第01講電離常數(shù)的計算與應用掌握電離常數(shù)計算的幾種類型.2、知道電離常數(shù)的影響因素.一、電離常數(shù)的表達式2、電離常數(shù)的影響因素(1)內因：與物質本身結構和性質有關(2)外因：電離平衡常數(shù)的數(shù)值只與溫度有關，與濃度無關；弱電解質的電離是吸熱的，一般溫度越高，電離平衡常數(shù)越越大3、電離度與電離常數(shù)的關系設一定溫度下，CH3COOH的濃度為c，其電離度為CH3COOHCH3COO—+H+起始c00轉化ccc平衡c—ccc4、電離常數(shù)的計算類型方法探究圖像中計算電離常數(shù)重點是選取特殊的時刻，一般來說選取最多的是起始點、恰好完全反應的時刻、中性時刻，以及特殊曲線交點時刻，這些點計算比較方便類型一起點時刻：巧用三段式例1、HR是一元酸。室溫時，用0.250mol·L－1NaOH溶液滴定25.0mLHR溶液時，溶液的pH變化情況如圖所示。其中，b點表示兩種物質恰好完全反應。計算的電離常數(shù)Ka＝5×10－6方法探究：此題根據縱坐標所給的數(shù)據，起點時刻pH＝3，HR中和一半時的pH＝4.7，可以優(yōu)先考慮起點時刻計算電離常數(shù)，常用方法：三段式解析：根據題意，b點時酸堿恰好完全反應，則c(HR)＝0.250mol·L－1×0.02L÷0.025L＝0.2mol·L－1，即0.2mol·L－1的HR溶液的pH＝3HRH+＋R—起始：0.200轉化：10－310－310－3平衡：0.210－310－310－3類型二遇中性時刻：電荷守恒配合物料守恒兩步搞定方法探究：中性時刻采取電荷守恒和物料守恒，解題時建議用物質的量守恒去寫，因為在反應過程中體積已經發(fā)生了變化解析：根據電荷守恒得c(H＋)＋c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)＋c(OH－)，因為c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液顯中性。電荷守恒得：n(H＋)＋n(NHeq\o\al(＋,4))＝n(Cl－)＋n(OH－)，則：n(NHeq\o\al(＋,4))＝n(Cl－)=0.01×4=0.04mol物料守恒得：3a＝n(NHeq\o\al(＋,4))＋n(NH3·H2O)，則：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04)mol類型三恰好完全反應時刻：水解三段式法或利用水解常數(shù)和電離常數(shù)的關系水解平衡常數(shù)與電離常數(shù)的關系=1\*GB3①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－=2\*GB3②NH4+＋H2ONH3H2O＋H+類型四利用圖像特殊交點求電離常數(shù)說明：pH為橫坐標、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標一元弱酸(以CH3COOH為例)二元酸(以草酸H2C2O4為例)δ0為CH3COOH分布系數(shù)δ1為CH3COO－分布系數(shù)δ0為H2C2O4分布系數(shù)、δ1為HC2Oeq\o\al(－,4)分布系數(shù)、δ2為C2Oeq\o\al(2－,4)分布系數(shù)交點即為CH3COOH的電離常數(shù)的負對數(shù)左邊交點為H2C2O4的第一步電離常數(shù)的負對數(shù)右邊交點為H2C2O4的第二步電離常數(shù)的負對數(shù)題型01巧用三段式求電離常數(shù)C．表示的與粒子濃度比值的對數(shù)關系【答案】B【詳解】A．a點處，依據電荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(A)+c(OH)，pH=10，c(H+)<c(OH)，存在：c(Na+)>c(A)，A正確；B．HA為弱酸，NaA為強堿弱酸鹽，則溶液呈堿性，用NaOH滴定HA時使用酚酞作為指示劑，B錯誤；答案選B?！咀兪健咳蹼娊赓|在水溶液中存在電離平衡。(1)醋酸是常見的弱酸。①醋酸在水溶液中的電離方程式為。a．滴加少量濃鹽酸b．加水稀釋

c．加入少量醋酸鈉晶體d．升高溫度(2)25℃時，pH=2的鹽酸和醋酸各1mL分別加水稀釋，pH隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。請回答如下問題

