专题突破13电离常数及其应用-高二化学重难点专题突破（人教版2019选择性必修1）

2023-2024学年选择性必修1(人教版2019)第三章水溶液中的离子反应与平衡电离常数及其应用1.表达式突破点1:

正确理解电离平衡常数重难归纳2.特点。(1)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱,K越大,表示弱电解质越易电离,弱酸的酸性(或弱碱的碱性)越强。根据电离常数可以比较不同酸的相对强弱、计算离子浓度等。例如,在25℃时,K(HNO2)=5.6×10-4,K(CH3COOH)=1.75×10-5,则HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强。(2)电离平衡常数一般只与温度有关,与浓度等因素无关。电离过程一般吸热,升高温度,K值增大。(3)比较多元弱酸的各步电离常数可以发现,

时,计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时,通常只考虑第一步电离。主要有两个方面的原因,以H2CO3为例:一是H2CO3第一步电离出的H+对第二步

的电离起抑制作用;二是

带负电荷,继续电离出H+需要克服其本身对H+的吸引。多元弱碱的情况与多元弱酸相似。典例剖析常温下,下列反应可以发生:①NaCN+HNO2══HCN+NaNO2,②NaCN+HF══HCN+NaF,③NaNO2+HF══HNO2+NaF,其中有关的三种酸的电离常数分别是6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10。由此可判断下列叙述中不正确的是(

)。A.常温下,0.1mol·L-1的HCN溶液中c(H+)=×10-6mol·L-1

B.常温下,K(HNO2)=6.3×10-4C.根据其中两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCND.常温下,K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)解析:相同温度下的弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的重要依据之一。该题中涉及三个反应,由化学方程式可以得出:HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱,酸性越强,电离常数越大,据此将三个K值与酸对应起来,D项正确。三个反应中,第①个反应说明酸性HNO2>HCN,第③个反应说明酸性HF>HNO2,只根据这两个反应即可作出比较,C项正确。方法技巧有关电离平衡常数计算的答题模板(以弱酸HX为例)。

HX

H+

+

X-

[变式训练1]某固体化合物X不导电,但其在熔融状态下和溶于水都能完全电离。下列关于物质X的说法中,正确的是(

)。不是电解质是强电解质是共价化合物是弱电解质答案:B解析:由熔融状态下和溶于水完全电离可知,X是强电解质。又由固体X不导电,熔融状态下导电可知,X应是离子化合物。故正确答案为B。4.在100mL0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中,欲使CH3COOH的电离程度增大,H+浓度减小,可采用的方法是(

)。A.加热B.加入0.1mol·L-1的CH3COOH溶液100mLC.加入少量0.5mol·L-1的硫酸D.加入少量1mol·L-1的NaOH溶液答案:D解析:电离平衡也是化学平衡的一种,完全可以运用勒夏特列原理分析电离平衡的移动。5.在相同温度时,100mL0.01mol·L-1的CH3COOH溶液与10mL0.1mol·L-1的CH3COOH溶液相比较,下列数值前者大于后者的是(

)。A.完全中和时所需NaOH的量B.电离的程度+的物质的量浓度D.溶液中CH3COOH分子的物质的量答案:B解析:相同温度时,100

mL

mol·L-1的CH3COOH溶液与

10

mL

mol·L-1的CH3COOH溶液所含溶质的物质的量相等,完全中和时所需NaOH的量也相等。弱电解质浓度越小,越有利于电离,因此前者电离程度比后者大,但H+的物质的量浓度比后者小。相同温度时

mol·L-1的CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度大于

mol·L-1的CH3COOH溶液,则CH3COOH分子的物质的量前者小于后者。6.在a、b两支试管中,分别加入质量相等、形状相同的锌粒,然后向两支试管中分别加入相同浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。请回答下列问题。(1)a、b两支试管中的现象:相同点是

