备战2021 高考化学 考点43 电离平衡常数及相关计算（原卷版）

备战2021 高考化学 考点43 电离平衡常数及相关计算（原卷版）

考点 43 电离平衡常数及相关计算 1．表达式 （1）对于一元弱酸 HA：HA H++A−，电离常数 K= H A HA c c c  （ ）（ ） （ ） 。 （2）对于一元弱碱 BOH：BOH B++OH−，电离常数 K= B OH BOH c c c  （ ）（ ） （ ） 。 （3）对于二元弱酸，如 H2CO3：H2CO3 H++ 3HCO ，K1= 3 2 3 H HCO H CO c c c  （ ）（ ） （ ） ； 3HCO H++ 2 3CO  ， K2= 2 3 3 H CO HCO c c c    （ ）（ ） （ ） ；且 K1>K2。 2．意义：相同条件下，K 越大→越易电离→酸(或碱)性越强 3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是 K1 ≫ K2……，所以其酸性主要决定于第一步 电离。 4．影响因素 5．电离常数的三大应用 （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。 （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。 6．电离平衡常数相关计算(以弱酸 HX 为例) （1）已知 c(HX)和 c(H+)，求电离常数 HX H+ + X− 起始(mol·L−1)：c(HX) 0 0 平衡(mol·L−1)：c(HX)−c(H+) c(H+) c(H+) 则：K= H X HX c c c  （ ）（ ） （ ） = 2 H HX H c c c   （ ） （ ）-（ ） 。 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= 2 H HX c c （ ） （ ） ， 代入数值求解即可。 （2）已知 c(HX)和电离常数，求 c(H+) HX H+ + X− 起始：c(HX) 0 0 平衡：c(HX)−c(H+) c(H+) c(H+) 则：K= H X HX c c c  （ ）（ ） （ ） = 2 H HX H c c c   （ ） （ ）-（ ） 。 由于 K 值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H+) ≈c(HX)，则：c(H+)= HXK c（ ），代 入数值求解即可。 考向一 电离平衡常数的影响因素及应用 典例 1 已知 25℃时，K= - + 3 3 c(CH COO ) c(H ) c(CH COOH)  =1.75×10-5，其中 K 是该温度下 CH3COOH 的电离平衡常数。 下列说法正确的是（ ） A．向该溶液中加入一定量的硫酸，K 增大 B．升高温度，K 增大 C．向 CH3COOH 溶液中加入少量水，K 增大 D．向 CH3COOH 溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K 增大 1．（2020·河南南阳中学高三月考）已知部分弱酸的电离平衡常数如下表所示: 弱酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 苯酚 电离平衡常数 Ka(25℃) 2.98×10-8 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.61×10-11 Ka1=1.54×10-2 Ka2=1.02×10-7 1.28×10-10 下列实验的反应原理用离子方程式表示不正确的是( ) A．少量的 SO2 通入 Na2CO3 溶液中:SO2+H2O+2 2- 3CO == 2- 3SO +2 - 3HCO B．用碳酸氢钠溶液检验水杨酸中的羧基： + - 3HCO → +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 通入苯酚钠溶液中：SO2+H2O+2 →2 + SO32- 电离平衡常数的应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，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 平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如：0.1 mol/L CH3COOH 溶液中加水稀释，     3 3 CH COO CH COOH c c =         3 3 CH COO H CH COOH H      c c c c =  H K c ，酸溶液加水稀释，c(H+)减小，K 值不 变，则     3 3 CH COO CH COOH c c 增大。 考向二 电离平衡常数的有关计算 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。若氨水的浓 度为 2.0 mol·L－1，溶液中的 c(OH－)＝_____________mol·L－1。将 SO2 通入该氨水中，当 c(OH－)降至 1.0×10－7 mol·L－1 时，溶液中的 c(SO2－ 3 )/c(HSO－ 3 )＝______________。 （2）H3AsO4 水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与 pH 的关系如图所示。 H3AsO4 第一步电离方程式 H3AsO4 H2AsO－ 4 ＋H＋的电离常数为 Ka1，则 pKa1＝___________(pKa1＝－ lg Ka1)。 2．（2019·沙坪坝·重庆一中高三月考）常温时，向某浓度 H2A 溶液中逐滴加入 1mol/LNaOH 溶液，混合溶 液中 H2A、HA-和 A2-的物质的量分数（δ）随 pH 变化的关系如图所示。（碳酸：Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.61×10-11） 下列叙述错误的是（ ） A．NaHA 溶液与碳酸氢钠反应生成 CO2 B．常温下 H2A 的 Ka2 的数量级为 10-5 C．向 pH=4.2 溶液中加水稀释， 2- - c(A ) c(HA ) 减小 D．当溶液中水的电离程度最大时，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A） 1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是 A．因为电离过程是吸热过程，所以温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越小 B．弱电解质的电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有 关 C．对于不同的弱酸，电离平衡常数越大，酸性一定越强，可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相 对强弱 D．弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法 2．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是 化学式 电离常数 HClO K＝3×10－8 H2CO3 K1＝4×10－7 K2＝6×10－11 A．