氨的电离平衡常数的测定

设计实验 一 NH 3

的电离平衡常数K b

的测定

【实验原理】

I ．氨水是一种弱碱，NH 3在水中存在以下解离平衡：

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，[NH4+][OH -][NH3]分别为其电离平衡浓度。一定温度下，则有：

K b =

]

[]

][[34

NH OH

NH

-

+≈

c

OH

2

]

[-（当解离度∝<5%时水电离的[OH _]可忽略）

如果测出氨水的浓度和该溶液的pH 便可以根据上述公式求出Kb 。 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。反应方程式为：

HCl+NH 3= NH 4Cl

II.[ OH -]可以由pH 计间接测出：POH=14-PH ．

III ．HCl 溶液的标定：由于盐酸溶液易挥发放出HCl 气体，所以不能用直接法配制，只能先配制成近似浓度的溶液，再用适当的一级标准物质碳酸钠标定之。盐酸加入Na 2CO 3溶液中，会发生如下反应：

Na 2CO 3+2HCl=2NaCl+CO 2↑+H 2O

选用甲基橙做指示剂，到滴定终点时，溶液颜色由黄色变为橙红色。 C （HCl ）=2

1000)

()()(3232?HCl V CO Na M CO Na m (mol ·L 1-)

【试剂与仪器】

仪器：pHS-2C 酸度计、滴定台、酸式滴定管(25ml)、碱式滴定管(25ml)、锥形瓶(250ml ×6)、玻棒、容量瓶（50ml ×4，100ml ×2）、烧杯（50ml ×5）、吸量管(2ml ，5ml,10ml)、胶头滴管、移液管(20ml ×2)、电子天平

试剂：1mol 1-的氨水、0.1 mol ·L 1

-的HCl 溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水Na 2CO 3

【实验步骤】

I.0.1mol/L 的盐酸溶液的标定：

① 配置Na 2CO 3标准溶液：用分析天平称取0.4g ～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20.00ml 碳酸钠溶液于250ml 锥形瓶中，再加入甲基橙指示剂两滴，摇匀。

③ 将酸式滴定管用少量待装的0.1mol/L 盐酸溶液润洗2~3次，然后装满标定的盐酸溶液，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，直到溶液变为橙红色为止，且30秒内不变色，记下末读数。按上述方法重复滴定三次。并做好记录。并按下式计算出盐酸溶液的准确浓度：

C HCL = 21000)()()

(3232?HCl V CO Na M CO Na m mol/L ．

II.0.1 mo l ·L 1-的氨水的配制

用10ml 吸量管吸取 1.00ml 1mol/L 的氨水于100ml 容量瓶中，配置成100.00ml 溶液。

Ⅲ.氨水溶液浓度的测定

① 用20ml 移液管吸取20.00ml 0.1 mo l ·L 1-的氨水于锥形瓶中，加入两滴甲基橙指示剂，用已知浓度的盐酸标准液进行滴定。 ② 在酸式滴定管中装满标定的盐酸溶液，排除尖端气泡，调整并记下滴定

管的初读数后开始进行滴定。直到溶液变为橙红色且静置30秒溶液颜色不再变化，即为滴定终点，记下末读数。 ③ 按上述方法重复滴定三次，并记录数据。按下式计算出氨水的浓度：

C(NH 3)=C(HCl)V(HCl)/V(NH 3) mol/L

Ⅳ.PH 值的测定：

① 取两个50ml 容量瓶，分别用吸量管加入已知准确浓度的氨水5ml ，10ml ，分别稀释成50.00ml 溶液

② 取稀释后的氨水与稀释前的分别装入3个干燥的小烧杯中，用pHs-2c 酸度计测其pH 并分别记录在下表中，利用公式p(OH)=14-pH 求出p(OH)从而得出[OH -]．

