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第2課時　電離平衡常數　強酸與弱酸比較
[核心素養發展目標]　1.了解電離平衡常數的含義，能利用電離平衡常數進行相關計算。2.利用電離平衡常數相對大小關系，建立判斷弱電解質相對強弱和“強酸制弱酸”的思維模型。
一、電離平衡常數
1．電離平衡常數
概念 溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數
表示方法 對于AB??A＋＋B－，Ka或Kb＝(酸用Ka，堿用Kb)
影響因素 ①同一溫度下，不同弱電解質的電離常數取決于弱電解質的性質； ②對于同一弱電解質的稀溶液來說，電離常數只與溫度有關
2.多元弱酸的電離平衡常數
(1)多元弱酸每一步電離都有電離平衡常數，例如H2CO3電離常數表達式(25 ℃時)：
①H2CO3??H＋＋HCO
Ka1＝＝4.5×10－7；
②HCO??H＋＋CO
Ka2＝＝4.7×10－11。
(2)多元弱酸各步電離常數的大小比較：Ka1>Ka2>Ka3……當Ka1 Ka2時，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
(1)改變條件，電離平衡正向移動，電離平衡常數一定增大(　　)
(2)同一弱電解質，濃度大的電離平衡常數大(　　)
(3)H2CO3的電離常數表達式為Ka＝(　　)
(4)電離常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H＋)大(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×
1．已知25 ℃時Ka(HCOOH)＝1.8×10－4,0 ℃時，Ka(HCOOH)________1.8×10－4(填“>”“<”或“＝”)。
答案　<
2．如何從定量的角度判斷醋酸溶液中加水稀釋一倍后，電離平衡移動的方向？
答案　Ka＝，稀釋一倍后，假設平衡不移動，則Q＝＝Ka，Q3．在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.20 mol·L－1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10－3 mol·L－1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數Kb。
答案　NH3·H2O的電離方程式及有關粒子的濃度如下：
NH3·H2O　??　NH　＋　OH－
起始/(mol·L－1)　　　0.20　　　　　　0　　　　0
變化/(mol·L－1)　　　1.7×10－3　　　1.7×10－3　1.7×10－3
平衡/(mol·L－1)　　0.20－1.7×10－3　1.7×10－3　1.7×10－3
c(NH3·H2O)＝(0.20－1.7×10－3)mol·L－1≈0.20 mol·L－1
Kb＝＝≈1.4×10－5。
4．已知25 ℃時，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，計算0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液達到電離平衡時c(H＋)的濃度。
答案　設濃度為0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中醋酸電離達到平衡時 H＋ 的濃度為x mol·L－1，則有
CH3COOH??H＋＋CH3COO－
初始/(mol·L－1)　　　0.10　　　　0　　　0
平衡/(mol·L－1)　　　0.10－x　　　x　　　x
當Ka數值很小時，x的數值很小，可作近似處理：
0．10－x≈0.10，所以Ka＝，則x＝＝≈1.3×10－3，即c(H＋)＝1.3×10－3 mol·L－1。
有關電離平衡常數的計算模
HX　　??　　H＋　＋　X－
起始　　　　　c(HX)　　　　　0　　　0
平衡　　　　　c(HX)－c(H＋)　c(H＋)　　c(X－)
則K＝≈。
當弱電解質電離程度很小時，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝；c(H＋)＝。
二、電離平衡常數的應用
1．電離平衡常數K的意義
K的大小表征了弱電解質的相對強弱。
2．電離平衡常數的應用
(1)根據電離常數判斷弱酸(堿)的強弱
相同溫度下，弱酸的Ka越大，電離程度越大，酸性越強；弱堿的Kb越大，電離程度越大，堿性越強。
(2)根據強酸制弱酸比較電離常數實驗3-2
操作 向盛有2 mL 1 mol·L－1醋酸的試管中滴加1 mol·L－1 Na2CO3溶液
現象 試管中產生氣泡
原理 離子方程式為CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O
結論 Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)(填“>”“<”或“＝”)
1．已知：25 ℃時，下列四種弱酸的電離常數：
CH3COOH HCOOH HClO H2CO3
電離常數 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
(1)試比較相同濃度的CH3COOH、HCOOH、HClO、H2CO3溶液的酸性強弱。
提示　電離常數越大，酸性越強，故酸性：HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO。
(2)向CH3COOH溶液中加入一定量的鹽酸時，CH3COOH的電離平衡向哪個方向移動？__________________。CH3COOH的電離常數________(填“變大”“變小”或“不變”)，理由是________________________________________________________________________。
答案　逆向移動　不變　電離常數只與溫度有關
(3)由表格中的數據判斷下列離子方程式不正確的是________(填字母)。
a．2ClO－＋H2O＋CO2===2HClO＋CO
b．HCOOH＋CO===HCOO－＋HCO
c．HCOOH＋CH3COO－===HCOO－＋CH3COOH
d．Cl2＋H2O＋2CO===2HCO＋Cl－＋ClO－
答案　a
解析　a項，次氯酸的電離程度大于碳酸氫根離子，則溶液中次氯酸根離子與二氧化碳反應生成次氯酸和碳酸氫根離子。
(4)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的離子方程式：___________
____________________________________________________________________________。
答案　ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO
2．已知下面三個數據6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分別是下列有關的三種酸的電離常數(25 ℃)，若已知下列反應可以發生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
(1)三種酸的強弱順序是__________________。
(2)HF的電離常數Ka(HF)＝____________。
(3)HCN的電離常數Ka(HCN)＝____________________。
答案　(1)HF>HNO2>HCN　(2)6.3×10－4
(3)6.2×10－10
3．在一定溫度下，加水逐漸稀釋1 mol·L－1氨水的過程中，隨著水量的增加，請說明溶液中下列含量的變化：
(1)n(OH－)____(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。
(2)______。
(3)________。
答案　(1)增大　(2)增大　(3)不變
解析　加水稀釋，c(NH)減小，＝逐漸增大；電離平衡常數Kb＝只與溫度有關，所以加水稀釋時不變。
三、強酸與弱酸的比較
1．實驗探究強酸、弱酸與活潑金屬反應的特點
向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol·L－1鹽酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示：
由上述圖像分析兩種反應的反應速率的變化情況
宏觀辨識 微觀探析
反應初期 鹽酸的反應速率比醋酸大 鹽酸是強酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋)較大，因而反應速率較大
