电离平衡常数的求算练习
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。
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)
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。
25℃水的电离平衡常数
常见的无机酸25℃时在水溶液中的电离平衡常数如下表无机酸氢氰酸（HCN）碳酸（H2CO3）氢氟酸（HF）电离平衡常数K值6.2×10—10（K）4.2×10—7（K1）5.6×10—11（K2）6.61×10—4（K）下列选项正确的是A．氟化钠溶液中通入过量CO2：F—+H2O+CO2＝HF+HCO3—B．Na2CO3溶液中：2c(Na+)＝c(CO32—)+c(HCO3—)+c(H2CO3)C．中和等体积、等pH的氢氰酸（HCN）和氢氟酸（HF）消耗NaOH 的量前者大于后者D．等浓度的NaCN和NaF溶液中pH值前者小于后者答案：CA、H2CO3的电离平衡常数小于HF的电离平衡常数，即H2CO3的酸性小于HF的酸性，所以氟化钠溶液中通入过量CO2不反应，错误；B、根据物料守恒，Na2CO3溶液中：c(Na+)＝2c(CO32—)+2c（HCO3‾）+2c(H2CO3)，错误；C、因为氢氰酸的酸性比氢氟酸的酸性弱，所以等体积、等pH的氢氰酸（HCN）和氢氟酸（HF），HCN的物质的量大，所以氢氰酸消耗NaOH的量大，正确；D、根据盐类水解规律：越弱越水解，NaCN的水解程度大，所以等浓度的NaCN和NaF溶液中pH值前者大于后者，错误。
本题考查物质反应规律、物料守恒、盐类水解规律。
本题考点：弱电解质的电离盐类水解水的电离平衡常数为：Kc=[H+][OH-]/[H2O]。
电离常数计算公式是K(电离)=C[A+]^x·C[B-]^y/ C[AxBy]，式中C[A+]、C[B-]、C[AB]分别表示A+、B-和AxBy在电离平衡时的物质的量浓度。
影响电离平衡常数的因素是温度，对于吸热反应，温度越高，k越大，对于放热反应则相反。
只有温度变化才变，压强变化引越平衡移动时，其值不变。
电离平衡常数的应用电离平衡常数表示弱酸的相对强弱，由弱酸生成的盐就会发生水解，由越弱越水解的原理，可以判断盐溶液中离子离子浓度大小关系。
电离平衡的计算
电离平衡常数3223的酸性由强到弱的顺序为。
(2)同浓度的HCOO－、HCO－3、CO2－3、ClO－、HS－、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为。
（3）物质的量浓度均为0.1 mol·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________(填字母)。
按要求书写离子方程式：(1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中(2)将少量CO2气体通入NaClO溶液中(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中2．0.1 mol·L－1醋酸溶液中，存在电离平衡CH 3COOH H＋＋CH3COO－。
经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数K a＝____________________。
3．(1)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。
若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H 2CO3HCO－3＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
(2) 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(NH＋4)＝c(Cl－)，则溶液显____________(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K b＝____________。
(3)25 ℃时，将a mol/L的CH3COONa溶液与0.01 mol/L的盐酸等体积混合，溶液呈中性，则CH3COOH的电离常数为________(用含a的代数式表示)。
4．(1)25 ℃时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数K a＝________。
4 热点题型9 电离平衡常数的相关计算
热点题型9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)－[H＋] [H＋] [H＋]则K a＝[H＋]2c（HX）－[H＋]，由于弱酸只有极少一部分电离，[H＋]的数值很小，可做近似处理：c(HX)－[H＋]≈c(HX)，则K a＝[H＋]2c（HX）或[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．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，[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，[BOH]电离＝[B＋]＝[OH－]＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝1×10－3 mol·L－10.1 mol·L－1×100%＝1%；电离达到平衡时，[BOH]电离＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L －1≈0.1 mol·L －1，则电离平衡常数K b ＝[B ＋][OH －][BOH]平衡＝1×10－3×1×10－30.1 mol·L －1＝1×10－5 mol·L －1。
化学物质的电离平衡常数计算练习题详解
