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：
K a(HF)＝_______ _(列式求值)。
练1、氯在饮用水处理中常用作杀菌剂，且HClO的杀菌能力比ClO－强。
25 ℃时氯气－氯水体系中存在以下平衡关系：
（1）Cl2(g)Cl2(aq) K1＝10－
（2）Cl2(aq)＋H2O HClO＋H＋＋Cl－K2＝10－
（3）HClO H＋＋ClO－K a＝？
其中Cl2(aq)、HClO和ClO－分别在三者中所占分数(α)随
pH变化的关系如图所示。
.
Cl2(g)＋H2O2H＋＋ClO－＋Cl－K＝
2、常温下，用mol·L－1 NaOH溶液滴定mL某未知浓度的CH3COOH
溶液，滴定曲线如图所示。
其中A点所示溶液中c(CH3COO－)＝
2c(CH3COOH)，则CH3COOH的电离常数
K a＝______ __，
3.常温下，现有L的NH
4HCO
3
溶液，pH＝。
已知含氮（或含碳）各微粒的分布分数（平衡时某
种微粒的浓度占各种微粒浓度之和的分数）与pH的关系如下图所示。
下列说法正确的是：（双选）
A．当溶液的
pH＝9时，溶液中存在下列关系：c（HCO
3－）＞c（NH
4
＋）＞c（OH-）＞c（H+）
B．NH
4HCO
3
溶液中存在下列守恒关系：c（NH
4
＋）＋c（NH
3
·H
2
O）＋c（H+）＝c（OH－）＋
2c（CO
32－）＋c（H
2
CO
3
）＋c（HCO
3
－）
C．常温下，碳酸的第一、二步电离常数之比为K
1：K
2
==
D．通过分析可知常温下K
b （NH
3
·H
2
O）＞Ka
1
（H
2
CO
3
）
四、涉及其他常数的
1、25 ℃时，NaHSO3的水解平衡常数＝×10－12，则该温度下H2SO3HSO－3＋H＋的电离常数K a＝________若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中c(H2SO3)/c( HSO－3)将
2、已知常温下醋酸的Ka=×10—5,请分析计算醋酸钠溶液的K h＝________
3、常温下，mol/L的HCOONa溶液的PH=10，求HCOOH的K a=
4、在25℃下,将L的氨水与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K b=
5、联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。
联氨第一步电离反应的平衡常数值为____ （已知：N2H4+H+N2H5+的K=×107；K w=×10-14）。
6、如果一个反应的平衡常数小于10-5(大于105)，则认为这个反应很难进行（进行得较完全）。
已知常温下，各物质的溶度积及电离平衡常数H2S
CuS: Ksp=×10-36 H2S: K a1＝×10-7K a2＝×10-15
通过计算说明反应CuS(s)+2H+(aq)===Cu2+(aq)+H2S(aq) 进行的程度
7、常温下，HClO2的电离平衡常数K a ==×10-2 mol·L－1，某NaClO2溶液（含有少量NaOH）的pH=13，则溶液中c(OH-)×c(ClO2)/(HClO2)====
8、常温下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，发生反应HCO3－+NH4＋+H2O===NH3·H2O+H2CO3平衡常数K= (已知常温下NH3·H2O的电离平衡常数K b ==2×10-5 H2CO3的电离平衡常数K a1==4×10-7）。
溶液水解的电离平衡常数
溶液水解的电离平衡常数溶液中的水解反应是一种重要的化学反应，它涉及物质在水中的离解和离子间的平衡。
在这个过程中，溶液中的化学物质会发生电离，产生离子，并与水分子发生反应。
这种反应的平衡特征可以通过电离平衡常数来描述。
电离平衡常数(Kw)是描述水在特定温度下电离的平衡特征的物理量。
在纯净水中，水分子会自发地发生电离反应，生成氢离子(H+)和氢氧离子(OH-)。
电离平衡常数可以用下式表示：Kw = [H+][OH-]其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度，[OH-]表示溶液中的氢氧离子浓度。
Kw的值取决于温度，对于25摄氏度的水，Kw的值约为1.0×10^-14。
这意味着在25摄氏度下，纯水中[H+]和[OH-]的浓度分别为1.0×10^-7摩尔/升。
溶液中的电离平衡常数也可以用来描述酸碱性。
在酸性溶液中，[H+]浓度高于[OH-]浓度；在碱性溶液中，[H+]浓度低于[OH-]浓度。
当[H+]和[OH-]的浓度相等时，溶液呈中性。
根据电离平衡常数的定义，当[H+]和[OH-]的浓度相等时，Kw的值为1.0×10^-14，这对应于中性溶液。
在一些特殊的情况下，溶液中的电离平衡常数可以被用来计算其他物化性质。
例如，溶液的pH值可以通过[H+]的浓度来计算，pOH 值可以通过[OH-]的浓度来计算。
pH和pOH值是用来衡量酸碱性的常用指标。
pH和pOH值的和等于14，这是因为pH和pOH是用负对数来表示[H+]和[OH-]浓度的。
根据电离平衡常数的定义，当[H+]和[OH-]的浓度相等时，pH和pOH的值都为7，对应于中性溶液。
