混合液电离平衡常数的计算
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= 。
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
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。
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。
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 ==。
二轮复习-混和液电离平衡常数的求算方法
2014届高三二轮复习---平衡常数的应试1混和液电离平衡常数的求算方法1、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，求该温度下氨水的电离平衡常数。
K=[（0.1）*（10^-9）]/（10^-5）== 1.0*10^-52、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=__________。
中性；Kb=（0.01*10-7）/（a/2 -0.01/2）mol/L=10-9/(a-0.01) mol/L。
3、NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。
25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性。
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___略___(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)x=a/200 mol·L-1.4、常温下，0.1 mol/L的HCOONa溶液的PH=10，求HCOOH的Ka。
Ka=（c(H*)*c(HCOO-)）/ c(HCOOH)=( 10-10* 0.1)/ 10-4 mol·L-1= 10-7 mol·L-1.5、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*，则该平衡常熟的表达式为：用含a较为准确的数学表达式，不必化简，近似计算）(10^-5+ 10^-9)×10^-5 /(2a+10^-9- 10^-5)6、HR是含Z元素的一元酸。
电离平衡常数
1.整理 ①K的应用： 酸性比较、方程式判断、离子共存
2.提问： ①如何比较弱酸的强弱 ②如何判断方程式的正误 ③如何判断离子是否共存
(如不能反应此问不答)。
关于K的计算
1.计算浓度不可以忽略
某二元酸(H2A)在水中的电离方程式是：
H2A = H+ + HA- HA-
H+ +A2-
若25℃时，0.10 mol·L—1的NaHA溶液中c(A2—)=0.035
mol·L—1，则HA—的电离常数K=______ ；
2.计算浓度可以忽略 Ⅰ.已知25°C下，醋酸溶液中 存在下述关系： (2)若醋酸的起 始浓度为0.010 mol/L，平衡时氢离子浓度c1(H+)= .
三、电离度和电离平衡常数
=已电离分子数/起始分子总数×100％ （转化率
）
受温度和浓度的影响，从电离平衡移动的方向
判断
K只受温度影响 K变 一定变 ， 变K不一定变
温度越高，电离常数越大
越稀越电离，越热越电离
电离平衡常数的应用
对于：CH3COOH
CH3COO- + H+
改变条件
加H2O 加HAC
2.电离出氢离子的能力： CH3COOH＞H2CO3＞HCO3—
3.结合H+的能力： CO32-＞HCO3-＞CH3COO-正反应越难发生，逆反应
越容易，正反应越容易发生，逆反应越难
4.判断方程式正误 比较酸性强弱：强酸制弱酸，（注意特例） HSO3-+CO32- =SO32- +HCO3-
1、结合H2CO3和HClO的电离平衡常数分析NaClO溶
特殊反应 ①氧化还原：SO32-的还原性、ClO—的氧化性 H2O+SO2+2ClO—+Ca2+===CaSO3↓+2HClO ②特殊沉淀：CuS CuSO4 + H2S == CuS + H2 SO4
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。
氨水的电离平衡常数表达式
氨水的电离平衡常数表达式氨水是一种混合的酸性溶液，其中包含氨，氢氧化钠和水，它具有良好的电离性能，可以用来满足特定的电化学反应要求。
为了计算氨水中电离平衡常数，首先要了解电离常数，它可以通过pH值以及电导率来测量。
电离常数（K）是指溶液中电离成分的组成比例，K 的值也可以用来衡量一种特定的溶液的离子化程度。
电离常数的大小可以通过一个电离平衡常数表达式来确定。
氨水的电离平衡常数表达式由式1来表示：K = [H3O +][NH3]/[NH4 +]其中，[H3O +]是溶液中氢离子的浓度，[NH3]是溶液中氨分子的浓度，[NH4 +]是溶液中铵离子的浓度。
式中所有的浓度均表示为摩尔浓度（mol/L）。
氨水在液态中可以利用氨水常数公式计算它的电离平衡常数。
氨水在气相中也可以用电离平衡常数表达式来计算电离平衡常数。
气相中氨水常数公式可以表示为：K = [H2O][NH3]/[NH3NH3]其中，[H2O]是水分子的浓度，[NH3]是氨分子的浓度，[NH3NH3]是二氨分子的浓度。
