PH值的计算,电离平衡常数

PH值的计算,电离平衡常数
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

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。

(1)0.1mol/L盐酸和0.06mol/LBa(OH)2溶液按等体积混合溶液的pH值等于多少?

(2)用pH=4和pH=11的强酸和弱碱混合,使pH=10,求两溶液的体积比?

[例4]健康人血液的pH值为7.35~7.45,患某种疾病的人血液的pH值可暂降到5.9,问此时血液中氢离子浓度为正常状态的多少倍?

[例5]在25℃时,若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合呈中性,则混合之前,该强酸的pH值与强碱的pH值之间应满足的关系是______________

[例6]在室温下,pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合,恰好完全反应,则该氨水的电离度可表示为()

A.10(a+b-12)%B.10(a+b-14)%

C.10(12-a-b)%D.10(14-a-b)%

[例7]下列叙述中,正确的是:

A.中和10mL0.1mol/LCH3COOH与中和100mL0.01mol/LCH3COOH所需同种碱液的量不同

B.等体积pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液混合后,溶液的pH为7

C.体积相等,pH相等的盐酸和H2SO4中H+的物质的量相等

D.pH=3的HCOOH溶液中的[H+]与pH=11的氨水溶液的[OH-]相等

E.Zn跟pH=4的盐酸溶液反应比跟pH=3的CH3COOH溶液反应剧烈

三:练习题

1、向10mLpH=2的某酸溶液中加入10mLpH=12的NaOH溶液,充分反应后,滴入石蕊试液显红色,如果滴入甲基橙显黄色,则此酸一定是:

A、弱酸

B、多元弱酸

C、一元强酸

D、无法确定

2、某一元弱碱在浓度为1mol/L的溶液中电离度为0.001%,它的1mol/L的溶液导电能力最接近于:

A、1mol/LHNO3溶液

B、水自身电离出[H+]=10-9mol/L的盐酸

C、pH值为6的盐酸

D、1×10-3mol/L NaCl溶液

3、在下列溶液:(1)0.5mol/L的NaOH溶液和1.0mol/L的HCl溶液等体积混合后的溶液:(2)pH=0的溶液;

(3)[OH-]=10-11mol/L的溶液;(4)0.1mol/L的CH3COOH溶液(α=1.32%),它们的酸性由强到弱的顺序是:

A、(2)>(1)>(4)>(3)

B、(4)>(3)>(1)>(2)

C、(2)>(1)>(3)>(4)

D、(1)>(2)>(4)>(3)

4、重水(D2O)的离子积为1.6×10-15,可以用pH一样的定义来规定pD=-lg[D+],以下关于pD的叙述正确的是:

A、中性溶液的pD=7.0

B、含0.01mol的NaOD的D2O溶液1L,其pD=12.0

C、溶解0.01molDCl的D2O溶液1L,其pD=2.0

D、在100mL0.25mol/L的DCl重水溶液中,加入50mL0.2mol/L的NaOD的重水溶液,其pD=1.0

5、已知一种[H+]=1×10-3mol/L的酸和一种[OH-]=1×10-3mol/L的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性,其原因可能是:

A、浓的强酸和稀的强碱溶液反应

B、浓的弱酸和稀的强碱溶液反应

C、等浓度的强酸和弱碱溶液反应

D、生成了一种强酸弱碱盐

6、某0.1mol/L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,则此溶液:

A、电离度α为10%

B、α= 20%

C、pH=1

D、[OH-]=1×10-12mol/L

7、已知8%、7.16%、0.01%分别是同一条件下,同一浓度的三种酸溶液的电离度,若已知有如下反应:NaCN+HNO2==HCN+NaNO2NaCN+HF==HCN+NaF

NaNO2+HF==HNO2+NaF,在相同条件下,由此可判断得出的结论是:

A、HF的电离度为8%

B、HNO2的电离度为0.01%

C、HCN的电离度为7.16%

D、HNO2电离度比HCN大,比HF小

8、某溶液100mL,室温时测得其pH等于1。下列叙述中不正确的是:

A、该溶液[H+]≥0.1mol/L

B、把该溶液稀释成1L后,pH≥2

C、把该溶液稀释成1L后,pH≤2

D、中和此溶液需0.1mol/L的NaOH溶液的体积≥100mL

9、将pH=8的Ba(OH)2溶液加水稀释1000倍,稀释后所得溶液中Ba2+浓度与OH--浓度之比为:A、1:2 B、1:200 C、1:50 D、1:100

10、室温时pH=a的醋酸溶液与pH=b的氢氧化钠溶液等体积混合,恰好完全反应,则该溶液中醋酸的电离度可以表示为:

A、10(a+b-12)%

B、10(a+b-14)%

C、10(16-a-b)%

D、10(14-a-b)%

11、PH=9的Ba(OH)2溶液与pH=12的KOH溶液,按4:1的体积混合,则溶液中[H+]为(mol/L):

A、1/5(4×10-9+1×10-12)

B、1/5(8×10-9+1×10-12)

C、5×10-10

D、5×10-12

12、中和相同体积,相同pH值的Ba(OH2)、NaOH和NH3·H2O三种稀溶液,所用相同浓度盐酸的体积分别为V1、V2和V3,则:

A、V3>V1=V2

B、V3>V2>V1

C、V1>V2>V3

D、V3

13.25℃时,某溶液中由水电离产生的[H+]和[OH-]的乘积为1×10-18,下列说法正确的是A、该溶液的PH值一定是9 B、该溶液可能PH=5

C、该溶液的PH值不可能是7

D、不会有这样的溶液

14.100mL 0.6mol/LHCl与等体积0.4mol/L NaOH溶液混合后溶液()

A、PH=2

B、PH=0.2

C、[H+]=0.2mol/L

D、[OH-]=1×10-13mol/L

15例4.下列四种溶液:①PH=0的盐酸②0.1mol/L的盐酸③0.01mol/L的NaOH④PH=11的NaOH溶液由水电离生成的氢离子,浓度之比是()

A、1:10:100:1000

B、0:1:12:11

C、14:13:12:11

D、14:13:2:3

16.常温下,若使PH=3的盐酸与PH=9的Ba(OH)2溶液混合使其成为PH=7的溶液,混合时两溶液的体积比为

A、1:60

B、3:1

C、100:1

D、1:100

17.把80mL NaOH溶液加入到120mL盐酸中,所得溶液的PH值为2,如果混合前NaOH 溶液和盐酸的物质的量浓度相同,它们的浓度是()

A、0.5mol/L

B、0.1mol/L

C、0.05mol/L

D、1mol/L

18.PH值相同的醋酸和盐酸分别用蒸馏水稀释至原来体积的m倍和n倍,稀释后两溶液的PH值仍相同,则m和n的关系

A、m>n

B、m=n

C、m

D、m≤n

19.在室温下等体积的酸和碱的溶液,混合后pH值一定小于7的是

(A)pH=3的硝酸跟pH=11的氢氧化钾溶液

(B)pH=3的盐酸跟pH=11的氨水

(C)pH=3的硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液

(D)pH=3的醋酸跟pH=11的氢氧化钡溶液

20.若室温时pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合,恰好完全反应,则该氨水的电离度可表

示为

(A)10(a+b-12)% (B)10(a+b-14)% (C)10(12-a-b)% (D)10(14-a-b)%

21、PH=13的强碱溶液与PH=2的强酸溶液混和,所得混和液的PH值=11,则强酸与强碱的体积比是A、11:1 B、9:1 C、1:11 D、1:9

22.用0.1mol.L-1 NaOH溶液滴定0.lmol.L-1盐酸,如达到滴定的终点时不慎多加了1滴NaOH 溶液(1滴溶液的体积约为0.05mL).继续加水至50mL,所得溶液的pH是

A.4

B.7.2

C.10

D.11.3

23.室温下,在pH=12的某溶液中,由水电离的[OH-]为

A.B.

C.D.