反應過程中 鹽酸的反應速率始終比醋酸大，鹽酸的反應速率減小明顯，醋酸的反應速率減小不明顯 醋酸中存在電離平衡，隨反應的進行，電離平衡正向移動，消耗的氫離子能及時電離補充，所以一段時間內速率變化不明顯
最終 二者產生氫氣的量基本相等，速率幾乎都變為零 鎂條稍微過量，兩種酸的物質的量相同，隨醋酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎消耗完全，最終二者與鎂條反應的氫離子的物質的量幾乎相同，因而產生的H2的量幾乎相同。 兩種酸都幾乎消耗完全，反應停止，因而反應速率幾乎都變為0
2.一元強酸和一元弱酸的比較
(1)相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸 大 強 相同 相同 大
一元弱酸 小 弱 小
(2)相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 大 多
1．(2023·寶雞高二測試)下列關于鹽酸與醋酸的稀溶液的說法正確的是(　　)
A．相同物質的量濃度的兩溶液中c(H＋)相同
B．100 mL 0.1 mol·L－1的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉
C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的兩溶液稀釋100倍，c(H＋)均為10－5 mol·L－1
D．向兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽固體，鹽酸中c(H＋)不變，醋酸中c(H＋)增大
答案　B
解析　相同物質的量濃度的兩溶液，CH3COOH部分電離，醋酸中c(H＋)比鹽酸中的小，故A錯誤；100 mL 0.1 mol·L－1的兩溶液中HCl和CH3COOH的物質的量相同，所以能中和等物質的量的氫氧化鈉，故B正確；醋酸稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋后醋酸中c(H＋)不等于10－5 mol·L－1，故C錯誤；醋酸中加入醋酸鈉固體，由于c(CH3COO－)增大，CH3COOH的電離平衡逆向移動，c(H＋)減小，而鹽酸中加入氯化鈉固體，對溶液中c(H＋)無影響，故D錯誤。
2．常溫條件下，H2A(酸)：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝2.1×10－12 ; H2B(酸)：Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝6.3×10－13。在濃度相同的兩種溶液中，用“>”“<”或“＝”填空。
(1)H＋的濃度：H2A________________H2B。
(2)酸根離子的濃度：c(A2－)______c(B2－)。
(3)酸分子的濃度：c(H2A)__________c(H2B)。
(4)溶液的導電能力：H2A__________H2B。
答案　(1)>　(2)>　(3)<　(4)>
3．在a、b兩支試管中分別裝入形態相同、質量相等的鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：
(1)a、b兩支試管中的現象：
相同點是_________________________________________，
不同點是________________________________________，
原因是___________________________________________。
(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時V(a)__________(填“>”“<”或“＝”，下同)V(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)__________V(b)，原因是___________________
_____________________________________________________________________________。
(3)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)__________(填“>”“<”或“＝”，下同)v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)__________V(b)，原因是_______________________________________
____________________________________________________________________________。
答案　(1)都產生無色氣泡，鋅粒逐漸溶解　a中起始反應速率較大　HCl是強酸，CH3COOH是弱酸，鹽酸中c(H＋)大　(2)>　＝　反應開始時，鹽酸中c(H＋)較大，但二者最終能電離出的H＋的總物質的量相等　(3)＝　<　開始時c(H＋)相同，所以速率相等，CH3COOH是弱電解質，最終電離出的H＋的總物質的量大
(選擇題1～13題，每小題5分，共65分)
題組一　電離常數的含義
1．下列關于電離平衡常數(K)的說法中正確的是(　　)
A．電離平衡常數(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱
B．電離平衡常數(K)與溫度無關
C．相同溫度下，不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同
D．多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為Ka1答案　A
解析　相同條件下K越大，弱電解質的電離程度越大，所以相同條件下，電離平衡常數越小，表示弱電解質的電離能力越弱，A正確；電離平衡常數(K)是溫度的函數，隨溫度的變化而變化，不隨濃度的變化而變化，B、C錯誤；多元弱酸分步電離，電離程度依次減小，所以多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為Ka1>Ka2>Ka3，D錯誤。
2．常溫下，向氨水中加水稀釋的過程中，NH3·H2O的電離平衡常數、電離度、溶液導電性的變化正確的是(　　)
A．增大、增大、減小 B．不變、增大、減小
C．不變、減小、減小 D．減小、減小、增大
答案　B
解析　向氨水中加水稀釋的過程中，溫度不變，則NH3·H2O的電離平衡常數不變；氨水越稀越電離，則電離度增大；但溶液總體積增大，微粒濃度減小，故溶液導電性減小。
3．下列關于電離常數的說法正確的是(　　)
A．電離常數隨著弱電解質濃度的增大而增大
B．CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝
C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數減小
D．電離常數只與溫度有關，與濃度無關
答案　D
解析　CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝，B項錯誤；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，雖然平衡向左移動，但溫度不變，電離常數不變，C項錯誤。
題組二　電離常數的應用
4．(2023·哈爾濱三中高二月考)常溫下，三種一元酸的電離平衡常數如下表，下列說法正確的是(　　)
酸 HCN CH3COOH H3PO2
電離常數 6.2×10－10 1.75×10－5 5.9×10－2
A.三種酸的酸性強弱：HCN>CH3COOH>H3PO2
B．反應H3PO2＋CH3COO－===CH3COOH＋H2PO能夠發生
C．由電離常數可以判斷，H3PO2屬于強酸，HCN和CH3COOH屬于弱酸
D．等物質的量濃度、等體積的三種酸溶液與足量鋅粉反應，H3PO2產生的H2最多
答案　B
解析　相同溫度下，一元弱酸的電離平衡常數越大其酸性越強，根據表格中的信息可知酸性：H3PO2>CH3COOH>HCN，A錯誤；根據較強酸制較弱酸的規律，反應H3PO2＋CH3COO－===CH3COOH＋H2PO能夠發生，B正確；根據電離常數可判斷三種酸均不能完全電離，均為弱酸，C錯誤；等物質的量濃度、等體積的三種酸溶液，酸的物質的量相等，與足量鋅粉反應，生成等量的H2，D錯誤。
5．在25 ℃時，用蒸餾水稀釋1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，隨溶液的稀釋，下列各項中始終保持增大趨勢的是(　　)
