nh3的电离平衡常数kb的测定[1].doc
K、Ka、Kb、Kw、Ksp、Kh计算专练
K、Ka、Kb、Kw、Ksp、Kh计算专练1、已知某温度下CH3COOH的电离平衡常数Ka=1.96×10—5，求该温度下，0.1mol/L的CH3COOH 溶液中c（H+）= mol/L。
2、已知25℃时，NH3•H2O的电离平衡常数K b=1.79×10—5，求该温度下，1.79mol/L的溶液中NH4Cl溶液的pH约为。
3、已知25℃时，H3PO2的电离平衡常数Ka=1×10—2，该温度下，0.02mol/L的H3PO2溶液的pH为。
4、已知25℃时，H3PO3的电离平衡常数Ka1=1×10—2，Ka2=2.6×10—7，通过计算判断NaH2PO3溶液的酸碱性5、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＝__________________________________________________________。
6、常温下，将a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数K a＝________。
7、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，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数K a＝________________(用含a 和b的代数式表示)。
8、温度为T时，向10L恒容密闭容器中充入2molNO和2molCO发生反应2NO（g）+2CO（g）N2（g）+2CO2（g）ΔH=—7746.5kJ/mol，5min时达平衡，测得0—5min内该反应速率v（N2）=0.016mol•L—1•min—1，求T温度时，该反应的平衡常数为。
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的求解方法小结纵观近几年的高考，有三年涉及平衡常数Ka或Kb的计算，现将此类题的解题方法总结，以供大家一、守恒法：例题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 C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(CI -)。
则溶液显______________ 性(填酸”碱“或中”)；用含a的代数式表示NH3出0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NH3.H2O和NH4*，全部来源于氨水，而等体积混合，体积加倍，浓度减半，因此，C(NH4*)+C( NH3.H2O) =a/2 mol/L，则c( NH3H2O ) = a/2 mol/L- c(NH 4*)= a/2 mol/L- c(Cl -)= (a/2 -0.01/2 ) mol/L，所以K b= (0.01/2 x 10-7) / (a/2 -0.01/2 ) mol/L=10 -9/(a-0.01) mol/L。
例题2、(山东12.29 ) (4)NO 2可用氨水吸收生成NH4NO3。
25 C时，将amolNH 4NO3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___________ m ol- L-1o (NH3H2O的电离平衡常数取K b=2X10-5mol -L-1)解析：混合溶液为NH3H2O和NH4NO3的混合物。
KSP的计算专练
【湖南省凤凰县高级中学2018届高三第2次模拟考试】27．（14分）利用工业治炼硫酸铜(含有Fe2+、AsO2–、Ca2+等杂质)提绝制备电镀硫酸铜的生产流程如下：已知：①Fe3+、Cu2+开始沉淀的pH分别2.7、5.4，完全沉淀的pH分别为3.7、6.4。
②K sp[Cu(OH)2]=2×10–20（1）溶解操作中需要配制含铜32g·L–1的硫酸铜溶液1.0L，需要称量冶炼级硫酸铜的质量至少为_________g。
（3）氧化后需要将溶液进行稀释及调节溶液的pH=5，则稀释后的溶液中铜离子浓度最大不能超过_______________mol·L–1。
（5）利用以上电镀级硫酸铜作为电解质溶液，电解粗铜(含锌、银、铂杂质)制备纯铜，写出阳极发生的电极反应式____________________________________________。
【齐鲁名校教科研协作体湖北、湖南、山东部分重点中学2019年高考冲刺模拟试卷】28.（14分）H2S和SO2是环境污染气体，已知：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H1=－483.6KJ/mol,H2(g)+S(g)=H2S(g)△H2=－20.1KJ/mol，H 2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)△H3>0[H2S与CO2在高温下反应制得羰基硫（COS)]（3）汽车尾气中的SO2用石灰水来吸收，生成亚硫酸钙浊液。
