电离平衡常数及相关计算高考化学专题.docx
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电离平衡常数及相关计算高考化学专题
考点43电离平衡常数及相关计算
1.表达式
(1)对于一元弱酸HA:
HAH++A-,电离常数K=(cH)(cA)。
(cHA)
(2)对于一元弱碱BOH:
BOHB++OH-,电离常数K=(cB)(cOH)。
(cBOH)
(cH)(cHCO3
(3)对于二元弱酸,如H2CO3:
H2CO3H++HCO3,K1=3
23:
2331(cH2CO3)
HCO3H++CO32,K2=(cH(c)HC(cOC3O)3);且K1>K2。
K1?
K2⋯⋯,所以其酸性主要决定于第
3.特点:
多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系是步电离。
4.影响因素
5.电离常数的三大应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离常数越大,酸性(或碱性)越强。
(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,电离常数越大,对应的盐水解程度越小,碱性(或酸性)越弱。
6.电离平衡常数相关计算(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)和c(H+),求电离常数
HXH++X-
起始(mol·L-1):
c(HX)00
2
则:
K=(cH)(cX)=c(2H)。
(cHX)(cHX)-(cH)
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:
c(HX)-c(H+)≈c(HX),则K=c(H),代入数值求解即可。
(cHX)
(2)已知c(HX)和电离常数,求c(H+)
HX
H+
+X-
起始:
c(HX)
0
0
平衡:
c(HX)-c(H+)
c(H+)
c(H+)
2
则:
K=(cH)(cX)=c(2H)。
(cHX)(cHX)-(cH)
由于K值很小,c(H+)的数值很小,可做近似处理:
c(HX)-c(H+)≈c(HX),则:
c(H+)=K(cHX),代入数值求解即可。
考向一电离平衡常数的影响因素及应用
典例1相同温度下,根据三种酸的电离平衡常数,下列判断正确的是
酸
HX
HY
HZ
电离平衡常数
9×10-7
9×10-6
1×10-2
A.从电离平衡常数可以判断,HX和HY属于弱酸,HZ属于强酸
B.三种酸的强弱关系:
HX>HY>HZ
C.反应X-+HZ===Z-+HX能够发生
D.相同温度下,0.1mol/LHY溶液的电离平衡常数大于0.01mol/LHY溶液的电离平衡常数【解析】相同温度下,电离平衡常数可衡量酸的强弱,电离平衡常数越小酸越弱,强酸完全电离,结
合强酸能制取弱酸原理分析解答。
A.由表中数据可知,HZ不能完全电离,HZ也是弱酸,A项错误;B.相同温度下,电离平衡常数越小酸越弱,由表中数据可知,三种酸的强弱关系是:
HZ>HY>HX,B项错误;C.由表中数据知酸的强弱关系:
HZ>HX,根据“较强酸制较弱酸”规律,HZ能制取HX,该反应能够发生,C项正确;D.电离平衡常数只与温度有关,与浓度无关,所以相同温度下,0.1mol/LHY溶液的电离平衡常数与0.01mol/LHY溶液的电离平衡常数相同,D项错误;答案选C。
【答案】C
1.已知下面三个数据:
7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数,若已知这些酸可发生如下反应:
1NaCN+HNO2HCN+NaNO2,
2NaCN+HFHCN+NaF,
3NaNO2+HFHNO2+NaF。
由此可判断下列叙述中,不正确的是A.HF的电离平衡常数为7.2×10-4B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱D.HNO2的电离平衡常数比HCN大,比HF小
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。
(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,电离平衡常数越大,对应的盐水解程度越小,碱性(或酸性)越弱。
(3)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”规律。
(4)判断微粒浓度比值的变化弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离
平衡常数不变,题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如:
0.1mol/LCH3COOH
cCH3COOcCH3COOcHK
溶液中加水稀释,3=3=,酸溶液加水稀释,c(H+)减小,K值不cCH3COOHcCH3COOHcHcH
变,则cCH3COO增大。
cCH3COOH
考向二电离平衡常数的有关计算
典例1
(1)已知25℃,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2SO3的Ka1=1.3×10-2,Ka2=6.2×10-8。
若氨水的浓
度为2.0mol·L-1,溶液中的c(OH-)=molL·-1。
将SO2通入该氨水中,当c(OH-)降至
1.0×10-7molL·-1时,溶液中的c(SO23-)/c(HSO3-)=。
(2)H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH
的关系如图所示。
-c(H+)c(SO32)c(SO32)Ka2-
解得x=6.0×10-3。
