第三章 素养微专题05 电离平衡常数的拓展应用-【高考领航】2023-2024学年高中化学选择性必修1同步核心辅导与测评（人教版）

　电离常数的应用 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。如常温下，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11。则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO 判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如利用上述电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑ 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都会发生相应的变化，但电离常数不变，题目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。如把0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大 　已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是(　　) 物质 H2CO3 H2SO3 HClO 电离 平衡常数 Ka1 4.5×10－7 1.4×10－2 4.0×10－8 Ka2 4.7×10－11 6.0×10－8 － A．由表可知，酸性：HClO<HCO B．Na2CO3溶液中通入少量SO2，发生反应：2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO C．NaHCO3溶液中通入少量SO2，发生反应：2HCO＋SO2===2CO2＋SO D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度 [解题路径] [解析]　由弱酸的电离平衡常数可知，酸性：HClO>HCO，A错误；由于Ka1(H2CO3)>Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)，即酸性：H2CO3>HSO＞HCO，所以Na2CO3溶液中通入少量SO2，考虑Na2CO3与酸的分步反应，所以反应的离子方程式为2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO，B正确；由于Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2SO3)，即酸性：H2SO3>H2CO3>HSO，所以NaHCO3溶液中通入少量SO2，发生反应：HCO＋SO2===CO2＋HSO，C错误；酸性：H2CO3>HClO>HCO，因此HClO不能与NaHCO3反应，但HCl是强酸，能与NaHCO3反应，使c(HCl)减小，促进化学平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO正向移动，从而提高HClO的浓度；HClO具有氧化性，NaHSO3具有还原性，二者能够发生氧化还原反应，所以加入NaHSO3溶液不能提高HClO的浓度，D错误。 [答案]　B 　已知氢氰酸及部分弱酸的电离常数如下表所示： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数/(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 (1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为 。 (2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？ 。若能写出反应的化学方程式；若不能，此问可不答。 (3)同浓度的HCOO－、HCO、CO、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是 。 (4)①升高0.1 mol·L－1HCN溶液的温度，HCN的电离程度如何变化？ 。 ②加水稀释，如何变化？ 。 [解题路径] [解析]　(1)电离常数越大酸性越强，依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN。 (2)由于Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2气体可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。 (3)弱酸的电离常数越大，酸性就越强，其对应的酸根离子结合H＋的能力就越弱。 (4)①升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。②加水稀释，c(CN－)减小，由于电离常数不变，则增大。 [答案]　(1)HCOOH>H2CO3>HCN (2)能　NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 (3)CO>CN－>HCO>HCOO－ (4)①增大　②增大 [强化训练] 1．次溴酸和碳酸都属于弱酸。运用表中电离常数判断，可以发生的反应是(　　) 酸 电离常数(25 ℃) 碳酸 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11 次溴酸 Ka＝2.4×10－9 A．HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋C