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PH和磷酸电离产物及一些弱酸,弱碱的电离常数(室温)

PH和磷酸电离产物及一些弱酸,弱碱的电离常数(室温)
PH和磷酸电离产物及一些弱酸,弱碱的电离常数(室温)

PH和磷酸电离产物及一些弱酸,弱碱的电离常数(室温)

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 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 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 K a = 。 三、涉及图像的 例1、×10-3 mol·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:

弱电解质的电离度和电离平衡常数

龙文教育个性化辅导授课案 教师: 师广丽 学生: 时间: 年 月 日 段 弱电解质的电离度和电离平衡常数 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时,已经电离的电解质分子数占原电解质总数(包括电离的没有电离的)的分数。 CH 3COOH CH 3COO -+ H + α=n (Ac -)n (HAc 原)α= n (H +)n (HAc 原) 表示方法: 一、电离度 α= C (Ac -) C (HAc 原)X 100% % 100?= 分子数 溶液中原来电解质的总已电离的电解质分子数αα= C (H +-) C (HAc 原)X 100% 一、有关电离度的计算. 练习:1.某一弱酸HA,达到平衡时,溶液中的弱酸分子数与离子总数之比为9.5:1,求此一元弱酸的电离度. 2.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 +)=1×10-3 mol/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% 3. 25℃,0.1mol/L 的HAc 溶液中,每10000个HAc 分子里有132个分子电离成离子。求该醋酸的电离度

3、电离度的测定方法(见教材76页) CH3COOH CH3COO -+ H+ 纯HAc溶液中,忽略水解离所产生的H+,达到平衡时: 测得已知浓度的HAc的pH ,由pH =-lg c(H+), 计算出c(H+),即可算出α。 5、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 (2)外因 ①浓度:浓度越稀,电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少,其电离度就越大; ②温度:温度越高, 越大 注意:用电离度比较弱电解质的相对强弱时必须在同温同浓度条件下 练习4:在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当CH3COOH H++ CH3COO-已达平衡时,若要使醋酸的电离度减小,溶液中的c(H+)增大,应加入 A. CH3COONa B. NH3·H2O C. HCl D. H2O 4. 电离度的应用:比较弱电解质酸性或碱性的强弱。 练习5:已知在25℃,0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为: HF HCOOH NH3·H2O HAc HCN α 8.0% 4.24% 1.33% 1.32% 0.01% 则它们的酸性强弱顺序是:

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范 文 篇一:无机化学实验六醋酸电离度和电离常数的测定 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离常数; 2.学习pH计的使用。 [教学重点] 醋酸的电离度、电离常数的测定 [教学难点] pH计的使用 [实验用品] 仪器:滴定管、吸量管(5mL)、容量瓶(50 mL)、pH计、玻璃电极、甘汞电极 药品:0、200 mol·L-1HAc标准溶液、0、200 mol·L-1NaOH 标准溶液、酚酞指示剂、标准缓冲溶液 (pH=6、86、pH=4、00) 二、基本原理 HAc → H++ Ac- C:HAc的起始浓度;[H+]、[Ac-]、[HAc]:分别为平衡浓度;α:电离数;K:平衡常数 α = × 100% Ka = = 当α小于5时,C - [H+]≈C,所以Ka≈ 根据以上关系,通过测定已知浓度HAc溶液的pH值,就可算出[H+],从而可以计算该HAc溶液的电离度和平衡常数。(pH=-lg[H+],[H+]=10-pH)

三、实验内容 1.HAc溶液浓度的测定(碱式滴定管) 以酚酞为指示剂,用已知浓度的NaOH溶液测定HAc的浓度。 滴定序号 CNaOH(mol·L-1) VHAc(mL VNaOH(mL CHAc 测定值平均值 25、001 2 25、00 25、003 2.配制不同浓度的HAc溶液 用移液管或吸量管分别取2、50 mL、5、00 mL、25、00 mL已测得准确浓度的HAc溶液,分别加入3只50 mL容量瓶中,用去离子水稀释至刻度,摇匀,并计算出三个容量瓶中HAc溶液的准确浓度。将溶液从稀到浓排序编号为:1、2、3,原溶液为4号。 3.测定HAc溶液的pH值,并计算HAc的电离度、电离常数 把以上四种不同浓度的HAc溶液分别加入四只洁净干燥的50 L杯中,按由稀到浓的顺序在pH计上分别测定它们的pH值,并记录数据和室温。将数据填入下表(p、129、),计算HAc电离度和电离常数。 溶液 C (mol·L-1) pH

