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

考點43電離平衡常數(shù)及相關(guān)計算1．表達式（1）對于一元弱酸HA：HAH++A?，電離常數(shù)K=。（2）對于一元弱堿BOH：BOHB++OH?，電離常數(shù)K=。（3）對于二元弱酸，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3．特點：多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(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)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。（2）判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應(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“強酸制弱酸”規(guī)律。6．電離平衡常數(shù)相關(guān)計算(以弱酸HX為例)（1）已知c(HX)和c(H+)，求電離常數(shù)HXH++X?起始(mol·L?1)：c(HX)00平衡(mol·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+)HXH++X?起始：c(HX)00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?？枷蛞浑婋x平衡常數(shù)的影響因素及應(yīng)用典例1已知25℃時，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，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錯誤；D.向醋酸溶液中加氫氧化鈉，溫度不變，K不變，故D錯誤。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:弱酸次氯酸碳酸亞硫酸苯酚電離平衡常數(shù)Ka(25℃)2.98×10-8Ka1=4.3×10-7Ka2=5.61×10-11Ka1=1.54×10-2Ka2=1.02×10-71.28×10-10下列實驗的反應(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==+2B．用碳酸氫鈉溶液檢驗水楊酸中的羧基：+→+H2O+CO2↑C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中:SO2+H2O+Ca2++2ClO-==CaSO3↓+2HClOD．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，酸性強弱為：H2SO3>H2CO3>>HClO>苯酚>，再根據(jù)強酸制弱酸的規(guī)律進行解題。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水楊酸中的羧基：+→+H2O+CO2↑，B正確；C．HClO具有強氧化性，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)的相對強弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。（2）判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離平衡常數(shù)越大，對應(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，能促進弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(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：0.1mol/LCH3COOH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?？枷蚨婋x平衡常數(shù)的有關(guān)計算典例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2.0mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝_____________mol·L－1。將SO2通入該氨水中，當(dāng)c(OH－)降至1.0×10－7mol·L－1時，溶液中的c(SOeq\o\al(2－,3))/c(HSOeq\o\al(－,3))＝______________。（2）H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分數(shù)(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數(shù))與pH的關(guān)系如圖所示。H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4H2AsOeq\o\al(－,4)＋H＋的電離常數(shù)為Ka1，則pKa1＝___________(pKa1＝－lgKa1)。【答案】（1）6.0×10－30.62（2）2.2【解析】（1）設(shè)氨水中c(OH－)＝xmol·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1.0×10－7mol·L－1時，c(H＋)為1.0×10－7mol·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)，為方便計算，在圖中取pH＝2.2時計算，此時c(H2AsOeq\o\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，向某濃度H2A溶液中逐滴加入1mol/LNaOH溶液，混合溶液中H2A、HA-和A2-的物質(zhì)的量分數(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）下列敘述錯誤的是（）A．NaHA溶液與碳酸氫鈉反應(yīng)生成CO2B．常溫下H2A的Ka2的數(shù)量級為10-5C．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，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A）【答案】C【解析】A.