高考化学一轮复习考点过关练习考点43 电离平衡常数及相关计算(含解析)

这是一份高考化学一轮复习考点过关练习考点43 电离平衡常数及相关计算(含解析)，共14页。试卷主要包含了表达式，意义，特点，影响因素，电离常数的三大应用，电离平衡常数相关计算，25 ℃时，电离平衡常数，已知等内容，欢迎下载使用。

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：HAH++A−，电离常数K=。
（2）对于一元弱碱BOH：BOHB++OH−，电离常数K=。
（3）对于二元弱酸，如H2CO3：H2CO3H++，K1=；H++，K2=；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==。
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==。
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+)=，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 相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是
酸
HX
HY
HZ
电离平衡常数
9×10-7
9×10-6
1×10-2
A．从电离平衡常数可以判断，HX 和 HY 属于弱酸，HZ 属于强酸
B．三种酸的强弱关系：HX> HY > HZ
C．反应X- + HZ=== Z-+ HX能够发生
D．相同温度下，0.1 mol/L HY 溶液的电离平衡常数大于 0.01 mol/L HY 溶液的电离平衡常数
【解析】相同温度下，电离平衡常数可衡量酸的强弱，电离平衡常数越小酸越弱，强酸完全电离，结合强酸能制取弱酸原理分析解答。
A． 由表中数据可知，HZ不能完全电离，HZ也是弱酸，A项错误；B．相同温度下，电离平衡常数越小酸越弱，由表中数据可知，三种酸的强弱关系是：HZ >HY>HX，B项错误；C．由表中数据知酸的强弱关系：HZ>HX，根据“较强酸制较弱酸”规律，HZ能制取HX，该反应能够发生，C项正确；D．电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，所以相同温度下，0.1 mol/L HY 溶液的电离平衡常数与 0.01 mol/L HY 溶液的电离平衡常数相同，D项错误；答案选C。
【答案】C

1．已知下面三个数据：7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：
①NaCN+HNO2HCN+NaNO2，
②NaCN+HFHCN+NaF，
③NaNO2+HFHNO2+NaF。
由此可判断下列叙述中，不正确的是
A．HF的电离平衡常数为7.2×10−4
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10−10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
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， ==，酸溶液加水稀释，c(H+)减小，K值不变，则增大。

考向二 电离平衡常数的有关计算

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(SO)/c(HSO)＝______________。
（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H3AsO4H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝___________(pKa1＝－lg Ka1)。
【解析】（1）设氨水中c(OH－)＝x mol·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(OH－)降至 1.0×10－7mol·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 mol·L－1，则＝＝0.62。
（2）Ka1＝，K仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH＝2.2时计算，此时c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，则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 ℃时弱电解质电离平衡常数：Ka(CH3COOH)=1.8×10−5，Ka(HSCN)=0.13。
（1）将20 mL、0.10 mol·L−1 CH3COOH溶液和20 mL、0.10 mol·L−1的HSCN溶液分别与0.10 mol·L−1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积(V)与时间(t)的关系如图。

反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因 ；反应结束后所得溶液中c(SCN−) c(CH3COO−)(填“>”“=”或“<”)。
（2）2.0×10−3 mol·L−1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F−)、c(HF)与溶液pH的关系如图。

则25 ℃时，HF电离平衡常数为Ka(HF)= (列式求值)。


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：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋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25 ℃时，醋酸中存在下述关系：K==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．向醋酸中加入少量水，K增大
D．向醋酸中加入少量氢氧化钠溶液，K增大
4．已知相同温度下，三种酸的电离平衡常数的大小关系为Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)，则物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ溶液的pH由大到小的顺序是
A．NaX>NaY>NaZ B．NaX>NaZ>NaY
C．NaY>NaZ>NaX D．NaZ>NaY>NaX
5．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是
A．该溶液的pH＝4
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c(H＋)约为由水电离出的c(H＋)的106倍
6．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－===＋2CH3COOH
7．酸在溶剂中的电离实质是酸中的H＋转移给溶剂分子，如HCl＋H2O===H3O＋＋Cl－。已知H2SO4和HNO3在冰醋酸中的电离平衡常数分别为Kal(H2SO4)＝6.3×10－9，Kal(HNO3)＝4.2×10－10。下列说法正确的是
A．H2SO4在冰醋酸中的电离方程式为H2SO4＋2CH3COOH===SO＋2CH3COOH
B．H2SO4在冰醋酸溶液中：c(CH3COOH)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(CH3COO－)
C．浓度均为0.1 mol·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，的值减小
8．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= 　　　　 B．V=
C．Ka= D．Ka=
9．25 ℃时，电离平衡常数：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.8×10－5
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
3.0×10－8
回答下列问题：
（1）下列四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是__________(填标号)。
a．CO　　b．ClO－　　c．CH3COO－　　d．HCO
（2）下列反应不能发生的是__________。
A．CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O
B．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO
C．CO＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－
D．2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO
（3）用蒸馏水稀释0.10 mol·L－1的醋酸，则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是__________。
A．　　　　　 B．
C． D．
（4）体积为10 mL、pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程pH变化如图，则HX的电离平衡常数__________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H＋)__________醋酸溶液中水电离出来的c(H＋)。