常温下，测得某纯CaSO3与水形成的浊液pH为9，已知K a1(H2SO3)=1.8×10-2，K a2(H2SO3)=6.0×10-9，忽略SO32-的第二步水解，K sp(CaSO3)=。
（5）利用如图所示装置(电极均为惰性电极)吸收SO2。
①电极A的电极反应方程式为。
②每消耗1molSO2，阳极区H+增大mol。
【洞口一中2019届高三理实班第九次月考】17.(8分)已知亚磷酸（H3PO3）的结构如图，是具有强还原性的二元弱酸，可以被银离子氧化为磷酸。
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)
电离度和电离平衡常数
１、足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影
响H2的总量，可向盐酸中加入下列物质中的（ ）ＢＤ
A 、MgO
B 、H2O C 、K2CO3 D 、CH3COONa
2、浓度和体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量
CaCO3固体（颗粒大小均相同）反应，下列说法中正确的是
A．盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率
例1：在一定温度下，在100ml某一元弱酸的溶液中，
含有该弱酸的分子数为5.42×1020个，并测得该溶液的
C(H+)=1×10－3mol/L。在该平衡体系中，这种一元弱
酸的电离度约为 A. 9% B. 10%
C. 3% D. 0.1% (B)
例2：在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当
CH3化变化？
NH3 + H2O
NH3·H2O
NH4+ + OH-
应用2：
用于鉴别溶液
有两瓶pH=2的酸溶液，一瓶是强酸， 一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试 液、pH试纸和蒸馏水。简述用最简便 的实验方法来判断哪瓶是强酸。
哪些事实（或实验）可证明CH3COOH是弱电解质？
3、意义：25℃时 HF K=7.2×10 –4 HAc K=1.8×10 –5
∴ 酸性：HF ＞ HAc
在一定温度下，电离常数与浓度无关。 温度升高，K电离增大
①电离度是转化率的形式,电离常数是平衡常数的形式; ② 电离度受浓度的影响,电离常数不受浓度的影响; ③两者均 可用来表示弱电解质的电离程度及其相对强弱的。但用电 离度时必须在同温同浓度条件下，而电离常数只须在同温 下便可。
A. 1 ％ B. 9.1 % C. 10 % D. 20 %
化学平衡常数的测定方法
化学平衡常数的测定方法化学平衡常数（Kc）是描述在一定温度下，化学反应达到平衡时各生成物和反应物浓度比的一个数值。
化学平衡常数的测定方法有以下几种：1.实验测定法：通过实验测量反应物和生成物的浓度，然后根据化学平衡常数的表达式计算Kc值。
实验测定法包括等温滴定法、pH计法、电位滴定法等。
2.理论计算法：根据反应物和生成物的化学式和相对分子质量，以及反应的化学方程式，计算各物质的浓度，然后根据化学平衡常数的表达式计算Kc值。
3.平衡态法：在封闭系统中进行反应，通过改变温度、压力等条件，使反应达到平衡状态，然后根据实验数据计算Kc值。
4.光电滴定法：利用光电传感器检测反应物和生成物的浓度变化，通过数据处理计算Kc值。
5.温度梯度法：在不同温度下进行实验，测量各温度下的Kc值，然后根据温度对Kc值的影响关系，推算出在实际温度下的Kc值。
6.激光光谱法：利用激光光源和光谱仪，测量反应物和生成物的浓度，计算Kc值。
7.分子动力学模拟法：通过计算机模拟反应物和生成物的分子运动，计算平衡时的浓度比，从而得到Kc值。
8.线性代数法：根据反应物和生成物的化学式和相对分子质量，构建浓度矩阵，通过线性代数方法计算Kc值。
在实际操作中，可以根据具体反应和实验条件选择合适的测定方法。
需要注意的是，化学平衡常数Kc随着温度的变化而变化，因此在测定过程中应保持温度稳定。
此外，测定Kc值时还要注意避免实验误差，确保数据的准确性。
习题及方法：已知反应：N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)在一定温度下，测得氮气、氢气和氨气的浓度分别为0.5 mol/L、1.5 mol/L和0.2 mol/L。
求该温度下反应的平衡常数Kc。
根据化学平衡常数的定义，Kc = [NH3]^2 / ([N2] * [H2]^3)。
将已知浓度代入公式计算Kc值。
某温度下，反应：2HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g) 的平衡常数Kc为2。
若在该温度下，将HI的浓度从0.4 mol/L减半到0.2 mol/L，求新平衡时H2和I2的浓度。
第3课时 电离平衡常数 课件 2022-2023学年高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
分析问题的化学本质， 出现轻微碱中毒后，如何缓解中毒症状呢？
模块三 电离平衡常数
课知前识引入回顾
(1) 如何判断电离平衡？
(2)影响电离平衡的因素有哪些 ？
课前预习
1. 如何书写电离方程式？ 2.影响K值大小的因素有哪些？?