圖中點(1.2，0.5)，c(HA-)=c(H2A)，溶液的pH=1.2，則溶液中c（H+）=10-1.2，，點(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項正確；B.當(dāng)c（A2-）=c（HA-）時溶液的pH=4.2，Ka2（H2A）=10-4.2，數(shù)量級為10-5，B項正確；C.向pH=4.2溶液中加水稀釋，c（H+）減小，因為溫度不變，所以不變，則增大，C項錯誤；D.恰好生成Na2A時，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．因為電離過程是吸熱過程，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．對于不同的弱酸，電離平衡常數(shù)越大，酸性一定越強，可以通過電離平衡常數(shù)的大小判斷弱酸的相對強弱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，促進弱電解質(zhì)的電離，電離平衡常數(shù)增大，故A錯誤；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，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強弱，故C錯誤；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)方程式正確的是化學(xué)式電離常數(shù)HClOK＝3×10－8H2CO3K1＝4×10－7K2＝6×10－11A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：COeq\o\al(2－,3)＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCOeq\o\al(－,3)＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2OC．向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClOD．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\o\al(－,3)。向Na2CO3溶液中加少量氯水，不能生成CO2，而是生成HCOeq\o\al(－,3)。3．已知室溫時，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=3B．升高溫度，溶液的pH增大C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7D．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+)=0.1mol/L×0.1%=10-4mol/L，水的電離此時受到HA電離出H+的抑制，故水產(chǎn)生的H+：c(H+)<10-7mol/L，兩者相差1000倍以上，故水電離出的H+可以忽略，即溶液中c(H+)=10-4mol/L，所以，A錯誤；B．升溫促進HA電離，溶液中c(H+)增大，pH應(yīng)該減小，B錯誤；C．平衡時：HA電離出的c(A-)與c(H+)近似相等，由于電離度很小，所以c(HA)近似等于起始濃度，故，C正確；D．溶液中c(OH-)=，此時溶液中OH-全部來源于水，c(OH-)=c水(OH-)，而水電離的H+與OH-相等，即c水(H+)=c水(OH-)=c(OH-)=10-10mol/L，HA電離出的H+濃度為10-4mol/L、為水電離出H+濃度的106倍，D錯誤；故答案選C。4．已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亞硫酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列敘述正確的是酸醋酸次氯酸碳酸亞硫酸電離平衡常數(shù)Ka＝1.75×10－5Ka＝2.98×10－8Ka1＝4.30×10－7Ka2＝5.61×10－11Ka1＝1.54×10－2Ka2＝1.02×10－7A．25℃，等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四種溶液中，堿性最強的是Na2CO3B．將0.1mol·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↓＋2HClOD．少量SO2通入CH3COONa溶液中反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋2CH3COO－===＋2CH3COOH【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，相同物質(zhì)的量濃度的含有弱酸根離子的鈉鹽溶液，對應(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－＜，所以堿性最強的是Na2CO3，正確；B項，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，錯誤；C項，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，錯誤；D項，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，錯誤。5．已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)三種酸的電離常數(shù)(25℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN+HNO2HCN+NaNO2、NaCN+HFHCN十NaF、NaNO2+HFHNO2+NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是A．K(HF)=7.2×10－4B．K(HNO2)=4.9×10－10C．根據(jù)兩個反應(yīng)即可得出一元弱酸的強弱順序：HF＞HCN＞HNO2D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)【答案】BC【解析】A．通過以上分析知，K(HF)最大為7.2×10-4，A項正確；