【实验现象与数据】

0.1 mo l·L1-的HCl溶液的标定

实验序号 1 2 3 指示剂甲基橙甲基橙甲基橙m(Na2CO3)称量

终点颜色变化

V(Na

2CO

3

)/ml 20.00 20.00 20.00

c(Na

2CO

3

)/ mo l·L1-

m(Na2CO3)反应

即m(Na2CO3)称量*0.2

V初(HCl)/ml

V末(HCl)/ml

△V(HCl)/ml

c(HCl)/ mo l·L1-

c平均(HCl)/ mo l·L

Mr(Na2CO3) 106.00 106.00 106.00 相对平均误差

NH

3·H

2

O溶液浓度的测定

实验序号 1 2 3 指示剂甲基橙甲基橙甲基橙终点颜色变化

V（NH

3·H

2

O）/ml

20.00 20.00 20.00

V初（HCl）/ml

V终（HCl）/ml

⊿V（HCl）/ml

V平均（HCl）/ml

c（HCl）/ mo l·L1-

c（NH

3

）/ mo l·L1-

相对平均误差

氨水解离平衡常数的测定

实验序号 1 2 3

c原始（NH

3·H

2

O）/ mo l·L1-

V原始（NH

3·H

2

O）/ml 5.00 10.00 50.00

V总/ml50.00 50.00 50.00

C稀释（NH

3·H

2

O）/ mo l·L1-

PH

P（OH）=14-PH

]

[-

OH/ mo l·L1-

K

b

K

b

平均

相对平均偏差/%

注意事项：

1.称量时要包好药品，防止药品变质和掉落。

2.用滴定管滴定后读数时最好取下滴定管，因为在铁架台上的滴定管

【实验结果及结论】【讨论】

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：

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - α αθ -?==-+1][]][[2 c HAc Ac H K a 式中[ H +]、[ Ac -]、[HAc]分别是H +、 Ac -、HAc 的平衡浓度；c 为醋酸的起始浓度；θ a K 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]， 根据电离度c H ][+=α，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL ），烧杯（50mL ），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86，pH=4.00），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol·L -1）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。 2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL ，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（ 2c ，10 c ，20 c ）的值（四位有效数字）。

化学选修四电离平衡常数及应用----教案

第三章第一节第三课时电离平衡常数及应用教学设计 [教学目标] 【知识与技能】 1.了解电离平衡常数的概念 2.能够运用电离常数判断弱电解质的强弱。 3.能够运用电离平衡常数解释有关离子浓度问题、计算电离平衡时分子及各离子浓度。 【过程与方法】 1.通过与旧知识（化学平衡常数）的对比，自主学习新知识电离平衡常数，从而掌握对于类似知识的学习方法。 2.自主学习与合作学习相结合，培养学生提出问题、探究问题和解决问题的能。 【情感、态度和价值观】 通过本节课的学习，了解知识点之间的联系。从而了解物质之间的相互联系、相互依存和相互制约的关系。 [重难点分析] 1.电离平衡常数的计算 2.离子浓度问题的解释 [教学过程] 教学环节教师活动学生活动设计意图 复习提问新课引入【复习提问】 1.请同学书写醋酸、碳酸、氨 水的电离方程式。 2.提出影响电离平衡的因素， 请同学回答。 （平衡移动遵循勒夏特列原 理） 3.如何判断弱电解质之间的 强弱。 -------电离平衡常数 板书电离方程式 回答 思考 检查学生对 已学内容的 掌握情况。通 过提出新问 题，衔接两节 课的知识点。