所有的浓度均表示为摩尔浓度（mol/L）。
由于氨水是一种混合的酸性溶液，它的电离平衡受到氨水溶液中的氨分子的浓度限制，也取决于氨水溶液的pH值和电导率的大小。
当pH值降低，电离平衡常数K也会降低，因为酸性溶液中的氨分子愈多愈容易形成水合物；当氨水溶质的电导率增加，K也会增加，因为电离离子的浓度会增加，这可能会导致氨分子容易被分解形成质子离子。
由于电离平衡常数K的大小取决于pH值和电导率，所以氨水的电离平衡常数K可以通过测量它们来确定。
当K值较低时，氨水溶液中的氨分子较少，质子离子较多，这反映了溶液中存在较弱的酸性；当K值较高时，氨水溶液中的氨分子较多，质子离子较少，这表明溶液中有较强的酸性。
因此，氨水的电离平衡常数表达式可以帮助我们研究溶液中电离反应的氨分子浓度，从而更好地控制氨水溶液的离子化程度，有效地满足某些特定的电化学反应的要求。
高考热点“三大平衡常数”
溶液中的平衡常数【学习目标】掌握平衡常数的计算与应用合作探究一：平衡常数的计算【例1】（2008·山东）25℃时，CO2溶于水达到平衡时，溶液的pH=5.6，c(H2CO3)=1.5×10-5mol·L-1。
则H2CO3HCO3-＋H+的平衡常数K= 。
（已知：10-5.60=2.5×10-6，忽略水的电离及碳酸的第二级电离）【例2】25 ℃时，0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液pH=9，该温度下CH3COOH的电离平衡常数K a=。
【例3】（2009·山东）25 ℃时，将a mol•L﹣1的氨水与b mol•L﹣1盐酸等体积混合(混合后溶液体积为混合前两溶液的体积之和)。
若混合溶液显中性，则c(NH4+) c(Cl﹣)（填―＞‖―＜‖或―＝‖），计算该温度下NH3•H2O的电离平衡常数K b＝。
【例4】（2013·山东）25℃时，H2SO3HSO3-+H+的电离常数K a=1×10-2 mol·L-1，则该温度下NaHSO3的水解平衡常数K h= mol·L-1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中c(SO32-)c(HSO3-)将（填―增大‖―减小‖或―不变‖）。
【例5】已知25℃时，K sp[Fe(OH)3]＝3.0×10-39，该温度下反应Fe (OH)3＋3H＋Fe3＋＋H2O的平衡常数K=___________。
【例6】（2015·全国I）向含有I-、Cl-离子的浓缩液中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，溶液中c(I-)c(Cl-)=______________。
【已知K sp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(AgI)=8.5×10-17】【巩固练习】1．T℃下，NH3•H2O的电离常数K b为2.0×10－5 mol·L-1，NH4+的水解平衡常数K h为1.5×10－8 mol·L-1 （水解平衡也是一种化学平衡，其平衡常数即水解常数），则该温度下水的离子积常数为，请判断T25 ℃（填―＞‖―＜‖―＝‖）。
混合溶液中电离平衡常数的计算
混合溶液中电离平衡常数的计算电离平衡常数是表征混合溶液电离程度的重要参数，它的计算是物理、化学及冶金等领域的重要研究内容。
目前，电离平衡常数的计算有多种方法，本文将介绍其中三种最常见的，即混合热力学模型、混合溶液自由能法和混合溶液电位法。
一、混合热力学模型混合热力学模型是一种利用平衡态解表达混合溶液电离平衡常数的方法，它基于物质平衡原则，该模型可以计算出混合溶液电离平衡常数的值，并可以用来预测混合溶液的活度，以及混合溶液中单元电荷的变化。
混合热力学模型的算法从熵变形理论出发，首先将混合溶液的电离热组分拆分为各种物质的热力学参数，如活度及热力学原理，据此可以分别求出混合溶液中各物质的活度比和比容积。
接着，综合热力学原理，将上述参数输入混合溶液的平衡态解表式，从而求出混合溶液中电离平衡常数的值，这是混合热力学模型的主要思想。
二、混合溶液自由能法混合溶液自由能法也被称为“热力学整合法”，该方法采用热力学原理，求出混合溶液自由能的表达式，从而求出混合溶液的电离平衡常数的值。
该方法从表面上看，与混合热力学模型类似，但实际上它把求解过程引入了混合溶液的自由能，改变了求解模型。
混合溶液自由能法基于混合溶液总自由能的分解，该总自由能可以拆分为共性、相性和不相容性能量三部分，这三个部分的和即为混合溶液的总自由能。
由此，可以通过分析混合溶液自由能的表达式，求出混合溶液电离平衡常数的值。
三、混合溶液电位法混合溶液电位法是一种基于电荷平衡的方法，它可以计算混合溶液中物质间的电与电荷平衡，从而求出混合溶液电离平衡常数的值。
该方法以混合溶液中电荷集合的形态作为研究对象，其基本思想是利用电荷平衡关系，计算出混合溶液中各物质所能共存的最大电位，从而求得混合溶液中电离平衡常数的值。
混合溶液电位法也可以用非平衡态模型来计算，该模型可以估算混合溶液中物质的变化速率，有助于混合溶液电离平衡常数的实时计算。
综上所述，电离平衡常数的计算有多种方法，本文简要介绍了三种最常用的方法，即混合热力学模型、混合溶液自由能法和混合溶液电位法。
电离的平衡常数