2. K值相对大小与弱酸的相对强弱有何关系 ? 3. 以H2CO3为例，为什么多元弱酸Ka1≫Ka2呢？
化学式 CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡 回答下列问题： 常数
1.8×10-5
K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11
3.0×10-8
（1）下列四种物质电离出质子的能力由大到小的顺序是【_答__案__】___(填标号)。
查阅资料电离平衡常数：Ka(醋酸)＝1.75×10－5 Ka1(碳酸)＝4.5×10－7 25℃时 Ka(醋酸)＞Ka1(碳酸)
课堂知小识导结图
对课点堂训练检测 题型一：电离平衡常数的意义
【例1】（2021·全国高二）下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： D
CH3COOH H2CO3
H2S
H3PO4
【练习1】写出醋酸的电离方程式，并写出该电离方程式的平 衡常数表达式。
K＝c(CcH(3CCHO3OC−O)O·H)c(H+)
这个常数叫做
，简称
。
知知识识精讲精讲
三、电离平衡常数
➢1.定义：对一元弱酸或者一元弱碱来说，在一定条件下，弱电解质的电 离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的 乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是个常数，这个常数称 为电离平衡常数，简称电离常数。
⑤ ⑥
对点训练
题型三：书写电离常数表达式
312电离平衡常数-2023学年高二化学上学期同步精品课件(人教版2019选择性必修1)
第一节 电离平衡第二课时电离平衡常数第三章 水溶液中的离子反应与平衡1、构建电离平衡常数模型。
2、能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。
在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
一、电离平衡常数阅读课本P57，总结电离平衡常数的概念1、概念2、表达式本质上也是平衡常数，所以表示方法一样电离方程式电离常数表达式CH3COOH NH3·H2O CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+Ka＝ c(H+)·c(CH3COO−)c(CH3COOH) NH3·H2O ⇌ NH4++ OH-K b = c(NH4+)·c(OH－)c(NH3·H2O)（1）一元弱酸、弱碱通常用K a、K b分别表示弱酸、弱碱的电离常数。
电离方程式电离常数表达式H2CO3 Cu(OH)2H2CO3 ⇌ H+ +HCO3−HCO3- ⇌ H+ +CO32−Ka1＝ c(H+)·c(HCO3−)c(H2CO3)Ka2＝ c(H+)·c(CO32−)c(HCO3−)Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH- Kb＝c(Cu2+ )·c2(OH−)c[Cu(OH)2]（2）多元弱酸、弱碱3、影响弱电解质电离常数的因素：内因：弱电解质的性质：电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
外因：只与温度有关。
T越大， Ka（Kb）越大。
CH3COOH 25℃0℃电离平衡常数Ka=1.75×10-5Ka=1.65×10-525℃CH 3COOH HCN 电离平衡常数Ka=1.75×10-5Ka=4.9×10-10CH 3COOH 比HCN 酸性强4、电离平衡常数的意义H 3PO 4H + + H 2PO 4- Ka1=7.1H 2PO 4-H ++ HPO 42- Ka 2=6.2HPO 42-H + + PO 43- Ka 3=4.5多元弱酸的分步电离一步比一步难。
【学生卷】初中高中化学必修一第一章《物质及其变化》经典题(课后培优)(1)
一、选择题1．硫酸是当今世界上最重要的化工产品之一，广泛应用于工业各个方面。
硫酸的生产工艺几经改进，目前工业上主要采用接触法制备硫酸。
接触室中发生如下反应：2SO2 + O2催化剂Δ2SO3。
该反应是氧化还原反应，下列说法正确的是A．SO2是氧化剂B．O2发生氧化反应C．O2失去电子D．SO3既是氧化产物又是还原产物2．磷元素的最高价为+5价，次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，具有较强还原性，下列有关次磷酸及其盐的说法正确的是A．次磷酸的电离方程式为H3PO2=H++-22H POB．NaH2PO2是次磷酸的酸式盐C．利用(H3PO2)进行化学制银反应中，1个H3PO2分子最多还原4个Ag+离子D．白磷与氢氧化钠溶液反应可得次磷酸盐，反应的化学方程式为P4+9NaOH=3Na3PO2+PH3↑+3H2O3．室温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是A．0.1mol·L−1FeCl3溶液中：Na+、I−、NO-3、K+B．透明溶液中：Cu2+、NH4 、NO-3、SO2-4C．使紫色石蕊变红的溶液中：Ba2+、K+、CH3COO−、Cl–D．0.1mol·L−1NaOH溶液中：Mg2+、Na+、SO2-4、HCO-34．已知：①2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O②6FeCl2+3Br2=4FeCl3+2FeBr3③Cl2+2KBr=Br2+2KCl。