24.将pH= l的盐酸平均分成2份,l份加适量水,另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后,pH都升高了1,则加入的水与NaOH溶液的体积比为

A. 9

B.10

C.11

D.12

25.为更好地表示溶液的酸碱性,科学家提出了酸度(AG)的概念,AG=

() ()-

+

OH

c

H

c

lg,则

下列叙述正确的是

A 中性溶液的AG=0

B 酸性溶液的AG<0

C 常温下0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG=12 D常温下0.lmol/L盐酸溶液的AG=12 26.常温下PH=9和PH=11的两种NaOH溶液等体积混合后的PH值。

27、在250C时,若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合前强酸的pH值与强碱pH之间应满足的关系是______________。

28、在250C时,有pH值为X的盐酸和pH值为Y的氢氧化钠溶液,取V X L盐酸同该氢氧化钠溶液中和,需V Y L氢氧化钠溶液。问:

(1)若X+Y=14,则V X/V Y=___________(填数值)

(2)若X+Y=13,则V X/V Y=___________(填数值)

(3)若X+Y>14,则V X/V Y=___________(填表达式),且V X_____V Y(填>、<、=)且题中X≤6,Y≥8。

29(9分)某二元弱酸(简写为H2A)溶液,按下式发生一级和二级电离:

H 2A H++HA-HA-H++A2-

已知相同浓度时的电高度a(H2A)>d(HA-),设有下列四种溶液:

A.0.01mol.L-1的H2A溶液

B.0.01mol.L-1的NaHA溶液

C.0.01mol.L-1的HCl与0.04mol.L-1的NaHA溶液等体积混合液

D.0.02mol.L-1的NaOH与0.02 mol.L-1的NaHA溶液等体积混合液

据此,填写下列空白(填代号)

(1) [H+]最大的是______________________,最小的是______________________。

(2)[H2A]最大的是______________________,最小的是______________________。(3)[A2-]最大的是______________________,最小的是______________________。30.(8分)25℃时,若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体积Vb、pH=b的某一元强碱混合,恰好中和,且已知Va

(1)a值可否等于3(填“可”或“否”)_________,其理由是___________________

(2)a值可否等于5(填“可”或“否”)________,其理由是____________________ (3)a的取值范围是_______________________________________。

31.用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案是:

甲:①称取一定质量的HA配制0.lmol/L的溶液100mL;

②用pH试纸测出该溶液的pH值,即可证明HA是弱电解质。

乙:①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸,分别配制pH=l的两种酸溶液各100mL;

②分别取这两种溶液各10mL,加水稀释为100mL;

③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管,同时加入纯度相同的锌粒,观察现象,即可证明HA是弱电解质。

(1)在两个方案的第①步中,都要用到的定量仪器是

(2)甲方案中,说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH 1(选填>、<、=)乙方案中,说明HA是弱电解质的现象是(多选扣分)

(a)装HCl溶液的试管中放出H2的速率快;

(b)装HA溶液的试管中放出H2的速率快;

(c)两个试管中产生气体速率一样快。

(3)请你评价:乙方案中难以实现之处和不妥之处

(4)请你再提出一个合理而比较容易进行的方案(药品可任取),作简明扼要表述。

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:

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

化学平衡计算

考点过关(上)考点5 化学平衡计算 化学平衡是中学化学重要基础之一,是中学化学所涉及的溶解平衡、电离平衡、水解平衡等知识的核心,对很多知识的学习起着指导作用。而化学平衡计算是高考中的热点之一,此类试题常把基本概念和基础知识融汇在一起,具有知识联系广、灵活度大、隐含条件多、概念性强、思维层次高的特点。化学平衡的计算一般涉及到各组分的物质的量、浓度、转化率、百分含量、气体混合物的密度、平均摩尔质量、压强等,通常的思路是写出平衡式,列出相关量(起始量、变化量、平衡量),确定各量之间的关系,列出比例式或等式或依据平衡常数求解。 1.计算模式:化学平衡计算的最基本的方法模式是“平衡三段式法”。具体步骤是在化学方程式下写出有关物质起始时的物质的量、发生转化的物质的量、平衡时的物质的量(也可以是物质的量浓度或同温同压下气体的体积),再根据题意列式求解,起始、转化、平衡是化学平衡计算的“三步曲”,三步是化学平衡计算的一般格式,根据题意和恰当的假设列出起始量、转化量、平衡量。但要注意计算的单位必须保持统一,可用mol、mol/L,也可用L。 m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g) n(起始)/mol ab00 n(转化)/mol mxnxpxqx n(平衡)/mol a-mxb-nxpxqx 反应可从左向右开始,也可以从右向左开始,也可以多种物质同时充入。可逆反应达到平衡状态时各物质浓度间的关系。反应物:平衡浓度=起始浓度-转化浓度;生成物:平衡浓度=起始浓度+转化浓度,其中各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中各物质的化学计量数之比。 2.解题思路:具体题目要具体分析,灵活设立,一般设某物质的转化量为x;根据反应物、生成物及变化量的三者关系代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按“模式”列表;明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值,再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等,得出题目答案。 3.计算公式: (1)变化量之比等于化学计量数之比v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶p∶q(未达到平衡时,用于确定化学方程式中未知的化学计量数)。

