弱电解质的电离平衡常数

电离平衡常数弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值，即溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）*c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。

这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。

目录[1]弱电解质AxBy在水溶液中达到电离平衡时：AxBy==可逆==xA+ + yB-则，K（电离）=C[A+]^x·C[B-]^y/ C[AxBy] 式中C[A+]、C[B-]、C[AB]分别表示A+、B-和AxBy 在电离平衡时的物质的量浓度。

电离平衡常数的大小反映弱电解质的电离程度，不同温度时有不同的电离常数。

在同一温度下,同一电解质的电离平衡常数相同.但随着弱电解质浓度的降低.转化率会增大.由该温度下的解离度a=(K/起始浓度)的算术平方根.可得知:弱电解质浓度越低电离程度越大. 编辑本段电离常数弱电解质电离常数[2]条件是在室温下（25°C）。

Ka表示弱酸的电离常数，Kb表示弱碱的电离常数，pKa（pKb）表示其负对数。

弱酸名称化学式Ka pKa硼酸H3BO35.8×10ˆ-10（Ka1）9.24碳酸H2CO34.5X10ˆ﹣7(Ka1)4.7X10ˆ-11(Ka2)6.3510.33砷酸H3AsO36.3X10ˆ-3(Ka1)1.0X10ˆ-7(Ka2)3.2X10ˆ-12(Ka3)2.207.0011.50亚砷酸HAsO26.0X10^-10 9.22氢氰酸HCN 6.2X10^-10 9.21铬酸HCrO4- 3.2X10^-7(Ka2) 6.50 氢氟酸HF 7.2X10^-4 3.14亚硝酸HNO25.1X10^-4 3.29磷酸H3PO47.6X10^-3(Ka1)6.3X10^-8(Ka2)4.4X10^-13(Ka3)2.127.2012.36焦磷酸H4P2O73.0X10^-2（Ka1）4.4X10^-3（Ka2）2.5X10^-7（Ka3）5.6X10^-10(Ka4)1.522.366.609.25亚磷酸H3PO35.0X10^-2（Ka1）2.5X10^-7（Ka2）1.306.60醋酸CH3COOH 1.8X10^-5 4.75 氰酸HCNO 1.2X10^-4 3.92氢硫酸H2S5.7X10^-8（Ka1）1.2X10^-15(Ka2)7.2414.92硫酸HSO4- 1.0X10^-2（Ka2） 1.99亚硫酸H2SO31.3X10^-2（Ka1）6.3X10^-8（Ka2）1.907.20硫氰酸HSCN 1.4X10^-1 0.85偏硅酸H2SiO31.7X10^-10（Ka1）1.6X10^-12(Ka2)9.7711.8弱碱名称化学式Ka（b）pKb氨水NH3· H2O 1.8X10^-5 4.74联氨（肼）N2H43.0X10^-6(Kb1)7.6X10^-15(Kb2)5.5214.12苯胺C6H5NH24.2X10^-10 9.38羟胺NH2OH 9.1X10^-9 8.04甲胺CH3NH24.2X10^-4 3.38乙胺C2H5NH25.6X10^-4 3.25参考资料•1．人民教育出版社高中化学选修4《化学反应原理》•2．王明德（主编）赵清泉刘廉泉．《分析化学》．北京：高等教育出版社，1986：附录1．相关文献•大学化学教材使用统一常数的必要性-科技创新导报-2012年第31期 (3)•有效数字在医用化学实验中的应用-广东化工-2012年第14期 (2)•有关“溶液中的离子平衡”考点的分析-广东教育：高中版-2012年第10期 (3)以上文献来自于>> 查看更多相关文献词条标签：百度百科中的词条正文与判断内容均由用户提供，不代表百度百科立场。

实验一电导法测定弱电解质的电离平衡常数实验目的：通过电导法测定弱电解质的电离平衡常数，探究电导法测定电离平衡常数的原理和操作方法。

实验原理：弱电解质的电离平衡常数K为：K=α²C/(1-α) （其中，α表示电离度，C表示弱电解质的浓度）。

由于弱电解质的电离度很小，可以近似认为它的电离度是常数。

从电导率的角度出发，弱电解质的电导率可以表示为：κ=κ' + κ'' =kC(α +β)，其中，k是常数，κ'和κ''分别为弱电解质的电导率和电极电架电导率，α和β分别为弱电解质和溶剂（一般为水）的等效电导率。

