專(zhuān)題突破13電離常數(shù)及其應(yīng)用-高二化學(xué)重難點(diǎn)專(zhuān)題突破（人教版2019選擇性必修1）

2023-2024學(xué)年選擇性必修1(人教版2019)第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡電離常數(shù)及其應(yīng)用1.表達(dá)式突破點(diǎn)1:

正確理解電離平衡常數(shù)重難歸納2.特點(diǎn)。(1)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,弱酸的酸性(或弱堿的堿性)越強(qiáng)。根據(jù)電離常數(shù)可以比較不同酸的相對(duì)強(qiáng)弱、計(jì)算離子濃度等。例如,在25℃時(shí),K(HNO2)=5.6×10-4,K(CH3COOH)=1.75×10-5,則HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強(qiáng)。(2)電離平衡常數(shù)一般只與溫度有關(guān),與濃度等因素?zé)o關(guān)。電離過(guò)程一般吸熱,升高溫度,K值增大。(3)比較多元弱酸的各步電離常數(shù)可以發(fā)現(xiàn),

時(shí),計(jì)算多元弱酸中的c(H+)或比較多元弱酸酸性的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí),通常只考慮第一步電離。主要有兩個(gè)方面的原因,以H2CO3為例:一是H2CO3第一步電離出的H+對(duì)第二步

的電離起抑制作用;二是

帶負(fù)電荷,繼續(xù)電離出H+需要克服其本身對(duì)H+的吸引。多元弱堿的情況與多元弱酸相似。典例剖析常溫下,下列反應(yīng)可以發(fā)生:①NaCN+HNO2══HCN+NaNO2,②NaCN+HF══HCN+NaF,③NaNO2+HF══HNO2+NaF,其中有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)分別是6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10。由此可判斷下列敘述中不正確的是(

)。A.常溫下,0.1mol·L-1的HCN溶液中c(H+)=×10-6mol·L-1

B.常溫下,K(HNO2)=6.3×10-4C.根據(jù)其中兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCND.常溫下,K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)解析:相同溫度下的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)是比較弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱的重要依據(jù)之一。該題中涉及三個(gè)反應(yīng),由化學(xué)方程式可以得出:HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱,酸性越強(qiáng),電離常數(shù)越大,據(jù)此將三個(gè)K值與酸對(duì)應(yīng)起來(lái),D項(xiàng)正確。三個(gè)反應(yīng)中,第①個(gè)反應(yīng)說(shuō)明酸性HNO2>HCN,第③個(gè)反應(yīng)說(shuō)明酸性HF>HNO2,只根據(jù)這兩個(gè)反應(yīng)即可作出比較,C項(xiàng)正確。方法技巧有關(guān)電離平衡常數(shù)計(jì)算的答題模板(以弱酸HX為例)。

HX

H+

+

X-

[變式訓(xùn)練1]某固體化合物X不導(dǎo)電,但其在熔融狀態(tài)下和溶于水都能完全電離。下列關(guān)于物質(zhì)X的說(shuō)法中,正確的是(

)。不是電解質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)是共價(jià)化合物是弱電解質(zhì)答案:B解析:由熔融狀態(tài)下和溶于水完全電離可知,X是強(qiáng)電解質(zhì)。又由固體X不導(dǎo)電,熔融狀態(tài)下導(dǎo)電可知,X應(yīng)是離子化合物。故正確答案為B。4.在100mL0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中,欲使CH3COOH的電離程度增大,H+濃度減小,可采用的方法是(

)。A.加熱B.加入0.1mol·L-1的CH3COOH溶液100mLC.加入少量0.5mol·L-1的硫酸D.加入少量1mol·L-1的NaOH溶液答案:D解析:電離平衡也是化學(xué)平衡的一種,完全可以運(yùn)用勒夏特列原理分析電離平衡的移動(dòng)。5.在相同溫度時(shí),100mL0.01mol·L-1的CH3COOH溶液與10mL0.1mol·L-1的CH3COOH溶液相比較,下列數(shù)值前者大于后者的是(

)。A.完全中和時(shí)所需NaOH的量B.電離的程度+的物質(zhì)的量濃度D.溶液中CH3COOH分子的物質(zhì)的量答案:B解析:相同溫度時(shí),100

mL

mol·L-1的CH3COOH溶液與

10

mL

mol·L-1的CH3COOH溶液所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量相等,完全中和時(shí)所需NaOH的量也相等。弱電解質(zhì)濃度越小,越有利于電離,因此前者電離程度比后者大,但H+的物質(zhì)的量濃度比后者小。相同溫度時(shí)

mol·L-1的CH3COOH溶液中CH3COOH的電離程度大于

mol·L-1的CH3COOH溶液,則CH3COOH分子的物質(zhì)的量前者小于后者。6.在a、b兩支試管中,分別加入質(zhì)量相等、形狀相同的鋅粒,然后向兩支試管中分別加入相同濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。請(qǐng)回答下列問(wèn)題。(1)a、b兩支試管中的現(xiàn)象:相同點(diǎn)是

;不同點(diǎn)是

,原因是

。

(2)a、b兩支試管中生成氣體的速率開(kāi)始時(shí)是a

(填“>”“<”或“=”,下同)b,反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是a

b,理由是

。

答案:(1)都產(chǎn)生無(wú)色氣泡,鋅粒逐漸溶解產(chǎn)生氣泡的快慢程度不同,鋅粒的溶解速率不同,a中的反應(yīng)較快c(H+)不同,a中的c(H+)較大(2)>

=反應(yīng)開(kāi)始時(shí)鹽酸中c(H+)大;最終兩種酸所能提供的H+的總物質(zhì)的量相等,且金屬的總物質(zhì)的量也相同解析:HCl是強(qiáng)酸,CH3COOH是弱酸,開(kāi)始時(shí)由于其c(H+)不同,反應(yīng)速率不同;又由于兩種酸能提供的H+的總物質(zhì)的量相等,而金屬的總物質(zhì)的量也相同,無(wú)論是酸過(guò)量還是金屬過(guò)量,最終產(chǎn)物氫氣的量一定相同。1.根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷酸性(堿性)強(qiáng)弱:電離平衡常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強(qiáng)。突破點(diǎn)2:

解電離平衡常數(shù)的應(yīng)用[例1]25℃時(shí),部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示:化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.76×10-5K1=4.30×10-7K2=5.61×10-112.95×10-8(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?/p>

。

(2)試寫(xiě)出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化學(xué)方程式:

。

NaClO+CO2+H2O==HClO+NaHCO3CH3COOH>H2CO3>HClOH2CO3HCO3–

+H+ClO–+HClOHCO3–CO32–

+H+電離平衡常數(shù)H2CO3Ka1=4.3×10–7Ka2=5.6×10–11強(qiáng)弱強(qiáng)弱酸與鹽的復(fù)分解反應(yīng)：強(qiáng)酸制弱酸+ClO–HClOHClOKa×10–8√×電離平衡常數(shù)越大，酸（堿）電離出H+（OH–）的能力越強(qiáng)，酸（堿）性越強(qiáng)。3.根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí),能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離,溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化,但電離平衡常數(shù)不變,考題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況?；A(chǔ)自學(xué)落實(shí)·重點(diǎn)互動(dòng)探究[例2]向濃度為0.1mol·L－1的氨水中不斷加水稀釋?zhuān)铝懈髁渴冀K保持增大的是

(

)A．

B.C.

D.c(NH3.H2O).

c(H+)c(NH4+)c(NH4+).c(OH-)c(NH3.H2O)c(NH4+)c(NH3.H2O)Dc(NH3.H2O)c(H+)應(yīng)用：根據(jù)電離常數(shù)判斷微粒濃度比值變化。加水稀釋?zhuān)艽龠M(jìn)弱電解質(zhì)電離，溶液中離子和分子濃度會(huì)相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)K不變、Kw不變。4.根據(jù)電離平衡常數(shù)求算溶液中弱電解質(zhì)電離出的離子濃度。解題模式:“三段式”,利用始態(tài)、變化、終態(tài)進(jìn)行求解,如[例3]在25℃下，將amol·L－1的氨水與0.01mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c（NH）＝c（Cl－），則溶液顯________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝________________。

【變式1】25℃時(shí)，三種酸的電離平衡常數(shù)如下：回答下列問(wèn)題：（1）一般情況下，當(dāng)溫度升高時(shí)，Ka

。（填“增大”、“減小”或“不變”）（2）下列四種離子結(jié)合H+能力最強(qiáng)的是_____（填序號(hào)）a.CO32–

b.ClO–c.CH3COO–d.HCO3–（3）寫(xiě)出下列反應(yīng)的離子方程式。①CH3COOH+Na2CO3（少量）②HClO+Na2CO3（少量）增大a化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離常數(shù)1.8×10–5K14.3×10–7K25.6×10–11

3.0×10–8①2CH3COOH+CO32–=H2O+CO2↑+2CH3COO–②HClO+CO32–=HCO3–+ClO–[變式2]①已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的濃度為2.0mol·L–1。溶液中的c(OH–)=

mol·L–1。6.0×10–3Kb=x22－x=x22==1.8×10–5x=6.0×10–3c(NH4+)

c(OH–)c(NH3·H2O)②25℃，H2SO3的Ka1=1.3×10－2，Ka2=6.2×10－8。將SO2通入以上氨水中，當(dāng)c(OH－)降至1.0×10－7mol·L-1時(shí)，溶液中的c(SO32－)/c(HSO3－)=

。

Ka2=c(H+)

c(SO32)c(HSO3–)·1.0×10－7

c(SO32)c(HSO3–)==6.2×10－8B[變式4]根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)判斷,下列離子方程式或化學(xué)方程式正確的是(

)化學(xué)式電離常數(shù)HClOK=4.0×10-8H2CO3K1=4.5×10-7

K2=4.7×10-11A.向Na2CO3溶液中滴加少量新制氯水:+2Cl2+H2O══2Cl-+2HClO+CO2↑B.向NaHCO3溶液中滴加少量新制氯水:2+Cl2══Cl-+ClO-+2CO2+H2OC.向NaClO溶液中通少量CO2:CO2+NaClO+H2O══NaHCO3+HClOD.向NaClO溶液中通過(guò)量CO2:CO2+2NaClO+H2O══Na2CO3+2HClO答案:C解析:向Na2CO3溶液中滴加少量新制氯水,溶液中碳酸鈉過(guò)量,鹽酸與碳酸鈉反應(yīng)生成碳酸氫鈉,次