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。
电离平衡常数的求算方法
电离平衡常数的求算方法1.离子浓度法离子浓度法是最常用的求算电离平衡常数的方法。
根据反应物的浓度和产物的浓度之间的关系，可以得到电离平衡常数的表达式。
例如对于弱酸HA的电离反应HA⇌H++A-，假设HA的初始浓度是c，H+和A-的初始浓度都是0。
在反应达到平衡时，HA的浓度变为c-x，H+和A-的浓度都变为x。
根据守恒定律，可得[H+]=x，[A-]=x，[HA]=c-x。
根据电离反应的物质平衡常数表达式[K]=([H+][A-])/[HA]，将浓度代入可得[K]=(x*x)/(c-x)。
2.电导法对于任意电解质溶液的电离反应，其电离度可以表示为α=(λ溶液-λ纯溶剂)/λ纯溶剂，其中λ溶液表示电解质溶液的电导率，λ纯溶剂表示纯溶剂的电导率。
电离平衡常数可以通过电离度和初始浓度之间的关系来求算。
3.pH法pH法是通过测量溶液的pH值来求算电离平衡常数。
对于酸碱反应HA ⇌ A- + H+，当HA完全电离时，[H+] = c，pH = -log[H+]= -logc。
根据电离平衡常数的定义，可以将其表示为pK = -logK。
在酸碱反应达到平衡时，pH = pKa，其中pKa是相应的酸的酸解离常数的负对数。
通过测量酸溶液在不同浓度下的pH值，可以得到酸解离常数的pK值，从而求算电离平衡常数。
4.光度法光度法是一种通过测量溶液中物质的吸光度来求算电离平衡常数的方法。
对于有色物质，其吸收光谱可以表示为 A = εlc，其中A是吸光度，ε是物质的摩尔吸光系数，l是光程，c是溶液中物质的浓度。
根据饱和溶液的光度学定律可得Amax = εlC，其中Amax是物质在最大吸收波长处的吸光度，C是物质的摩尔吸光系数。
通过测量不同浓度下物质的吸光度，可以得到摩尔吸光系数，从而求算电离平衡常数。
综上所述，电离平衡常数可以通过离子浓度法、电导法、pH法和光度法等多种方法来求算。
根据具体的实验条件和需求，选择合适的方法可以更准确地求算电离平衡常数。
弱电解质的电离平衡知识点
弱电解质的电离平衡知识点弱电解质的电离平衡是指在水溶液中，电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。
弱电解质在溶液中的电离程度相对较低，因此离子与未离子之间的平衡反应更加显著。
下面是弱电解质的电离平衡的几个重要知识点：1.电离方程式HA⇌H++A-这个方程式表示了HA分子在水中部分离解产生H+离子和A-离子。
2.平衡常数平衡常数（K）描述了反应物与生成物的浓度之间的关系。
对于弱电解质的电离反应，可以使用离子质量浓度或者摩尔浓度来表示。
例如对于上述的电离反应，平衡常数K可以计算为：K=[H+][A-]/[HA]其中[H+],[A-],和[HA]分别代表H+离子、A-离子和HA分子的浓度。
3.离子积离子积是离子浓度的乘积。
对于上述电离反应，离子积可以表示为：离子积=[H+][A-]离子积是一个测量电离反应进行程度的指标。
值得注意的是，弱电解质的电离平衡中，离子积通常比平衡常数小得多。
4.改变电离程度的因素5.pH值弱电解质的电离程度直接关系到水溶液的pH值。
水溶液的pH值是表征溶液中H+离子浓度的一个指标。
对于弱酸来说，更多的H+离子会使溶液的pH值降低，因此溶液越酸。
反之，如果被添加到溶液中的溶质可以与H+离子结合形成HA分子，那么会降低H+离子浓度，使得溶液的pH值升高，溶液会变得更碱性。
总结：弱电解质的电离平衡是指在水溶液中电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。
这个平衡过程可以用电离方程式来表示，并且有一个平衡常数和离子积。
弱电解质的电离程度可以受到多个因素的影响，包括浓度、温度、溶液中其他物质的存在以及溶解度等。
在水溶液中，弱电解质的电离程度直接关系到溶液的pH值。
电离平衡常数k和电离度α的关系公式
电离平衡常数k和电离度α的关系公式电离平衡常数k和电离度α的关系公式在化学反应中，电离平衡常数k和电离度α是两个重要的概念。
它们之间存在着一定的关系，本文将深入探讨这个关系，并通过简化的实例来解释这一关系公式。
1. 电离平衡常数k的概念电离平衡常数k是描述化学反应中离子产生的程度的一个指标。
在一个平衡反应中，反应物会生成产物，同时产物也会再转变为反应物。
而电离平衡常数k则表示在平衡态时反应物和产物浓度之间的比例关系。
对于一般的电离平衡反应：aA + bB ↔ cC + dD其电离平衡常数k的表达式可由反应物和产物的物质浓度表示如下：k = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别表示反应物A、B和产物C、D的物质浓度。
2. 电离度α的概念电离度α是电离反应中，反应物转化为离子形式的程度。
它表示的是溶液中的溶质分子中有多少被电离成离子的，是一个以百分比（%）表示的数值。
对于单一物质的电离反应，电离度α的表达式可以表示为：α = （电离物质的浓度） / （电解质的浓度）× 100%电解质的浓度是指溶液中所有电离出来的粒子的总浓度。
电离度α可以用来描述强弱电解质的离子化程度。