①曲線(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)代表鹽酸的稀釋過程②a溶液的導電性比c溶液的導電性(填“強”或“弱”)④設稀釋前的醋酸電離度為0.1%，醋酸的電離常數(shù)Ka=?！敬鸢浮?1)CH3COOHCH3COO+H+bd(2)I強變小1×105【詳解】（1）①CH3COOH在水中部分電離生成CH3COO、H+，電離方程式為CH3COOH?CH3COO+H+；②a．滴加少量濃鹽酸，溶液中c(H+)增大抑制醋酸電離，則醋酸電離程度減小，故不選；b．加水稀釋促進醋酸電離，所以醋酸電離程度增大，故選；c．加入少量醋酸鈉晶體導致醋酸根離子濃度增大，則抑制醋酸電離，醋酸電離程度減小，故不選；d．醋酸的電離是吸熱過程，升高溫度促進醋酸電離，所以醋酸電離程度增大，故選；答案為bd；（2）①醋酸濃度大于鹽酸，加水稀釋醋酸電離平衡正向移動，故稀釋后醋酸溶液中氫離子濃度大與鹽酸，醋酸溶液pH小，故曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程；②溶液導電性取決于溶液中自由移動離子的濃度，a點pH小，離子濃度大，導電性強，故a溶液的導電性比c溶液的導電性強；題型02電荷守恒配合物料守恒求電離常數(shù)【答案】C答案選C。D．水的電離程度：d>c>a>b【答案】BD．酸和堿均會抑制水的電離，X水解會促進水的電離，溶液酸性a大于b，則水的電離程度b大于a，d為恰好反應生成NaX，對水的電離促進程度最大，則水的電離程度：d>c>b>a，D錯誤；故選B。題型03水解三段式法或利用水解常數(shù)和電離常數(shù)的關系求電離常數(shù)A．常溫下，MOH的電離常數(shù)約為1×105B．滴加鹽酸過程中，水的電離程度：P點最大C．F點溶液中：c(MOH)＞c(M+)＞c(Cl)＞c(OH)＞c(H+)D．Q點溶液中：c(H+)＞2c(MOH)+c(M+)【答案】CB．P點酸堿恰好中和，溶質為MC1，該鹽是強酸弱堿鹽，MCl發(fā)生水解反應，從而可以促進水的電離，因此P點水的電離程度最大，B正確；C．F點溶液呈堿性，溶質為MCl和MOH，二者的物質的量相等，MOH的電離程度大于M+的水解程度，故離子濃度關系為：c(M+)＞c(Cl)＞c(MOH)＞c(OH)＞c(H+)，C錯誤；D．Q點加入鹽酸體積為MOH體積的2倍，根據電荷守恒有c(Cl)+c(OH)=c(H+)+c(M+)，溶液中存在物料守恒：c(Cl)=2c(MOH)+2c(M+)，兩式處理后有c(H+)=2c(MOH)+c(M+)+c(OH)，故c(H+)＞2c(MOH)+c(M+)，D正確；故合理選項是C?！敬鸢浮緽故選B。題型04利用圖像特殊交點求電離常數(shù)A．滴定時，酚酞和甲基橙均可作指示劑C．滴定過程中，水的電離程度：n<p<q【答案】B【詳解】A．BCl為強酸弱堿鹽，水解使溶液顯酸性，應該選擇酸性范圍內變色的指示劑甲基橙作指示劑，實驗誤差較小，而不應該使用堿性范圍內變色酚酞為指示劑，故A錯誤；C．向BOH中滴加鹽酸，溶液的堿性逐漸減弱，堿電離產生的OH對水電離的抑制作用逐漸減弱，在恰好中和前，水的電離程度逐漸增大，因此水電離程度：n＜p，q點溶質為BCl與HCl，抑制水的電離，故水的電離程度：q<p，故C錯誤；答案選B?！咀兪健堪匆蠡卮鹣铝袉栴}：(1)常溫下0.1mol·L1的CH3COOH溶液加水稀釋過程，下列表達式的數(shù)值一定變小的是_______(填字母)。(3)已知25℃時，三種酸的電離平衡常數(shù)如下：化學式————①下列四種離子結合H+能力最強的是(填字母)?！敬鸢浮?1)A(2)向右減小【鞏固訓練】B．在NaHCO3溶液中，c(H+)>c(OH)【答案】C故答案為：C?！敬鸢浮緾C．若b點加入HA體積為10mL，則溶液恰好應為NaA的鹽溶液，HA為弱酸，則NaA溶液因水解顯堿性，與b點顯中性不符，C項錯誤；答案選C。A．若不考慮第二步電離，則約為2D．使用酚酞作指示劑，滴定終點現(xiàn)象為溶液由無色變?yōu)榉奂t色【答案】BD．H2A溶液和氫氧化鈉溶液完全反應生成的強堿弱酸鹽Na2A在溶液中水解使溶液呈堿性，滴定時可用酚酞作指示劑，滴定終點現(xiàn)象為溶液由無色變?yōu)榉奂t色，故D正確；故選B。B．a→b→c的滴定過程中，水的電離程度先增大后減小【答案】CB．b點溶質為Na2X，X2水解促進水的電離，故在b點水的電離程度最大，即a→b→c的滴定過程中，水的電離程度先逐漸增大后減小，故B正確；D．c點溶質為等濃度的NaOH和Na2X混合溶液，X2離子水解，則離子濃度大小順序為c(Na+)>c(OH)>c(X2)>c(HX)，故D正確；綜上所述，答案選C。【答案】B故選：B?！