电离的平衡常数全文共四篇示例，供读者参考第一篇示例：电离反应是化学反应中一种非常重要的过程，它涉及到溶液中的电解质分子在水中失去或者得到电子，形成离子的过程。
在电离反应中，会产生一种平衡状态，这就是所谓的电离的平衡常数。
电离的平衡常数是指在特定条件下，溶液中电离产生的正、负离子的浓度的乘积与电离反应物的浓度的乘积的比值。
电离反应一般可以用以下示例来表示：A+B ⇌ C+D，其中A和B是反应物，C和D是电离产物。
在该反应过程中，A和B的浓度乘积除以C和D的浓度乘积，所得的比值就是电离的平衡常数，用K表示。
电离的平衡常数K是和反应条件有关系的。
当反应发生在不同温度、压力或浓度下时，K的数值会发生变化。
电离的平衡常数提供了化学反应过程中离子产生的平衡状态的信息，可以帮助我们更好地了解反应过程。
电离平衡常数的大小对于化学反应的进行具有重要意义。
在电离产生的正、负离子的浓度较高时，K的值较大，说明电离的反应偏向产生离子。
在反应过程中，当K的值大于1时，说明正反应占优势；当K 的值小于1时，说明反应逆反应占优势。
这对于研究反应速率、化学平衡等都有着重要的作用。
电离的平衡常数的计算通常需要进行一些物理化学实验，比如测定反应物和产物的浓度，通过实验数据得到K的数值。
电离平衡常数的计算也可以通过数学模型来推导得到，比如在封闭系统中的反应平衡条件下，可以利用动力学和热力学原理来推导电离的平衡常数。
电离平衡常数的应用非常广泛，不仅仅局限于化学实验和理论研究，还涉及到生物化学、环境化学等领域。
在生物化学中，电离的平衡常数可以帮助我们更好地了解生物分子的电解质性质，进而研究细胞膜的通透性和电位平衡等生物过程。
在环境化学中，电离的平衡常数可以帮助我们研究水体中溶解物和离子的浓度变化，进而了解水质的污染程度和环境的变化。
电离的平衡常数是化学反应平衡状态的重要参数，它可以反映反应过程中离子生成的平衡状态，为我们研究化学反应提供了重要的参考依据。
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],。
专题11 电离常数计算
专题11 图像题中电离平衡常数计算的四种方法【方法与技巧】1、电离常数的表达式(1)一元弱酸(HA)：HA H+＋A— K a＝(2)二元弱酸(H2A)：H2A H+＋HA— K a1＝HA—H+＋A2— K a2＝(3)一元弱碱(BOH)：BOH B+＋OH— K b＝2、电离常数的影响因素(1)内因：与物质本身结构和性质有关(2)外因：电离平衡常数的数值只与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越越大3、电离度与电离常数的关系设一定温度下，CH3COOH的浓度为c，其电离度为αCH3COOH CH3COO— + H+起始转化平衡K a＝4、电离常数的计算类型方法探究图像中计算电离常数重点是选取特殊的时刻，一般来说选取最多的是起始点、恰好完全反应的时刻、中性时刻，以及特殊曲线交点时刻，这些点计算比较方便类型一起点时刻：巧用三段式例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＝5×10－6方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3HR H+ ＋ R—起始：转化：平衡：HR的电离常数K a＝【对点训练1】第 1 页共 6 页第 2 页 共 6 页1、碳氢化合物完全燃烧生成CO 2和H 2O 。
常温常压下，CO 2溶于水，达到平衡时，溶液的pH ＝5.60，c(H 2CO 3)＝1.5×10－5。
高中化学常用电离平衡常数的解题技巧
常用电离平衡常数的解题技巧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0.1mol/L二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、-、A2-的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知HA]。
下列叙述错误的是分析：该题是一道0.1mol/L二元弱酸H2A电离平衡试题，纵坐标代表的是溶液中的H2A、HA-、A2-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(H2A)=c(HA－)；pH =2.7，c(H2A)=c(A2－)；pH=4.2时，c(A2－)=c(HA－)。
解析：A、根据图像，pH=1.2时，H2A和HA-相交，则有c(H2A)=c(HA-)，故A说法正确；B、pH=4.2时，c(A2－)=c(HA－)，根据第二步电离HA－H＋＋A2－，得出：K2(H2A)=c(H+)×c(A2-)/c(HA-)= c(H+)=10-4.2，故B说法正确；C、根据图像，pH=2.7时，H2A和A2-相交，则有c(H2A)=c(A2-)，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。
二．根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液或其盐溶液的酸碱性的相对强弱根据电离平衡常数可以判断弱酸的相对强弱，从而可以判断出其对应盐的pH大小关系。
