常见弱酸弱碱的电离平衡常数
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-(Ka1)Ka
1.23X1名化学亚硫S-(Ka2)5.6X1-3(Ka1)
6.2X1-7(Ka2)1.2X1HSCN砷0.13硫氰As-12(Ka3)
3.1X1(Ka1)0.25硫代硫-1-25.1X11.9X1亚砷(Ka2)As-1-1(Ka1)硼5.8X11.7X1BSi偏硅-12(Ka2)1.6X1-2.3X1次溴HBrO
-HCOOH1.80X1甲-1氢氰HCN6.2X1-2(Ka1)5.60X1-氰3.3X1HCNOHOOC-COOH草-5(Ka2)5.42X1-7(ka1)4.45X1C碳-COOHC乙1.75X1-11(ka2)4.71-COOH1.34X1丙-次氯HClO2.98X1CH(OH)C乳酸D-2-1.1X1HCl亚氯-1.38X1OOH基丙酸-7(Ka2)3.2X1Cr铬-1OH苯1.0X1-HF氢氟6.8X1-COOH6.28X1苯甲-12.3X1HIO次碘-3水杨酸21.0X1(COOH)0.49HI 碘-142.2X1(OH)苯甲酸-亚硝HN7.1X1-3(Ka1)1.12X1邻苯二甲-1过氧化2.2X1-6(Ka2)3.91X1-5.9X1次磷
HP-427.44X1(Ka1)
柠檬酸-3(Ka1)
7.11X1-5(Ka2)1.73X1-3-8(Ka2)6.23X1磷P-7(Ka3)
4.02X1三羧酸-13(Ka3)4.5X1(Ka1)
0.20
Kb 化学式名称-3 (Ka2) 6.5X10 PO焦磷酸H-5 O 一水合氨1.8X10NH·H72423-7 (Ka3) 1.6X10-6 (Kb1) 3.0X10-10 (Ka4)
2.6X10 NH联氨（肼）42-15 (Kb2) 7.6X10-2 (Ka1)
3.7X10 亚磷酸HPO33-10NH苯胺HC
4.2X10-7 (Ka2) 2.9X10256-9 OH 羟胺NH9.1X10-7 (Ka1) 1.3X102S H氢硫酸2-15 -4(Ka2) 7.1X10 NH甲胺CH4.2X10 23-2 -4 H1.02X10(Ka2)
硫酸SO NH 乙胺HC5.6X10422252
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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:
2015年执业药师考试—药物的酸碱性、解离度和pKa对药效的影响
药物的酸碱性、解离度和pKa对药效的影响 1.药物解离常数(pKa)、体液介质pH与药物在胃和肠道中的吸收关系 （1）药物以非解离的形式被吸收，通过生物膜，进入细胞后，在膜内的水介质中解离成解离形式而起作用。 （2）解离形式和未解离形式药物的比例与药物的解离常数（pKa）和体液介质的pH有关。 酸性药物的pKa值大于消化道体液pH时（pKa>pH），分子型药物所占比例高；当pKa=pH 时，未解离型和解离型药物各占一半；通常酸性药物在pH低的胃中、碱性药物在pH高的小肠中的未解离型药物量增加，吸收也增加，反之都减少。 例如，弱酸性药物如水杨酸和巴比妥类药物在酸性的胃液中几乎不解离，呈分子型，易在胃中吸收。弱碱性药物如奎宁、麻黄碱、氨苯砜、地西泮在胃中几乎全部呈解离形式，很难吸收；而在肠道中，由于pH比较高，容易被吸收。碱性极弱的咖啡因和茶碱，在酸性介质中解离也很少，在胃中易被吸收。强碱性药物如胍乙啶在整个胃肠道中多是离子化的，以及完全离子化的季铵盐类和磺酸类药物，消化道吸收很差。 2.药物的酸碱性、解离度与中枢作用 改变药物的化学结构，有时会对弱酸或弱碱性药物的解离常数产生较大的影响，从而影响生物活性。例如，巴比妥酸在其5位没有取代基，pKa值约4.12，在生理pH 7.4 时，有99%以上呈离子型，不能通过血脑屏障进入中枢神经系统而起作用。而当将其5位双取代以后，pKa值达到7.0～8.5之间，在生理pH下，苯巴比妥约有50%左右以分子形式存在，可进入中枢神经系统而起作用。 重点提示： 药物常数（溶解度、分配系数、解离常数(pKa)、酸碱度对药效的影响。 考点 串联
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
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
报告示例：实验三__醋酸解离度和解离常数的测定
