《2019高考化學(xué) 第8章（水溶液中的離子平衡）第1節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡 考點(diǎn)（2）電離平衡常數(shù)講與練（含解析）.doc》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019高考化學(xué) 第8章（水溶液中的離子平衡）第1節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡 考點(diǎn)（2）電離平衡常數(shù)講與練（含解析）.doc（11頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

水溶液中的離子平衡 李仕才 考點(diǎn)二　電離平衡常數(shù) 　 1．電離平衡常數(shù) (1)表示方法：對(duì)于弱電質(zhì)AmBnmAn＋＋nBm－，K＝。 ①一元弱酸HA的電離平衡常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－可表示為Ka＝。 ②一元弱堿BOH的電離平衡常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－可表示為Kb＝。 (2)意義：根據(jù)電離平衡常數(shù)值的大小，可以初步估算弱電解質(zhì)的電離程度，K值越大，電離程度越大，弱酸的酸性越強(qiáng)，弱堿的堿性越強(qiáng)。相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。 (3)特點(diǎn)：電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無(wú)關(guān)，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大；多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。 (4)影響因素： ①內(nèi)因：物質(zhì)的結(jié)構(gòu)。 ②外因：溫度。同一反應(yīng)，溫度一定，K一定，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。 2．有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例) (1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)。 　　　　HX　　　　H＋?。－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 則：K＝＝ 由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝，代入數(shù)值求解即可。 (2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)。 　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 則：K＝＝ 由于c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則：c(H＋)＝，代入數(shù)值求解即可。 判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“”) 1．H2CO3的電離平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka＝。(　　) 2．電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)電離能力的相對(duì)強(qiáng)弱。(　√　) 3．弱電解質(zhì)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。(　　) 4．對(duì)于0.1 mol/L的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH)c(OH－)變小。(　√　) 5．向CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水， 先增大再減小。(　　) 6．室溫下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中不變。(　√　) 7．CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小。(　√　) 1．對(duì)于多元弱酸的電離，由于Ka1?Ka2?Ka3，所以在利用電離平衡常數(shù)比較酸性強(qiáng)弱時(shí)，只比較第一步電離的平衡常數(shù)即可。 2．電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與弱電解質(zhì)濃度無(wú)關(guān)。 3．電離平衡常數(shù)的計(jì)算式中各微粒濃度都是達(dá)到電離平衡時(shí)的平衡濃度。 一、電離平衡常數(shù)及影響因素 1．下列關(guān)于電離常數(shù)的說法中正確的是(　　) A．電離常數(shù)越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱 B．電離常數(shù)與溫度無(wú)關(guān) C．不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)不同 D．多元弱酸各步電離常數(shù)相互關(guān)系為K1c(B－) C．AB的電離程度：α(25 ℃)>α(35 ℃) D．AB的電離是吸熱過程 解析：由于K(25 ℃)HY>HZ B．反應(yīng)HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生 C．相同溫度下，0.1 molL－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同溫度下，1 molL－1 HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 molL－1 HX 解析：表中電離常數(shù)大小關(guān)系：10－2>910－6>910－7，所以酸性排序?yàn)镠Z>HY>HX，可見A、C不正確。電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，D不正確。 答案：B 二、電離平衡常數(shù)的簡(jiǎn)單計(jì)算 5．25 ℃時(shí)，0.1 molL－1的某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列說法不正確的是(　　) A．該溶液pH＝4 B．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍 C．此酸的電離平衡常數(shù)約為110－7 D．升高溫度，溶液的pH增大 解析：c(H＋)＝(0.10.1%) molL－1＝10－4 molL－1，故該溶液的pH＝4，A正確；溶液中由HA電離出的c(H＋)＝10－4 molL－1，由水電離出的c(H＋)水＝c(OH－)＝10－10 molL－1，故溶液中由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍，B正確；溶液中的c(H＋)＝c(CH3COO－)＝10－4 molL－1，c(CH3COOH)＝0.1 molL－1－10－4 molL－1，近似等于0.1 molL－1，故此酸的電離平衡常數(shù)約為10－410－4/0.1＝110－7，C正確；升高溫度，醋酸的電離程度增大，c(H＋)增大，溶液的pH減小，D錯(cuò)誤。 答案：D 6．碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時(shí)，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.510－5 molL－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)K1＝________。(已知：10－5.60＝2.510－6) 解析：H2CO3H＋＋HCO K1＝＝≈4.210－7。 答案：4.210－7 三、電離平衡常數(shù)的綜合計(jì)算 7．常溫下，0.1 molL－1的HCOONa溶液的pH＝10，則HCOOH的電離常數(shù)Ka＝____________。 解析：電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，因此c(HCOO－)＝c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＝(0.1＋10－10－10－4) molL－1＝0.1 molL－1；物料守恒：c(HCOO－)＋c(HCOOH)＝c(Na＋)，所以c(HCOOH)＝c(Na＋)－c(HCOO－)＝c(Na＋)－[c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)]＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－4－10－10) molL－1＝10－4 molL－1，所以Ka＝＝ molL－1＝10－7 molL－1。 答案：10－7 molL－1 8．在25 ℃下，將a molL－1的氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH)＝c(Cl－)。則溶液顯________性(填“酸”“堿”或“中”)；用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝____________。 