2021高考化学一轮复习 第八章 专题突破27 电离常数的相关计算
2021高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子反应与平衡第27讲难溶电解质的溶解平衡课
溶度积 Ksp 的计算 1．已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如 Ksp＝a 的饱和 AgCl 溶 液中 c(Ag＋)＝ a mol·L－1。 2．已知溶度积及溶液中某离子的浓度，求溶液中另一种离子的浓度， 如某温度下 AgCl 的 Ksp＝a，在含 0.1 mol·L－1 Cl－的 NaCl 溶液中 c(Ag＋)＝ 10a mol·L－1。
[答案] C
沉淀溶解平衡及其应用的几点说明 1．沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡的移动也同样遵循 勒夏特列原理。 2．沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响。 3．用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留 在溶液中的离子浓度小于 1×10－5 mol·L－1 时，沉淀已经完全。
看看远处，要保护好眼睛哦~站起来 动一动，久坐对身体不好哦~
(5)洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好。( × )
错因：绝对不溶于水的物质没有，洗涤的次数越多，沉淀减少的量越多。 (6)向 Na2SO4 溶液中加入过量的 BaCl2 溶液，则 SO24－沉淀完全，溶液 中只含 Ba2＋、Na＋和 Cl－，不含 SO24－。( × ) 错因：由 BaSO4(s) Ba2＋(aq)＋SO24－(aq)可知，加入过量的 BaCl2 溶 液，Na2SO4 溶液中仍存在 SO24－，只不过浓度很小。
错因：Ksp 仅与温度有关。 (4)溶度积常数 Ksp 只受温度影响，温度升高，Ksp 增大。( × )
错因：若沉淀的溶解过程 ΔH<0，升高温度，Ksp 减小。
2021高考化学一轮复习第八章水溶液中 的离子反应与平衡第27讲难溶电解质的
溶解平衡课件
同学们，下课休息十分钟。现在是休 息时间，你们休息一下眼睛，
电离常数知识点总结
电离常数知识点总结电离常数的定义电离常数其实就是水溶液中电解质的离子化程度。
在溶液中，电解质通过离子化反应生成相应的离子，这个离子化程度可以用电离常数来衡量。
电离常数通常用K或者Ka来表示，它的定义是电离生成的离子的浓度的乘积除以电解质的未电离浓度。
对于一般的强电解质，其电离过程可以用下面的化学方程式表示：AB（s）→A+（aq）+B-（aq）在这个方程中，AB是电解质分子，它在水溶液中被电离成A+和B-两种离子。
如果设电解质的初始浓度为C，电解质电离后生成的离子浓度分别为a和b，那么这个电解质的电离常数可以表示为：K = [A+][B-]/C通常在化学课程中，我们所讨论的都是一元或者二元强电解质，对于这些电解质，它们的电离过程可以用一个简化的方程式表示：AB（s）→A+（aq）+B-（aq）C→αC∞C→αC∞在这里，α表示电离率，即电解质的电离程度。
这个α的值介于0和1之间，它描述了电解质溶解后电离的比例。
对于强电解质来说，α通常接近1，表示电解质能够完全电离生成离子。
在这种情况下，电解质的电离能力很强，电离常数的数值也会很大。
而对于弱电解质来说，α的值会小于1，表示电解质只有一部分能够电离生成离子，它的电离能力相对较弱，电离常数的数值也会相对较小。
电离常数和溶解度的关系溶解度是描述溶质在溶剂中溶解的程度的参数，通常用溶质在溶剂中的最大溶解度来表示。
在水溶液中，溶解度通常用溶解度积（Ksp）来描述。
对于一般的固体电解质AB，其溶解度积可以表示为：AB（s）→A+（aq）+B-（aq）Ksp=[A+][B-]通过观察电解质的电离反应式，我们可以发现电离常数和溶解度积之间存在着一定的关系。
比如在电离反应中，A+和B-是AB电解质的离子产物，它们的浓度乘积就等于电解质的电离常数，也就是K=[A+][B-]。
而这个浓度乘积又等于电解质的溶解度积，即Ksp=[A+][B-]。
所以，电离常数和溶解度积之间满足着一个简单的关系：K=Ksp。
2021届高考化学大一轮核心突破：电离平衡常数【核心透析、核心训练】
——电离平衡常数【核心透析】1．电离平衡常数(1)表示方法：对于弱电质A m B n m A n＋＋n B m－，K＝c m(A n＋)·c n(B m－)c(A m B n)。
①一元弱酸HA的电离平衡常数：根据HA H＋＋A－可表示为K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)。
②一元弱碱BOH的电离平衡常数：根据BOH B＋＋OH－可表示为K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)。
(2)意义：根据电离平衡常数值的大小，可以初步估算弱电解质的电离程度，K值越大，电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。
相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
(3)特点：电离平衡常数只与温度有关，与电解质的浓度无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大；多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