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)

高考化学考点水的电离平衡、PH计算的核心知识(基础)

高考总复习《水的电离平衡、PH计算》的核心知识 【考纲要求】 (1)理解水的电离平衡及其影响; (2)了解水的电离及离子积常数; (3)了解溶液pH的定义。初步掌握测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。 【考点梳理】 考点一、水的电离和水的离子积 【高清课堂:363382 水的电离和水的离子积】 1.水的电离方程式:在纯水或水溶液中:H2O H++OH—;△H>0 或:2H2O H3O++OH—;△H>0 2.水的离子积: 25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)?c(OH-)=1×10-14=Kw 100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)?c(OH-)=1×10-12=Kw 要点诠释: (1)Kw只与温度有关,温度越高Kw越大。因水的电离是吸热过程,升高温度Kw将增大。 (2)Kw不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 3.影响水的电离平衡的因素:H2O H++OH— (1)、定性分析,完成下表:(注:“—”表示不变) 条件 移动方向电离程度c(H+) c(OH-) Kw 温度不变 加入HCl 逆减小增大减小—NaOH 逆减小减小增大—H2O —————CH3COONa 正增大减小增大—NH4Cl 正增大增大减小—NaCl —————Na 正增大减小增大— 升温加热正增大增大增大增大 要点诠释: ①温度:水的电离过程是吸热过程,所以升高温度能促进电离,据此,降温时K W减小,升温时K W增大。但不论温度升高或降低,纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。实验测得25℃时K W约为10―14,100℃时K W约为10―12。 ②外加酸、碱:向纯水中加入酸或碱,可以增大水中的H+或OH―浓度,均可使水的电离平衡向逆反应方向移动(抑制水的电离)。 ③加入能水解的盐:水的电离程度增大,若盐水解呈酸性,c (H+)>c (OH―);若盐水解呈碱性,c (H+)<c (OH―),但溶液中K W不变。 (2)、定量分析,完成下表:计算酸碱盐溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水

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

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

电离平衡知识点规律大全

高中化学知识点规律大全 ——电离平衡 1.电离平衡 说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏,电离产生了自由移动的离子而导电;共价化合物只有在溶于水时才能导电.因此,可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物. [弱电解质的电离平衡] (1)电离平衡的概念:在一定条件(如温度、压强)下,当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,这叫做电离平衡.(2)弱电解质的电离平衡的特点: 电离平衡遵循勒夏特列原理,可根据此原理分析电离平衡的移动情况. CH33COO-+ H+ NH3·H24++ OH- ②将弱电解质溶液加水稀释时,电离平衡向弱电解质电离的方向移动.此时,溶液中的离子数目增多,但电解质的分子数减少,离子浓度减小,溶液的导电性降低. ③由于电离过程是吸热过程,因此,升高温度,可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动.此时,溶液中离子的数目增多,离子浓度增大,溶液的导电性增强. ④在弱电解质溶液中,加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时,使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动.例如,在0.1mol·L-1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中,存在电离平 衡NH3·H24++ OH-.当向其中加入少量下列物质时: a.NH4Cl固体.由于增大了c(NH4+),使NH3·H2O的电离平衡逆向移动,c(OH-)减小,溶液红色变浅. b.NaOH固体.NaOH溶于水时电离产生的OH-抑制了NH3·H2O的电离,从而使平衡逆向移动. [电离平衡常数]在一定温度下,当弱电解质的电离达到平衡状态时,溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数,这个常数叫做电

