2022高考化学第8章水溶液中的离子平衡第1节弱电解质的电离平衡考点2电离平衡常数讲与练含解析

水溶液中的离子平衡李仕才考点二　电离平衡常数　1．电离平衡常数(1)表示方法：对于弱电质AmBnmAn＋＋nBm－，K＝。①一元弱酸HA的电离平衡常数：根据HAH＋＋A－可表示为Ka＝。②一元弱碱BOH的电离平衡常数：根据BOHB＋＋OH－可表示为Kb＝。(2)意义：根据电离平衡常数值的大小，可以初步估算弱电解质的电离程度，K值越大，电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。(3)特点：电离平衡常数只与温度有关，与电解质的浓度无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大；多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。(4)影响因素：①内因：物质的结构。②外因：温度。同一反应，温度一定，K一定，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。2．有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。　　　　HX　　　　H＋　＋　X－10\n起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)则：K＝＝由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝，代入数值求解即可。(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。　　　　HX　　　　H＋　＋　X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)则：K＝＝由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka＝。(　×　)2．电离平衡常数可以表示弱电解质电离能力的相对强弱。(　√　)3．弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(　×　)4．对于0.1mol/L的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)变小。(　√　)5．向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，先增大再减小。(　×　)6．室温下，向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中不变。(　√　)7．CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小。(　√　)10\n1．对于多元弱酸的电离，由于Ka1≫Ka2≫Ka3，所以在利用电离平衡常数比较酸性强弱时，只比较第一步电离的平衡常数即可。2．电离平衡常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关。3．电离平衡常数的计算式中各微粒浓度都是达到电离平衡时的平衡浓度。一、电离平衡常数及影响因素1．下列关于电离常数的说法中正确的是(　　)A．电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱B．电离常数与温度无关C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数不同D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1<K2<K3解析：电离常数的大小直接反映了该弱电解质的电离能力强弱，A正确；电离常数的大小只与温度有关，因为弱电解质电离都吸热，温度升高，电离常数增大，除温度外，电离常数与其他因素无关，B、C错误；对于多元弱酸，第一步电离产生的H＋对第二步电离起抑制作用，故K1≫K2≫K3，D错误。答案：A2．液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(　　)A．c(A＋)随温度的升高而降低10\nB．35℃时，c(A＋)>c(B－)C．AB的电离程度：α(25℃)>α(35℃)D．AB的电离是吸热过程解析：由于K(25℃)<K(35℃)，故c(A＋)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，在任何温度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B错；由25℃和35℃时的平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K(25℃)<K(35℃)，因此AB的电离是吸热过程，D正确。答案：D3．下列说法正确的是(　　)A．电离常数受溶液浓度的影响B．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱C．电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大D．H2CO3的电离常数表达式：Ka＝解析：电离常数是温度的函数，与溶液浓度无关，A错误；电离常数可以表示弱电解质的相对强弱，B正确；酸中c(H＋)既与酸的电离常数有关，又与酸的浓度有关，C错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为Ka1＝，第二步电离常数表达式为Ka2＝，D错误。答案：B4．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)酸HXHYHZ电离常数K9×10－79×10－610－2A.三种酸的强弱关系：HX>HY>HZB．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生C．相同温度下，0.1mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大D．相同温度下，1mol·L－1HX溶液的电离常数大于0.1mol·L－1HX解析：表中电离常数大小关系：10－2>9×10－6>9×10－7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，可见A、C不正确。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。答案：B二、电离平衡常数的简单计算5．25℃时，0.1mol·L－1的某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列说法不正确的是(　　)10\nA．该溶液pH＝4B．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7D．升高温度，溶液的pH增大解析：c(H＋)＝(0.1×0.1%)mol·L－1＝10－4mol·L－1，故该溶液的pH＝4，A正确；溶液中由HA电离出的c(H＋)＝10－4mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水＝c(OH－)＝10－10mol·L－1，故溶液中由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍，B正确；溶液中的c(H＋)＝c(CH3COO－)＝10－4mol·L－1，c(CH3COOH)＝0.1mol·L－1－10－4mol·L－1，近似等于0.1mol·L－1，故此酸的电离平衡常数约为10－4×10－4/0.1＝1×10－7，C正确；升高温度，醋酸的电离程度增大，c(H＋)增大，溶液的pH减小，D错误。答案：D6．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)解析：H2CO3H＋＋HCOK1＝＝≈4.2×10－7。答案：4.2×10－7三、电离平衡常数的综合计算7．常温下，0.1mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝____________。解析：电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，因此c(HCOO－)＝c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＝(0.1＋10－10－10－4)mol·L－1＝0.1mol·L－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)mol·L－1＝10－4mol·L－1，所以Ka＝＝mol·L－1＝10－7mol·L－1。答案：10－7mol·L－18．在25℃下，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)。