3. 电离平衡常数k与电离度α的关系公式电离平衡常数k与电离度α之间存在着一定的关系。
通过进一步的推导，可以得到它们之间的关系公式。
对于一元电离反应（仅涉及一个反应物和一个产物）：A ↔ C+其电离平衡常数k的表达式可以简化为：k = [C+] / [A] = α这表明在一元电离反应中，电离平衡常数k等于电离度α。
这是因为一元电离反应中，反应物和产物的浓度之比就等于产生的离子与反应物的浓度之比。
对于多元电离反应（涉及多个反应物和产物），由于存在多个物质浓度之间的关系，电离平衡常数k与电离度α的关系则会更加复杂。
4. 个人观点和理解电离平衡常数k和电离度α是描述电离反应的两个重要指标，它们分别从整体和局部的角度衡量了反应的特征。
化学物质的电离与电离平衡常数
化学物质的电离与电离平衡常数电离是指化学物质在水溶液中失去或获得电子，形成离子的过程。
电离平衡常数是描述电离过程中离子浓度的变化和平衡的一个重要指标。
本文将详细介绍化学物质的电离现象以及电离平衡常数的概念和计算方法。
一、电离的概念及类型电离是化学反应中常见的一种过程，指化学物质在溶液或气体中，通过失去或获得电子而形成离子的现象。
根据化学物质电离的方式和程度，可以将电离分为完全电离和部分电离。
1. 完全电离当化学物质在水溶液中完全电离时，所有的分子都会转化为离子形式，此时溶液中的离子浓度达到最大值。
常见的例子是强酸和强碱的电离反应，例如HCl溶于水生成H+和Cl-。
2. 部分电离当化学物质在水溶液中只有一部分分子发生电离时，称为部分电离。
此时溶液中既存在电离产物离子，又存在未电离的分子，离子浓度小于完全电离时的最大值。
弱酸和弱碱的电离反应属于部分电离，例如乙酸在水中部分电离成CH3COO-和H+。
二、电离平衡常数的概念电离平衡常数是描述电离反应的平衡状态的一个定量指标。
对于一般的电离反应：A +B ⇌C + D电离平衡常数K可以用以下公式表示：K = ([C][D]) / ([A][B])其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应中物质A、B、C、D的浓度。
三、电离平衡常数的计算方法电离平衡常数可以通过比较反应物和生成物的浓度来计算。
在反应过程中，浓度的变化受到化学平衡定律的限制，即质量守恒定律。
对于电离反应A + B ⇌ C + D，当达到平衡时，反应物和生成物的浓度不再发生变化。
下面以部分电离的乙酸为例，展示如何计算电离平衡常数。
乙酸在水中的电离反应可以表示为：CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+假设加入的乙酸的初始浓度为C，电离平衡时，乙酸电离成CH3COO-的浓度为α，H+的浓度也为α。
根据电离平衡常数的定义：K = ([CH3COO-] [H+]) / ([CH3COOH])考虑到乙酸电离程度较小，可以假设电离速度远小于浓度，因此乙酸浓度几乎不变，可以将其视为初始浓度C。
高中化学教案：电离平衡的计算与应用
高中化学教案：电离平衡的计算与应用一、电离平衡概述化学中的电离平衡是指在溶液中发生的酸碱反应或盐的溶解过程中，相应的离子生成与消减达到动态平衡的现象。
了解电离平衡对于理解酸碱反应和溶液性质具有重要意义。
本文将介绍电离平衡计算和其在化学实践中的应用。
二、弱酸和弱碱的电离计算1. 弱酸和强酸的区别强酸完全电离，而弱酸只部分电离。
以弱酸HA为例，其电离方程式可以表示为HA ⇌ H+ + A-。
在水溶液中H+浓度远小于HA浓度，可忽略H+对水的自动电离影响，从而得出H+浓度近似等于A-浓度。
2. 酸度常数（Ka）对于弱酸HA，其酸度常数Ka定义为[H+]×[A-]/[HA]。
在稀释条件下可近似简化为[H+]²/[HA]，其中[H+]代表氢离子浓度。
根据Le Chatelier原理，在达到动态平衡时，反应物与生成物之比应等于酸度常数Ka，即[H+]²/[HA] = Ka。
通过测定HA溶液的pH值，可以间接计算出相应的[H+]浓度。
3. 弱碱的电离计算与弱酸类似，对于弱碱B，在水中也会部分电离为OH-和B+。
其碱度常数（Kb）定义为[OH-]×B+/[B]，并可近似简化为[OH-]²/[B]。
通过测定B溶液的pOH 值，可以计算出[OH-]浓度，并由此推导出相应的[B+]浓度。
三、电离平衡的应用1. pH调节在医药、食品工业中，pH调节是一种重要的操作。
通过添加酸或碱来调节溶液的pH值，可以影响物质特性、催化反应或控制生物活性。
了解电离平衡计算方法，可以准确控制所需溶液的pH值。
2. 缓冲溶液制备缓冲溶液能稳定其pH值，在实验室及工业上广泛应用。
利用弱酸/盐或弱碱/盐体系构建缓冲溶液时，需要计算各组分之间的比例以实现所需的pH范围。
以乙酸/乙酸钠为例，其电离方程式可表示为CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+。
通过计算溶液中CH3COO-和H+的浓度比例，可以制备pH值约为4.7的乙酸/乙酸钠缓冲溶液。
电解质溶液中有关水的电离平衡的计算
电解质溶液中有关水的电离平衡的计算任何稀水溶液中都存在着水的电离平衡，在不同的水溶液中水的电离程度不同。
尽管K w在一定温度下是一个定值，但由于水的电离度受酸、碱度的影响。