10．已知:
酸
H2C2O4
HF
H2CO3
H3BO3
电离平衡常数Ka
Ka1=5.9×10-2
Ka2=6.4×10-5
未知
Ka1=4.2×10-7
Ka2=5.6×10-11
5.8×10-10
（1）为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
①甲同学取一定体积的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体观察到的现象是___________，则证明HF为弱酸。
②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL。再测其pH为b，若要认为HF为弱酸，则a、b应满足的关系是b<________(用含a的代数式表示)。
③丙同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L-1的HF溶液的pH为2，则测定HF为弱酸，由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为________。 
（2）25 ℃时，调节2.0×10-3 mol·L-1氢氟酸水溶液的pH(忽略体积变化)，得到c(HF)、c(F-)与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题:

HF电离平衡常数的表达式:Ka=________。室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4时，c(F-)∶c(HF) =________。HF的电离常数值为________。 

1．[2019天津]某温度下，和的电离常数分别为和。将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其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，溶液中保持不变（其中、分别代表相应的酸和酸根离子）
D．相同体积a点的两溶液分别与恰好中和后，溶液中相同
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


变式拓展

1．【答案】B
【解析】该题中涉及三个反应，由题中三个化学反应方程式(强酸制弱酸)可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离平衡常数越大，据此将三个K值与酸对应起来，A正确，B不正确；反应①说明HNO2>HCN，反应③说明HF>HNO2，C、D正确。
2．【答案】（1）Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H+)：HSCN>CH3COOH，c(H+)大反应速率快　>
（2）= =4×10−4
【解析】（1）电离平衡常数大的电离出的离子浓度大，反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H+)：HSCN>CH3COOH，c(H+)大，反应速率快。因酸性HSCN>CH3COOH，故CH3COO−水解程度大于SCN−，故c(SCN−)>c(CH3COO−)。
（2）电离平衡常数Ka(HF)===4×10−4。
考点冲关