教学环节教师活动学生活动设计意图 电离平衡常数【新课讲解】 电离平衡常数与化学平衡常 数相似，在课前预习中已经请 同学们预习化学平衡常数的 相关知识，现在请同学们仿照 化学平衡常数的学习方法来 自己学习电离平衡常数。你们 需要解决的问题有： 1.电离平衡常数的概念 2.电离平衡常数的数学表达 式 3.计算弱电解质的电离常数 4.电离平衡常数的影响因素 10min后请同学们汇报学习情 况。 【板书】 第一节电离平衡常数 一概念： 二数学表达式： *多元弱酸分多步电离，存在多个 电离平衡常数，其 酸性主要由第一步电离决定。 ［讲］多元弱酸是分步电离的，每 步都有各自的电离平衡常数，那么 各步电离平衡常数之间有什么关 系？多元弱酸与其他酸比较相对 强弱时，用哪一步电离平衡常数来 比较呢？请同学们阅读课本43有 关内容。 ［讲］电离难的原因：a、一级电 离出H＋后，剩下的酸根阴离子带 负电荷，增加了对H＋的吸引力， 回忆化学平衡常数的相关 知识及其学习方法 阅读教材，查阅资料学习电 离平衡常数的概念及表达 式 小组内交流讨论各自学习 结果 板书： 概念： 弱电解质在达到电离平衡 时，溶液中电离所生成的各 种离子的浓度幂之积与溶 液中未电离的分子浓度幂 的比值。 板书： ) COOH (CH ) H ( ) COO CH ( 3 3 a c c c K + -? = )O H (NH ) OH ( ) NH ( 2 3 4 b? ? = - + c c c K 打开书43页，从表3－1中25℃ 时一些弱酸电离平衡常数数 值，比较大小。 培养学生对 比、迁移、自 学能力。 对自学情况 检查验收，督 促学生在自 学过程积极 思考，讨论。

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。

醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验三 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。 2.学会正确地使用pH 计。 3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。 二、实验原理 醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡： 2HAc(aq)+H O(l) +-3H O (aq)+Ac (aq) 忽略水的电离，其电离常数： 首先，一元弱酸的浓度是已知的，其次在一定温度下，通过测定弱酸的pH 值，由pH = -lg[H 3O +], 可计算出其中的[H 3O +]。对于一元弱酸，当c /K a ≥500时，存在下列关系式： +3[H O ]c α≈ +23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（α）和醋酸的电离平衡常数（a K ）。 或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数（a K ）。 三、仪器和试药 仪器：移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度 计。 试药：冰醋酸（或醋酸）、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液（pH = 6.86, 4.00） 酚酞溶液（1%）。 四、实验内容 1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液 用量筒量取4mL 36%（约6.2 mol·L -1）的醋酸溶液置于烧杯中，加入250mL 蒸馏水稀释，混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液，将其储存于试剂瓶中备用。 2.醋酸溶液的标定 用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液（V 1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH 溶液（c 2）滴定，边滴边摇，待溶液呈浅红色，且半分钟内不褪色即为终点。由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2，根据公式c 1V 1 = c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。 3.pH 值的测定 分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL 上述醋酸溶液于四个50mL 的容量瓶中，用蒸馏水定容，得到一系列不同浓度的醋酸溶液。将四溶液及0.1mol·L -1原溶液按浓度由低到高的顺序，分别用pH 计测定它们的pH 值。 +-+2 33a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈

化学平衡常数及其应用

化学平衡常数及其应用 【目标设置】 1.会列各种平衡常数表达式 2.了解影响平衡常数的因素 3.了解平衡常数的意义 4.能利用平衡常数进行相关计算、判断反应的热效应、判断可逆反应是否达平衡； 利用电离平衡常数解答相关问题；能进行溶度积的相关计算和应用。 题型1：请列出下列各反应的平衡常数表达式： （1）A(s)+2B(g)==C(g)+3D(g) （2）AgCl(s)===Ag+(aq)+Cl-(aq) 问题1：列平衡常数表达式要注意什么？ 题型2.（海南高考题改编）在25℃时，密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度和平衡浓度如下表： 下列说法错误的是： A．反应可表示为X+3Y2Z，其平衡常数为1600 B．增大压强使平衡向生成Z的方向移动，平衡常数增大 C．若把X、Y的初始浓度分别改为0.2、0.4，平衡常数不变 D．改变温度可以改变此反应的平衡常数 问题2：是否平衡移动平衡常数就发生改变？影响平衡常数的因素是什么？ 题型3：（2012海南高考改编）己知A(g) + B(g) C(g) + D(g)反应的平衡常数和温度的关系如下： 回答下列问题: (1)该反应的平衡常数表达式K= ，△H= 0(填“<”“>”“=”)；

