2024届高考化学复习讲义第八章水溶液中的离子反应与平衡第一讲电离平衡考点二电离平衡常数及其应用含答案

这是一份2024届高考化学复习讲义第八章水溶液中的离子反应与平衡第一讲电离平衡考点二电离平衡常数及其应用含答案，共7页。
1.电离常数和电离度
2.弱电解质的电离方程式与电离平衡常数表达式
注意 （1）H3BO3（硼酸）属于一元弱酸，电离方程式为H3BO3＋H2O⇌H＋＋[B（OH）4]－。
（2）常见的弱碱还有CH3NH2、H2NCH2CH2NH2、NH2OH、N2H4等。
（3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系一般是Ka1≫Ka2≫Ka3，故其酸性的相对强弱主要取决于第一步电离。电离常数表达式中各离子浓度是指平衡时溶液中的离子浓度，但不一定全部是由弱电解质电离出来的。
3.电离平衡常数的应用
（1）计算弱酸或弱碱溶液中H＋或OH－的浓度
示例1 ①常温下，0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）为[16] 1.3×10－3 ml·L－1 。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5，1.7≈1.3）
②常温下，0.1 ml·L－1氨水中c（OH－）为[17] 1.3×10－3 ml·L－1 。（已知：NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5，1.7≈1.3）
（2）计算弱酸或弱碱溶液中微粒浓度之比
示例2 ①常温下，pH＝5的CH3COOH溶液中，c（CH3COO－）c（CH3COOH）＝[18] 1.7 。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5）
②常温下，pOH＝4.5的NH2OH溶液中，c（NH3OH＋）c（NH2OH）＝[19] 10－4.5 。（已知：NH2OH的电离方程式为NH2OH＋H2O⇌ NH3OH＋＋OH－，NH2OH的Kb＝1×10－9）
4.利用电离度计算溶液中c（H＋）
示例3 常温下，0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中，α（CH3COOH）＝1.3％，该溶液中c（H＋）为[20] 1.3×10－3 ml·L－1 。
注意 电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率。
1.易错辨析。
（1）电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。（ ✕ ）
（2）电解质的电离度越大，电离常数就越大。（ ✕ ）
（3）常温下，Ka1（H2CO3）＞Ka2（H3PO4），可知碳酸的酸性比磷酸强。（ ✕ ）
（4）电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。（ ✕ ）
2.[判断弱酸的相对强弱]已知：25 ℃时，Ka（HF）＝6.8×10－4、Ka（CH3COOH）＝1.7×10－5、Ka（HCN）＝6.2×10－10。
（1）三种弱酸由强到弱的顺序是 HF＞CH3COOH＞HCN 。
（2）下列离子方程式错误的是 C （填标号）。
A.HF＋CN－ HCN＋F－
B.CH3COOH＋CN－ HCN＋CH3COO－
C.CH3COOH＋F－ HF＋CH3COO－
3.现有0.1ml·L－1HCOOH溶液，则：
（1）温度升高时，该溶液的pH 减小 。
（2）向该溶液中加入少量HCOONa固体，电离平衡向 左 （填“左”或“右”）移动。
（3）常温下，向该溶液中加水稀释时，请填写下列表达式中数据的变化情况（填“变大”“变小”或“不变”）。
①c（HCOOH）c（H＋） 变小 ；
②c（HCOO－）c（HCOOH） 变大 ；
③c（HCOO－）c（H＋） 变小 ；
④c（HCOO－）·c（H＋）c（HCOOH） 不变 ；
⑤c（HCOO－）c（HCOOH）·c（OH－） 不变 。
4.[电离度与电离常数的关系]已知25 ℃时，某浓度为c的一元弱酸HA溶液的电离度为α，请计算该温度下HA的电离常数（Ka）。
HA ⇌ H＋＋ A－
起始浓度 c 0 0
转化浓度 cα cα cα
平衡浓度 c（1－α） cα cα
Ka＝（cα）2c（1－α）＝cα21－α，当α很小时，可认为1－α≈1，则Ka＝cα2。
研透高考 明确方向
命题点1 根据图像交点计算电离平衡常数