电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理41943

电导法测定醋酸电离常数 一、实验目的 1.了解溶液电导、电导率和摩尔电导率的概念; 2.测量电解质溶液的摩尔电导率,并计算弱电解质溶液的电离常数。 二、 三、 四、实验原理 电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。而弱电解质溶液中,只有已电离部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为电解质已全部电离,此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m,而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。 一定浓度下的摩尔电导率Λm与无限稀释的溶液中摩尔电导率Λ∞m是有差别的。这由两个因素造成,一是电解质溶液的不完全离解,二是离子间存在着相互作用力。所以,Λm通常称为表观摩尔电导率。 Λm/Λ∞m=α(U++ U-)/(U+∞+ U-∞)若U+= U-,,U+∞=U-∞则 Λm/Λ∞m=α 式中α为电离度。 AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时,电离平衡常数K a?,起始浓度C0,电离度α有以下关系:

AB A+ + B- 起始浓度mol/L:C00 0 平衡浓度mol/L:C0·(1-α) αC0 αC0 K c?=[c(A+)/c?][c(B-)/c?]/[c(AB)/c?]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[c?Λ∞m(Λ∞m-Λm)] 根据离子独立定律,Λ∞m可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。Λm可以从电导率的测定求得,然后求出K a?。 Λm C0/c? =Λ∞m2K c?/Λm-Λ∞m K c? 通过Λm C0/c?~1/Λm作图,由直线斜率=Λ∞m2K c?,可求出K c?。 三、仪器与试剂 DDS-11A(T)型电导率仪1台;恒温槽1套;0.1000mol/L醋酸溶液。 四、实验步骤 1.调整恒温槽温度为25℃±0.3℃。 2.用洗净、烘干的义形管1支,加入20.00mL的0.1000mol/L醋酸溶液,测其电导率。 3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出10.00mL醋酸溶液弃去,用另一支移液管取10.00mL电导水注入电导池,混合均匀,温度恒定后,测其电导率,如此操作,共稀释4次。 4.倒去醋酸溶液,洗净电导池,最后用电导水淋洗。注入20mL电导水,测其电导率。 五、实验注意事项 1.本实验配制溶液时,均需用电导水。 2.温度对电导有较大影响,所以整个实验必须在同一温度下进行。每次用电导水稀释溶液时,需温度相同。因此可以预先把电导水装入锥形瓶,置于恒温槽中恒温。 六、数据记录及处理 第一次实验:实验温度:25.2℃,电导池常数K(l/A):0.94 m-1,Λ∞m=390.72 s.cm2/mol-1 表1 醋酸电离常数的测定

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质,在溶液中存在下列平衡: HAc H + + Ac - α αθ -?==-+1][]][[2 c HAc Ac H K a 式中[ H +]、[ Ac -]、[HAc]分别是H +、 Ac -、HAc 的平衡浓度;c 为醋酸的起始浓度;θ a K 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定,按pH=-lg[H +]换算成[H +], 根据电离度c H ][+=α,计算出电离度α,再代入上式即可求得电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 仪器:移液管(25mL ),吸量管(5mL ),容量瓶(50mL ),烧杯(50mL ),锥形瓶(250mL ),碱式滴定管,铁架,滴定管夹,吸气橡皮球,Delta320-S pH 计。 药品:HAc (约0.2mol·L -1),标准缓冲溶液(pH=6.86,pH=4.00),酚酞指示剂,标准NaOH 溶液(约0.2mol·L -1)。 三、实验内容 1.醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol·L -1 HAc 溶液三份,分别置于三个250mL 锥形瓶中,各加2~3滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色,半分钟不褪色为止,记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度(四位有效数字)。 2.配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL ,5mL ,2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中,用蒸馏水稀释至刻度,摇匀,并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度( 2c ,10 c ,20 c )的值(四位有效数字)。

