电离平衡常数的求算方法

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1、电离平衡常数的求算方法——有关Ka和Kb的求解方法小结一、酸（碱）溶液例1、常温下，0.1mol/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0.15mol/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0.1mol/L的HA溶液pH=3，则室温时0.01mol/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=4B．升高温度，溶液的pH增大C

2、．此酸的电离平衡常数约为1×10-7D．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍4、常温时,0.01mol·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amol·L-1的氨水与0.01mol·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Kb=__________。例题2、NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将

3、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Kb=2×10-5mol·L-1)练习1、常温下,向10mLbmol·L-1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.01mol·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bmol·L

4、-1的KCN溶液与0.01mol·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Ka=　。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：3Ka(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

5、系：（1）Cl2(g)Cl2(aq)K1＝10－1.2（2）Cl2(aq)＋H2OHClO＋H＋＋Cl－K2＝10－3.4（3）HClOH＋＋ClO－Ka＝？其中Cl2(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。.Cl2(g)＋H2O2H＋＋ClO－＋Cl－K＝2、常温下，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL某未知浓度的CH3COOH溶液，滴定曲线如图所示。其中A点所示溶液中c(CH3COO－)＝2c(CH3COOH)，则CH3COOH的电离常数Ka＝_______

6、_，3.常温下，现有0.1mol/L的NH4HCO3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（HCO3－）＞c（NH4＋）＞c（OH-）＞c（H+）B．NH4HCO3溶液中存在下列守恒关系：c（NH4＋）＋c（NH3·H2O）＋c（H+）＝c（OH－）＋2c（CO32－）＋c（H2CO3）＋c（HCO3－）C．常温下，碳酸的第一、二步电离常数之比为K1：K2==102.9D

7、．通过分析可知常温下Kb（NH3·H2O）＞Ka1（H2CO3）四、涉及其他常数的1、25℃时，NaHSO3的水解平衡常数＝1.0×10－12，则该温度下H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝________若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中c(H2SO3)/c(HSO)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Kh＝________33、常温下，0.1mol/L的HCOONa溶液的PH=10，求HCOOH的Ka=4、在25℃下,将0.2mol/L的氨水与0.2mol/L的硝酸等体积混合

8、，反应后溶液的PH=5，求该温度下氨水的Kb=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；Kw=1.0×10-14）。6、如果一个反应的平衡常数小于10-5(大于10