1.[全国Ⅱ高考]改变0.1 ml·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ（X）随pH的变化如图所示[已知δ（X）＝c（X）c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）]。下列叙述错误的是（ D ）
A.pH＝1.2时，c（H2A）＝c（HA－）
B.lg [K2（H2A）]＝－4.2
C.pH＝2.7时，c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－）
D.pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－）＝c（H＋）
解析
B项，K2（H2A）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），需要找c（HA－）＝c（A2－）的点，即pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－），c（H＋）＝10－4.2 ml·L－1，则lg [K2（H2A）]＝lg c（H＋）＝－4.2，正确。
2.H2C2O4溶液中部分微粒的分布分数δ（X）（X＝H2C2O4、HC2O4－或C2O42－）与溶液pH的关系如图所示，下列说法正确的是（ D ）
A.向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝2.5：c（H2C2O4）＋c（C2O42－）＞c（HC2O4－）
B.Ka1（H2C2O4）＝10－2.5，Ka2（H2C2O4）＝10－4.2
C.常温下，向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7，则溶液中2c（C2O42－）＞c（Na＋）
D.在等浓度、等体积的H2C2O4溶液与NaOH溶液混合后的溶液中：c（OH－）＋c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（H2C2O4）
解析
B项，信息③中，c（H2C2O4）＝c（C2O42－），且此时pH＝2.5，联系平衡常数的表达式，可得Ka1（H2C2O4）·Ka2（H2C2O4）＝c（HC2O4－）·c（H＋）c（H2C2O4）×c（C2O42－）·c（H＋）c（HC2O4－）＝c2（H＋）＝（10－2.5）2＝10－5，则Ka1（H2C2O4）＝10－510－4.2＝10－0.8，错误。C项，若因思维定式寻找题图中pH＝7的对应溶液中粒子的浓度关系会得不出答案，常温下pH＝7时c（OH－）＝c（H＋），溶液中存在电荷守恒c（OH－）＋c（HC2O4－）＋2c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（Na＋），故c（HC2O4－）＋2c（C2O42－）＝c（Na＋），则2c（C2O42－）＜c（Na＋），错误。D项，混合溶液的溶质为NaHC2O4，溶液中存在质子守恒关系式c（OH－）＋c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（H2C2O4），正确。
技巧点拨
命题点2 电离平衡常数的应用
3.[2022全国乙]常温下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜（如图所示）。设溶液中c总（HA）＝c（HA）＋c（A－），当达到平衡时，下列叙述正确的是（ B ）
A. 溶液Ⅰ中c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）
B.溶液Ⅱ中HA的电离度（c（A－）c总（HA））为1101
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c（HA）不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总（HA）之比为10－4
解析 pH＝7.0，溶液Ⅰ呈中性，c（H＋）＝c（OH－），若c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－），则c（A－）＝0，明显不符合实际情况，A项错误；溶液Ⅱ中，c（A－）c总（HA）＝c平衡（A－）c平衡（HA）＋c平衡（A－）＝1c平衡（HA）c平衡（A－）+1＝1c平衡（H＋）Ka（HA）+1＝10－310－1+10－3＝1101，B项正确；HA可以自由通过隔膜，溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）应相等，C项错误；溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）相等，由Ka（HA）＝c平衡（A－）×c平衡（H＋）c平衡（HA），可得cⅠ平衡（A－）×cⅠ平衡（H＋）＝cⅡ平衡（A－）×cⅡ平衡（H＋），则cⅠ平衡（A－）cⅡ平衡（A－）＝cⅡ平衡（H＋）cⅠ平衡（H＋）＝10－110－7＝106，溶液Ⅰ中，cⅠ平衡（A－）cⅠ平衡总（HA）＝10－310－7+10－3≈1，cⅠ平衡总（HA）＝cⅠ平衡（A－），同理溶液Ⅱ中，cⅡ平衡总（HA）＝101cⅡ平衡（A－），故cⅠ平衡总（HA）cⅡ平衡总（HA）＝cⅠ平衡（A－）101cⅡ平衡（A－）＝106101≈104，D项错误。
