電離平衡常數(shù)（教師版）人教2019選擇性必修1 高二化學 精講專練 學案

第15第15講電離平衡常數(shù)知識導航知識導航知識精講知識精講一、電離平衡常數(shù)的概念與表達式1．概念在一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示（通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)）。2．表示方法（1）一元弱酸、弱堿電離方程式電離常數(shù)表達式CH3COOHCH3COOH?CH3COO-+H+Ka＝c(HNH3·H2ONH3·H2O?NH4++OH-Kb=c(（2）多元弱酸、弱堿電離方程式電離常數(shù)表達式H2CO3H2CO3?H++HCOHCO3-?H++COK1＝c(K2＝c(Cu(OH)2Cu(OH)2?Cu2++2OH-K＝c(二、電離平衡常數(shù)的意義1.意義電離平衡常數(shù)表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸性（或堿性）越強。2.實例下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數(shù)，則酸性強弱順序為：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞CH3COOHH2CO3H2SK=1.8×10-5K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=9.1×10-8K2=1.1×10-12三、電離平衡常數(shù)的影響因素1.內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。2.外因：電離平衡常數(shù)只跟溫度有關，溫度升高，電離平衡常數(shù)增大。四、電離度1.概念：弱電解質(zhì)達電離平衡時，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分數(shù)。2.影響因素①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)②外因：溫度及濃度3.意義：表示不同弱電解質(zhì)在水溶液中的電離程度，在相等條件下可用電離度比較弱電解質(zhì)的相對強弱。五、電離常數(shù)的計算1.列出“三段式”2.由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，最終計算時，一般弱電解質(zhì)的平衡濃度≈起始濃度（即忽略弱電解質(zhì)電離的部分）。舉個例子例：25℃例：25℃amol·L－1的CH3COOHCH3COOH?CH3COO－＋H＋起始濃度/mol·L－1 a00變化濃度/mol·L－1 xxx平衡濃度/mol·L－1 a－xxx則Ka＝c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH)＝eq\f(x2,a－x)≈eq\f(x2六、弱酸與鹽溶液的反應規(guī)律利用電離平衡常數(shù)，可以判斷復分解反應能否發(fā)生，以及確定產(chǎn)物（“強酸制弱酸”）。舉個例子HH2CO3H2SK1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11K1=9.1×10-8，K2=1.1×10-12已知H2CO3、H2S的電離常數(shù)如上表，判斷下列反應能否發(fā)生，若能，寫出離子方程式。①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：_______________________________。②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液：_______________________________。③往Na2S溶液中通入少量CO2：_______________________________________。④往Na2S溶液中通入過量CO2：_______________________________________。⑤往Na2CO3溶液中通入少量H2S：_____________________________________。⑥往Na2CO3溶液中通入過量H2S：_____________________________________?！敬鸢浮竣賁2-+HCO3-=HS-②不反應③2S2-+CO2+H2O=2HS-+CO④S2-+2CO2+2H2O=H2S↑+2HCO⑤CO32-+H2S=HCO⑥CO32-+H2S=HCO對點訓練對點訓練題型一：電離平衡常數(shù)的意義【例1】下表是幾種弱酸在常溫下的電離平街常數(shù)：CH3COOHH2CO3H2SH3PO41.8×10-5Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11Ka1=9.1×10-8Ka2=1.1×10-12Ka1=7.5×10-3Ka2=6.2×10-8Ka3=2.2×10-13則下列說法中不正確的是A．