向 Na2CO3 溶液中滴加少量氯水：CO2－ 3 ＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑ B．向 NaHCO3 溶液中滴加少量氯水：2HCO－ 3 ＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O C．向 NaClO 溶液中通少量 CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO D．向 NaClO 溶液中通过量 CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO 3．已知室温时，0.1 -1mol L 某一元酸 HA 在水中有 0.1%发生电离，下列叙述正确的是（ ） A．该溶液的 pH=3 B．升高温度，溶液的 pH 增大 C．此酸的电离平衡常数约为 1×10-7 D．由 HA 电离出的  +Hc 约为水电离出的  +Hc 的 105 倍 4．已知 25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 Ka＝1.75×10－5 Ka＝2.98×10－8 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 A．25 ℃，等物质的量浓度的 CH3COONa、NaClO、Na2CO3 和 Na2SO3 四种溶液中，碱性最强的是 Na2CO3 B．将 0.1 mol·L－1 的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小 C．少量 SO2 通入 Ca(ClO)2 溶液中反应的离子方程式为 SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO D．少量 SO2 通入 CH3COONa 溶液中反应的离子方程式为 SO2＋H2O＋2CH3COO－=== 2 3SO  ＋2CH3COOH 5．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10 分别是下列有关三种酸的电离常数(25℃)，若已知下 列反应可以发生：NaCN+HNO2 HCN+NaNO2、NaCN+HF HCN 十 NaF、NaNO2+HF HNO2+NaF。由此可判 断下列叙述不正确的是 A．K(HF)=7.2×10－4 B．K(HNO2)=4.9×10－10 C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序：HF＞HCN＞HNO2 D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF) 6．常温下，用 0.1 mol·L-1 的 CH3COOH 溶液滴定 20 mL 0.1 mol·L-1 的 NaOH 溶液，当滴加 V mL CH3COOH 溶液时，混合溶液的 pH=7。已知 CH3COOH 的电离平衡常数为 Ka，忽略混合时溶液体积的变化，下列 关系式正确是 A．Ka= 72 10 0.1 2V   B．V= 7 a 2 10 0.1 2K   C．Ka= 72 10 20V   D．Ka= 82 10 V  7．已知常温常压下，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  - 3HCO ＋H＋的电离平衡常数 Ka＝________。(已知 10-5.60＝2.5×10-6) 8.已知 25℃时有关弱酸的电离常数如表： 弱酸 HSCN CH3COOH HCN H2CO3 电离常数 1.3×10-1 1.8×10-5 4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 (1)25℃时，将 20mL0.1mol·L-1CH3COOH 溶液和 20mL0.1mol·L-1HSCN 溶液分别与 20mL0.1mol·L-1NaHCO3 溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)的变化如图所示。 反应初始阶段两种溶液产生 CO2 气体的速率存在明显差异的原因是________。 (2)若保持温度不变，在醋酸溶液中通入一定量氨，下列量会变小的是_______(填字母)。 a．c(CH3COO-) b．c(H+) c．Kw d．醋酸的电离常数 (3)25℃时，等浓度的 NaCN 溶液、Na2CO3 溶液和 CH3COONa 溶液，溶液的 pH 由大到小的顺序为_____(填 化学式)。 9．(1)25℃时，HF 的 Ka＝6.4×10-4，则此温度下 0.1mol·L-1 HF 溶液的 c(H+)为_____mol·L-1。 (2)25℃时，a mol·L-1 CH3COOH 溶液的 pH＝b，用含 a 和 b 的代数式表示 CH3COOH 的电离平衡常数 Ka=___。 (3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下：H2SeO4=H++ - 4HSeO ， - 4HSeO ⇌ H++SeO 2 4  ，K2＝1.0×10-2(25℃)。 ①向 H2SeO4 溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为____。 ②已知 H2CO3 的电离平衡常数 Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，则 KHCO3 和 KHSeO4 两溶液混合反应的离子 方程式为____。 (4)已知 25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：HCOOH：Ka＝1.77×10-4，HCN：Ka＝4.9×10-10，H2CO3： Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，则以下反应不能自发进行的是____(填字母)。 a.HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN b.NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCN c.NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3 d.2HCOOH+ 2- 3CO =2HCOO-+H2O+CO2↑ 1．[2019 天津]某温度下， 2HNO 和 3CH COOH 的电离常数分别为 45.0 10 和 51.7 10 。将 pH 和体积均 相同的两种酸溶液分别稀释，其 pH 随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表 2HNO 溶液 B．溶液中水的电离程度：b 点＞c 点 C．从 c 点到 d 点，溶液中       HA OH A c c c    保持不变（其中 HA 、A 分别代表相应的酸和酸根离子） D．相同体积 a 点的两溶液分别与 NaOH 恰好中和后，溶液中  Nan  相同 2．[2015 海南]下列曲线中，可以描述乙酸（甲，Ka=1.8×10−5）和一氯乙酸（乙，Ka=1.4×10−3）在水中的电 离度与浓度关系的是