还剩10页未读，
继续阅读
高考化学 考点43 电离平衡常数及相关计算学案（含解析）
展开
这是一份高考化学 考点43 电离平衡常数及相关计算学案（含解析），共6页。
（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(ml·L−1)：c(HX) 0 0
平衡(ml·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 已知25℃时，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
【答案】B
【解析】A. 向该溶液中加入一定量的硫酸时，若加入浓硫酸，浓硫酸溶于水放热，K增大，若为稀硫酸，K不变，硫酸浓度未知，故A错误；
B. 醋酸的电离是吸热过程，温度升高，K增大，故B正确
C. 向醋酸溶液中加水，温度不变，K不变，故C错误；
D. 向醋酸溶液中加氢氧化钠，温度不变，K不变，故D错误。
答案选B。
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:
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
B．用碳酸氢钠溶液检验水杨酸中的羧基：+→+H2O+CO2↑
C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中:SO2+H2O+Ca2++2ClO-==CaSO3↓+2HClO
D．少量的SO2通入苯酚钠溶液中：SO2+H2O+2 →2+ SO32-
【答案】C
【解析】由题干中电离平衡常数的信息可知，酸性强弱为：H2SO3>H2CO3>>HClO>苯酚>，再根据强酸制弱酸的规律进行解题。
A．由于酸性H2SO3>H2CO3，故少量的SO2通入Na2CO3溶液中:SO2+H2O+2==+2，A正确；
B．由于酸性H2CO3>苯酚>，故酚羟基不与反应，故用碳酸氢钠溶液检验水杨酸中的羧基：+→+H2O+CO2↑，B正确；
C．HClO具有强氧化性，能把二氧化硫氧化为硫酸，所以少量的SO2通入Ca（ClO）2溶液中不生成CaSO3而是生成CaSO4，C错误；
D．少量SO2通入苯酚钠溶液中，反应生成苯酚和亚硫酸钠：SO2+H2O+2 →2+，D正确；
故答案为：C。
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 ml/L CH3COOH溶液中加水稀释， QUOTE = QUOTE = QUOTE ，酸溶液加水稀释，c(H+)减小，K值不变，则 QUOTE 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 ml·L－1，溶液中的c(OH－)＝_____________ml·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至 1.0×10－7 ml·L－1时，溶液中的c(SOeq \\al(2－,3))/c(HSOeq \\al(－,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H3AsO4H2AsOeq \\al(－,4)＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝___________(pKa1＝－lg Ka1)。
【答案】（1）6.0×10－3 0.62
（2）2.2
【解析】（1）设氨水中c(OH－)＝x ml·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则eq \f(x·x,2)＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(OH－)降至 1.0×10－7ml·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 ml·L－1，则＝eq \f(6.2×10－8,1.0×10－7)＝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(H2AsOeq \\al(－,4))＝c(H3AsO4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。
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1ml/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，减小
D．当溶液中水的电离程度最大时，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A）
【答案】C
【解析】A.图中点(1.2，0.5)，c(HA-)=c(H2A)，溶液的pH=1.2，则溶液中c（H+）=10-1.2，，点(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，由强酸制取弱酸的原理可知，H2A或HA-可以与盐溶液反应生成CO2和H2O(即H2CO3)，所以NaHA溶液与碳酸氢钠反应生成CO2，A项正确；
B.当c（A2-）=c（HA-）时溶液的pH=4.2，Ka2（H2A）=10-4.2，数量级为10-5，B项正确；
C.向pH=4.2溶液中加水稀释，c（H+）减小，因为温度不变，所以不变，则增大，C项错误；
D.恰好生成Na2A时，水的电离程度最大，由物料守恒可知 ，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A），D项正确；
答案选C。
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
【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．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
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：COeq \\al(2－,3)＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCOeq \\al(－,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
【答案】B
【解析】根据电离常数数值可知，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．已知室温时，0.1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 电离出的约为水电离出的 的105倍
【答案】C
【解析】A．HA电离出的H+：c(H+)=0.1ml/L×0.1%=10-4 ml/L，水的电离此时受到HA电离出H+的抑制，故水产生的H+：c(H+)<10-7 ml/L，两者相差1000倍以上，故水电离出的H+可以忽略，即溶液中c(H+)=10-4 ml/L ，所以，A错误；
B．升温促进HA电离，溶液中c(H+)增大，pH应该减小，B错误；
C．平衡时：HA电离出的c(A-)与c(H+)近似相等，由于电离度很小，所以c(HA)近似等于起始浓度，故，C正确；
D．溶液中c(OH-)=，此时溶液中OH-全部来源于水，c(OH-)= c水(OH-)，而水电离的H+与OH- 相等，即c水(H+) =c水(OH-)= c(OH-)=10-10 ml/L，HA电离出的H+浓度为10-4 ml/L、为水电离出H+浓度的106倍，D错误；
故答案选C。
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
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 ml·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