碳酸的酸性強于氫硫酸B．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定C．常溫下，加水稀釋醋酸，增大D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離平衡常數(shù)不變【答案】D【詳解】A．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。弱酸的電離平衡常數(shù)越大，該酸的酸性就越強。由于碳酸的電離平衡常數(shù)Ka1=4.3×10-7比H2S氫硫酸的電離平衡常數(shù)Ka1=Ka1=9.1×10-8大，所以酸性：碳酸比氫硫酸的酸性強，A正確；B．多元弱酸一級電離產(chǎn)生的氫離子會抑制二級電離，所以多元弱酸的二級電離程度遠小于一級電離，故多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，B正確；C．醋酸是一元弱酸，在溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀釋，使電離平衡正向移動，導致溶液中n(H+)有所增加，n(CH3COOH)減小，在同一溶液中，體積相同，所以加水稀釋導致增大，C正確；D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，二者發(fā)生中和反應，放出熱量，使溶液的溫度升高；升高溫度，能夠促進電解質(zhì)的電離，使弱電解質(zhì)電離平衡正向移動，導致其電離平衡常數(shù)增大，D錯誤；故合理選項是D。題型二：根據(jù)電離常數(shù)書寫方程式【變2-2】部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)(25℃)Ki=1.77×10-4Ki=4.9×10-10Ki1=4.3×10-7Ki2=5.6×10-11下列選項錯誤的是A．CN-+H2O+CO2=HCN+B．2HCOOH+=2HCOO-+H2O+CO2↑C．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等濃度的HCOOH和HCN稀釋相同的倍數(shù)后PH前者大于后者【答案】D【分析】酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強，等pH的弱酸溶液，酸性越強的酸其物質(zhì)的量濃度越小，由題中表格數(shù)據(jù)可知，酸的電離平衡常數(shù)K(HCOOH)＞K(H2CO3)＞K(HCN)＞K()，即酸性HCOOH＞H2CO3＞HCN＞；據(jù)此解答。【詳解】A．由上述分析可知，酸性HCOOH＞H2CO3＞HCN＞，根據(jù)強酸能夠制取弱酸原理，則CN-與H2O、CO2反應，生成HCN和，其離子方程式為CN-+H2O+CO2═HCN+，故A正確；B．由上述分析可知，酸性HCOOH＞H2CO3，根據(jù)強酸能夠制取弱酸原理，則HCOOH與反應，生成H2O和CO2，其離子方程式為2HCOOH+=2HCOO-+H2O+CO2↑，故B正確；C．由上述分析可知，酸性HCOOH＞HCN，等pH的弱酸溶液，酸性越強的酸其物質(zhì)的量濃度越小，則等pH、等體積的HCOOH和HCN，其物質(zhì)的量n(HCOOH)＜n(HCN)，那么消耗NaOH的量前者小于后者，故C正確；D．由上述分析可知，酸性HCOOH＞HCN，等濃度的HCOOH和HCN溶液分別稀釋相同倍數(shù)后，兩種酸溶液濃度仍然相等，酸電離程度為HCOOH＞HCN，酸的電離程度越大，酸中c(H+)越大，即c(H+)為HCOOH＞HCN，c(H+)越大，pH越小，則pH前者小于后者，故D錯誤；答案為D。題型三：電離平衡移動【變3】已知0.1mol·L-1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，要使溶液中增大，可以采取的措施是①加少量燒堿固體②升高溫度③加少量冰醋酸④加水⑤加少量醋酸鈉固體A．②④ B．②③⑤ C．③④⑤ D．①②【答案】A【分析】醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+，根據(jù)勒夏特列原理進行分析；【詳解】①=，加入NaOH固體，OH－消耗H＋，促進醋酸的電離，Ka保持不變，c(CH3COO－)增大，該比值減小，故①不符合題意；②弱電解質(zhì)的電離屬于吸熱過程，升高溫度，促進醋酸的電離，c(H＋)增大，c(CH3COOH)減小，即該比值增大，故②符合題意；③加入少量冰醋酸，c(CH3COOH)增大，促進電離，但醋酸的電離度減小，因此該比值減小，故③不符合題意；④加水稀釋，促進電離，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，，因此該比值增大，故④符合題意；⑤加少量的CH3COONa，c(CH3COO－)增大，抑制醋酸的電離，c(H＋)減小，c(CH3COOH)增大，該比值減小，故⑤不符合題意；綜上所述，選項A正確；答案為A。