備戰(zhàn)2025年高考化學(xué)考點(diǎn)一遍過(guò)考點(diǎn)43電離平衡常數(shù)及相關(guān)計(jì)算教案（Word版附解析）

這是一份備戰(zhàn)2025年高考化學(xué)考點(diǎn)一遍過(guò)考點(diǎn)43電離平衡常數(shù)及相關(guān)計(jì)算教案（Word版附解析），共14頁(yè)。
（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 相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離平衡常數(shù)，下列判斷正確的是
A．從電離平衡常數(shù)可以判斷，HX 和 HY 屬于弱酸，HZ 屬于強(qiáng)酸
B．三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HX> HY > HZ
C．反應(yīng)X- + HZ=== Z-+ HX能夠發(fā)生
D．相同溫度下，0.1 ml/L HY 溶液的電離平衡常數(shù)大于 0.01 ml/L HY 溶液的電離平衡常數(shù)
【解析】相同溫度下，電離平衡常數(shù)可衡量酸的強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越小酸越弱，強(qiáng)酸完全電離，結(jié)合強(qiáng)酸能制取弱酸原理分析解答。
A． 由表中數(shù)據(jù)可知，HZ不能完全電離，HZ也是弱酸，A項(xiàng)錯(cuò)誤；B．相同溫度下，電離平衡常數(shù)越小酸越弱，由表中數(shù)據(jù)可知，三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系是：HZ >HY>HX，B項(xiàng)錯(cuò)誤；C．由表中數(shù)據(jù)知酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HZ>HX，根據(jù)“較強(qiáng)酸制較弱酸”規(guī)律，HZ能制取HX，該反應(yīng)能夠發(fā)生，C項(xiàng)正確；D．電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，所以相同溫度下，0.1 ml/L HY 溶液的電離平衡常數(shù)與 0.01 ml/L HY 溶液的電離平衡常數(shù)相同，D項(xiàng)錯(cuò)誤；答案選C。
【答案】C
1．已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10?4、4.6×10?4、4.9×10?10分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)：
①NaCN+HNO2HCN+NaNO2，
②NaCN+HFHCN+NaF，
③NaNO2+HFHNO2+NaF。
由此可判斷下列敘述中，不正確的是
A．HF的電離平衡常數(shù)為7.2×10?4
B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10?10
C．根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)弱
D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小
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(lái)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 c(CH3COO-)c(CH3COOH) = QUOTE c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH)·c(H+) = QUOTE Kc(H+) ，酸溶液加水稀釋，c(H+)減小，K值不變，則 QUOTE c(CH3COO-)c(CH3COOH) 增大。
考向二 電離平衡常數(shù)的有關(guān)計(jì)算
典例1 （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)。
【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。
【答案】（1）6.0×10－3 0.62
（2）2.2
2．已知25 ℃時(shí)弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)=1.8×10?5，Ka(HSCN)=0.13。
（1）將20 mL、0.10 ml·L?1 CH3COOH溶液和20 mL、0.10 ml·L?1的HSCN溶液分別與0.10 ml·L?1的NaHCO3溶液反應(yīng)，實(shí)驗(yàn)測(cè)得產(chǎn)生CO2氣體體積(V)與時(shí)間(t)的關(guān)系如圖。
反應(yīng)開始時(shí)，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因 ；反應(yīng)結(jié)束后所得溶液中c(SCN?) c(CH3COO?)(填“>”“=”或“Ka(HY)>Ka(HZ)，則物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ溶液的pH由大到小的順序是
A．NaX>NaY>NaZB．NaX>NaZ>NaY
C．NaY>NaZ>NaXD．NaZ>NaY>NaX
5．已知室溫時(shí)，0.1 ml·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)誤的是
A．該溶液的pH＝4
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c(H＋)約為由水電離出的c(H＋)的106倍
6．已知25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亞硫酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列敘述正確的是
A．25 ℃，等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四種溶液中，堿性最強(qiáng)的是Na2CO3
B．將0.1 ml·L－1的醋酸不斷加水稀釋，所有離子濃度均減小