A. B.
C. D．c(OH－)
答案　A
解析　方法一：一水合氨是弱電解質，加水稀釋，一水合氨的電離平衡右移，n(OH－)和n(NH)增大，n(NH3·H2O)減小，但c(OH－)和c(NH)減小。A、B、C各項中，濃度之比等于物質的量之比。方法二：根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
題組三　強酸和弱酸的比較
6．對室溫下c(H＋)相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施后，有關敘述正確的是(　　)
A．加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的c(H＋)均減小
B．使溫度升高20 ℃后，兩溶液的c(H＋)均不變
C．加水稀釋兩倍后，兩溶液的c(H＋)均增大
D．加足量的鋅充分反應后，兩溶液產生的氫氣一樣多
答案　A
解析　加入醋酸鈉，CH3COO－可結合H＋，c(H＋)均降低，A正確；升溫有利于CH3COOH的電離，所以CH3COOH溶液中c(H＋)增大，B錯誤；加水稀釋，兩種溶液的酸性均減弱，C錯誤；兩種溶液中c(H＋)相同，但是CH3COOH溶液中還有未電離的CH3COOH，所以最終醋酸產生的氫氣比鹽酸多，D錯誤。
7．下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離程度和濃度關系的是(　　)
答案　B
解析　根據甲、乙的電離平衡常數可知，這兩種物質都是弱電解質，在溫度不變、濃度相等時，電離程度：乙酸＜一氯乙酸，排除A、C選項；當濃度增大時，物質的電離程度減小，排除D選項。
8.(2023·江西贛州十六縣期中)常溫下，向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，塞緊橡膠塞，用注射器向其中一個錐形瓶中注入2 mL 1 mol·L－1草酸溶液(H2C2O4的Ka1＝5.0×10－2，Ka2＝5.4×10－5)，向另一個錐形瓶中注入2 mL 2 mol·L－1醋酸溶液(CH3COOH的Ka＝1.8×10－5)，分別測得兩個錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．曲線②表示醋酸與鎂條的反應
B．當反應停止時，醋酸產生的氣體比草酸產生的氣體多
C．反應結束，草酸所耗時間比醋酸所耗時間短
D．草酸的電離方程式為H2C2O4??2H＋＋C2O
答案　C
解析　該草酸溶液中c(H＋)大于醋酸溶液；反應開始時草酸溶液中c(H＋)較大，與鎂反應較快，即曲線②表示草酸與鎂條的反應，曲線①表示醋酸與鎂條的反應，A錯誤；n(Mg)＝≈0.002 1 mol，n(H2C2O4)＝0.002 L×1 mol·L－1＝0.002 mol，n(CH3COOH)＝0.002 L×2 mol·L－1＝0.004 mol，則鎂過量，當兩種酸完全反應時，產生的H2一樣多，B錯誤；根據上述分析可知，草酸與鎂反應速率比醋酸快，則反應結束時草酸所耗時間比醋酸所耗時間短，C正確；H2C2O4為二元弱酸，分步電離，其電離方程式為H2C2O4??H＋＋HC2O、HC2O??H＋＋C2O，D錯誤。
9．高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
由表格中的數據判斷下列說法不正確的是(　　)
A．在冰醋酸中這四種酸都沒有全部電離
B．在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中酸性最強的酸
C．在冰醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO4===2H＋＋SO
D．水對這四種酸的強弱沒有區分能力，但冰醋酸可以區分這四種酸的強弱
答案　C
解析　由H2SO4在冰醋酸中的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部電離，故C錯誤。
10．常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數分別為1.75×10－5、1.8×10－4，以下關于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的說法正確的是(　　)
A．c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B．等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOH
C．HCOOH可能與NaOH發生反應：H＋＋OH－===H2O
D．將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變
答案　D
解析　等濃度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性強、電離程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A錯誤；等濃度等體積的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物質的量相等，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積相等，故B錯誤；HCOOH是弱酸，與NaOH發生反應：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C錯誤；＝，將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變，故D正確。
11．相同溫度下，三種酸的電離平衡常數如表所示，下列判斷正確的是(　　)
酸 HX HY HZ
電離平衡常數Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三種酸的強弱關系：HX>HY>HZ
B．反應HZ＋Y－===HY＋Z－不能發生
C．由電離平衡常數可以判斷：HZ屬于強酸，HX和HY屬于弱酸
D．相同溫度下，1 mol·L－1 HX溶液的電離平衡常數等于0.1 mol·L－1 HX溶液的電離平衡常數
答案　D
解析　A項，酸的電離平衡常數越大，酸的電離程度越大，其酸性越強，根據表中數據可知，酸的電離平衡常數：HZ>HY>HX，則酸性強弱：HZ>HY>HX，錯誤；B項，根據強酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發生，錯誤；C項，完全電離的為強酸、部分電離的為弱酸，這三種酸都部分電離，均為弱酸，錯誤；D項，電離平衡常數只與溫度有關，溫度不變，電離平衡常數不變，正確。
12.某溫度下，等體積、c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據圖判斷下列說法正確的是(　　)
A．曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線
B．b點溶液的導電能力比c點溶液的導電能力強
C．取等體積的a點、b點對應的溶液，消耗NaOH的量相同
D．b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度
答案　B
解析　醋酸屬于弱電解質，在稀釋時會電離出H＋，故稀釋相同倍數時醋酸溶液中c(H＋)的變化要比鹽酸中c(H＋)的變化小一些，即曲線 Ⅰ 表示鹽酸的變化曲線，曲線Ⅱ表示醋酸的變化曲線，A項錯誤；溶液的導電能力與溶液中離子的濃度有關，離子濃度：b＞c，故導電能力：b＞c，B項正確；a點、b點表示溶液稀釋相同倍數，溶質的物質的量沒有發生變化，都等于稀釋前的物質的量，稀釋前兩溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH為弱酸，則c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀釋前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C項錯誤；a點酸的總濃度大于b點酸的總濃度，D項錯誤。
13．已知常溫下碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離常數如表所示。
H2CO3 H2SO3 HClO
Ka1＝4.5×10－7 Ka1＝1.4×10－2 Ka＝4.0×10－8
Ka2＝4.7×10－11 Ka2＝6.0×10－8 －
下列說法正確的是(　　)
A．常溫下，相同濃度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更強
B．向Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO
D．向氯水中分別加入等濃度的NaHCO3溶液和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的濃度
答案　B
解析　弱電解質的電離常數越大，電離程度越大，H2SO3的Ka1＝1.4×10－2，而H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，所以常溫下，相同濃度的H2SO3溶液的酸性強于H2CO3溶液的酸性，A項錯誤；由于H2SO3的Ka2小于H2CO3的Ka1，但大于其Ka2，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，反應的離子方程式為2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO，B項正確；由題給信息知Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，所以向NaClO溶液中通入少量CO2，反應的離子方程式為ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO，C項錯誤；HClO不能與NaHCO3溶液反應，但HCl是強酸，能與NaHCO3溶液反應，使c(HCl)減小，促使平衡Cl2＋H2O??HCl＋HClO正向移動，從而可提高HClO的濃度，HClO具有氧化性，NaHSO3具有還原性，二者能夠發生氧化還原反應，所以加入NaHSO3溶液不能提高HClO的濃度，D項錯誤。