(4)影响因素：①内因：物质的结构。
②外因：温度。
同一反应，温度一定，K一定，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
2．有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。
HX H＋＋X－起始：c(HX) 0 0平衡：c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)则：K＝c(H＋)·c(X－)c(HX)＝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＝c2(H＋)c(HX)，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX H＋＋X－起始：c(HX) 0 0平衡：c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)则：K＝c(H＋)·c(X－)c(HX)＝c2(H＋)c(HX)－c(H＋)由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则：c(H＋)＝K·c(HX)，代入数值求解即可。
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。
2021届高三化学一轮复习——电离度 电离平衡常数(知识梳理及训练)
2021届高三化学一轮复习——电离度 电离平衡常数（知识梳理及训练）核心知识梳理1．电离度(1)电离度概念与表达式一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数的百分数。
(常用符号α表示) 可用数学式表示为α＝已电离弱电解质分子数弱电解质分子初始总数×100%或α＝已电离弱电解质物质的量(mol )弱电解质初始总物质的量(mol )×100%或α＝已电离弱电解质浓度(mol·L －1)弱电解质初始浓度(mol·L －1)×100% 即α＝Δcc×100%(c ：弱电解质初始浓度，Δc ：已电离弱电解质浓度)(2)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
(3)影响因素问题思考20 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA 溶液中，有0.01 mol·L－1的HA 电离成离子，求该温度下的电离度。
答案 α＝0.01 mol·L －10.2 mol·L －1×100%＝5%。
2．电离平衡常数 (1)①填写下表(25 ℃)弱电解质 电离方程式 电离常数 NH 3·H 2O NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －K b ＝1.8×10－5 CH 3COOH CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋K a ＝1.8×10－5 HClOHClOH ＋＋ClO －K a ＝3.0×10－8②CH 3COOH 酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO 酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c (H ＋)越大，酸性越强。
③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。
电离平衡常数越大，电离程度越大。
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。
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。
2021届高三化学一轮复习——电离度-电离平衡常数(知识梳理及训练)
2021届高三化学一轮复习——电离度 电离平衡常数（知识梳理及训练）核心知识梳理1．电离度(1)电离度概念与表达式一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数的百分数。
(常用符号α表示) 可用数学式表示为α＝已电离弱电解质分子数弱电解质分子初始总数×100%或α＝已电离弱电解质物质的量(mol )弱电解质初始总物质的量(mol )×100%或α＝已电离弱电解质浓度(mol·L －1)弱电解质初始浓度(mol·L －1)×100% 即α＝Δcc×100%(c ：弱电解质初始浓度，Δc ：已电离弱电解质浓度)(2)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
(3)影响因素温度升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小浓度当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大问题思考20 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA 溶液中，有0.01 mol·L－1的HA 电离成离子，求该温度下的电离度。
答案 α＝0.01 mol·L －10.2 mol·L －1×100%＝5%。