C．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO
D．少量SO2通入CH3COONa溶液中反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋2CH3COO－===＋2CH3COOH
7．酸在溶劑中的電離實(shí)質(zhì)是酸中的H＋轉(zhuǎn)移給溶劑分子，如HCl＋H2O===H3O＋＋Cl－。已知H2SO4和HNO3在冰醋酸中的電離平衡常數(shù)分別為Kal(H2SO4)＝6.3×10－9，Kal(HNO3)＝4.2×10－10。下列說(shuō)法正確的是
A．H2SO4在冰醋酸中的電離方程式為H2SO4＋2CH3COOH===SOeq \\al(2－,4)＋2CH3COOHeq \\al(＋,2)
B．H2SO4在冰醋酸溶液中：c(CH3COOHeq \\al(＋,2))＝c(HSOeq \\al(－,4))＋2c(SOeq \\al(2－,4))＋c(CH3COO－)
C．濃度均為0.1 ml·L－1的H2SO4或HNO3的冰醋酸溶液：pH(H2SO4)>pH(HNO3)
D．向HNO3的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，eq \f(c?CH3COOH\\al(＋,2)?,c?HNO3?)的值減小
8．常溫下，用0.1 ml·L-1的CH3COOH 溶液滴定20 mL 0.1 ml·L-1的NaOH溶液，當(dāng)?shù)渭覸 mL CH3COOH溶液時(shí)，混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka，忽略混合時(shí)溶液體積的變化，下列關(guān)系式正確是
A．Ka= B．V=
C．Ka=D．Ka=
9．25 ℃時(shí)，電離平衡常數(shù)：
回答下列問(wèn)題：
（1）下列四種離子結(jié)合質(zhì)子的能力由大到小的順序是__________(填標(biāo)號(hào))。
a．COeq \\al(2－,3) b．ClO－ c．CH3COO－ d．HCOeq \\al(－,3)
（2）下列反應(yīng)不能發(fā)生的是__________。
A．COeq \\al(2－,3)＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O
B．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO
C．COeq \\al(2－,3)＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－
D．2ClO－＋CO2＋H2O===COeq \\al(2－,3)＋2HClO
（3）用蒸餾水稀釋0.10 ml·L－1的醋酸，則下列各式表示的數(shù)值隨水量的增加而增大的是__________。
A．eq \f(c(CH3COOH),c(H＋)) B．eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))
C．eq \f(c(H＋),Kw) D．eq \f(c(H＋),c(OH－))
（4）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(guò)程pH變化如圖，則HX的電離平衡常數(shù)__________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)醋酸的電離平衡常數(shù)，稀釋后，HX溶液中水電離出來(lái)的c(H＋)__________醋酸溶液中水電離出來(lái)的c(H＋)。
10．已知:
（1）為了證明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同學(xué)分別設(shè)計(jì)以下實(shí)驗(yàn)進(jìn)行探究。
①甲同學(xué)取一定體積的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊試液，顯紅色，再加入NaF固體觀察到的現(xiàn)象是___________，則證明HF為弱酸。
②乙同學(xué)取10 mL未知濃度的HF溶液，測(cè)其pH為a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL。再測(cè)其pH為b，若要認(rèn)為HF為弱酸，則a、b應(yīng)滿足的關(guān)系是bHCN，反應(yīng)③說(shuō)明HF>HNO2，C、D正確。
2．【答案】（1）Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H+)：HSCN>CH3COOH，c(H+)大反應(yīng)速率快 >
（2） QUOTE c(H+)·c(F-)c(HF) = QUOTE 1×10-4×1.6×10-34.0×10-4 =4×10?4
【解析】（1）電離平衡常數(shù)大的電離出的離子濃度大，反應(yīng)開始時(shí)，兩種溶液產(chǎn)生CO2的速率明顯不同的原因是Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H+)：HSCN>CH3COOH，c(H+)大，反應(yīng)速率快。因酸性HSCN>CH3COOH，故CH3COO?水解程度大于SCN?，故c(SCN?)>c(CH3COO?)。
（2）電離平衡常數(shù)Ka(HF)= QUOTE c(H+)·c(F-)c(HF) = QUOTE 1×10-4×1.6×10-34.0×10-4 =4×10?4。
考點(diǎn)沖關(guān)
1．【答案】D
【解析】A、電離過(guò)程是吸熱過(guò)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(guò)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．【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．【答案】B
【解析】同一弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)，只受溫度的影響，升高溫度，電離平衡常數(shù)增大。
4．【答案】D
