高考化学一轮复习电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用
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第 八 章 水溶液中的离子平衡
第31讲 弱电解质的电离平衡
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板 块 一
板
块
二
板
块
三
板
块
四
考点二
电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用
1．表达式 (1)对于一元弱酸 HA HA
cH＋· cA－ cHA H＋＋A－，平衡常数 Ka＝_____________________ 。 cOH－· cB＋ cBOH B＋＋OH－，平衡常数 Kb＝_____________________ 。
＋ － ＋
H
＋
＋
X 0
－
0 c(H＋)
c(H＋)
cH · cX c2H 则：K＝ ＝ 。 c平HX 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
2 c H ＋ )≈c(HX)，则 K＝ ，代入数值求解即可。 cHX
－ CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3 ，物质的量浓度相等时，酸性越弱，溶液的 pH 越
大 ， 所 以 等 物 质 的 量 浓 度 的 各 溶 液
pH
关 系 为
pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)，A 项正确；HCN 的酸性强于 HCO－ 3 ，所以 反应为 NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3，B 项错误；a mol/L HCN 溶液与 b mol/L NaOH 溶液等体积混合，所得溶液中 c(Na＋)＝c(CN－)，根据电荷守恒得 c(OH
一 电离平衡常数的常见应用
• 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：电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱 性(或酸性)越强。 • 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，但电离常数不变，考题中经常利用电 离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
＋ ＋
(2) 已知 c(HX) 和电离平衡常数，求 c(H ) 。因弱酸 c(H ) 很小， c(HX) － c(H
＋
＋
＋
)≈c(HX)。则 c(H )＝ K· cHX，代入数值求解即可。
＋
• [例2](1)电离常数是用实验的方法测定出来的。现已经测得25 ℃时c mol·L－1的醋
酸溶液中c(H＋)＝a mol·L－1，试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数 a2 c－ a K(CH3COOH)＝__________ 。 • (2)常温下，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝8.5，则HCOOH的电离常数Ka＝ 10－4 mol· L－1 _________________ 。 • (3)25 ℃时，将a mol NH4NO3溶于水，溶液显酸性，向该溶液滴加b L氨水后溶液 a 200b 呈中性，所滴加氨水的浓度为____________mol·L－1(NH3·H2O的电离平衡常数 取Kb＝2×10－5 mol·L－1)。
＋ －
• (5)电离平衡右移，电离常数一定增大。(
) × • (6)(2016·全国卷乙改编)298 K时，20 mL 0.10 mol·L－1氨水的电离度为1.32%， 则该氨水的pH＜12。( ) √
• 2．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别 很大的原因：________________________________________________( 从电 第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用 离平衡的角度解释)。
B．2NaCN＋H2O＋CO2===2HCN＋Na2CO3 C．a mol/L HCN溶液与b mol/L NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na＋) ＝c(CN－)，则a一定大于b D．2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H可 知 酸 的 强 弱 顺 序 是
• 3．意义 • 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越________ 容易电离，所对应的酸性或碱性 相对越________ 。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱： 强 H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。 (1)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。( × ) (2)温度不变，向 NH3· H2O 溶液中加入 NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。 ( × ) (3)电离常数大的酸溶液中的 c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的 c(H＋)大。 ( × ) cH · cCO2 3 (4)H2CO3 的电离常数表达式：Ka＝ 。( × ) cH2CO3
－
)＝c(H )，溶液呈中性，则溶液中的溶质是氰化钠和 HCN 的混合物，所以 a 一定大
＋
于 b，C 项正确；CH3COOH 的酸性强于 H2CO3，所以可以发生反应：2CH3COOH ＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑，D 项正确。
二
电离常数的计算(以弱酸HX为例)
＋
(1)已知 c(HX)和 c(H )，求电离常数 HX 起始 c 平衡 c c(HX) c(HX)－c(H＋)
(2)对于一元弱碱 BOH BOH
• 2．特点 本身的性质 决定因素：弱电解质 _______________ 温度 温度 增大 ，随____________ 升高而____________ ， (1)电离 影响因素：____________ 电离过程是吸热的 平衡常数 原因是________________________ 浓度 酸碱性 无关 、____________ 与溶液的____________ (2) 多 元 弱 酸 是 分 步 电 离 的 ， 各 级 电 离 平 衡 常 数 的 大 小 关 系 式 是 第一步电离 K1≫K2≫K3…… ，所以多元弱酸的酸性决定于其_________________ ________________ 。
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
Ka 1.8×10－5 4.9×10－10 • [例 1]已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
根据上述电离平衡常数分析，下列说法错误的是( B ) A．25 ℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为
pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)
第31讲 弱电解质的电离平衡
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考点二
电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用
1．表达式 (1)对于一元弱酸 HA HA
cH＋· cA－ cHA H＋＋A－，平衡常数 Ka＝_____________________ 。 cOH－· cB＋ cBOH B＋＋OH－，平衡常数 Kb＝_____________________ 。
＋ － ＋
H
＋
＋
X 0
－
0 c(H＋)
c(H＋)
cH · cX c2H 则：K＝ ＝ 。 c平HX 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
2 c H ＋ )≈c(HX)，则 K＝ ，代入数值求解即可。 cHX
－ CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3 ，物质的量浓度相等时，酸性越弱，溶液的 pH 越
大 ， 所 以 等 物 质 的 量 浓 度 的 各 溶 液
pH
关 系 为
pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)，A 项正确；HCN 的酸性强于 HCO－ 3 ，所以 反应为 NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3，B 项错误；a mol/L HCN 溶液与 b mol/L NaOH 溶液等体积混合，所得溶液中 c(Na＋)＝c(CN－)，根据电荷守恒得 c(OH
一 电离平衡常数的常见应用
• 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：电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱 性(或酸性)越强。 • 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，但电离常数不变，考题中经常利用电 离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
＋ ＋
(2) 已知 c(HX) 和电离平衡常数，求 c(H ) 。因弱酸 c(H ) 很小， c(HX) － c(H
＋
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＋
)≈c(HX)。则 c(H )＝ K· cHX，代入数值求解即可。
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• [例2](1)电离常数是用实验的方法测定出来的。现已经测得25 ℃时c mol·L－1的醋
酸溶液中c(H＋)＝a mol·L－1，试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数 a2 c－ a K(CH3COOH)＝__________ 。 • (2)常温下，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝8.5，则HCOOH的电离常数Ka＝ 10－4 mol· L－1 _________________ 。 • (3)25 ℃时，将a mol NH4NO3溶于水，溶液显酸性，向该溶液滴加b L氨水后溶液 a 200b 呈中性，所滴加氨水的浓度为____________mol·L－1(NH3·H2O的电离平衡常数 取Kb＝2×10－5 mol·L－1)。
＋ －
• (5)电离平衡右移，电离常数一定增大。(
) × • (6)(2016·全国卷乙改编)298 K时，20 mL 0.10 mol·L－1氨水的电离度为1.32%， 则该氨水的pH＜12。( ) √
• 2．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别 很大的原因：________________________________________________( 从电 第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用 离平衡的角度解释)。
B．2NaCN＋H2O＋CO2===2HCN＋Na2CO3 C．a mol/L HCN溶液与b mol/L NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na＋) ＝c(CN－)，则a一定大于b D．2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H可 知 酸 的 强 弱 顺 序 是
• 3．意义 • 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越________ 容易电离，所对应的酸性或碱性 相对越________ 。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱： 强 H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。 (1)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。( × ) (2)温度不变，向 NH3· H2O 溶液中加入 NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。 ( × ) (3)电离常数大的酸溶液中的 c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的 c(H＋)大。 ( × ) cH · cCO2 3 (4)H2CO3 的电离常数表达式：Ka＝ 。( × ) cH2CO3
－
)＝c(H )，溶液呈中性，则溶液中的溶质是氰化钠和 HCN 的混合物，所以 a 一定大
＋
于 b，C 项正确；CH3COOH 的酸性强于 H2CO3，所以可以发生反应：2CH3COOH ＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑，D 项正确。
二
电离常数的计算(以弱酸HX为例)
＋
(1)已知 c(HX)和 c(H )，求电离常数 HX 起始 c 平衡 c c(HX) c(HX)－c(H＋)
(2)对于一元弱碱 BOH BOH
• 2．特点 本身的性质 决定因素：弱电解质 _______________ 温度 温度 增大 ，随____________ 升高而____________ ， (1)电离 影响因素：____________ 电离过程是吸热的 平衡常数 原因是________________________ 浓度 酸碱性 无关 、____________ 与溶液的____________ (2) 多 元 弱 酸 是 分 步 电 离 的 ， 各 级 电 离 平 衡 常 数 的 大 小 关 系 式 是 第一步电离 K1≫K2≫K3…… ，所以多元弱酸的酸性决定于其_________________ ________________ 。
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
Ka 1.8×10－5 4.9×10－10 • [例 1]已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
根据上述电离平衡常数分析，下列说法错误的是( B ) A．25 ℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为
pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)