微专题七电离平衡常数的计算2024年高考化学二轮复习课件

微专题七电离平衡常数的计算高三二轮复习授课人：阳海斌【核心总结·要点归纳】1、表达式(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA=

H＋＋A－，可表示为Ka＝c(A-)c(H+)/c(HA)。(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH=B＋＋OH－，可表示为Kb＝c(OH-)c(B+)/c(BOH)。2、特点(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。例如，在25℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4mol·L－1，K(CH3COOH)＝1.8×10－5mol·L－1，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3…，故其酸性取决于第一步电离。3、电离度

表示方法：α＝

已电离的弱电解质分子数

/溶液中原有弱电解质的总分子数×100%，或：α＝弱电解质的某离子浓度/弱电解质的浓度×100%影响因素：①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。规律总结：电离常数的3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，酸性(或碱性)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。突破一、电离常数的应用【典例研磨】1、H2A为二元酸，其电离过程为：H2A=H++HA-，HA-=H++A2-。常温时，向20mL0.1mol/LH2A水溶液中逐滴滴加0.1mol/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。下列说法正确的是（）A.H2A的Kal的数量级为10-1B.曲线Ⅱ表示A2-C.当溶液中c(H2A)=c(A2-)时，pH=2.7D.向pH=4.2的溶液中继续滴加NaOH溶液，水的电离程度持续变大C【详解】：根据图可知，当

时，溶液的pH=1.2，则溶液中

，

常温下H2A的Kal的数量级为10-2，A错误；B．由图可知，

时，

，

，

，B正确；C．H2A为二元酸，向H2A水溶液中逐滴滴加NaOH溶液，首先生成反应生成NaHA，继续滴加氢氧化钠再反应生成Na2A，故曲线Ⅱ表示HA-，C错误；D．pH=4.2时，HA-、A2-含量相同，则c(HA-)=c(A2-)，溶液为Na2A、NaHA等浓度的混合溶液，溶液中持续滴加NaOH溶液，NaHA转化为Na2A，水解程度逐渐增大，水的电离程度增大，但是当全部转化为Na2A后，再加入NaOH溶液，就开始抑制水的电离，水的电离程度减小，D错误。2、根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是（）化学式HClOH2CO3电离常数/mol·L-1K=3×10-8K1=4×10-7K2=4×10-11A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-+2Cl2+H2O=2Cl-+2HClO+CO2↑B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-+Cl2=Cl-+ClO-+2CO2↑+H2OC．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+H2O+NaClO=NaHCO3+HClOD．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClOC突破二、离子浓度大小的比较【典例研磨】1、室温下，在1mol·L-1的某二元酸H2A溶液中，存在HA-、A2-的物质的量分数随pH变化的关系如图所示，下列说法错误的是（）A．0.1mol·L-1NaHA溶液中：c(OH-)>c(H+)B．室温下，HA-=A2-+H+的电离平衡常数Ka=10-3C．在Na2A溶液中存在c(Na+)=2c(A2-)+2c(HA-)D．H2A的电离方程式为H2A=H++HA-，HA-=A2-+H+A【详解】：A．结合图象分析，1mol·L-1的某二元酸H2A溶液中，pH=0时，第一级电离完全，随着pH升高直到pH=6，第二级电离完全，NaHA属于盐，电离使溶液显酸性，则c（OH-）＜c（H+），故A错误；B．当c（A2-）=c（HA-）时，溶液的pH=3，HA-⇌A2-+H+的电离平衡常数Ka=c（A2-）/c（HA-）×c（H+）=c（H+）=10-3，故B正确；C．根据图知，开始时pH=0，溶液中c（H+）=1mol/L=c（H2A），说明该二元酸第一步完全电离，该溶液中存在物料守恒n（Na）=2n（A），即c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-），故C正确；D．根据C的分析知，该二元酸第一步完全电离、第二步部分电离，所以该二元酸两步电离方程式为H2A=H++HA-，HA-⇌A2-+H+，故D正确。2、室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是（）三种酸的电离常关系：KHA＞KHB＞KHDB.滴定到P点时，溶液中：c(B-)>c(Na+)>c(HB)＞c(H＋）＞c(OH－)C.pH=7时，三种溶液中：

