算0.010 mol·L－1的醋酸溶液中，c(H＋)是____________。 27.已知某温度时0.01 mol·L－1HAc的电离度是4.24%，求其电离平衡常数和溶液中的c(H＋)。 28.一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如图所示，回答： (1)H＋的物质的量最大的是____(填“a”、“b”或“c”)。 (2)经实验测得c点处：c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，c(CH3COO－)＝0.01 mol·L－1，则该条件下CH3COOH的电离常数K a＝________。 29.25 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA溶液中，有0.01 mol的HA电离成离子。求该温度下HA的电离常数。 30.某温度下1 L氟化氢溶液中，已电离的氟化氢为0.02 mol，未电离的氟化氢为0.18 mol，求该溶液中氟化氢的电离度和电离平衡常数。 31.某温度下，在500 mL 0.01 mol·L－1CH3COOH溶液中含CH3COOH、H＋、CH3COO－共3.13×1021个，求该温度下CH3COOH的电离度是________。 32.0.5 mol·L－1一元强酸HA溶液和未知浓度的一元强碱BOH溶液以1∶2的体积比混合，所得溶液的c(OH－)＝0.1 mol·L－1，用此碱溶液中和20 mL一元弱酸HC[该酸溶液 c(H＋)＝0.01 mol·L－1]，当恰好完全反应时，用5 mL B溶液，求弱酸HC的电离度。 33.25℃时，有关物质的电离平衡常数如下： （1）电解质由强至弱顺序为__________________________________(用化学式表示，下同)。 （2）常温下，0.02 mol·L-1的CH3COOH溶液的电离度约为，体积为10 mL pH=2的醋酸溶液与亚硫酸溶液分别加蒸馏水稀释至1 000 mL，稀释后溶液的pH，前者后者(填“＞”、“＜”或“=”)。 （3）下列离子CH 3COO-、CO、HSO、SO在溶液中结合H+的能力由大到小的顺序为________。 （4）NaHSO3溶液显酸性的原因__________________________________________(离子方程式配适当文字叙述)，其溶液中离子浓度由大到小的关系是_____________________________。 34.(1)25 ℃时，HF的K a＝6.4×10－4，则此温度下0.1 mol·L－1HF溶液的c(H＋)为______ mol·L－1。 (2)25 ℃时，a mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝b，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离平衡常数K a＝________。 (3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下： H 2SeO4===H＋＋HSeO，HSeO H＋＋SeO，K2＝1.0×10－2(25 ℃)。 ①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为________________________。 ②已知H2CO3的电离平衡常数K a1＝4.4×10－7，K a2＝4.7×10－11，则KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为_______________________________。 (4)已知25 ℃时，K a(CH3COOH)＝1.8×10－5，K a(HSCN)＝0.13。现在该温度下将20 mL 0.1 mol·L－1CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图如图所示，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是_________________________________________________________________________________________________。 (5)已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：K a＝1.77×10－4，HCN：K a＝4.9×10－10，H2CO3：K a1＝4.4×10－7，K a2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是________(填字母)。 a．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN b．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN c．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 d．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ e．H2O＋CO2＋2CN－===2HCN＋CO 35.已知： (1)在相同浓度的H2SO3和H2CO3的溶液中，用“>”“<”或“＝”填空。 c(H＋)：H2SO3________H2CO3；c(SO)________c(CO)；c(H2SO3)________c(H2CO3)； 溶液导电能力：H2SO3________H2CO3。 (2)HSO 的电离平衡常数表达式为________________。 (3)H2SO3溶液与NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为____________________。 36.已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%，则NH3·H2O的电离常数K(NH3·H2O)___________。 37.乙酰水杨酸是一种一元弱酸(可用HA表示)，在一定温度下，0.1 mol·L－1乙酰水杨酸溶液中，乙酰水杨酸的电离常数K(HA)＝3.4×10－4，求该酸的电离度____________。 38.已知25 ℃时，CH3COOH的电离常数为2×10－5，该温度下，将0.10 mol CH3COONa 固体溶于一定量水中配成溶液，在向该溶液中滴加0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，当溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1时，加入的CH3COOH溶液的体积为____mL。 39.已知25 ℃时，CH3COOH的电离常数为2×10－5，该温度下，将0.10 mol CH3COONa 固体溶于一定量水中配成溶液，在向该溶液中滴加0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，当溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1时，加入的CH3COOH溶液的体积为____mL。 40.已知某温度下CH3COOH的电离常数K＝1.6×10－5，该温度下向20 mL 0.01 mol·L－1CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1KOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)，请回答有关问题： (1)a点溶液中c(H＋)为________mol·L－1。 (2)b点溶液中溶质________，CH3COOH的电离常数____1.6×10－5(“>”、“<”或“＝”)。 41.已知25 ℃时硼酸(H 3BO3)溶液中存在反应：H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)，它的电离常数K＝5.7×10－10。则此温度下0.7 mol·L－1硼酸溶液中H＋的浓度＝____________(计算结果保留小数点后一位)。 42.室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，此酸的电离平衡常数约为________。 43.已知25 ℃时,测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：_____________________________________________________。 (2)BOH的电离度α＝__________________。 (3)BOH的电离平衡常数K＝_________________。 44.将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为________。经测定溶液中含CH3COO－为 1.4×10－3mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数K a＝_______。温度升高，K a将_______(填“变大”、“不变”或“变小”)。 45.在25 ℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN(氢氰酸)溶液，它们的电离平衡常数分别是7.2×10－4、1.8×10－5、4.9×10－10，其中，c(H＋)最大的是________，未电离的溶质分子浓度最大的是________。 46.常温常压下空气中的CO2溶于水达到平衡时，溶液的pH＝5.6[c(H＋)＝2.5×10－6mol·L－1]，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的电离及H 2CO3的第二级电离，则H2CO3H＋＋HCO3?的平衡常数K1＝________。 47.已知室温时，0.1 mol·L－1的某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题： (1)该溶液c(H＋)＝________。 (2)HA的电离平衡常数表达式K＝________，数值约为________。 (3)升高温度时，K将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。 48.用0.04 mol·L－1的氢氧化钠溶液去中和20 mL c(H＋)＝10－3mol·L－1的某一元弱酸溶液，消耗氢氧化钠溶液12.5 mL，则此一元弱酸物质的量浓度为________；电离度为________。 49.25 ℃时某0.1 mol·L－1的一元弱酸(用HA表示)，未电离的弱酸分子(HA)的物质的量与电离生成的阴、阳离子总物质的量之比为4.5∶1，则此弱酸的电离度α＝________。 50.乙酰水杨酸(俗称阿司匹林)的结构简式为(相对分子质量为180)，是一种常用的药品。 (1)乙酰水杨酸是一种一元弱酸，它在水溶液中的电离方程式：__________________。 (2)在一定温度下，0.20 mol·L－1的乙酰水杨酸的电离度为 5.0%。则该溶液的氢离子浓度为__________，配制500 mL这种溶液需要乙酰水杨酸____g。 51.写出下列物质的电离平衡常数： (1)碘酸(HIO3)是中强酸，其水溶液中电离平衡常数表达式：K＝________。 (2)氢氟酸的电离平衡常数表达式：K＝________。 (3)双氧水中的平衡常数表达式：K＝________。 52.下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数： (1)CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________。 (2)多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离的原因是______________________________。 (3)同浓度的CH3COO－、HCO3?、CO32?、S2－结合H＋的能力由强到弱_____________________________________。53.下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)： 回答下列问题： (1)当温度升高时，K值________(填“增大”、“减小”或“不变”)。 (2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？ ________________________________________________________________________。 (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO3?、H2S、HS－、H3PO4、H2PO4?、HPO42?都看作是酸，其中酸性最强的是____________，最弱的是__________。 (4)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之间存在着一定的规律，此规律是___________，产生此规律的原因是________________________________________________。54.已知在25 ℃时，醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为： 醋酸K＝1.75×10－5 次氯酸K＝2.95×10－8 碳酸K1＝4.30×10－7K2＝5.61×10－11 亚硫酸K1＝1.54×10－2K2＝1.02×10－7 (1)写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式：K1＝________。 (2)若保持温度不变，在醋酸溶液中通入少量HCl，下列量会变小的是________(填字母，下同)。 a．c(CH3COO－)b．c(H＋)c．醋酸的电离平衡常数 (3)下列离子方程式中错误的是________。 a．少量CO2通入次氯酸钠溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO3?＋HClO b．少量SO2通入次氯酸钙溶液中：Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO c．过量CO2通入澄清石灰水中：CO2＋OH－===HCO3? 55.在氨水中存在下列电离平衡：NH 3·H2O NH＋OH－。 (1)下列情况能引起电离平衡正向移动的有(填字母，下同)。 ①加NH4Cl固体②加NaOH溶液③通入HCl ④加CH3COOH溶液⑤加水⑥加压 a.①③⑤ b.①④⑥ c.③④⑤ d.①②④ (2)在含有酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色。 a.变蓝色 b.变深 c.变浅 d.不变 (3)在一定温度下，用水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，溶液中随着水量的增加， ①n(OH－)(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)； ②；③。 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： 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 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）。 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 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） 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、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 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 =≈ 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）。 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 弱电解质的解离常数 (近似浓度O.O1～O.OO3mol·L-1,温度298K) 化学式解离常数，K p K 醋酸HAc 1.76×1O-5 4.75 碳酸?H2CO3?K1=4.3O×lO－7 6.37 K2=5.61×1O－111O.25 草酸?H2C2O4?K1=5.9O×lO-2 1.23 K2=6.4O×lO-5 4.19 亚硝酸HNO2? 4.6×1O－4 (285.5K) 3.37 磷酸??H3PO4??K1=7.52×lO-3 2.12 K2=6.23×1O－87.21 K3=2.2×lO－13 (291K) 12.67 亚硫酸?H2SO3 ?K1=1.54×lO-2 (291K)? 