山东轻工业学院实验报告 成绩 课程名称 基础化学实验1 指导教师 周磊 实验日期 院（系） 专业班级 实验地点 实验楼A 座412 学生姓名 学号 同组人 实验项目名称 醋酸解离度和解离常数的测定 一、实验目的 1. 学习正确使用酸度计。 2. 进一步练习溶液的配制与酸碱滴定的基本操作。 3. 用 pH 法测定醋酸的解离度和解离常数。 二、实验原理 HAc 为一元弱酸，在水溶液中存在如下解离平衡： HAc ＝ H + ＋ Ac - K a 起始浓度 (mol ?L -1) c 0 0 平衡浓度 (mol ?L -1) c –c α c α c α K a 表示 HAc 的解离常数 , α 为解离度 , c 为起始浓度。根据定义： 醋酸溶液总浓度 c 可以用 NaOH 标准溶液滴定测定。配制一系列已知浓度的醋酸溶液，在一定温度下，用酸度计测出其 pH 值，求出对应的 [H + ]，再由上述公式计算出该温度下一系列对应的 α 和K a 值。取所得的一系列K a 值的平均值，即为该温度下醋酸的解离常数。 三、主要仪器和试剂 仪器 ：酸度计, 碱式滴定管 (50mL), 锥形瓶 (250mL), 移液管 (25mL), 吸量管 (5mL), 容量瓶 (50mL), 烧杯 (50mL) 试剂：HAc 溶液， NaOH 标准溶液, 酚酞 四、实验步骤（用简洁的文字、箭头或框图等表示） 1. 醋酸溶液浓度的测定 2. 配制不同浓度的醋酸溶液 2 [H ]1a c K c θ ααα += = -
3. 不同浓度醋酸溶液pH 值的测定 五、结果记录及数据处理 表1 醋酸溶液浓度的测定 表2 HAc解离度和解离常数的测定
(完整版)弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性知识点及练习,推荐文档
培优教育一对一辅导教案讲义
在电解质溶液中，由于由水电离出来的H+ 和OH-的浓度始终相等，可依此列出质子守恒式。 如小苏打溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)-c(CO32-)。 溶液中离子浓度的大小比较的规律： （1）多元弱酸溶液：多元弱酸分步电离且一步比一步更难电离。 如H3PO4溶液：c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。 （2）多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸根离子分步水解且一步比一步更难水解。 如K2S溶液：c(K+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+）。 （3）不同溶液中同一离子浓度的大小比较：要考虑溶液中其他离子对其的影响。 如在相同物质的量浓度的下列溶液中①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，c(NH4+)由大到小的顺序是： ③>①>②。 （4）混合溶液中各离子浓度的大小比较：要考虑溶液中发生的水解平衡、电离平衡等。 如在0.1mol·L－1的NH4Cl溶液和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度由大到小的顺序是：c(NH4+)> c(Cl-)>c(OH-)>c(H+）。这是由于在该溶液中，NH3·H20的电离与NH4+的水解互相抑制，但NH3·H20的电离程度大于NH4+的水解程度。 一元强酸和一元弱酸的比较（以盐酸和醋酸为例） 1.同体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸 H＋的物质的量浓度C(H＋)酸性强弱 中和碱的能力(消耗相 同的碱液的多少) 与相同的活泼金属反 应的起始速率 产生H2 的总量 HCl大强大 CH3C OOH 小弱 相同 小 相等 2.同体积、H＋的物质的量浓度相等（即PH相同）的盐酸和醋酸 溶质的物质的量浓度 C(酸)酸性 强弱 中和碱的能力(消耗 相同的碱液的多少) 与相同的活泼金属反 应过程中的平均速率 产生H2的总 量 HCl小弱小少 CH3COOH大相同 强大多 加水稀释后溶液pH的计算要注意三点 1．对于强酸溶液或弱酸溶液，每稀释10倍，pH是否都增加1个单位？对于强碱溶液或弱碱溶液，每稀释10倍，pH是否都减小1个单位？ 对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1个单位．对于
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
醋酸解离常数的测定缓冲溶液法