c(A-)=c(B-)=c(D-)D.当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HB)+c(HB)+c(HB)=c(OH－)-c(H＋）C【实战演习】1、实验测得0.1mol/LNaHCO3溶液的pH随温度升高的变化如图所示。下列说法正确的是（）A．a-b，HCO3-的水解程度增大B．由a点可知Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)>KwC．b-c，可能发生反应：2HCO3-=CO32-+CO2↑+H2OD．a点溶液和d点溶液的c(OH-)相同C【详解】A．a-b过程中pH减小，说明升高温度碳酸氢根离子电离程度更大，故A错误；B．a点溶液显碱性，有c(OH-)>c(H+)，水解大于电离故，Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)<Kw，故B错误；C．b-c，pH突然变大，可能发生反应：2HCO3-=CO32-+CO2↑+H2O，碳酸根离子水解程度大于碳酸氢根离子，碱性增强pH变大，故C正确；D．a点溶液和d点溶液的pH相同氢离子浓度相同，但温度不同，KW不同，c(OH-)不同，故D错误。2、T℃时，CdCO3和Cd(OH)2的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知pCd2+为Cd2+浓度的负对数，pN为阴离子浓度的负对数。下列说法正确的是（）A．曲线I是CdCO3的沉淀溶解平衡曲线B．加热可使溶液由X点变到Z点C．Y点对应的Cd(OH)2溶液是过饱和溶液D．T℃，在CdCO3(s)+2OH-(aq)⇌Cd(OH)2(s)+CO32-(aq)平衡体系中，平衡常数K=102D【解析】：T℃，由图可知，pN=4时，CdCO3中pCd2+为8，即pN=4时，Cd(OH)2中pCd2+为6，即

；在CdCO3(s)+2OH-(aq)⇌Cd(OH)2(s)+CO32-(aq)平衡体系中，平衡常数K=3、25℃时，用1.00mol·L-1NaOH溶液调节100mL某二元弱酸H2A的pH，溶液中H2A、HA-及A2-的物质的量浓度变化如图所示。下列说法正确的是（）

A．曲线②代表c(HA-)，曲线③代表c(A2-)，H2A的Ka2=10-8B．x点溶液中，n(Na＋)=n(H2A)＋n(HA-)＋n(A2-)C．在Y点溶液中，c(Na＋)＞3c(A2-)D．0.1000mol·L-1NaHA溶液中，c(Na＋)＞c(HA-)＞c(H2A)＞c(A2-)C【解析】：A.曲线②代表c(A2-)，曲线③代表c(HA-)，H2A的Ka2=10-8，故A不符合题意；B．根据物料守恒，x点溶液中，2n(Na＋)=n(H2A)＋n(HA-)＋n(A2-)，故B不符合题意；C．根据电荷守恒，c(Na＋)+c(H＋)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)，pH=8，c(OH-)＞c(H＋)，c(Na＋)＞2c(A2-)+c(HA-)，在Y点溶液中，c(Na＋)＞3c(A2-)，故C符合题意；D.NaHA溶液中，Ka(HA-)=10-8，Kh(HA-)=Kw/Ka1=10-10，Ka(HA-)＞Kh(HA-),c(A2-)＞c(H2A)。4、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（）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0.1mol·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10mL，加蒸馏水稀释至100mL，则该溶液pH＝a＋1B解析：A．在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，A2-的水解程度大于HA-，水的电离程度前者大于后者，故A错误；B．溶液中c(H+)＝10-3mol/L，H2A电离程度较小，溶液中c(H2A)≈0.1mol/L，Ka1＝

c(HA-)=1.3×10-5mol/L，c(HA-)≈c(H2A)电离，则H2A的电离度0.013%，B正确；C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，

