电离平衡常数的求算方法.
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【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。
电离平衡常数的理解及应用
电离平衡常数的理解及应用电离平衡常数是描述溶液中电离反应达到平衡时，离子浓度乘积与未电离物质浓度乘积的比例的值。
在化学反应中，当溶液中的离子浓度不再发生明显变化时，即达到了动态平衡，这时候就可以用电离平衡常数来描述反应的平衡状态。
电离平衡常数可以用于描述酸碱中和反应和其他溶液中的离子反应。
它的值取决于反应的物质种类和浓度。
对于一般的电离反应，我们可以用下面的式子来表示电离平衡常数：K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中，K是电离平衡常数，[C]和[D]是产生离子的物质的浓度，[A]和[B]是母体的物质的浓度，a、b、c、d分别是产生离子的物质和母体的物质的摩尔比。
在实际应用中，电离平衡常数有很多作用。
首先，它可以用来计算反应物质的浓度。
当我们知道了反应物质的初始浓度和电离平衡常数，就可以通过计算来确定反应物质达到平衡时的浓度。
这对于溶液反应的研究和工业生产都具有重要意义。
其次，电离平衡常数还可以用来判断反应的方向和平衡状态。
当电离平衡常数大于1时，表示产物浓度较大，反应偏向产物一侧；当电离平衡常数小于1时，表示反应物浓度较大，反应偏向反应物一侧。
而当电离平衡常数等于1时，表示反应物和产物的浓度相等，处于平衡状态。
此外，电离平衡常数还可以用来定量描述酸度和碱度。
在酸碱中和反应中，电离平衡常数可以描述产生的H+和OH-离子的浓度，从而帮助我们确定溶液的酸碱性质。
以酸度为例，当一个酸与水发生反应，形成H3O+离子时，我们可以用电离平衡常数来表示这个反应的平衡状态：HA + H2O H3O+ + A-K = [H3O+][A-] / [HA]根据电离平衡常数的大小，我们可以推断出溶液的酸性程度。
这对于酸碱中和反应的研究和溶液酸碱性质的判断都有着重要的意义。
总之，电离平衡常数是描述溶液中电离反应平衡状态的重要物理量。
它不仅可以用来计算反应物质的浓度，判断反应的方向和平衡状态，还可以用来定量描述溶液的酸碱性质。
高中化学精品课件： 电离平衡常数
一、电离平衡常数
4、影响电离平衡常数K的因素
【思考】对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？
表1：25℃ 几种弱酸的 Ka
弱电解质
HF
CH3COOH
HCN
Ka
6.3×10-4
1.75×10-5
6.2×10-10
表2：不同温度下CH3COOH的 Ka
温度
0℃
10℃
25℃
Ka
1.66×10-5
1.73×10-5
HClO：Ka＝4.0×10－8
(1)CH3COOH、H2CO3、HCO3- 、HClO的酸性由强到弱的顺序：
－
CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3
_________________________________。
(2)CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序：
（2）HCOONa 与 HCN溶液：
HCOONa 与 HCN不反应
二、电离平衡常数的应用
3、比较溶液中离子浓度的大小
【例题】已知：磷酸存在的三步电离，这三步的电离常数大小进行比较，
> 第二步 >
第一步
第三步。
H3PO4 ⇌H+ + H2PO4H2PO4- ⇌ H+ + HPO42HPO42- ⇌ H+ + PO43-
【例题】已知25 ℃时，CH3COOH的
达到电离平衡时c(H)的浓度。
起始浓度/(mol·L−1)
，计算0.2mol·L−1的CH3COOH
0
x
0
变化浓度/(mol·L−1)
0.2
x
平衡浓度/(mol·L−1)
微专题七++电离平衡常数的计算-2024年高考化学二轮复习课件
已知：N2H5+＋NH3＝NH4+＋N2H4，N2H4＋CH3COOH＝N2H5+＋CH3COO－，下列
酸性强弱顺序正确的是（ D ）
A．N2H5+＞N2H4＞NH4+ C．NH3＞N2H4＞CH3COO－
B．N2H5+＞CH3COOH＞NH4+ D．CH3COOH＞N2H5+＞NH4+
解析：根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子(H+) 的物质是酸，则反应N2H4＋CH3COOH＝N2H5+＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞ N2H5+，反应N2H5+＋NH3＝NH4+＋N2H4中，酸性：N2H5+＞NH4+，故酸性：CH3COOH ＞N2H5+＞NH4+，答案选D。
【典例研磨】
1、H2A为二元酸，其电离过程为：H2A=H++HA-，HA-=H++A2-。常温时，向20mL 0.1mol/L H2A水溶液中逐滴滴加0.1mol/L NaOH溶液，混合溶液中H2A、HA-和A2-的
物质的量分数(δ)随pH变化的关系如图所示。下列说法正确的是（ C ）
A. H2A的Kal的数量级为10-1
【典例研磨】
1、室温下，在1 mol·L-1的某二元酸H2A溶液中，存在HA-、A2-的物质的量分数随pH
变化的关系如图所示，下列说法错误的是（ A ）
A．0.1 mol·L-1 NaHA溶液中：c(OH- )>c(H+)
B．室温下，HA-=A2-+ H+的电离平衡常数Ka= 10-3 C．在Na2A溶液中存在c(Na+)=2c(A2-)+2c(HA- ) D．H2A的电离方程式为H2A=H+ +HA-，HA-=A2-+H+
专题01 电离平衡常数的解题方法方法讲解-2018高考化学
电离平衡常数的应用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0.11mol L -⋅二元弱酸H 2A 溶液的pH ，溶液中的H 2A 、HA -、A 2-的物质的量分数(X)δ随pH 的变化如图所示[已知22(X)(X)(H A)(HA )(A )c c c c δ--=++]。
下列叙述错误的是A ．pH=1.2时，2(H A)(HA )c c -=B ．22lg[(H A)] 4.2K =-C ．pH=2.7时，22(HA )(H A)(A )c c c -->=D ．pH=4.2时，2(HA )(A )(H )c c c --+==分析：该题是一道0.11mol L -⋅二元弱酸H 2A 电离平衡试题，纵坐标代表的是溶液中的H 2A 、HA -、A 2-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(H 2A)=c(HA －)；pH =2.7，c(H 2A)=c(A 2－)；pH=4.2时，c(A 2－)=c(HA －)。