电离平衡常数在化学和生物化学研究中具有重要的应用。
通过测量溶液中的[H+]或[OH-]浓度，可以确定溶液的酸碱性。
通过控制溶液中的[H+]或[OH-]浓度，可以调节溶液的酸碱性。
此外，许多化学反应的速率也受溶液的酸碱性影响，通过调节溶液的酸碱性可以控制反应的速率。
电离常数的计算
酸碱性的判断还可以通过指示剂的颜色变化来判断。不同的酸碱性会使指示剂呈现不同的颜色，从而 判断溶液的酸碱性。
酸碱指示剂的选择
酸碱指示剂的选择应根据溶液的酸碱 性来确定。对于酸性溶液，应选择酸 性指示剂；对于碱性溶液，应选择碱 性指示剂。
离子积常数法
总结词
利用已知的离子积常数和溶液的pH值计算电离常数。
详细描述
离子积常数（Ksp）是表示难溶电解质的溶解平衡常数，其计算公式为Ksp = [阳离子][阴离子]。对于弱酸 或弱碱，其电离常数与离子积常数存在一定的关系。通过测量溶液的pH值，可以计算出氢离子或氢氧根 离子的浓度，进而利用离子积常数计算出电离常数。
电离常数（Ka或Kb）是表示弱电解质电离 程度的常数，当弱电解质在溶液中达到电离 平衡时，电离常数的大小可以用来判断反应 是否达到平衡状态。通过比较实验测定的电 离常数与理论计算值，可以验证化学反应是 否达到平衡状态。
弱电解质的电离平衡
总结词
电离常数是描述弱电解质电离平衡的重要参 数，可以用于计算弱电解质的电离程度。
准备好需要测定的弱电解质溶 液、电导率计、恒温水浴等。
测定电导率
在不同温度下，测定不同浓度 的该弱电解质溶液的电导率。
数据记录
将测得的数据记录在表格中， 包括温度、浓度和电导率。
计算电离常数
根据测得的数据，利用相关公 式计算出该弱电解质的电离常
数。
数据处理与结果分析
数据处理
对实验数据进行整理、计算和绘图， 得出弱电解质在不同温度下的电离常 数值。
结果分析
根据实验结果，分析弱电解质的电离 行为，探讨温度对该弱电解质电离常 数的影响。
电离平衡常数计算公式
电离平衡常数计算公式全文共四篇示例，供读者参考第一篇示例：电离平衡常数是描述溶液中电解质电离过程的重要参数，它表征了电解质在给定条件下电离和再结合的平衡状态。
电离平衡常数通常用K表示，其值取决于温度、压力和溶液中的其他物质浓度。
计算电离平衡常数需要考虑电解质的电离程度以及溶液中其他离子的影响。
电离平衡常数的计算公式通常根据电解质的电离平衡方程推导得出。
以弱酸为例，其电离平衡方程可表示为：HA ⇌ H+ + A-HA是弱酸分子，H+是氢离子，A-是酸根离子。
根据该电离平衡方程，可以得出酸的电离平衡常数Ka的计算公式：Ka = [H+][A-]/[HA][H+]、[A-]和[HA]分别表示溶液中氢离子、酸根离子和弱酸分子的浓度。
通过测定溶液中酸的浓度和pH值，可以计算出Ka的值。
类似地，弱碱的电离平衡方程可表示为：对于强酸和强碱，其电离平衡常数是非常大的，接近无穷大，因为它们几乎完全电离成离子。
强酸的电离平衡方程可表示为：强碱的电离平衡常数Kb也可以近似为无穷大。
电离平衡常数的计算公式在化学领域中具有广泛的应用，它可以用于预测溶液中各离子的浓度、计算酸碱中和反应的平衡常数等。
在实验室中，人们可以通过测定溶液中离子的浓度和pH值，来计算电离平衡常数，从而了解溶液中电离过程的平衡状态。
电离平衡常数的计算公式还可以帮助人们设计一些化学反应的条件，例如控制溶液中酸碱离子的浓度，调整反应体系的酸碱度等。
通过合理计算电离平衡常数，可以更好地理解化学反应过程并优化实验条件。
电离平衡常数的计算公式在化学研究中具有重要意义，它为人们研究溶液中电解质的电离过程提供了有力的工具。
通过深入理解电离平衡常数的计算公式，我们可以更好地掌握化学反应的规律，促进化学科学的发展和应用。
【2000字】第二篇示例：电离平衡常数是描述在给定条件下溶液中电离反应平衡的一个重要参数。
在化学反应中，当一种物质在溶液中发生电禧反应时，会形成离子。
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/LK=[ (0.1 ) * (10A-9 ) ]/ (10A-5 ) == 1.0*10A-52、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)。
考点43 电离平衡常数及相关计算-备战2020年高考化学考点
专题43电离平衡常数及相关计算1．表达式（1）对于一元弱酸HA ：HAH ++A −，电离常数K =。
H A HA c c c +-⋅（）（）（）（2）对于一元弱碱BOH ：BOHB ++OH −，电离常数K =。
B OH BOH c c c +-⋅（）（）（）（3）对于二元弱酸，如H 2CO 3：H 2CO 3H ++，K 1=；H ++3HCO -323H HCO H CO c c c +-⋅（）（）（）3HCO -，K 2=；且K 1>K 2。
23CO -233H CO HCO c c c +--⋅（）（）（）2．意义：相同条件下，K 越大→越易电离→酸(或碱)性越强3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
4．影响因素5．电离常数的三大应用（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
