nh3的电离平衡常数kb的测定[1].doc

K、Ka、Kb、Kw、Ksp、Kh计算专练1、已知某温度下CH3COOH的电离平衡常数Ka=1.96×10—5，求该温度下，0.1mol/L的CH3COOH 溶液中c（H+）= mol/L。

2、已知25℃时，NH3•H2O的电离平衡常数K b=1.79×10—5，求该温度下，1.79mol/L的溶液中NH4Cl溶液的pH约为。

3、已知25℃时，H3PO2的电离平衡常数Ka=1×10—2，该温度下，0.02mol/L的H3PO2溶液的pH为。

4、已知25℃时，H3PO3的电离平衡常数Ka1=1×10—2，Ka2=2.6×10—7，通过计算判断NaH2PO3溶液的酸碱性5、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(NH＋4)＝c(Cl－)，则溶液显__________(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K b＝__________________________________________________________。

6、常温下，将a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数K a＝________。

7、常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数K a＝________________(用含a 和b的代数式表示)。

8、温度为T时，向10L恒容密闭容器中充入2molNO和2molCO发生反应2NO（g）+2CO（g）N2（g）+2CO2（g）ΔH=—7746.5kJ/mol，5min时达平衡，测得0—5min内该反应速率v（N2）=0.016mol•L—1•min—1，求T温度时，该反应的平衡常数为。

电离平衡常数的求算方法――有关K a和K b的求解方法小结纵观近几年的高考，有三年涉及平衡常数Ka或Kb的计算，现将此类题的解题方法总结，以供大家一、守恒法：例题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 C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(NH 4*)=c(CI -)。

则溶液显______________ 性(填酸”碱“或中”)；用含a的代数式表示NH3出0的电离常数K b= _________ 。

解析：根据电荷守恒：c(NH 4*)+ c(H *)=c(Cl -)+ c(OH -),由c(NH 4*)=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( NH3H2O ) = a/2 mol/L- c(NH 4*)= a/2 mol/L- c(Cl -)= (a/2 -0.01/2 ) mol/L，所以K b= (0.01/2 x 10-7) / (a/2 -0.01/2 ) mol/L=10 -9/(a-0.01) mol/L。

例题2、(山东12.29 ) (4)NO 2可用氨水吸收生成NH4NO3。

25 C时，将amolNH 4NO3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___________ m ol- L-1o (NH3H2O的电离平衡常数取K b=2X10-5mol -L-1)解析：混合溶液为NH3H2O和NH4NO3的混合物。

【湖南省凤凰县高级中学2018届高三第2次模拟考试】27．（14分）利用工业治炼硫酸铜(含有Fe2+、AsO2–、Ca2+等杂质)提绝制备电镀硫酸铜的生产流程如下：已知：①Fe3+、Cu2+开始沉淀的pH分别2.7、5.4，完全沉淀的pH分别为3.7、6.4。

②K sp[Cu(OH)2]=2×10–20（1）溶解操作中需要配制含铜32g·L–1的硫酸铜溶液1.0L，需要称量冶炼级硫酸铜的质量至少为_________g。

（3）氧化后需要将溶液进行稀释及调节溶液的pH=5，则稀释后的溶液中铜离子浓度最大不能超过_______________mol·L–1。

（5）利用以上电镀级硫酸铜作为电解质溶液，电解粗铜(含锌、银、铂杂质)制备纯铜，写出阳极发生的电极反应式____________________________________________。

【齐鲁名校教科研协作体湖北、湖南、山东部分重点中学2019年高考冲刺模拟试卷】28.（14分）H2S和SO2是环境污染气体，已知：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H1=－483.6KJ/mol,H2(g)+S(g)=H2S(g)△H2=－20.1KJ/mol，H 2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)△H3>0[H2S与CO2在高温下反应制得羰基硫（COS)]（3）汽车尾气中的SO2用石灰水来吸收，生成亚硫酸钙浊液。