醋酸解离常数的测定（缓冲溶液法） 实验目的 1. 利用测缓冲溶液pH 的方法测定弱酸的pKa 。 2. 学习移液管、容量瓶的使用方法，并练习配制溶液。 实验原理 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中，由于同离子效应，当达到解离平衡时， ()()0c HAc c HAc ≈，()()0c Ac c NaAc -≈。酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 ()() ()c HAc pH pKa HAc lg c Ac θ-=-()()()00c HAc pKa HAc lg c NaAc θ =- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液，则有 ()pH pKa HAc θ= 本实验中，量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液，在其中一份中滴加NaOH 溶液至溶液呈粉红色后，然后混合，即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液，测其pH 即可得到()pKa HAc θ及()Ka HAc θ。 仪器、药品及材料 仪器：pHs-2C 型酸度计，容量瓶（50ml ）3个（编号为1，2，3号），烧杯（50ml 编号为1，2，3，4，5号）5个，移液管（25ml ）1支，吸量管（10ml ）1支，洗耳球1个。 药品：HAc （0.10 mol ·L -1），NaOH （0.10 mol ·L -1），酚酞。 材料：碎滤纸。 实验步骤 1.用酸度计测定等浓度的HAc 和NaAc 混合溶液的pH （1）配制不同浓度的HAc 溶液 实验室备有标以编号的小烧杯和容量瓶。用4号烧杯盛已知浓度的HAc 溶液。用10ml 吸量管从烧杯中吸取5.00ml 、10.00ml 0.10 mol ·L -1 HAc 溶液分别放入1号、2号容量瓶中，用25ml 移液管从烧杯中吸取25.00ml 0.10 mol ·L -1 HAc 溶液放入3号容量瓶中，分别加入去离子水至刻度，摇匀。 （2）制备等浓度的HAc 和NaAc 混合溶液
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）。
1。醋酸解离常数的测定
实验一 醋酸解离常数的测定 一、实验目的 1.了解弱酸溶液pH 值测定原理、方法及解离常数的计算。 2.掌握pH 计的正确操作和使用。 二、实验原理 1．溶液的解离度 醋酸CH 3COOH 即HAc ，在水溶液中，存在下列解离平衡： HAc( aq ) + H 2O( l ) H 3O + (aq) + Ac - ( aq ) (1-1) 或简写为 HAc( aq ) H + ( aq ) + Ac -( aq ) 如果HAc 的起始浓度为c ，当达到解离平衡时 c eq (H +) = c eq (Ac -) (1-3) 其解离度 c c c c eq eq ) (Ac )(H -+== α (1-4) 其解离常数 }} { {()} { θ θ θc c c c c c eq eq eq HAc )(Ac )(H ) HAc Ka(-+= (1-5) 式中c θ为标准浓度，其值为1mol·dm -3。将( 1-3 )式代入( 1-5 )，得 ()()θ ααc c c c 2 -= ) HAc Ka( (1-6) 简化后得 () αα-=1c 2 ) HAc Ka( (1-7) 当解离度α＜ 5% 时，1-α≈1，对于一般的弱酸来说 K a ≈ cα２ (1-8) 则，解离度 c a K ≈ α (1-9)
K a 与α都可用来表示酸的强弱，但α随浓度c 而变。在一定温度时，K a 不随c 而变，是一个常数。 2．测量原理 pH 玻璃电极是一种应用广泛的离子选择性电极。将玻璃电极(作为指示电极)与饱和甘汞电极(作为参比电极)或由二者制成的复合电极(图1-1)插入溶液，组成测量电池(图1-2)。 该电池的电动势与溶液的pH x 值在25℃时存在下列关系， E x = K′+ 0.0592pH x (1-10) 在实际测量时，一般是用已知pH s 值的标准缓冲溶液对仪器进行定位校正： 图1-1pH 电极示意图 玻璃电极 电极帽 导线 玻璃电极 塑亮 插棒 球泡 参比电极（甘汞电极） 复合电极 电极帽 导线 参比电极 塑亮 插口 液接界 电极帽 导线 玻璃电极 参比电极 保护套 球泡 保护套 插口
电离平衡常数