(2) 830℃时，向一个5L的密闭容器中充入0.20 mol的A和0.80mol的B，若反应经一段时间 后，达到平衡时A的转化率为；700℃时，A的转化率比830℃时（填“大”或“小”） (3)若在上述平衡体系中同时加入1mol B和1mol C，该平衡是否发生移动？如果移动往哪个方向移动？ (4) 1200℃时反应C(g)+D(g)A(g)+B(g)的平衡常数的值为。 问题3：要解决本题需要用到哪些知识？你能否回忆出并归纳出这些知识？ 问题4：对于化学平衡常数同学们还有什么疑惑？你还能提出什么问题？ 问题5.电离平衡常数、容度积常数和化常平衡常数表示的意义、影响因素等都是类似的，你能否回忆起它们的意义分别是什么，容度积常数有什么应用？ 课堂检测： 1.（2013海南卷节选）15．（9分） 反应A(g) B(g) +C(g)在容积为1.0L的密闭容器中进行，A的初始浓度 为0.050mol/L。温度T1和T2下A的浓度与时间关系如图所示。回答下列问题：（1）上述反应的温度T1T2，平衡常数K(T1) K(T2)。（填“大于”、 “小于”或“等于”） （2）若温度T2时，5min后反应达到平衡，A的转化率为70%，则： ①平衡时体系总的物质的量为。 ②反应的平衡常数K= 。 2．（2014·全国理综II化学卷，T26节选）（13分）在容积为100L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4g) 2NO2 (g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。

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）

实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - 2 [ H ][ Ac ] c K a[ HAc] 1 式中[ H +]、[ Ac-]、[HAc] 分别是H+、Ac-、HAc 的平衡浓度； c 为醋酸的起始浓度；K a 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]，根据电离度 [H ] c ，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL），烧杯（50mL），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol ·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86 ，pH=4.00 ），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol L·-1 ）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3 滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为 止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（c 2 ， c 10 ， c 20 ）的值（四位有效数字）。

电离平衡常数的应用

电离平衡常数的应用 一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱 已知几种酸的电离平衡常数如下表所示 几种酸的酸性强弱顺序为 二、比较酸对应盐溶液PH的大小 比较方法：酸越弱对应盐溶液的碱性越强，PH越大 根据电离平衡常数：HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3— 物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为 三、比较酸根结合H+的能力 规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强 25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： （1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 （2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 （3）物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液： a．Na2CO3、b．NaClO、c．CH3COONa、d．NaHCO3，pH由大到小的顺序是

四、书写化学方程式 1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中 2、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 ： (1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：_____ _____。 (2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式 3、25℃，两种酸的电离平衡常数如右表。 K a1K a2 H2SO3 1.3×10-2 6.3×10-8 H2CO3 4.2×10-7 5.6×10-11 H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。 4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。 化学式电离平衡常数（25℃） NH 3 ·H 2 O K b =1.77×10 -5 HCN K a =4.93×10 -10 CH 3 COOH K a =1.76×10 -5 H 2 CO 3K a1 =4.30×10 -7 ,K a2 =5.61×10 -11