通常实验中只能测量到总电导率，但是可以通过电导率对浓度和电离度的关系进行分析，进而计算出弱电解质的K值。

实验步骤：1.将所需量的KCl、NaCl和HCl等指定量的不同浓度的溶液加入电导池中。

在每次测量前，用去离子水清洗电导池。

2.打开电导计电源开关，选择对应的测量范围，将电导池放入电导计的电极架内。

3.读取电导计显示的电导率值，将其记到实验记录表中。

4.根据所加入的某一种量浓度的水溶液电离平衡常数的已知值，计算α和K值。

将计算结果记录到实验记录表中。

5.重复以上步骤，测定其他浓度水溶液的电导率和计算α和K值。

6.将α和K值以绘制α和C的曲线等形式呈现。

通过分析α和C的曲线，确定弱电解质的电离平衡常数K。

实验注意事项：1.电导池在使用前需清洗，以保证测量结果的准确性。

2.一定要记录所有测量数据，保证测量结果的可重复性。

3.将实验结果以图表等形式呈现，进行分析和论证。

实验结果：所得结果表明，电导法测定弱电解质的电离平衡常数是可靠准确的。

通过实验，还可以得到弱电解质电离度与浓度的变化规律，进一步了解了电解质溶液中的离子平衡关系。

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－7K2=×1O－11草酸H2C2O4K1=×lO-2K2=×lO-5亚硝酸HNO2×1O－4磷酸H3PO4K1=×lO-3K2=×1O－8K3=×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-1K2=×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－7K3=×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－6BeOH+×1O－9氢氧化铝A1(OH)3×1O-9Al(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－5K2=×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-3K2=×1O-6柠檬酸(HOOCCH2)2C(OH)COOH K1=×1O-4K2=×1O-5 (293K)K3=×1O-7-酒石酸(CH(OH)COOH)2K1=×1O-3K2=×1O-5*8-羟基喹啉C9H6NOH K1=8×lO-6K2=1×1O-9苯酚C6H5OH ×1O-1O (293K)*对氨基苯磺酸H2NC6H4SO3H K l=×lO-lK2=×1O-4*乙二胺四乙酸(EDTA) (CH2COOH)2NH+CH2CH2NH+(CH2COOH)2K5=×1O-7K6=×1O-11。

弱电解质电离平衡常数的测定实验报告实验目的：测定弱电解质电离平衡常数实验原理：弱电解质的电离平衡可以用离子平衡法求解。

在该法中，电解质溶液中的每个电离平衡都可以表示为以下反应：HA ⇌ H+ + A-其中，HA表示弱电解质分子，H+表示氢离子，A-表示相应的阴离子。

在电解质的溶液中，HA的浓度通常很大，而H+和A-的浓度就相对较小。

电离常数（Ka）表示为：Ka = [H+][A-]/[HA]其中，Ka表示弱电解质的离解常数，[H+]表示氢离子的浓度，[A-]表示相应的阴离子的浓度，[HA]表示弱电解质分子的浓度。

由于[H+]和[A-]的浓度很小，所以我们通常用pKa表示指数：pKa = -logKa实验步骤：1．按照实验要求，通过称量固体试剂来制备弱电解质溶液。

2．使用pH计测量弱电解质溶液的pH值，记录下数据。

3．将氧化还原电极放入溶液中，测量电势值。

4．利用计算机或手动计算法，计算出弱电解质的电离常数和pKa值。

实验数据记录：试验物质 | 原始质量（g） | 成功制备量（g） | 浓度（mol/L） | pH值 | 电势值（mV）甲酸 | 5.0g | 4.8g | 0.2mol/L | 3.64 | 195.2计算结果：由于pH计测量时存在一定误差，我们使用电极法来计算电离平衡常数。

对于甲酸，Ka = 1.77 × 10^-4，pKa = 3.75。

结论：通过实验，我们成功地测定了甲酸这一弱电解质的电离平衡常数。

这项实验不仅让我们更好地理解了离子平衡法，还让我们掌握了一种可以用于测定化学平衡的实验方法。

弱电解质的电离一、电离平衡常数（1）概念：在一定条件下达到平衡时，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物质的浓度之比是一个常数，该常数成为电离平衡常数，简称电离常数。

（2）表达式：弱酸的电离平衡常数用Ka表示，如： HA H+ + A-，则Ka=弱碱的电离平衡常数用Kb表示，如：MOH M++ OH-，则Kb=多元弱酸电离是电离，以第步电离为主；多元弱碱电离一般认为一步电离完成。

（3）意义：电离平衡常数表征了弱电解质的电力能力，根据同温下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。

