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
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。
电离平衡常数
(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。
cCH3COO 如：0.1 mol/L CH3COOH 溶液中加水稀释， ＝ cCH3COOH
－
cCH3COO－· cH＋ Ka ＋ c(H )减小，K 值不变， ＋ ＝ ＋ ，加水稀释时， cCH3COOH· cH cH cCH3COO 则 增大。 cCH3COOH
－ －
命题点 2
关于电离常数的定量计算 (以弱酸 HX 为例)
＋
1．已知 c(HX)和 c(H )，求电离常数 HX 起始(mol· L－1)：
－
H＋ ＋ 0
＋
X－ 0
c(HX)
平衡(mol· L 1)：c(HX)－c(H )
c(H )
＋
c(H )
＋
cH＋· cX－ c2H＋ 则：Ka＝ ＝ ＋ 。 cHX 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
＋
－
cB＋· cOH－ cBOH 。
2．特点
(1)电离常数只与温度有关，升温，K 值增大 。
(2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 K1≫K2≫K3， 故其 酸性取决于第一步电离。
3．意义
K越大
越易电离
酸碱性越强
4、电离度
已电离的弱电解质浓度 α＝ ×100% 弱电解质的初始密度
2 c H ＋ 处理：c(HX)－c(H )≈c(HX)，则 Ka＝ ，代入数值求解即可。 cHX
＋
2．已知 c(HX)和电离常数，求 c(H ) HX 起始(mol•L 1)：
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 ==。
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。
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。
课件1：3.1.2电离平衡常数
(2)CaCO3难溶于水,其属于弱电解质。 ( × )
(3)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质。 ( × )
(4)电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是
动态平衡。 ( × )
(5)一定温度下，醋酸的浓度越大，电离常数也越大。 ( × )
电离平衡常数
L-1)
c(mol·
1.7×10-3
c平(mol·L-1)
0.2-1.7×10-3
+
4
1.7×10-3
1.7×10-3
+
OH 0
1.7×10-3
1.7×10-3
c平(NH3·H2O)= (0.2-1.7×10-3 ) mol·L-1≈0.2 mol·L-1
c( NH +4 ) ·c(OH－)
(1.7×10-3) ·(1.7×10-3)
+
0
平衡: c(HX)-c(H+) c(H+)
(+)·(- )
则：Ka=
()-(+)
=
X0
c(X-)
(+)
()-(+ )
由于 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。
电离平衡常数
CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
提示：有无色气体产生，反应生成了CO2。说明醋
酸的酸性强于碳酸，即CH3COOH的Ka大于H2CO3
的Ka1。
电离平衡常数
【思考与讨论】
向两个锥形瓶中各加入0.05 g
镁条，盖紧橡胶塞，然后用
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。
电离平衡常数公式
电离平衡常数的计算公式：K=C^x·C。
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。
电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电的化合物。
根据其电离程度可分为强电解质和弱电解质，几乎全部电离的是强电解质，只有少部分电离的是弱电解质。
电解质都是以离子键或极性共价键结合的物质。
化合物在溶解于水中或受热状态下能够解离成自由移动的离子。
离子化合物在水溶液中或熔化状态下能导电；某些共价化合物也能在水溶液中导电，但也存在固体电解质，其导电性来源于晶格中离子的迁移。
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++（）（）-（）。
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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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)====。