电离平衡常数 1 概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度幂指积与分子浓度的比值时一个常数。 2 表达式 （1）对于一元弱酸HA HA?H++A?电离常数K= （2）对于一元弱碱BOH BOH?B++OH?电离常数K= 3 意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，所以对应的酸性或碱性相对越。 4 特点 （1）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是，故其酸性取决于第一步电离。 （2）电离平衡常数 决定因素：弱电解质 影响因素： 练习 1 对于碳酸溶液中的电离平衡，电离常数的表达式中正确的是 2 升高温度，下列各项的值可能减小的是 A 化学反应速率v B NaCl的溶解度S C 化学平衡常数K D 弱电解质的电离平衡常数K
3 下列关于电离常数（K）的说法中正确的是 A 电离常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱 B 电离常数（K）与温度无关 C 不同浓度的同一弱电解质，其电离常数（K）不同 D 多元弱酸各步电离常数相互关系为K1
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)
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）。
醋酸解离度和解离常数的测定(讲义)2011(1)
实验一 醋酸解离度和解离常数的测定 ㈠实验目的 1. 了解弱酸的解离度和解离常数的测定方法。 2. 学会刻度吸管、容量瓶、滴定管的洗涤和使用及滴定方法。 3. 了解pH 计的使用方法。 ㈡实验原理 醋酸（CH 3COOH 或简写为HAc ）是弱电解质，在水溶液中存在下列质子解离平衡： HAc + H 2O H 3O + + Ac - K a = [HAc] ] ][Ac O H [3- + 或简写为K a = [HAc] ]][Ac H [- + 溶液中[H 3O +] ≈ [Ac -]，可通过测定溶液的pH 值，根据pH==－lg[H 3O +]计算出来。 [HAc] = C HAc －[H 3O +] ，而C HAc 可以用NaOH 标准溶液通过滴定测得。这样，便可计算出该温度下的K a ，进而也可求得醋酸的解离度α。 ) HAc (]O H [3c + = α×100% ㈢实验器材 1.仪器 pH 计、50ml 碱式滴定管一支、25ml 移液管一支、10ml 刻度吸管一支、50ml 容量瓶3个、50ml 烧杯4个、250ml 锥形瓶3个、洗耳球 2.试剂 0.2 mol ·L -1HAc 溶液、0.20 mol ·L -1NaOH 标准溶液、酚酞指示剂 ㈣实验方法 1.醋酸溶液浓度的测定 用移液管吸取25.00ml0.2 mol ·L -1HAc 溶液，置于250 ml 锥形瓶中，加酚酞指示剂2~3滴。用NaOH 标准溶液滴定至溶液呈淡淡的粉红色，30秒内不褪色为止，即为终点。记录所用NaOH 标准溶液的体积。平行测定三次，求取平均值，计算c (HAc)（注意保留四位有效数字）。 把相关数据和实验结果填入下表：
弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性知识点及练习
培优教育一对一辅导教案讲义 科目：化学年级：高二姓名：教师：
COOH CH （ｇ）N 3Fe HCO 据此，下列判断中正确的是 A．该溶液中存在着SO2分子
C ．a 点K W 的数值比c 点K W 的数值大 D ．b 点酸的总浓度大于a 点酸的总浓度 5 甲酸甲酯水解反应方程式为： HCOOCH 3(l)＋H 2O(l) HCOOH(l)＋CH 3OH(l) H ＞0 某小组通过实验研究该反应(反应过程中体积变化忽略不计)。反应体系中各组分的起始量如下表： 甲酸甲酯转化率在温度T 1下随反应时间(t )的变化如下图： 102030405060708090 51015202530(10,3.0) (15,6.7)(20,11.2)(40,21.5) (80,24.0)(75,24.0) (50,22.9)转化率/%t /min (1)根据上述条件，计算不同时间范围内甲酸甲酯的平均反应速率，结果见下表： 请计算15～20 min 范围内甲酸甲酯的减少量为 mol ，甲酸甲酯的平均反应速率为_________mol ·min －1 (不要求写出计算过程)。 (2)依据以上数据，写出该反应的反应速率在不同阶段的变化规律及其原因： ___________。 (3)上述反应的平衡常数表达式为：K =) O H ()HCOOCH () OH CH ()HCOOH (233c c c c ??，则该反应在温度T 1下的K 值 为 。 (4)其他条件不变，仅改变温度为T 2(T 2大于T 1)，请在下图中画出温度T 2下甲酸甲酯转化率随反应时间变化的预期结果示意图。 102030405060708090 51015202530 t /min 转化率/% 6. 已知单位体积的稀溶液中，非挥发性溶质的分子或离子数越多，该溶液的沸点就 越高。则下列溶液沸点最高的是 ( )