2．电离平衡常数 (1)①填写下表(25 ℃)弱电解质 电离方程式 电离常数 NH 3·H 2O NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －K b ＝1.8×10－5 CH 3COOH CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋K a ＝1.8×10－5 HClOHClOH ＋＋ClO －K a ＝3.0×10－8②CH 3COOH 酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO 酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。
2021高考人教版化学一轮复习讲义： 第8章 第1节 弱电解质的电离平衡
第八章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离平衡考纲定位考情播报1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2．能用电离平衡常数进展相关计算。
2021·全国甲卷T26(4)/全国乙卷T12(D)/全国丙卷T13(A)2021 ·全国卷ⅠT8(B)、T132021·全国卷ⅠT27(1)/全国卷ⅡT11(A、) 2021·全国卷T11[根底知识整合]1．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的概念一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程到达平衡状态。
(2)电离平衡的建立与特征①开场时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程到达平衡状态。
2．影响电离平衡的因素(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素(2)外因①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。
③同离子效应：参加与弱电解质具有一样离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
④参加能反响的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。
[应用体验]1．(1)0.1 mol/L的HA的pH＝1，那么HA的电离方程式为_______________。
(2)0.1 mol/L的B(OH)2的pH＝10，那么B(OH)2的电离方程式为_____________。
[提示](1)HA===H＋＋A－(2)B(OH)2B＋＋2OH－2．以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例[提示]①减小增大减弱增大②减小增大增强减小③增大减小增强减小④增大减小增强减小⑤减小增大增强增大⑥减小增大增强增大⑦增大增强增大[考点多维探究]角度弱电解质的电离平衡及其影响因素1．对氨水中存在的电离平衡NH3·H2O NH＋4＋OH－，以下表达正确的选项是()【导学号：95812194】A．加水后，溶液中n(OH－)增大B．参加少量浓盐酸，溶液中c(OH－)增大C．参加少量浓NaOH溶液，电离平衡向正反响方向移动D．参加少量NH4Cl固体，溶液中c(NH＋4)减小A[向氨水中加水，促进NH3·H2O的电离，n(OH－)增大。
2021届高三化学大一轮复习课件———专题8第26.1讲 水的电离与水的离子积常数(共21张PPT)
HA是弱酸，酸电离产生的H＋对水的电离平衡起抑制作用，在a→b过程中， 酸被碱中和，溶液中酸电离产生的c(H＋)减小，其对水的电离的抑制作用减 弱，同时生成的弱酸弱碱盐(BA)对水的电离起促进作用，故a→b过程中水 的电离程度始终增大，D项正确。
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辨析易错易混∙正误判断
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等( × ) (2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性( × ) (3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变( × ) (4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( × )
解析 水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热，所以温度升高，水的电离 程度增大，离子积增大。
(2)在t1 ℃时，测得纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7 mol·L－1，则c(OH－)为 2.4× 10－7 mol·L－1 。该温度下，测得某H2SO4溶液中c(SO42－)＝5×10－6 mol·L－1， 该溶液中c(OH－)＝ 5.76×10－9 mol·L－1。
温度/℃
14
Kw
1×10－12
试回答下列问题： (1)若25＜t1＜t2，则Kw ＞ (填“＞”“＜”或“＝”)1×10－14，做出此判断的 理由是 水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向正反应方向移动，c(H＋)增 大，c(OH－)增大，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw增大 。
