电离平衡常数及相关计算高考化学专题.docx
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电离平衡常数及相关计算高考化学专题
考点43电离平衡常数及相关计算
1．表达式
（1）对于一元弱酸HA：
HAH++A-，电离常数K=（cH）（cA）。
（cHA）
（2）对于一元弱碱BOH：
BOHB++OH-，电离常数K=（cB）（cOH）。
（cBOH）
（cH）（cHCO3
（3）对于二元弱酸，如H2CO3：
H2CO3H++HCO3，K1=3
23：
2331（cH2CO3）
HCO3H++CO32，K2=（cH（c）HC（cOC3O）3）；且K1>K2。
K1?
K2⋯⋯，所以其酸性主要决定于第
3．特点：
多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是步电离。
4．影响因素
5．电离常数的三大应用
（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，碱性（或酸性）越弱。
6．电离平衡常数相关计算（以弱酸HX为例）
（1）已知c（HX）和c（H+），求电离常数
HXH++X-
起始（mol·L-1）：
c（HX）00
2
则：
K=（cH）（cX）=c（2H）。
（cHX）（cHX）-（cH）
由于弱酸只有极少一部分电离，c（H+）的数值很小，可做近似处理：
c（HX）-c（H+）≈c（HX），则K=c（H），代入数值求解即可。
（cHX）
（2）已知c（HX）和电离常数，求c（H+）
HX
H+
+X-
起始：
c（HX）
0
0
平衡：
c（HX）-c（H+）
c（H+）
c（H+）
2
则：
K=（cH）（cX）=c（2H）。
（cHX）（cHX）-（cH）
由于K值很小，c（H+）的数值很小，可做近似处理：
c（HX）-c（H+）≈c（HX），则：
c（H+）=K（cHX），代入数值求解即可。
考向一电离平衡常数的影响因素及应用
典例1相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是
酸
HX
HY
HZ
电离平衡常数
9×10-7
9×10-6
1×10-2
A．从电离平衡常数可以判断，HX和HY属于弱酸，HZ属于强酸
B．三种酸的强弱关系：
HX>HY>HZ
C．反应X-+HZ===Z-+HX能够发生
D．相同温度下，0.1mol/LHY溶液的电离平衡常数大于0.01mol/LHY溶液的电离平衡常数【解析】相同温度下，电离平衡常数可衡量酸的强弱，电离平衡常数越小酸越弱，强酸完全电离，结
合强酸能制取弱酸原理分析解答。
A．由表中数据可知，HZ不能完全电离，HZ也是弱酸，A项错误；B．相同温度下，电离平衡常数越小酸越弱，由表中数据可知，三种酸的强弱关系是：
HZ>HY>HX，B项错误；C．由表中数据知酸的强弱关系：
HZ>HX，根据“较强酸制较弱酸”规律，HZ能制取HX，该反应能够发生，C项正确；D．电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，所以相同温度下，0.1mol/LHY溶液的电离平衡常数与0.01mol/LHY溶液的电离平衡常数相同，D项错误；答案选C。
【答案】C
1．已知下面三个数据：
7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：
1NaCN+HNO2HCN+NaNO2，
2NaCN+HFHCN+NaF，
3NaNO2+HFHNO2+NaF。
由此可判断下列叙述中，不正确的是A．HF的电离平衡常数为7.2×10-4B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
（1）判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强。
（2）判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸性）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。
（4）判断微粒浓度比值的变化弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离
平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如：
0.1mol/LCH3COOH
cCH3COOcCH3COOcHK
溶液中加水稀释，3=3=，酸溶液加水稀释，c（H+）减小，K值不cCH3COOHcCH3COOHcHcH
变，则cCH3COO增大。
cCH3COOH
考向二电离平衡常数的有关计算
典例1
（1）已知25℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。
若氨水的浓
度为2.0mol·L－1，溶液中的c（OH－）＝molL·－1。
将SO2通入该氨水中，当c（OH－）降至
1.0×10－7molL·－1时，溶液中的c（SO23－）/c（HSO3－）＝。
（2）H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数（平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数）与pH
的关系如图所示。
－c（H+）c（SO32）c（SO32）Ka2－
解得x＝6.0×10－3。
根据H2SO3的Ka2＝c（Hc（H）ScO（S3O）3），则cc（（HSOSO33））＝c（KHa2+），当c（OH－）降至1.0×10
+
2）Ka1＝c（Hc（）H3c（AHsO2A4s）O4），K仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH＝2.2时计算，此时
c（H2AsO4－）＝c（H3AsO4），则Ka1＝c（H＋）＝10－2.2，pKa1＝2.2。
答案】
（1）6.0×10－30.62
2）2.2
2．已知25℃时弱电解质电离平衡常数：