案例2 已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:H2B弱酸化学式HA电离平衡常数(25℃)Ka=1.7×10-6K1=1.3×10-3 K2=5.6×10-8则下列有关说法正确的是A. 等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(Na2B)>pH(NaHB)>pH(NaA)B. 将a mol·L-1的HA溶液与a mol·L-1 的NaA溶液等体积混合，混合液中：+ )>C(A-)C(NaC. 向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为：B2-+2HA==2A- +H2BD. NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为：C(Na+)> C(HB-)> C(B2-)> C(H2B)分析：根据电离常数可判断出酸性：H2B >HA>HB-，再根据越弱越水解，则可判断出对应盐溶液的pH(Na2B)>pH(NaA)>pH(NaHB)。
化学平衡常数溶液电离度的计算方法
化学平衡常数溶液电离度的计算方法化学平衡常数是描述一个化学反应在平衡时的浓度状态的量。
在溶液中，化学平衡常数可以用于计算溶质的电离度，即溶质分子或离子在溶液中的浓度。
本文将介绍几种常见的计算溶液电离度的方法。
一、酸碱反应的电离度计算方法酸碱反应是一类常见的化学反应，根据酸碱理论，酸和碱在溶液中会发生电离产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
酸碱反应的电离度可以通过酸碱反应的化学平衡常数Ka和Kb来计算。
1. 酸的电离度计算：酸的电离度可以通过酸的离解度（α）来表示，离解度是指酸分子中离解出的H+离子的浓度与酸的初始浓度之比。
对于弱酸来说，它的离解度很小，可以用电离度的近似值α≈√(Ka/C)来计算，其中Ka表示酸的离解常数，C表示酸的初始浓度。
2. 碱的电离度计算：碱的电离度可以通过碱的离解度（α）来表示，离解度是指碱分子中离解出的OH-离子的浓度与碱的初始浓度之比。
对于弱碱来说，它的离解度很小，可以用电离度的近似值α≈√(Kb/C)来计算，其中Kb表示碱的离解常数，C表示碱的初始浓度。
二、溶解度反应的电离度计算方法溶解度反应是指一个能溶解于溶液中的化合物在水中发生电离生成离子形态。
溶解度反应的电离度可以通过溶解度反应的化学平衡常数Ks来计算。
溶解度反应的离子电离度与酸碱反应略有不同。
对于溶解度反应来说，离子的电离度可以用溶液中离子的浓度与溶解度之比来计算。
一般来说，溶解度反应的电离度比较大，接近1。
三、气相反应的电离度计算方法在气相反应中，气体分子之间的相互作用力较小，所以气相反应的电离度可以看作等于1。
在气相反应的化学平衡常数Kp中，反应物和生成物的分压可以用分子自由度来表示，而不是用浓度。
综上所述，化学平衡常数可以用于计算溶液中溶质的电离度，不同类型的反应有不同的计算方法。
对于酸碱反应来说，可以通过离解度和酸碱的离解常数来计算电离度。
对于溶解度反应来说，可以通过溶液中离子的浓度与溶解度之比来计算电离度。
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混和液电离平衡常数的求算方法
1、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，求该温度下氨水的电离平衡常数。
氨水的电离平衡常数K=[（NH4+）×（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·H2O+ H+
也就是说，溶液中的H+由NH4+水解生成。
那么，溶液中NH3·H2O的浓度也就是H+的浓度。
为10^-5mol/L
K=[（0.1）*（10^-9）]/（10^-5）== 1.0*10^-5
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(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=__________。
解析：根据电荷守恒：c(NH4*)+ c(H*)=c(Cl-)+ c(OH-),由c(NH4*)=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（NH3.H2O）= a/2 mol/L- c(NH4*)= 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、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)
解析：混合溶液为NH3.H2O和NH4NO3的混合物。
设所加氨水中NH3·H2O的物质的量为xmol,
混合后溶液的体积为V L，由电荷守恒可知：c(NH4*)+ c(H*)=c(NO3-)+ c(OH-),由物料守恒：c(NH4*)+c（NH3.H2O）=（x+a）/V mol·L-1，因为溶液呈中性，所以c(NH4*)=c(NO3-)= a/V mol·L-1，c（NH3.H2O）=（x+a）/V mol·L-1 -c(NH4*)=（x+a）/V mol·L-1 -a/V mol·L-1= x/V mol·L-1，
根据Kb=（a*10-7/V）/（x/V）/mol/L=2×10-5mol·L-1。
所以x=a/200 mol·L-1.