NH3的电离平衡常数kb的测定

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。

混合液电离平衡常数的计算

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.doc

电离平衡 教学目标知识目标了解强、弱电解质与结构的关系。理解弱电解质的以及浓度等条件对的影响。能力目标通过演示电解质导电实验,培养学生实验探索能力。通过区分强电解质和弱电解质,培养学生分析判断能力。培养学生阅读理解能力。情感目标在分析强弱电解质的同时,体会结构和性质的辩证关系。由电解质在水分子作用下,能电离出阴阳离子,体会大千世界阴阳共存,相互对立统一,彼此依赖的和谐美。教学建议教材分析本节内容共分为三部分:强、弱电解质与结构的关系,弱电解质的,以及常数。其中常数在最新的教学大纲中已不再要求。教材从初中溶液的导电性实验以及高一电离等知识入手,重点说明强电解质在水中全部电离,而弱电解质在水中部分电离,溶液中既有离子,又有分子。同时,教材中配合图画,进一步说明强、弱电解质与结构的关系。在此基础上,转入到对弱电解质的讨论。这部分内容是本章知识的核心和后面几节教学的基础,也是本节的教学重点。关于外界条件对的影响,是本节的难点,教材并没有具体介绍,而是采用讨论的方式,要求学生自己应用平衡移动原理来分析,这样安排是因学生已具备讨论该问题的基础,而且通过讨论,更调动学生学习的主动性、积极必,加深对知识的理解及培养学生灵活运用知识的能力。教法建议关于强、弱电解质与结构的关系:建议以复习相关内容为主,进而说明强、弱电解质与结构的关系。 1.课前复习组织学生复习高一有关强、弱电解质以及化学键的知识。着重复习:(l)强、弱电解质概念,以及哪类物质是电解质,哪类物质是强电解质,哪类物质

是弱电解质;(2)离子键、极性键。 2.课堂教学建议采用回忆、讨论、归纳总结的方法组织教学。首先,引导学生回忆电解质的概念并结合实例依据电解质电离程度的大小将其分为强电解质和弱电解质。然后再组织学生结合实例讨论各强、弱电解质中的主要化学键,从而得出强、弱电解质与结构的关系。关于弱电解质的的教学:这既是本章的教学重点也是难点,建议教学中运用化学平衡知识及学习方法来学习本内容,并注意加强教学的直观性。重点介绍下面问题。 l.弱电解质的建立从弱电解质溶液中既存在弱电解质分子、又存在其电离出的离子这一事实出发,对弱电解质(如醋酸)溶于水时各微粒变化情况展开讨论,使学生明确弱电解质的电离过程是可逆的。然后,引导学生联系化学平衡建立的条件,结合课本中图3-3(可制成挂图),讨论的建立。强调指出当弱电解质分子的电离速率等于离子重新结合成分子的速率时,电离过程就达到平衡状态。有条件的学校可应用计算机辅助教学。 2.状态的特征重点分析醋酸的,与化学平衡的特征相类比,归纳出的特征:(l)是动态平衡——“动”。(2)在状态时,溶液中分子和离子的浓度保持不变——“定”。(3)是相对的、暂时的,当外界条件改变时,平衡就会发生移动——“变”。3.外界条件对的影响利用教材中的讨论题,组织学生分组讨论。引导学生应用平衡移动原理,分析外界条件的变化对的影响,使学生深刻认识影响的因素,并了解平衡移动原理的使用范围。最后,练习电离方程式的书写,重点强调弱电解质的电离方程式中要用可逆号、多元弱酸的电离要分步写。教学设计方案一第一课时电解质教学目标知识目标: 1.电解质与非电解质定义与实例。 2.电解质分类:强电解质和弱电解质。 3.强

PH值的计算_电离平衡常数

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 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。 (1)0.1mol/L盐酸和0.06mol/LBa(OH)2溶液按等体积混合溶液的pH值等于多少? (2)用pH=4和pH=11的强酸和弱碱混合,使pH=10,求两溶液的体积比?