根据上述反应，判断下列结论错误的是A．溶液中可发生反应：2FeCl2+Cl2=2FeCl3B．少量KMnO4溶液加入HBr和HCl的混合溶液中：HBr先被氧化C．氧化性强弱顺序为：KMnO4＞Cl2＞FeCl3＞Br2D．反应①中，MnCl2是KMnO4的还原产物5．下列物质的分类正确的一组是6．常温下，在溶液中可发生以下反应：①2KBr+Cl 2=2KCl+Br 2；②2KI+Cl 2=2KCl+I 2；③2KI+Br 2=2KBr+I 2由此判断下列说法正确的是()A ．溴元素在①和③中均被氧化B ．氧化性强弱顺序为：I 2＞Br 2＞Cl 2C ．还原性强弱顺序为：KI ＞KBr ＞KClD ．常温下也能进行如下反应：2KCl+Br 2=2KBr+Cl 2 7．能正确表示下列反应的离子方程式是A ．高锰酸钾溶液中滴入双氧水：24MnO -+3H 2O 2+6H +=2Mn 2++4O 2↑+6H 2O B ．电解MgCl 2水溶液：2Cl -+2H 2O电解2OH -+Cl 2↑+H 2↑C ．溴乙烷与NaOH 水溶液共热：CH 3CH 2Br+OH -加热−−−−−→Br -+CH 3CH 2OH D ．二氧化碳气体通入过量氨水：CO 2+NH 3·H 2O=43NH HCO +-+ 8．取某固体样品，进行如下实验：(1)取一定量的样品，加足量的水充分溶解，形成无色溶液； (2)取少量溶液，加入BaCl 2溶液，过滤得到滤液和滤渣； (3)取少量滤液，加AgNO 3和HNO 3溶液。
氨水电离平衡常数Kb的测定
氨水电离平衡常数K b 的测定【实验目的】1. 掌握PH 计法测定NH 3的电离平衡常数2. 学习使用PH 计测定溶液的PH 值3. 巩固滴定管、移液管、容量瓶及分析天平的使用【实验原理】1. 氨水是一种弱碱，NH 3在水中存在以下电离平衡NH 3+H 2O=NH 4++OH -K b 代表电离平衡常数，C 为氨水的初始浓度，[NH 4+] [NH 3] [OH -]分别为其电离平衡浓度一定温度下则有电离平衡常数K b如果测出氨水的浓度和该溶液的PH 值就可以根据上述公式计算出K b ，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，所以用甲基橙做指示剂，滴定终点由黄色变为橙红色。
2.[OH -]可由PH 值间接测出2. HCL 溶液的标定：由于盐酸易挥发出HCl 气体，所以不能有直接法配置，只能先配置近似浓度的溶液，再用适当的一级标准物Na 2CO 3标定之。
盐酸加入 Na 2CO 3溶液中：Na2CO3+2HCl ═2NaCl+H2O+CO2↑选用甲基橙做为指示剂，到滴定终点时，溶液由黄色变为橙红色 C （HCl ）=)()32(5)32(2Hcl V CO Na M CO Na m x1000（mol/l ）【仪器与试剂】仪器：PHS-2C 酸度计、滴定台、酸式滴定管（250ml ）、锥形瓶（250mlX6）、 烧杯（100mlX4）、移液管（10ml 、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶 （100mlX2、50mlX2）、分析天平。
试剂：1mol/L 氨水、0.1mol/LHCl 溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水Na 2CO 3【实验步骤】1. 0.1mol/LHCl 溶液的标定（1）.配置Na 2CO 3标准溶液，用分析天平称取0.4~0.6g （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0.1mol/LHCl 溶液，然后取20.00ml碳酸钠溶液于锥形瓶中，再加入2滴甲基橙做指示剂，摇匀，临近滴定终点时用蒸馏水将锥形瓶内壁冲洗一下。
06电离平衡常数
06. 电离平衡常数一、知识梳理1、概念：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。
2、符号：K（弱酸Ka，弱碱Kb）3、表示方法：AmBn mA n+ + nB m—K = [A n+]m [B m—]n[AmBn]如：CH 3COOH CH3COO－＋H＋Ka = [H+][CH3COO—] [CH3COOH]NH 3•H2O NH4+ + OH—Kb = [OH—][NH4+] [NH3•H2O]4、影响因素：电离平衡常数的大小主要由物质的本性和温度决定，T ，K5、K的意义：K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱比如说：Ka的意义：Ka ，达电离平衡时电离出的[H+] ，酸性；Kb的意义：Kb ，达电离平衡时电离出的[OH—] ，碱性。
Ka（HCN）= 6.2×10—10mol•L—1Ka（CH3COOH）= 1.7×10—5mol•L—1Ka（HF）= 6.8×10—4mol•L—1酸性：HF ＞CH3COOH ＞HCN6、电离度（α）：电离平衡常数表示电离的程度有时不够直观，为了更好的比较电解质的电离程度，人们又定义了“电离度”这个概念，相当于化学平衡中反应物的转化率。
表示已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率。
α= 已电离的溶质的分子数/原有溶质分子总数×100%二、典例分析6、已知25℃时，下列酸的电离常数：物质/酸醋酸氢氰酸氢氟酸甲酸电离常数/K a 1.75×10—5 4.93×10—107.2×10—4 1.77×10—4则物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的上述溶液酸性最强的是（）A．醋酸 B．氢氰酸C．氢氟酸D．甲酸考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡．分析：相同浓度的酸，酸的电离常数越大，电解质的酸性越强，据此分析解答．解答：相同浓度的酸，酸的电离常数越大，说明酸的电离程度越大，则酸的酸性越强，根据题意知，氢氟酸的电离平衡常数最大，所以氢氟酸的酸性最强，故选C．点评：本题考查弱电解质的电离，题目难度不大，本题注意电离平衡常数与酸性的强弱判断．三、实战演练1、物质的量浓度相同的下列物质的水溶液，酸性最强的是（）A．HCl B．H2SO4C．CH3COOH D．NaCl。
2025届高考化学一轮总复习课时跟踪练22氮及其氧化物氨和铵盐