【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。
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)
【答案】BC
【解析】A．通过以上分析知，K(HF)最大为7.2×10-4，A项正确；
B．根据以上分析知，K(HNO2)处于中间位置，为4.6×10-4，B项错误；
C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项错误；
D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF，D项正确；
答案选BC。
6．常温下，用0.1 ml·L-1的CH3COOH 溶液滴定20 mL 0.1 ml·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=
【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10-7ml·L-1，根据电荷守恒，钠离子浓度等于醋酸根离子浓度，c(Na+)= ml·L-1，CH3COOH的电离平衡常数为Ka===。
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)＝1.5×10－5ml·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3＋H＋的电离平衡常数Ka＝________。(已知10-5.60＝2.5×10-6)
【答案】4.2×10－7
【详解】
H2CO3＋H＋的平衡常数为Ka＝，饱和CO2水溶液的pH＝5.60，所以c(H+)=10-5.60=2.5×10－6 ml·L－1，c(H2CO3)＝1.5×10－5ml·L－1，H2CO3虽然分为两步电离，但是主要以第一步电离为主，所以c(HCO) c(H+)，则平衡常数为，故答案为：4.2×10－7。
8.已知25℃时有关弱酸的电离常数如表：
(1)25℃时，将20mL0.1ml·L-1CH3COOH溶液和20mL0.1ml·L-1HSCN溶液分别与20mL0.1ml·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)。
【答案】 HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H+)较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率快 b Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa
【分析】
本题考查弱电解质电离的原理以及影响因素、相关计算。
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，即在相同浓度的情况下，HSCN溶液中H＋的浓度大于CH3COOH溶液中H＋的浓度，浓度越大反应速率越快。
故答案为：HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H+)较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率快；
(2)通入氨，生成CH3COONH4，则c(CH3COO－)增大，故a错误；通入氨，c(H＋)减小，故b正确；由于温度不变，则Kw不变，故c错误；由于温度不变，醋酸的电离常数不变，故d错误。
故答案为：b；
酸性越弱，其对应盐的水解程度越大，pH越大，根据电离常数知酸性：CH3COOH＞HCN＞HCO，则水解程度：CO＞CN－＞CH3COO－，pH由大到小的顺序为Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa。故答案为：Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa；
9．(1)25℃时，HF的Ka＝6.4×10-4，则此温度下0.1ml·L-1 HF溶液的c(H+)为_____ml·L-1。
(2)25℃时，a ml·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++，⇌H++SeO，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+=2HCOO-+H2O+CO2↑
【答案】0.008 H＋＋NH3·H2O=+H2O ＋=＋H2O＋CO2↑ b
【分析】
根据电离常数公式进行计算，根据强酸制弱酸原理判断反应方向。
【详解】
(1)25℃时，HF的Ka＝6.4×10-4，则此温度下0.1ml·L-1HF溶液的c(H+)为ml·L-1；
(2)25℃时，aml·L-1CH3COOH溶液的pH＝b，溶液中剩余的醋酸分子的浓度为a-10-bml/L，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++，⇌H++SeO，K2＝1.0×10-2(25℃)，即硒酸的第一步电离是完全的，第二步电离是可逆的；
①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为H＋＋NH3·H2O=+H2O；
②已知H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，即硒酸的酸性强于碳酸，根据强酸制弱酸原理，KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为＋=＋H2O＋CO2↑；
(4)已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数：HCOOH：Ka＝1.77×10-4，HCN：Ka＝4.9×10-10，H2CO3：Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，由此可知，甲酸酸性强于氢氰酸，碳酸酸性弱于甲酸，强于氢氰酸，碳酸氢根酸性弱于氢氰酸，根据强酸制弱酸原理，a.HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN，a能自发进行；
b.NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCN，b不能自发进行；
c.NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，c能自发进行；
d.2HCOOH+=2HCOO-+H2O+CO2↑，d能自发进行；
综上所述，反应不能自发进行的是b。
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
【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。
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
【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。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
化学式
电离常数
HClO
K＝3×10－8
H2CO3
K1＝4×10－7 K2＝6×10－11
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
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）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(ml·L−1)：c(HX) 0 0