混合液电离平衡常数的计算

混和液电离平衡常数的求算方法 1、在25℃下,将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+)×(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·H2O+ H+ 也就是说,溶液中的H+由NH4+水解生成。那么,溶液中NH3·H2O的浓度也就是H+的浓度。为10^-5mol/L K=[(0.1)*(10^-9)]/(10^-5)== 1.0*10^-5 2、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=__________。 解析:根据电荷守恒:c(NH4*)+ c(H*)=c(Cl-)+ c(OH-),由c(NH4*)=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NH3.H2O和NH4*,全部来源于氨水,而等体积混合,体积加倍,浓度减半,因此,c(NH4*)+c(NH3.H2O)=a/2 mol/L,则c(NH3.H2O)= a/2 mol/L- c(NH4*)= 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、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) 解析:混合溶液为NH3.H2O和NH4NO3的混合物。设所加氨水中NH3·H2O的物质的量为xmol, 混合后溶液的体积为V L,由电荷守恒可知:c(NH4*)+ c(H*)=c(NO3-)+ c(OH-),由物料守恒:c(NH4*)+c(NH3.H2O)=(x+a)/V mol·L-1,因为溶液呈中性,所以c(NH4*)=c(NO3-)= a/V mol·L-1,c(NH3.H2O)=(x+a)/V mol·L-1 -c(NH4*)=(x+a)/V mol·L-1 -a/V mol·L-1= x/V mol·L-1, 根据Kb=(a*10-7/V)/(x/V)/mol/L=2×10-5mol·L-1。所以x=a/200 mol·L-1. 4、常温下,0.1 mol/L的HCOONa溶液的PH=10,求HCOOH的Ka。 解析:电荷守恒:c(Na*)+ c(H*)=c(HCOO-)+ c(OH-),因此c(HCOO-) =c(Na*)+ c(H*)- c(OH-)=(0.1+10-10-10-4) mol/L =0.1 mol/L;物料守恒:c(HCOO-)+ c(HCOOH)= c(Na*),所以c(HCOOH)= c(Na*)- c(HCOO-)= c(Na*)-(c(Na*)+ c(H*)- c(OH-))= c(OH-)- c(H*)=(10-4-10-10 )mol·L-1=10-4 mol·L-1,所以Ka=(c(H*)*c(HCOO-))/ c(HCOOH)=( 10-10* 0.1)/ 10-4 mol·L-1= 10-7 mol·L-1.

电导法测定乙酸电离平衡常数

电导法测定乙酸电离平衡常数 一.目的要求 (1)掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系; (2)掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。 二.实验原理 1.电离平衡常数c K 的测定原理 在弱电解质溶液中,只有已经电离的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弱电解质已全部电离,此时溶液的摩尔电导率为∞Λm ,可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率m Λ与无限稀释的溶液的摩尔电导率∞Λm 是有区别的,这由两个因素造成,一是电解质的不完全离解,二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系:∞ΛΛ= m m α (1) 式中为弱电解质的电离度。 对AB 型弱电解质,如乙酸(即醋酸),在溶液中电离达到平衡时,其电离平衡常数c K 与浓度c 和电离度α的关系推导如下: CH 3COOH →CH 3COO - + H + 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c (1-α) c α c α 则 α α-=12 c K C (2) 以式(1)代入上式得: ) (2m m m m c c K Λ-ΛΛΛ=∞ ∞ (3) 因此,只要知道∞Λm 和m Λ就可以算得该浓度下醋酸的电离常数c K ; 将式(2)整理后还可得: c m m c m m K K c ∞∞Λ-ΛΛ=Λ1 2 (4) 由上式可知,测定系列浓度下溶液的摩尔电导率m Λ,将c m Λ对m Λ1 作图可得一条直线,由直线斜率可测出在一定浓度范围内c K 的平均值。 2.摩尔电导率m Λ的测定原理 电导是电阻的倒数,用G 表示,单位S (西门子)。电导率则为电阻率的倒数,用k 表示,单位为G·m -1。 摩尔电导率的定义为:含有一摩尔电解质的溶液,全部置于相距为1 m 的两个电极之间,这时所具有的电导称为摩尔电导率。摩尔电导率与电导率之间有如下的关系: c k m = Λ (5) 式中c 为溶液中物质的量浓度,单位为mol·m -3 。 在电导池中,电导的大小与两极之间的距离l 成反比,与电极的面积A 成正比。 l A k G = (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0.01~0.003mol·L-1,温度298K) 化学式解离常数,K p K 醋酸HAc 1.76×10-5 4.75 碳酸?H2CO3?K1=4.30×l0-7 6.37 K2=5.61×10-1110.25 草酸?H2C2O4?K1=5.90×l0-2 1.23 K2=6.40×l0-5 4.19 亚硝酸HNO2? 4.6×10-4 (285.5K) 3.37 磷酸??H3PO4??K1=7.52×l0-3 2.12 K2=6.23×10-87.21 K3=2.2×l0-13 (291K) 12.67 亚硫酸?H2SO3 ?K1=1.54×l0-2 (291K)? 1.81 K2=1.02×l0-7 6.91 硫酸H2SO4K2=l.20×l0-2 1.92 硫化氢?H2S ?K1=9.l×l0-8 (291K)?7.04 K2=l.l×10-1211.96 氢氰酸HCN 4.93×10-109.31 铬酸?H2CrO4?K1=1.8×l0-10.74 K2=3.20×10-7 6.49 *硼酸H3BO3 5.8×10-109.24 氢氟酸HF 3.53×10-4 3.45 过氧化氢H2O2 2.4×10-1211.62 次氯酸HClO 2.95×10-5 (291K) 4.53 次溴酸HBrO 2.06×10-98.69 次碘酸HIO 2.3×10-1110.64 碘酸HIO3 1.69×10-10.77 砷酸 ?H3AsO4 ??K1=5.62×l0-3? (291K) 2.25 K2=l.70×l0-7 6.77 K3=3.95×10-1211.40 亚砷酸HAsO26×10-109.22

