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NH3的电离平衡常数kb的测定

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实验一 NH3的电离平衡常数kb的测定

【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→NH4++OH-

kb代表其电离平衡常数，C为氨水的初始浓度。[NH4+][ OH-] [NH3]分别为其电离平衡浓度。 一定温度下，则有：kb=4[NH+][ OH-][NH3]≈[OH-]2/C(当解离度α<5%时Cα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kb，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Na2CO3标定之。

盐酸加入Na2CO3溶液中：

Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2+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.

C（HCl）=23232m(NaCO)10005(a)(l)MNCOVHC (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×6）、烧杯（100ml×4）、移液管（10ml、20ml）、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶（100ml×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Na2CO3

【实验步骤】

1、0.1mol/LHCl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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20.00ml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，并在表1做好记录并处理。

2、0.1mol/L的氨水的配制：

用10ml的移液管吸取10.00ml 1mol/L氨水于100ml容量瓶中，配制成100.00ml溶液。

3、NH3·H2O溶液浓度的测定：

用20ml移液管吸取20.00ml 0.1mol/L的氨水于锥形瓶中，加入2滴甲基橙作为指示剂，用已知浓度的盐酸标准液进行滴定，至溶液变为橙红色，且30s不退色。表2记录数据并处理，平行滴定3次。

C（NH3）=CHClVHCl)󰀀

V(NH3)（）（ mol/L

4、PH值的测定：

取两个50ml容量瓶，分别加入已知准确浓度的氨水5.00ml、20.00分别稀释成50.00ml溶液。

取稀释后的氨水和稀释前的分别装入3个干燥的小烧杯中，用PHS-2C酸度计测其PH值，利用公式P（OH-）=14-PH求出P (OH-)从而得出[OH-].计算kb,于表3记录数据并处理。

【数据分析与处理】

日期： 温度：

表1. 0.1mol/LHCl酸溶液的标定

实验序号 1 2 3

甲基橙指示剂/滴 2 2 2

m（Na2CO3）

终点颜色变化 黄→橙红 黄→橙红 黄→橙红

V（Na2CO3）/ml 20.00 20.00 20.00

C（Na2CO3）/mol·L-1

V初（HCl）/ml 0.00 0.00 0.00

V末（HCl）/ml

V(HCl)/ml

V平均（HCl）/ml

C(HCl)/mol·L-1

C平均（HCl）/mol·L-1

相对平均偏差/%

室温：

表2. NH3·H2O溶液浓度的测定

实验序号 1 2 3

甲基橙指示剂/滴 2 2 2

终点颜色变化 黄→橙红 黄→橙红 黄→橙红

V（NH3·H2O）/ml 20.00 20.00 20.00

V终（HCl）/ml

V初（HCl）/ml 0.00 0.00 0.00

V(HCl)/ml

V平均(HCl)/ml

C(HCl)/mol·L-1

C（NH3·H2O）/mol·L-1

C平均（NH3·H2O）/mol·L-1

相对平均偏差/%

室温：

表3.氨水解离平衡常数的测定

实验序号 1 2 3

C原始（NH3·H2O）/mol·L-1

V原始（NH3·H2O）/ml 5.00 20.00 10.00

V总/ml 50.00 50.00 10.00

C稀释（NH3·H2O）/mol·L-1

PH

P(OH-)=14-PH

[OH-]/mol·L-1

kb

k平均

相对平均偏差/%

室温：

【思考与讨论】

【参考文献】

《基础化学实验》（第二版），人民卫生出版社

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第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较

第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较

第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较

[核心素养发展目标] 1.构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化。2.建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。

一、电离平衡常数

1．概念

在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用Ka、Kb表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。

2．电离平衡常数的表示方法

(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数

例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋

Ka＝cCH3COO－·cH＋cCH3COOH；

NH3·H2ONH＋4＋OH－

Kb＝cNH＋4·cOH－cNH3·H2O。

(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数

多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如：

H2CO3H＋＋HCO－3

Ka1＝cHCO－3·cH＋cH2CO3；

HCO－3H＋＋CO2－3

Ka2＝cH＋·cCO2－3cHCO－3。

多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3>……因此，当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。

3．意义

表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．电离常数的影响因素

(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由电解质的性质所决定。

(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。

5．电离常数的计算——三段式法

高中化学第8章 第54讲 水溶液中四大平衡常数的综合应用---2023年高考化学一轮复习(新高考)

高中化学第8章 第54讲 水溶液中四大平衡常数的综合应用---2023年高考化学一轮复习(新高考)

第54讲 水溶液中四大平衡常数的综合应用 复习目标 1.掌握四大平衡常数[Ka(Kb)、Kh、Kw、Ksp]的简单计算。2.利用题目信息或图像，结合离子平衡，解决实际问题。

