电离平衡常数的求算练习

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电离平衡常数的求算方法

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Ka=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CH3COOH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(CH3COO-)=c(Na+),CH3COOH的电离常数Ka=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Ka= 。

常考题空7 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算 (附答案解析)-高考化学大题

常考题空7 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算 (附答案解析)-高考化学大题

常考题空7 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算【高考必备知识】1.电离常数与水解常数的关系 (1)电离常数表达式①一元弱酸(HA): HA H ++A - )()()(HA c A c H c Ka -+∙=②二元弱酸(H2A):H 2A H ++HA - )()()(21A H c HA c H c Ka -+∙=HA —H ++A 2-)()()(22—HA c A c H c Ka -+∙=③一元弱碱(BOH):BOHB ++OH - )()()(BOH c OH c B c K b-+∙=(2)电离常数(K 电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA 为例25 ℃,c mol·L -1的弱酸HA ,设电离度为αHAH + + A -起始浓度/mol·L -1 c 0 0变化浓度/mol·L -1 c 酸·α c 酸·α c 酸·α平衡浓度/mol·L -1c 酸-c 酸·αc 酸·αc 酸·α电离平衡常数K a =(c 酸·α)2酸·1-α)=c 酸·α21-α,由于α很小,可认为1-α≈1则K a =c 酸·α2,α (越稀越电离),则:c (H +)=c 酸·α=酸c K a ∙(3)电离常数与水解常数的关系①对于一元弱酸HA ,K a 与K h 的关系:K h =K WK a如:CH 3COONa :CH 3COO -+H 2O CH 3COOH +OH -)()()()()()()()()()()()(3333333COOH CH K K COOH CH c H c COO CH c K H c COO CH c H c OH c COOH CH c COO CH c OH c COOH CH c K a ww h =∙=∙∙∙=∙=+++—————②对于二元弱酸H 2B ,K al (H 2B)、K a2(H 2B)与K h (HB -)、K h (B 2-)的关系:21a w h K K K =;12a wh K K K =B 2-+H2OHB -+OH -,K h1(B 2-)=c (OH -)·c (HB -)c (B 2-)=c (H +)·c (OH -)·c (HB -)c (H +)·c (B 2-)=K wK a2HB -+H2O H 2B +OH -,K h2(HB -)=c (OH -)·c (H 2B )c (HB -)=c (H +)·c (OH -)·c (H 2B )c (H +)·c (HB -)=K w K al ③强酸弱碱盐:K h =K WK b如:NH 4Cl :NH 4++H 2O NH 3·H 2O +H +)()()()()()()()()()()()(23b 234423423O H NH K K O H NH c OH c NH c K OH c NH c OH c H c O H NH c NH c H c O H NH c K ww h ∙=∙∙=∙∙∙∙=∙∙=+++++———(3)水解常数(K h )与溶度积常数(K sp )的关系——强酸多元弱碱盐:K h =KspKw n如:AlCl 3:Al 3++3H 2OAl(OH)3+3H +KspKw OH c Al c OH c H c Al c H c K h 3333333)()()()()()(=⋅⋅==-+-+++2.计算电离常数的常见类型(1)起点时刻:巧用三段式例1.HR 是一元酸。

3.1.2 电离平衡常数 练习(解析版)

3.1.2  电离平衡常数 练习(解析版)

3.1.2 电离平衡常数练习(解析版)1.常温下,几种弱电解质的电离平衡常数如表所示,向20mL 0.1mo1/L的盐酸溶液中逐滴滴加0.1mo1/L的氨水,溶液的pH变化曲线如图所示。

下列说法正确的是()弱电解质KH2CO3K a1=4×10﹣7K a2=4×10﹣11NH3•H2O K b=1.75×10﹣5CH3COOH K a=1.75×10﹣5A.CH3COONH4溶液中c(OH﹣)═c(H+)≠10﹣7mo1/LB.NH4+和HCO3﹣能发生彻底水解反应C.曲线上水的电离程度最大的点为b点D.d点时,c(OH﹣)﹣c(H+)═[c(NH4+)﹣2c(NH3•H2O)]【答案】D【解析】A.NH3•H2O、CH3COOH的电离平衡常数相等,则NH4+、CH3COO﹣的水解平衡常数相等,导致CH3COONH4溶液呈中性,则CH3COONH4溶液中c(OH﹣)═c(H+)=10﹣7mo1/L,故A错误;B.NH4+和HCO3﹣水解后发布生成NH3•H2O、H2CO3,一水合氨和碳酸能发生中和反应,所以不能彻底水解,故B错误;C.酸或碱抑制水电离,弱离子促进水电离,HCl和一水合氨恰好完全反应生成氯化铵时水的电离程度最大,a点溶质为HCl、b点溶质为NH4Cl和HCl、c点溶质为NH4Cl、d点溶质为NH4Cl、NH3•H2O,a、b、d都抑制水电离,只有c点促进水电离,所以c点水电离程度最大,故C错误;D.c点二者恰好完全反应生成NH4Cl,d点溶液中溶质为NH4Cl、NH3•H2O,且存在c(NH4Cl)=2c(NH3•H2O),溶液中存在电荷守恒得c(OH﹣)+c(Cl﹣)=c(H+)+c(NH4+)、物料守恒2[c (NH4+)+c(NH3•H2O)]=3c(Cl﹣),所以c(OH﹣)﹣c(H+)═[c(NH4+)﹣2c(NH3•H2O)],故D正确;故选:D。

2025版高考化学一轮总复习提升训练第8章电离平衡常数及应用微考点3电离平衡常数的相关计算(含答案)

2025版高考化学一轮总复习提升训练第8章电离平衡常数及应用微考点3电离平衡常数的相关计算(含答案)

高考化学一轮总复习提升训练:微考点3 电离平衡常数的相关计算1.(2023·河北衡水中学模拟)25 ℃时,用0.1 mol·L -1CH 3COOH 溶液滴定20 mL 0.1mol·L -1NaOH 溶液,当滴加V mL CH 3COOH 溶液时,混合溶液的pH =7。

已知CH 3COOH 的电离平衡常数为K a ,忽略混合时溶液体积的变化。

下列关系式正确的是( A )A .K a =2×10-70.1V -2B.V =2×10-70.1K a -2C .K a =2×10-7V +20D.K a =2×10-8V[解析] 当pH =7时,溶液中c (CH 3COO -)=c (Na +)=2V +20mol·L -1,由物料守恒知c (CH 3COOH)=0.1V V +20 mol·L -1-2V +20 mol·L -1=0.1V -2V +20mol·L -1,再根据K a =c H +·c CH 3COO -c CH 3COOH ,代入相关数据可得K a =2×10-70.1V -2。

2.(2023·湖南邵阳模拟)常温下,联氨(N 2H 4)在水溶液中分步发生电离:①N 2H 4+H 2O N 2H +5+OH -K a1;②N 2H +5+H 2ON 2H 2+6+OH -K a2。

该溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随pOH[pOH =-lg c (OH -)]变化的关系如图所示。

下列叙述错误的是( B )A .给N 2H 4的水溶液中加水稀释,电离程度逐渐增大B .电离常数K a1:A<B =D<C C .据图中A 点可求:K a1=10-6D .图D 点溶液的c (OH -)=10-10.5 mol·L -1[解析] 给N 2H 4的水溶液中加水稀释,电离平衡正向移动,故电离程度逐渐增大,A 正确;电离常数只与温度有关,与溶液的酸碱性无关,故电离常数K a1:A =B =D =C ,B 错误;题图中A 点δ(N 2H 4)=δ(N 2H +5),pOH =6,此时c (N 2H 4)=c (N 2H +5)、c (OH -)=10-6mol·L -1,则N 2H 4的电离常数K a1=c N 2H +5·c OH -c N 2H 4=c (OH -)=10-6,C 正确;同理,据题图中C点计算电离常数K a2=c OH -·c N 2H 2+6c N 2H +5=c (OH -)=10-15,题图中D 点溶液中δ(N 2H 4)=δ(N 2H 2+6),则有K a1·K a2=10-6×10-15=c 2(OH -),解得c (OH -)=10-10.5 mol·L -1,D 正确。