根据H2SO3的Ka2=c(Hc(H)ScO(S3O)3),则cc((HSOSO33))=c(KHa2+),当c(OH-)降至1.0×10
+
2)Ka1=c(Hc()H3c(AHsO2A4s)O4),K仅与温度有关,为方便计算,在图中取pH=2.2时计算,此时
c(H2AsO4-)=c(H3AsO4),则Ka1=c(H+)=10-2.2,pKa1=2.2。
答案】
(1)6.0×10-30.62
2)2.2
2.已知25℃时弱电解质电离平衡常数:
Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Ka(HSCN)=0.13。
(1)将20mL、0.10mol·L-1CH3COOH溶液和20mL、0.10mol·L-1的HSCN溶液分别与0.10mol·L-1的NaHCO3溶液反应,实验测得产生CO2气体体积(V)与时间(t)的关系如图。
反应开始时,两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因;反
应结束后所得溶液中c(SCN-)c(CH3COO-)(填“>”“或=“”<”。
)
2)2.0×10-3molL·-1的氢氟酸水溶液中,调节溶液pH(忽略调节时体积变化),测得平衡体系中c(F-)、
c(HF)与溶液pH的关系如图。
则25℃时,HF电离平衡常数为Ka(HF)=(列式求值)。
1.下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中,正确的是
A.因为电离过程是吸热过程,所以温度越高,同一弱电解质的电离平衡常数越小
B.弱电解质的电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的,所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有关
C.对于不同的弱酸,电离平衡常数越大,酸性一定越强,可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相
对强弱
D.弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法2.根据下表提供的数据,判断下列离子方程式或化学方程式正确的是
化学式
电离常数
HClO
K=3×10-8
H2CO3
K1=4×10-7K2=6×10-11
A.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↑+H2O
C.向NaClO溶液中通少量CO2:
CO2+NaClO+H2O===NaHCO3+HClO
D.向NaClO溶液中通过量CO2:
CO2+2NaClO+H2O===Na2CO3+2HClO
cCH3COOcH
3.已知25℃时,醋酸中存在下述关系:
K=3=1.75×10-5,其中K是该温度下
cCH3COOH
CH3COOH的电离平衡常数。
下列说法正确的是
A.向该溶液中加入一定量的硫酸,K增大
B.升高温度,K增大
C.向醋酸中加入少量水,K增大
D.向醋酸中加入少量氢氧化钠溶液,K增大
4.已知相同温度下,三种酸的电离平衡常数的大小关系为Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ),则物质的量浓度相同
的三种盐NaX、NaY和NaZ溶液的pH由大到小的顺序是
A.NaX>NaY>NaZB.NaX>NaZ>NaY
C.NaY>NaZ>NaXD.NaZ>NaY>NaX
5.已知室温时,0.1molL·-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是
A.该溶液的pH=4
B.升高温度,溶液的pH增大
C.此酸的电离平衡常数约为1×10-7
D.由HA电离出的c(H)约为由水电离出的c(H)的106倍
6.已知25℃,醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表,下列叙述正确的是
酸
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离平衡常数
Ka=1.75×10-5
Ka=2.98×10-8
Ka1=4.30×10-7
Ka2=5.61×10-11
-2
Ka1=1.54×10-2
Ka2=1.02×10-7
A.25℃,等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中,碱性最强的是Na2CO3
B.将0.1molL·-1的醋酸不断加水稀释,所有离子浓度均减小
C.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为SO2+H2O+Ca2++2ClO-===CaSO3↓+2HClO
-2
D.少量SO2通入CH3COONa溶液中反应的离子方程式为SO2+H2O+2CH3COO-===SO32+2CH3COOH
7.酸在溶剂中的电离实质是酸中的H+转移给溶剂分子,如HCl+H2O===H3O++Cl-。
已知H2SO4和HNO3在冰醋酸中的电离平衡常数分别为Kal(H2SO4)=6.3×10-9,Kal(HNO3)=4.2×10-10。
下列说法正确的是
A.H2SO4在冰醋酸中的电离方程式为H2SO4+2CH3COOH===SO42-+2CH3COOH2+B.H2SO4在冰醋酸溶液中:
c(CH3COOH2+)=c(HSO4-)+2c(SO42-)+c(CH3COO-)
C.浓度均为0.1molL·-1的H2SO4或HNO3的冰醋酸溶液:
pH(H2SO4)>pH(HNO3)
cCH3COOH2+
D.向HNO3的冰醋酸溶液中加入冰醋酸,cHNO3的值减小
8.常温下,用0.1molL·-1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1molL-·1的NaOH溶液,当滴加VmLCH3COOH