_减__小__ _增__大__ _增__大__ _减__小__
_增__大__ _减__小__ _减__小__ _增__大__
温度
升温 降温
其他：如加入Na
_正__
_增__大__ _增__大__ _增__大__ _增__大__
2024年版高考化学考点二电离平衡常数及相关计算
电离平衡常数是化学反应中反应物与生成物浓度之间的定量关系，它描述了反应的平衡程度。
根据化学平衡原理，在一定温度下，反应物与生成物之间的浓度比例是常数，这个常数就是电离平衡常数。
电离平衡常数可以通过实验测定或计算得到。
电离平衡常数通常用K表示，有时也用Ka、Kb或Kw等代表，具体取决于反应类型。
对于酸碱反应，通常用Ka和Kb表示酸解离常数和碱解离常数；对于水的电离反应，通常用Kw表示水的电离常数。
对于给定的一个反应，其电离平衡常数的大小可以反映反应反向进行的程度。
当电离平衡常数很大时，反应向生成物方向进行的趋势较强，反应几乎是完全进行的；当电离平衡常数很小时，反应向反应物方向进行的趋势较强，反应几乎不进行。
电离平衡常数的计算需要根据具体化学反应方程式，以及已知反应物和生成物的浓度或物质量之间的关系来进行。
一般来说，在计算电离平衡常数时，可以通过以下步骤进行推导和计算：1.根据反应方程式，确定反应物和生成物之间的物质量比例。
2.根据反应物和生成物之间的物质量比例，推导出反应物以及生成物的浓度之间的关系。
3.根据已知条件，计算反应物和生成物的浓度。
4.根据得到的浓度值，计算出电离平衡常数。
以酸碱反应为例，假设有一定浓度的酸HCla与水反应生成盐NaCla 和水。
反应方程式为：HCla + H2O ↔ H3O+ + Cla-。
根据反应方程式和物质量守恒定律，反应物和生成物之间的物质量比例为1：1：1：1然后，我们可以根据题目给出的浓度信息，计算出盐和水的浓度。
假设HCla的初始浓度为C，那么HCla与水反应生成的盐和水的浓度都是C。
同时，由于电离平衡常数的定义，Cl-和H3O+的浓度也为C。
最后，根据浓度信息，计算出电离平衡常数：Ka = [H3O+] * [Cla-] / [HCla] = C * C / C = C。
通过这样的推导和计算，我们可以得出酸的电离常数Ka与酸的浓度C之间的关系。
需要注意的是，计算电离平衡常数时必须保证浓度单位的一致性，通常以摩尔/升（mol/L）作为浓度单位。
电离常数的相关计算及图像分析
电离常数的相关计算及图像分析1．依据电离平衡常数计算c (H ＋)的答题模板(以弱酸HX 为例) HX H ＋ ＋ X －起始/mol·L －1:[HX] 0 0 平衡/mol·L－1:[HX]－[H ＋] [H ＋] [H ＋]则K ＝[H ＋]2[HX]－[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：[HX]－[H ＋]≈[HX]。
则K ＝[H ＋]2[HX]或[H ＋]＝K ·[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。
典例分析1．已知室温时，0.1 mol·L －1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 ＝4B ．升高温度，溶液的pH 增大C ．此酸的电离常数约为1×10－7D ．由HA 电离出的[H ＋]约为水电离出的[H ＋]的106倍 答案 B解析 [H ＋]＝0.1%×0.1 mol·L －1＝10－4 mol·L －1，pH ＝4；因HA 在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，[H ＋]将增大，pH 会减小；C 选项可由电离常数表达式算出K a ＝[H ＋][A －][HA]≈1×10－7 mol·L －1；[H ＋]＝10－4 mol·L －1，所以由水电离出的[H ＋]＝10－10 mol·L －1，前者是后者的106倍。
2.室温时，1 mol·L－1的HA 溶液和1 mol·L－1的HB 溶液，起始时的体积均为V 0，分别向两溶液中加水进行稀释，所得曲线如图所示。
高中化学电离度计算题解析与答题技巧详解
高中化学电离度计算题解析与答题技巧详解在高中化学学习中，电离度计算题是一个较为重要的考点，也是学生们容易出错的地方。
正确理解和掌握电离度计算的方法和技巧，对于解答这类题目至关重要。
本文将详细解析电离度计算题，并提供一些实用的答题技巧，帮助高中生和他们的父母更好地应对这类题目。
电离度是指溶液中离子的生成程度，通常用α表示。
计算电离度的关键是确定离子的浓度和反应方程式。
下面以一个具体的题目为例进行解析：题目：已知浓度为0.1mol/L的强酸HX在水中完全电离，计算其电离度。
解析：首先，我们需要确定强酸HX的离子化方程式。
由于题目中提到强酸HX在水中完全电离，所以HX可以写成HX(aq)。
完全电离意味着HX会完全分解为H+(aq)和X-(aq)两个离子。
因此，方程式可以写作HX(aq) → H+(aq) + X-(aq)。
接下来，我们需要计算H+(aq)和X-(aq)的浓度。
由于HX的浓度为0.1mol/L，完全电离后H+和X-的浓度也都是0.1mol/L。
最后，根据电离度的定义，电离度α等于生成离子的浓度与强酸HX的浓度之比。
在本题中，H+和X-的浓度都是0.1mol/L，而强酸HX的浓度也是0.1mol/L，所以电离度α等于1。
通过这个例子，我们可以看出解答电离度计算题的关键在于确定离子的浓度和反应方程式，并根据电离度的定义计算出电离度。
下面我们再来看一个稍微复杂一些的例子：题目：已知浓度为0.2mol/L的弱酸HA在水中只有10%电离，求其电离度。
解析：对于弱酸HA，它在水中只有部分电离，所以不能假设完全电离。
我们需要根据题目中给出的电离度（10%）来计算其电离度。
电离度α表示生成离子的浓度与总浓度之比，而题目中给出的电离度是指生成离子的浓度与弱酸HA的浓度之比。
所以，我们需要根据电离度的定义和已知条件来计算生成离子的浓度。
已知弱酸HA的浓度为0.2mol/L，电离度为10%，即生成离子的浓度为0.2mol/L × 10% = 0.02mol/L。
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解题提示： 四离子的溶液，明确了酸碱性，一定 要结合电荷守恒来进行分析或计算。
➢转解析
5．[2016·课标全国Ⅱ，26（4）]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 8.7×10－7（已知：N2H4＋ H＋ N2H5+的K联氨与硫酸形成的酸式 盐的化学式为 N2H6（HSO4）2 。
N2H4 +H2O N2H5++OH- K电离1＝ K·Kw
➢转解析
三、反思归纳
电离常数的4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。 (4)判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子 和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经 常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
(2)电离平衡右移，电离常数一定增大( ) 温度不变，电离常数不变
(3)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝
c2（H＋）·c（CO23－） c（H2CO3）
(
)
(4)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大( ) 与浓度无关
(5)电离常数只与温度有关，与浓度无关( )
二、典例剖析
3.(2019·河北衡水中学期中)25 ℃时，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴
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2021届高三化学一轮复习 水解常数与电离常数的关系及应用(知识精讲与训练)
2021届高三化学一轮复习 水解常数与电离常数的关系及应用（知识精讲与训练） 知识精讲1．水解常数的概念在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
2．水解常数(K h )与电离常数的定量关系(以CH 3COONa 为例)CH 3COONa 溶液中存在如下水解平衡：CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －K h ＝c (CH 3COOH )·c (OH －)c (CH 3COO －)＝c (CH 3COOH )·c (OH －)·c (H ＋)c (CH 3COO －)·c (H ＋)＝c (OH －)·c (H ＋)c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )＝K w K a因而K a (或K h )与K w 的定量关系为：(1)K a ·K h ＝K w 或K b ·K h ＝K w(2)Na 2CO 3的水解常数K h ＝K w K a2(3)NaHCO 3的水解常数K h ＝K w K a13．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。
它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
强化训练1．25 ℃时，H 2SO 3HSO －3＋H ＋的电离常数K a ＝1×10－2，则该温度下NaHSO 3水解反应的平衡常数K h ＝________，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________(填“增大”“减小”或“不变”)。
答案 1×10－12 增大 解析 水解平衡为HSO －3＋H 2OH 2SO 3＋OH －，则K h ＝c (H 2SO 3)·c (OH －)c (HSO －3)＝c (H 2SO 3)·K w c (HSO －3)·c (H ＋)＝K w K a ＝1.0×10－141.0×10－2＝1.0×10－12，当加入少量I 2时，发生反应HSO －3＋I 2＋H 2O===SO 2－4＋3H ＋＋2I －，溶液酸性增强，c (H ＋)增大，c (H 2SO 3)c (HSO －3)＝K h c (OH －)＝K h ·c (H ＋)K w ，温度不变，K h 、K w 不变，则c (H 2SO 3)c (HSO －3)增大。
电离常数的计算公式
电离常数的计算公式电离常数是描述化学物质在一定条件下电离程度的数量指标。
它可以用来预测溶液中的酸性或碱性，以及溶解度等物理和化学性质。
在本文中，我们将介绍计算电离常数的几种常用方法和公式。
1.离子浓度法电离常数可通过测定溶液中的离子浓度计算得到。
当一个电解质（酸或碱）溶解在水中时，它会产生离子，并达到平衡。
在这种情况下，电离常数可以用以下公式计算：Kw=[H+][OH-]其中Kw是水的电离常数，[H+]是溶液中的氢离子浓度，[OH-]是溶液中的氢氧根离子浓度。