Ka（CH3COOH）=1.8×10-5，Ka（HSCN）=0.13。
（1）将20mL、0.10mol·L-1CH3COOH溶液和20mL、0.10mol·L-1的HSCN溶液分别与0.10mol·L-1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积（V）与时间（t）的关系如图。
反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因；反
应结束后所得溶液中c（SCN-）c（CH3COO-）（填“>”“或=“”<”。
）
2）2.0×10-3molL·-1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH（忽略调节时体积变化），测得平衡体系中c（F-）、
c（HF）与溶液pH的关系如图。
则25℃时，HF电离平衡常数为Ka（HF）=（列式求值）。
1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是
A．因为电离过程是吸热过程，所以温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越小
B．弱电解质的电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有关
C．对于不同的弱酸，电离平衡常数越大，酸性一定越强，可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相
对强弱
D．弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法2．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是
化学式
电离常数
HClO
K＝3×10－8
H2CO3
K1＝4×10－7K2＝6×10－11
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溶液中通少量CO2：
CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D．向NaClO溶液中通过量CO2：
CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
cCH3COOcH
3．已知25℃时，醋酸中存在下述关系：
K=3=1.75×10-5，其中K是该温度下
cCH3COOH
CH3COOH的电离平衡常数。
下列说法正确的是
A．向该溶液中加入一定量的硫酸，K增大
B．升高温度，K增大
C．向醋酸中加入少量水，K增大
D．向醋酸中加入少量氢氧化钠溶液，K增大
4．已知相同温度下，三种酸的电离平衡常数的大小关系为Ka（HX）>Ka（HY）>Ka（HZ），则物质的量浓度相同
的三种盐NaX、NaY和NaZ溶液的pH由大到小的顺序是
A．NaX>NaY>NaZB．NaX>NaZ>NaY
C．NaY>NaZ>NaXD．NaZ>NaY>NaX
5．已知室温时，0.1molL·－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7
D．由HA电离出的c（H）约为由水电离出的c（H）的106倍
6．已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是
酸
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离平衡常数
Ka＝1.75×10－5
Ka＝2.98×10－8
Ka1＝4.30×10－7
Ka2＝5.61×10－11
－2
Ka1＝1.54×10－2
Ka2＝1.02×10－7
A．25℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3
B．将0.1molL·－1的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小
C．少量SO2通入Ca（ClO）2溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO
－2
D．少量SO2通入CH3COONa溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋2CH3COO－===SO32＋2CH3COOH
7．酸在溶剂中的电离实质是酸中的H＋转移给溶剂分子，如HCl＋H2O===H3O＋＋Cl－。
已知H2SO4和HNO3在冰醋酸中的电离平衡常数分别为Kal（H2SO4）＝6.3×10－9，Kal（HNO3）＝4.2×10－10。
下列说法正确的是
A．H2SO4在冰醋酸中的电离方程式为H2SO4＋2CH3COOH===SO42－＋2CH3COOH2＋B．H2SO4在冰醋酸溶液中：
c（CH3COOH2＋）＝c（HSO4－）＋2c（SO42－）＋c（CH3COO－）
C．浓度均为0.1molL·－1的H2SO4或HNO3的冰醋酸溶液：
pH（H2SO4）>pH（HNO3）
cCH3COOH2＋
D．向HNO3的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，cHNO3的值减小
8．常温下，用0.1molL·-1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1molL-·1的NaOH溶液，当滴加VmLCH3COOH
溶液时，混合溶液的pH=7。
已知CH3COOH的电离平衡常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，下列
关系式正确是
9．25℃时，电离平衡常数：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.8×10－5
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
3.0×10－8