平衡(ml·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 已知25℃时，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
【答案】B
【解析】A. 向该溶液中加入一定量的硫酸时，若加入浓硫酸，浓硫酸溶于水放热，K增大，若为稀硫酸，K不变，硫酸浓度未知，故A错误；
B. 醋酸的电离是吸热过程，温度升高，K增大，故B正确
C. 向醋酸溶液中加水，温度不变，K不变，故C错误；
D. 向醋酸溶液中加氢氧化钠，温度不变，K不变，故D错误。
答案选B。
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:
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
B．用碳酸氢钠溶液检验水杨酸中的羧基：+→+H2O+CO2↑
C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中:SO2+H2O+Ca2++2ClO-==CaSO3↓+2HClO
D．少量的SO2通入苯酚钠溶液中：SO2+H2O+2 →2+ SO32-
【答案】C
【解析】由题干中电离平衡常数的信息可知，酸性强弱为：H2SO3>H2CO3>>HClO>苯酚>，再根据强酸制弱酸的规律进行解题。
A．由于酸性H2SO3>H2CO3，故少量的SO2通入Na2CO3溶液中:SO2+H2O+2==+2，A正确；
B．由于酸性H2CO3>苯酚>，故酚羟基不与反应，故用碳酸氢钠溶液检验水杨酸中的羧基：+→+H2O+CO2↑，B正确；
C．HClO具有强氧化性，能把二氧化硫氧化为硫酸，所以少量的SO2通入Ca（ClO）2溶液中不生成CaSO3而是生成CaSO4，C错误；
D．少量SO2通入苯酚钠溶液中，反应生成苯酚和亚硫酸钠：SO2+H2O+2 →2+，D正确；
故答案为：C。
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 ml/L CH3COOH溶液中加水稀释， QUOTE = QUOTE = QUOTE ，酸溶液加水稀释，c(H+)减小，K值不变，则 QUOTE 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 ml·L－1，溶液中的c(OH－)＝_____________ml·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至 1.0×10－7 ml·L－1时，溶液中的c(SOeq \\al(2－,3))/c(HSOeq \\al(－,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H3AsO4H2AsOeq \\al(－,4)＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝___________(pKa1＝－lg Ka1)。
【答案】（1）6.0×10－3 0.62
（2）2.2
【解析】（1）设氨水中c(OH－)＝x ml·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则eq \f(x·x,2)＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(OH－)降至 1.0×10－7ml·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 ml·L－1，则＝eq \f(6.2×10－8,1.0×10－7)＝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(H2AsOeq \\al(－,4))＝c(H3AsO4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。
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1ml/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，减小
D．当溶液中水的电离程度最大时，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A）
【答案】C
【解析】A.图中点(1.2，0.5)，c(HA-)=c(H2A)，溶液的pH=1.2，则溶液中c（H+）=10-1.2，，点(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，由强酸制取弱酸的原理可知，H2A或HA-可以与盐溶液反应生成CO2和H2O(即H2CO3)，所以NaHA溶液与碳酸氢钠反应生成CO2，A项正确；
B.当c（A2-）=c（HA-）时溶液的pH=4.2，Ka2（H2A）=10-4.2，数量级为10-5，B项正确；
C.向pH=4.2溶液中加水稀释，c（H+）减小，因为温度不变，所以不变，则增大，C项错误；
D.恰好生成Na2A时，水的电离程度最大，由物料守恒可知 ，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A），D项正确；
答案选C。
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
【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．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
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：COeq \\al(2－,3)＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCOeq \\al(－,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
【答案】B
【解析】根据电离常数数值可知，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．已知室温时，0.1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 电离出的约为水电离出的 的105倍
【答案】C
【解析】A．HA电离出的H+：c(H+)=0.1ml/L×0.1%=10-4 ml/L，水的电离此时受到HA电离出H+的抑制，故水产生的H+：c(H+)<10-7 ml/L，两者相差1000倍以上，故水电离出的H+可以忽略，即溶液中c(H+)=10-4 ml/L ，所以，A错误；
B．升温促进HA电离，溶液中c(H+)增大，pH应该减小，B错误；
C．平衡时：HA电离出的c(A-)与c(H+)近似相等，由于电离度很小，所以c(HA)近似等于起始浓度，故，C正确；
D．溶液中c(OH-)=，此时溶液中OH-全部来源于水，c(OH-)= c水(OH-)，而水电离的H+与OH- 相等，即c水(H+) =c水(OH-)= c(OH-)=10-10 ml/L，HA电离出的H+浓度为10-4 ml/L、为水电离出H+浓度的106倍，D错误；
故答案选C。
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
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 ml·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
【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。
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)
【答案】BC
【解析】A．通过以上分析知，K(HF)最大为7.2×10-4，A项正确；
