微專題七電離平衡常數(shù)的計(jì)算2024年高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)課件

微專題七電離平衡常數(shù)的計(jì)算高三二輪復(fù)習(xí)授課人：陽(yáng)海斌【核心總結(jié)·要點(diǎn)歸納】1、表達(dá)式(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HA=

H＋＋A－，可表示為Ka＝c(A-)c(H+)/c(HA)。(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOH=B＋＋OH－，可表示為Kb＝c(OH-)c(B+)/c(BOH)。2、特點(diǎn)(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，升高溫度，K值增大。(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強(qiáng)。例如，在25℃時(shí)，K(HNO2)＝4.6×10－4mol·L－1，K(CH3COOH)＝1.8×10－5mol·L－1，因而HNO2的酸性比CH3COOH強(qiáng)。(3)多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3…，故其酸性取決于第一步電離。3、電離度

表示方法：α＝

已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)

/溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)×100%，或：α＝弱電解質(zhì)的某離子濃度/弱電解質(zhì)的濃度×100%影響因素：①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越大。規(guī)律總結(jié)：電離常數(shù)的3大應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。突破一、電離常數(shù)的應(yīng)用【典例研磨】1、H2A為二元酸，其電離過(guò)程為：H2A=H++HA-，HA-=H++A2-。常溫時(shí)，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-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)隨pH變化的關(guān)系如圖所示。下列說(shuō)法正確的是（）A.H2A的Kal的數(shù)量級(jí)為10-1B.曲線Ⅱ表示A2-C.當(dāng)溶液中c(H2A)=c(A2-)時(shí)，pH=2.7D.向pH=4.2的溶液中繼續(xù)滴加NaOH溶液，水的電離程度持續(xù)變大C【詳解】：根據(jù)圖可知，當(dāng)

時(shí)，溶液的pH=1.2，則溶液中

，

常溫下H2A的Kal的數(shù)量級(jí)為10-2，A錯(cuò)誤；B．由圖可知，

時(shí)，

，

，

，B正確；C．H2A為二元酸，向H2A水溶液中逐滴滴加NaOH溶液，首先生成反應(yīng)生成NaHA，繼續(xù)滴加氫氧化鈉再反應(yīng)生成Na2A，故曲線Ⅱ表示HA-，C錯(cuò)誤；D．pH=4.2時(shí)，HA-、A2-含量相同，則c(HA-)=c(A2-)，溶液為Na2A、NaHA等濃度的混合溶液，溶液中持續(xù)滴加NaOH溶液，NaHA轉(zhuǎn)化為Na2A，水解程度逐漸增大，水的電離程度增大，但是當(dāng)全部轉(zhuǎn)化為Na2A后，再加入NaOH溶液，就開始抑制水的電離，水的電離程度減小，D錯(cuò)誤。2、根據(jù)表中提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學(xué)方程式書寫正確的是（）化學(xué)式HClOH2CO3電離常數(shù)/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溶液中通入過(guò)量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClOC突破二、離子濃度大小的比較【典例研磨】1、室溫下，在1mol·L-1的某二元酸H2A溶液中，存在HA-、A2-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)隨pH變化的關(guān)系如圖所示，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是（）A．0.1mol·L-1NaHA溶液中：c(OH-)>c(H+)B．室溫下，HA-=A2-+H+的電離平衡常數(shù)Ka=10-3C．在Na2A溶液中存在c(Na+)=2c(A2-)+2c(HA-)D．H2A的電離方程式為H2A=H++HA-，HA-=A2-+H+A【詳解】：A．結(jié)合圖象分析，1mol·L-1的某二元酸H2A溶液中，pH=0時(shí)，第一級(jí)電離完全，隨著pH升高直到pH=6，第二級(jí)電離完全，NaHA屬于鹽，電離使溶液顯酸性，則c（OH-）＜c（H+），故A錯(cuò)誤；B．當(dāng)c（A2-）=c（HA-）時(shí)，溶液的pH=3，HA-?A2-+H+的電離平衡常數(shù)Ka=c（A2-）/c（HA-）×c（H+）=c（H+）=10-3，故B正確；C．根據(jù)圖知，開始時(shí)pH=0，溶液中c（H+）=1mol/L=c（H2A），說(shuō)明該二元酸第一步完全電離，該溶液中存在物料守恒n（Na）=2n（A），即c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-），故C正確；D．根據(jù)C的分析知，該二元酸第一步完全電離、第二步部分電離，所以該二元酸兩步電離方程式為H2A=H++HA-，HA-?A2-+H+，故D正確。2、室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定濃度均為0.1mol·L－1的三種酸(HA、HB和HD)溶，滴定的曲線如圖所示，下列判斷錯(cuò)誤的是（）三種酸的電離常關(guān)系：KHA＞KHB＞KHDB.滴定到P點(diǎn)時(shí)，溶液中：c(B-)>c(Na+)>c(HB)＞c(H＋）＞c(OH－)C.pH=7時(shí)，三種溶液中：