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

酚酞电离平衡常数的测定

酚酞电离平衡常数的测定 ———风光光度法 姓名：学号： 班级：2 指导老师： 一、实验目的 1、用分光光度计和PH计测定酚酞的电离平衡常数。 二、实验原理 酚酞是一元有机弱酸，用HR表示，在水溶液中按下式部分电离： HR===H++R- (1) 无色红色 在一定温度下，上述反应达到平衡后，若改变体系的酸的浓度，将是平衡移动；新的平衡到达时，各反应物浓度均有所变化，但平衡常数不变。本实验以不同的PH的缓冲溶液为反应介质在定温下测定酚酞的电离平衡常数。 若以[HR]0表示酚酞的原始浓度，则应有： [HR]= [HR]0 - [R-] 令电离度α=[R-]/[HR]0 则得： K T=[H+] [α/(1-α)] 本实验用分光光度计测吸光度，用PH计测其PH。 根据比尔定律：一有色物质之浓度，在光径不变时，其浓度与光密度成正比。故若取一定体积的酚酞溶液加到一已知PH值得缓冲溶液中测得光密度为E，在相同条件下，加适量的NaOH，使酚酞完全电离，测得光密度为E 。根据电离度的定义和比尔定律，下式成立 α=[R-]/[HR]0=E/ E0 从而得出K T的计算公式为： K T=[E/(E0-E)]x10-PH 三、仪器和药品 7721型分光光度计、PH计、100 ml 容量瓶6个、50ml烧杯、6个1ml刻度移液管2支、乳头滴管1支、2ml刻度移液管1支、1N NaOH溶液（A液）；0.4N 混酸（HAc,）（）；0.5％酚酞；0.1N NaOH溶液. 四、实验步骤 1. 在1至5号的100ml容量瓶中分别加入1.00ml0.5％酚酞和1.00ml 0.4N混酸

后，加入蒸馏水至容量瓶体积的2/3.摇匀。 2.用乳头滴管吸取1N NaOH 分别滴加在上述5只容量瓶中刚好滴至微红，然后改用 0.4N NaOH ，使1号至5号容量瓶中溶液的红色由浅到深形成一个色阶，最后用蒸馏水稀释至刻度。 3.在另一只100ml 容量瓶（编号6）中，加入0.10ml 0.5％酚酞和2.00ml 0.1N NaOH ，用蒸馏水稀释至刻度处。迅速测定1~6号溶液的光密度和PH 值。 五、实验记录和数据处理 1.将测定的1~6号溶液的光密度（E)和PH 记录与下表。 实验温度：25℃ 项目 编号 1 2 3 4 5 6 备注 E 0.082 0.104 0.090 0.124 0.123 0.975 测光密度时，采用波长550nm PH 8.12 8.23 8.16 8.26 8.23 10.47 K T 6.43*10-11 6.34*10-11 6.45*10-11 7.08*10-11 7.52*10-11 3.76*10-12 六、误差分析 1.移液时有误差，进而对实验结果造成误差。 2.容量瓶定容是存在误差，进而对实验结果造成误差。 3.比色皿的清洗不彻底，会对实验造成一定误差。 4.吸光率的测定和PH 的测定不是同时进行也会造成一定实验误差。 5.由于实验仪器长期使用，会出现一定的磨损，是使实验仪器的精密度降低，进而对实验结果造成一定影响。 七、思考题 1.所配溶液色阶颜色太深对实验有无影响？1至5号瓶子中酚酞的量不一致对实验结果有无影响？ 答：有影响，溶液的吸光度在0.1至0.7这个范围准确性最高，吸光度超出这个范围，即对应的浓度超出这个范围，准确性要打折扣。吸光度在0.434时，准确度最高，越接近这个值，精度越高；没有影响，平衡常数对于一个特定的反应来说，当温度确定时，它是一个常数，不随着反应物的量的变化而变化，故1至5号瓶子中的酚酞的量可以不一致。。

2019届高考化学专题十六弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用精准培优专练(有答案)