课时跟踪练22 氮及其氧化物 氨和铵盐[基础巩固]1．(2024·茂名质检)下列含氮物质的性质与用途具有对应关系的是( )A ．NH 3具有还原性，可用作制冷剂B ．N 2具有氧化性，可用作工业合成氨C ．NH 3具有碱性，可用于制备硝酸铵D ．NH 4Cl 易溶于水，可用作化肥解析：选B 。
A.NH 3的沸点低，易液化，液氨汽化时吸取大量的热，使四周环境温度降低，故可用作制冷剂，A 错误；B.N 2具有氧化性，与H 2发生反应生成NH 3，B 正确；C.NH 3 和水反应生成的一水合氨具有碱性，可用于制备硝酸铵，NH 3本身不具有碱性，C 错误；D.NH 4Cl 含有植物生长所需的氮元素，可用作化肥，D 错误。
2．(2024·广州第65中学开学考试)下列关于氨的试验装置正确的是( )A ．装置甲用于试验室制取氨B ．装置乙用于制备NaHCO 3C ．装置丙用于干燥氨D ．装置丁用于氨的尾气处理答案：D3．下列反应的离子方程式书写正确的是( )A ．试验室用氯化铵和熟石灰制氨：NH ＋4 ＋OH －=====△ NH 3↑＋H 2OB ．NaOH 溶液与NH 4Cl 溶液混合加热：NH ＋4 ＋OH －=====△ NH 3·H 2OC ．氨水中加入盐酸：NH 3·H 2O ＋H ＋===NH ＋4 ＋H 2OD ．氨水中加入氯化铁溶液：Fe 2＋＋2NH 3·H 2O===2NH ＋4 ＋Fe(OH)2↓解析：选C 。
A 项，该反应属于固固加热反应，不是离子反应；B 项，加热条件下NH 3·H 2O 分解为NH 3和H 2O ，离子方程式为NH ＋4 ＋OH －=====△ NH 3↑＋H 2O ；D 项，氨水中加入FeCl 3溶液应生成Fe(OH)3 沉淀，离子方程式为Fe 3＋＋3NH 3·H 2O===Fe(OH)3↓＋3NH ＋4 。
nh3的电离平衡常数kb的测定[1]精编
![nh3的电离平衡常数kb的测定[1]精编](https://img.taocdn.com/s3/m/408c8d3cb7360b4c2e3f6499.png)
NH 3的电离平衡常数k b 的测定 【实验目的】1、掌握PH 计法测定NH 3的电离平衡常数； 2、学习使用PH 计测定溶液的PH 值；3、巩固滴定管、移液管、容量瓶及分析天平的规范操作. 【实验原理】1、氨水是一种弱碱，NH 3在水中存在以下电离平衡 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。
[NH 4+][ OH -] [NH 3]分别为其电离平衡浓度。
一定温度下，则有：k b =4[NH +][ OH-][NH3]≈[OH -]2/C(当解离度α<5%时C α可忽略)如果测出氨水的浓度和该溶液的PH 值便可以根据上述公式求出k b ，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。
2、[OH -]可以用PH 计间接测出3、HCl 溶液的标定：由于盐酸溶液易挥发出HCl 气体，所以不能由直接法配置，只能先配置成近似浓度的溶液，再用适当的一级标准物质Na 2CO 3标定之。
盐酸加入Na 2CO 3溶液中：Na 2CO 3+2HCl=2NaCl+CO 2+H 2O选用甲基橙作为指示剂，到滴定终点时，溶液由黄色变为橙红色. C （HCl ）=23232m(Na CO )10005(a )(l)M N CO V HC ⨯ (mol/L)【仪器与试剂】仪器：PHS-2C 酸度计、滴定台、酸式滴定管(25ml)、锥形瓶（250m l ×6）、烧杯（100ml ×4）、移液管（10ml 、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶（100m l ×2、50ml ×2）、分析天平试剂：1mol/L 氨水、0.1mol/L -1HCl 溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水Na 2CO 3【实验步骤】1、0.1mol/LHCl 酸溶液的标定：①配置Na 2CO 3标准溶液，用分析天平称取0.4~0.6g （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20.00碳酸钠溶液于锥形瓶中，再加入2滴甲基橙作为指示剂，摇匀，临近滴定终点时用蒸馏水将锥形瓶的内壁冲洗一下。
氨水的电离平衡常数kb的测定
2012级本科药学专业无机化学课程实验设计氨水的电离平衡常数kb的测定2012级本科药学专业17班3、4组姓名学号黄宗坪 201240127李格辉 201240139黄群夏201240136李月娥 201240132张晓艳 201240134氨水的电离平衡常数kb的测定【实验目的】1、掌握PH 计法测定NH 3的电离平衡常数； 2、学习使用P H 计测定溶液的PH 值； 3、巩固滴定管、移液管、容量瓶及分析天平的规范操作.【实验原理】1、氨水是一种弱碱，NH3在水中存在以下电离平衡 NH 3+H 2O→NH 4++OH -一定温度下，则有：k b =4[NH +][ OH-][NH3]kb 代表其电离平衡常数，C 为氨水的初始浓度。
[NH 4+]、[ OH -] 、[NH 3]分别为NH 4+、OH -、NH3电离平衡浓度。
在纯的NH 3溶液中，[NH 4+]=[ OH -]=C α [NH 3]=c(1-α)则α=[ OH -]/C, k b =4[NH +][ OH-][NH3]≈[OH -]2/C当解离度α<5%时C α可忽略如果测出氨水的浓度和该溶液的P H 值便可以根据上述公式求出kb ，C 可用HC l 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。
2、[OH -]可以用PH 计间接测出3、HCl 溶液的标定：由于盐酸溶液易挥发出H Cl 气体，所以不能由直接法配置，只能先配置成近似浓度的溶液，再用适当的一级标准物质Na2C O 3标定之。
