電離平衡常數(shù)視頻講解(電離平衡常數(shù)的計(jì)算公式)

新高考選科來了。點(diǎn)擊下圖即可進(jìn)入測(cè)試。測(cè)試結(jié)果可以發(fā)送到您的微信，幫助您做出決定！各位讀者：如果化學(xué)老師想加入C3H3微信群，請(qǐng)聯(lián)系C3H3WXIP。電離平衡常數(shù)是高考的重要必考點(diǎn)。電離平衡常數(shù)的計(jì)算、弱酸的相對(duì)強(qiáng)度、離子濃度和離子大小的比較、離子方程的書寫等經(jīng)常會(huì)進(jìn)行測(cè)試，而且大多是結(jié)合圖像進(jìn)行分析。解決此類問題的關(guān)鍵是掌握電離常數(shù)的概念和基本計(jì)算方法，利用平衡運(yùn)動(dòng)原理，仔細(xì)分析圖像的變化趨勢(shì)，根據(jù)電荷守恒定律和物質(zhì)守恒定律做出判斷。一。要計(jì)算電離平衡常數(shù)，請(qǐng)使用圖像來計(jì)算電離平衡常數(shù)。你必須清楚地理解圖像中縱橫坐標(biāo)的含義，起點(diǎn)、轉(zhuǎn)折點(diǎn)、交點(diǎn)，以及圖中曲線縱橫坐標(biāo)的含義。案例1（2017年課程標(biāo)準(zhǔn)二）改變0.1mol/L二元弱酸H2A溶液的pH值。溶液中H2A、HA-、A2-的含量隨pH值的變化如圖所示【已知】。分析中下列說法錯(cuò)誤的是：本題是0.1mol/L二元弱酸H2A電離平衡試驗(yàn)。縱坐標(biāo)表示溶液中H2A、HA-、A2-的量分?jǐn)?shù)，橫坐標(biāo)表示pH。圖中共有三個(gè)交點(diǎn)：pH=1.2，c(H2A)=c(HA-)；pH=2.7，c(H2A)=c(A2-)；當(dāng)pH=4.2時(shí)，c(A2-)=c(HA-)。分析：A、根據(jù)圖像，當(dāng)pH=1.2時(shí)，H2A與HA-相交，則c(H2A)=c(HA-)，故A的說法正確；B、當(dāng)pH=4.2時(shí)，c(A2-)=c(HA-)，根據(jù)第二步電離HA-H++A2-，可得：K2(H2A)=c(H+)c(A2-)/c(HA-)=c(H+)=10-4.2，所以陳述B是正確的；C、根據(jù)圖像，當(dāng)pH=2.7時(shí)，H2A與A2-相交，則c(H2A)=c(A2-)，所以說法C是正確的；D、根據(jù)pH=4.2，c(HA-)=c(A2-)，且該物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)約為0.48，c(H+)=10-4.2，可見c(HA-))=c(A2-)>c(H+)，所以D的說法是錯(cuò)誤的。二。根據(jù)平衡常數(shù)，可以判斷弱酸或弱堿溶液或其鹽溶液的相對(duì)強(qiáng)度。根據(jù)電離平衡常數(shù)，可以判斷弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱，從而判斷其相應(yīng)鹽的pH關(guān)系。案例2已知弱酸在25時(shí)的電離平衡常數(shù)如下表所示。弱酸性化學(xué)式HAH2B電離平衡常數(shù)（25）Ka=1.710-6K1=1.310-3K2=5.610-8，則下列有關(guān)正確的說法是A.溶液的pH關(guān)系等物質(zhì)濃度為：pH(Na2B)pH(NaHB)pH(NaA)B。比較mol·L-1HA溶液與mol·L-1NaA溶液等體積混合?；旌先芤褐校篊(Na+)C(A-)C。將足量的HA溶液加入到Na2B溶液中的離子方程式為：B2-+2HA==2A-+H2BD。NaHB溶液中某些顆粒的濃度為：C(Na+)C(HB-)C(B2-)C(H2B)分析：根據(jù)電離常數(shù)可判斷酸度：H2BHAHB-，然后根據(jù)越弱，水解越嚴(yán)重，然后測(cè)定相應(yīng)鹽溶液的pH(Na2B)pH(NaA)pH(NaHB)。分析：A、由于H2BHAHB-呈酸性，水解程度為HB-A-B2-，因此相同物質(zhì)濃度的各溶液的pH關(guān)系為：pH(Na2B)pH(NaA)pH(NaHB)，所以A是錯(cuò)誤的；B、由于KaKh=Kw，Ka=1.710-6，所以KaKh，當(dāng)mol·L-1HA溶液和mol·L-1NaA溶液等體積混合時(shí)，HA的電離度大于NaA的水解度，混合溶液中：C(A-)C(Na+)，故B錯(cuò)誤；C、在Na2B溶液中加入足量的HA溶液的離子方程式為：B2-+HA==A-+HB-，故C錯(cuò)誤；D、由于K1=1.310-3，NaHB的電離度大于其水解度，故C(Na+)C(HB-)C(B2-)C(H2B)，故D正確。所以選D.三。寫出化學(xué)方程式，根據(jù)電離常數(shù)確定弱酸的酸度。根據(jù)強(qiáng)酸生成弱酸的原理，您可以寫出兩種酸反應(yīng)的化學(xué)方程式。