14．(12分)已知25 ℃時，測得濃度為0.1 mol·L－1的堿BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)寫出BOH的電離方程式：_________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)BOH的電離平衡常數Kb＝_________________________________________________。
(3)某溫度T ℃時，BOH的電離平衡常數為1×10－7，結合(2)的計算可知T________25。若該堿的起始濃度也為0.1 mol·L－1，則溶液中c(B＋)＝________mol·L－1。
答案　(1)BOH??B＋＋OH－　(2)1×10－5
(3)<　1×10－4
解析　(1)因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c電離(BOH)＝c(B＋)≈c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，則BOH不完全電離，故電離方程式為BOH??B＋＋OH－。
(2)電離平衡時，c平衡(BOH)＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，則電離常數Kb＝≈＝1×10－5。
(3)電離過程是吸熱的，溫度越高電離常數越大，T ℃時BOH的電離平衡常數為1×10－7<1×10－5，則T<25。電離常數Kb＝≈＝1×10－7，則c(B＋)＝1×10－4 mol·L－1。
15.(5分)已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在該溫度下將20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分別與20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，實驗測得產生的氣體體積(V)隨時間(t)變化的曲線如圖。
(1)反應初始階段，兩種溶液產生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是____________
___________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________。
(2)寫出HSCN與NaHCO3反應的離子方程式：__________________________________
__________________________________________________________________________。
答案　(1)Ka(CH3COOH)(2)HSCN＋HCO===SCN－＋CO2↑＋H2O
16．(18分)下表是幾種弱酸常溫下的電離常數：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13
(1)CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四種酸的酸性由強到弱的順序為_______________。
(2)H2CO3的二級電離程度遠小于一級電離的主要原因是___________________________
____________________________________________________________________________
(從電離平衡角度考慮)。
(3)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、S2－結合H＋的能力由強到弱的順序為________________________________________________________________________。
(4)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝5∶9，此時溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。
(5)根據Ka值大小判斷下列反應能否發生：CH3COOH＋H2PO→________(填“能”或“不能”，下同)，H2CO3＋HS－→________。
答案　(1)H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S　(2)第一步電離產生的氫原子對第二步電離起抑制作用　(3)S2－>CO>HCO>CH3COO－　(4)1×10－5　(5)不能　能第2課時　電離平衡常數　強酸與弱酸比較
[核心素養發展目標]　1.了解電離平衡常數的含義，能利用電離平衡常數進行相關計算。2.利用電離平衡常數相對大小關系，建立判斷弱電解質相對強弱和“強酸制弱酸”的思維模型。
一、電離平衡常數
1．電離平衡常數
概念 溶液中弱電解質電離所生成的各種______________，與溶液中____________之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數
表示方法 對于AB??A＋＋B－，Ka或Kb＝____________________________(酸用Ka，堿用Kb)
影響因素 ①同一溫度下，不同弱電解質的電離常數取決于________________； ②對于同一弱電解質的稀溶液來說，電離常數只與________有關
2.多元弱酸的電離平衡常數
(1)多元弱酸每一步電離都有電離平衡常數，例如H2CO3電離常數表達式(25 ℃時)：
①H2CO3??H＋＋HCO
Ka1＝________________＝4.5×10－7；
②HCO??H＋＋CO
Ka2＝________________＝4.7×10－11。
(2)多元弱酸各步電離常數的大小比較：Ka1>Ka2>Ka3……當Ka1____Ka2時，多元弱酸的酸性主要由___________________________________________________________________決定。
(1)改變條件，電離平衡正向移動，電離平衡常數一定增大(　　)
(2)同一弱電解質，濃度大的電離平衡常數大(　　)
(3)H2CO3的電離常數表達式為Ka＝(　　)
(4)電離常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H＋)大(　　)
1．已知25 ℃時Ka(HCOOH)＝1.8×10－4，0 ℃時，Ka(HCOOH)________1.8×10－4(填“>”“<”或“＝”)。
2．如何從定量的角度判斷醋酸溶液中加水稀釋一倍后，電離平衡移動的方向？
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3．在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.20 mol·L－1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10－3 mol·L－1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數Kb。
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
4．已知25 ℃時，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，計算0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液達到電離平衡時c(H＋)的濃度。
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
有關電離平衡常數的計算模板
HX　　??　　H＋　＋　X－
起始　　 c(HX)　　　　 0　　　 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
則K＝≈。
當弱電解質電離程度很小時，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝；c(H＋)＝。
二、電離平衡常數的應用
1．電離平衡常數K的意義
K的大小表征了弱電解質的________。
2．電離平衡常數的應用
(1)根據電離常數判斷弱酸(堿)的強弱
相同溫度下，弱酸的Ka越大，電離程度越____，酸性越____；弱堿的Kb越大，電離程度越____，堿性越____。
(2)根據強酸制弱酸比較電離常數實驗3 2
操作 向盛有2 mL 1 mol·L－1醋酸的試管中滴加1 mol·L－1 Na2CO3溶液
現象
原理 離子方程式為____________________________________________________
結論 Ka(CH3COOH)____Ka1(H2CO3)(填“>”“<”或“＝”)
1．已知：25 ℃時，下列四種弱酸的電離常數：
CH3COOH HCOOH HClO H2CO3
電離 Ka1＝4.5×10－7
常數 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka2＝4.7×10－11
(1)試比較相同濃度的CH3COOH、HCOOH、HClO、H2CO3溶液的酸性強弱。
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
(2)向CH3COOH溶液中加入一定量的鹽酸時，CH3COOH的電離平衡向哪個方向移動？__________________。CH3COOH的電離常數________(填“變大”“變小”或“不變”)，理由是________________________________________________________________________。
(3)由表格中的數據判斷下列離子方程式不正確的是________(填字母)。
a．2ClO－＋H2O＋CO2===2HClO＋CO
b．HCOOH＋CO===HCOO－＋HCO
c．HCOOH＋CH3COO－===HCOO－＋CH3COOH
d．Cl2＋H2O＋2CO===2HCO＋Cl－＋ClO－
(4)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的離子方程式：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．已知下面三個數據6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分別是下列有關的三種酸的電離常數(25 ℃)，若已知下列反應可以發生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