盐酸加入N a 2CO3溶液中： Na2CO 3+2HCl=2NaCl +CO 2+H 2O选用甲基橙作为指示剂，到滴定终点时，溶液由黄色变为橙红色. C （HCl ）=23232m(Na CO )10005(a )(l)M N CO V HC (mol/L)【仪器与试剂】仪器：PHS-2C 酸度计、滴定台、酸式滴定管(25ml)、锥形瓶（250ml ）、烧杯（100ml ）、移液管（10ml 、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶（100ml 、50ml ）、分析天平试剂：1mol/L 氨水、0.1mol/L -1HCl 溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水N a2CO 3【实验步骤】1、0.1mol/LHCl 酸溶液的标定： ①配置Na2C O3标准溶液，用分析天平称取0.4~0.6g （精确至±0.0001g）分析纯无水N a2CO3，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20.00碳酸钠溶液于锥形瓶中，再加入2滴甲基橙作为指示剂，摇匀，临近滴定终点时用蒸馏水将锥形瓶的内壁冲洗一下。
电离平衡
注：V1、V2 的单位可为 L 或 mL，但必须一致．
②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的 pH 时，不能直接根据题中给出的碱的 pH
求算混合液的 pH，而必须先分别求出两强碱溶液中的 c(OH－)，再依下式求算 c 混(OH－)：
离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡．
(2)弱电解质的电离平衡的特点： 电离平衡遵循勒夏特列原理，可根据此原理分析电离平衡的移动情况．
①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“
”表示．例如：
CH3COOH NH3·H2O
CH3COO－ + H＋ NH4＋ + OH－
电离平衡
1．电离平衡
[强电解质和弱电解质]
强电解质
弱电解质
概念
在水溶液里全部电离为离子的电解 在水溶液里仅部分电离为离子的电
质
解质
化合物类 含有离子键的离子化合物和某些具 某些具有极性键的共价化合物
型
有极性键的共价化合物
所含物质 强酸、强碱、盐等
水、弱酸、弱碱
完全电离，不存在电离平衡(电离不 不完全电离(部分电离)，存在电离
平衡向逆反应方向移动．例如，在 0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平
衡 NH3·H2O
NH4＋ + OH－．当向其中加入少量下列物质时：
a． NH4Cl 固体．由于增大了 c(NH4＋)，使 NH3·H2O 的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，溶
液红色变浅．
b．NaOH 固体．NaOH 溶于水时电离产生的 OH－抑制了 NH3·H2O 的电离，从而使平衡逆向
pH＝5 的盐酸稀释 1 000 倍时，pH 稀＝6.98，而不是等于 8．因此，酸溶液无论如何稀释，
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
专题06 水溶液中的离子平衡-备战2022年高考化学母题题源解密(广东专版)(解析版)
专题06 水溶液中的离子平衡【母题来源】2021年高考广东卷【母题题文】鸟嘌呤（G）是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐（用GHCl表示）。
已知GHCl水溶液呈酸性，下列叙述正确的是A.0.001 mol/L GHCl水溶液加水稀释，pH升高B.0.001 mol/L GHCl水溶液的pH=3C.GHCl 在水中的电离方程式为：GHCl = G + HClD.GHCl 水溶液中：c（OH—）+ c（Cl—）= c（GH+）+ c（G）【答案】B【试题解析】A、0.001 mol/L GHCl水溶液呈酸性,加水稀释之后酸性降低，所以pH升高，A正确;B、GHCl为强酸弱碱盐，水解使溶液显酸性，因为水解存在水解平衡，所以0.001 mol/L GHCl的pH > 3，B错误;C、GHCl为强酸弱碱盐，在水中的电离方程式为GHCl =GH+ +C1-，C错误；D、由电荷守恒可知，GHCl水溶液中存在c(OH7) +c(Cl- )= c(GH+)+ c(H+)，D错误。
故答案为B。
【命题意图】结合图象考查溶液的酸碱性、pH的相关计算及粒子浓度的大小比较等，落实宏观辨识与微观探析、变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知等化学学科的核心素养。
【命题方向】电解质溶液是高考的必考题型，涉及的内容很多，如盐溶液中离子浓度的变化、水的离子积的变化、电离平衡常数、水解平衡常数、溶液pH的判断、水解离子方程式的书写、盐水解的应用、电荷守恒规律、物料守恒规律、质子守恒规律的应用，加入其他试剂对水解平衡的影响、稀释规律等。
高考试题对本部分能力点的考查以分析和解决化学问题能力、以接受、吸收整合化学信息能力等为主，试题难度适中。
在高考试题中经常将弱电解质的电离与溶液的酸碱性、盐类的水解、离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡等内容相结合，以图象的形式出现。
高考对本讲内容的考查仍将以外界条件对弱电解质电离平衡、水的电离平衡的影响，溶液中离子浓度大小比较，既与盐类的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，还注重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒等)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性；题型主要以选择题为主。
电离平衡常数
α1 <α2;
c(H+)1< c(H+)2
2.浓度相同的不同弱电解质，K值越大, 其电离度也 越大,离子浓度也越大.