c(A-)=c(B-)=c(D-)D.當(dāng)中和百分?jǐn)?shù)達(dá)100%時(shí)，將三種溶液混合后：c(HB)+c(HB)+c(HB)=c(OH－)-c(H＋）C【實(shí)戰(zhàn)演習(xí)】1、實(shí)驗(yàn)測(cè)得0.1mol/LNaHCO3溶液的pH隨溫度升高的變化如圖所示。下列說(shuō)法正確的是（）A．a(chǎn)-b，HCO3-的水解程度增大B．由a點(diǎn)可知Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)>KwC．b-c，可能發(fā)生反應(yīng)：2HCO3-=CO32-+CO2↑+H2OD．a(chǎn)點(diǎn)溶液和d點(diǎn)溶液的c(OH-)相同C【詳解】A．a(chǎn)-b過(guò)程中pH減小，說(shuō)明升高溫度碳酸氫根離子電離程度更大，故A錯(cuò)誤；B．a(chǎn)點(diǎn)溶液顯堿性，有c(OH-)>c(H+)，水解大于電離故，Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)<Kw，故B錯(cuò)誤；C．b-c，pH突然變大，可能發(fā)生反應(yīng)：2HCO3-=CO32-+CO2↑+H2O，碳酸根離子水解程度大于碳酸氫根離子，堿性增強(qiáng)pH變大，故C正確；D．a(chǎn)點(diǎn)溶液和d點(diǎn)溶液的pH相同氫離子濃度相同，但溫度不同，KW不同，c(OH-)不同，故D錯(cuò)誤。2、T℃時(shí)，CdCO3和Cd(OH)2的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。已知pCd2+為Cd2+濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，pN為陰離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)。下列說(shuō)法正確的是（）A．曲線I是CdCO3的沉淀溶解平衡曲線B．加熱可使溶液由X點(diǎn)變到Z點(diǎn)C．Y點(diǎn)對(duì)應(yīng)的Cd(OH)2溶液是過(guò)飽和溶液D．T℃，在CdCO3(s)+2OH-(aq)?Cd(OH)2(s)+CO32-(aq)平衡體系中，平衡常數(shù)K=102D【解析】：T℃，由圖可知，pN=4時(shí)，CdCO3中pCd2+為8，即pN=4時(shí)，Cd(OH)2中pCd2+為6，即

；在CdCO3(s)+2OH-(aq)?Cd(OH)2(s)+CO32-(aq)平衡體系中，平衡常數(shù)K=3、25℃時(shí)，用1.00mol·L-1NaOH溶液調(diào)節(jié)100mL某二元弱酸H2A的pH，溶液中H2A、HA-及A2-的物質(zhì)的量濃度變化如圖所示。下列說(shuō)法正確的是（）

A．曲線②代表c(HA-)，曲線③代表c(A2-)，H2A的Ka2=10-8B．x點(diǎn)溶液中，n(Na＋)=n(H2A)＋n(HA-)＋n(A2-)C．在Y點(diǎn)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.曲線②代表c(A2-)，曲線③代表c(HA-)，H2A的Ka2=10-8，故A不符合題意；B．根據(jù)物料守恒，x點(diǎn)溶液中，2n(Na＋)=n(H2A)＋n(HA-)＋n(A2-)，故B不符合題意；C．根據(jù)電荷守恒，c(Na＋)+c(H＋)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)，pH=8，c(OH-)＞c(H＋)，c(Na＋)＞2c(A2-)+c(HA-)，在Y點(diǎn)溶液中，c(Na＋)＞3c(A2-)，故C符合題意；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℃時(shí)二元酸H2A的Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15。下列說(shuō)法正確的是（）A.在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，水的電離程度前者小于后者B.向0.1mol·L-1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3，則H2A的電離度為0.013%C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，則c(A2-)＞c(HA-)D.取pH=a的H2A溶液10mL，加蒸餾水稀釋至100mL，則該溶液pH＝a＋1B解析：A．在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，A2-的水解程度大于HA-，水的電離程度前者大于后者，故A錯(cuò)誤；B．溶液中c(H+)＝10-3mol/L，H2A電離程度較小，溶液中c(H2A)≈0.1mol/L，Ka1＝

c(HA-)=1.3×10-5mol/L，c(HA-)≈c(H2A)電離，則H2A的電離度0.013%，B正確；C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，

則c(A2-)<c(HA-)，故C錯(cuò)誤；D．H2A是弱酸，取pH＝a的H2A溶液10mL，加蒸餾水稀釋至100mL，H2A的電離平衡正向移動(dòng)，則該溶液pH<a＋1，故D錯(cuò)誤。5、根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)是酸，給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)，酸性越強(qiáng)。已知：N2H5+＋NH3＝NH4+＋N2H4，N2H4＋CH3COOH＝N2H5+＋CH3COO－，下列酸性強(qiáng)弱順序正確的是（）A．N2H5+＞N2H4＞NH4+B．N2H5+＞CH3COOH＞NH4+C．NH3＞N2H4＞CH3COO－D．CH3COOH＞N2H5+＞NH4+D解析：根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)的規(guī)律，強(qiáng)酸能制得弱酸，根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)是酸，則反應(yīng)N2H4＋CH3COOH＝N2H5+＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2H5+，反應(yīng)N2H5+＋NH3＝NH4+＋N2H4中，酸性：N2H5+＞NH4+，故酸性：CH3COOH＞N2H5+＞NH4+，答案選D。6、某同學(xué)pH計(jì)測(cè)定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質(zhì)，下列說(shuō)法正確的是(