常温下，测得某纯CaSO3与水形成的浊液pH为9，已知K a1(H2SO3)=1.8×10-2，K a2(H2SO3)=6.0×10-9，忽略SO32-的第二步水解，K sp(CaSO3)=。

（5）利用如图所示装置(电极均为惰性电极)吸收SO2。

①电极A的电极反应方程式为。

②每消耗1molSO2，阳极区H+增大mol。

【洞口一中2019届高三理实班第九次月考】17.(8分)已知亚磷酸（H3PO3）的结构如图，是具有强还原性的二元弱酸，可以被银离子氧化为磷酸。

化学平衡常数的测定方法化学平衡常数（Kc）是描述在一定温度下，化学反应达到平衡时各生成物和反应物浓度比的一个数值。

化学平衡常数的测定方法有以下几种：1.实验测定法：通过实验测量反应物和生成物的浓度，然后根据化学平衡常数的表达式计算Kc值。

实验测定法包括等温滴定法、pH计法、电位滴定法等。

2.理论计算法：根据反应物和生成物的化学式和相对分子质量，以及反应的化学方程式，计算各物质的浓度，然后根据化学平衡常数的表达式计算Kc值。

3.平衡态法：在封闭系统中进行反应，通过改变温度、压力等条件，使反应达到平衡状态，然后根据实验数据计算Kc值。

4.光电滴定法：利用光电传感器检测反应物和生成物的浓度变化，通过数据处理计算Kc值。

5.温度梯度法：在不同温度下进行实验，测量各温度下的Kc值，然后根据温度对Kc值的影响关系，推算出在实际温度下的Kc值。

6.激光光谱法：利用激光光源和光谱仪，测量反应物和生成物的浓度，计算Kc值。

7.分子动力学模拟法：通过计算机模拟反应物和生成物的分子运动，计算平衡时的浓度比，从而得到Kc值。

8.线性代数法：根据反应物和生成物的化学式和相对分子质量，构建浓度矩阵，通过线性代数方法计算Kc值。

在实际操作中，可以根据具体反应和实验条件选择合适的测定方法。

需要注意的是，化学平衡常数Kc随着温度的变化而变化，因此在测定过程中应保持温度稳定。

此外，测定Kc值时还要注意避免实验误差，确保数据的准确性。

习题及方法：已知反应：N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)在一定温度下，测得氮气、氢气和氨气的浓度分别为0.5 mol/L、1.5 mol/L和0.2 mol/L。

求该温度下反应的平衡常数Kc。

根据化学平衡常数的定义，Kc = [NH3]^2 / ([N2] * [H2]^3)。

将已知浓度代入公式计算Kc值。

某温度下，反应：2HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g) 的平衡常数Kc为2。

若在该温度下，将HI的浓度从0.4 mol/L减半到0.2 mol/L，求新平衡时H2和I2的浓度。

第一节 电离平衡第二课时电离平衡常数第三章 水溶液中的离子反应与平衡1、构建电离平衡常数模型。

2、能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。

在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。

一、电离平衡常数阅读课本P57，总结电离平衡常数的概念1、概念2、表达式本质上也是平衡常数，所以表示方法一样电离方程式电离常数表达式CH3COOH NH3·H2O CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+Ka＝ c(H+)·c(CH3COO−)c(CH3COOH) NH3·H2O ⇌ NH4++ OH-K b = c(NH4+)·c(OH－)c(NH3·H2O)（1）一元弱酸、弱碱通常用K a、K b分别表示弱酸、弱碱的电离常数。

电离方程式电离常数表达式H2CO3 Cu(OH)2H2CO3 ⇌ H+ +HCO3−HCO3- ⇌ H+ +CO32−Ka1＝ c(H+)·c(HCO3−)c(H2CO3)Ka2＝ c(H+)·c(CO32−)c(HCO3−)Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH- Kb＝c(Cu2+ )·c2(OH−)c[Cu(OH)2]（2）多元弱酸、弱碱3、影响弱电解质电离常数的因素：内因：弱电解质的性质：电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。