k c
c( H ) kc c
例如:25℃时, K(HNO2) =4.6×10-4, K(CH3COOH)=1.8 ×10-5, K(HCN)=6.2×10-10。试用K值大小比较它们酸性的强弱。 酸性: HNO2 > CH3COOH > HCN 例如：根据提供的电离常数,回答下列问题： （常温下）几种常见弱酸的电离常数 HA HB HC 化学式 1.8 ×10-4 4.6×10-4 1.8×10-5 K
生成氢气的总量,可向盐酸中加入( D )
A NaOH(固体) C NH4Cl (固体) B NaNO3溶液 D CH3COONa (固体)
有关计算
1.根据电离常数求离子浓度及电离度.
例1.求25℃时,0.1mol/L的CH3COOH和0.01mol/L CH3COOH溶
ห้องสมุดไป่ตู้
液的氢离子浓度和电离度,K=1.8×10-5. 解1： CH3COOH CH3COO- + H+
例:25℃时,0.1mol/L的CH3COOH溶液的K=1.7×10-5mol•L-1, 0.01mol/L 的CH3COOH溶液的:K=1.7 ×10-5mol•L-1。 比较：25℃时,0.1mol/L的CH3COOH溶液和50 ℃时0.1mol/L的
CH3COOH溶液的电离度和c（H+）大小。
已电离的溶质分子数 100% 原有溶质分子总数
1.温度相同，浓度相同时，不同电解质的电离度不同。电离常数
越大，电离度越大。
不同温度氨水解离常数
不同温度氨水解离常数
氨水（NH3）是一种弱碱，它在水中发生部分解离产生氢氧根离
子（OH-）和氨离子（NH4+）。
氨水的解离常数（Kb）是衡量其解离
程度的指标，它表示氨水解离产生氨离子和氢氧根离子的平衡浓度。
氨水的解离常数与温度有关，随着温度的升高，解离常数通常
会增大。
这是因为温度升高会增加反应速率，使得更多的氨水分子
发生解离。
然而，具体的不同温度下氨水的解离常数数值需要通过实验测
定得出。
下面是一些常见温度下氨水的解离常数的参考数值：
1. 25°C下的氨水解离常数（Kb）约为1.8 x 10^-5。
需要注意的是，这只是一个大致的数值，实际数值可能会因实
验条件、氨水浓度等因素而有所不同。
此外，还可以通过酸碱反应的平衡常数（Ka和Kw）来计算氨水
的解离常数。
氨水的解离产生氨离子和氢氧根离子的反应可以看作
是氨离子与水分子之间的酸碱反应。
根据酸碱反应的平衡常数关系，
可以得到氨水解离常数与水的离子积（Kw）和氨离子的酸解离常数（Ka）之间的关系。
综上所述，氨水的解离常数与温度有关，一般随着温度的升高
而增大。
具体的不同温度下氨水的解离常数需要通过实验测定得出。
nh3的电离平衡常数kb的测定[1]
![nh3的电离平衡常数kb的测定[1]](https://img.taocdn.com/s3/m/b1c88e52e009581b6ad9eb4d.png)
NH 3的电离平衡常数k b的测定【实验目的】1、掌握PH计法测定NH3的电离平衡常数；2、学习使用PH计测定溶液的PH值；3、巩固滴定管、移液管、容量瓶及分析天平的规范操作【实验原理】1、氨水是一种弱碱，NH3在水中存在以下电离平衡+ -NH3+H2O T NH4 +OHk b代表其电离平衡常数，C为氨水的初始浓度。
[NH 4+][ OH -] [NH 3]分别为其电离平衡浓度。
一定温度下，则有：k b=【NH +][°H-]疋[OH-]2/C（当解离度a <5%时C a[NH3]可忽略）如果测出氨水的浓度和该溶液的PH值便可以根据上述公式求出k b, C可用HCI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。
2、[OH-]可以用PH计间接测出3、HCI溶液的标定：由于盐酸溶液易挥发出HCI气体，所以不能由直接法配置，只能先配置成近似浓度的溶液，再用适当的一级标准物质Na2CO3标定之。