B．根據(jù)以上分析知，K(HNO2)處于中間位置，為4.6×10-4，B項錯誤；

C．根據(jù)NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF即可得出結(jié)論酸性：HF＞HNO2＞HCN，C項錯誤；

D．通過以上分析知，酸的電離平衡常數(shù)大小順序為K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF，D項正確；

答案選BC。6．常溫下，用0.1mol·L-1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1的NaOH溶液，當(dāng)?shù)渭覸mLCH3COOH溶液時，混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka，忽略混合時溶液體積的變化，下列關(guān)系式正確是A．Ka= B．V=C．Ka= D．Ka=【答案】A【解析】當(dāng)?shù)渭覸mLCH3COOH溶液時，混合溶液的pH=7，此時氫離子和氫氧根離子濃度相等，都是10-7mol·L-1，根據(jù)電荷守恒，鈉離子濃度等于醋酸根離子濃度，c(Na+)=mol·L-1，CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka===。7．已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3＋H＋的電離平衡常數(shù)Ka＝________。(已知10-5.60＝2.5×10-6)【答案】4.2×10－7【詳解】H2CO3＋H＋的平衡常數(shù)為Ka＝，飽和CO2水溶液的pH＝5.60，所以c(H+)=10-5.60=2.5×10－6mol·L－1，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1，H2CO3雖然分為兩步電離，但是主要以第一步電離為主，所以c(HCO)c(H+)，則平衡常數(shù)為，故答案為：4.2×10－7。8.已知25℃時有關(guān)弱酸的電離常數(shù)如表：弱酸HSCNCH3COOHHCNH2CO3電離常數(shù)1.3×10-11.8×10-54.9×10-10Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11(1)25℃時，將20mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液和20mL0.1mol·L-1HSCN溶液分別與20mL0.1mol·L-1NaHCO3溶液混合，實驗測得產(chǎn)生的氣體體積(V)隨時間(t)的變化如圖所示。反應(yīng)初始階段兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是________。(2)若保持溫度不變，在醋酸溶液中通入一定量氨，下列量會變小的是_______(填字母)。a．c(CH3COO-)b．c(H+)c．Kwd．醋酸的電離常數(shù)(3)25℃時，等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的順序為_____(填化學(xué)式)?！敬鸢浮縃SCN的酸性比CH3COOH強，其溶液中c(H+)較大，故其溶液與NaHCO3溶液的反應(yīng)速率快bNa2CO3＞NaCN＞CH3COONa【分析】本題考查弱電解質(zhì)電離的原理以及影響因素、相關(guān)計算。Ⅱ.(1)由Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5和Ka(HSCN)＝1.3×10－1可知，CH3COOH的酸性弱于HSCN，即在相同濃度的情況下，HSCN溶液中H＋的濃度大于CH3COOH溶液中H＋的濃度，濃度越大反應(yīng)速率越快。故答案為：HSCN的酸性比CH3COOH強，其溶液中c(H+)較大，故其溶液與NaHCO3溶液的反應(yīng)速率快；(2)通入氨，生成CH3COONH4，則c(CH3COO－)增大，故a錯誤；通入氨，c(H＋)減小，故b正確；由于溫度不變，則Kw不變，故c錯誤；由于溫度不變，醋酸的電離常數(shù)不變，故d錯誤。故答案為：b；酸性越弱，其對應(yīng)鹽的水解程度越大，pH越大，根據(jù)電離常數(shù)知酸性：CH3COOH＞HCN＞HCO，則水解程度：CO＞CN－＞CH3COO－，pH由大到小的順序為Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa。故答案為：Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa；9．(1)25℃時，HF的Ka＝6.4×10-4，則此溫度下0.1mol·L-1HF溶液的c(H+)為_____mol·L-1。(2)25℃時，amol·L-1CH3COOH溶液的pH＝b，用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka=___。(3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的電離如下：H2SeO4=H++，?H++SeO，K2＝1.0×10-2(25℃)。①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，該反應(yīng)的離子方程式為____。②已知H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，則KHCO3和KHSeO4兩溶液混合反應(yīng)的離子方程式為____。(4)已知25℃時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)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，則以下反應(yīng)不能自發(fā)進行的是____(填字母)。a.HCOOH+NaCN=HCOONa+HCNb.NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCNc.NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3d.2HCOOH+=2HCOO-+H2O+CO2↑【答案】0.008H＋＋NH3·H2O=+H2O＋=＋H2O＋CO2↑b【分析】根據(jù)電離常數(shù)公式進行計算，根據(jù)強酸制弱酸原理判斷反應(yīng)方向?！驹斀狻?1)25℃時，HF的Ka＝6.4×10-4，則此溫度下0.1mol·L-1HF溶液的c(H+)為mol·L-1；(2)25℃時，amol·L-1CH3COOH溶液的pH＝b，溶液中剩余的醋酸分子的濃度為a-10-bmol/L，用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka=。(3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的電離如下：H2SeO4=H++，?H++SeO，K2＝1.0×10-2(25℃)，即硒酸的第一步電離是完全的，第二步電離是可逆的；①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，該反應(yīng)的離子方程式為H＋＋NH3·H2O=+H2O；②已知H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，即硒酸的酸性強于碳酸，根據(jù)強酸制弱酸原理，KHCO3和KHSeO4兩溶液混合反應(yīng)的離子方程式為＋=＋H2O＋CO2↑；(4)已知25℃時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)：HCOOH：Ka＝1.77×10-4，HC