解析：解法1：電荷守恒法：根據(jù)電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，由c(NH)＝c(Cl－)，可知c(H＋)＝c(OH－)，則溶液呈中性。由物料守恒：溶液中含氮的微粒為NH3H2O和NH，全部來(lái)源于氨水，而等體積混合，體積加倍，濃度減半，因此，c(NH)＋c(NH3H2O)＝ molL－1，則c(NH3H2O)＝ molL－1－c(NH)＝ molL－1－c(Cl－)＝(－) molL－1，所以Kb＝ molL－1＝ molL－1。 解法2：綜合分析法：a molL－1的氨水與0.01 molL－1的鹽酸等體積混合發(fā)生反應(yīng)：NH3H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，因?yàn)槿芤撼手行裕瑒tNH3H2O過量，溶質(zhì)為NH3H2O和NH4Cl，c(NH)＝c(Cl－)＝ molL－1。溶液存在平衡：NH3H2ONH＋OH－和NH＋H2ONH3H2O＋H＋。由于溶液呈中性，可知NH3H2O電離程度和NH的水解程度相等，即混合后溶液中c(NH3H2O)與混合后反應(yīng)余下的c(NH3H2O)相等，c(NH3H2O)＝ molL－1；而混合后溶液中c(NH)與混合后生成的c(NH4Cl)相等；c(NH)＝ molL－1；所以Kb＝ molL－1＝ molL－1。 答案：中　 molL－1 9．常溫下，將a molL－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的b molL－1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka＝________。 解析：由電荷守恒和物料守恒可得 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－) CH3COOHCH3COO－ 　＋　 　H＋ molL－1 (－) molL－1 10－7 molL－1 Ka＝＝。 答案： 10．在一定條件下可用甲醇與CO反應(yīng)生成醋酸消除CO污染。常溫下，將a molL－1的醋酸與b molL－1 Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝____________(用含a和b的代數(shù)式表示)。 解析：根據(jù)2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－) 由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b molL－1 所以c(H＋)＝c(OH－) 溶液呈中性 CH3COOHCH3COO－＋H＋ －b b 10－7 Ka＝＝。 答案： 　電離平衡常數(shù)的應(yīng)用 根據(jù)酸堿的電離常數(shù)大小可進(jìn)行以下判斷 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。 (2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。 (4)判斷微粒濃度比值的變化。 弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 如：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀釋，＝＝，加水稀釋時(shí)，c(H＋)減小，K值不變，則增大。 1．運(yùn)用電離常數(shù)判斷可以發(fā)生的反應(yīng)是(　　) 酸 電離常數(shù)(25 ℃) 碳酸 Ki1＝4.310－7 Ki2＝5.610－11 次溴酸 Ki＝2.410－9 ①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 ②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ ③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ ④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO A．①③　　　B．②④　　　C．①④　　　D．②③ 解析：根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)中較強(qiáng)酸制備較弱酸的原理，①中次溴酸Ki＝2.410－9>碳酸Ki2＝5.610－11，能發(fā)生；次溴酸Ki＝2.410－9Ki(HCN)>Ki2(H2CO3)，故HCN可與CO發(fā)生反應(yīng)生成CN－和HCO，因此向含CN－的溶液中通入CO2發(fā)生的反應(yīng)為CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，A項(xiàng)錯(cuò)誤；利用甲酸與碳酸的電離平衡常數(shù)可知酸性：HCOOH>H2CO3，則HCOOH可與碳酸鹽反應(yīng)生成甲酸鹽、CO2和H2O，B項(xiàng)正確；酸性：HCOOH>HCN，故等pH的HCOOH和HCN相比，HCN的物質(zhì)的量濃度大，所以中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，C項(xiàng)正確；在等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中，均存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(R－)＋c(OH－)(R－＝HCOO－或CN－)，因CN－水解程度大，則在NaCN溶液中c(H＋)較小，而兩溶液中c(Na＋)相等，故兩溶液中所含離子數(shù)目前者大于后者，D項(xiàng)正確。 答案：A 3．25 ℃時(shí)，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示： 化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平 衡常數(shù) 1.710－5 K1＝4.310－7 K2＝5.610－11 3.010－8 請(qǐng)回答下列問題： (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)? ______________________。 (2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開______________________________________ _________________________________。 (3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應(yīng)的離子方程式：________________________________________________________________________。 (4)物質(zhì)的量濃度均為0.1 molL－1的下列四種物質(zhì)的濃液：a.Na2CO3、b.NaClO、c.CH3COONa、d.NaHCO3，pH由大到小的順序是________________(填字母)。 (5)常溫下0.1 molL－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況為(填“變大”“變小”或“不變”)： ①　________； ②　________； ③　________； ④　________。 (6)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是_______________________________________________________ _________________________________________。 解析：電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越小，其對(duì)應(yīng)酸根離子結(jié)合H＋能力越強(qiáng)。 (3)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷：H2CO3>HClO>HCO，CO可以和HClO反應(yīng)生成HCO和ClO－，所以少量CO2與NaClO溶液反應(yīng)生成HCO。 (4)電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (5)①加水稀釋，n(CH3COOH)減小，n(H＋)增多，所以變??； ②Ka＝只與溫度有關(guān)，加水稀釋，Ka不變； ③＝，加水稀釋，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，故增大； ④＝＝，Ka、Kw只與溫度有關(guān)，所以加水稀釋不變。 (6)根據(jù)圖象分析知，起始時(shí)兩種溶液中c(H＋)相同，故c(較弱酸)>c(較強(qiáng)酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大的多，故在整個(gè)稀釋過程中較弱酸的c(H＋)一直大于較強(qiáng)酸的c(H＋)，稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強(qiáng)，電離平衡常數(shù)大。 答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－ (3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO (4)a>b>d>c (5)①變小?、诓蛔儭、圩兇蟆、懿蛔? (6)大于　稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，酸性強(qiáng)，電離平衡常數(shù)大