(1)三種酸的強弱順序是________________________________________________________。
(2)HF的電離常數Ka(HF)＝____________________________________________________。
(3)HCN的電離常數Ka(HCN)＝_________________________________________________。
3．在一定溫度下，加水逐漸稀釋1 mol·L－1氨水的過程中，隨著水量的增加，請說明溶液中下列含量的變化：
(1)n(OH－)________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。
(2)______。
(3)________。
三、強酸與弱酸的比較
1．實驗探究強酸、弱酸與活潑金屬反應的特點
向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol·L－1鹽酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示：
由上述圖像分析兩種反應的反應速率的變化情況
宏觀辨識 微觀探析
反應初期 鹽酸的反應速率比醋酸____ 鹽酸是強酸，______電離，醋酸是弱酸，______電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋)______，因而反應速率______
反應過程中 鹽酸的反應速率始終比醋酸____，鹽酸的反應速率減小________，醋酸的反應速率減小________ 醋酸中存在電離平衡，隨反應的進行，電離平衡________，消耗的氫離子能及時________，所以一段時間內速率變化不明顯
最終 二者產生氫氣的量基本______，速率幾乎都變為____ 鎂條稍微過量，兩種酸的物質的量______，隨醋酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎______，最終二者與鎂條反應的氫離子的物質的量幾乎________，因而產生的H2的量幾乎________。 兩種酸都幾乎消耗完全，反應停止，因而反應速率幾乎________
2.一元強酸和一元弱酸的比較
(1)相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
一元弱酸
(2)相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
一元弱酸
1．(2023·寶雞高二測試)下列關于鹽酸與醋酸的稀溶液的說法正確的是(　　)
A．相同物質的量濃度的兩溶液中c(H＋)相同
B．100 mL 0.1 mol·L－1的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉
C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的兩溶液稀釋100倍，c(H＋)均為10－5 mol·L－1
D．向兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽固體，鹽酸中c(H＋)不變，醋酸中c(H＋)增大
2．常溫條件下，H2A(酸)：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝2.1×10－12 ; H2B(酸)：Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝6.3×10－13。在濃度相同的兩種溶液中，用“>”“<”或“＝”填空。
(1)H＋的濃度：H2A________H2B。
(2)酸根離子的濃度：c(A2－)______c(B2－)。
(3)酸分子的濃度：c(H2A)__________c(H2B)。
(4)溶液的導電能力：H2A__________H2B。
3．在a、b兩支試管中分別裝入形態相同、質量相等的鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：
(1)a、b兩支試管中的現象：
相同點是_________________________________________________________________，
不同點是_________________________________________________________________，
原因是___________________________________________________________________。
(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時V(a)__________(填“>”“<”或“＝”，下同)V(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)__________V(b)，原因是______________
________________________________________________________________________。
(3)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)______(填“>”“<”或“＝”，下同)v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)________V(b)，原因是_________________________________________
________________________________________________________________________。(共73張PPT)
第三章　第一節
第2課時　電離平衡常數
　　　　 強酸與弱酸比較
1.了解電離平衡常數的含義，能利用電離平衡常數進行相關計算。
2.利用電離平衡常數相對大小關系，建立判斷弱電解質相對強弱和“強酸制弱
酸”的思維模型。
核心素養
發展目標
一、電離平衡常數
二、電離平衡常數的應用
三、強酸與弱酸的比較
課時對點練
內容索引
電離平衡常數
一
1.電離平衡常數
概念 溶液中弱電解質電離所生成的各種 ，與溶液中 之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數
表示方法
對于AB A＋＋B－，Ka或Kb＝ (酸用Ka，堿用Kb)
影響因素 ①同一溫度下，不同弱電解質的電離常數取決于___________
_____；
②對于同一弱電解質的稀溶液來說，電離常數只與 有關
離子濃度的乘積
未電離分子的濃度
弱電解質的
性質
溫度
2.多元弱酸的電離平衡常數
(1)多元弱酸每一步電離都有電離平衡常數，例如H2CO3電離常數表達式(25 ℃時)：
①H2CO3 H＋＋
Ka1＝ ＝4.5×10－7；
②
Ka2＝ ＝4.7×10－11。
(2)多元弱酸各步電離常數的大小比較：Ka1>Ka2>Ka3……當Ka1 Ka2時，多元弱酸的酸性主要由 決定。

第一步電離
(1)改變條件，電離平衡正向移動，電離平衡常數一定增大
(2)同一弱電解質，濃度大的電離平衡常數大
(3)H2CO3的電離常數表達式為Ka＝
(4)電離常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數小的酸溶液中的
c(H＋)大
正誤判斷
×
×
×
×
1.已知25 ℃時Ka(HCOOH)＝1.8×10－4,0 ℃時，Ka(HCOOH)____1.8×
10－4(填“>”“<”或“＝”)。
2.如何從定量的角度判斷醋酸溶液中加水稀釋一倍后，電離平衡移動的方向？
思考交流
<
3.在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.20 mol·L－1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10－3 mol·L－1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數Kb。
思考交流
答案　NH3·H2O的電離方程式及有關粒子的濃度如下：
NH3·H2O　 　 　 ＋　 OH－
起始/(mol·L－1)　　 0.20　　　　　　 0　　　　 0
變化/(mol·L－1)　　 1.7×10－3　　　 1.7×10－3　 1.7×10－3
平衡/(mol·L－1)　　 0.20－1.7×10－3　 1.7×10－3　 1.7×10－3
c(NH3·H2O)＝(0.20－1.7×10－3)mol·L－1≈0.20 mol·L－1
思考交流
4.已知25 ℃時，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，計算0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液達到電離平衡時c(H＋)的濃度。
思考交流
答案　設濃度為0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中醋酸電離達到平衡時 H＋ 的濃度為x mol·L－1，則有
CH3COOH H＋＋CH3COO－
初始/(mol·L－1)　　 0.10　　　　 0　　0
平衡/(mol·L－1)　　 0.10－x　　　 x　　x
當Ka數值很小時，x的數值很小，可作近似處理：
思考交流
有關電離平衡常數的計算模板
HX　　 　　H＋　＋　X－
起始　　　　　c(HX)　　　　　 0　　　 0
平衡　　　　　c(HX)－c(H＋)　 c(H＋)　　c(X－)
歸納總結
返回
電離平衡常數的應用
二
1.電離平衡常數K的意義
K的大小表征了弱電解質的 。
2.電離平衡常數的應用
(1)根據電離常數判斷弱酸(堿)的強弱
相同溫度下，弱酸的Ka越大，電離程度越 ，酸性越 ；弱堿的Kb越大，電離程度越 ，堿性越 。
相對強弱
大
強
大
強
(2)根據強酸制弱酸比較電離常數【實驗3-2】
操作 向盛有2 mL 1 mol·L－1醋酸的試管中滴加1 mol·L－1 Na2CO3溶液
現象 _______________