则溶液显________性(填“酸”“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝____________。解析：解法1：电荷守恒法：根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，由c(NH)＝c(Cl－)，可知c(H＋)＝c(OH－)，则溶液呈中性。由物料守恒：溶液中含氮的微粒为NH3·H2O和NH，全部来源于氨水，而等体积混合，体积加倍，浓度减半，因此，c(NH10\n)＋c(NH3·H2O)＝mol·L－1，则c(NH3·H2O)＝mol·L－1－c(NH)＝mol·L－1－c(Cl－)＝(－)mol·L－1，所以Kb＝mol·L－1＝mol·L－1。解法2：综合分析法：amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合发生反应：NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，因为溶液呈中性，则NH3·H2O过量，溶质为NH3·H2O和NH4Cl，c(NH)＝c(Cl－)＝mol·L－1。溶液存在平衡：NH3·H2ONH＋OH－和NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。由于溶液呈中性，可知NH3·H2O电离程度和NH的水解程度相等，即混合后溶液中c(NH3·H2O)与混合后反应余下的c(NH3·H2O)相等，c(NH3·H2O)＝mol·L－1；而混合后溶液中c(NH)与混合后生成的c(NH4Cl)相等；c(NH)＝mol·L－1；所以Kb＝mol·L－1＝mol·L－1。答案：中　mol·L－19．常温下，将amol·L－1CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的bmol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝________。解析：由电荷守恒和物料守恒可得所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)CH3COOHCH3COO－　＋　　H＋mol·L－1(－)mol·L－110－7mol·L－1Ka＝＝。答案：10．在一定条件下可用甲醇与CO反应生成醋酸消除CO污染。常温下，将amol·L－1的醋酸与bmol·L－1Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka10\n＝____________(用含a和b的代数式表示)。解析：根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝bmol·L－1所以c(H＋)＝c(OH－)溶液呈中性CH3COOHCH3COO－＋H＋－bb10－7Ka＝＝。答案：　电离平衡常数的应用根据酸碱的电离常数大小可进行以下判断(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。(4)判断微粒浓度比值的变化。弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如：0.1mol/LCH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，K值不变，则增大。1．运用电离常数判断可以发生的反应是(　　)酸电离常数(25℃)碳酸Ki1＝4.3×10－710\nKi2＝5.6×10－11次溴酸Ki＝2.4×10－9①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrOA．①③　　　B．②④　　　C．①④　　　D．②③解析：根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，①中次溴酸Ki＝2.4×10－9>碳酸Ki2＝5.6×10－11，能发生；次溴酸Ki＝2.4×10－9<Ki1＝4.3×10－7，可知④能发生，②和③都不能发生。答案：C2．部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3电离平衡常数(25℃)Ki＝1.77×10－4Ki＝4.9×10－10Ki1＝4.3×10－7Ki2＝5.6×10－11　下列选项错误的是(　　)A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋COB．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者大于后者解析：因Ki1(H2CO3)>Ki(HCN)>Ki2(H2CO3)，故HCN可与CO发生反应生成CN－和HCO，因此向含CN－的溶液中通入CO2发生的反应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，A项错误；利用甲酸与碳酸的电离平衡常数可知酸性：HCOOH>H2CO3，则HCOOH可与碳酸盐反应生成甲酸盐、CO2和H2O，B项正确；酸性：HCOOH>HCN，故等pH的HCOOH和HCN相比，HCN的物质的量浓度大，所以中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，C项正确；在等体积、等浓度的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，则在NaCN溶液中c(H＋)较小，而两溶液中c(Na＋)相等，故两溶液中所含离子数目前者大于后者，D项正确。答案：A3．25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：化学式CH3COOHH2CO3HClO电离平衡常数1.7×10－5K1＝4.3×10－7K2＝5.6×10－113.0×10－810\n请回答下列问题：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为______________________。(2)同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。(3)将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：________________________________________________________________________。(4)物质的量浓度均为0.1mol·L－1的下列四种物质的浓液：a.Na2CO3、b.NaClO、c.CH3COONa、d.NaHCO3，pH由大到小的顺序是________________(填字母)。(5)常温下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式中的数据变化情况为(填“变大”“变小”或“不变”)：①　________；②　________；③　________；④　________。(6)体积为10mLpH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是________________________________________________________________________________________________。解析：电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。(3)根据电离平衡常数可以判断：H2CO3>HClO>HCO，CO可以和HClO反应生成HCO和ClO－，所以少量CO2与NaClO溶液反应生成HCO。10\n(4)电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。(5)①加水稀释，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增多，所以变小；②Ka＝只与温度有关，加水稀释，Ka不变；③＝，加水稀释，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故增大；④＝＝，Ka、Kw只与温度有关，所以加水稀释不变。(6)根据图象分析知，起始时两种溶液中c(H＋)相同，故c(较弱酸)>c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H＋)一直大于较强酸的c(H＋)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－(3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO(4)a>b>d>c(5)①变小　②不变　③变大　④不变(6)大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大10