2020高考化学大一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 第1节 考点2 电离平衡常数及其应用课件

水溶液中的离子平衡第八章第一节弱电解质的电离平衡考点2电离平衡常数及其应用栏目导航01夯实考点03真题体验·直击高考02考点突破04配套训练夯实考点1【知识梳理】1．表达式对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，其电离平衡常数分别为Ka＝cH＋·cA－cHA、Kb＝cB＋·cOH－cBOH。2．特点①电离平衡常数只与温度有关，升温，K值________。②多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第________电离(常数)。增大一3．意义K越大→越易电离→酸(或碱)性越强。4．影响因素①内因(决定因素)：弱电解质本身的性质。②外因：温度(随温度升高而增大)。【思维深化】1．判断正误(正确的画“√”，错误的画“×”)。(1)H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka＝cH＋·cCO2－3cH2CO3()(2)电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱()(3)弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数一定增大()(4)对于0.1mol/L的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH＋4)·c(OH－)变小()(5)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O电离平衡常数相等，向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，cNH＋4cNH3·H2O先增大再减小()(6)CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中cCH3COOHcCH3COO－的值减小()(7)室温下，向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中cCH3COO－cCH3COOH·cOH－不变()(8)由Ka(CH3COOH)＞Ka(HCN)可说明，在相同条件下氢氰酸的酸性比醋酸弱()(9)已知甲的电离常数比乙的小，由右图曲线可以描述甲、乙在水中的电离度与浓度关系()【答案】(1)×(2)√(3)×(4)√(5)×(6)√(7)√(8)√(9)×2．已知部分弱酸的电离平衡常数如下表，按要求回答下列问题：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO电离平衡常数(25℃)K＝1.77×10－4K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11K＝3.0×10－8(1)H2CO3的电离平衡常数K1、K2差别很大的原因：______________________(从电离平衡的角度解释)。(2)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为____________________________________。(3)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO－3、CO2－3、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________。(4)按要求书写下列离子方程式。①将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中：_____________________。②将少量CO2气体通入NaClO溶液中：________________________。③将少量CO2气体通入到Na2S溶液中：_______________________。【答案】(1)第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用(2)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO(3)S2－＞CO2－3＞ClO－＞HS－＞HCO－3＞HCOO－(4)①2HCOOH＋CO2－3===2HCOO－＋H2O＋CO2↑②ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－3③CO2＋H2O＋2S2－===2HS－＋CO2－3考点突破2电离平衡常数的应用★★★1．(2018·湖南长沙质检)已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离平衡常数(25℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaCN＋HF===HCN＋NaF，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是()A．K(HF)＝7.2×10－4B．K(HNO2)＝4.9×10－10C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF＞HNO2＞HCND．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)【答案】B【解析】相同温度下，酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性越强，结合强酸制取弱酸分析可知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸而小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10－4，故B项错误。2．(2019·浙江杭州质检)在相同温度时100mL0.01mol·L－1的醋酸溶液与10mL0.1mol·L－1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是()A．完全中和所需NaOH的量B．CH3COOH的电离程度C．溶液中H＋的物质的浓度D．CH3COOH的物质的量【答案】B3．(2019·广东河源月考)相同温度下，根据如下三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是()酸HXHYHZ电离平衡常数K9×10－79×10－61×10－2A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZB．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生C．相同温度下，0.1mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大D．相同温度下，1mol·L－1HX溶液的电离平衡常数大于0.1mol·L－1HX【答案】B电离平衡常数的四大应用(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，如0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀释，cCH3COO－cCH3COOH＝cCH3COO－·cH＋cCH3COOH·cH＋＝KacH＋，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则cCH3COO－cCH3COOH增大。4．(2018·北京西城区模拟)已知室温时，0.1mol·L－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＝4B．升高温度，溶液的pH增大C．此酸的电离常数约为1×10－7D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍【答案】B有关电离平衡常数的定量计算★★★【解析】c(H＋)＝0.1%×0.1mol·L－1＝10－4mol·L－1，pH＝4，A项正确；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，c(H＋)将增大，pH会减小，B项错误；C选项可由电离平衡常数表达式算出，Ka＝cH＋·cA－cHA≈1×10－7，正确；c(H＋)＝10－4mol·L－1，所以由水电离出的c(H＋)＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，D项正确。5．(1)常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO－3＋H＋的电离常数K1＝____________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。(2)25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性。向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则所滴加氨水的浓度为____________mol·L－1。(NH3·H2O的电离平衡常数取Kb＝2×10－5mol·L－1)【答案】(1)4.2×10－7(2)a/200b【解析】(1)由H2CO3H＋＋HCO－3可知，K1＝cH＋·cHCO－3cH2CO3＝10－5.60×10－5.601.5×10－5≈4.2×10－7。(2)设原NH4NO3溶液为VL，滴入的氨水的浓度为c，则加氨水后：①溶液为(V＋b)L；②呈中性，有c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1，根据电荷守恒c(NH＋4)后＋c(H＋)＝c(NO－3)后＋c(OH－)，得c(NH＋4)后＝c(NO－3)后＝aV＋bmol·L－1；③c(NH3·H2O)后＝cbV＋bmol·L－1；④Kb＝cNH＋4后·cOH－cNH3·H2O后＝aV＋b×10－7cbV＋b＝2×10－5，解得c＝a200bmol·L－1。有关电离平衡常数的定量计算(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数：HXH＋＋X－起始(mol·L－1)：c(HX)00平衡(mol·L－1)：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)则Ka＝c平衡H＋·c平衡X－c平衡HX＝c2H＋cHX－cH＋。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Ka＝c2H＋cHX，代入数值求解即可。(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)：HXH＋＋X－起始(mol·L－1)：c(HX)00平衡(mol·L－1)：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)则Ka＝c平衡H＋·c平衡X－c平衡HX＝c2H＋cHX－cH＋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c(H＋)＝Ka·cHX，代入数值求解即可。