通常情况下，[H+]和[OH-]的浓度是相等的，因为酸和碱的电离程度相等，满足离子的质量守恒。
2.pH和pOH法pH和pOH法是计算电离常数的常用方法。
pH是描述溶液酸性或碱性的指标，定义为溶液中氢离子浓度的负对数：pH = -log[H+]同样，pOH是描述溶液碱性的指标，定义为溶液中氢氧根离子浓度的负对数：pOH = -log[OH-]pH和pOH满足以下关系式：pH+pOH=14这意味着如果我们知道pH或pOH的值，我们可以通过这个关系式计算出另一个值，然后进一步计算出电离常数。
3.强酸和强碱的电离常数对于强酸和强碱，它们的电离程度很高，可以假设它们完全电离。
对于一个酸HA，其电离反应可以表示为：HA→H++A-其中H+是溶液中的氢离子，A-是溶液中的酸根离子。
对于一个碱BOH，其电离反应可以表示为：BOH→B++OH-其中B+是溶液中的碱金属离子，OH-是溶液中的氢氧根离子。
对于这些反应，电离常数可以简单地表达为溶液中电离物质的浓度。
对于酸，电离常数Ka定义为：Ka=[H+][A-]/[HA]对于碱Kb=[B+][OH-]/[BOH]这些电离常数可以帮助我们了解酸和碱的强弱程度。
4. Henderson-Hasselbalch方程pH = pKa + log([A-]/[HA])对于一个碱性溶液，该方程可以表示为：pH = pKb + log([B+]/[BOH])其中pKa和pKb分别是酸和碱的负对数电离常数。
突破09 电解质溶液中电离(水解)常数的相关计算-备战2021年高考化学《化学反应原理》逐空突破系列
电解质溶液中电离(水解)常数的相关计算【方法与技巧】一、电离常数的计算类型类型一起点时刻：巧用三段式以弱酸HA为例，则：K a＝)()()(HAcAcHc-+•，由于c(H＋)＝c(A－)，则K a＝)()(2HAcHc+例1、HR是一元酸。
室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。
其中，b点表示两种物质恰好完全反应。
计算的电离常数K a＝____________类型二遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，反应平衡时溶液中c(NH＋4)＝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＝_____类型三恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系水解平衡常数与电离常数的关系①CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－)()()()()()()()()()()()(3333333COOHCHKKCOOHCHcHcCOOCHcKHcCOOCHcHcOHcCOOHCHcCOOCHcOHcCOOHCHcKawwh=•=•••=•=+++—————②NH4+＋H2O NH3•H2O＋H+)()()()()()()()()()()()(23b234423423OHNHKKOHNHcOHcNHcKOHcNHcOHcHcOHNHcNHcHcOHNHcK wwh•=••=••••=••=+++++———③CO32—＋H2O HCO3—＋OH－21awh KKK=，HCO3—＋H2O H2CO3＋OH－12awh KKK=例3、25 ℃时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数K a＝________类型四利用图像特殊交点求电离常数例4、常温下，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定某浓度的二元弱酸(H2X)溶液，所得溶液中各种含X的微粒的物质的量分数(δ)与pH的变化曲线如图所示。
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常数Ka＝__a_－__2_b__(用含a和b的代数式表示)。
解析 根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝ 2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
c2H＋ 则 K＝ cHX 或 c(H＋)＝ K·cHX。
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。
cH2PO－ 3 是_Ⅰ___(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。 (3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝_1_0_－_1_.4_。
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解析
pKa1＝－lg
cHc＋H·c3PHO2P3O3－＝－lg c(H＋)－lg
cH2PO－ 3 ，显然 cH3PO3
A
对应的
数值较大，故表示 pH 与 lg ccHHP2POO23－－ 3 的变化关系的曲线为Ⅰ。
有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。 CH3COOH CH3COO－＋H＋
b 2
2a－2b
10－7
Ka＝10－7×ba2－b2＝10－7ba－b。
2
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(2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分