1．四大平衡常数的比较

常数 符号 适用体系 影响因素 表达式

水的离子积常数 Kw 任意水溶液 温度升高，Kw增大 Kw＝c(OH－)·c(H＋)

电离常数 酸Ka 弱酸溶液

升温，K增大 HAH＋＋A－，电离常数Ka＝cH＋·cA－cHA

碱Kb 弱碱溶液 BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝cB＋·cOH－cBOH

盐的水解常数 Kh 盐溶液 升温，Kh增大 A－＋H2OOH－＋HA，水解常数Kh＝cOH－·cHAcA－

溶度积常数 Ksp 难溶电解质溶液 升温，大多数Ksp增大 MmAn的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·

cn(Am－)

注意 (1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。

(2)溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后Ksp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度Ka(或Kb)、Kh均变大。

2．四大平衡常数的应用

(1)判断平衡移动的方向

Q与Ksp的关系 平衡移动方向 结论

Q＞Ksp 逆向 溶液过饱和，有沉淀析出

Q＝Ksp 不移动 溶液饱和，处于平衡状态

Q＜Ksp 正向 溶液未饱和，无沉淀析出

(2)常数间的关系

①强碱弱酸盐：Kh＝KwKa；②强酸弱碱盐：Kh＝KwKb。

(3)判断离子浓度比值的大小变化。如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为cNH＋4·cOH－cNH3·H2O，此值不变，故cNH＋4cNH3·H2O的值增大。

(4)利用四大平衡常数进行有关计算。

类型一 四大平衡常数在平衡移动中的应用

1．室温下，通过下列实验探究NaHSO3溶液的性质。下列有关说法正确的是( )

几种平衡常数的计算

几种平衡常数的计算

几种平衡常数的计算6

1 / 2 几种平衡常数的计算

1.

一定条件下，将NO2与SO2以体积比1:2置于密闭容器中发生NO2（g）+SO2（g）SO3（g）+NO（g）， 测得平衡时NO2与SO2体积比为1:6，则平衡常数K＝ 。

2．已知在800K时，反应：CO（g）＋H2O（g） CO2（g）＋H2（g），若起始浓度c（CO）=2mol/L，c（H2O）=3mol/L，反应达到平衡时，CO转化成CO2的转化率为60%。若将H2O的起始浓度加大为6mol/L，试求CO转化为CO2的转化率

3．现有反应：CO（气） ＋ H2O（气）CO2（气）

＋ H2（气）放热反应；在850℃时，K＝1。

（1）若升高温度到950℃时，达到平衡时K__ ___l （填“大于”、“小于”、或“等于”）

（2）850℃时，若向一容积可变的密闭容器中同时充入1.0molCO，3.0molH2O，1.0molCO2和xmolH2，则：当x＝5.0时，上述反应向___________________（填“正反应”或“逆反应”）方向进行。若要使上述反应开始时向正反应方向进行，则x应满足的条件是________

4．将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：①NH4I(s)NH3(g)+HI(g)

②2HI(g)H2(g)+I2(g) 达到平衡时，c(H2)＝0.5 mol·L-1，c(HI)＝3 mol·L-1，，则此温度下反应①的平衡常数为

5．(1)化学平衡常数K表示可逆反应的进行程度，K值越大，表示可逆反应进行得越完全，K值大小与温度的关系是：温度升高，K值 (填“一定增大”、“一定减小”或“可能增大也可能减小”)。

(2)在一体积为10 L的容器中，通入一定量的CO和H2O，在800℃时发生如下反应：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)ΔH＜0，CO和H2O的物质的量浓度变化如图所示，则：

人教版 高考化学复习 核心素养微专题7四大平衡常数kakhkwksp的综合应用21

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四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)的综合应用

1.四大平衡常数的比较

常数 符号 适用

体系 影响因素 表达式

水的离

子积常数 Kw 任意水

溶液 温度升高,

Kw增大 Kw=

c(OH-)·c(H+)

电离

常数 酸Ka 弱酸

溶液

升温,

K值增大 HAH++A-,电离常数Ka=

碱Kb 弱碱

溶液 BOHB++OH-,电离常数Kb=

盐的水

解常数 Kh 盐溶液 升温,Kh

值增大 A-+H2O

OH-+HA,水解常数Kh=

溶度

积常数 Ksp 难溶电

解质溶液 升温,大

多数Ksp

值增大 MmAn的饱和溶液：Ksp=

cm(Mn+)·

cn(Am-)

2.四大平衡常数的应用

(1)常数间的关系。 ①Kh= ②Kh=

(2)判断离子浓度比值的大小变化。如将NH3·H2O溶液加水稀释,c(OH-)减小,由于电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。

(3)利用四大平衡常数进行有关计算。

【典例】(1)用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定体积均为20.00 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。

①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。

②V1和V2的关系：V1________V2(填“>”“=”或“<”)。

(2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为________。(用含a的代数式表示)。

【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算

【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ；

②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以V1