备考2025届高考化学一轮复习讲义第八章水溶液中的离子反应与平衡第1讲电离平衡考点2电离平衡常数及其应用

考点2电离平衡常数及其应用1.电离常数和电离度电离常数（K）电离度（α）概念在确定条件下，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2.弱电解质的电离方程式与电离平衡常数表达式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二元弱酸H2SO3⇌H＋＋HSOHSO3－⇌H＋H2CO3⇌H＋＋HCOHCO3－⇌H＋弱酸H2A的Ka1＝[10]c（H＋）·c三元弱酸H3PO4⇌H＋＋H2POH2PO4－⇌H＋HPO42－⇌H弱酸H3A的Ka1＝[12]c（H＋）·c（H2A－）c一元弱碱NH3·H2O⇌NH4＋＋NH3·H2O的Kb＝[15]c（留意（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≫K3.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1①常温下，0.1mol·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）为[16]1.3×10－3mol·L－1。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5，1.7≈②常温下，0.1mol·L－1氨水中c（OH－）为[17]1.3×10－3mol·L－1。（已知：NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5，1.7≈（2）计算弱酸或弱碱溶液中微粒浓度之比示例2①常温下，pH＝5的CH3COOH溶液中，c（CH3COO－）c（CH3COOH）＝[18]1.7②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＋＋OH4.利用电离度计算溶液中c（H＋）示例3常温下，0.1mol·L－1CH3COOH溶液中，α（CH3COOH）＝1.3％，该溶液中c（H＋）为[20]1.3×10－3mol·L－1。留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，电离常数确定增大。（✕）（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.[推断弱酸的相对强弱]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依次是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0.1mol·L－1HCOOH溶液，则：（1）温度上升时，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更状况（填“变大”“变小”或“不变”）。①c（HCOOH）②c（HCOO③c（HCOO④c（HCOO⑤c（HCOO4.[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c00转化浓度cαcαcα平衡浓度c（1－α）cαcαKa＝（cα）2c（1－α）＝cα21－α研透高考明确方向命题点1依据图像交点计算电离平衡常数1.[全国Ⅱ高考]变更0.1mol·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的变更如图所示[已知δ（X）＝c（X）c（HA.pH＝1.2时，c（H2A）＝c（HA－）B.lg[K2（H2A）]＝－4.2C.pH＝2.7时，c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－）D.pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－）＝c（H＋）解析读图结论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－）≈0.05mol·L－1，而c（H＋）＝10－4.2mol·L－1，D项错误B项，K2（H2A）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），须要找c（HA－）＝c（A2－）的点，即pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－），c（H＋）＝10－4.2mol·L－1，则lg[K2.H2C2O4溶液中部分微粒的分布分数δ（X）（X＝H2C2O4、HC2O4－或C2O42－）与溶液pHA.向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝2.5：c（H2C2O4）＋c（C2O42－）＞c（HCB.Ka1（H2C2O4）＝10－2.5，Ka2（H2C2O4）＝10－4.2C.常温下，向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7，则溶液中2c（C2O42－）＞c（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（H2C2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，若因思维定式找寻题图中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（HC2O技巧点拨命题点2电离平衡常数的应用3.[2024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（AC.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，明显不符合实际状况，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4.[电离程度与平衡常数之间的关系][2024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0.1mol·L－1的H2A溶液中通入HCl气体（忽视溶液体积的变更）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＋1解析盐类的水解促