原理 離子方程式為__________________________________________
______
結論 Ka(CH3COOH) Ka1(H2CO3)(填“>”“<”或“＝”)
H2O
試管中產生氣泡
>
1.已知：25 ℃時，下列四種弱酸的電離常數：
思考交流
CH3COOH HCOOH HClO H2CO3
電離常數 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
(1)試比較相同濃度的CH3COOH、HCOOH、HClO、H2CO3溶液的酸性強弱。
提示　電離常數越大，酸性越強，故酸性：HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO。
思考交流
CH3COOH HCOOH HClO H2CO3
電離常數 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
(2)向CH3COOH溶液中加入一定量的鹽酸時，CH3COOH的電離平衡向哪個方向移動？__________。CH3COOH的電離常數______(填“變大”
“變小”或“不變”)，理由是______________________。
逆向移動
不變
電離常數只與溫度有關
(3)由表格中的數據判斷下列離子方程式不正確的是_____(填字母)。
思考交流
CH3COOH HCOOH HClO H2CO3
電離常數 1.75×10－5 1.8×10－4 4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
a
a項，次氯酸的電離程度大于碳酸氫根離子，則溶液中次氯酸根離子與二氧化碳反應生成次氯酸和碳酸氫根離子。
(4)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的離子方程式：_________________________________。
思考交流
2.已知下面三個數據6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分別是下列有關的三種酸的電離常數(25 ℃)，若已知下列反應可以發生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
(1)三種酸的強弱順序是________________。
(2)HF的電離常數Ka(HF)＝___________。
(3)HCN的電離常數Ka(HCN)＝___________。
思考交流
HF>HNO2>HCN
6.3×10－4
6.2×10－10
3.在一定溫度下，加水逐漸稀釋1 mol·L－1氨水的過程中，隨著水量的增加，請說明溶液中下列含量的變化：
(1)n(OH－)______(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。
思考交流
增大
增大
不變
返回
強酸與弱酸的比較
三
1.實驗探究強酸、弱酸與活潑金屬反應的特點
向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol·L－1鹽酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示：
由上述圖像分析兩種反應的反應速率的變化情況
宏觀辨識 微觀探析
反應初期 鹽酸的反應速率比醋酸___ 鹽酸是強酸， 電離，醋酸是弱酸，
電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋) ，因而反應速率_____
反應過程中 鹽酸的反應速率始終比醋酸 ，鹽酸的反應速率減小 ，醋酸的反應速率減小_______ 醋酸中存在電離平衡，隨反應的進行，電離平衡 ，消耗的氫離子能及時 ，所以一段時間內速率變化不明顯
大
完全
部分
較大
較大
大
明顯
不明顯
正向移動
電離補充
宏觀辨識 微觀探析
最終 二者產生氫氣的量基本 ，速率幾乎都變為____ 鎂條稍微過量，兩種酸的物質的量 ，隨醋酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎___
_______，最終二者與鎂條反應的氫離子的物質的量幾乎 ，因而產生的H2的量幾乎 。
兩種酸都幾乎消耗完全，反應停止，因而反應速率幾乎________
相等
零
相同
耗完全
消
相同
相同
都變為0
2.一元強酸和一元弱酸的比較
(1)相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較 項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸 ___ ___ _____ _____ ___
一元弱酸 ___ ___ ___
大
強
相同
相同
大
小
弱
小
(2)相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較 項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸 _____ _____ ___ ___ _____
一元弱酸 ___ ___
相同
相同
小
大
少
多
相同
應用體驗
1.(2023·寶雞高二測試)下列關于鹽酸與醋酸的稀溶液的說法正確的是
A.相同物質的量濃度的兩溶液中c(H＋)相同
B.100 mL 0.1 mol·L－1的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉
C.c(H＋)＝10－3 mol·L－1的兩溶液稀釋100倍，c(H＋)均為10－5 mol·L－1
D.向兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽固體，鹽酸中c(H＋)不變，醋酸
　中c(H＋)增大
√
相同物質的量濃度的兩溶液，CH3COOH部分電離，醋酸中c(H＋)比鹽酸中的小，故A錯誤；
100 mL 0.1 mol·L－1的兩溶液中HCl和CH3COOH的物質的量相同，所以能中和等物質的量的氫氧化鈉，故B正確；
醋酸稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋后醋酸中c(H＋)不等于10－5 mol·
L－1，故C錯誤；
醋酸中加入醋酸鈉固體，由于c(CH3COO－)增大，CH3COOH的電離平衡逆向移動，c(H＋)減小，而鹽酸中加入氯化鈉固體，對溶液中c(H＋)無影響，故D錯誤。
應用體驗
2.常溫條件下，H2A(酸)：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝2.1×10－12 ; H2B(酸)：Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝6.3×10－13。在濃度相同的兩種溶液中，用“>”“<”或“＝”填空。
(1)H＋的濃度：H2A_____H2B。
(2)酸根離子的濃度：c(A2－)_____c(B2－)。
(3)酸分子的濃度：c(H2A)_____c(H2B)。
(4)溶液的導電能力：H2A_____H2B。
>
>
<
>
應用體驗
3.在a、b兩支試管中分別裝入形態相同、質量相等的鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：
(1)a、b兩支試管中的現象：
相同點是_______________________________，
不同點是______________________，
原因是____________________________________________。
都產生無色氣泡，鋅粒逐漸溶解
a中起始反應速率較大
HCl是強酸，CH3COOH是弱酸，鹽酸中c(H＋)大
應用體驗
(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時V(a)_____(填“>”“<”或“＝”，下同)V(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)_____V(b)，原因是_________________________________________________________
________________。
>
＝
反應開始時，鹽酸中c(H＋)較大，但二者最終能電離出的H＋的總物質的量相等
應用體驗
(3)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)______(填“>”“<”或“＝”，下同)v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)______V(b)，原因是_______________________________________________________
_______________________________。
＝
<
開始時c(H＋)相同，所以速率相等，CH3COOH是弱電解質，最終電離出的H＋的總物質的量大
返回
課時對點練
1
2
3
4
5
6
7
8
9
題組一　電離常數的含義
1.下列關于電離平衡常數(K)的說法中正確的是
A.電離平衡常數(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱
B.電離平衡常數(K)與溫度無關
C.相同溫度下，不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同
D.多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為Ka1√
10
11
12
13
14
15
對點訓練
16
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
對點訓練
相同條件下K越大，弱電解質的電離程度越大，所以相同條件下，電離平衡常數越小，表示弱電解質的電離能力越弱，A正確；
電離平衡常數(K)是溫度的函數，隨溫度的變化而變化，不隨濃度的變化而變化，B、C錯誤；
多元弱酸分步電離，電離程度依次減小，所以多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為Ka1>Ka2>Ka3，D錯誤。
16
2.常溫下，向氨水中加水稀釋的過程中，NH3·H2O的電離平衡常數、電離度、溶液導電性的變化正確的是
A.增大、增大、減小 B.不變、增大、減小