1.81 K2=1.O2×lO-7 6.91 硫酸H2SO4K2=l.2O×lO－2 1.92 硫化氢?H2S ?K1=9.l×lO－8 (291K)?7.O4 K2=l.l×1O-1211.96 氢氰酸HCN 4.93×1O－1O9.31 铬酸?H2CrO4?K1=1.8×lO-1O.74 K2=3.2O×1O-7 6.49 *硼酸H3BO3 5.8×1O-1O9.24 氢氟酸HF 3.53×1O-4 3.45 过氧化氢H2O2 2.4×1O-1211.62 次氯酸HClO 2.95×1O－5 (291K) 4.53 次溴酸HBrO 2.O6×1O-98.69 次碘酸HIO 2.3×1O-111O.64 碘酸HIO3 1.69×1O－1O.77 砷酸 ?H3AsO4 ??K1=5.62×lO-3? (291K) 2.25 K2＝l.7O×lO－7 6.77 K3=3.95×1O－1211.4O 亚砷酸HAsO26×1O-1O9.22 铵离子NH4+ 5.56×1O-1O9.25 氨水NH3·H2O 1.79×1O－5 4.75 联胺N2H48.91×1O－7 6.O5 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 电离平衡常数（高二） 1．亚氯酸钠是一种高效氧化剂、漂白剂，主要用于棉纺、亚麻、纸浆等漂白，亚氯酸钠(NaClO 2)在溶液中可生成ClO 2、HClO 2、ClO 、Cl － 等，其中HClO 2和ClO 2都具有漂白作用，但ClO 2是有毒气体。经测定，25 ℃时各组分含量随pH 变化情况如图所示(Cl － ) 没有画出。则下列分析不正确的是 A ．亚氯酸钠在酸性条件下较稳定 B ．25 ℃时，HClO 2的电离平衡常数的数值K a ＝10－6 C ．使用该漂白剂的最佳pH 范围为4--5 D ．25 ℃时，同浓度的HClO 2溶液和NaClO 2溶液等体积混合(忽略ClO 2和Cl － )，则混合溶液中有c(HClO 2)＋2c(H ＋ )＝c(ClO )＋2c(OH － ) 2．下列说法不正确的是 A ．等物质的量浓度的 NH 4HSO 4溶液和NaOH 溶液等体积混合，溶液中各离子浓度大小关系为： c(Na +)=c(SO 42﹣)＞c(NH 4+)＞c(H +)＞c(OH ﹣ ) B ．25℃ 时，将 a mo1?L ﹣l 氨水与 0.01 moI?L ﹣ 1 盐酸等体积混合，反应完全时溶液中 c(NH 4+)=c(C1﹣ )，用含a 的代数式表示NH 3?H 2O 的电离常数K b = 01.0109 --a C ．某温度下，相同体积、相同pH 的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH 随溶液体积V 变化的 曲线如图所示。Ⅱ为醋酸稀释时pH 的变化曲线，且a 、b 两点水的电离程度：a ＜b D ．已知298K 时氢氰酸(HCN)的K a =4.9×10﹣10、碳酸的K a1=4.4×10﹣7，K a2=4.7×10﹣ 11，据此可推测将氢氰酸加入到碳酸钠溶液中能观察到有气泡产生 3．硼酸(H 3BO 3) 332O(1)4-+ ） A ．等物质的量浓度的碳酸钠溶液和醋酸钠溶液比较，pH ：前者>后者 B ．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH ：前者>后者 C ．将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生 D ．将一滴醋酸溶液滴入碳酸溶液中一定能观察到有气泡产生 4．常温下，实验测得1.0mol ／L NH 4HCO 3溶液pH=8.0。平衡时碳的分布系数（各含碳微粒的浓度占含碳各种微粒浓度之和的分数）与pH 的关系如图所示。下列说法正确的是 A ．常温下 B ．pH=13时，溶液中不存在HC03-的水解平衡 C ．pH 由8～11时， 不变 D ．pH=3时，有 5．已知室温时，0.1mol/L 的一元酸HA 在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是 A ．溶液的PH ＝4 B ．升高温度，溶液PH 增大 C ．此酸的电离平衡常数为1×10－7 D ．由HA 电离的c(H +)约为水电离出来的c(H +)的106 倍 6 则下列说法中不正确的是( ) A ．碳酸的酸性强于氢硫酸 B ．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C ．多元弱酸的各步电离之间无影响 D ．向弱酸溶液中加少量NaOH 溶液，电离常数不变 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＝Δc c ×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 － 1 0.2 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 3COOH CH 3COO － ＋H ＋ K a ＝1.8×10－5 HClO HClO H ＋ ＋ClO － K a ＝3.0×10－8 ②CH 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。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。 ④外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样，只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K 值增大，原因是电离是吸热过程。 (2)多元弱酸的分步电离，以碳酸为例 碳酸是二元弱酸，在水溶液中的电离是分步进行。 ①电离方程式是H 2CO 3 H ＋ ＋HCO － 3，HCO － 3 H ＋＋CO 2－ 3。 ②电离平衡常数表达式：K a1＝c (H ＋ )·c (HCO － 3)c (H 2CO 3)，K a2＝c (H ＋ )·c (CO 2－ 3) c (HCO － 3)。 ③比较大小：K a1>K a2。 (3)几种多元弱酸的电离常数(25 ℃) 多元弱酸 电离常数 H 2S K a1＝9.1×10－8 K a2＝1.1×10 －12 H 2C 2O 4 K a1＝5.9×10 －2 K a2＝6.4×10－ 5 H 3PO 4 K a1＝7.5×10 －3 K a2＝6.2×10－8 K a3＝2.2×10 －13 H 3C 6H 5O 7(柠檬酸) K a1＝7.1×10 －4 K a2＝1.7×10 －5 K a3＝4.1×10－ 7 NH 3的电离平衡常数k b 的测定 【实验目的】1、掌握PH 计法测定NH 3的电离平衡常数； 2、学习使用PH 计测定溶液的PH 值； 3、巩固滴定管、移液管、容量瓶及分析天平的规范操作. 【实验原理】1、氨水是一种弱碱，NH 3在水中存在以下电离平衡 NH 3+H 2O →NH 4++OH - k b 代表其电离平衡常数，C 为氨水的初始浓度。[NH 4+][ OH -] [NH 3]分别为其电离平衡浓度。 一定温度下，则有：k b =4[NH +][ OH-] [NH3] ≈[OH -]2/C(当解离度α<5%时C α 可忽略) 如果测出氨水的浓度和该溶液的PH 值便可以根据上述公式求出k b ，C 可用HCl 标准溶液滴定测得，由于滴定突跃发生在酸性范围内，所以用甲基橙作为指示剂，滴定终点时由黄色变为橙红色。 2、[OH -]可以用PH 计间接测出 3、HCl 溶液的标定：由于盐酸溶液易挥发出HCl 气体，所以不能由直接法配 置，只能先配置成近似浓度的溶液，再用适当的一级标准物质Na 2CO 3标定之。 盐酸加入Na 2CO 3溶液中： Na 2CO 3+2HCl=2NaCl+CO 2+H 2O 选用甲基橙作为指示剂，到滴定终点时，溶液由黄色变为橙红色. C （HCl ）= 23232m(Na CO ) 10005(a )(l) M N CO V HC ? (mol/L) 【仪器与试剂】仪器：PHS-2C 酸度计、滴定台、酸式滴定管(25ml)、锥形瓶（250m l ×6）、 烧杯（100ml ×4）、移液管（10ml 、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶（100m l ×2、50ml ×2）、分析天平 试剂：1mol/L 氨水、0.1mol/L -1HCl 溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水 Na 2CO 3 【实验步骤】1、0.1mol/LHCl 酸溶液的标定： ①配置Na 2CO 3标准溶液，用分析天平称取0.4~0.6g （精确至±0.0001g ）分 析纯无水Na 2CO 3，溶解稀释，转移至100ml 容量瓶中定容备用. ②取20ml 洁净的移液管，用少量碳酸钠溶液润洗2~3次，然后移取20.00碳 酸钠溶液于锥形瓶中，再加入2滴甲基橙作为指示剂，摇匀，临近滴定终点时用蒸馏水将锥形瓶的内壁冲洗一下。将酸式滴定管用少量待装的0.1mol/L 的盐酸溶液润洗2~3次，然后装满待标定的盐酸溶液（排除尖端气泡）.调整并记下滴定管的初读数。用待标定的盐酸溶液进行滴定，直至溶液变为橙红色30s 不退色，记下末读数。按上述方法重复滴定3次，并在下表做好记录并处理。 混和液电离平衡常数的求算方法 1、在25 C下將0.2mol/L的氨水与0.2mol/L的硝酸等体积混合，反应后溶液的PH=5 , 求该温度下氨水的电离平衡常数。 氨水的电离平衡常数K=[ ( NH4+ )X(OH- ) ] / ( NH3 ? H2O)两者混合后，恰好反应，生成的硝酸铵的浓度由于等体积混合而为0.1mol/L 。其PH=5 溶液中存在如下关系：NH4+ + H2O = NH3 ? H2G H+ 也就是说，溶液中的H+由NH4+水解生成。那么，溶液中NH3 ? H20的浓度也就是H+的 浓度。为10A-5mol/L K=[ (0.1 ) * (10A-9 ) ]/ (10A-5 ) == 1.0*10A-5 2、在25 C下，将a mol -1啲氨水与0.01 mol '1-的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中 c(NH 4*)=c(CI -)。则溶液显_____________ 性(填“酸” “碱”或“中”)；用含a的代数式 表示NH 3 ? H O的电离常数K b= ____________ 。 解析：根据电荷守恒：c(NH 4*)+ c(H *)=c(Cl -)+ c(OH -),由c(NH 4*)=c(Cl -)，可知 c(H *)=c(OH -)，则溶液呈中性。 由物料守恒：溶液中含氮的微粒为NH 3.H2O和NH 4*，全部来源于氨水，而等体积混合， 体积加倍，浓度减半，因此，c(NH 4*)+c ( NH 3.H2O) =a/2 mol/L ,贝U c ( NH 3H2O) = a/2 mol/L- c(NH 4*)= a/2 mol/L- c(Cl -)=(a/2 -0.01 ) /mol/L ，所以Kb=(0.01*10 -7) /(a/2 -0.01/2 ) mol/L=10 - 9/(a-0.01) mol/L 。 3、NO 2可用氨水吸收生成NH4NO3。25 C时，将amolNH 4NO 3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 -1。?L NH 3H2O 的电离平衡常数取K b=2 x 105mol -"I)电离平衡常数的求算方法
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