題型四：電離平衡常數(shù)綜合【例4】已知25℃時，電離平衡常數(shù)：化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.8×10-5K1=4.4×10-7K2=4.7×10-113.0×10-8回答下列問題：（1）下列四種物質(zhì)電離出質(zhì)子的能力由大到小的順序是___________(填標號)。a．HCO3-b．HClOc．CH3COOHd．H2CO3（2）下列反應不能發(fā)生的是___________。A．B．ClO-+CH3COOH=CH3COO-+HClOC．D．（3）用蒸餾水稀釋0.10mol·L-1的醋酸，則下列各式表示的數(shù)值隨水量的增加而增大的是___________。A． B． C． D．【答案】（1）c＞d＞b＞a（2）CD（3）B【分析】（1）電離平衡常數(shù)越大，酸電離出的氫離子越多，即酸電離出質(zhì)子能力越強，酸性也越強，據(jù)圖表可知，電離平衡常數(shù)大?。篕a(CH3COOH)>Ka(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka()，所以四種物質(zhì)電離出質(zhì)子的能力由大到小的順序是c＞d＞b＞a；（2）A．據(jù)圖表可知，電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)>Ka(H2CO3)，所以醋酸能夠制備碳酸，所以能夠發(fā)生；B．據(jù)圖表可知，電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)>Ka(HClO)，根據(jù)強酸制備弱酸規(guī)律，醋酸能夠制備次氯酸，故ClO-+CH3COOH=CH3COO-+HClO反應能夠發(fā)生；C．據(jù)圖表可知，電離平衡常數(shù)：Ka(H2CO3)>Ka(HClO)；根據(jù)強酸制備弱酸規(guī)律，次氯酸不能制備碳酸，故反應不能發(fā)生；D．據(jù)圖表可知，電離平衡常數(shù)：Ka(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka()；根據(jù)強酸制備弱酸規(guī)律，碳酸與次氯酸的鹽反應生成次氯酸和碳酸氫根離子，故反應不能發(fā)生；故選CD；（3）醋酸屬于弱電解質(zhì)，存在電離平衡，加水稀釋，平衡右移，n(CH3COOH)減小，n(CH3COO-)，n(H+)增加，由于溶液的體積增加的較大，所以c(CH3COO-)、c(H+)、c(CH3COOH)均減小，根據(jù)Kw=c(H+)c(OH-)分析可知，溶液中c(OH-)增大；由于溫度不變，Ka=保持不變；A．=，由于c(CH3COO-)減小，所以減小，故A錯誤；B．=，由于c(H+)減小，所以增大，故B正確；C．Kw=c(H+)c(OH-)，由于稀釋過程溫度不變，Kw不變，=，稀釋過程中c(OH-)增大，所以減小，故C錯誤；D．稀釋過程中，c(H+)減小，c(OH-)增大，所以減小，故D錯誤；故選B?！咀?-2】25℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：化學式CH3COOHH2CO3HClOHCN電離平衡常數(shù)(Ka)1.8×10-5Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-113.0×10-85.0×10-10請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO、HCN的酸性由強到弱的順序_____。(2)向NaCN中通入少量的CO2，發(fā)生反應的離子方程式為_____。(3)取0.10molCH3COOH(冰醋酸)作導電性實驗，測得其平衡時的導電率隨加入的水量變化如圖所示：①常溫下，b點醋酸溶液的濃度約為0.02mol?L-1，該溶液中的CH3COOH的電離度為_____，若使此溶液中CH3COOH的電離程度增大且c(H+)也增大的方法是_____。②從圖像可知，在一定濃度的醋酸溶液中加水，c(CH3COO-)_____(填“增大”，“減小”或“不確定”)。③若實驗測得c點處溶液中c(CH3COOH)=amol?L-1，c(CH3COO-)=bmol?L-1，則該條件下CH3COOH的電離常數(shù)Ka=_____。(用含a、b的代數(shù)式表示)④H+濃度相同等體積的兩份溶液A(鹽酸)和B(CH3COOH)分別與不同質(zhì)量的鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅，放出氫氣的質(zhì)量相同，則下列說法正確的是_____(填寫序號)。a.反應所需要的時間：B>Ab.開始反應時的速率：A>Bc.