化学物质的电离度练习题计算物质的电离度

化学物质的电离度练习题计算物质的电离度

化学物质的电离度练习题计算物质的电离度化学中,电离度是指在溶液中离解出的离子的比例或百分比。

它是用来描述物质在溶液中的溶解程度的重要参数。

本文将介绍一些关于化学物质的电离度计算的练习题。

一、单质的电离度计算1. 计算铵盐(NH4Cl)在0.1M浓度下的电离度。

铵盐(NH4Cl)在水中可以完全电离为NH4+和Cl-离子,所以铵盐(NH4Cl)的电离度为100%。

2. 计算硫酸铜(CuSO4)在0.05M浓度下的电离度。

硫酸铜(CuSO4)在水中可以部分电离为Cu2+和SO42-离子。

根据实验测得的电离度常数,可以找到其电离度为70%。

二、酸碱的电离度计算1. 计算0.1M HCl(盐酸)的电离度。

HCl可以完全电离为H+和Cl-离子,所以HCl的电离度为100%。

2. 计算0.01M H2SO4(硫酸)的电离度。

硫酸可以部分电离为H+和HSO4-离子,再进一步电离为H+和SO42-离子。

根据实验测得的电离度常数,可以计算出H2SO4的电离度为80%。

3. 计算0.05M NaOH(氢氧化钠)的电离度。

NaOH可以完全电离为Na+和OH-离子,所以NaOH的电离度为100%。

三、盐的电离度计算1. 计算0.05M NaCl(氯化钠)的电离度。

NaCl可以完全电离为Na+和Cl-离子,所以NaCl的电离度为100%。

2. 计算0.1M CaCl2(氯化钙)的电离度。

CaCl2可以完全电离为Ca2+和2Cl-离子,所以CaCl2的电离度为100%。

四、酸碱弱电解质的电离度计算1. 计算0.1M CH3COOH(乙酸)的电离度。

乙酸可以部分电离为H+和CH3COO-离子,根据实验测得的电离度常数,可以计算出乙酸的电离度为5%。

2. 计算0.05M NH3(氨)的电离度。

氨可以部分电离为NH4+和OH-离子,根据实验测得的电离度常数,可以计算出氨的电离度为10%。

总结:电离度是描述溶液中离子含量的重要参数。

混合液电离平衡常数的计算

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)。

考点梳理:电离平衡常数及相关计算

考点梳理:电离平衡常数及相关计算
电离平衡常数 及相关计算
考点强化: 电离平衡常数及相关计算
➢ 1.考点精讲 ➢ 2.典例剖析 ➢ 3.总结归纳 ➢ 4.变式训练 ➢ 5.真题演练
考点精讲
电离平衡常数及相关计算
表达式 特点 意义
电离 注意
平衡 常数
1.电离常数只与温度有关,升温,K 值增大。 2.多元弱酸Ka1≫Ka2≫Ka3,酸性主要 决定于第一步电离 。 3.可通过比较K值的大小来判断酸、 碱性的强弱。
由电离常数可知:K2(H2CO3)<K(HClO)<K1(H2CO3) 转 解析
总 结 归 纳
变式训练
【变式1】已知下面三个数据:7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分
别是下列有关的三种酸的电离常数,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不正确的是 A.K(HF)=7.2×10-4 B.
( B) 。
K(HNO2)=4.9×10-10 C.根据其中两个反应即可得出三种酸的强弱顺序
D.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)
转 解析
变式训练
【变式 2】 (2014·山西模拟)液态化合物 AB 会发生微弱的自 身电离,电离方程式为 AB A++B-,在不同温度下其平 衡 常数为 K(25 ℃)=1.0×10-14,K(35 ℃)=2.1×10-14。则下 列
考点精讲
判断正误
(1)电离常数受溶液浓度的影响( × ) (2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱( √ )
(3)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的

电离常数的相关计算

电离常数的相关计算

电离常数的相关计算1.依据电离平衡常数计算c (H +)的答题模板(以弱酸HX 为例)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 =c 2(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 =c 2(H +)c (HX )或c (H +)=K ·c (HX )。

2.计算电离常数的思维方法(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,找出各微粒的浓度,代入表达式即可。

(3)若有图像信息,可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值),确定各微粒的浓度,最后代入平衡常数表达式计算。

1.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 b =________。

答案 (1)BOHB ++OH - (2)1% (3)1×10-5解析 因c (BOH)初始=0.1 mol·L -1,c (BOH)电离=c (B +)=c (OH -)=1×10-3mol·L -1,则电离度α=1×10-3mol·L -10.1 mol·L -1×100%=1%;BOH 不完全电离,故电离方程式为BOH B ++OH -;电离平衡时,c (BOH)平衡=0.1 mol·L-1-1×10-3mol·L -1≈0.1 mol·L -1,则电离常数K b =c (B +)·c (OH -)c (BOH )=1×10-3×1×10-30.1=1×10-5。

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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)。

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