化学自习室移动版

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^－、A^2－的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知]。

下列叙述错误的是

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^－、A^2－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(A^2－)；pH=4.2时，c(A^2－)=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(A^2－)=c(HA^－)，根据第二步电离HA^－H^＋＋A^2－，得出：K₂(H₂A)=c(H^＋)×c(A^2－)/c(HA^－)= c(H^＋)=10^－4.2，故B说法正确；C、根据图像，pH=2.7时，H₂A和A^2－相交，则有c(H₂A)=c(A^2－)，故C说法正确；D、根据pH=4.2时，c(HA^－)=c(A^2－)，且物质的量分数约为0.48，而c(H^＋)=10^－4.2，可知c(HA^－)=c(A^2－)＞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:

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：B^2－＋2HA==2A^－＋H₂B

D. NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为：c(Na^＋)＞ c(HB^－)＞ c(B^2－)＞ 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^－＜B^2－，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÷K_h=K_w，K_a=1.7×10^－6，所以K_a＞K_h，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：B^2－＋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(B^2－)＞ 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：

则下列反应可能发生的是( )