外因：只与温度有关。

T越大， Ka（Kb）越大。

CH3COOH 25℃0℃电离平衡常数Ka=1.75×10-5Ka=1.65×10-525℃CH 3COOH HCN 电离平衡常数Ka=1.75×10-5Ka=4.9×10-10CH 3COOH 比HCN 酸性强4、电离平衡常数的意义H 3PO 4H + + H 2PO 4- Ka1=7.1H 2PO 4-H ++ HPO 42- Ka 2=6.2HPO 42-H + + PO 43- Ka 3=4.5多元弱酸的分步电离一步比一步难。

一、选择题1．硫酸是当今世界上最重要的化工产品之一，广泛应用于工业各个方面。

硫酸的生产工艺几经改进，目前工业上主要采用接触法制备硫酸。

接触室中发生如下反应：2SO2 + O2催化剂Δ2SO3。

该反应是氧化还原反应，下列说法正确的是A．SO2是氧化剂B．O2发生氧化反应C．O2失去电子D．SO3既是氧化产物又是还原产物2．磷元素的最高价为+5价，次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，具有较强还原性，下列有关次磷酸及其盐的说法正确的是A．次磷酸的电离方程式为H3PO2=H++-22H POB．NaH2PO2是次磷酸的酸式盐C．利用(H3PO2)进行化学制银反应中，1个H3PO2分子最多还原4个Ag+离子D．白磷与氢氧化钠溶液反应可得次磷酸盐，反应的化学方程式为P4+9NaOH=3Na3PO2+PH3↑+3H2O3．室温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是A．0.1mol·L−1FeCl3溶液中：Na+、I−、NO-3、K+B．透明溶液中：Cu2+、NH4 、NO-3、SO2-4C．使紫色石蕊变红的溶液中：Ba2+、K+、CH3COO−、Cl–D．0.1mol·L−1NaOH溶液中：Mg2+、Na+、SO2-4、HCO-34．已知：①2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O②6FeCl2+3Br2=4FeCl3+2FeBr3③Cl2+2KBr=Br2+2KCl。

根据上述反应，判断下列结论错误的是A．溶液中可发生反应：2FeCl2+Cl2=2FeCl3B．少量KMnO4溶液加入HBr和HCl的混合溶液中：HBr先被氧化C．氧化性强弱顺序为：KMnO4＞Cl2＞FeCl3＞Br2D．反应①中，MnCl2是KMnO4的还原产物5．下列物质的分类正确的一组是6．常温下，在溶液中可发生以下反应：①2KBr+Cl 2=2KCl+Br 2；②2KI+Cl 2=2KCl+I 2；③2KI+Br 2=2KBr+I 2由此判断下列说法正确的是()A ．溴元素在①和③中均被氧化B ．氧化性强弱顺序为：I 2＞Br 2＞Cl 2C ．还原性强弱顺序为：KI ＞KBr ＞KClD ．常温下也能进行如下反应：2KCl+Br 2=2KBr+Cl 2 7．能正确表示下列反应的离子方程式是A ．高锰酸钾溶液中滴入双氧水：24MnO -+3H 2O 2+6H +=2Mn 2++4O 2↑+6H 2O B ．电解MgCl 2水溶液：2Cl -+2H 2O电解2OH -+Cl 2↑+H 2↑C ．溴乙烷与NaOH 水溶液共热：CH 3CH 2Br+OH -加热−−−−−→Br -+CH 3CH 2OH D ．二氧化碳气体通入过量氨水：CO 2+NH 3·H 2O=43NH HCO +-+ 8．取某固体样品，进行如下实验：(1)取一定量的样品，加足量的水充分溶解，形成无色溶液； (2)取少量溶液，加入BaCl 2溶液，过滤得到滤液和滤渣； (3)取少量滤液，加AgNO 3和HNO 3溶液。