化学物质的电离平衡常数计算练习题详解化学物质的电离平衡常数是描述化学反应中离子浓度的指标，对于理解溶液的酸碱性质以及反应的进行具有重要意义。
在本篇文章中，我们将通过一些计算练习题的详解来加深对电离平衡常数的理解。
例题一：已知某一化学反应的平衡常数Kc为1.2×10^-3，若初始状态下反应物的浓度为：[A]=0.10mol/L，[B]=0.15mol/L，[C]=0mol/L，[D]=0mol/L。
求出平衡状态下各物质的浓度。
解析：根据平衡常数Kc的定义，已知反应物A、B的浓度和平衡常数Kc，我们可以利用反应物与生成物的物质浓度间的关系计算出平衡状态下各物质的浓度。
首先，我们假设平衡状态下反应物A、B的浓度为x mol/L，生成物C、D的浓度也为x mol/L。
根据反应物与生成物的物质浓度间的关系，我们可以列出以下方程式：\[A\rightarrow B\]\[C\rightarrow 0\]\[D\rightarrow 0\]根据以上方程式，我们可以得到反应物A、B与生成物C、D的浓度之间的关系：\(\frac{[B]}{[A]}=\frac{x}{0.10}=\frac{0.15}{0.10}=1.5\)由此可以推导出平衡状态下反应物A的浓度为：\[x=0.10\times1.5=0.15\text{ mol/L}\]根据反应物与生成物的物质浓度间的关系，我们可以得到生成物C、D的浓度之间的关系：\(\frac{[D]}{[C]}=\frac{x}{0}=0\)根据以上关系，我们得知平衡状态下生成物C、D的浓度均为0。
因此，平衡状态下各物质的浓度如下：\[A=0.15\text{ mol/L}\]\[B=0.15\text{ mol/L}\]\[C=0\text{ mol/L}\]\[D=0\text{ mol/L}\]这样，我们就成功地计算出了平衡状态下各物质的浓度。
例题二：对于化学反应\[2NOCl(g)\rightleftharpoons2NO(g)+Cl2(g)\]，平衡常数Kc为4.0。
平衡常数、电离常数、水解常数、离子积常数、溶度积常数相关计算
平衡常数、电离常数、水解常数、离子积常数、溶度积常数相关计算班级：姓名：⒈将足量BaCO3（K sp=8.1×10-9）分别加入①30mL水②10mL0.2mol/LNa2CO3溶液③50mL0.01mol/L氯化钡溶液④100mL0.01mol/L盐酸中溶解至溶液饱和。
请确定各溶液中Ba2+的浓度由大到小的顺序为（）A．①②③④Ｂ．③④①②Ｃ．④③①②Ｄ．②①④③⒉已知在25℃时，H2S的电离常数K a1=5.7×10-8、K a1=1.2×10-15，FeS、CuS的溶度积常数（Ksp）分别为6.3×10-18、1.3×10-36。
常温时下列说法正确的是（）（多选）A．除去工业废水中的Cu2+可以选用FeS作沉淀剂B．将足量CuSO4溶解在0.1mol/L氢硫酸中，溶液中Cu2+的最大浓度为1.3×10-35mol/LC．因为H2SO4是强酸，所以反应CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4不能发生D．FeS+2H+Fe2++H2S的平衡常数K=9.21×104E．向H2S的饱和溶液中通入少量SO2气体，溶液的酸性增强⒊25℃时，pH=9的CH3COONa溶液和pH=9的C溶液中由水电离产生的OH—的物质的量浓度之比为。
⒋已知常温下K a(HClO2)=1.1×10-2，则反应HClO2+OH-ClO2-+H2O在常温下的平衡常数K= 。
⒌常温下，K a1(H2CO3)=4.0×10-7，K a2(H2CO3)=5.0×10-11，则0.50mol/L的Na2CO3溶液的pH= 。
⒍H3AsO3又叫路易斯酸，是一种弱酸，发生酸式电离是通过和水中的氢氧根离子结合实现的，则第一步电离方程式为；若常温时H3AsO3的第一步电离常数K a1=1.0×10-9，则常温下，0.1mol/L的溶液的pH为。
hcooh电离平衡常数计算题
hcooh电离平衡常数计算题HCOOH电离平衡常数计算题电离平衡常数是用于描述酸和碱的相互转化过程中离子生成的程度的一个指标。
本文将介绍一个关于HCOOH（甲酸）的电离平衡常数计算题。
首先，我们需要了解HCOOH的电离反应方程式。
HCOOH可以与水发生以下反应：HCOOH+H2O⇌H3O++HCOO-根据这个反应方程，我们可以写出电离平衡常数表达式：Kw=[H3O+][HCOO-]/[HCOOH]其中，[H3O+]表示氢氧化物离子的浓度，[HCOO-]表示甲酸根离子的浓度，[HCOOH]表示甲酸的浓度。
现在，假设有0.1摩尔的甲酸在1升水中，计算HCOOH的电离平衡常数。
首先，我们需要确定[HCOOH]、[H3O+]和[HCOO-]的浓度。
根据题目给出的信息，[HCOOH]=0.1M，[H2O]=1L。
由于HCOOH可以与水发生电离反应，根据电离平衡常数表达式，我们可以知道[H3O+]和[HCOO-]的浓度是相等的。
假设[H3O+]=[HCOO-]=x M。
根据电离平衡常数表达式，我们可以得到[HCOOH]=0.1-x M。
将这些浓度值代入电离平衡常数表达式，可以得到以下方程：Kw=x*x/(0.1-x)我们可以通过解这个方程来计算出电离平衡常数Kw的值。
然而，由于解这个方程可能比较复杂，我们可以通过近似法来简化计算。
当[HCOOH]的浓度很小（比如0.1M）时，我们可以假设x的值也很小，从而简化方程为：Kw≈x*x/0.1现在，我们可以计算出电离平衡常数Kw的近似值。
假设x=0.01M，代入近似化的方程，可以得到：Kw≈(0.01*0.01)/0.1=0.001M因此，甲酸HCOOH的电离平衡常数Kw的近似值为0.001M。
在这个计算题中，我们通过了解HCOOH的电离反应方程，并运用电离平衡常数的表达式，利用近似法计算了Kw的值。
通过这个题目，我们可以加深对电离平衡常数的理解，并掌握如何计算电离平衡常数。
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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）。