溶液时,混合溶液的pH=7。
已知CH3COOH的电离平衡常数为Ka,忽略混合时溶液体积的变化,下列
关系式正确是
9.25℃时,电离平衡常数:
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.8×10-5
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
3.0×10-8
回答下列问题:
1)下列四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是(填标号)。
(2)下列反应不能发生的是。
A.CO23-+2CH3COOH===2CH3COO-+CO2↑+H2OB.ClO-+CH3COOH===CH3COO-+HClO
C.CO32-+2HClO===CO2↑+H2O+2ClO-
D.2ClO-+CO2+H2O===CO23-+2HClO
3)用蒸馏水稀释0.10mol·L-1的醋酸,则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是
c(CH3COOH)c(CH3COO)
A.c(H+)B.c(CH3COOH)
c(H+)c(H+)
C.KwD.c(OH-)
(4)体积为10mL、pH=2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL,稀释过程pH变化如图,
则HX的电离平衡常数(填“大于”小“于”或“等于”,下同)醋酸的电离平衡常数,稀释后,HX
溶液中水电离出来的c(H+)醋酸溶液中水电离出来的c(H+)。
10.已知:
酸
H2C2O4
HF
H2CO3
H3BO3
电离平衡常数
Ka
Ka1=5.9×10-2
Ka2=6.4×10-5
未知
Ka1=4.2×10-7
Ka2=5.6×10-11
5.8×10-10
1)为了证明HF是弱酸,甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
1甲同学取一定体积的HF溶液,滴入2滴紫色石蕊试液,显红色,再加入NaF固体观察到的现象是,则证明HF为弱酸。
2乙同学取10mL未知浓度的HF溶液,测其pH为a,然后用蒸馏水稀释至1000mL。
再测其pH为b,若要认为HF为弱酸,则a、b应满足的关系是b<(用含a的代数式表示)。
3丙同学用pH试纸测得室温下0.10mol·L-1的HF溶液的pH为2,则测定HF为弱酸,由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为。
(2)25℃时,调节2.0×10-3mol·L-1氢氟酸水溶液的pH(忽略体积变化),得到c(HF)、c(F-)与溶液pH的变化关系如图所示。
请结合图中信息回答下列问题:
HF电离平衡常数的表达式:
Ka=。
室温下,向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4时,c(F-)∶
45
1.[2019天津]某温度下,HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0104和1.7105。
将pH和体积均
相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。
下列叙述正确的是
A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B.溶液中水的电离程度:
b点>c点
cHAcOH
C.从c点到d点,溶液中保持不变(其中HA、A分别代表相应的酸和酸根离子)
cA
D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中nNa相同
2.[2015海南]下列曲线中,可以描述乙酸(甲,Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙,Ka=1.4×10-3)在水中的电
离度与浓度关系的是
变式拓展
1.【答案】B
【解析】该题中涉及三个反应,由题中三个化学反应方程式(强酸制弱酸)可以得出:
HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。
酸性越强,电离平衡常数越大,据此将三个K值与酸对应起来,A正确,B不正确;反应①说明HNO2>HCN,反应③说明HF>HNO2,C、D正确。
2.【答案】
(1)Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH),溶液中c(H+):
HSCN>CH3COOH,c(H+)大反应速率快>
【解析】
(1)电离平衡常数大的电离出的离子浓度大,反应开始时,两种溶液产生CO2的速率明显不
同的原因是Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH),溶液中c(H+):
HSCN>CH3COOH,c(H+)大,反应速率快。
因酸性HSCN>CH3COOH,故CH3COO-水解程度大于SCN-,故c(SCN-)>c(CH3COO-)。
cHcF11041.6103
2)电离平衡常数Ka(HF)=cHcHFcF=1104.011.06410=4×10-4。
考点冲关
1.【答案】D
【解析】A、电离过程是吸热过程,升高温度,促进弱电解质的电离,电离平衡常数增大,故A错误;
B、电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的,电离平衡常数与化学平衡常数类似,弱电解质的电离平衡常数只与温度有关,故B错误;C、电离平衡常数只受温度的影响,应是同一温度下,电离平衡常数越大,酸性越强,因此可以通过同温下的电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱,故C错误;D、弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法,同温下,电离平衡常数越大,弱电解质电离程度越大,故D正确。