4.[电离程度与平衡常数之间的关系][2022浙江]已知25 ℃时二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是（ B ）
A.在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B.向0.1 ml·L－1的H2A溶液中通入HCl气体（忽略溶液体积的变化）至pH＝3，则H2A的电离度为0.013％
C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c（A2－）＞c（HA－）
D.取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100 mL，则该溶液pH＝a＋1
解析 盐类的水解促进水的电离，Na2A比NaHA易水解，等浓度的溶液前者水的电离程度更大，A项错误；设 0.1 ml·L－1 H2A溶液在pH＝3时H2A的电离度是α，则Ka1＝c（HA－）·c（H＋）c（H2A）＝0.1α×10－30.1－0.1α＝1.3×10－7，解得α＝1.3×10－4，B项正确；溶液pH＝11时，c（H＋）＝10－11 ml·L－1，由Ka2＝c（A2－）·c（H＋）c（HA－）＝7.1×10－15，可得c（A2－）c（HA－）＝7.1×10－4＜1，c（A2－）＜c（HA－），C项错误；因为加水稀释促进H2A的电离，所以稀释10倍后溶液pH变化小于1，D项错误。电离常数（K）
电离度（α）
概念
在一定条件下，当弱电解质（如一元弱酸或一元弱碱）的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的[1] 各种离子浓度 的乘积，与溶液中[2] 未电离分子的浓度之比 是一个常数，该常数叫作电离平衡常数，简称电离常数
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，[3] 已电离的溶质的分子数 占[4] 原有溶质分子总数 （包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度。
表达式：α＝[5] 已电离的溶质分子数原有溶质分子总数×100％
注：[鲁科版教材]
影响因素
电离常数与[6] 温度 有关，因为电离过程通常是吸热过程，所以温度越高，电离常数越大
相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度越[7] 小 ；相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度越[8] 大
类型
电离方程式
电离常数表达式
一元
弱酸
HF⇌ H＋＋F－
HCOOH⇌ H＋＋HCOO－
CH3COOH⇌ H＋＋CH3COO－
HClO⇌ H＋＋ClO－
弱酸HA的Ka＝[9] c（H＋）·c（A－）c（HA）
二元
弱酸
H2SO3⇌ H＋＋HSO3－
HSO3－⇌ H＋＋SO32－
H2CO3⇌ H＋＋HCO3－
HCO3－⇌ H＋＋CO32－
弱酸H2A的Ka1＝[10] c（H＋）·c（HA－）c（H2A） ，Ka2＝[11] c（H＋）·c（A2－）c（HA－）
三元
弱酸
H3PO4⇌ H＋＋H2PO4－
H2PO4－⇌ H＋＋HPO42－
HPO42－⇌ H＋＋PO43－
弱酸H3A的Ka1＝[12] c（H＋）·c（H2A－）c（H3A） ，Ka2＝[13] c（H＋）·c（HA2－）c（H2A－） ，Ka3＝[14] c（H＋）·c（A3－）c（HA2－）
一元
弱碱
NH3·H2O⇌ NH4＋＋OH－
NH3·H2O的Kb＝[15] c（OH－）·c（NH4＋）c（NH3·H2O）
读图
结论
pH＝1.2对应的点
c（H2A）＝c（HA－），A项正确
pH＝2.7对应的点
c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－），C项正确
pH＝4.2对应的点
c（HA－）＝c（A2－）≈0.05 ml·L－1，而c（H＋）＝10－4.2 ml·L－1，D项错误