【解析】酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性越強(qiáng)，相應(yīng)的鈉鹽越不容易水解，溶液的堿性越弱，pH越小，故三種鹽溶液的pH由大到小的順序是NaZ>NaY>NaX。
5．【答案】B
【解析】根據(jù)HA在水中的電離度可算出c(H＋)＝0.1%×0.1 ml·L－1＝10－4 ml·L－1，所以pH＝4，A正確；因HA在水中存在電離平衡，升高溫度促進(jìn)平衡向電離的方向移動(dòng)，所以c(H＋)將增大，pH會(huì)減小，B錯(cuò)誤；可由電離平衡常數(shù)表達(dá)式算出Ka＝≈＝1×10－7，C正確；溶液中c(H＋)≈c酸(H＋)＝10－4 ml·L－1，所以c水(H＋)＝c(OH－)＝10－10 ml·L－1，c酸(H＋)約是c水(H＋)的106倍，D正確。
6．【答案】A
【解析】根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，酸性：亞硫酸＞醋酸＞碳酸＞亞硫酸氫根離子＞次氯酸＞碳酸氫根離子。A項(xiàng)，相同物質(zhì)的量濃度的含有弱酸根離子的鈉鹽溶液，對(duì)應(yīng)酸的酸性越弱，則酸根離子水解程度越大，溶液中氫氧根離子濃度越大，pH越大，水解程度：CH3COO－＜＜ClO－＜，所以堿性最強(qiáng)的是Na2CO3，正確；B項(xiàng)，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的電離程度增大，但是溶液中氫離子濃度減小，由于Kw不變，所以氫氧根離子濃度增大，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，反應(yīng)生成的次氯酸能夠氧化亞硫酸根離子，生成CaSO4，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反應(yīng)生成醋酸和亞硫酸氫根離子，反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋CH3COO－===＋CH3COOH，錯(cuò)誤。
7．【答案】B
【解析】由于Kal(H2SO4)＝6.3×10－9，則H2SO4在冰醋酸中部分電離，電離方程式為H2SO4＋CH3COOHHSOeq \\al(－,4)＋CH3COOHeq \\al(＋,2)，A錯(cuò)誤；H2SO4在冰醋酸溶液中存在質(zhì)子守恒關(guān)系：c(CH3COOHeq \\al(＋,2))＝c(HCOeq \\al(－,4))＋2c(SOeq \\al(2－,4))＋c(CH3COO－)，B正確；H2SO4、HNO3在冰醋酸溶液中電離平衡常數(shù)越大，pH越小，則有pH(H2SO4)H2CO3>HClO>HCOeq \\al(－,3)，根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸原則判斷。COeq \\al(2－,3)＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O：H2CO3的酸性小于CH3COOH，所以CH3COOH能夠制取H2CO3，該反應(yīng)能夠發(fā)生，故A不符合題意；ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO：CH3COOH的酸性大于HClO，CH3COOH能夠制取HClO，該反應(yīng)能夠發(fā)生，故B不符合題意；COeq \\al(2－,3)＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－：HClO的酸性小于H2CO3，該反應(yīng)無(wú)法發(fā)生，故C符合題意；2ClO－＋CO2＋H2O===COeq \\al(2－,3)＋2HClO：由于酸性：H2CO3＞HClO＞HCOeq \\al(－,3)，則H2CO3與ClO－反應(yīng)只能生成HCOeq \\al(－,3)，不會(huì)生成COeq \\al(2－,3)，該反應(yīng)不能發(fā)生，故D符合題意。
（3）加水稀釋醋酸促進(jìn)醋酸電離，H＋物質(zhì)的量增大，醋酸分子的物質(zhì)的量減小，所以eq \f(c(CH3COOH),c(H＋))的比值減小，故A錯(cuò)誤；加水稀釋醋酸促進(jìn)醋酸電離，CH3COO－物質(zhì)的量增大，醋酸分子的物質(zhì)的量減小，則eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))的比值增大，故B正確；加水稀釋促進(jìn)醋酸電離，但H＋濃度減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以eq \f(c(H＋),Kw)的比值減小，故C錯(cuò)誤；加水稀釋醋酸促進(jìn)醋酸電離，H＋濃度減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，則OH－濃度增大，eq \f(c(H＋),c(OH－))的比值減小，故D錯(cuò)誤。
（4）加水稀釋促進(jìn)弱酸電離，pH相同的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的酸酸性強(qiáng)，變化小的酸酸性弱；酸或堿抑制水電離，酸中H＋或堿中OH－濃度越大其抑制水電離程度越大，根據(jù)圖知，pH相同的醋酸和HX稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化大，則HX的酸性大于醋酸，所以HX的電離平衡常數(shù)大于醋酸，稀釋后醋酸中H＋濃度大于HX，所以醋酸抑制水電離程度大于HX，則HX溶液中水電離出來(lái)的 c(H＋)大于醋酸溶液中水電離出來(lái)的c(H＋)。
10．【答案】（1）①紅色變淺 ②a+2 ③1.0×10-3
（2） 1∶1 4.0×10-4(取pH=4時(shí)，查圖中數(shù)據(jù)計(jì)算得到)
【解析】（1）①HF在溶液中電離出氫離子和氟離子，溶液顯酸性，滴入2滴紫色石蕊試液，顯紅色，再加入NaF固體，HF的電離平衡向逆方向移動(dòng)，氫離子濃度減小，溶液的紅色變淺，證明HF存在電離平衡，即HF為弱酸；②乙同學(xué)取10 mL未知濃度的HF 溶液，測(cè)其pH為a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，體積增大102倍，弱酸加水稀釋會(huì)促進(jìn)弱酸的電離，稀釋102倍，pH變化小于2個(gè)單位，所以稀釋后pH=b