C.不變、減小、減小 D.減小、減小、增大
1
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√
15
對點訓練
向氨水中加水稀釋的過程中，溫度不變，則NH3·H2O的電離平衡常數不變；氨水越稀越電離，則電離度增大；但溶液總體積增大，微粒濃度減小，故溶液導電性減小。
16
3.下列關于電離常數的說法正確的是
A.電離常數隨著弱電解質濃度的增大而增大
B.CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝
C.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數減小
D.電離常數只與溫度有關，與濃度無關
√
1
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對點訓練
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15
對點訓練
CH3COOH的電離常數表達式為Ka＝ ，B項錯誤；
向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，雖然平衡向左移動，但溫度不變，電離常數不變，C項錯誤。
16
題組二　電離常數的應用
4.(2023·哈爾濱三中高二月考)常溫下，三種一元酸的電離平衡常數如下表，下列說法正確的是
A.三種酸的酸性強弱：
HCN>CH3COOH>H3PO2
B.反應H3PO2＋CH3COO－===CH3COOH＋ 能夠發生
C.由電離常數可以判斷，H3PO2屬于強酸，HCN和CH3COOH屬于弱酸
D.等物質的量濃度、等體積的三種酸溶液與足量鋅粉反應，H3PO2產生
的H2最多
√
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15
對點訓練
16
酸 HCN CH3COOH H3PO2
電離 常數 6.2×10－10 1.75×10－5 5.9×10－2
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對點訓練
相同溫度下，一元弱酸的電離平衡常數越大其酸性越強，根據表格中的信息可知酸性：H3PO2>CH3COOH>HCN，A錯誤；
根據較強酸制較弱酸的規律，反應H3PO2＋CH3COO－===CH3COOH＋
能夠發生，B正確；
根據電離常數可判斷三種酸均不能完全電離，均為弱酸，C錯誤；
等物質的量濃度、等體積的三種酸溶液，酸的物質的量相等，與足量鋅粉反應，生成等量的H2，D錯誤。
16
5.在25 ℃時，用蒸餾水稀釋1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，隨溶液的稀釋，下列各項中始終保持增大趨勢的是
1
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對點訓練
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√
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15
對點訓練
方法一：一水合氨是弱電解質，加水稀釋，一水合氨的電離平衡右移，n(OH－)和n( )增大，n(NH3·H2O)減小，但c(OH－)和c( )減小。A、B、C各項中，濃度之比等于物質的量之比。
方法二：根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
16
題組三　強酸和弱酸的比較
6.對室溫下c(H＋)相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施后，有關敘述正確的是
A.加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的c(H＋)均減小
B.使溫度升高20 ℃后，兩溶液的c(H＋)均不變
C.加水稀釋兩倍后，兩溶液的c(H＋)均增大
D.加足量的鋅充分反應后，兩溶液產生的氫氣一樣多
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對點訓練
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對點訓練
加入醋酸鈉，CH3COO－可結合H＋，c(H＋)均降低，A正確；
升溫有利于CH3COOH的電離，所以CH3COOH溶液中c(H＋)增大，B錯誤；
加水稀釋，兩種溶液的酸性均減弱，C錯誤；
兩種溶液中c(H＋)相同，但是CH3COOH溶液中還有未電離的CH3COOH，所以最終醋酸產生的氫氣比鹽酸多，D錯誤。
16
7.下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離程度和濃度關系的是
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對點訓練
16
√
根據甲、乙的電離平衡常數可知，這兩種物質都是弱電解質，在溫度不變、濃度相等時，電離程度：乙酸＜一氯乙酸，排除A、C選項；
當濃度增大時，物質的電離程度減小，排除D選項。
8.(2023·江西贛州十六縣期中)常溫下，向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，塞緊橡膠塞，用注射器向其中一個錐形瓶中注入2 mL 1 mol·L－1草酸溶液(H2C2O4的Ka1＝5.0×10－2，Ka2＝5.4×10－5)，向另一個錐形瓶中注入2 mL
2 mol·L－1醋酸溶液(CH3COOH的Ka＝1.8×10－5)，分別測得兩個錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示。下列說法正確的是
A.曲線②表示醋酸與鎂條的反應
B.當反應停止時，醋酸產生的氣體比草酸產生
的氣體多
C.反應結束，草酸所耗時間比醋酸所耗時間短
D.草酸的電離方程式為H2C2O4 2H＋＋
√
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對點訓練
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15
對點訓練
該草酸溶液中c(H＋)大于醋酸溶液；反應開始
時草酸溶液中c(H＋)較大，與鎂反應較快，即
曲線②表示草酸與鎂條的反應，曲線①表示醋
酸與鎂條的反應，A錯誤；
n(Mg)＝ ≈0.002 1 mol，n(H2C2O4)＝0.002 L×1 mol·L－1＝0.002 mol，n(CH3COOH)＝0.002 L×2 mol·L－1＝0.004 mol，則鎂過量，當兩種酸完全反應時，產生的H2一樣多，B錯誤；
16
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15
對點訓練
根據上述分析可知，草酸與鎂反應速率比醋
酸快，則反應結束時草酸所耗時間比醋酸所
耗時間短，C正確；
H2C2O4為二元弱酸，分步電離，其電離方程
16
9.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數：
1
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綜合強化
16
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
由表格中的數據判斷下列說法不正確的是
A.在冰醋酸中這四種酸都沒有全部電離
B.在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中酸性最強的酸
C.在冰醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO4===2H＋＋
D.水對這四種酸的強弱沒有區分能力，但冰醋酸可以區分這四種酸的強弱
√
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15
綜合強化
由H2SO4在冰醋酸中的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部電離，故C錯誤。
16
10.常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數分別為1.75×10－5、1.8×10－4，以下關于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的說法正確的是
A.c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B.等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH
＞CH3COOH
C.HCOOH可能與NaOH發生反應：H＋＋OH－===H2O
D.將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中， 保持不變
√
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綜合強化
16
綜合強化
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15
等濃度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性強、電離程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A錯誤；
等濃度等體積的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物質的量相等，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積相等，故B錯誤；
HCOOH是弱酸，與NaOH發生反應：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C錯誤；
將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變，故D正確。
16
11.相同溫度下，三種酸的電離平衡常數如表所示，下列判斷正確的是
1
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15
綜合強化