參加反應的鋅物質(zhì)的量：A=Bd.A中有鋅剩余【答案】CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCNCN-+CO2+H2O═HCN+HCO3%升高溫度不確定cd【分析】電離平衡常數(shù)越大，酸的電離程度越大，溶液酸性越強，由表中的電離常數(shù)可判斷出酸性的強弱順序為：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞HCO，NaCN中通入少量的CO2，按照強酸制弱酸的思路書寫離子方程式；向冰醋酸中逐漸加入水，未加水時冰醋酸不電離，導電能力為零，加入少量水時，促進醋酸的電離，溶液中離子濃度增大，導電能力增強，隨著水的增多，離子濃度減小，導電能力減弱。【詳解】(1)根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，酸的電離平衡常數(shù)大小為：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞，電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，所以酸性由強到弱的順序為：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN，故答案為：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN；(2)向NaCN溶液中通入少量CO2，由于酸性H2CO3＞HCN＞，則反應生成HCN和碳酸氫鈉，該反應的離子方程式為：CN-+CO2+H2O═HCN+HCO，故答案為：CN-+CO2+H2O═HCN+HCO；(3)①根據(jù)CH3COOH的電離平衡常數(shù)，則其電離度為α===3%，若使此溶液中CH3COOH的電離程度增大且c(H+)也增大，需要升高溫度，故答案為：3%；升高溫度；②根據(jù)圖象，隨著加水量的增大，醋酸溶液的導電性先增大后減小，在一定濃度的醋酸溶液中加水，c(CH3COO-)是不確定的，故答案為：不確定；③CH3COOH的電離方程式為：CH3COOH?CH3COO-+H+，c點處溶液中c(CH3COOH)=amol/L，c(CH3COO-)=bmol/L，所以溶液中c(H+)=c(CH3COO-)=bmol/L，則該條件下CH3COOH的電離常數(shù)Ka=；故答案為：；④氫離子濃度相同的等體積的A、B兩份溶液(A為鹽酸，B為醋酸)分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅粉，且放出氫氣的質(zhì)量相同，由于醋酸部分電離，其酸的濃度大于氫離子濃度，鹽酸中HCl的濃度等于氫離子的濃度，所以醋酸的濃度大于HCl的濃度，則鹽酸中鋅粉剩余；a．由于醋酸中酸過量，則反應較快，所以反應所需的時間A＞B，故a錯誤；b．開始pH相同，則氫離子濃度相同，所以開始時反應速率A=B，故b錯誤；c．由于生成的氫氣的質(zhì)量相同，所以參加反應的鋅粉物質(zhì)的量A=B，故c正確；d．醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，醋酸有剩余，則鹽酸中有鋅粉剩余，故d正確，故答案為：cd?！军c睛】考查電離常數(shù)的應用、一元強酸和一元弱酸的比較、外界條件對電離平衡的影響等知識，注意稀釋中強的變化大來分析解答。提分特訓提分特訓【題1】已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數(shù)如下表所示，則下列有關說法正確的是弱酸化學式CH3COOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)1.8×10?54.9×10?10K1=4.3×10?7K2=5.6×10?11A．等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關系為：pH(CH3COOH)＜pH(H2CO3)＜pH(HCN)B．醋酸溶液加水稀釋，其電離程度先增大后減小C．NaCN中通入少量CO2發(fā)生的化學反應為：NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3D．H2CO3的電離常數(shù)表達式：【答案】AC【詳解】A．弱酸的電離平衡常數(shù)越大，等濃度時溶液中c(H+)越大，溶液的pH就越小。由于電離平衡常數(shù)：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞，等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關系為：pH(CH3COOH)＜pH(H2CO3)＜pH(HCN)，A正確；B．醋酸在溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀釋，其電離平衡正向移動，使CH3COOH的電離程度始終是增大，而不是先增大后減小，B錯誤；C．弱酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性就越強，強酸與弱酸鹽反應制取弱酸。