培优点十六弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用一．弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用 1．影响电离平衡的因素 典例1．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01mol，下列叙述错误的是（）A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多 C．两种溶液的pH相等 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－) 【解析】体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c(H＋)相同，故pH相等，C项正确；由于醋酸不能完全电离，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故与NaOH 完全中和，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，A项正确，B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。 【答案】B 2．电离平衡常数的应用 典例2．已知H2SO3、H2CO3分别属于中强酸和弱酸，H2SO3H+＋HSO－3，HSO－3H+＋SO2－3；H2CO3H+＋HCO－3，HCO－3H+＋CO2－3；电离平衡常数分别为K1、K′1、K2、K′2，已知K1＞K′1≈K2＞K′2则溶液中不可以大量共存的离子组是（） A．SO2－3、HCO－3 B．HSO－3、CO2－3 C．SO2－3、CO2－3D．HSO－3、HCO－3 【解析】因、K′1＞K′2，故酸性HSO－3＞HCO－3，所以HSO－3能与CO2－3反应生成HCO－3与SO2－3。 【答案】B 3．强弱电解质的比较 典例3．25℃时，CH3COOH的电离平衡常数K a＝1.8×10－5，体积均为10mL pH＝3的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000 mL，稀释过程中pH的变化如图所示。下列有关叙述不正确的是（） A．HX的酸性比CH3COOH强且为弱酸 B．10mL pH＝3的醋酸溶液中c(H＋)＋c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＋c(OH－) C．10mL pH＝3的醋酸溶液中c(CH3COOH)约为0.056mol·L?1 D．中和等体积、等pH的CH3COOH和HX溶液消耗NaOH的物质的量前者小于后者 【解析】对于强酸稀溶液，体积稀释至100倍，pH增大2，而题述两种酸溶液pH增大均小于2，故二者均为弱酸，且HX溶液pH增大的多，故HX的酸性比CH3COOH强，选项A正确；由电荷守恒可得：c(H+)＝c(OH－)＋c(CH3COO

高中化学二轮复习试题电离平衡常数的应用(强化练)

2020届届届届届届届届届届届届届 ——届届届届届届届届届届届届届届 1.已和二甲胺[(CH3)2NH·H2O]在水中的电离与一水合氨相似,关于常温下pH=12 的二甲胺溶液,下列叙述正确的是() A. c(OH?)=c[(CH3)2NH2+] B. 加水稀释时c[(CH3)2NH2+] 增大 c[(CH3)2NH?H2O] C. 与pH=2的盐酸等体积混合后,溶液呈中性 D. 加入氢氧化钠固体可抑制二甲胺的电离,电离常数K b变小 2.若定义pc是溶液中微粒物质的量浓度的负对数,则常温下一定浓度的某酸(H2A)水 溶液中pc(H2A)、pc(HA?)、pc(A2?)随着溶液pH的变化曲线 如图所示。下列说法一定正确的是() A. 0.1mol·L?1的NaHA溶液显碱性 B. 常温下,该酸的电离常数K a2=10?4.3 C. 常温下,c(H2A)+c(HA?)+c(A2?)是定值 D. 常温下,pH=3时,c(HA?)=c(A2?) 3.常温下,向20.00mL0.1mol·L?1的甲胺(CH3NH2)溶液中滴加0.1mol·L?1的盐酸, 混合溶液的pH与相关微粒浓度比值的对数关系如图所示。下列说法不正确的是() A. 已知甲胺的碱性稍强于氨,甲胺在水中的电离方程式为 CH3NH2+H2O?CH3NH3++OH? B. b点加入的盐酸的体积V<20.00mL C. 将等物质的量的CH3NH2和CH3NH3Cl溶于蒸馏水,可得到a点对 应的溶液 D. 常温下,甲胺的电离常数为K b,则pK b=?lg K b=3.4 4.常温下,浓度均为0.1mol·L?1的HX和HY两种一元酸溶液加水 稀释至1000mL过程中溶液pH的变化如图所示。下列说法正确 的是() A. 常温下的电离常数：HX>HY B. 水的电离程度：a

-实验_电导法测定乙酸电离平衡常数

实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数 报告人： 同组人： 实验时间2010年06月12日 一．实验目的： 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。 3．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K c 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∞ ∧m ，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 与无限稀释的溶液的摩尔电导率∞ ∧m 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： ∞∧ ∧= 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K c 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 （2） （3） K c 。 （4） 1/Λm 作图可得一条直线，由 2k 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1m 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。 ∧m = κ/c （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。 G = κA/ l （6） 由（6）式可得 κ=K cell G （7）

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