考点17 电离平衡常数-2023-2024学年高二化学核心考点归纳与分层测试（苏教版2019选择性必修1）

考点17 电离平衡常数 【核心考点梳理】 一、电离平衡常数 1．电离平衡常数 2．多元弱酸（或弱碱）的电离常数 （1）电离特点：多元弱酸（或弱碱）的每一步都有电离常数 （2）碳酸电离 ①一级电离：H2CO3H++HCO3－ Ka1＝； ②二级电离：HCO3－H++CO32－ Ka2＝ ③一步电离：H2CO32H++CO32－，Ka＝＝Ka1×Ka2。 （3）电离常数关系：Ka1≫Ka2，计算多元弱酸中的c（H+）或比较多元弱酸的酸性的相对强弱，通常只考虑第一步电离。 3．电离度 （1）概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子数的百分率。 （2）表达式：α＝×100%＝×100%。 二、电离平衡常数的有关计算 1．有关电离平衡常数的计算模板（以弱酸HA为例） HA H+ + A－ 起始mol/L c（HA） 0 0 变化mol/L c（H+） c（H+） c（H+） 平衡mol/L c（HA）－c（H+） c（H+） c（H+） Ka＝＝ 2．近似处理：由于弱酸只有极少部分电离，c（H+）的数值很小，可做近似处理：c（HA）－c（H+）≈c（HA）。 （1）已知c（HA）和c（H+），求电离平衡常数：K＝ （2）已知c（HA）和电离平衡常数，求c（H+）： ①一元弱酸：c（H+）＝ ②一元弱碱：c（OH－）＝ 3．已知电离平衡常数，求电离度（α）： （1）依据公式：α＝，Ka＝ （2）推导过程：Ka＝＝≈＝c平（H+）α （3）结论：α＝ 三、电离平衡常数的应用 1．比较弱酸的酸性强弱 （1）相同条件下，K值越大，电离程度越大，酸性越强。 （2）酸性越强，越容易电离；其相应的酸根离子结合H+越困难，碱性越弱。 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 /（mol·L－1） 1.7×10－5 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10－8 ①酸性强弱顺序：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－ ②结合H+的能力：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－ 2．判断复分解反应能否进行 （1）适用范围：复分解反应（经验规律） ①基本规律：强酸制弱酸，强碱制弱碱 ②特殊情况：弱酸制强酸，弱碱制强碱 CuSO4+H2SCuS↓+H2SO4 NaI+H3PO4（浓）NaH2PO4+HI↑ 2HClO2HCl+O2↑ （2）通式：弱酸盐+强酸→强酸盐+弱酸 （3）必须同时满足：强酸制弱酸，强碱制弱碱，产物不能反应 （4）判断反应的产物 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 电离常数 1.8×l0－5 3.0×l0－8 K1＝4.3×l0－7 K2＝5.6×l0－11 ①酸的酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－ ②盐的碱性：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－ ③向NaClO溶液中通入少量CO2的反应：NaClO+CO2+H2O→HClO+NaHCO3 （5）根据产物判断酸碱性强弱 ①向NaX溶液中通入少量CO2：NaX+CO2+H2O＝HX+NaHCO3 ②向NaY溶液中通入少量CO2：2NaY+CO2+H2O＝2HY+Na2CO3 ③HX、HY、H2CO3的酸性强弱：H2CO3＞HX＞HY 3．判断粒子浓度比值的变化 （1）适用范围：分子、分母等变大或变小 （2）常用方法：分子和分母同乘以某个相同的量，尽可能转化成含平衡常数的代数式 （3）应用举例：加水稀释弱酸HA溶液，c平（H+）、c平（A－）、c平（HA）减小，不容易判断变化趋势 ①变形：＝＝ ②判断：稀释时Ka（HA）不变，c（H+）减小，则变大 4．判断平衡移动方向 （1）方法：比较Q和K的大小 ①Q＞K：平衡逆向移动 ②Q＝K：平衡不移动 ③Q＜K：平衡正向移动 （2）实例：一定浓度的CH3COOH溶液，稀释一倍 ①Ka＝，Q＝＝K ②Q＜Ka：平衡正向移动 【典型例题】 例1．（2023春·湖北黄冈·高二校联考期中）下列说法正确的是 A．pKa(CH3COOH)＞pKa(CCl3COOH) B．pKa(CCl3COOH)＞pKa(CHCl2COOH) C．pKa(H3PO4)＜pKa(H3AsO4) D．pKa(HCOOH)＞pKa(CH3COOH) 例2．（2023秋·高二课时练习）下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙，Ka=1.4×10-3)在水中的电离度与浓度关系的是 A．  B．  C．  D．   例3．（2023秋·高二课时练习）已知在25 ℃时，氨水中NH3·H2O的电离常数Kb=1.8×10-5