敬鸢浮緾【詳解】A．根據分析可知，Ka1=10?2.2，Ka2=10?7.8，A正確；故選C。A．該滴定過程中缺少指示劑D．隨著鹽酸的滴入，水的電離程度先增大，后減小【答案】C【詳解】A．電位滴定法在化學計量點附近，被測離子濃度發(fā)生突躍，指示電極電位也產生了突躍，進而確定滴定終點的位置，即可根據指示電極電位確定滴定終點，滴定過程中不需任何指示劑，A錯誤；答案選C。A．、都是弱酸，且的酸性比的弱【答案】B答案選B。9．按要求回答下列問題Ⅱ.已知：pKa=lgKa，25℃時，H2SeO3的pKa1=1.34，pKa2=7.34。用0.1mol·L1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L1H2SeO3溶液的滴定曲線如圖所示(曲線上的數(shù)字為pH)。(填“＜”或“=”或“＞”)【答案】(1)④＞②＞③＞①⑥＞⑦＞④＞⑤＞⑧(4)＜(5)=(6)＞10．回答下列問題：(1)實驗室模擬工業(yè)固氮，在壓強為PMPa的恒壓容器中充入1molN2和3molH2，反應混合物中NH3的物質的量分數(shù)隨溫度的變化曲線如圖所示，其中一條是經過一定時間反應后的曲線，另一條是平衡時的曲線。①圖中b點的轉化率為；(填“＞”“=”或“＜”)。②475℃時，該反應的壓強平衡常數(shù)的代數(shù)式Kp=MPa2(用平衡分壓代替平衡濃度計算，平衡分壓=總壓×物質的量分數(shù)，用含P的代數(shù)式表示，列式無需化簡)(2)平衡思想是化學研究的一個重要觀念，在電解質溶液中存在電離平衡、水解平衡、溶解平衡等多種平衡。根據所學知識回答下列問題：(3)已知，常溫下幾種物質的電離常數(shù)如下：化學式電離平衡常數(shù)③下列說法正確的是?！驹斀狻浚?）實驗室模擬工業(yè)固氮，在壓強為PMPa的恒壓容器中充入1molN2和3molH2，在b點，NH3的體積分數(shù)為25%；在a點，NH3的體積分數(shù)為50%。曲線Ⅰ中，400℃時，NH3的體積分數(shù)最大，隨溫度升高，NH3的體積分數(shù)減小，則曲線Ⅰ為平衡時的曲線，曲線Ⅱ為經過一定時間反應后的曲線。①圖中b點時，NH3的體積分數(shù)為25%，設此時N2的變化量為x，則可建立如下三段式：②475℃反應達平衡時，在a點NH3的體積分數(shù)為50%。設N2的物質的量的變化量為y，則可建立如下三段式：③A．ClO具有強氧化性，SO2具有還原性，兩種物質會發(fā)生氧化還原反應，SO2少量，離子方程式為SO2+Ca2++3ClO+H2O=CaSO4↓+Cl+2HClO，A錯誤；故合理選項是BD?！緩娀柧殹俊敬鸢浮緾故選C?！敬鸢浮緿答案選D。下列判斷錯誤的是【答案】C【詳解】A．根據圖象，觀察圖象的起點，pH：HA<HB<HD，可知酸性：HA>HB>HD，酸性越強，酸的電離常數(shù)越大，即KHA>KHB>KHD，故A正確；C．結合HB，根據電荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(B－)，pH=7，可知c(Na＋)=c(B－)，同理c(Na＋)=c(A－)、c(Na＋)=c(D－)，根據中和原理，可知溶液顯中性時需要的NaOH的量不同，c(Na＋)不同，則c(A－)、c(B－)、c(D－)不相等，故C錯誤；D．當中和百分數(shù)達100%時，其溶質分別是NaA、NaB、NaD，根據質子守恒可得c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，故D正確；故選C。B．水的電離程度；d>c>a>bD．b、d點溶液混合后為酸性【答案】C故選C?！敬鸢浮緽答案選B。【答案】B答案選B。A．常溫下，BOH的電離常數(shù)K的數(shù)量級為105B．滴定時，可以選擇酚酞作指示劑C．滴定過程中，水的電離程度：m<n<pD．p點溶液中，粒子濃度大小為c(Cl)>c(B+)>c(BOH)【答案】BB．該實驗是用強酸(HCl)滴定弱堿BOH，當?shù)味ㄟ_到終點時，反應產生的溶質BCl為強酸弱堿鹽，水解使溶液顯酸性，故應該選擇酸性范圍內變色的甲基橙作指示劑，實驗誤差較小，故B錯誤；C．向BOH溶液中滴加HCl，溶液的堿性逐漸減弱，堿電離產生的OH對水的電離的抑制作用逐漸減弱，則在恰好中和前，水的電離程度逐漸增大，因此水的電離程度；m<n<p，故C正確；D．p點時恰好中和生成BCl，該鹽是強酸弱堿鹽，會發(fā)生水解反應產生BOH而消耗，則粒子濃度c(Cl)>c(B+)，鹽水解程度微弱，因此該溶液中粒子濃度大小關系為c(Cl)>c(B+)>c(