解析：A 、根据图像，pH=1.2时，H 2A 和HA -相交，则有c(H 2A)=c(HA -)，故A 说法正确；B 、pH=4.2时，c(A 2－)=c(HA －)，根据第二步电离HA－H ＋＋A 2－，得出：K 2(H 2A)=c(H +)×c(A 2-)/c(HA -)= c(H +)=10-4.2，故B 说法正确；C 、根据图像，pH=2.7时，H 2A 和A 2-相交，则有c(H 2A)=c(A 2-)，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。
电离平衡常数
大
由Ka、Kb值判断酸碱性相对强弱， 应 用 需在相同温度下。
已知： Ka（HCN）=6.2×10-10mol/L
Ka（CH3COOH）=1.7×10-5mol/L Ka（ HF ）=6.8×10-4mol/L
，酸性或碱性越
强
。
酸性强弱： HF>CH3COOH>HCN
。
练习： 已知醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是
0.1mol/L的磷酸溶液中微粒浓度大小关系是： (1).[H3PO4]>[H+]>[H2PO4-]> [HPO42-]> [PO42-] (2).[H+]=[H2PO4-]> 2[HPO42-]>3 [PO43-]+[OH-]（电荷守恒） (3).[H3PO4]+[H2PO4-]+[HPO42-]+ [PO42-]=0.1mol/L(物料守恒）
练习：某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程
练习：某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程
式是：H2B = H+ + HB- ，HB-
H+ + B2-
已知0.1mol/LNaHB溶液的pH=2,则0.1mol/LH2B溶液中 c(H+)________0.11mol/L（填“>”“<”“=”）。 HBH+ + B2-的电离平衡常数是_______。
CH3COO - + H+
α=
100% C（HAc原） C（ H+ -） 100% α= C（HAc原）
C（Ac-）
2、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
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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，0.1 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0.15 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0.1 mol/L的HA溶液pH=3，则室温时0.01 mol/L的HA溶液中
c(A-)=
3、已知室温时，0.1mo1/L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．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,0.01 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=__________。
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0.01 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 0.01 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 0.01(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、2.0×10－3mol·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）Cl 2(g)
Cl 2(aq) K 1＝10－1.2
（2）Cl 2(aq)＋H 2O HClO ＋H ＋＋Cl － K 2＝10－3.4
（3）HClO
H ＋＋ClO － K a ＝？
其中Cl 2(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。
.
Cl 2(g)＋H 2O
2H ＋＋ClO －＋Cl － K ＝
2、常温下，用0.1000 mol·L －1 NaOH 溶液滴定20.00 mL 某未知浓度的CH 3COOH 溶液，滴定曲线如图所示。
其中A 点所示溶液中c (CH 3COO －)＝2c (CH 3COOH)，则CH 3COOH 的电离常数 K a ＝______ __，
3.常温下，现有0.1mol/L 的NH 4HCO 3溶液，pH ＝7.8。
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 2O ）＋c （H +）＝c （OH －）＋ 2c （CO 32－）＋c （H 2CO 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==102.9
D ．通过分析可知常温下K b （NH 3·H 2O ）＞Ka 1（H 2CO 3）
四、涉及其他常数的
1、25 ℃时，NaHSO 3的水解平衡常数＝1.0×10－12，则该温度下H 2SO 3HSO －3＋H ＋
的电离常数K a ＝________若向NaHSO 3溶液中加入少量的I 2，则溶液中c(H 2SO 3)/c( HSO －3)将
2、已知常温下醋酸的Ka=1.8×10—5,请分析计算醋酸钠溶液的K h ＝________
3、常温下，0.1 mol/L的HCOONa溶液的PH=10，求HCOOH的K a=
4、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=8.7×107；K w=1.0×10-14）。
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=6.3×10-36 H2S: K a1＝1.3×10-7K a2＝7.1×10-15
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 ==1.07×10-2 mol·L－1，某NaClO2溶液（含有少量NaOH）的pH=13，则溶液中c(OH-)×c(ClO2)/(HClO2)====。