高考化學(xué) 考點(diǎn)43 電離平衡常數(shù)及相關(guān)計(jì)算學(xué)案（含解析）

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（1）對(duì)于一元弱酸HA：HAH++A?，電離常數(shù)K=。
（2）對(duì)于一元弱堿BOH：BOHB++OH?，電離常數(shù)K=。
（3）對(duì)于二元弱酸，如H2CO3：H2CO3H++，K1=；H++，K2=；且K1>K2。
2．意義：相同條件下，K越大→越易電離→酸(或堿)性越強(qiáng)
3．特點(diǎn)：多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(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
5．電離常數(shù)的三大應(yīng)用
（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)。
（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。
6．電離平衡常數(shù)相關(guān)計(jì)算(以弱酸HX為例)
（1）已知c(HX)和c(H+)，求電離常數(shù)
HX H+ + X?
起始(ml·L?1)：c(HX) 0 0
平衡(ml·L?1)：c(HX)?c(H+) c(H+) c(H+)
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)和電離常數(shù)，求c(H+)
HX H+ + X?
起始：c(HX) 0 0
平衡：c(HX)?c(H+) c(H+) c(H+)
則：K==。
由于K值很小，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。
考向一 電離平衡常數(shù)的影響因素及應(yīng)用
典例1 已知25℃時(shí)，K==1.75×10-5，其中K是該溫度下CH3COOH的電離平衡常數(shù)。下列說法正確的是（ ）
A．向該溶液中加入一定量的硫酸，K增大
B．升高溫度，K增大
C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大
D．向CH3COOH溶液中加入少量氫氧化鈉溶液，K增大
【答案】B
【解析】A. 向該溶液中加入一定量的硫酸時(shí)，若加入濃硫酸，濃硫酸溶于水放熱，K增大，若為稀硫酸，K不變，硫酸濃度未知，故A錯(cuò)誤；
B. 醋酸的電離是吸熱過程，溫度升高，K增大，故B正確
C. 向醋酸溶液中加水，溫度不變，K不變，故C錯(cuò)誤；
D. 向醋酸溶液中加氫氧化鈉，溫度不變，K不變，故D錯(cuò)誤。
答案選B。
1．（2020·河南南陽中學(xué)高三月考）已知部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表所示:
下列實(shí)驗(yàn)的反應(yīng)原理用離子方程式表示不正確的是( )
A．少量的SO2通入Na2CO3溶液中:SO2+H2O+2==+2
B．用碳酸氫鈉溶液檢驗(yàn)水楊酸中的羧基：+→+H2O+CO2↑
C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中:SO2+H2O+Ca2++2ClO-==CaSO3↓+2HClO
D．少量的SO2通入苯酚鈉溶液中：SO2+H2O+2 →2+ SO32-
【答案】C
【解析】由題干中電離平衡常數(shù)的信息可知，酸性強(qiáng)弱為：H2SO3>H2CO3>>HClO>苯酚>，再根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸的規(guī)律進(jìn)行解題。
A．由于酸性H2SO3>H2CO3，故少量的SO2通入Na2CO3溶液中:SO2+H2O+2==+2，A正確；
B．由于酸性H2CO3>苯酚>，故酚羥基不與反應(yīng)，故用碳酸氫鈉溶液檢驗(yàn)水楊酸中的羧基：+→+H2O+CO2↑，B正確；
C．HClO具有強(qiáng)氧化性，能把二氧化硫氧化為硫酸，所以少量的SO2通入Ca（ClO）2溶液中不生成CaSO3而是生成CaSO4，C錯(cuò)誤；
D．少量SO2通入苯酚鈉溶液中，反應(yīng)生成苯酚和亞硫酸鈉：SO2+H2O+2 →2+，D正確；
故答案為：C。
電離平衡常數(shù)的應(yīng)用
（1）判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。
（2）判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離平衡常數(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，但電離平衡常數(shù)不變，題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如：0.1 ml/L CH3COOH溶液中加水稀釋， QUOTE = QUOTE = QUOTE ，酸溶液加水稀釋，c(H+)減小，K值不變，則 QUOTE 增大。
考向二 電離平衡常數(shù)的有關(guān)計(jì)算
典例2 （1）已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的濃度為2.0 ml·L－1，溶液中的c(OH－)＝_____________ml·L－1。將SO2通入該氨水中，當(dāng)c(OH－)降至 1.0×10－7 ml·L－1時(shí)，溶液中的c(SOeq \\al(2－,3))/c(HSOeq \\al(－,3))＝______________。
（2）H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分?jǐn)?shù)(平衡時(shí)某物種的濃度占各物種濃度之和的分?jǐn)?shù))與pH的關(guān)系如圖所示。
H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4H2AsOeq \\al(－,4)＋H＋的電離常數(shù)為Ka1，則pKa1＝___________(pKa1＝－lg Ka1)。
【答案】（1）6.0×10－3 0.62
（2）2.2
【解析】（1）設(shè)氨水中c(OH－)＝x ml·L－1，根據(jù)NH3·H2O的Kb＝，則eq \f(x·x,2)＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根據(jù)H2SO3的Ka2＝，則＝，當(dāng)c(OH－)降至 1.0×10－7ml·L－1時(shí)，c(H＋)為1.0×10－7 ml·L－1，則＝eq \f(6.2×10－8,1.0×10－7)＝0.62。