16
酸 HX HY HZ
電離平衡常數Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三種酸的強弱關系：HX>HY>HZ
B.反應HZ＋Y－===HY＋Z－不能發生
C.由電離平衡常數可以判斷：HZ屬于強酸，HX和HY屬于弱酸
D.相同溫度下，1 mol·L－1 HX溶液的電離平衡常數等于0.1 mol·L－1 HX
溶液的電離平衡常數
√
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15
綜合強化
A項，酸的電離平衡常數越大，酸的電離程度越大，其酸性越強，根據表中數據可知，酸的電離平衡常數：HZ>HY>HX，則酸性強弱：HZ>HY>HX，錯誤；
B項，根據強酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發生，錯誤；
C項，完全電離的為強酸、部分電離的為弱酸，這三種酸都部分電離，均為弱酸，錯誤；
D項，電離平衡常數只與溫度有關，溫度不變，電離平衡常數不變，正確。
16
12.某溫度下，等體積、c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據圖判斷下列說法正確的是
A.曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線
B.b點溶液的導電能力比c點溶液的導電能力強
C.取等體積的a點、b點對應的溶液，消耗NaOH
的量相同
D.b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度
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綜合強化
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13
14
15
綜合強化
醋酸屬于弱電解質，在稀釋時會電離出H＋，故稀釋
相同倍數時醋酸溶液中c(H＋)的變化要比鹽酸中c(H＋)
的變化小一些，即曲線Ⅰ表示鹽酸的變化曲線，曲
線Ⅱ表示醋酸的變化曲線，A項錯誤；
溶液的導電能力與溶液中離子的濃度有關，離子濃
度：b＞c，故導電能力：b＞c，B項正確；
16
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15
綜合強化
a點、b點表示溶液稀釋相同倍數，溶質的物質的量沒有發生變化，都等于稀釋前的物質的量，稀釋前兩溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH為弱酸，則c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀釋前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C項錯誤；
a點酸的總濃度大于b點酸的總濃度，D項錯誤。
16
13.已知常溫下碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離常數如表所示。
下列說法正確的是
A.常溫下，相同濃度的
H2SO3溶液和H2CO3溶
液的酸性，后者更強
B.向Na2CO3溶液中通入少量SO2：
C.向NaClO溶液中通入少量CO2：
D.向氯水中分別加入等濃度的NaHCO3溶液和NaHSO3溶液，均可提高氯水中
HClO的濃度
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綜合強化
16
H2CO3 H2SO3 HClO
Ka1＝4.5×10－7 Ka1＝1.4×10－2 Ka＝4.0×10－8
Ka2＝4.7×10－11 Ka2＝6.0×10－8 －
√
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4
5
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15
綜合強化
弱電解質的電離常數越大，電離程度越大，H2SO3的Ka1＝1.4×10－2，而H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，所以常溫下，相同濃度的H2SO3溶液的酸性強于H2CO3溶液的酸性，A項錯誤；
由于H2SO3的Ka2小于H2CO3的Ka1，但大于其Ka2，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，反應的離子方程式為
B項正確；
16
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綜合強化
由題給信息知Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，所以向NaClO溶液中通入少量CO2，反應的離子方程式為ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋
，C項錯誤；
HClO不能與NaHCO3溶液反應，但HCl是強酸，能與NaHCO3溶液反應，使c(HCl)減小，促使平衡Cl2＋H2O HCl＋HClO正向移動，從而可提高HClO的濃度，HClO具有氧化性，NaHSO3具有還原性，二者能夠發生氧化還原反應，所以加入NaHSO3溶液不能提高HClO的濃度，D項錯誤。
16
14.(12分)已知25 ℃時，測得濃度為0.1 mol·L－1的堿BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)寫出BOH的電離方程式：___________________。
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15
綜合強化
因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c電離(BOH)＝c(B＋)≈c(OH－)＝1×10－3 mol·
L－1，則BOH不完全電離，故電離方程式為BOH B＋＋OH－。
16
BOH B＋＋OH－
(2)BOH的電離平衡常數Kb＝_________。
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15
綜合強化
16
1×10－5
(3)某溫度T ℃時，BOH的電離平衡常數為1×10－7，結合(2)的計算可知T______25。若該堿的起始濃度也為0.1 mol·L－1，則溶液中c(B＋)＝_________mol·L－1。
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15
綜合強化
16
<
1×10－4
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13
14
15.(5分)已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在該溫度下將20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分別與20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，實驗測得產生的氣體體積(V)隨時間(t)變化的曲線如圖。
15
綜合強化
16
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14
(1)反應初始階段，兩種溶液產生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是___________________________
______________________________________________________________________________________________________________________________。
15
綜合強化
16
Ka(CH3COOH)(2)寫出HSCN與NaHCO3反應的離子方程式：_______________________
_______________。
＋CO2↑＋H2O
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14
16.(18分)下表是幾種弱酸常溫下的電離常數：
15
綜合強化
16
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
(1)CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四種酸的酸性由強到弱的順序為_____________________________。
H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S
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15
綜合強化
16
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
(2)H2CO3的二級電離程度遠小于一級電離的主要原因是______________
___________________________________(從電離平衡角度考慮)。
(3)同濃度的CH3COO－、 、S2－結合H＋的能力由強到弱的順序為___________________________。
生的氫原子對第二步電離起抑制作用
第一步電離產
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綜合強化
16
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
(4)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶
c(CH3COO－)＝5∶9，此時溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。
(5)根據Ka值大小判斷下列反應能否發生：CH3COOH＋ → ______
(填“能”或“不能”，下同)，H2CO3＋HS－→_____。
1×10－5
不能
能
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