6．电离平衡常数相关计算(以弱酸HX 为例)（1）已知c (HX)和c (H +)，求电离常数 HX H + + X −起始(mol·L −1)：c (HX) 0 0平衡(mol·L −1)：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K ==。
H X HX c c c +-⋅（）（）（）2H HX H c c c ++（）（）-（）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 =，2H HX c c +（）（）代入数值求解即可。
（2）已知c (HX)和电离常数，求c (H +)HX H + + X −起始：c (HX) 0 0平衡：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K ==。
强酸的电离平衡常数
强酸的电离平衡常数
在化学中，强酸是指能够完全电离产生H+离子的酸。
强酸的电离平衡常数是描述酸的强弱程度的一个重要指标。
它是酸的离子化程度的定量表示，通常用Ka来表示。
电离平衡常数Ka是酸的离子化反应中产生的H+离子和酸的母体分子之间的浓度比值。
它的数值越大，说明酸的离子化程度越高，酸越强。
强酸的电离平衡常数一般都非常大，这意味着强酸的离子化程度非常高。
例如，硫酸的电离平衡常数约为10^3，而盐酸的电离平衡常数约为10^7，这表明盐酸的离子化程度要高于硫酸。
强酸的电离平衡常数的大小受到很多因素的影响，其中包括酸的分子结构、溶液的温度和离子间的相互作用等。
不同酸的电离平衡常数也不尽相同。
酸的电离平衡常数与酸的pKa值之间存在着一定的关系。
pKa是指酸的负对数常数，它与Ka的关系是pKa = -log10(Ka)。
因此，pKa 的数值越小，说明酸的电离平衡常数越大，酸越强。
强酸的电离平衡常数在化学实验和工业生产中有着广泛的应用。
它可以用来评估酸的强弱，指导实验设计和反应控制。
通过调节反应条件，可以控制酸的电离平衡常数，从而实现所需的反应效果。
强酸的电离平衡常数是描述酸的离子化程度的重要参数。
它反映了酸的强弱程度，对于理解酸碱反应和控制化学反应具有重要意义。
通过对强酸的电离平衡常数的研究，我们可以更好地理解酸的性质和化学反应的规律，为化学科学的发展做出贡献。
电离平衡常数公式
电离平衡常数的计算公式：K=C^x·C。
溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）*c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。
这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。
电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电的化合物。
根据其电离程度可分为强电解质和弱电解质，几乎全部电离的是强电解质，只有少部分电离的是弱电解质。
电解质都是以离子键或极性共价键结合的物质。
化合物在溶解于水中或受热状态下能够解离成自由移动的离子。
离子化合物在水溶液中或熔化状态下能导电；某些共价化合物也能在水溶液中导电，但也存在固体电解质，其导电性来源于晶格中离子的迁移。
电离平衡常数及相关计算-高考化学专题
考点43 电离平衡常数及相关计算1．表达式（1）对于一元弱酸HA ：HAH ++A −，电离常数K =H A HA c c c +-⋅（）（）（）。
（2）对于一元弱碱BOH ：BOHB ++OH −，电离常数K =B OH BOH c c c +-⋅（）（）（）。
（3）对于二元弱酸，如H 2CO 3：H 2CO 3H ++3HCO -，K 1=323H HCO H CO c c c +-⋅（）（）（）；3HCO-H ++23CO -，K 2=233H CO HCO c c c +--⋅（）（）（）；且K 1>K 2。
2．意义：相同条件下，K 越大→越易电离→酸(或碱)性越强3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
4．影响因素5．电离常数的三大应用（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
6．电离平衡常数相关计算(以弱酸HX 为例)（1）已知c (HX)和c (H +)，求电离常数 HXH + + X −起始(mol·L −1)：c (HX) 0 0 平衡(mol·L −1)：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K=H XHXc cc+-⋅（）（）（）=2HHX Hcc c++（）（）-（）。
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=2HHXcc+（）（），代入数值求解即可。
（2）已知c(HX)和电离常数，求c(H+)HX H++X−起始：c(HX)00平衡：c(HX)−c(H+)c(H+) c(H+)则：K=H XHXc cc+-⋅（）（）（）=2HHX Hcc c++（）（）-（）。
化学,电离,标准平衡常数意义,计算方法
