【高考必备】高考总复习系列丛书-高三化学一轮复习考点优化设计（第五辑）：考点六十七电离平衡常数Word版含解析[原创精品].docVIP

聚焦与凝萃 1．了解电离平衡常数；掌握利用离平衡常数判断电解质的强弱方法； 2．理解电离度与转化率的区别。 解读与打通 常规考点 1．电离平衡常数： 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 例如一元弱酸：CH3COOHCH3COO-+H+? ??K= 注意： （1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，与溶液的浓度无关。温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数值。 （2）电离常数越大，达到平衡时弱电解质电离出的离子越多，电解质电离程度越大。 （3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是Ka1?Ka2?Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离度： 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示： α= 隐性考点 强、弱电解质判断方法： 1．依据物质的类别进行判断 在没有特殊说明的情况下，我们就认为盐是强电解质，强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、活泼金属氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、MgO)为强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等。 2．依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断(见下表) 浓度均为0.01 mol·L－1的强酸 HA与弱酸HB pH均为2的强酸HA与弱酸HB pH或物质的量浓度 2＝pHHApHHB 浓度：0.01 mol·L－1＝c(HA)c(HB) 开始与金属反应的速率 HAHB HA＝HB 体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量 HA＝HB HAHB 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA＝HB HAHB c(A－)与c(B－)大小 c(A－)c(B－) c(A－)＝c(B－) 分别加入固体NaA、NaB后pH变化 HA：不变 HB：变大 HA：不变 HB：变大 加水稀释10倍后 3＝pHHApHHB 2pHHBpHHA＝3 溶液的导电性 HAHB HA＝HB 水的电离程度 HAHB HA＝HB 3．根据盐类水解进行判断 （1）配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙试液，然后再加入少量醋酸钠晶体，振荡，溶液由红色逐渐变为橙色。 （2）配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液，溶液变为浅红色。 （3）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH，pH大于7。 融合与应用 例1．已知某温度时CH3COOH的电离平衡常数为K。该温度下向20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH溶液，其pH变化曲线如图 (忽略温度变化)。下列说法中不正确的是 (　　) A．a点表示的溶液中c(CH3COO－)＝10-3 mol·L-1 B．b点表示的溶液中c(CH3COO－)c(Na+) C．c点表示CH3COOH和NaOH恰好反应完全 D．b、d点表示的溶液中均等于K 答案：C　 例2．根据下表提供的数据，判断在等浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中，各种离子浓度关系正确的是 (　　) 化学式 电离常数 HClO K＝3×10-8 H2CO3 K1＝4.3×10-7 K2＝5.6×10-11 A．c(HCO)c(ClO-)c(OH-) B．c(ClO－)c(HCO)c(H+) C．c(HClO)＋c(ClO－)＝c(HCO)＋c(H2CO3) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO)＋c(ClO－)＋c(OH－) 解析：由电离常数可知H2CO3的一级电离要大于HClO的电离，故ClO－的水解程度大于HCO的水解程度，故c(HCO)c(ClO－)c(OH－)，A选项正确，B选项错误；C选项中根据C、Cl元素守恒可知缺少CO，应为：c(HClO)＋c(ClO－)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)；D选项中的电荷守恒中关系式缺少CO，应为：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO)＋c(ClO－)＋c(OH－)＋2c(CO)。 答案：A 扫描与矫正 【正误判断】(正确的打“√”，错误的打“×”)（每个判断2分，共40分） （ ）1．25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH(2013·重庆，2B) （ ）2．稀醋酸加水稀释，醋酸的电离程度增大，溶液的pH减小(2012·重庆，10B) （ ）3．中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等 (2012·福建，10C) （ ）4．CH3COOH溶液