氨水电离平衡常数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使用【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 代表电离平衡常数，C 为氨水的初始浓度，[NH 4+] [NH 3] [OH -]分别为其电离平衡浓度一定温度下则有电离平衡常数K b如果测出氨水的浓度和该溶液的PH 值就可以根据上述公式计算出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，所以用甲基橙做指示剂，滴定终点由黄色变为橙红色。

2.[OH -]可由PH 值间接测出2. HCL 溶液的标定：由于盐酸易挥发出HCl 气体，所以不能有直接法配置，只能先配置近似浓度的溶液，再用适当的一级标准物Na 2CO 3标定之。

盐酸加入 Na 2CO 3溶液中：Na2CO3+2HCl ═2NaCl+H2O+CO2↑选用甲基橙做为指示剂，到滴定终点时，溶液由黄色变为橙红色 C （HCl ）=)()32(5)32(2Hcl V CO Na M CO Na m x1000（mol/l ）【仪器与试剂】仪器：PHS-2C 酸度计、滴定台、酸式滴定管（250ml ）、锥形瓶（250mlX6）、 烧杯（100mlX4）、移液管（10ml 、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶 （100mlX2、50mlX2）、分析天平。

试剂：1mol/L 氨水、0.1mol/LHCl 溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水Na 2CO 3【实验步骤】1. 0.1mol/LHCl 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0.1mol/LHCl 溶液，然后取20.00ml碳酸钠溶液于锥形瓶中，再加入2滴甲基橙做指示剂，摇匀，临近滴定终点时用蒸馏水将锥形瓶内壁冲洗一下。

06. 电离平衡常数一、知识梳理1、概念：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

2、符号：K（弱酸Ka，弱碱Kb）3、表示方法：AmBn mA n+ + nB m—K = [A n+]m [B m—]n[AmBn]如：CH 3COOH CH3COO－＋H＋Ka = [H+][CH3COO—] [CH3COOH]NH 3•H2O NH4+ + OH—Kb = [OH—][NH4+] [NH3•H2O]4、影响因素：电离平衡常数的大小主要由物质的本性和温度决定，T ，K5、K的意义：K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱比如说：Ka的意义：Ka ，达电离平衡时电离出的[H+] ，酸性；Kb的意义：Kb ，达电离平衡时电离出的[OH—] ，碱性。

Ka（HCN）= 6.2×10—10mol•L—1Ka（CH3COOH）= 1.7×10—5mol•L—1Ka（HF）= 6.8×10—4mol•L—1酸性：HF ＞CH3COOH ＞HCN6、电离度（α）：电离平衡常数表示电离的程度有时不够直观，为了更好的比较电解质的电离程度，人们又定义了“电离度”这个概念，相当于化学平衡中反应物的转化率。

表示已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率。

α= 已电离的溶质的分子数/原有溶质分子总数×100%二、典例分析6、已知25℃时，下列酸的电离常数：物质/酸醋酸氢氰酸氢氟酸甲酸电离常数/K a 1.75×10—5 4.93×10—107.2×10—4 1.77×10—4则物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的上述溶液酸性最强的是（）A．醋酸 B．氢氰酸C．氢氟酸D．甲酸考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡．分析：相同浓度的酸，酸的电离常数越大，电解质的酸性越强，据此分析解答．解答：相同浓度的酸，酸的电离常数越大，说明酸的电离程度越大，则酸的酸性越强，根据题意知，氢氟酸的电离平衡常数最大，所以氢氟酸的酸性最强，故选C．点评：本题考查弱电解质的电离，题目难度不大，本题注意电离平衡常数与酸性的强弱判断．三、实战演练1、物质的量浓度相同的下列物质的水溶液，酸性最强的是（）A．HCl B．H2SO4C．CH3COOH D．NaCl。

课时跟踪练22 氮及其氧化物 氨和铵盐[基础巩固]1．(2024·茂名质检)下列含氮物质的性质与用途具有对应关系的是( )A ．NH 3具有还原性，可用作制冷剂B ．N 2具有氧化性，可用作工业合成氨C ．NH 3具有碱性，可用于制备硝酸铵D ．NH 4Cl 易溶于水，可用作化肥解析：选B 。