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 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: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×1020个,并测得该溶液的C(H+)=1×10-3mol/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. % 3. 25℃,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℃,L的下列弱电解质的电离度分别为: HF HCOOH NH3·H2O HAc HCN α % % % % % 则它们的酸性强弱顺序是:

几种平衡常数的计算6

几种平衡常数的计算 1.一定条件下,将NO2与SO2以体积比1:2置于密闭容器中发生NO2(g)+SO2(g )SO3 (g)+NO(g),测得平衡时NO2与SO2体积比为1:6,则平衡常数K =。2.已知在800K时,反应:CO(g)+H 2O(g)CO2(g)+H2(g),若起始浓度c(CO)=2mol/L,c(H2O)=3mol/L,反应达到平衡时,CO转化成CO2的转化率为60%。若将H2O的起始浓度加大为6mol/L,试求CO转化为CO2的转化率 3.现有反应:CO(气)+H2O(气)CO2(气)+H2(气)放热反应;在850℃时,K=1。 (1)若升高温度到950℃时,达到平衡时K__ ___l (填“大于”、“小于”、或“等于”)(2)850℃时,若向一容积可变的密闭容器中同时充入1.0molCO,3.0molH2O,1.0molCO2和xmolH2,则:当x=5.0时,上述反应向___________________(填“正反应”或“逆反应”)方向进行。若要使上述反应开始时向正反应方向进行,则x应满足的条件是________ 4.将固体NH4I置于密闭容器中,在一定温度下发生下列反应:①NH4I(s)NH3(g)+HI(g) ②2HI(g)H2(g)+I2(g) 达到平衡时,c(H2)=0.5 mol·L-1,c(HI)=3 mol·L-1,,则此温度下反应①的平衡常数为 5.(1)化学平衡常数K表示可逆反应的进行程度,K值越大,表示可逆反应进行得越完全,K值大小与温度的关系是:温度升高,K值(填“一定增大”、“一定减小”或“可能增大也可能减小”)。 (2)在一体积为10 L的容器中,通入一定量的CO和H2O,在800℃时发生如下反应:CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)ΔH<0,CO和H2O的物质的量浓度变化如图所示,则:在800℃时该反应的化学平衡常数 K=(要求写出表达式及数值), 6.某研究小组在实验室探究氨基甲酸铵(NH2COONH4) 分解反应平衡常数,将一定量纯净的氨基甲酸铵置于特 制的密闭真空容器中(假设容器体积不变,固体试样体 积忽略不计),在恒定温度下使其达到分解平衡: NH2COONH4(s)2NH3(g)+CO2(g)。实验测得不同温度下的平衡数据列于下表: 温度(℃)15.0 20.0 25.0 30.0 35.0 平衡总压强(kPa)5.7 8.3 12.0 17.1 24.0 平衡气体总浓度 (×10-3mol/L) 2.4 3.4 4.8 6.8 9.4 根据表中数据,列式计算25.0℃时的分解平衡常数:。7.已知:2 CrO42-(aq)+2 H+(aq) Cr2O72- (aq)+ H2O(l) △H=-cKJ/mol;平衡常数 K=9.5╳104。