情況3H2CO3和H2S在25時(shí)的電離常數(shù)如下：電離常數(shù)K1K2H2CO34.210-75.610-11H2S5.710-81.210-15可能發(fā)生以下反應(yīng)：()A.NaHCO3NaHS=Na2CO3H2SB.Na2SH2OCO2=NaHSNaHCO3C。H2S2Na2CO3=Na2S2NaHCO3D。H2SNaHCO3=NaHSH2CO3分析：從電離平衡常數(shù)可以判斷，弱酸的相對(duì)強(qiáng)度為：H2CO3H2SHCO3-HS-。然后根據(jù)強(qiáng)酸制成弱酸，然后可以寫出反應(yīng)化學(xué)方程式。分析：根據(jù)碳酸和硫酸在25時(shí)的電離常數(shù)可知，兩種酸都是弱酸。電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，因此酸性H2CO3>H2S>HCO3->HS-。A項(xiàng)，因酸性H2S>HCO3-，違反了強(qiáng)酸變?nèi)跛岬脑?，所以A是錯(cuò)誤的；B項(xiàng)，酸性H2S>HCO3->HS-，故H2O、CO2和Na2S反應(yīng)生成NaHCO3，故B正確；C項(xiàng)，由于酸性H2S>HCO3->HS-，H2S與Na2CO3反應(yīng)可生成NaHS和NaHCO3，故C錯(cuò)誤；D項(xiàng)，由于酸性H2CO3>H2S，H2S和NaHCO3不能生成H2CO3，所以D錯(cuò)誤。綜上，選擇B。四。判斷溶液中離子濃度的關(guān)系。電離平衡常數(shù)代表弱酸的相對(duì)強(qiáng)度。弱酸生成的鹽會(huì)被水解。根據(jù)酸越弱，水解越多的原理，可以判斷鹽溶液中離子濃度的關(guān)系。案例4中的表格顯示了一些弱酸在25C時(shí)的電離平衡常數(shù)。下列說法正確的是：()化學(xué)式CH3COOHHClOH2CO3Ka1.810-53.010-8Ka1=4.110-7Ka2=5.610-11A。在相同濃度的CH3COONa和NaClO的混合物中，各離子濃度之間的關(guān)系為：c(Na+)>c(ClO_)>c(CH3COO_)>c(OH_)>c(H+)B將NaOH溶液滴加到0.1mol·L-1CH3COOH溶液中，直至溶液pH=5，此時(shí)：c(CH3COOH):c(CH3COO-)=9:5C。在新配制的氯水中加入少量碳酸氫鈉固體，c(HClO)增加D。相同體積和濃度物質(zhì)的CH3COONa(aq)和NaClO(aq)中的離子總數(shù)：前Nc(CH3COO-)>c(ClO-)>c(OH-)>c(H+)，故A錯(cuò)誤；B、CH3COOH的電離常數(shù)為1.810-5。將NaOH溶液滴加到0.1mol·L-1CH3COOH溶液中，直至溶液pH=5，則=1.810-5，c(CH3COOH):c(CH3COO-)=10-5:1.810-5=5:9，所以B錯(cuò)誤；C.Cl2+H2OH++Cl-+HClO存在于氯水中。將少量碳酸氫鈉固體添加到新制備的氯水中。碳酸氫鈉只與鹽酸反應(yīng)，所以平衡向前移動(dòng)，c(HClO)增加，所以C正確；D.HClO呈弱酸性，NaClO高度水解。根據(jù)電荷守恒定律：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(ClO-)，因NaClO水解程度越大，溶液中氫離子濃度越小，且兩種溶液中鈉離子濃度相等，則CH3COONa溶液中離子總數(shù)大于NaClO溶液，則是，N之前>N之后，所以D是錯(cuò)誤的；所以選C?？傊婕半婋x平衡常數(shù)的問題，首先要根據(jù)電離常數(shù)判斷酸的相對(duì)強(qiáng)度，將酸的相對(duì)強(qiáng)度由強(qiáng)到弱排列，然后按要求作答的問題。遇到圖像時(shí)，一定要清楚地看到圖像代表的是什么。關(guān)鍵點(diǎn)的含義一定要明確。聲明：來源于網(wǎng)絡(luò)，如有侵權(quán)，請(qǐng)聯(lián)系我們刪除。

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