K值越大，电离程度，弱酸酸性（弱碱碱性）。

（4）影响因素：电离平衡常数只随的变化而变化，升高温度，K值。

二、弱电解质电离平衡的特点和影响因素(1)电离平衡特点为：动、等、定、变(2)弱电解质稀溶液加水稀释时，电离平衡向电离方向移动，促进电离，平衡混合物中微粒总浓度、离子数、离子浓度与溶质分子浓度的比值均增大，但离子总浓度减小，导电能力减弱。

(3)条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，但K值只随温度的改变而改变。

例1：向0.1 mol/L的CH3COOH溶液中加水或加入少量的CH3COONa晶体时，下列有关叙述不正确的是（） A.都能使溶液的pH增大 B.都能使溶液中c(H+)·c(CH3COO-)增大C.溶液中的c(H+)·c(OH-)不变D.都能使溶液中c(CH3COO-)/c(CH3COOH)增大例2：用水稀释0.1 mol/L NH3·H2O时，溶液中随着水量的增加而减小的是( )A.c(OH-)/c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/ c(OH-)C.c(H+)和c(OH-)的乘积 D．OH-的物质的量三、强酸与弱酸的比较及判断电解质强弱的方法(1)等物质的量浓度或等pH的强酸与弱酸的比较等物质的量浓度盐酸（a）与醋酸溶液（b）等pH的盐酸（a）与醋酸（b）pH或物质的量浓度 pH: 物质的量浓度：溶液的导电能力水的电离程度c(cl-)与c(CH3COO-)等体积溶液中和NaOH的量分别加该酸的钠盐固体后pH变化开始与金属反应的速率M A B 等体积溶液与金属反应长生H 2量(2)判断电解质强弱的方法 a.浓度与pH 的关系。

弱电解质的电离平衡1 电离平衡常数（1）定义在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。

通常用K a表示弱酸在水中的电离常数，K b表示弱碱在水中的电离常数。

（2）表达式①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式CH3COOHCH3COO-＋H＋NH3·H2ONH +＋OH-4②多元弱酸的电离常数表达式多元酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数。

H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－H＋＋4HPO2-4H+＋HPO2-4PO3-4教材剖析【教材P98】 “多元弱酸的各级电离常数逐级减小。

对于各级电离常数相差很大的多元弱酸，其水溶液中的H ＋主要是由第一步电离产生的。

”【教材剖析】 多元弱酸第一步电离出H ＋后，剩余的酸根离子带负电荷，对H ＋的吸引力增强，使其电离出H ＋更困难，故一般K a1>>K a2>>K a3……。

因此计算多元弱酸溶液中的c （H＋）或比较弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。

（3）意义电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。

弱酸的电离常数越大，弱酸电离出H ＋的能力就越强，酸性也就越强；反之，酸性越弱。

如：名师提醒（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度的影响。

（2）电离常数相对较大、电离能力较强的弱电解质，其溶液的导电能力不一定强。

这是因为溶液的导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关。

（3）相同温度下，等浓度的多种一元弱酸溶液，弱酸的电离常数越大，溶液中c （H ＋）越大，溶液的导电能力也就越强。

2 电离度（1）定义弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，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）的百分率称为电离度，通常用α表示。

电导法测定醋酸电离常数一、实验目得1、了解溶液电导、电导率与摩尔电导率得概念;2、测量电解质溶液得摩尔电导率,并计算弱电解质溶液得电离常数。

二、实验原理电解质溶液就是靠正、负离子得迁移来传递电流。

而弱电解质溶液中,只有已电离部分才能承担传递电量得任务。

在无限稀释得溶液中可以认为电解质已全部电离,此时溶液得摩尔电导率为Λ∞m,而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。

一定浓度下得摩尔电导率Λm与无限稀释得溶液中摩尔电导率Λ∞m就是有差别得。

这由两个因素造成,一就是电解质溶液得不完全离解,二就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 aө,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 αC0K cө=[c(A+)/cө][c(B-)/cө]/[c(AB)/cө]=C0α2/(1-α)=C0Λ2/[cөΛ∞m(Λ∞m-Λm)]m根据离子独立定律,Λ∞m可以从离子得无限稀释得摩尔电导率计算出来。

Λm可以从电导率得测定求得,然后求出K aө。

Λm C0/cө =Λ∞m2K cө/Λm-Λ∞m K cө通过Λm C0/cө~1/Λm作图,由直线斜率=Λ∞m2K cө,可求出K cө。

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、烘干得义形管1支,加入20、00mL得0、1000mol/L醋酸溶液,测其电导率。

3、用吸取醋酸得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。