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告 Ac-、HAc的平衡浓度；c为醋酸的起始浓度；Ka 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+]，[H] 根据电离度，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数Ka。 三、仪器和药品 仪器：移液管，吸量管，容量瓶，烧杯，锥形瓶，碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH计。 药品：HAc，标准缓冲溶液，酚酞指示剂，标准NaOH溶液。 四、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。 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的值。 3．测定醋酸溶液的pH值 用四个干燥的50mL烧杯分别取30～40mL上述三种浓度的醋酸溶液及未经稀释的HAc溶液，由稀到浓分别用pH计测定它们的pH值，并纪录室温。 4．计算电离度与电离平衡常数 根据四种醋酸的浓度pH值计算电离度与电离平衡常数。 五、数据纪录和结果 1、醋酸溶液浓度的标定 滴定序号 标准NaOH溶液的浓度/ mol·L-1 所取HAc溶液的量/mL 标准NaOH溶液的用量/ mL 实验测定HAc 测定值 溶液精确浓度/ mol·L-1 平均值 2、醋酸溶液的pH值测定及平衡常数、电离度的计算 t
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O.O1～O.OO3mol·L-1,温度298K) 化学式解离常数，K p K 醋酸HAc 1.76×1O-5 4.75 碳酸?H2CO3?K1=4.3O×lO－7 6.37 K2=5.61×1O－111O.25 草酸?H2C2O4?K1=5.9O×lO-2 1.23 K2=6.4O×lO-5 4.19 亚硝酸HNO2? 4.6×1O－4 (285.5K) 3.37 磷酸??H3PO4??K1=7.52×lO-3 2.12 K2=6.23×1O－87.21 K3=2.2×lO－13 (291K) 12.67 亚硫酸?H2SO3 ?K1=1.54×lO-2 (291K)? 1.81 K2=1.O2×lO-7 6.91 硫酸H2SO4K2=l.2O×lO－2 1.92 硫化氢?H2S ?K1=9.l×lO－8 (291K)?7.O4 K2=l.l×1O-1211.96 氢氰酸HCN 4.93×1O－1O9.31 铬酸?H2CrO4?K1=1.8×lO-1O.74 K2=3.2O×1O-7 6.49 *硼酸H3BO3 5.8×1O-1O9.24 氢氟酸HF 3.53×1O-4 3.45 过氧化氢H2O2 2.4×1O-1211.62 次氯酸HClO 2.95×1O－5 (291K) 4.53 次溴酸HBrO 2.O6×1O-98.69 次碘酸HIO 2.3×1O-111O.64 碘酸HIO3 1.69×1O－1O.77 砷酸 ?H3AsO4 ??K1=5.62×lO-3? (291K) 2.25 K2＝l.7O×lO－7 6.77 K3=3.95×1O－1211.4O 亚砷酸HAsO26×1O-1O9.22 铵离子NH4+ 5.56×1O-1O9.25 氨水NH3·H2O 1.79×1O－5 4.75 联胺N2H48.91×1O－7 6.O5
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
2 醋酸标准解离常数和解离度的测定