根據(jù)弱酸電離平衡常數(shù)可知酸性：H2CO3＞HCN＞，所以NaCN中通入少量CO2發(fā)生反應產(chǎn)生NaHCO3、HCN，發(fā)生反應的化學方程式為：NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3，C正確；D．H2CO3的電離分步進行，第一電離方程式為：H2CO3H++，則第一步電離常數(shù)表達式Ka1=，D錯誤；故合理選項是AC?！绢}3】結合下表回答下列問題(均為常溫下的數(shù)據(jù))：請回答下列問題：酸電離常數(shù)(Ka)HClO（1）同濃度的、中結合的能力最強的___________。（2）常溫下0.1mol/L的溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數(shù)據(jù)一定變小的是___________(填字母)。A． B．C． D．（3）取等體積物質(zhì)的量濃度相等的、HClO兩溶液，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和，則消耗的NaOH溶液的體積大小關系為：___________(填“>”、“<”或“=”)【答案】（1）（2）AC（3）=【分析】（1）電離平衡常數(shù)越小、電離出氫離子能力越小、酸越弱、則其陰離子結合質(zhì)子能力越強。由表知：HS-電離能力最差、則同濃度的、中結合的能力最強的是。（2）A．稀釋促進電離，n(H+)有所增大，而體積增加得更快、變小，A符合；B．稀釋促進電離，n(H+)有所增大，變小，則增大，B不符合；C．稀釋變小，常溫下Kw不變，則變小，C符合；D．稀釋變小，常溫下Kw不變，則增大，D不符合；答案為AC。（3）、HClO溶液體積相等、物質(zhì)的量濃度相等、即物質(zhì)的量相等，分別用NaOH稀溶液中和可得到對應的鈉鹽溶液，則它們消耗的的NaOH物質(zhì)的量相等、則消耗的等濃度NaOH溶液的體積大小關系為：=。提分作業(yè)提分作業(yè)【練1】已知在25℃時，醋酸、次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數(shù)如下所示：醋酸：次氯酸：碳酸：，亞硫酸：，(1)寫出碳酸第一級電離的平衡常數(shù)表達式：___________。(2)若保持溫度不變，在溶液中通入少量HCl，則下列物理量變小的是___________(填序號，下同)。a．b．c(H+)c．的電離平衡常數(shù)(3)下列離子方程式錯誤的是___________。a．少量通入次氯酸鈉溶液中：b．少量通入次氯酸鈣溶液中：c．過量通入澄清石灰水中：【答案】ab【詳解】(1)碳酸是二元弱酸，在溶液中分步電離，一級電離的電離方程式為H2CO3HCO+H+，一級電離的電離常數(shù)，故答案為：；(2)醋酸是弱酸，在溶液中部分電離出醋酸根離子和氫離子，電離方程式為CH3COOHCH3COO—+H+，向醋酸溶液中通入氯化氫氣體后，溶液中氫離子濃度增大，醋酸的電離平衡左移，溶液中醋酸根離子濃度減?。淮姿岬碾婋x常數(shù)是溫度函數(shù)，溫度不變，醋酸的電離平衡常數(shù)不變，故選a；(3)a．電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強，由電離常數(shù)可知，酸性：，則少量與NaClO反生成HClO和，反應的離子方程式為，故正確；b．二氧化硫具有還原性，次氯酸根離子具有強氧化性，則少量二氧化硫通入次氯酸鈣溶液中不可能有亞硫酸鈣生成，應生成硫酸鈣，故錯誤；c．過量二氧化碳通入澄清石灰水中發(fā)生的反應為過量二氧化硫與石灰水反應生成碳酸氫鈣，反應的離子方程式為，故正確；b錯誤，故選b?！揪?】已知在時，醋酸、次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數(shù)分別為：醋酸次氯酸碳酸亞硫酸（1）寫出亞硫酸的第一步電離平衡常數(shù)表達式_______。（2）在相同條件下，、、和結合的能力由弱到強的順序是_______。（3）若保持溫度不變，在醋酸溶液中通入少量氣體，下列量會變小的是_______(填字母序號，下同)。a.b.c.醋酸的電離平衡常數(shù)（4）下列離子方程式中正確的是的是_______。A．少量通入次氯酸鈉溶液中：B．少量通入次氯酸鈣溶液中：C．過量通入氫氧化鈉溶液中：【答案】（1）（2）（3）a（4）AC【分析】（1）根據(jù)電離平衡常數(shù)的含義可得亞硫酸的第一級電離平衡常數(shù)表達式。（2）酸的電離平衡常數(shù)越小，則相應的酸根離子結合H+的能力就越強，故、、和結合的能力由弱到強的順序是。（3）若保持溫度不變，在醋酸溶液中通入少量HCl，a．CH3COO－會結合形成CH3COOH，所以c(CH3COO－)變小，正確；b．由于加入了H+，所以c(H＋)會增大；錯誤；c．醋酸的電離平衡常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，所以電離平衡常數(shù)就不變，錯誤；（4）A.由于酸性H2CO3>HClO>HCO，所以少量CO2通入次氯酸鈉溶液中，會發(fā)生反應：CO2＋H2O＋C