因而将水的电离平衡与溶液的酸、碱度的关系作为重要的知识点归纳整理，进行专题复习，有利于培养学生的辩证思维能力。
一、纯水电离平衡的计算水是一种极弱的电解质，它能进行微弱的电离：H2O+H2O H3O++OH-，25℃时纯水中[H+]=[OH-]=1×10-7mlo/L，K w=1×10-14，pH=7，电离度α=1.8×10-9。
纯水的电离度只受温度的影响，在不同温度下K w有不同值，pH也不同。
例1 经测定100℃时纯水中pH=6，求[H+]，[OH-]，K w，α各为多大。
解析：pH=6，[H+]=1×10-6mol·L-1[OH-]=1×10-6mol·L-1K w=[H+][OH-]=1×10-12可见升高温度，水的电高度增大了。
二、酸溶液中水电离平衡的有关计算由于酸电离出的氢离于抑制了水的电离，使H2O H++OH-平衡向左移动，H2O电离度减小。
因此，酸溶液中H+来自酸，少量的OH-来自水。
例2 常温下1×10-4mol·L-1盐酸中，[OH-]及由水电离出的[H+]，[OH-]各为多大。
解析：盐酸为强酸，[H+]=1×10-4mol·L-1来自酸。
据K w=1×10-14，有[OH-]=1×10-10mol·L-1来自水，所以由水电离出的[H+]也等于1×10-10mol·L-1＜＜1×10-4mol·L-1，盐酸中由水电离出的[H+]被忽略了。
25℃纯水[H+]=1×10-7mol·L-1＞1×10-10mol·L-1。
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。
电离平衡常数及相关计算-高考化学专题
考点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 ++3HCO -，K 1=323H HCO H CO c c c +-⋅（）（）（）；3HCO-H ++23CO -，K 2=233H CO HCO c c c +--⋅（）（）（）；且K 1>K 2。
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 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=H XHXc cc+-⋅（）（）（）=2HHX Hcc 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=2HHXcc+（）（），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)00平衡：c(HX)−c(H+)c(H+) c(H+)则：K=H XHXc cc+-⋅（）（）（）=2HHX Hcc c++（）（）-（）。
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。
化学,电离,标准平衡常数意义,计算方法
电离平衡常数弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值，即溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）*c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。
这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。
弱电解质AxBy在水溶液中达到电离平衡时：AxBy==可逆==xA+ + yB-则，K（电离）=[A]·[B]/ [AxBy]式中[A+]、[B-]、[AB]分别表示A+、B-和AxBy在电离平衡时的物质的量浓度。
标准平衡常数【标准状态】：以273.15K（0℃）为温度，101.325kPa为压力的状态由于你做实验时，有时候没有必要或很难将状态控制在标准状态，一定的反应物，标准状态的浓度是一定的，部分数据【已通过实验测定给出】，可作为常量。
标准状态浓度记为cθ【除以标准状态的浓度cθ】平衡浓度÷标准状态浓度（即cθ），（cθ通常会给出或可查到）对于反应 aA+bB=dD+eE标准平衡常数Kθ与实验平衡常数Kc（溶液反应）和Kp（气体反应）的区别和联系:★ Kc和Kp可能有单位,而Kθ的单位为一;★ Kc只用于溶液中,与Kθ数值相等;Kp只用于气体中,与Kθ数值常常不相等;Kθ适用于任何反应;★ Kθ在热力学中应用,Kc和Kp在实践中应用.溶液反应Kc数值上等于Kθ是个规定，也已经通过实验和推理得出了该结论化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数，用K表示，这个常数叫化学平衡常数。
平衡常数一般有浓度平衡常数和压强平衡常数。
对于可逆化学反应m A+n B⇋pC+qD在一定温度下达到化学平衡时，其平衡常数表达式为：Kc=[c(C)^p*c(D)^q]/[c(A)^m*c(B)^n],。
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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-]