电离平衡及计算
电离平衡常数计算公式
电离平衡常数计算公式
电离平衡常数（也称为酸碱离解常数）是描述酸碱溶液中酸
碱反应强弱的重要参数。
其计算公式可以根据不同的酸碱反应
类型进行推导和定义。
对于一般的弱酸或弱碱的离解反应，其电离平衡常数的计算
公式可以通过数学表达式的推导得到。
以弱酸HA的电离反应
为例，其离解方程式可以表示为：
HA⇌H++A
根据电离平衡常数的定义，可以得到以下关系：
Kw=[H+][A]/[HA]
其中，Kw为水的离子积，具体数值为1.0×10^14（在25℃下）。
根据酸碱离解常数的定义，则可得到以下等式：
Ka=[H+][A]/[HA]
其中，Ka为弱酸HA的离解常数。
通过上述两个等式结合，可以得到：
Ka=Kw/[H+]
根据以上推导，可以得出弱酸HA的电离平衡常数的计算公
式为：
Ka=[H+][A]/[HA]
对于一般的弱碱离解反应，同理可得到其电离平衡常数的计算公式。
需要注意的是，对于不同的酸碱反应类型，其推导和定义方式可能会有所不同，但基本思想是相似的。
总结起来，电离平衡常数的计算公式根据具体的化学反应类型有所差异，但一般都可以通过离子浓度之间的关系来推导和定义。
通过计算公式，可以定量描述酸碱溶液中酸碱反应的强弱程度。
考点强化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电离平衡常数是指在一定温度下，气相或溶液中，反应中生成的离子浓度的乘积与反应物浓度的乘积的比值。
它描述了酸碱性质和溶解度等重要的化学行为。
掌握电离平衡常数的相关计算方法对于理解和预测化学反应具有重要意义。
电离平衡常数的计算方法取决于反应的类型。
我们可以将反应分为酸碱反应、溶解度反应和气相反应。
在酸碱反应中，电离平衡常数通常使用酸度计算，即酸解离常数。
以酸HA为例，它在溶液中可解离为H+和A-，其反应方程为HA ⇌ H+ + A-。
酸度常数Ka定义为[H+][A-]/[HA]，其中[H+]表示氢离子浓度，[A-]为阴离子浓度，[HA]为酸浓度。
酸度常数的对数值称为pKa，pKa = -logKa。
可以通过实验手段来测定酸的酸度常数或pKa值，也可以通过计算方法来预测。
在溶解度反应中，电离平衡常数又被称为溶解度常数。
以固体AgCl的溶解度反应为例，AgCl在水中溶解为Ag+和Cl-，其反应方程为AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq)。
溶解度常数Ksp定义为[Ag+][Cl-]/[AgCl]，其中[Ag+]表示Ag离子浓度，[Cl-]为Cl离子浓度，[AgCl]为AgCl浓度。
Ksp的值可以通过实验手段来测定。
溶解度常数越大，说明该物质越容易溶解。
在气相反应中，电离平衡常数通常使用平衡常数来表示。
以气体反应A(g) ⇌ B(g)为例，反应方程可以表示为A ⇌ B。
平衡常数Keq定义为[B]/[A]，其中[B]表示B的浓度，[A]为A的浓度。
当A和B分别为气体时，Keq可以通过实验手段来测定。
平衡常数越大，说明B的生成倾向性越大。
计算电离平衡常数时，需要注意反应的浓度或分压。
在溶液中，浓度可以通过化学计量关系和溶解度等计算得到。
在气相反应中，可以使用理想气体状态方程来计算分压。
此外，还需要考虑反应的温度因素。
电离平衡常数随着温度的变化而改变，通常可以通过Van 't Hoff方程来预测。
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
4、弱电解质电离方程式书写规律：
1.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
2.强酸酸式盐电离时H+分开写,弱酸酸式盐电离时 H+不能拆开.
