离平衡常数Ka(或Kb)及其应用

pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH) 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＋H2O＋CO2↑
(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，K a2＝5 . 6× 10－11， 它 的Ka1、Ka2差别 很 大 的 原 因：
10－4 mol·L－1
a 200b
解析 (2)电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，因此 c(HCOO－)＝c(Na ＋)＋c(H＋)－c(OH－)＝(0.1＋10－8.5－10－5.5) mol·L－1≈0.1 mol·L－1；物料守恒：c(HCOO －)＋c(HCOOH)＝c(Na＋)，所以 c(HCOOH)＝c(Na＋)－c(HCOO－)＝c(Na＋)－[c(Na＋) ＋c(H＋)－c(OH－)]＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－5.5－10－8.5)mol·L－1≈10－5.5mol·L－1，所以 Ka ＝cHc＋H·cCHOCOOHO －＝10－180.5－×5.50.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1。
a－2<b<a
(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞试液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，颜色变______(填 “深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质？_____(填“能”或“否”)，并说明原因：
___________________ 浅 _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 能_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _0_._0_1_0_m_ _o_l_·_L_－_ _1_ _ _
[例3]为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、 0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。
(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？ ________(填“正确”或“不正确”)，并说明理由： _______________________________________________________________________。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其
pH＝b，若要确认NH3·H2O是 弱电解质，则a、正b确值应满足什么关系？______________( 用“等式”或“不等式” 若表示是)。强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12
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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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
cH＋·cA－
HA H＋＋A－，平衡常数 Ka＝_________c_H__A_________。
(2)对于一元弱碱 BOH
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
H＋ ＋ X－
起始 c
c(HX)
0
0
平衡 c
c(HX)－c(H＋)
c(H＋) c(H＋)
则：K＝cHc平＋H·cXX －＝cHXc2－H＋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
(3)设原 NH4NO3 溶液为 V L，滴入的氨水浓度为 c，则加氨水后溶液体积约为(V ＋b) L；c(NH＋ 4 )＝V＋a b mol·L－1；c(NH3·H2O)＝Vc＋b b mol·L－1；得 Kb＝ccNHNH＋4 3··cHO2OH－
＝V＋a bc×b 10－7＝2×10－5 mol·L－1，得 c＝20a0b mol·L－1。 V＋b
＋)≈c(HX)，则 K＝cc2HHX＋，代入数值求解即可。
(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K(CH3COOH)＝__________。
解析 根据电离平衡常数可知酸的强弱顺序是 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 －)＝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。
3．意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越________电离，所对应的酸性或碱性相对越________。如相同条件
容易 下常见弱酸的 酸 性 强弱 ： H2S O3> H3P O4>H F> CH3C OOH >H 2C O3>H2S >HCl O 。 强
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。 ( ×) (4)H2CO3 的电离常数表达式：Ka＝cHc＋H·2cCCOO323－。( × )
与同浓度的盐酸比较和锌反应 反应速率相同时为强酸，比盐酸反应慢时为弱酸
的快慢
2．从是否存在电离平衡的角度判断
在水溶液中，强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。据此有以下 判断HA是强酸还是弱酸的方法：
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为 强酸，若pH<5，则为弱酸。

原因是__电__离__过__程__是__吸__热__的________
与溶液的___浓__度_______、____酸__碱__性____无关
(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 __K_1_≫__K_2_≫_K__3…__…___，所以多元弱酸的酸性决定于其__第__一__步__电__离_______。
(2)从升高温度后pH的变化判断。若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温 度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅 度小。
3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断
强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解。据此可以判断HA是强酸还是弱酸。
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。
[例1]已弱知酸25 ℃时有关弱酸的电离平C衡H常3C数O如O下H表：
Ka
1.8×10－5
HCN 4.9×10－10
H2CO3 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
(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＝_________________。
a2 (3)25 ℃时，将a mol NH4cN－O3a溶于水，溶液显酸性，向该溶液滴加 b L氨水后溶液呈中性，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)。
三 判断强、弱电解质的三个角度
1．从是否完全电离的角度判断 在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：
方法
结论
若测得0.1 mol·L－1的HA溶液的pH＝1，则HA为强 测定一定浓度的HA溶液的pH
酸；若pH>1，则HA为弱酸
与同浓度的盐酸比较导电性 导电性和盐酸相同时为强酸，比盐酸弱时为弱酸
液中电离出的 NH＋ 4 水解使溶液显酸性，加入氨水中使其 pH 降低；二是使 NH3·H2O
的电离平衡 NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－逆向移动，从而使溶液的 pH 降低，这两种可能
均能证明 NH3·H2O 是弱电解质
解析 (1)若NH3·H2O是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测 出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。(2)若NH3·H2O是强电解质， 用蒸馏水稀释至1 000 mL，其pH＝a－2，因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2<b<a。
____________________________________________________________________________________
氨_水_ _ (_滴_ _ _有_ _酚_ _酞_ _ _试_ _液_ _)_中_ _加_ _ _入_ _氯_ _化_ _ _铵_ _晶_ _体_ _ _后_ _颜_ _色_ _ _变_ _浅_ _，_ _有_ _ _两_ _种_ _可_ _ _能_ _：_ _一_ _是_ _ _氯_ _化_ _铵_ _ _在_ _水_ _溶_ _ _ ____________。
cOH－·cBห้องสมุดไป่ตู้
BOH B＋＋OH－，平衡常数 Kb＝_____c__B_O__H___________。
2．特点
(1)电离 平衡常数
决 影定 响因 因素 素： ：弱 __电 _温__解度__质_____本____身，__的随__性____质__温____度_________升高而___增__大_______，
________________________________√________________(从电离平衡的角度解释 )。
第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用
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