PH值的计算,电离平衡常数

第九节:PH值的计算 一:讲义 1、水的离子积 1.定义 H2O H++OH--Q,K W=c(H+)·c(OH-) 2.性质 (1)在稀溶液中,K W只受温度影响,而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 (2)在其它条件一定的情况下,温度升高,K W增大,反之则减小。 常温下水的离子积常数为K W=1×10-14 要带单位。(高考要求) 2.pH=-lg[H+],pOH=-lg[OH-],常温下,pH+pOH=14(为什么要强调温度?) 3.pH值的适用范围是溶液的[H+]小于或等于1mol/L。(为什么?) 4.[H+]是电解质已电离出的H+离子的物质的量浓度。 5.25℃时 类别条件近似计算 强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A<pH B(等体积混合) pH A+0.3(为什么?) 强酸与强酸(一元) 不等体积混合[H+]混=(C1V1+C2V2)/V1+V2强碱与强碱pH值相差2或2以上,pH A<pH B(等体积混合) pH B-0.3 强碱与强碱不等体积混合[OH-]混=(C1V1+C2V2)/V1+V2 强酸与强碱(常温下) pH酸+pH碱=14(等体积混合) pH=7 pH酸+pH碱>14(等体积混合) pH碱-0.3 pH酸+pH碱<14(等体积混合) pH酸+0.3 6.不同体积不同pH值溶液混合,若二者为强酸,则求出混合溶液的[H+],求pH值;若二者为强碱,则必须求出混合后溶液的[OH-]值再化为pH值。(为什么?解释)。若一强酸与一强碱,则求出H+离子或OH-离子后,求得[H+]化为pH值或求[OH-]再化为pH值。 二、例题解析 [例1]稀释下列溶液时,pH值怎样变化? (1)10mLpH=4的盐酸,稀释10倍到100mL时,pH=? (2)pH=6的稀盐酸稀释至1000倍,pH=? 小结:强酸每稀释10倍,pH值增大1,强碱每稀释10倍,pH值减小1。 (2)当强酸、强碱溶液的H+离子浓度接近水电离出的H+离浓度(1×10-7mol/L)时,水的H+离子浓度就不能忽略不计。所以pH=6的稀盐酸,稀释1000倍时:[H+]=(1×10-6+999×10-7)/1000=1.009×10-7pH=6.99 由此可知溶液接近中性而不会是pH=9。 [例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。 (1)pH=12,pH=10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。 (2)pH=5和pH=3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。 [例3]求强酸强碱间的不完全中和的pH值。

电离平衡常数的求算练习

电离平衡常数的求算练习 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℃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=__________。10-9/(a-0.01) mol/L。 2、(山东12.29)(4)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K b=2×10-5mol·L-1) a/200 mol·L-1. 3、(济南三月模考)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+,则该平衡常数的表达式为:(用含a较为准确的数学表达式,不必化简,近似计算) 4、室温下,将等物质的量的KCN、HCN溶于一定量水中,再加入适量稀盐酸,调整溶液pH=7,则未加入稀盐酸之前,c(CN-) c(HCN)(填“>”、“<”或“=”);若将a mol·L-1 KCN溶液与0.01 mol·L -1盐酸等体积混合,反应达到平衡时,测得溶液pH=7,用含a的代数式表示HCN的电离常数K a=。【答案】<;(100a-1)×10-7mol?L-1或(0.5a-0.005)×10-7/0.005 mol?L-1 5、(2008山东卷)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下,空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离,则H2CO3HCO3-+H+的平衡常数K1= 。(已知:10-5.60=2.5×10-6)

下表是几种弱电解质的电离平衡常数

下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp (25℃)。 回答下列问题: I.(1)由上表分析,若①CH3COOH ②HCO③C6H5OH ④H2PO均可看作酸,则它们酸性由强到弱的顺序为(须填编号); (2)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式:; (3)25℃时,将等体积等浓度的醋酸和氨水混合,混合液中:c(CH3COO-) c(NH4+);(填“>”、“=”或“<”) (4)25℃时,向10mL 0.01mol/L苯酚溶液中滴加VmL 0.01mol/L氨水,混合溶液中粒子浓度关系正确的是;