;不同点是

,原因是

。

(2)a、b两支试管中生成气体的速率开始时是a

(填“>”“<”或“=”,下同)b,反应完毕后生成气体的总体积是a

b,理由是

。

答案:(1)都产生无色气泡,锌粒逐渐溶解产生气泡的快慢程度不同,锌粒的溶解速率不同,a中的反应较快c(H+)不同,a中的c(H+)较大(2)>

=反应开始时盐酸中c(H+)大;最终两种酸所能提供的H+的总物质的量相等,且金属的总物质的量也相同解析:HCl是强酸,CH3COOH是弱酸,开始时由于其c(H+)不同,反应速率不同;又由于两种酸能提供的H+的总物质的量相等,而金属的总物质的量也相同,无论是酸过量还是金属过量,最终产物氢气的量一定相同。1.根据电离平衡常数判断酸性(碱性)强弱:电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。突破点2:

解电离平衡常数的应用[例1]25℃时,部分物质的电离平衡常数如表所示:化学式CH3COOHH2CO3HClO电离平衡常数1.76×10-5K1=4.30×10-7K2=5.61×10-112.95×10-8(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为

。

(2)试写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式:

。

NaClO+CO2+H2O==HClO+NaHCO3CH3COOH>H2CO3>HClOH2CO3HCO3–

+H+ClO–+HClOHCO3–CO32–

+H+电离平衡常数H2CO3Ka1=4.3×10–7Ka2=5.6×10–11强弱强弱酸与盐的复分解反应：强酸制弱酸+ClO–HClOHClOKa×10–8√×电离平衡常数越大，酸（碱）电离出H+（OH–）的能力越强，酸（碱）性越强。3.根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。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,考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。基础自学落实·重点互动探究[例2]向浓度为0.1mol·L－1的氨水中不断加水稀释，下列各量始终保持增大的是

(

)A．

B.C.

D.c(NH3.H2O).

c(H+)c(NH4+)c(NH4+).c(OH-)c(NH3.H2O)c(NH4+)c(NH3.H2O)Dc(NH3.H2O)c(H+)应用：根据电离常数判断微粒浓度比值变化。加水稀释，能促进弱电解质电离，溶液中离子和分子浓度会相应的变化，但电离常数K不变、Kw不变。4.根据电离平衡常数求算溶液中弱电解质电离出的离子浓度。解题模式:“三段式”,利用始态、变化、终态进行求解,如[例3]在25℃下，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（NH）＝c（Cl－），则溶液显________(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________________。

【变式1】25℃时，三种酸的电离平衡常数如下：回答下列问题：（1）一般情况下，当温度升高时，Ka

。（填“增大”、“减小”或“不变”）（2）下列四种离子结合H+能力最强的是_____（填序号）a.CO32–

b.ClO–c.CH3COO–d.HCO3–（3）写出下列反应的离子方程式。①CH3COOH+Na2CO3（少量）②HClO+Na2CO3（少量）增大a化学式CH3COOHH2CO3HClO电离常数1.8×10–5K14.3×10–7K25.6×10–11

3.0×10–8①2CH3COOH+CO32–=H2O+CO2↑+2CH3COO–②HClO+CO32–=HCO3–+ClO–[变式2]①已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的浓度为2.0mol·L–1。溶液中的c(OH–)=

mol·L–1。6.0×10–3Kb=x22－x=x22==1.8×10–5x=6.0×10–3c(NH4+)

c(OH–)c(NH3·H2O)②25℃，H2SO3的Ka1=1.3×10－2，Ka2=6.2×10－8。将SO2通入以上氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7mol·L-1时，溶液中的c(SO32－)/c(HSO3－)=

。

Ka2=c(H+)

c(SO32)c(HSO3–)·1.0×10－7

c(SO32)c(HSO3–)==6.2×10－8B[变式4]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HClOK=4.0×10-8H2CO3K1=4.5×10-7

K2=4.7×10-11A.向Na2CO3溶液中滴加少量新制氯水:+2Cl2+H2O══2Cl-+2HClO+CO2↑B.向NaHCO3溶液中滴加少量新制氯水:2+Cl2══Cl-+ClO-+2CO2+H2OC.向NaClO溶液中通少量CO2:CO2+NaClO+H2O══NaHCO3+HClOD.向NaClO溶液中通过量CO2:CO2+2NaClO+H2O══Na2CO3+2HClO答案:C解析:向Na2CO3溶液中滴加少量新制氯水,溶液中碳酸钠过量,盐酸与碳酸钠反应生成碳酸氢钠,次