（2）Ka1＝，K僅與溫度有關(guān)，為方便計(jì)算，在圖中取pH＝2.2時(shí)計(jì)算，此時(shí)c(H2AsOeq \\al(－,4))＝c(H3AsO4)，則Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。
2．（2019·沙坪壩·重慶一中高三月考）常溫時(shí)，向某濃度H2A溶液中逐滴加入1ml/LNaOH溶液，混合溶液中H2A、HA-和A2-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)（δ）隨pH變化的關(guān)系如圖所示。（碳酸：Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.61×10-11）下列敘述錯(cuò)誤的是（ ）
A．NaHA溶液與碳酸氫鈉反應(yīng)生成CO2
B．常溫下H2A的Ka2的數(shù)量級(jí)為10-5
C．向pH=4.2溶液中加水稀釋，減小
D．當(dāng)溶液中水的電離程度最大時(shí)，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A）
【答案】C
【解析】A.圖中點(diǎn)(1.2，0.5)，c(HA-)=c(H2A)，溶液的pH=1.2，則溶液中c（H+）=10-1.2，，點(diǎn)(4.2，0.5)，c（A2-）=c（HA-），溶液的pH=4.2，，均大于碳酸的Ka1=4.3×10-7，由強(qiáng)酸制取弱酸的原理可知，H2A或HA-可以與鹽溶液反應(yīng)生成CO2和H2O(即H2CO3)，所以NaHA溶液與碳酸氫鈉反應(yīng)生成CO2，A項(xiàng)正確；
B.當(dāng)c（A2-）=c（HA-）時(shí)溶液的pH=4.2，Ka2（H2A）=10-4.2，數(shù)量級(jí)為10-5，B項(xiàng)正確；
C.向pH=4.2溶液中加水稀釋，c（H+）減小，因?yàn)闇囟炔蛔?，所以不變，則增大，C項(xiàng)錯(cuò)誤；
D.恰好生成Na2A時(shí)，水的電離程度最大，由物料守恒可知 ，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A），D項(xiàng)正確；
答案選C。
1．下列關(guān)于弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)的敘述中，正確的是
A．因?yàn)殡婋x過程是吸熱過程，所以溫度越高，同一弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)越小
B．弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是用各微粒的平衡濃度表示的，所以弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)只與濃度有關(guān)
C．對(duì)于不同的弱酸，電離平衡常數(shù)越大，酸性一定越強(qiáng)，可以通過電離平衡常數(shù)的大小判斷弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱
D．弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度大小的一種方法
【答案】D
【解析】A、電離過程是吸熱過程，升高溫度，促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，電離平衡常數(shù)增大，故A錯(cuò)誤；B、電離平衡常數(shù)是用各微粒的平衡濃度表示的，電離平衡常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)類似，弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，故B錯(cuò)誤；C、電離平衡常數(shù)只受溫度的影響，應(yīng)是同一溫度下，電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，因此可以通過同溫下的電離平衡常數(shù)的大小判斷弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱，故C錯(cuò)誤；D、弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度大小的一種方法，同溫下，電離平衡常數(shù)越大，弱電解質(zhì)電離程度越大，故D正確。
2．根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學(xué)方程式正確的是
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：COeq \\al(2－,3)＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCOeq \\al(－,3)＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C．向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D．向NaClO溶液中通過量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
【答案】B
【解析】根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值可知，酸性H2CO3＞HClO＞HCOeq \\al(－,3)。向Na2CO3溶液中加少量氯水，不能生成CO2，而是生成HCOeq \\al(－,3)。
3．已知室溫時(shí)，0.1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述正確的是（ ）
A．該溶液的pH=3
B．升高溫度，溶液的 pH 增大
C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7
D．由 HA 電離出的約為水電離出的 的105倍
【答案】C
【解析】A．HA電離出的H+：c(H+)=0.1ml/L×0.1%=10-4 ml/L，水的電離此時(shí)受到HA電離出H+的抑制，故水產(chǎn)生的H+：c(H+)