(上述a、b、c均大于0)对于上述反应,取50mL溶液进行实验,部分测定数据如下: 时间(s) 0 0.01 0.02 0.03 0.04 n(CrO42-)mol 0.01 8.0╳10-4 5.4╳10-4 5.0╳10-4n(Cr2O72- )mol 0 4.73╳10-3 4.75╳10-3 4.75╳10-3 试回答下列问题: (1)0.02s到之间用Cr2O72-表示该反应的平均反应速率为; 0.03s时溶液的PH= ; 8.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=__________。 9.NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时,将amol NH4NO3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 ) 10.氯气在298K、100kPa时,在1L水中可溶解0.09mol,实验测得溶于水的Cl2约有三分之一与水反应。请回答下列问题:(1)该反应的离子方程式为 (2)估算该反应的平衡常数(列式计算)11.已知25℃时,Na2CO3溶液的水解常数为Kb=5×10-5 mol?L-1 ,则当溶液中c(HCO3-) : c(CO32-)=1:2 时,试求溶液的PH= 12.己知:某溶液中含有C1-, Br-和CrO42-,浓度均为0.010mo1?L-,向该溶液中逐滴加入 0.010mol?L-1的AgNO3溶液时,三种阴离子产生沉淀的先后顺序为 A. C1-、Br-、CrO42- B. CrO42-、Br-、C1- C. Br-、C1-、CrO42- D. Br-、CrO42-、C1-13.已知常温下AgCl与AgI的溶度积分别是。若向200 mL饱和AgCl溶液中加入等体积的KI溶液,为使饱和溶液中产生AgI沉淀,则所需加入的KI溶液的物质的量浓度最小是______________。 14.已知溶液中c(Ag+)、c(Cl-)的乘积是一个常数, 即K sp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)=1.0×10-10(mol·L-1)2 ,向50 mL 0.018 mol/L的AgNO3溶液中(1)加入50 mL 0.018 mol/L的盐酸,生成沉淀后,溶液中c(Ag+)=________。 (2)加入50 mL 0.020 mol·L-1的盐酸,生成沉淀。 ①沉淀生成后溶液中c(Ag+)为。②沉淀生成后溶液的pH是________。15.向氯化钡溶液中加入AgNO3和KBr,当两种沉淀共存时,c(Br-)/c(Cl-)== K sp(AgCl)=2.0×10—10,K sp(Ag(Br)=5.4×10—13 16.查阅有关资料得到如下数据,常温下Fe(OH)3的溶度积K sp=8.0×10-38,Cu(OH)2的溶度积K sp=3.0×10-20,通常残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol·L-1时就认为沉淀完全,设溶液中CuSO4的浓度为3.0 mol·L-1,则Cu(OH)2开始沉淀时溶液的pH为_______,Fe3+完全沉淀时溶液的pH为________。(提示:lg 5=0.7) 17.25°C时,BaCO3和BaSO4的溶度积常数分别是8x10-9和1X10-10,某含有BaCO3沉淀的悬浊液中,,如果加入等体积的Na2SO4溶液,若要产生BaSO4沉淀,加入Na2SO4溶液的物质的量浓度最小是________mol ? L_1。 18.CO2在自然界循环时可与CaCO3反应,CaCO3是一种难溶物质,其K SP=2.8×10-9(25℃)。现将体积比为1:1的CaCl2溶液与Na2CO3溶液混合,若混合前Na2CO3溶液的浓度为

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