3.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元 弱碱则一步完成电离方程式。
写出电解质NaCl、 NaHSO4、NaHCO3、 CH3COOH、 H3PO4的电离方程式 NaCl = Na＋+Cl－ NaHSO4= Na＋+ H +＋ SO42NaHCO3= Na＋+HCO3CH3COOH H3PO4 H＋+CH3COO－ H ++H2PO42-
练习
PH=10的氢氧化钠溶液与PH=10的氨水,稀释 NaOH ＜ NH3 H 相同倍数,其PH大小关系是______________· 2O ,
即弱碱在稀释时电离平衡被破坏，要不断电 离出OH-，所以稀释相同倍数后，其碱性应 比强碱强一些，因而PH值应大一些 如稀释后溶液的PH值仍然相同,则稀释 NaOH＜NH3· 2O H 倍数大小关系是_______
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
关键：抓住氢离子进行计ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ！
b、
强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢
氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
C、强酸与强碱混合
电离平衡常数
电离平衡常数及相关计算1．表达式（1）对于一元弱酸HA ：HA H ++A −，电离常数K =。
（2）对于一元弱碱BOH ：BOHB ++OH −，电离常数K =。
（3）对于二元弱酸，如H 2CO 3：H 2CO 3H++，K 1=；H++，K 2=；且K 1>K 2。
2．意义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)H A HA c c c +-⋅（）（）（）B OH BOH c c c +-⋅（）（）（）3HCO -323H HCO H CO c c c +-⋅（）（）（）3HCO-23CO -233H CO HCO c c c +--⋅（）（）（）（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 ==。
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 =，代入数值求解即可。
（2）已知c (HX)和电离常数，求c (H +) HXH + + X −起始：c (HX) 0 0 平衡：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +) 则：K ==。
由于K 值很小，c (H +)的数值很小，可做近似处理：c (HX)−c (H +)≈c (HX)，则：c (H +，代入数值求解即可。
溶液中的电离度与电离平衡
溶液中的电离度与电离平衡溶液是由溶质和溶剂组成的混合物。
在溶液中，溶质可以以离子的形式存在，这种现象被称为电离。
溶液中的电离度与电离平衡是溶液中离子浓度的重要性质，对于理解溶液的行为和性质具有重要意义。
一、电离度的概念电离度是指溶液中溶质分子或离子发生电离的程度。
电离度可以用来描述溶质分子或离子在溶液中的存在形式。
通常用符号α表示电离度，它的取值范围在0到1之间。
当α=0时，溶质没有发生电离；当α=1时，溶质完全电离。
二、电离度的计算电离度可以通过测定溶液中的离子浓度来计算。
对于一元电解质，如HCl，其电离度可以通过测定H+离子浓度来计算。
假设HCl的初始浓度为C，其电离度为α，那么H+离子的浓度为αC。
对于多元电解质，如NaCl，其电离度可以通过测定Na+或Cl-离子浓度来计算。
三、电离度与电解质的强弱电离度与电解质的强弱有密切关系。
强电解质的电离度接近于1，而弱电解质的电离度接近于0。
强电解质在溶液中可以完全电离，如强酸和强碱，而弱电解质在溶液中只能部分电离，如弱酸和弱碱。
电离度的大小与电解质的离解程度有关，离解程度越高，电离度越大。
四、电离度与电离平衡在溶液中，电解质的电离是一个动态平衡过程。
当溶质开始溶解时，会有一部分溶质分子或离子发生电离，而另一部分溶质分子或离子重新结合形成溶质分子。
这个过程被称为电离平衡。
在电离平衡中，溶液中离子的浓度保持不变。
电离平衡可以通过离解度来描述。
离解度是指电解质在溶液中离解的程度。
对于一元电解质，离解度等于电离度。
对于多元电解质，离解度可以通过测定离子浓度来计算。
电离平衡的存在使得溶液中的离子浓度可以通过电离度来预测。
电离度与电离平衡对于理解溶液的性质和行为具有重要意义。
通过测定溶液中的离子浓度和电离度，可以了解溶液中溶质的存在形式和离解程度。
这对于研究溶液的酸碱性质、溶解度、电导性等具有重要意义。
总结起来，溶液中的电离度与电离平衡是溶液中离子浓度的重要性质。
考点梳理：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
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 ==。