A.若混合液pH>7,则V≥10 B.若混合液pH<7,则c(NH4+)>c(C6H5O-)>c(H+)>c(OH-) C.V=10时,混合液中水的电离程度大于10mL 0.01mol/L苯酚溶液中水的电离程度 D.V=5时,2c(NH3·H2O)+ 2 c(NH4+)= c(C6H5O-)+ c(C6H5OH) (5)如左上图所示,有T1、T2两种温度下两条BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线,回答下列问题: ① T1 T2(填>、=、<); ② 讨论T1温度时BaSO4的沉淀溶解平衡曲线,下列说法正确的是。 A.加入Na2SO4可使溶液由a点变为b点 B.在T1曲线上方区域(不含曲线)任意一点时,均有BaSO4沉淀生成 C.蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a、b之间的某一点(不含a、b) D.升温可使溶液由b点变为d点 II.平衡常数的计算: (1)用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL某未知浓度的醋酸溶液,滴定曲线右上图。其中①点所示溶液中c(CH3COO-)=2c(CH3COOH) ③点所示溶液中存在:c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+) 则CH3COOH的电离平衡常数Ka= 。 (2)水解反应是典型的可逆反应。水解反应的化学平衡常数称为水解常数(用K h表示),类比化学平衡常数

常见弱电解质电离平衡常数表

弱电解质的解离常数 (近似浓度~·L-1,温度298K) 名称化学式解离常数,K p K 醋酸HAc×1O-5 碳酸H2CO3K1=×lO-7 K2=×1O-11 草酸H2C2O4K1=×lO-2 K2=×lO-5 亚硝酸HNO2×1O-4 磷酸H3PO4K1=×lO-3 K2=×1O-8 K3=×lO-13 (291K) 亚硫酸H2SO3 K1=×lO-2 (291K) K2=×lO-7 硫酸H2SO4K2=×lO-2 硫化氢H2S K1=×lO-8 (291K) K2=×1O-12 氢氰酸HCN×1O-1O 铬酸H2CrO4K1=×lO-1 K2=×1O-7 *硼酸H3BO3×1O-1O 氢氟酸HF×1O-4 过氧化氢H2O2×1O-12 次氯酸HClO×1O-5 (291K) 次溴酸HBrO×1O-9 次碘酸HIO×1O-11 碘酸HIO3×1O-1 砷酸H3AsO4 K1=×lO-3 (291K) K2=×lO-7 K3=×1O-12 亚砷酸HAsO26×1O-1O 铵离子NH4+×1O-1O

氨水NH3·H2O×1O-5 联胺N2H4×1O-7 羟氨NH2OH×1O-9 氢氧化铅Pb(OH)2×1O-4 氢氧化锂LiOH×1O-1 氢氧化铍Be(OH)2×1O-6 BeOH+×1O-9 氢氧化铝A1(OH)3×1O-9 Al(OH)2+×1O-1O 氢氧化锌Zn(OH)2×1O-7 氢氧化镉Cd(OH)2×1O-11 *乙二胺H2NC2H4NH2K1=×lO-5 K2=×lO-8 *六亚甲基四 胺 (CH2)6N4×1O-9 *尿素CO(NH2)2×1O-14 *质子化六亚 甲基四胺 (CH2)6N4H+×1O-6甲酸HCOOH ×1O-4 (293K)氯乙酸ClCH2COOH×1O-3 氨基乙酸NH2CH2COOH×1O-1O *邻苯二甲酸C6H4(COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-6 柠檬酸(HOOCCH2)2C(OH)COOH K1=×1O-4 K2=×1O-5 (293K) K3=×1O-7 -酒石酸(CH(OH)COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-5 *8-羟基喹 啉C9H6NOH K1=8×lO-6 K2=1×1O-9 苯酚C6H5OH ×1O-1O (293K) *对氨基苯磺 酸H2NC6H4SO3H K l=×lO-l K2=×1O-4 *乙二胺四乙酸(EDTA) (CH2COOH)2NH+CH2CH2NH+(CH2COOH)2K5=×1O-7 K6=×1O-11

醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验三 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。 2.学会正确地使用pH 计。 3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。 二、实验原理 醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸,在溶液中存在下列电离平衡: 2HAc(aq)+H O(l) +-3H O (aq)+Ac (aq) 忽略水的电离,其电离常数: 首先,一元弱酸的浓度是已知的,其次在一定温度下,通过测定弱酸的pH 值,由pH = -lg[H 3O +], 可计算出其中的[H 3O +]。对于一元弱酸,当c /K a ≥500时,存在下列关系式: +3[H O ]c α≈ +23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度(α)和醋酸的电离平衡常数(a K )。 或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数(a K )。 三、仪器和试药 仪器:移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度 计。 试药:冰醋酸(或醋酸)、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液(pH = 6.86, 4.00) 酚酞溶液(1%)。 四、实验内容 1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液 用量筒量取4mL 36%(约6.2 mol·L -1)的醋酸溶液置于烧杯中,加入250mL 蒸馏水稀释,混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液,将其储存于试剂瓶中备用。 2.醋酸溶液的标定 用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液(V 1)于锥型瓶中,加入1滴酚酞指示剂,用标准NaOH 溶液(c 2)滴定,边滴边摇,待溶液呈浅红色,且半分钟内不褪色即为终点。由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2,根据公式c 1V 1 = c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。平行做三份,计算出醋酸溶液浓度的平均值。 3.pH 值的测定 分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL 上述醋酸溶液于四个50mL 的容量瓶中,用蒸馏水定容,得到一系列不同浓度的醋酸溶液。将四溶液及0.1mol·L -1原溶液按浓度由低到高的顺序,分别用pH 计测定它们的pH 值。 +-+2 33a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈

实验6弱酸解离常数的测定

实验6 弱酸解离常数的测定 一.实验目的 1. 了解弱酸解离常数的测定方法 2. 加深对电离平衡基本理论的理解 二.背景知识及实验原理 1. 背景知识 在农业生产和科学实验中,人类与溶液有着广泛的接触,许多反应是在溶液中进行的,许多物质的性质也是在溶液中体现的。我们还会遇到许多存在于水溶液中的化学平衡,如电解质在溶液中的解离。强电解质在水溶液中是完全解离的;而弱电解质在水溶液中存在着分子与其解离离子之间的平衡,其平衡常数称为解离平衡常数。弱酸性电解质的解离平衡常数用K aΘ表示,弱碱性电解质解离平衡常数用K bΘ表示。与其它平衡常数一样,解离平衡常数是化学平衡理论中重要的概念之一。其值越大,表明平衡时离子的浓度越大,电解质解离程度越大,即弱电解质解离得越多,因此可根据解离常数值得大小比较相同类型的弱电解质解离度的大小,即弱电解质的相对强弱。 弱电解质的解离平衡常数应用较广。比如缓冲溶液的选择和配制,解离平衡常数值是选择和配制缓冲溶液的K aΘ或K bΘ值以及缓冲对的两种物质浓度比。因此在选择具有一定pH 值的缓冲溶液时,应选用弱酸(或弱碱)的K aΘ(或K bΘ)值等于或接近于所需[H+](或[OH-])的共轭酸碱对组成的混合溶液,即pH≈p K aΘ或pOH≈p K bΘ。 弱电解质解离常数的数值可以通过热力学数据计算求得,也可以通过一些物理化学实验方法测定。这些物理化学方法是借助物理和几何方法来研究化学平衡体系性质变化和组成关系的,通过组成性质的研究可以了解平衡体系所发生的化学变化。在研究电解质溶液的各种化学性质时,也可以采取这些方法。因为随着溶液组分发生变化,体系的某些性质也相应地发生变化。比如溶液的导电行为导电性质是一个能直接反映出电解质本性的重要理化性质,它随着溶液组成的变化发生相应变化。而通过直接测定溶液的电导值以确定溶液中被测离子的浓度的方法称为电导分析法。 2. 实验原理 一元弱酸弱碱的解离平衡常数KΘ与解离度α有一定的关系。例如醋酸(HAc)溶液: HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)