B．根据以上分析知，K(HNO2)处于中间位置，为4.6×10-4，B项错误；
C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项错误；
D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF，D项正确；
答案选BC。
6．常温下，用0.1 ml·L-1的CH3COOH 溶液滴定20 mL 0.1 ml·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=
【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10-7ml·L-1，根据电荷守恒，钠离子浓度等于醋酸根离子浓度，c(Na+)= ml·L-1，CH3COOH的电离平衡常数为Ka===。
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)＝1.5×10－5ml·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3＋H＋的电离平衡常数Ka＝________。(已知10-5.60＝2.5×10-6)
【答案】4.2×10－7
【详解】
H2CO3＋H＋的平衡常数为Ka＝，饱和CO2水溶液的pH＝5.60，所以c(H+)=10-5.60=2.5×10－6 ml·L－1，c(H2CO3)＝1.5×10－5ml·L－1，H2CO3虽然分为两步电离，但是主要以第一步电离为主，所以c(HCO) c(H+)，则平衡常数为，故答案为：4.2×10－7。
8.已知25℃时有关弱酸的电离常数如表：
(1)25℃时，将20mL0.1ml·L-1CH3COOH溶液和20mL0.1ml·L-1HSCN溶液分别与20mL0.1ml·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)。
【答案】 HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H+)较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率快 b Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa
【分析】
本题考查弱电解质电离的原理以及影响因素、相关计算。
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，即在相同浓度的情况下，HSCN溶液中H＋的浓度大于CH3COOH溶液中H＋的浓度，浓度越大反应速率越快。
故答案为：HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H+)较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率快；
(2)通入氨，生成CH3COONH4，则c(CH3COO－)增大，故a错误；通入氨，c(H＋)减小，故b正确；由于温度不变，则Kw不变，故c错误；由于温度不变，醋酸的电离常数不变，故d错误。
故答案为：b；
酸性越弱，其对应盐的水解程度越大，pH越大，根据电离常数知酸性：CH3COOH＞HCN＞HCO，则水解程度：CO＞CN－＞CH3COO－，pH由大到小的顺序为Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa。故答案为：Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa；
9．(1)25℃时，HF的Ka＝6.4×10-4，则此温度下0.1ml·L-1 HF溶液的c(H+)为_____ml·L-1。
(2)25℃时，a ml·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++，⇌H++SeO，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+=2HCOO-+H2O+CO2↑
【答案】0.008 H＋＋NH3·H2O=+H2O ＋=＋H2O＋CO2↑ b
【分析】
根据电离常数公式进行计算，根据强酸制弱酸原理判断反应方向。
【详解】
(1)25℃时，HF的Ka＝6.4×10-4，则此温度下0.1ml·L-1HF溶液的c(H+)为ml·L-1；
(2)25℃时，aml·L-1CH3COOH溶液的pH＝b，溶液中剩余的醋酸分子的浓度为a-10-bml/L，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++，⇌H++SeO，K2＝1.0×10-2(25℃)，即硒酸的第一步电离是完全的，第二步电离是可逆的；
①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为H＋＋NH3·H2O=+H2O；
②已知H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，即硒酸的酸性强于碳酸，根据强酸制弱酸原理，KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为＋=＋H2O＋CO2↑；
(4)已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数：HCOOH：Ka＝1.77×10-4，HCN：Ka＝4.9×10-10，H2CO3：Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，由此可知，甲酸酸性强于氢氰酸，碳酸酸性弱于甲酸，强于氢氰酸，碳酸氢根酸性弱于氢氰酸，根据强酸制弱酸原理，a.HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN，a能自发进行；
b.NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCN，b不能自发进行；
c.NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，c能自发进行；
d.2HCOOH+=2HCOO-+H2O+CO2↑，d能自发进行；
综上所述，反应不能自发进行的是b。
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
【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。
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
【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。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
化学式
电离常数
HClO
K＝3×10－8
H2CO3
K1＝4×10－7 K2＝6×10－11
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
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
相关学案
高考化学 考点44 水的电离学案（含解析）： 这是一份高考化学 考点44 水的电离学案（含解析），共6页。学案主要包含了水的电离，c与c的反比关系图像等内容，欢迎下载使用。
高考化学 考点42 弱电解质的电离平衡学案（含解析）： 这是一份高考化学 考点42 弱电解质的电离平衡学案（含解析），共6页。学案主要包含了弱电解质的电离特点与影响因素，电离度，一元强酸与一元弱酸的比较，弱电解质分布系数的图像分析等内容，欢迎下载使用。
高考化学 考点40 化学平衡常数及转化率学案（含解析）： 这是一份高考化学 考点40 化学平衡常数及转化率学案（含解析），共6页。