A.NH 3的沸点低，易液化，液氨汽化时吸取大量的热，使四周环境温度降低，故可用作制冷剂，A 错误；B.N 2具有氧化性，与H 2发生反应生成NH 3，B 正确；C.NH 3 和水反应生成的一水合氨具有碱性，可用于制备硝酸铵，NH 3本身不具有碱性，C 错误；D.NH 4Cl 含有植物生长所需的氮元素，可用作化肥，D 错误。

2．(2024·广州第65中学开学考试)下列关于氨的试验装置正确的是( )A ．装置甲用于试验室制取氨B ．装置乙用于制备NaHCO 3C ．装置丙用于干燥氨D ．装置丁用于氨的尾气处理答案：D3．下列反应的离子方程式书写正确的是( )A ．试验室用氯化铵和熟石灰制氨：NH ＋4 ＋OH －=====△ NH 3↑＋H 2OB ．NaOH 溶液与NH 4Cl 溶液混合加热：NH ＋4 ＋OH －=====△ NH 3·H 2OC ．氨水中加入盐酸：NH 3·H 2O ＋H ＋===NH ＋4 ＋H 2OD ．氨水中加入氯化铁溶液：Fe 2＋＋2NH 3·H 2O===2NH ＋4 ＋Fe(OH)2↓解析：选C 。

A 项，该反应属于固固加热反应，不是离子反应；B 项，加热条件下NH 3·H 2O 分解为NH 3和H 2O ，离子方程式为NH ＋4 ＋OH －=====△ NH 3↑＋H 2O ；D 项，氨水中加入FeCl 3溶液应生成Fe(OH)3 沉淀，离子方程式为Fe 3＋＋3NH 3·H 2O===Fe(OH)3↓＋3NH ＋4 。

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。

2012级‎本科药学专‎业无机化学‎课程实验设‎计氨水的电离‎平衡常数k‎b的测定2012级‎本科药学专‎业17班3‎、4组姓名学号黄宗坪 20124‎0127李格辉 20124‎0139黄群夏20124‎0136李月娥 20124‎0132张晓艳 20124‎0134氨水的电离‎平衡常数k‎b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P ‎H 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，NH3在水‎中存在以下‎电离平衡 NH 3+H 2O→NH 4++OH -一定温度下‎，则有：k b =4[NH +][ OH-][NH3]kb 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NH ‎4+、OH -、NH3电离‎平衡浓度。

在纯的NH ‎3溶液中，[NH 4+]=[ OH -]=C α [NH 3]=c(1-α)则α=[ OH -]/C, 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P ‎H 值便可以‎根据上述公‎式求出kb ‎，C 可用HC ‎l 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‎H Cl 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Na2C ‎O 3标定之‎。

盐酸加入N ‎a 2CO3‎溶液中： Na2CO ‎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（250ml ‎）、烧杯（100ml ‎）、移液管（10ml 、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶（100ml ‎、50ml ）、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‎N a2CO ‎3【实验步骤】1、0.1mol/LHCl 酸‎溶液的标定‎： ①配置Na2‎C O3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‎N a2CO‎3，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。

专题06 水溶液中的离子平衡【母题来源】2021年高考广东卷【母题题文】鸟嘌呤（G）是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐（用GHCl表示）。

已知GHCl水溶液呈酸性，下列叙述正确的是A.0.001 mol/L GHCl水溶液加水稀释，pH升高B.0.001 mol/L GHCl水溶液的pH=3C.GHCl 在水中的电离方程式为：GHCl = G + HClD.GHCl 水溶液中：c（OH—）+ c（Cl—）= c（GH+）+ c（G）【答案】B【试题解析】A、0.001 mol/L GHCl水溶液呈酸性,加水稀释之后酸性降低，所以pH升高，A正确;B、GHCl为强酸弱碱盐，水解使溶液显酸性，因为水解存在水解平衡，所以0.001 mol/L GHCl的pH > 3，B错误;C、GHCl为强酸弱碱盐，在水中的电离方程式为GHCl =GH+ +C1-，C错误；D、由电荷守恒可知，GHCl水溶液中存在c(OH7) +c(Cl- )= c(GH+)+ c(H+)，D错误。