2.【答案】B
【解析】根据电离常数数值可知,酸性H2CO3>HClO>HCO3-。
向Na2CO3溶液中加少量氯水,不能生
成CO2,而是生成HCO3-。
3.【答案】B
【解析】同一弱电解质的电离平衡常数,只受温度的影响,升高温度,电离平衡常数增大。
4.【答案】D
pH越小,
解析】酸的电离平衡常数越大,其酸性越强,相应的钠盐越不容易水解,溶液的碱性越弱,
故三种盐溶液的pH由大到小的顺序是NaZ>NaY>NaX。
5.【答案】B
【解析】根据HA在水中的电离度可算出c(H)=0.1%×0.1mol·L1=104mol·L1,所以pH=4,A正
确;因HA在水中存在电离平衡,升高温度促进平衡向电离的方向移动,所以c(H+)将增大,pH会减
+2
小,B错误;可由电离平衡常数表达式算出Ka=c(A)c(H)≈(0.10.1%)=1×10-7,C正确;溶液中
c(HA)0.1
c(H+)≈c酸(H+)=10-4mol·L-1,所以c水(H+)=c(OH-)=10-10mol·L-1,c酸(H+)约是c水(H+)的106倍,D正确。
6.【答案】A【解析】根据表中数据可知,酸性:
亚硫酸>醋酸>碳酸>亚硫酸氢根离子>次氯酸>碳酸氢根离子。
A项,相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液,对应酸的酸性越弱,则酸根离子水解程度越大,溶液中氢氧根离子浓度越大,pH越大,水解程度:
CH3COO-<SO32<ClO-<CO32,所以碱性最强的是Na2CO3,正确;B项,醋酸溶液中加一定量水,醋酸的电离程度增大,但是溶液中氢离子浓度减小,由于Kw不变,所以氢氧根离子浓度增大,错误;C项,少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中,反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子,生成CaSO4,错误;D项,少量SO2通入CH3COONa溶液中,反应生成醋酸和亚硫酸氢根离子,反应的离子方程式为SO2+H2O+CH3COO-===HSO3+CH3COOH,错误。
7.【答案】B
【解析】由于Kal(H2SO4)=6.3×10-9,则H2SO4在冰醋酸中部分电离,电离方程式为H2SO4+
CH3COOHHSO4-+CH3COOH2+,A错误;H2SO4在冰醋酸溶液中存在质子守恒关系:
c(CH3COOH2+)
=c(HCO4-)+2c(SO42-)+c(CH3COO-),B正确;H2SO4、HNO3在冰醋酸溶液中电离平衡常数越大,pH
越小,则有pH(H2SO4)<pH(HNO3),C错误;向HNO3的冰醋酸溶液中加入冰醋酸,溶液体积增大,c(NO3-)cNO3-·cCH3COOH2+cCH3COOH2+
减小,电离平衡常数为Kal(HNO3)=cHNO3,温度不变,则Kal(HNO3)不变,故cHNO3
的值增大,D错误。
8.【答案】A
【解析】当滴加VmLCH3COOH溶液时,混合溶液的pH=7,此时氢离子和氢氧根离子浓度相等,都是
10-7mol·L-1,根据电荷守恒,钠离子浓度等于醋酸根离子浓度,c(Na+)=mol·L-1,CH3COOH
0.001(V20)
>HClO>HCO3,酸根离子对应的酸的酸性越强,酸根离子结合氢离子的能力越弱,则四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是CO23->ClO->HCO3->CH3COO-,即a>b>d>c。
(2)由
(1)分析可知酸性:
CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-,根据强酸制弱酸原则判断。
CO32-+
2CH3COOH===2CH3COO-+CO2↑+H2O:
H2CO3的酸性小于CH3COOH,所以CH3COOH能够制取H2CO3,该反应能够发生,故A不符合题意;ClO-+CH3COOH===CH3COO-+HClO:
CH3COOH的酸性大于HClO,CH3COOH能够制取HClO,该反应能够发生,故B不符合题意;CO32-+2HClO===CO2↑+H2O+2ClO-:
HClO的酸性小于H2CO3,该反应无法发生,故C符合题意;2ClO-+CO2+
H2O===CO23-+2HClO:
由于酸性:
H2CO3>HClO>HCO3-,则H2CO3与ClO-反应只能生成HCO3-,不会生成CO23-,该反应不能发生,故D符合题意。
c(CH3COOH)
(3)加水稀释醋酸促进醋酸电离,H+物质的量增大,醋酸分子的物质的量减小,所以c(H+)的比
值减小,故A错误;加水稀释醋酸促进醋酸电离,CH3COO-物质的量增大,醋酸分子的物质的量减
c(CH3COO-)
小,则c(CH3COOH)的比值增大,故B正确;加水稀释促进醋酸电离,但H浓度减小,温度不变,水的c(H+)+
离子积常数不变,所以Kw的比值减小,故C错误;加水稀释醋酸促进醋酸电离,H+浓度减小,温度
-c(H+)
不变,水的离子积常数不变,则OH-浓度增大,c(OH-)的比值减小,故D错误。
(4)加水稀释促进弱酸电离,pH相同的不同酸稀释相同的倍数,pH变化大的酸酸性强,变化小的酸酸性弱;酸或碱抑制水电离,酸中H+或碱中OH-浓度越大其抑制水电离程度越大,根据图知,pH相同的
醋酸和HX稀释相同的倍数,HX的pH变化大,则HX的酸性大于醋酸,所以HX的电离平衡常数大于醋酸,稀释后醋酸中H+浓度大于HX,所以醋酸抑制水
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