化学自习室移动版

首页>化学反应原理>电离水解溶解平衡>方法与规律j>

电离平衡常数的解题技巧

电离平衡常数是高考中一个重要的必考考点,常考查电离平衡常数的计算、弱酸的相对强弱、离子浓度离子大小的比较、离子方程式的书写等,大多结合图像进行分析。解决此类问题的关键是,掌握电离常数的概念及基本的计算方法,利用平衡移动原理,认真分析图像的变化趋势,结合电荷守恒、物料守恒进行判断。

一.电离平衡常数的计算

利用图像求电离平衡常数,一定要看清楚图像中纵、横坐标表示的含义,图中曲线起点、转折点、交叉点、与纵横坐标的的含义。

案例1改变0.1mol/L 二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中的H2A、HA、A2-的物质的量分数电离平衡常数的解题技巧随pH的变化如图所示[已知电离平衡常数的解题技巧]。

下列叙述错误的是

电离平衡常数的解题技巧

电离平衡常数的解题技巧

分析:该题是一道0.1mol/L 二元弱酸H2A电离平衡试题,纵坐标代表的是溶液中的H2A、HA、A2-的物质的量分数,横坐标表示的是pH,图中有三个交点:pH =1.2,c(H2A)=c(HA);pH =2.7,c(H2A)=c(A2-);pH=4.2时,c(A2-)=c(HA)。

解析:A、根据图像,pH=1.2时,H2A和HA相交,则有c(H2A)=c(HA),故A说法正确;B、pH=4.2时,c(A2-)=c(HA),根据第二步电离HA电离平衡常数的解题技巧H+A2-,得出:K2(H2A)=c(Hc(A2-)/c(HA)= c(H)=10-4.2,故B说法正确;C、根据图像,pH=2.7时,H2A和A2-相交,则有c(H2A)=c(A2-),故C说法正确;D、根据pH=4.2时,c(HA)=c(A2-),且物质的量分数约为0.48,而c(H)=10-4.2,可知c(HA)=c(A2-)>c(H),故D说法错误。

二.判断弱酸或弱碱或其盐溶液酸碱性强弱

根据电离平衡常数可以判断弱酸的相对强弱,从而可以判断出其对应盐的pH大小关系。

案例2已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:

弱酸化学式

HA

H2B

电离平衡常数(25℃)

Ka=1.7×10-6

K1=1.3×10-3 K2=5.6×10-8

则下列有关说法正确的是

A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为:pH(Na2B)>pH(NaHB)>pH(NaA)

B.将a mol·L-1的HA溶液与a mol·L-1的NaA溶液等体积混合,混合液中:c(Na)>c(A)

C.向Na2B溶液中加入足量的Ha溶液发生反应的离子方程式为:B2-+2HA==2A+H2B

D. NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为:c(Na)> c(HB)> c(B2-)> c(H2B)

分析:根据电离常数可判断出酸性:H2B>HA>HB,再根据越弱越水解,则可判断出对应盐溶液的pH(Na2B)>pH(NaA)>pH(NaHB)。

解析:A.由于酸性H2B>HA>HB,使得水解程度HB<A<B2-,所以等物质的量浓度的各溶液pH关系为:pH(Na2B)>pH(NaA)>pH(NaHB),故A错误;B.因为K÷Kh=KwKa=1.7×10-6,所以KaKh,将a mol·L-1的HA溶液与a mol·L-1的NaA溶液等体积混合,HA的电离程度大于NaA的水解程度,混合液中:c(A)> c(Na),故B错误;C.向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为:B2-+HA==A+HB,故C错误;D.由于K1=1.3×10-3,NaHB的电离程度大于其水解程度,所以c(Na)> c(HB)> c(B2-)> c(H2B),故D正确。故选D。

三.书写化学方程式

由电离常数判断出弱酸的酸性强弱,根据强酸制弱酸的原理,可以写出两种酸发生反应的化学方程式。

案例3H2CO3和H2S在25℃时的电离常数如下:

电离常数

K1

K2

H2CO3

4.2×10-7

5.6×10-11

H2S

5.7×10-8

1.2×10-15

则下列反应可能发生的是( )