4、常温下，0.1 mol/L的HCOONa溶液的PH=10，求HCOOH的Ka。
解析：电荷守恒：c(Na*)+ c(H*)=c(HCOO-)+ c(OH-),因此c(HCOO-) =c(Na*)+ c(H*)-
c(OH-)=(0.1+10-10-10-4) mol/L =0.1 mol/L；物料守恒：c(HCOO-)+ c(HCOOH)= c(Na*)，所以c(HCOOH)= c(Na*)- c(HCOO-)= c(Na*)-（c(Na*)+ c(H*)- c(OH-)）= c(OH-)-
c(H*)=(10-4-10-10 )mol·L-1=10-4 mol·L-1,所以Ka=（c(H*)*c(HCOO-)）/ c(HCOOH)=( 10-10* 0.1)/ 10-4 mol·L-1= 10-7 mol·L-1.
5、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*，则该平衡常熟的表达式为：（用含a较为准确的数学表达式，不必化简，近似计算）在中学硫酸根是不水解的！因此[SO42-]=a mol/L
根据电荷守恒：[NH4+]+[H+]=[SO42-]×2+[OH-]
[NH4+]=[SO42-]×2+[OH-]-[H+]=(a ×2+10^-9- 10^-5)mol/L=(2a+10^-9- 10^-5)mol/L根据物料守恒: 2a mol/L =[NH4+]+[NH3·H2O]
[NH3·H2O]=2a-(2a+10^-9- 10^-5)=(10^-5+ 10^-9)
Kh（NH4+）=[NH3·H2O]×[H+]/ [NH4+]
=(10^-5+ 10^-9)×10^-5 /(2a+10^-9- 10^-5)
6、NO2可用氨水吸收生成NH4NO3．25℃时，将a mol NH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是NH4++H2O⇌NH3•H2O+H+
（用离子方程式表示）．向该溶液滴加b L 氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中水的电离平衡将逆向（填“正向”“不”或“逆向”）移动，所滴加氨水的浓度为
（NH3•H2O的电离平衡常数取K b=2×10-5mol•L-1）
NH4NO3溶液由于NH4＋水解溶液显酸性，滴加氨水后溶液由酸性变为中性，水的电离平衡
向逆反应方向移动。
K b＝c(NH4＋)∙c(OH－)
c(NH3·H2O)，而c(OH
－)＝10－7mol/L，则c(NH4＋)＝
200c(NH3·H2O)，故n(NH4＋)＝200n(NH3·H2O)，根据电荷守恒，n(NH4＋)＝n(NO3－)，则溶
液中n(NH4＋)＋n(NH3·H2O)＝a＋
a
200
，根据物料守恒，滴加氨水的浓度为（a＋
a
200－a）
mol÷bL＝
a
200b mol/L。
设混合后溶液的体积为VL，氨水中NH3·H2O的物质的量为xmol，混合后溶液呈中性，则NH3·H2O电离程度和NH4*的水解程度相等，即c（NH3·H2O）=c（NH4*），
所以根据Kb=（a*10-7/V）/（x/V）/mol/L=2×10-5mol·L-1，可以求出x=a/200 mol,
C= a/(200b ) mol.。