微专题七 电离平衡常数的计算-2024年高考化学二轮复习课件

微专题七 电离平衡常数的计算 高三二轮复习 授课人：阳海斌 1 【核心总结·要点归纳】 1、表达式 (1) 一元弱酸HA的电离常数：根据HA = H＋＋A－，可表示为Ka＝c(A-)c(H+) / c(HA)。 (2) 一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH = B＋＋OH－，可表示为Kb＝c(OH-)c(B+) / c(BOH)。 2、特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。 (2)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，酸性或碱性越强。例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4 mol·L－1，K(CH3COOH)＝1.8×10－5 mol·L－1，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。 (3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3…，故其酸性取决于第一步电离。 3、电离度 表示方法： α＝ 已电离的弱电解质分子数 / 溶液中原有弱电解质的总分子数 ×100%，或：α＝弱电解质的某离子浓度 / 弱电解质的浓度×100% 影响因素： ① 相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ② 相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 规律总结：电离常数的3大应用 (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，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 突破一、电离常数的应用 【典例研磨】 1、H2A为二元酸，其电离过程为：H2A=H++HA-，HA-=H++A2-。常温时，向20mL 0.1mol/L H2A水溶液中逐滴滴加0.1mol/L NaOH溶液，混合溶液中H2A、HA-和A2-的物质的量分数(δ)随pH变化的关系如图所示。下列说法正确的是（ ） A. H2A的Kal的数量级为10-1 B. 曲线Ⅱ表示A2- C. 当溶液中c(H2A)=c(A2-)时，pH=2.7 D. 向pH=4.2的溶液中继续滴加NaOH溶液，水的电离程度持续变大 C 【详解】： 根据图可知，当 时，溶液的pH=1.2，则溶液中 ， 常温下H2A的Kal的数量级为10-2，A错误；B．由图可知， 时， ， ， ，B正确；C．H2A为二元酸，向H2 A水溶液中逐滴滴加NaOH溶液，首先生成反应生成NaHA，继续滴加氢氧化钠再反应生成Na2A，故曲线Ⅱ表示HA-，C错误；D．pH = 4.2时，HA-、A2-含量相同，则c(HA- )= c(A2-)，溶液为Na2A、NaHA等浓度的混合溶液，溶液中持续滴加NaOH溶液，NaHA转化为Na2A，水解程度逐渐增大，水的电离程度增大，但是当全部转化为Na2A后，再加入NaOH溶液，就开始抑制水的电离，水的电离程度减小，D错误。 2、根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是（ ） 化学式 HClO H2CO3 电离常数/mol·L-1 K=3×10-8 K1=4×10-7 K2=4×10-11 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-+2Cl2+H2O=2Cl-+2HClO+CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-+Cl2=Cl-+ClO-+2CO2↑+H2O C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+H2O+NaClO = NaHCO3 + HClO D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2+2NaClO+H2O = Na2CO3 + 2HClO C 突破二、离子浓度大小的比较 【典例研磨】 1、室温下，在1 mol·L-1的某二元酸H2A溶液中，存在HA-、A2-的物质的量分数随pH变化的关系如图所示，下列说法错误的是（ ） A．0.1 mol·L-1 NaHA溶液中：c(OH- )>c(H+) B．室温下，HA-=A2-+ H+的电离平衡常数Ka= 10-3 C．在Na2A溶液中存在c(Na+)=2c(A2-)+2c(HA- ) D．H2A的电离方程式为H2A=H+ +HA-，HA-=A2-+H+ A 【详解