備考2025屆高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)講義第八章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第1講電離平衡考點2電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用

考點2電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用1.電離常數(shù)和電離度電離常數(shù)（K）電離度（α）概念在確定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)（如一元弱酸或一元弱堿）的電離達(dá)到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的[1]各種離子濃度的乘積，與溶液中[2]未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，該常數(shù)叫作電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時，[3]已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占[4]原有溶質(zhì)分子總數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分率稱為電離度。表達(dá)式：α＝[5]已電離的溶質(zhì)分子數(shù)原有溶質(zhì)分子總數(shù)×100注：[魯科版教材]影響因素電離常數(shù)與[6]溫度有關(guān)，因為電離過程通常是吸熱過程，所以溫度越高，電離常數(shù)越大相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度越[7]?。幌嗤瑵舛认?，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度越[8]大2.弱電解質(zhì)的電離方程式與電離平衡常數(shù)表達(dá)式類型電離方程式電離常數(shù)表達(dá)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一元弱堿NH3·H2O?NH4＋＋NH3·H2O的Kb＝[15]c（留意（1）H3BO3（硼酸）屬于一元弱酸，電離方程式為H3BO3＋H2O?H＋＋[B（OH）4]－。（2）常見的弱堿還有CH3NH2、H2NCH2CH2NH2、NH2OH、N2H4等。（3）多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系一般是Ka1?Ka2?K3.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用（1）計算弱酸或弱堿溶液中H＋或OH－的濃度示例1①常溫下，0.1mol·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）為[16]1.3×10－3mol·L－1。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5，1.7≈②常溫下，0.1mol·L－1氨水中c（OH－）為[17]1.3×10－3mol·L－1。（已知：NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5，1.7≈（2）計算弱酸或弱堿溶液中微粒濃度之比示例2①常溫下，pH＝5的CH3COOH溶液中，c（CH3COO－）c（CH3COOH）＝[18]1.7②常溫下，pOH＝4.5的NH2OH溶液中，c（NH3OH＋）c（NH2OH）＝[19]10－4.5。（已知：NH2OH的電離方程式為NH2OH＋H2O?NH3OH＋＋OH4.利用電離度計算溶液中c（H＋）示例3常溫下，0.1mol·L－1CH3COOH溶液中，α（CH3COOH）＝1.3％，該溶液中c（H＋）為[20]1.3×10－3mol·L－1。留意電離度實質(zhì)上表示的是弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時的轉(zhuǎn)化率。1.易錯辨析。（1）電離平衡向電離方向移動，電離常數(shù)確定增大。（?）（2）電解質(zhì)的電離度越大，電離常數(shù)就越大。（?）（3）常溫下，Ka1（H2CO3）＞Ka2（H3PO4），可知碳酸的酸性比磷酸強。（?）（4）電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大。（?）2.[推斷弱酸的相對強弱]已知：25℃時，Ka（HF）＝6.8×10－4、Ka（CH3COOH）＝1.7×10－5、Ka（HCN）＝6.2×10－10。（1）三種弱酸由強到弱的依次是HF＞CH3COOH＞HCN。（2）下列離子方程式錯誤的是C（填標(biāo)號）。A.HF＋CN－HCN＋F－B.CH3COOH＋CN－HCN＋CH3COO－C.CH3COOH＋F－HF＋CH3COO－3.現(xiàn)有0.1mol·L－1HCOOH溶液，則：（1）溫度上升時，該溶液的pH減小。（2）向該溶液中加入少量HCOONa固體，電離平衡向左（填“左”或“右”）移動。（3）常溫下，向該溶液中加水稀釋時，請?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式中數(shù)據(jù)的變更狀況（填“變大”“變小”或“不變”）。①c（HCOOH）②c（HCOO③c（HCOO④c（HCOO⑤c（HCOO4.[電離度與電離常數(shù)的關(guān)系]已知25℃時，某濃度為c的一元弱酸HA溶液的電離度為α，請計算該溫度下HA的電離常數(shù)（Ka）。HA?H＋＋A－起始濃度c00轉(zhuǎn)化濃度cαcαcα平衡濃度c（1－α）cαcαKa＝（cα）2c（1－α）＝cα21－α研透高考明確方向命題點1依據(jù)圖像交點計算電離平衡常數(shù)1.[全國Ⅱ高考]變更0.1mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ（X）隨pH的變更如圖所示[已知δ（X）＝c（X）c（HA.pH＝1.2時，c（H2A）＝c（HA－）B.lg[K2（H2A）]＝－4.2C.pH＝2.7時，c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－）D.pH＝4.2時，c（HA－）＝c（A2－）＝c（H＋）解析讀圖結(jié)論pH＝1.2對應(yīng)的點c（H2A）＝c（HA－），A項正確pH＝2.7對應(yīng)的點c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－），C項正確pH＝4.2對應(yīng)的點c（HA－）＝c（A2－）≈0.05mol·L－1，而c（H＋）＝10－4.2mol·L－1，D項錯誤B項，K2（H2A）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），須要找c（HA－）＝c（A2－）的點，即pH＝4.2時，c（HA－）＝c（A2－），c（H＋）＝10－4.2mol·L－1，則lg[K2.H2C2O4溶液中部分微粒的分布分?jǐn)?shù)δ（X）（X＝H2C2O4、HC2O4－或C2O42－）與溶液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.常溫下，向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7，則溶液中2c（C2O42－）＞c（D.在等濃度、等體積的H2C2O4溶液與NaOH溶液混合后的溶液中：c（OH－）＋c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（H2C2解析B項，信息③中，c（H2C2O4）＝c（C2O42－），且此時pH＝2.5，聯(lián)系平衡常數(shù)的表達(dá)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，則Ka1（H2C2O4）＝10－510－4.2＝10－0.8，錯誤。C項，若因思維定式找尋題圖中pH＝7的對應(yīng)溶液中粒子的濃度關(guān)系會得不出答案，常溫下pH＝7時c（OH－）＝c（H＋），溶液中存在電荷守恒c（OH－）＋c（HC2O4－）＋2c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（Na＋），故c（HC2O技巧點撥命題點2電離平衡常數(shù)的應(yīng)用3.[2024全國乙]常溫下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某體系中，H＋與A－離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜（如圖所示）。設(shè)溶液中c總（HA）＝c（HA）＋c（A－），當(dāng)達(dá)到平衡時，下列敘述正確的是（B）A.溶液Ⅰ中c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）B.溶液Ⅱ中HA的電離度（c（AC.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c（HA）不相等D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總（HA）之比為10－4解析pH＝7.0，溶液Ⅰ呈中性，c（H＋）＝c（OH－），若c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－），則c（A－）＝0，明顯不符合實際狀況，A項錯誤；溶液Ⅱ中，c（A－）c總（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項正確；HA可以自由通過隔膜，溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）應(yīng)相等，C項錯誤；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.[電離程度與平衡常數(shù)之間的關(guān)系][2024浙江]已知25℃時二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列說法正確的是（B）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（忽視溶液體積的變更）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＋1解析鹽類的水解促