A. NaHCO3+NaHS=Na2CO3+H2

B. Na2S+H2O+CO2=NaHS+NaHCO3

C. H2S+2Na2CO3=Na2S+2NaHCO3

D. H2S+NaHCO3=NaHS+H2CO3

分析:由电离平衡常数可判断出弱酸的相对强弱为:H2CO3>H2S>HCO3>HS,再根据强酸制弱酸,则可写出反应的化学方程式。

解析:根据25℃时碳酸与氢硫酸的电离常数可知,两种酸都是弱酸,电离平衡常数越大,酸性越强,所以酸性H2CO3>H2S>HCO3>HS。A项,因为酸性H2S>HCO3,所以违背强酸制弱酸原理,故A错误;B项,酸性H2S>HCO3>HS,所以H2O、CO2与Na2S反应生成NaHCO3,故B正确;C项,因为酸性H2S>HCO3>HS,所以H2S与Na2CO3反应能生成NaHS和NaHCO3,故C错误;D项,因为酸性H2CO3>H2S,所以不能由H2S和NaHCO3生成H2CO3,故D错误。综上,选B。

四.判断溶液中离子浓度的大小关系

电离平衡常数表示弱酸的相对强弱,由弱酸生成的盐就会发生水解,由越弱越水解的原理,可以判断盐溶液中离子离子浓度大小关系。

案例4表是25℃时某些弱酸的电离平衡常数,下列说法正确的是( )

化学式

CH3COOH

HClO

H2CO3

Ka

1.8×10﹣5

3.0×10﹣8

Ka1=4.1×10﹣7 Ka2=5.6×10﹣11

A.相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是:

c(Na)>c(ClO﹣)>c(CH3COO﹣)>c(OH﹣)>c(H)

B.向0.1mol·L﹣1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH=5,此时:

c(CH3COOH):c(CH3COO﹣)=9:5

C.少量碳酸氢钠固体加入到新制的氯水中,c(HClO)增大

D.等体积等物质的量浓度的CH3COONa(aq)与NaClO(aq)中离子总数大小:n(前)<n(后)

分析:由电离平衡常数可判断出弱酸的酸性强弱:CH3COOH> H2CO3> HClO>HCO3,根据越弱越水解,水解程度大小为:CO32>ClO>HCO3>CH3COO,即可判断盐溶液中离子浓度大小顺序。

解析:A.醋酸的电离常数大于次氯酸,所以醋酸钠的水解程度小于次氯酸钠,醋酸钠和次氯酸钠都是强碱弱酸盐,其混合溶液呈碱性,所以相同物质的量浓度的CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是:c(Na)>c(CH3COO)>c(ClO)>c(OH)>c(H),故A错误;B.CH3COOH的电离常数为1.8×10-5,向0.1mol•L-1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH=5,则电离平衡常数的解题技巧=1.8×10-5c(CH3COOH):c(CH3COO)=10-5:1.8×10-5=5:9,故B错误;C.氯水中存在Cl2+H2O⇌H+Cl+HClO,少量碳酸氢钠固体加入到新制的氯水中,碳酸氢钠只与盐酸反应,则平衡正向移动,c(HClO)增大,故C正确;D.HClO酸性较弱,NaClO水解程度较大,根据电荷守恒:c(Na)+c(H)=c(OH)+c(CH3COO)、c(Na)+c(H)=c(OH)+c(ClO),由于NaClO水解程度较大,溶液中氢离子浓度较小,且两溶液钠离子浓度相等,所以CH3COONa溶液中离子总数大于NaClO溶液,即n(前)>n(后),故D错误;故选C。

总结:涉及电离平衡常数的题目必须先根据电离常数判断出酸的相对强弱,把酸的相对强弱由强到弱的顺序排好,然后按照题目要求进行回答,遇到图像要看清楚图像代表的含义,关键的点表达的意义要清晰。

(责任编辑:化学自习室)
说点什么吧
  • 全部评论(0
    还没有评论,快来抢沙发吧!