回答下列问题：
1）下列四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是（填标号）。
（2）下列反应不能发生的是。
A．CO23－＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2OB．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO
C．CO32－＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－
D．2ClO－＋CO2＋H2O===CO23－＋2HClO
3）用蒸馏水稀释0.10mol·L－1的醋酸，则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是
c（CH3COOH）c（CH3COO）
A．c（H＋）B．c（CH3COOH）
c（H＋）c（H＋）
C．KwD．c（OH－）
（4）体积为10mL、pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程pH变化如图，
则HX的电离平衡常数（填“大于”小“于”或“等于”，下同）醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX
溶液中水电离出来的c（H＋）醋酸溶液中水电离出来的c（H＋）。
10．已知:
酸
H2C2O4
HF
H2CO3
H3BO3
电离平衡常数
Ka
Ka1=5.9×10-2
Ka2=6.4×10-5
未知
Ka1=4.2×10-7
Ka2=5.6×10-11
5.8×10-10
1）为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
1甲同学取一定体积的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体观察到的现象是，则证明HF为弱酸。
2乙同学取10mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1000mL。
再测其pH为b，若要认为HF为弱酸，则a、b应满足的关系是b<（用含a的代数式表示）。
3丙同学用pH试纸测得室温下0.10mol·L-1的HF溶液的pH为2，则测定HF为弱酸，由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为。
（2）25℃时，调节2.0×10-3mol·L-1氢氟酸水溶液的pH（忽略体积变化），得到c（HF）、c（F-）与溶液pH的变化关系如图所示。
请结合图中信息回答下列问题:
HF电离平衡常数的表达式:
Ka=。
室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4时，c（F-）∶
45
1．［2019天津］某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0104和1.7105。
将pH和体积均
相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。
下列叙述正确的是
A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的电离程度：
b点＞c点
cHAcOH
C．从c点到d点，溶液中保持不变（其中HA、A分别代表相应的酸和酸根离子）
cA
D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中nNa相同
2．［2015海南］下列曲线中，可以描述乙酸（甲，Ka=1.8×10-5）和一氯乙酸（乙，Ka=1.4×10-3）在水中的电
离度与浓度关系的是
变式拓展
1．【答案】B
【解析】该题中涉及三个反应，由题中三个化学反应方程式（强酸制弱酸）可以得出：
HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。
酸性越强，电离平衡常数越大，据此将三个K值与酸对应起来，A正确，B不正确；反应①说明HNO2>HCN，反应③说明HF>HNO2，C、D正确。
2．【答案】
（1）Ka（HSCN）>Ka（CH3COOH），溶液中c（H+）：
HSCN>CH3COOH，c（H+）大反应速率快>
【解析】
（1）电离平衡常数大的电离出的离子浓度大，反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不
同的原因是Ka（HSCN）>Ka（CH3COOH），溶液中c（H+）：
HSCN>CH3COOH，c（H+）大，反应速率快。
因酸性HSCN>CH3COOH，故CH3COO-水解程度大于SCN-，故c（SCN-）>c（CH3COO-）。
cHcF11041.6103
2）电离平衡常数Ka（HF）=cHcHFcF=1104.011.06410=4×10-4。
考点冲关
1．【答案】D
【解析】A、电离过程是吸热过程，升高温度，促进弱电解质的电离，电离平衡常数增大，故A错误；
B、电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，电离平衡常数与化学平衡常数类似，弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，故B错误；C、电离平衡常数只受温度的影响，应是同一温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，因此可以通过同温下的电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱，故C错误；D、弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法，同温下，电离平衡常数越大，弱电解质电离程度越大，故D正确。
2．【答案】B
【解析】根据电离常数数值可知，酸性H2CO3>HClO>HCO3－。
向Na2CO3溶液中加少量氯水，不能生