)A.25℃時(shí)，若測(cè)得0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸B.25℃時(shí)，若測(cè)得0.01mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，則HR是弱酸C.25℃時(shí)，若測(cè)得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0mL，加蒸餾水稀釋至100.0mL，測(cè)得pH＝b，b－a＜1，則HR是弱酸D.25℃時(shí)，若測(cè)得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0mL，升溫至50℃，測(cè)得pH＝b，a＞b，則HR是弱酸B解析：A．25℃時(shí)，若測(cè)得0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，則HR為強(qiáng)酸，A錯(cuò)誤；B．25℃時(shí)，若測(cè)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未完全電離，HR為弱酸，B正確；C．假設(shè)HR為強(qiáng)酸，取pH＝6的該溶液10.0mL，加蒸餾水稀釋至100.0mL測(cè)得此時(shí)溶液pH＜7，C錯(cuò)誤；D．假設(shè)HR為強(qiáng)酸，則NaR為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，溶液呈中性，升溫至50℃，促進(jìn)水的電離，水的離子積常數(shù)增大，pH減小，D錯(cuò)誤7、實(shí)驗(yàn)測(cè)得10mL0.50mol·L-1NH4Cl溶液、10mL0.50mol·L-1CH3COONa溶液的pH分別隨溫度與稀釋加水量的變化如圖所示。已知25℃時(shí)CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)均為1.8×10-5.下列說(shuō)法不正確的是（）A.圖中實(shí)線表示pH隨加水量的變化，虛線表示pH隨溫度的變化'B.將NH4Cl溶液加水稀釋至濃度0.50/xmol·L-1，溶液pH變化值小于lgxC.隨溫度升高，Kw增大，CH3COONa溶液中c(OH-)減小，c(H+)增大，pH減小D.25℃時(shí)稀釋相同倍數(shù)的NH4Cl溶液與CH3COONa溶液中：c(Na+)-c(CH3COO-)=c(Cl-)-c(NH4+)C解析：A．由分析可知，圖中實(shí)線表示pH隨加水量的變化，虛線表示pH隨溫度的變化，A說(shuō)法正確；B．將NH4Cl溶液加水稀釋至濃度0.50/xmol·L-1時(shí)，若氯化銨的水解平衡不發(fā)生移動(dòng)，則其中的c(H+)變?yōu)樵瓉?lái)的1/x，則溶液的pH將增大lgx，但是，加水稀釋時(shí)，氯化銨的水解平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，c(H+)大于原來(lái)的1/x，因此，溶液pH的變化值小于lgx，B說(shuō)法正確；C．隨溫度升高，水的電離程度變大，因此水的離子積變大，即Kw增大；隨溫度升高，CH3COONa的水解程度變大，溶液中c(OH-)增大，因此，C說(shuō)法不正確；D．25℃時(shí)稀釋相同倍數(shù)的NH4C1溶液與CH3COONa溶液中均分別存在電荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)。因此，氯化銨溶液中，c(Cl-)-c(NH4+)=c(H+)-c(OH-)，醋酸鈉溶液中，c(Na+)-c(CH3COO-)=c(OH-)-c(H+)。由于25℃時(shí)CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)均為1.8×10-5，因此，由于原溶液的物質(zhì)的量濃度相同，稀釋相同倍數(shù)后的NH4C1溶液與CH3COONa溶液，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度仍相等，由于電離常數(shù)相同，其中鹽的水解程度是相同的，因此，兩溶液中

c(OH-)-c(H+)

（兩者差的絕對(duì)值）相等，故c(Na+)-c(CH3COO-)=c(Cl-)-c(NH4+)，D說(shuō)法正確。8、定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，下列說(shuō)法中，正確的是（）A.a，b，c三點(diǎn)溶液的n(H+)：c＜a＜bB.a，b，c三點(diǎn)醋酸的電離程度：a＜b＜cC.用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH，測(cè)量結(jié)果偏大D.a，b，c三點(diǎn)溶液用1mol?L-1的氫氧化鈉溶液中和，消耗氫氧化鈉溶液的體積：c＜a＜bB解析：A．加水促進(jìn)醋酸的電離，隨著加入水的量增大，醋酸電離出的氫離子的物質(zhì)的量越大，則a、b、c三點(diǎn)溶液的n(H+)為a＜b＜c，故A錯(cuò)誤；B．隨水的增多，醋酸的電離程度在增大，所以a、b、c三點(diǎn)醋酸的電離程度：a＜b＜c，故B正確；C．用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量酸性的pH，a處溶液溶液稀釋，導(dǎo)電能力增大，溶液酸性增強(qiáng)，pH減小，所以測(cè)量結(jié)果偏小，故C錯(cuò)誤；D．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液濃度不同，但