电离平衡常数弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值，即溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）*c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。
这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。
弱电解质AxBy在水溶液中达到电离平衡时：AxBy==可逆==xA+ + yB-则，K（电离）=[A]·[B]/ [AxBy]式中[A+]、[B-]、[AB]分别表示A+、B-和AxBy在电离平衡时的物质的量浓度。
标准平衡常数【标准状态】：以273.15K（0℃）为温度，101.325kPa为压力的状态由于你做实验时，有时候没有必要或很难将状态控制在标准状态，一定的反应物，标准状态的浓度是一定的，部分数据【已通过实验测定给出】，可作为常量。
标准状态浓度记为cθ【除以标准状态的浓度cθ】平衡浓度÷标准状态浓度（即cθ），（cθ通常会给出或可查到）对于反应 aA+bB=dD+eE标准平衡常数Kθ与实验平衡常数Kc（溶液反应）和Kp（气体反应）的区别和联系:★ Kc和Kp可能有单位,而Kθ的单位为一;★ Kc只用于溶液中,与Kθ数值相等;Kp只用于气体中,与Kθ数值常常不相等;Kθ适用于任何反应;★ Kθ在热力学中应用,Kc和Kp在实践中应用.溶液反应Kc数值上等于Kθ是个规定，也已经通过实验和推理得出了该结论化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数，用K表示，这个常数叫化学平衡常数。
平衡常数一般有浓度平衡常数和压强平衡常数。
对于可逆化学反应m A+n B⇋pC+qD在一定温度下达到化学平衡时，其平衡常数表达式为：Kc=[c(C)^p*c(D)^q]/[c(A)^m*c(B)^n],。
高中化学常用电离平衡常数的解题技巧
常用电离平衡常数的解题技巧电离平衡常数是高考中一个重要的必考考点，常考查电离平衡常数的计算、弱酸的相对强弱、离子浓度离子大小的比较、离子方程式的书写等，大多结合图像进行分析。
解决此类问题的关键是，掌握电离常数的概念及基本的计算方法，利用平衡移动原理，认真分析图像的变化趋势，结合电荷守恒、物料守恒进行判断。
一．电离平衡常数的计算利用图像求电离平衡常数，一定要看清楚图像中纵、横坐标表示的含义，图中曲线起点、转折点、交叉点、与纵横坐标的的含义。
案例1（2017课标Ⅱ）改变0.1mol/L二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、-、A2-的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知HA]。
下列叙述错误的是分析：该题是一道0.1mol/L二元弱酸H2A电离平衡试题，纵坐标代表的是溶液中的H2A、HA-、A2-的物质的量分数，横坐标表示的是pH，图中有三个交点：pH =1.2，c(H2A)=c(HA－)；pH =2.7，c(H2A)=c(A2－)；pH=4.2时，c(A2－)=c(HA－)。
解析：A、根据图像，pH=1.2时，H2A和HA-相交，则有c(H2A)=c(HA-)，故A说法正确；B、pH=4.2时，c(A2－)=c(HA－)，根据第二步电离HA－H＋＋A2－，得出：K2(H2A)=c(H+)×c(A2-)/c(HA-)= c(H+)=10-4.2，故B说法正确；C、根据图像，pH=2.7时，H2A和A2-相交，则有c(H2A)=c(A2-)，故C说法正确；D、根据pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)，且物质的量分数约为0.48，而c(H+)=10-4.2，可知c(HA-)=c(A2-)＞c(H+)，故D说法错误。
二．根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液或其盐溶液的酸碱性的相对强弱根据电离平衡常数可以判断弱酸的相对强弱，从而可以判断出其对应盐的pH大小关系。
案例2 已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:H2B弱酸化学式HA电离平衡常数(25℃)Ka=1.7×10-6K1=1.3×10-3 K2=5.6×10-8则下列有关说法正确的是A. 等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(Na2B)>pH(NaHB)>pH(NaA)B. 将a mol·L-1的HA溶液与a mol·L-1 的NaA溶液等体积混合，混合液中：+ )>C(A-)C(NaC. 向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为：B2-+2HA==2A- +H2BD. NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为：C(Na+)> C(HB-)> C(B2-)> C(H2B)分析：根据电离常数可判断出酸性：H2B >HA>HB-，再根据越弱越水解，则可判断出对应盐溶液的pH(Na2B)>pH(NaA)>pH(NaHB)。