高考热点26　电离常数的再计算

高考热点26电离常数的再计算1.利用公式计算(1)已知c(HX)和c(H+),求电离常数则K=c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,即c(HX)-c(H+)≈c(HX),则Ka=c2((2)已知c(HX)和电离常数,求c(H+)则:Ka=c由于c(H+)的数值很小,可做近似处理,即c(HX)-c(H+)≈c(HX)。则c(H+)=Ka·c【例1】已知标准状况下,1L水能溶解VL二氧化硫气体,且饱和溶液中的SO2有23与水反应生成H2SO3,测得c(H+)=0.2mol·L-1,计算该条件下的V=(已知H2SO3的第一步电离常数Ka1=0.02,忽略第二步电离和溶液体积的变化答案73.92解析溶液中H2SO3的浓度为V22.4×23mol1L=V33.6mol·LKa1=c(H2.利用图像中特殊点数值计算利用图像求电离常数的步骤(以HA为例)【例2】(2024·德阳五中开学考试)T℃时,向浓度均为1mol·L-1的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释,并用pH传感器测定溶液pH,所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lgc)的关系如图所示。已知:HA的电离常数:Ka=c(H+)·c(A-下列叙述错误的是()A.酸性:HA>HBB.将pH相同的HA和HB溶液稀释相同的倍数,HB稀溶液的pH更大C.T℃时,弱酸HB的pKa≈5D.a点对应的溶液中:c(HA)=0.1mol·L-1,c(H+)=0.01mol·L-1答案B解析A.根据溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lgc)的关系图,得到酸HA中,2pH=4,即pH=2,lgc=-1,即c=0.1mol·L-1时c(H+)=0.01mol·L-1,对酸HBc=0.1mol·L-1时,pH大于2,所以酸性:HA>HB,故A正确;B.根据A项得知酸性:HA>HB,将pH相同的HA和HB溶液稀释相同的倍数,HB的电离平衡向右移动更明显,故稀释后HB的氢离子浓度更大,pH更小,故B错误;C.T℃时,弱酸HB的pKa=-lgKa,Ka≈c2(H+)c(HB),由图中数据可知,c2(H+)=10-5,c(HB)=1mol·L-1,故pKa≈5,故C正确;D.a点2pH=4,即pH=2,lgc=-1,即c=0.1mol·L-1时c(H+)=0.01mol·L-1,所以对应的溶液中:c(HA)=0.1mol·L-1,c(H+)=0.01mol热点训练1.常温下,向20mL0.010mol·L-1的HA溶液中逐滴加入0.010mol·L-1的NaOH溶液,溶液中lgc(OH-)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。(1)判断HA为强酸还是弱酸。

(2)若HA为弱酸,请计算在P点的电离平衡常数。

答案(1)弱酸(2)Ka(HA)=1.0×10-6解析(1)在M点时,溶液中c(OH-)=10-10mol·L-1,则常温时0.010mol·L-1的HA溶液中c(H+)=10-4mol·L-1,HA为一元弱酸。(2)在相同温度下,M、P点的电离常数相同,用M点计算电离常数。HAH++A-,c(H+)≈c(A-),常温下,Ka(HA)=c(H+)2.(1)常温下,向amol·L-1CH3COONa溶液中滴加等体积的bmol·L-1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发),则醋酸的电离常数Ka=(用含a和b的代数式表示)。

(2)常温下,将amol·L-1的醋酸与bmol·L-1的Ba(OH)2溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka=(用含a和b的代数式表示)。

答案(1)10-7(a-b解析(1)由电荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)+c(CH3COO-),由元素守恒有c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),溶液呈中性,所以c(CH3COOH)=c(Cl-)。Ka=10-7×(a2-b2)(b2)=10-7(a-b)b。(2)根据电荷守恒2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-),由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)Ka=10-73.已知草酸为二元弱酸:H2C2O4HC2O4-+H+Ka1,HC2O4-C2O42-+H+Ka2,常温下,向某浓度的H2C2O42-三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液则常温下:(1)Ka1=(2)Ka2=(3)pH=2.7时,溶液中c2(HC2答案(1)10-1.2(2)10-4.