弱电解质的电离平衡知识
弱电解质的电离平衡1.水的离子积常数式中的K称为水的离子积常数，经常用Kw表示。
Kw 是标准平衡常数，式中的浓度根基上相对浓度。
由于本章中使用标准浓度极其频繁，故省略除以的写法。
要注重它的实际意义。
H2O=H++OH- H>0吸热反响。
温度升高时，K值变大。
温度/K 273 295 373Kw 74 在溶液中，只要有H2O,H+,OH-三者共存，之间就存在如下的数量关系：[H+][OH-]=Kw 不管溶液是酸性，碱性，依旧中性。
常温下，[H+]=特殊温时，溶液的中性只能是指:[H+]=[OH-] 2pH值和pOH值pH表示-lg[H+]pOH表示-lg[OH-]因为[H+][OH-因此pH+pOH=14pH和pOH一般的取值范围是1-14,但也有时超出,如[H+]=10,那么pH=-1二弱酸和弱减的电离平衡1电离平衡常数将醋酸的分子式简写成HAc,用Ac-代表醋酸根,那么醋酸的电离平衡能够表示成:HAc=H++Ac-用表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作。
且:氨水NH3·H2O是典型的弱碱，用(简写成)表示碱式电离常数，那么有:NH3·H2O=NH4++OH-以H2S为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，第一步H2S=H++HS-第二步HS-=H++2关于电离平衡的计算例1.的HF溶液的[H+]。
不能近似计算[H+相对误差为14%,过大。
第一步和第二步的两个方程式相加，得:H2S=2H++平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地讲是活度的关系。
然而在我们的计算中，近似地认为活度系数f=1，即用浓度代替活度。
,的大小能够表示弱酸和弱碱的离解程度，K 的值越大，那么弱酸和弱碱的电离程度越大。
例2的HAc的[H+],pH值和电离度。
解：将平衡浓度代进平衡常数的表达式中:就差不多特不清楚了。
起始浓度用C0表示，C0=,C0>>x,能够近似地有C0-x C0,0.10-x0.10.利用这种近似，能够简化计算，防止用公式法解一元二次方程。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
强度：Ka (HAc) = 1.8 ×10-5
酸的浓度：c (HAc) = 0.10mol.L-1 电离度：= 1.32% 酸度： [H+ ]=[Ac - ]=0.10 × 1.32%=0.00132mol . L -1 ， pH=2.88
[HAc]=0.10×(1-1.32%)=0.0868 mol.L-1
PBE: [H2CO3 ]+[H3O+]=[CO32-] + [OH-]
方法二:由溶液中得失质子的关系列出
可按如下具体过程处理： (1)选定零水准物质 (即参考水准reference level) 在酸碱平衡体系中选择一些组分作参考，以它们作为 水准来考虑质子的得失，这些物质称为质子参考水准 物或零水准物。 选择质子参考水准物的条件： a、 在溶液中是大量存在的；b、 参与质子的得失。
H2SO4 HCOOH CH3COOH 6H5CH2COO 苯乙酸 C H 苯 酚 C6H5OH 磷 酸 H3PO 硫化氢 H2S 亚硫酸 H2SO3
25 25 18 18
18
6.210—5 7.610—3 6.310—6 4.410—13 1.310—7 7.110—15
—2 —8 1.3 10 6.3 10 NOTE: 硼酸为单元酸
• 溶液的 酸度 —— 溶液中 H+ 的活度 ，即 H+ 的平 衡浓度，以pH表示。 • 弱酸(碱)的电离度——溶液中弱电解质电离的 难易程度，用表示。
电离度α表示：
已解离的分子数 100% 溶液中原有该弱电解质分子总数
例如，0.10mol.L-1HAc的电离度是1.32%，则溶液中：
—、电离平衡常数
弱电解质在溶液中是部分电离：
CH3COOH
CH3COO H
在此平衡中，不论物质的起始浓度如何，只要温 度恒定，其电离平衡常数就是一个定值，且与各 组分的平衡浓度有如下关系：
[CH3COO ][ H ] Ka [CH3COOH ]
电离平衡常数只和物质种类及 温度有关
质子平衡方程的得出： 方法一：由MBE和PBE联合推导（电荷—物料平衡法）
例如NaHCO3溶液
CBE：[Na+] +[H3O+]=[HCO3-] + 2[CO32-] + [OH-]…….(1)
MBE：[Na+]= c ……………………………………………….(2) [HCO3-] + [CO32-]+[H2CO3] =c……………………..(3) 将(2)和(3)代入(1)得: [HCO3-] + [CO32-]+[H2CO3] +[H3O+]=[HCO3-] + 2[CO32-] + [OH-]
NaHCO3溶液的CBE:
[Na+] +[H3O+]=[HCO3-] + 2[CO32-] + [OH-] 系数2表示1mol CO32-需要2mol正一价的质点结合才能 保持电中性.