醋酸电离常数的测定实验报告

醋酸电离常数的测定实验报告 篇一:实验四醋酸解离常数的测定 实验四醋酸解离常数的测定 (一) pH法 一. 实验目的 1. 学习溶液的配制方法及有关仪器的使用 2. 学习醋酸解离常数的测定方法 3. 学习酸度计的使用方法二. 实验原理 醋酸(CH3COOH,简写为HAc)是一元弱酸,在水溶液中存在如下解离平衡: HAc(aq) + H2O(l) ? H3O+(aq) + Ac- (aq) 其解离常数的表达式为 [c (H3O+)/cθ][c(Ac-)/ cθ] Kθa HAc(aq) = —————————————c(HAc)/ cθ 若弱酸HAc的初始浓度为C0 mol?L-1,并且忽略水的解离,则平衡时: c(HAc) = (C0 – x)mol?L-1 c (H3O+) = c(Ac-)= x mol?L-1 x Kθa HAc = ———— C0– x 在一定温度下,用pH计测定一系列已知浓度的弱酸溶液的pH。根据PH = -㏒[c (H3O+)/cθ],求出c (H3O+),

即x,代入上式,可求出一系列的Kθa HAc,取其平均值,即为该温度下醋酸的解离常数。 实验所测的4个p Kθa(HAc),由于实验误差可能不完全相同,可用下列方式处理,求p Kθa(HAc)平均和标准偏差s: n ∑ Kθai HAc i=1 θ Ka HAc = ———————— n S = 三.实验内溶(步骤) 1.不同浓度醋酸溶液的配制 2.不同浓度醋酸溶液pH的测定四.数据记录与处理 温度_18_℃ pH计编号____标准醋酸溶液浓度_0.1005_mol?L-1 实验所测的4个p Kθa(HAc),由于实验误差可能不完全相同,可用下列方式处理,求p Kθa(HAc)平均和标准偏差s: n ∑ Kθai HAc i=1 Kθa HAc = ————————

实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质,在溶液中存在下列平衡: HAc H + + Ac - 2 [ H ][ Ac ] c K a[ HAc] 1 式中[ H +]、[ Ac-]、[HAc] 分别是H+、Ac-、HAc 的平衡浓度; c 为醋酸的起始浓度;K a 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定,按pH=-lg[H +]换算成[H +],根据电离度 [H ] c ,计算出电离度α,再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。 三、仪器和药品 仪器:移液管(25mL ),吸量管(5mL ),容量瓶(50mL),烧杯(50mL),锥形瓶(250mL ),碱式滴定管,铁架,滴定管夹,吸气橡皮球,Delta320-S pH 计。 药品:HAc (约0.2mol ·L -1),标准缓冲溶液(pH=6.86 ,pH=4.00 ),酚酞指示剂,标准NaOH 溶液(约0.2mol L·-1 )。 三、实验内容 1.醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 溶液三份,分别置于三个250mL 锥形瓶中,各加2~3 滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色,半分钟不褪色为 止,记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度(四位有效数字)。2.配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL,5mL ,2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中,用蒸馏水稀释至刻度,摇匀,并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度(c 2 , c 10 , c 20 )的值(四位有效数字)。