则c(A2-)<c(HA-)，故C错误；D．H2A是弱酸，取pH＝a的H2A溶液10mL，加蒸馏水稀释至100mL，H2A的电离平衡正向移动，则该溶液pH<a＋1，故D错误。5、根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2H5+＋NH3＝NH4+＋N2H4，N2H4＋CH3COOH＝N2H5+＋CH3COO－，下列酸性强弱顺序正确的是（）A．N2H5+＞N2H4＞NH4+B．N2H5+＞CH3COOH＞NH4+C．NH3＞N2H4＞CH3COO－D．CH3COOH＞N2H5+＞NH4+D解析：根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，则反应N2H4＋CH3COOH＝N2H5+＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2H5+，反应N2H5+＋NH3＝NH4+＋N2H4中，酸性：N2H5+＞NH4+，故酸性：CH3COOH＞N2H5+＞NH4+，答案选D。6、某同学pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质，下列说法正确的是(

)A.25℃时，若测得0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸B.25℃时，若测得0.01mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸C.25℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0mL，加蒸馏水稀释至100.0mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸D.25℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0mL，升温至50℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸B解析：A．25℃时，若测得0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；B．25℃时，若测得0.01mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，可知溶液中c(H+)＜0.01mol/L，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；C．假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0mL，加蒸馏水稀释至100.0mL测得此时溶液pH＜7，C错误；D．假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误7、实验测得10mL0.50mol·L-1NH4Cl溶液、10mL0.50mol·L-1CH3COONa溶液的pH分别随温度与稀释加水量的变化如图所示。已知25℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8×10-5.下列说法不正确的是（）A.图中实线表示pH随加水量的变化，虚线表示pH随温度的变化'B.将NH4Cl溶液加水稀释至浓度0.50/xmol·L-1，溶液pH变化值小于lgxC.随温度升高，Kw增大，CH3COONa溶液中c(OH-)减小，c(H+)增大，pH减小D.25℃时稀释相同倍数的NH4Cl溶液与CH3COONa溶液中：c(Na+)-c(CH3COO-)=c(Cl-)-c(NH4+)C解析：A．由分析可知，图中实线表示pH随加水量的变化，虚线表示pH随温度的变化，A说法正确；B．将NH4Cl溶液加水稀释至浓度0.50/xmol·L-1时，若氯化铵的水解平衡不发生移动，则其中的c(H+)变为原来的1/x，则溶液的pH将增大lgx，但是，加水稀释时，氯化铵的水解平衡向正反应方向移动，c(H+)大于原来的1/x，因此，溶液pH的变化值小于lgx，B说法正确；C．随温度升高，水的电离程度变大，因此水的离子积变大，即Kw增大；随温度升高，CH3COONa的水解程度变大，溶液中c(OH-)增大，因此，C说法不正确；D．25℃时稀释相同倍数的NH4C1溶液与CH3COONa溶液中均分别存在电荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)。因此，氯化铵溶液中，c(Cl-)-c(NH4+)=c(H+)-c(OH-)，醋酸钠溶液中，c(Na+)-c(CH3COO-)=c(OH-)-c(H+)。由于25℃时CH3COOH和NH3·H2O的电离常数均为1.8×10-5，因此，由于原溶液的物质的量浓度相同，稀释相同倍数后的NH4C1溶液与CH3COONa溶液，溶质的物质的量浓度仍相等，由于电离常数相同，其中盐的水解程度是相同的，因此，两溶液中

c(OH-)-c(H+)

（两者差的绝对值）相等，故c(Na+)-c(CH3COO-)=c(Cl-)-c(NH4+)，D说法正确。8、定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中，正确的是（）A.a，b，c三点溶液的n(H+)：c＜a＜bB.a，b，c三点醋酸的电离程度：a＜b＜cC.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大D.a，b，c三点溶液用1mol•L-1的氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液的体积：c＜a＜bB解析：A．加水促进醋酸的电离，随着加入水的量增大，醋酸电离出的氢离子的物质的量越大，则a、b、c三点溶液的n(H+)为a＜b＜c，故A错误；B．随水的增多，醋酸的电离程度在增大，所以a、b、c三点醋酸的电离程度：a＜b＜c，故B正确；C．用湿润的pH试纸测量酸性的pH，a处溶液溶液稀释，导电能力增大，溶液酸性增强，pH减小，所以测量结果偏小，故C错误；D．a、b、c三点溶液浓度不同，但