3 、 质子平衡方程 ，也称质子条件 (Proton Balance Equaton ， PBE) ：在酸碱反应中， 碱所得的质子的量等于酸失去质子的量。
§ -１弱酸、弱碱的电离平衡
Ionization equilibrium weak acids and weak base 任何一种电解质在相应的溶剂中都有一定 的解离，只是程度有不同。 • 强电离质在水溶液中完全电离 HCl = H+ (aq) + Cl- (aq) • 弱电解质的解离程度较小，在水溶液中 只有小部分电离，未电离的分子与离子 之间形成平衡: HAc H+ + AcNH3.H2O OH- + NH+4
相当于“强酸置换弱酸”
不同电解质的电离平衡常数相差越大，转化 程度越大。Ka值相近时则可互相转化。
• 有几个概念是必须搞清楚的：
二、弱酸弱碱水溶液中各种平衡的 计算原理与方法
• 酸碱的 强度 —— 酸碱给出或得到质子能力的 大小，以解离常数ka、kb表示;
• 酸碱的 浓度 —— 溶质的分析浓度 ，即总浓度， 以 c表示，mol/L；
HCO3 -+H2O
H2O +H2O
H2CO3+OHH3O+ +OH-
MBE: [Na+]= c =0.10mol/L
[HCO3-]+ [CO32-]+[H2CO3] =c = 0.10mol/L
2、电荷平衡方程 (Charge Balance Equation,CBE): 体系中正负电荷的总数目是 相等的，即在体系中维持电中性。
（一）处理酸碱平衡的方法： 1、物料平衡方程(Mass Balance Equation， MBE)：在一个化学平衡体系中，某一给定组 分的总浓度等于各有关组分的平衡浓度之和。
如： c = 0.10mol/L NaHCO3溶液
NaHCO3Na+ + HCO3HCO3-+H2O CO32-+H3O+
强电解质能促进弱电解质的生成
CH3COOH+HCO3CH3COO-+H2CO3
[CH 3COO ] [H 2CO3 ] [CH 3COO ] [H ] [H 2 CO3 ] K [CH 3COOH] [HCO 3 ] [CH 3COOH] [HCO 3 ] [H ] K a (HAc) 1.8 10 5 43 7 K a1 (H 2 CO3 ) 4.2 10
1、平衡常数是温度的函数——反应的吉布
斯自由能不同 2、不同物质的化学键不同——使其电离的难
易程度不同
G RT ln K
0
电离平衡常数越大其电离越易，相应地 其酸(碱)性越强
名称 盐 酸 硝 酸 硫 酸 甲 酸 乙 酸 化学式 HCl HNO3 温度 25 25 25 25 20 25 K值 1.0103 20.9 1.0103 1.210—2 1.7710—4 1.7610—5 4.910—5
PB比较。
(3)根据得失质子的物质的量相等原则列出PBE。
【例1】求NaHCO3溶液的质子平衡方程 选HCO3 -和H2O为零水准物质： PBE: [H2CO3] +[H3O+]=[CO32-] + [OH-]