1．【答案】D
【解析】A、电离过程是吸热过程，升高温度，促进弱电解质的电离，电离平衡常数增大，故A错误；B、电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，电离平衡常数与化学平衡常数类似，弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，故B错误；C、电离平衡常数只受温度的影响，应是同一温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，因此可以通过同温下的电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱，故C错误；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，同温下，电离平衡常数越大，弱电解质电离程度越大，故D正确。
2．【答案】B
【解析】根据电离常数数值可知，酸性H2CO3＞HClO＞HCO。向Na2CO3溶液中加少量氯水，不能生成CO2，而是生成HCO。
3．【答案】B
【解析】同一弱电解质的电离平衡常数，只受温度的影响，升高温度，电离平衡常数增大。
4．【答案】D
【解析】酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，相应的钠盐越不容易水解，溶液的碱性越弱，pH越小，故三种盐溶液的pH由大到小的顺序是NaZ>NaY>NaX。
5．【答案】B
【解析】根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，所以pH＝4，A正确；因HA在水中存在电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H＋)将增大，pH会减小，B错误；可由电离平衡常数表达式算出Ka＝≈＝1×10－7，C正确；溶液中c(H＋)≈c酸(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以c水(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1，c酸(H＋)约是c水(H＋)的106倍，D正确。
6．【答案】A
【解析】根据表中数据可知，酸性：亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。A项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，溶液中氢氧根离子浓度越大，pH越大，水解程度：CH3COO－＜＜ClO－＜，所以碱性最强的是Na2CO3，正确；B项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小，由于Kw不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C项，少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子，生成CaSO4，错误；D项，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反应生成醋酸和亚硫酸氢根离子，反应的离子方程式为SO2＋H2O＋CH3COO－===＋CH3COOH，错误。
7．【答案】B
【解析】由于Kal(H2SO4)＝6.3×10－9，则H2SO4在冰醋酸中部分电离，电离方程式为H2SO4＋CH3COOHHSO＋CH3COOH，A错误；H2SO4在冰醋酸溶液中存在质子守恒关系：c(CH3COOH)＝c(HCO)＋2c(SO)＋c(CH3COO－)，B正确；H2SO4、HNO3在冰醋酸溶液中电离平衡常数越大，pH越小，则有pH(H2SO4) 8．【答案】A
【解析】当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7，此时氢离子和氢氧根离子浓度相等，都是10-7mol·L-1，根据电荷守恒，钠离子浓度等于醋酸根离子浓度，c(Na+)= mol·L-1，CH3COOH的电离平衡常数为Ka===。
9．【答案】（1）a＞b＞d＞c　（2）CD
（3）B　（4）大于　大于
【解析】（1）电离平衡常数越大，越易电离，溶液中离子浓度越大，则酸性强弱为CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO，酸根离子对应的酸的酸性越强，酸根离子结合氢离子的能力越弱，则四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－，即a＞b＞d＞c。
（2）由（1）分析可知酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，根据强酸制弱酸原则判断。CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O：H2CO3的酸性小于CH3COOH，所以CH3COOH能够制取H2CO3，该反应能够发生，故A不符合题意；ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO：CH3COOH的酸性大于HClO，CH3COOH能够制取HClO，该反应能够发生，故B不符合题意；CO＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－：HClO的酸性小于H2CO3，该反应无法发生，故C符合题意；2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO：由于酸性：H2CO3＞HClO＞HCO，则H2CO3与ClO－反应只能生成HCO，不会生成CO，该反应不能发生，故D符合题意。
（3）加水稀释醋酸促进醋酸电离，H＋物质的量增大，醋酸分子的物质的量减小，所以的比值减小，故A错误；加水稀释醋酸促进醋酸电离，CH3COO－物质的量增大，醋酸分子的物质的量减小，则的比值增大，故B正确；加水稀释促进醋酸电离，但H＋浓度减小，温度不变，水的离子积常数不变，所以的比值减小，故C错误；加水稀释醋酸促进醋酸电离，H＋浓度减小，温度不变，水的离子积常数不变，则OH－浓度增大，的比值减小，故D错误。
（4）加水稀释促进弱酸电离，pH相同的不同酸稀释相同的倍数，pH变化大的酸酸性强，变化小的酸酸性弱；酸或碱抑制水电离，酸中H＋或碱中OH－浓度越大其抑制水电离程度越大，根据图知，pH相同的醋酸和HX稀释相同的倍数，HX的pH变化大，则HX的酸性大于醋酸，所以HX的电离平衡常数大于醋酸，稀释后醋酸中H＋浓度大于HX，所以醋酸抑制水电离程度大于HX，则HX溶液中水电离出来的 c(H＋)大于醋酸溶液中水电离出来的c(H＋)。
10．【答案】（1）①红色变浅　②a+2　③1.0×10-3
（2）　1∶1　4.0×10-4(取pH=4时，查图中数据计算得到)
【解析】（1）①HF在溶液中电离出氢离子和氟离子，溶液显酸性，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体，HF的电离平衡向逆方向移动，氢离子浓度减小，溶液的红色变浅，证明HF存在电离平衡，即HF为弱酸；②乙同学取10 mL未知浓度的HF 溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，体积增大102倍，弱酸加水稀释会促进弱酸的电离，稀释102倍，pH变化小于2个单位，所以稀释后pH=b （2）HF电离方程式为HFF-+H+，因此平衡常数的表达式:Ka=。由图象可知，当pH=4时，c(H+)=1.0×10-4mol·L-1，c(HF)=4.0×10-3mol·L-1，c(F-)=1.6×10-3mol·L-1，则Ka(HF)= ==4.0×10-4。室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4时，氢离子浓度是10-3.4mol·L-1，则根据电离常数可知c(F-)∶c(HF) ==1∶1。
直通高考

1．【答案】C
【解析】A、由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的变化大，则Ⅱ的酸性比I的酸性强，Ⅱ代表HNO2，I代表CH3COOH，故A错误；B、酸抑制水电离，b点pH小，酸性强，对水电离抑制程度大，故B错误；
C、Ⅱ代表HNO2，c(HNO2)c(OH-)/c(NO2-)=c(H+)·c(HNO2)c(OH-)/[c(H+)·c(NO2-)]=kw/k(HNO2)，kw为水的离子积常数，k(HNO2)为HNO2的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，故C正确；
D、体积和pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c（CH3COOH）＞c（HNO2），分别滴加同浓度的NaOH溶液至恰好中和，CH3COOH消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO2消耗的NaOH少，故D错误；
故选C。
【点睛】本题考查酸的稀释及图象，明确强酸在稀释时pH变化程度大及酸的浓度与氢离子的浓度的关系是解答本题的关键，难点C，要将已知的c(HNO2)c(OH-)/c(NO2-)分子和分值母同乘以c(H+)，变成与kw为水的离子积常数和k(HNO2)为HNO2的电离常数相关的量，再判断。
2．【答案】B
【解析】根据题给电离常数分析醋酸和一氯醋酸均为弱电解质且在相同温度、相同浓度时，醋酸的电离度小于一氯醋酸，即甲的电离度小于乙；弱电解质的浓度越大，电离度越小，B与图像相符，正确。