故答案为B。

【命题意图】结合图象考查溶液的酸碱性、pH的相关计算及粒子浓度的大小比较等，落实宏观辨识与微观探析、变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知等化学学科的核心素养。

【命题方向】电解质溶液是高考的必考题型，涉及的内容很多，如盐溶液中离子浓度的变化、水的离子积的变化、电离平衡常数、水解平衡常数、溶液pH的判断、水解离子方程式的书写、盐水解的应用、电荷守恒规律、物料守恒规律、质子守恒规律的应用，加入其他试剂对水解平衡的影响、稀释规律等。

高考试题对本部分能力点的考查以分析和解决化学问题能力、以接受、吸收整合化学信息能力等为主，试题难度适中。

在高考试题中经常将弱电解质的电离与溶液的酸碱性、盐类的水解、离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡等内容相结合，以图象的形式出现。

高考对本讲内容的考查仍将以外界条件对弱电解质电离平衡、水的电离平衡的影响，溶液中离子浓度大小比较，既与盐类的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，还注重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒等)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性；题型主要以选择题为主。

不同温度氨水解离常数
氨水（NH3）是一种弱碱，它在水中发生部分解离产生氢氧根离
子（OH-）和氨离子（NH4+）。

氨水的解离常数（Kb）是衡量其解离
程度的指标，它表示氨水解离产生氨离子和氢氧根离子的平衡浓度。

氨水的解离常数与温度有关，随着温度的升高，解离常数通常
会增大。

这是因为温度升高会增加反应速率，使得更多的氨水分子
发生解离。

然而，具体的不同温度下氨水的解离常数数值需要通过实验测
定得出。

下面是一些常见温度下氨水的解离常数的参考数值：
1. 25°C下的氨水解离常数（Kb）约为1.8 x 10^-5。

需要注意的是，这只是一个大致的数值，实际数值可能会因实
验条件、氨水浓度等因素而有所不同。

此外，还可以通过酸碱反应的平衡常数（Ka和Kw）来计算氨水
的解离常数。

氨水的解离产生氨离子和氢氧根离子的反应可以看作
是氨离子与水分子之间的酸碱反应。

根据酸碱反应的平衡常数关系，
可以得到氨水解离常数与水的离子积（Kw）和氨离子的酸解离常数（Ka）之间的关系。

综上所述，氨水的解离常数与温度有关，一般随着温度的升高
而增大。

具体的不同温度下氨水的解离常数需要通过实验测定得出。

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NH3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，NH3在水中存在以下电离平衡+ -NH3+H2O T NH4 +OHk 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=【NH +][°H-]疋[OH-]2/C（当解离度a <5%时C a[NH3]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HCI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、HCI溶液的标定：由于盐酸溶液易挥发出HCI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Na2CO3标定之。

盐酸加入Na2CO3溶液中：Na2CO3+2HCI=2NaCI+CO 2+H2O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2m(Na 2CO3)C (HCI) 1000 (moI/L)5M (Na2CO3)V(HCI)【仪器与试剂】仪器：PHS-2C酸度计、滴定台、酸式滴定管（25ml）、锥形瓶（250ml X 6 ）、烧杯（100ml X 4）、移液管（10ml、20ml ）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶（100ml X 2、50ml X 2）、分析天平试剂：1mol/L氨水、0.1mol/L-1HCI溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水Na2CO3 【实验步骤】1、0.1moI/LHCI酸溶液的标定：①配置Na2CO3标准溶液，用分析天平称取0.4~0.6g （精确至一0.0001g）分析纯无水Na2CO3，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。