成CO2，而是生成HCO3－。
3．【答案】B
【解析】同一弱电解质的电离平衡常数，只受温度的影响，升高温度，电离平衡常数增大。
4．【答案】D
pH越小，
解析】酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，相应的钠盐越不容易水解，溶液的碱性越弱，
故三种盐溶液的pH由大到小的顺序是NaZ＞NaY＞NaX。
5．【答案】B
【解析】根据HA在水中的电离度可算出c（H）＝0.1%×0.1mol·L1＝104mol·L1，所以pH＝4，A正
确；因HA在水中存在电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c（H＋）将增大，pH会减
+2
小，B错误；可由电离平衡常数表达式算出Ka＝c（A）c（H）≈（0.10.1%）＝1×10－7，C正确；溶液中
c（HA）0.1
c（H＋）≈c酸（H＋）＝10－4mol·L－1，所以c水（H＋）＝c（OH－）＝10－10mol·L－1，c酸（H＋）约是c水（H＋）的106倍，D正确。
6．【答案】A【解析】根据表中数据可知，酸性：
亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。
A项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，溶液中氢氧根离子浓度越大，pH越大，水解程度：
CH3COO－＜SO32＜ClO－＜CO32，所以碱性最强的是Na2CO3，正确；B项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小，由于Kw不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C项，少量SO2通入Ca（ClO）2溶液中，反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子，生成CaSO4，错误；D项，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反应生成醋酸和亚硫酸氢根离子，反应的离子方程式为SO2＋H2O＋CH3COO－===HSO3＋CH3COOH，错误。
7．【答案】B
【解析】由于Kal（H2SO4）＝6.3×10－9，则H2SO4在冰醋酸中部分电离，电离方程式为H2SO4＋
CH3COOHHSO4－＋CH3COOH2＋，A错误；H2SO4在冰醋酸溶液中存在质子守恒关系：
c（CH3COOH2＋）
＝c（HCO4－）＋2c（SO42－）＋c（CH3COO－），B正确；H2SO4、HNO3在冰醋酸溶液中电离平衡常数越大，pH
越小，则有pH（H2SO4）＜pH（HNO3），C错误；向HNO3的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，溶液体积增大，c（NO3－）cNO3－·cCH3COOH2＋cCH3COOH2＋
减小，电离平衡常数为Kal（HNO3）＝cHNO3，温度不变，则Kal（HNO3）不变，故cHNO3
的值增大，D错误。
8．【答案】A
【解析】当滴加VmLCH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7，此时氢离子和氢氧根离子浓度相等，都是
10-7mol·L-1，根据电荷守恒，钠离子浓度等于醋酸根离子浓度，c（Na+）=mol·L-1，CH3COOH
0.001（V20）
>HClO>HCO3，酸根离子对应的酸的酸性越强，酸根离子结合氢离子的能力越弱，则四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是CO23－>ClO－>HCO3－>CH3COO－，即a>b>d>c。
（2）由
（1）分析可知酸性：
CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3－，根据强酸制弱酸原则判断。
CO32－＋
2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O：
H2CO3的酸性小于CH3COOH，所以CH3COOH能够制取H2CO3，该反应能够发生，故A不符合题意；ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO：
CH3COOH的酸性大于HClO，CH3COOH能够制取HClO，该反应能够发生，故B不符合题意；CO32－＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－：
HClO的酸性小于H2CO3，该反应无法发生，故C符合题意；2ClO－＋CO2＋
H2O===CO23－＋2HClO：
由于酸性：
H2CO3>HClO>HCO3－，则H2CO3与ClO－反应只能生成HCO3－，不会生成CO23－，该反应不能发生，故D符合题意。
c（CH3COOH）
（3）加水稀释醋酸促进醋酸电离，H＋物质的量增大，醋酸分子的物质的量减小，所以c（H＋）的比
值减小，故A错误；加水稀释醋酸促进醋酸电离，CH3COO－物质的量增大，醋酸分子的物质的量减
c（CH3COO－）
小，则c（CH3COOH）的比值增大，故B正确；加水稀释促进醋酸电离，但H浓度减小，温度不变，水的c（H＋）＋
离子积常数不变，所以Kw的比值减小，故C错误；加水稀释醋酸促进醋酸电离，H＋浓度减小，温度
－c（H＋）
不变，水的离子积常数不变，则OH－浓度增大，c（OH－）的比值减小，故D错误。
（4）加水稀释促进弱酸电离，pH相同的不同酸稀释相同的倍数，pH变化大的酸酸性强，变化小的酸酸性弱；酸或碱抑制水电离，酸中H＋或碱中OH－浓度越大其抑制水电离程度越大，根据图知，pH相同的
醋酸和HX稀释相同的倍数，HX的pH变化大，则HX的酸性大于醋酸，所以HX的电离平衡常数大于醋酸，稀释后醋酸中H＋浓度大于HX，所以醋酸抑制水
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