醋酸标准解离常数和解离度的测定 一．实验目的 1．测定醋酸的电离常数，加深对电离度的理解； 2．学习正确使用pH计。 3. 巩固移液管和滴定的基本操作及容量瓶的使用。 二．实验原理 醋酸（CH3COOH或简写成HAc）是弱电解质，在溶液中存在如下电离平衡： HAc→H++Ac– K i=[ H+][ Ac—]/[ HAc] [ H+]、[ Ac—]和[ HAc]分别为H+、Ac–、HAc的平衡浓度，K i为电离常数。 醋酸溶液的总浓度c可以用标准NaOH溶液滴定测得。其电离出来的H+离子的浓度可在一定温度下用pH计测定醋酸溶液的pH值，根据pH= – lg [ H+]关系式计算出来。另外，再从[ H+]= [Ac–]和[ HAc]= c–[ H+]关系式求出[Ac–]和[ HAc]，代入K i计算公式便可计算出该温度下的K i值。醋酸的电离度是[ H+]/ c。 三．仪器与试剂 仪器：酸度计，容量瓶（50 mL），吸量管（10 mL ），碱式滴定管（50 mL），锥形瓶（250 mL），烧杯（50 mL ） 试剂：标准NaOH（0.2 mol·L–1），HAc(0.2 mol·L–1)，酚酞指示剂 四．实验步骤 1. 用NaOH标准溶液测定醋酸溶液的浓度（准确到三位有效数字） 用移液管吸取三份25.00 mL 0.2 mol·L–1 HAc溶液，分别置于锥形瓶中，各加2~3滴酚酞指示剂。分别用NaOH溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟内不褪色为止。记录下所用NaOH溶液的毫升数。 2. 配制不同浓度的醋酸溶液 用吸量管或滴定管分别取2.50 mL，5.00 mL和25.00 mL已知其准确浓度的0.2 mol·L–1 HAc溶液于三个50 mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，制得0.01 mol·L–1、0.02 mol·L–1、0.1 mol·L–1 HAc溶液。 3. 测定0.01 mol·L–1、0.02 mol·L–1、0.1 mol·L–1和0.2mol·L–1HAc溶液的pH值 用四个干燥的50 mL 烧杯，分别取25 mL上述四种浓度的HAc溶液，由稀到浓分别用pH计测定它们的pH值，并记录温度（室温）。 4. 未知弱酸标准解离常数的测定 取10.00 mL未知一元弱酸的稀溶液，用NaOH滴定到终点，然后再加入10.00 mL该弱酸溶液，混合均匀，测其pH值。计算该弱酸的标准解离常数。
PH值的计算_电离平衡常数
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 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。 (1)0.1mol/L盐酸和0.06mol/LBa(OH)2溶液按等体积混合溶液的pH值等于多少？ (2)用pH＝4和pH＝11的强酸和弱碱混合，使pH＝10，求两溶液的体积比？
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(H 3O+)/cθ]，求出c(H 3 O+)，即x，代入上式，可求出一系列的Kθ a 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 Kθ a (HAc)，由于实验误差可能不完全相同，可用下列方式处理， 求p Kθ a (HAc) 平均 和标准偏差s： n ∑Kθai HAc i=1 Kθa HAc = ———————— n S = n ∑[ Kθ ai (HAc)- Kθ a （HAc）]2 i=1 —————————————— n-1
三．实验内溶（步骤）1．不同浓度醋酸溶液的配制 ①4号烧杯中倒入已知浓度HAc50ml ②自①中分别吸取 2.5 ml;5.0 ml;25 ml 已知浓度HAc溶液 ③放入1、2、 3号容量瓶 中 ④加蒸馏 水至刻 度,摇匀. 2.不同浓度醋酸溶液pH的测定 烧杯编号V(HAc)/ml V（H2O）/ml 1 2.50 47.50 2 5.00 45 3 25.00 25 4 50.00 0 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 编号c(HAc)/mol?L-1pH c(H3O+)/mol?L-1Kθai(HAc) _ Kθai(HAc) 1 0.005 3.5 3.16×10-4 2.1×10-5 2 0.05 3. 3 5.0×10-3 2.6×10-5 3 0.01 3.1 1.0×10-3 3.0×10-5 4 0.2 2.9 2.0×10-2 4.0×10-5 2.925×10-5 实验所测的4个p Kθ a (HAc)，由于实验误差可能不完全相同，可用下列方式处理， 求p Kθ a (HAc) 平均 和标准偏差s： n ∑Kθai HAc i=1 Kθa HAc = ———————— n S = n ∑[ Kθ ai (HAc)- Kθ a （HAc）]2 i=1 —————————————— n-1 Kθai(HAc) = 2.925×10-5S = 0.81×10-5