平衡常数、电离常数、水解常数、离子积常数、溶度积常数相关计算

平衡常数、电离常数、水解常数、离子积常数、溶度积常数相关计算班级:姓名: ⒈将足量BaCO3(K sp=8.1×10-9)分别加入①30mL水②10mL0.2mol/LNa2CO3溶液③50mL0.01mol/L氯化钡溶液④100mL0.01mol/L盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中Ba2+的浓度由大到小的顺序为() A.①②③④B.③④①② C.④③①②D.②①④③ ⒉已知在25℃时,H2S的电离常数K a1=5.7×10-8、K a1=1.2×10-15,FeS、CuS的溶度积常数(Ksp)分别为6.3×10-18、1.3×10-36。常温时下列说法正确的是()(多选) A.除去工业废水中的Cu2+可以选用FeS作沉淀剂 B.将足量CuSO4溶解在0.1mol/L氢硫酸中,溶液中Cu2+的最大浓度为 1.3×10-35mol/L C.因为H2SO4是强酸,所以反应CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4不能发生 D.FeS+2H+Fe2++H2S的平衡常数K=9.21×104 E.向H2S的饱和溶液中通入少量SO2气体,溶液的酸性增强 ⒊25℃时,pH=9的CH3COONa溶液和pH=9的C溶液中由水电离产生的OH—的物质的量浓度之比为。 ⒋已知常温下K a(HClO2)=1.1×10-2,则反应HClO2+OH-ClO2-+H2O在常温下的平衡常数K= 。 ⒌常温下,K a1(H2CO3)=4.0×10-7,K a2(H2CO3)=5.0×10-11,则0.50mol/L的Na2CO3溶液的pH= 。 ⒍H3AsO3又叫路易斯酸,是一种弱酸,发生酸式电离是通过和水中的氢氧根离子结合实现的,则第一步电离方程式为;若常温时H3AsO3的第一步电离常数K a1=1.0×10-9,则常温下,0.1mol/L的溶液的pH为。 ⒎已知常温下:K sp[Cu(OH)2]=2.2×10-20。常温下,在一定量的氯化铜溶液中逐滴加入氨水至过量,可观察到先产生蓝色沉淀,后蓝色沉淀溶解转化成蓝色溶液。 ①当pH=8时,c(Cu2+)= mol?L-1,表明已完全沉淀(一般地,残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5mol?L-1时即可认为沉淀完全)。 ②常温下,发生反应:Cu2+(aq)+4NH3(aq)[Cu(NH3)4]2+(aq) K1=2.0×1013。该反应在不同起始浓度下分别达到平衡,各物质的平衡浓度如下表: Cu2+浓度/ NH3(aq)浓度[Cu(NH3)4]2+浓

2 热点题型11 电离平衡常数的相关计算

热点题型11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)-c(H+) c(H+) c(H+) 则K a=c2(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 a=c2(H+) c(HX),c(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.[2020·高考全国卷Ⅱ,26(2)]次氯酸为一元弱酸,具有漂白和杀菌作用, 其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)= c(X) c(HClO)+c(ClO-) ,X为HClO或 ClO-]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数K a值为________。 答案:10-7.5 2.已知25 ℃时,测得浓度为0.1 mol·L-1的BOH溶液中,c(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,c电离(BOH)=c(B+)=c(OH-)=1×10-3 mol·L-1,则电离度α=1×10-3 mol·L-1 0.1 mol·L-1 ×100%=1%;电离达到平衡时,c平衡(BOH)=0.1 mol·L-1- 1×10-3mol·L-1≈0.1 mol·L-1,则电离平衡常数K b=c(B+)·c(OH-) c(BOH) = 1×10-3×1×10-3 0.1 =1×10-5。 答案:(1)BOH B++OH-(2)1%(3)1×10-5 3.(1)常温下,向a mol·L-1 CH3COONa溶液中滴入等体积的b mol·L-1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发),则醋酸的电离常数K a=________(用含a和b的代数式表示)。 (2)常温下,将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1Ba(OH)2溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),则醋酸的电离常数K a=________(用含a和b的代数式表示)。 答案:(1)10-7(a-b) b(2) 2b·10-7 a-2b 4.(1)已知常温常压下,空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离,则H2CO3HCO-3+H+的电离平衡常数K a=________。(已知10-5.60=2.5×10-6) (2)已知常温下H2C2O4的电离平衡常数K a1=5.4×10-2,K a2=5.4×10-5,反应NH3·H2O+HC2O-4NH+4+C2O2-4+H2O的平衡常数K=9.45×104,则NH3·H2O的电离平衡常数K b=________。 (3)25 ℃时,在2.0×10-3 mol·L-1的氢氟酸水溶液中,调节溶液pH(忽略调

电离平衡常数的应用

电离平衡常数的应用 一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱 已知几种酸的电离平衡常数如下表所示 几种酸的酸性强弱顺序为 二、比较酸对应盐溶液PH的大小 比较方法:酸越弱对应盐溶液的碱性越强,PH越大 根据电离平衡常数:HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为:CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3— 物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为 三、比较酸根结合H+的能力 规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强 25℃时,部分物质的电离平衡常数如表所示: (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 (2)同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 (3)物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液: a.Na2CO3、b.NaClO、c.CH3COONa、d.NaHCO3,pH由大到小的顺序是

四、书写化学方程式 1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中 2、下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp(25 ℃) 回 答 下 列 问 题 : (1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式:_____ _____。 (2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式 3、25℃,两种酸的电离平衡常数如右表。 K a1K a2 H2SO3 1.3×10-2 6.3×10-8 H2CO3 4.2×10-7 5.6×10-11 H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。 4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。 化学式电离平衡常数(25℃) NH 3 ·H 2 O K b =1.77×10 -5 HCN K a =4.93×10 -10 CH 3 COOH K a =1.76×10 -5 H 2 CO 3K a1 =4.30×10 -7 ,K a2 =5.61×10 -11

2021届高三化学一轮复习——电离度 电离平衡常数(知识梳理及训练)

2021届高三化学一轮复习——电离度 电离平衡常数(知识梳理及训练) 核心知识梳理 1.电离度 (1)电离度概念与表达式 一定条件下,当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时,溶液中已经电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数的百分数。(常用符号α表示) 可用数学式表示为 α=已电离弱电解质分子数弱电解质分子初始总数 ×100% 或α=已电离弱电解质物质的量(mol )弱电解质初始总物质的量(mol )×100% 或α=已电离弱电解质浓度(mol·L - 1)弱电解质初始浓度(mol·L - 1) ×100% 即α=Δc c ×100%(c :弱电解质初始浓度,Δc :已电离弱电解质浓度) (2)意义:衡量弱电解质的电离程度,在相同条件下(浓度、温度相同),不同弱电解质的电离度越大,弱电解质的电离程度越大。 (3)影响因素 问题思考

20 ℃时,在0.5 L 0.2 mol·L -1 的HA 溶液中,有0.01 mol·L -1 的HA 电离成离子,求该温度下的电离度。 答案 α=0.01 mol·L - 1 0.2 mol·L -1×100%=5%。 2.电离平衡常数 (1)①填写下表(25 ℃) 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH 3·H 2O NH 3·H 2O NH + 4+OH - K b =1.8×10- 5 CH 3COOH CH 3COOH CH 3COO - +H + K a =1.8×10-5 HClO HClO H + +ClO - K a =3.0×10-8 ②CH 3COOH 酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO 酸性,判断的依据:相同条件下,电离常数越大,电离程度越大,c (H + )越大,酸性越强。 ③电离平衡常数的意义:弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大,电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主,各级电离平衡常数的大小差距较大。 ④外因对电离平衡常数的影响:电离平衡常数与其他化学平衡常数一样,只与温度有关,与电解质的浓度无关,升高温度,K 值增大,原因是电离是吸热过程。 (2)多元弱酸的分步电离,以碳酸为例 碳酸是二元弱酸,在水溶液中的电离是分步进行。 ①电离方程式是H 2CO 3 H + +HCO - 3,HCO - 3 H ++CO 2- 3。 ②电离平衡常数表达式:K a1=c (H + )·c (HCO - 3)c (H 2CO 3),K a2=c (H + )·c (CO 2- 3) c (HCO - 3)。 ③比较大小:K a1>K a2。 (3)几种多元弱酸的电离常数(25 ℃) 多元弱酸 电离常数 H 2S K a1=9.1×10-8 K a2=1.1×10 -12 H 2C 2O 4 K a1=5.9×10 -2 K a2=6.4×10- 5 H 3PO 4 K a1=7.5×10 -3 K a2=6.2×10-8 K a3=2.2×10 -13 H 3C 6H 5O 7(柠檬酸) K a1=7.1×10 -4 K a2=1.7×10 -5 K a3=4.1×10- 7

NH3的电离平衡常数kb的测定

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。

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