盐酸加入Na2CO3溶液中：Na2CO3+2HCI=2NaCI+CO 2+H2O选用甲基橙作为指示剂，到滴定终点时，溶液由黄色变为橙红色2m(Na 2CO3)C (HCI) 1000 (moI/L)5M (Na2CO3)V(HCI)【仪器与试剂】仪器：PHS-2C酸度计、滴定台、酸式滴定管（25ml）、锥形瓶（250ml X 6 ）、烧杯（100ml X 4）、移液管（10ml、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶（100ml X 2、50ml X 2）、分析天平试剂：1mol/L氨水、0.1mol/L-1HCI溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水Na2CO3 【实验步骤】1、0.1moI/LHCI酸溶液的标定：①配置Na2CO3标准溶液，用分析天平称取0.4~0.6g （精确至一0.0001g）分析纯无水Na2CO3，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20.00碳酸钠溶液于锥形瓶中，再加入2滴甲基橙作为指示剂，摇匀，临近滴定终点时用蒸馏水将锥形瓶的内壁冲洗一下。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
NH 3的电离平衡常数k b 的测定 【实验目的】1、掌握PH 计法测定NH 3的电离平衡常数； 2、学习使用PH 计测定溶液的PH 值；
3、巩固滴定管、移液管、容量瓶及分析天平的规范操作. 【实验原理】1、氨水是一种弱碱，NH 3在水中存在以下电离平衡 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。
[NH 4+][ OH -] [NH 3
]分别为其电离平衡浓度。
一定温度下，则有：k b =4[NH +][ OH-]
[NH3]
≈[OH -]2/C(当解离度α<5%时C α
可忽略)
如果测出氨水的浓度和该溶液的PH 值便可以根据上述公式求出k b ，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。
2、[OH -]可以用PH 计间接测出
3、HCl 溶液的标定：由于盐酸溶液易挥发出HCl 气体，所以不能由直接法配
置，只能先配置成近似浓度的溶液，再用适当的一级标准物质Na 2CO 3标定之。
盐酸加入Na 2CO 3溶液中：
Na 2CO 3+2HCl=2NaCl+CO 2+H 2O
选用甲基橙作为指示剂，到滴定终点时，溶液由黄色变为橙红色. C （HCl ）=
23232m(Na CO )
10005(a )(l)
M N CO V HC ⨯ (mol/L)
【仪器与试剂】仪器：PHS-2C 酸度计、滴定台、酸式滴定管(25ml)、锥形瓶（250m l ×6）、
烧杯（100ml ×4）、移液管（10ml 、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶（100m l ×2、50ml ×2）、分析天平
试剂：1mol/L 氨水、0.1mol/L -1HCl 溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水
Na 2CO 3
【实验步骤】1、0.1mol/LHCl 酸溶液的标定：
①配置Na 2CO 3标准溶液，用分析天平称取0.4~0.6g （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20.00碳
酸钠溶液于锥形瓶中，再加入2滴甲基橙作为指示剂，摇匀，临近滴定终点时用蒸馏水将锥形瓶的内壁冲洗一下。
将酸式滴定管用少量待装的0.1mol/L 的盐酸溶液润洗2~3次，然后装满待标定的盐酸溶液（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，直至溶液变为橙红色30s 不退色，记下末读数。
按上述方法重复滴定3次，并在下表做好记录并处理。
2、0.1mol/L的氨水的配制：
用10ml的移液管吸取10.00ml 1mol/L氨水于100ml容量瓶中，配制成100.00溶液
3、NH3·H2O溶液浓度的测定：
用20ml移液管吸取20.00ml 0.1mol/L的氨水于锥形瓶中，加入2滴甲基橙作为指示剂，用已知浓度的盐酸标准液进行滴定，至溶液变为橙红色，且30s不退色。
下表记录数据并处理，平行滴定3次。
C（NH3）=C HCl V HCl)
V(NH3)
（）（
mol/L
室温：
4、PH值的测定：
取两个50ml容量瓶，分别加入已知准确浓度的氨水5.00ml、20.00分别稀
释成50.00ml溶液
取稀释后的氨水和稀释前的分别装入3个干燥的小烧杯中，用PHS-2C酸
度计测其PH值，利用公式P（OH-）=14-PH求出P (OH-)从而得出[OH-].
计算k
室温：。