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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＝1×0.110m－3oml·oLl·－L1－1×100%＝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 Kb＝cBc＋B·cOOHH －＝1×10－30×.11×10－3＝1×10－5。
显然选用“曲线Ⅱ”中的特殊点 B 计算 Ka1，Ka1＝cHc2PHO3－ 3PO·c3H＋＝101×10－2.4
＝10－1.4。
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(2)Ka2＝_1_0_－_4_.2_。
解析 pH＝4.2 时，c(HC2O－4 )＝ c(C2O24－)，则 Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。
c2HC2O－ 4
(3)pH＝2.7 时，溶液中
＝_1__0_0_0_。
cH2C2O4·cC2O42－
解析 由电离常数表达式可以知道cH2Cc22OH4C·2cOC－ 4 2O24－＝KKaa12＝1100－ －14..22＝103＝ 1 000。
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5.已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加 入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 (1)写出亚磷酸电离的方程式：_H_3_P_O__3 ______ _H_2_P_O__－3 _＋__H_＋__、_H__2P_O__－3____H__P_O_23_－_＋__H__＋_。 (2)表示pH与lg cHPO23－ 的变化关系的曲线
专题精练 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：_B_O__H____B__＋_＋__O_H__－_。 (2)BOH的电离度α＝_1_%__。 (3)BOH的电离平衡常数Kb＝_1_×_1_0_－__5_。
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3.(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶 10－7a－b
液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝_____b______(用
含a和b的代数式表示)。
解析 由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，物料守恒
由于 Ka1＝cHc2PHO3－ 3PO·c3H＋，Ka2＝cHcPOH232－PO·c－ 3H＋，且 Ka1>Ka2，
由图像可知，在相同ccHH23PPOO－ 33或ccHH2PPOO23－－ 3 时，“曲线Ⅱ”对应的 c(H＋)较大，
为一级电离(Ka1)，“曲线Ⅰ”对应的 c(H＋)较小，为二级电离(Ka2)，
1.依据电离平衡常数计算c(H＋)的答题模板(以弱酸HX为例)
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＋)
c2H＋ 则 K＝
cHX－cH＋
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)。
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2.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)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离 及H2CO3的第二级电离，则H2CO3 HCO－3＋H＋的电离常数K1＝_4_.2_×__1_0_－_7_(已 知：10－5.60＝2.5×10－6)。 解析 由 H2CO3 H＋＋HCO－ 3 得 K1＝cHc＋H·c2CHOC3O－ 3 ＝10－15..560××1100－－55.60≈4.2×10－7。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
a2－b
b
Ka＝1a20－－7·bb＝2ab－·120b－7。
10－7
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4.已知草酸为二元弱酸：H2C2O4 HC2O－4 ＋H＋ Ka1，HC2O－4 C2O24－＋H＋ Ka2，常温下，向某浓度的 H2C2O4 溶液中逐滴加入一定浓度的 KOH 溶液，所 得溶液中 H2C2O4、HC2O－4 、C2O24－三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液 pH 的关 系如图所示。 则常温下： (1)Ka1＝_1_0_－_1_.2_。 解析 由图像可以知道pH＝1.2 时，c(HC2O－ 4 )＝c(H2C2O4)，则 Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。