資源簡介

第2課時　電離平衡常數
新知探究(一)——電離平衡常數
1.概念
在一定條件下,當弱電解質的電離達到平衡時,溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說,溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的　　　　,與溶液中未電離分子的　　　　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。通常用Ka、Kb分別表示　　　　、　　　　的電離平衡常數。
2.表示方法
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數
例如:CH3COOH CH3COO-+H+
Ka=　　　　　　
NH3·H2O N+OH-　Kb= 　
(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數
多元弱酸的電離是分步進行的,每步各有電離常數,通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如,
H2CO3 H++HC Ka1=
HC H++C Ka2=
多元弱酸各步電離常數的大小比較為Ka1 Ka2,因此,多元弱酸的酸性主要由　　　　電離決定。多元弱堿的情況與多元弱酸類似。
3.意義
表示弱電解質的電離能力。一定溫度下,K值越大,弱電解質的電離程度越　　　,酸(或堿)性越　　　。
4.影響因素
內因 同一溫度下,不同弱電解質的電離常數不同,說明電離常數首先由弱電解質的性質所決定
外因 對于同一弱電解質,電離常數只與　　　　有關,由于電離大多數為吸熱過程,所以電離常數隨溫度升高而增大
應用化學　
綠蘿是常見的室內植物。時間長了綠蘿容易出現黃葉的問題,如果給綠蘿澆一澆“弱酸性水”如食醋水、檸檬水,葉子能由黃轉綠,效果很好。
(1)食醋水:食醋中含有醋酸,因此有酸味,天然發酵的食醋,除了醋酸還有乳酸和葡萄糖等物質,可以改善盆土環境,還能夠促進綠蘿合成葉綠素。
(2)檸檬水:檸檬含有豐富的糖類,即葡萄糖、果糖、蔗糖,維生素、蘋果酸、檸檬酸、蛋白質、脂肪、食物纖維以及多種礦物質等。可用檸檬水來澆花。
1.食醋加水稀釋時,醋酸的電離度(類似于轉化率)、電離常數、c(H+)、溶液的導電性如何變化
2.已知醋酸的Ka=1.75×10-5,檸檬酸的Ka1=7.44×10-4,Ka2=1.73×10-5,Ka3=4.02×10-7。則檸檬酸和醋酸哪個酸性強
[題點多維訓練]
1.在25 ℃時,0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中溶質的電離常數分別為5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、Ka1=4.5×10-7和Ka2=4.7×10-11,其中氫離子濃度最小的是 (　　)
A.HNO2溶液 B.HCOOH溶液
C.HCN溶液 D.H2CO3溶液
2.室溫下,向10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液中加水稀釋后,下列說法正確的是 (　　)
A.溶液中離子的數目減小
B.再加入CH3COONa固體能促進醋酸的電離
C.醋酸的電離程度增大,c(H+)亦增大
D.溶液中不變
3.(2025·長沙期中檢測)25 ℃時,H2S溶液中的下列關系不能說明H2S第二步電離比第一步電離程度更小的是 (　　)
A.c(H2S)遠大于c(S2-) B.H2S的Ka1>Ka2
C.c(H+)遠大于c(S2-) D.c(H+)約等于c(HS-)
新知探究(二)——電離平衡常數的應用與計算
典例導學　
　　[典例]　弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離常數(Ka、Kb)或電離度(α)表示,請根據下列情境列式計算。
(1)乙酰水楊酸是一種一元弱酸(可用HA表示),在一定溫度下,0.1 mol·L-1的乙酰水楊酸的水溶液中,乙酰水楊酸的電離常數Ka為3.4×10-4,求該酸的電離度為　　　　。
(2)已知在25 ℃時,1 mol·L-1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%,求NH3·H2O的電離常數Kb=　　　　。
聽課記錄:
[系統融通知能]
1.電離平衡常數的計算——三段式法
例:25 ℃ a mol·L-1的CH3COOH
　　　　　 CH3COOH CH3COO-+H+
起始濃度/(mol·L-1)　a　　　　 　0　　　0
變化濃度/(mol·L-1)　x x x
平衡濃度/(mol·L-1) a-x x x
則Ka==≈。
2.電離平衡常數的應用
(1)根據電離平衡常數可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,相同條件下,電離平衡常數越大,酸性(或堿性)越強。
(2)根據電離平衡常數可以判斷鹽與酸(或堿)反應是否發生,相同條件下相對強的酸(或堿)可以制相對弱的酸(或堿)。
(3)根據濃度商Q與電離平衡常數K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。
(4)根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋,==,加水稀釋時,c(H+)減小,Ka不變,則增大。
[微點撥]　由于弱電解質的電離程度比較小,平衡時弱電解質的濃度為(a-x)mol·L-1,一般近似為a mol·L-1。
3.電離度(α)
α=×100%或α=×100%
(1)意義:表示弱電解質的電離程度,同一弱電解質電離度越大,電離程度越大。
(2)電離度的影響因素
內因(決定因素) 弱電解質本身的性質
外因 溫度 隨溫度升高而增大
濃度 同一弱電解質起始濃度越大,電離度越小
[題點多維訓練]
題點(一)　有關電離平衡常數的計算
1.0.1 mol·L-1的HA溶液中有1%的HA電離,則HA的電離常數Ka為 (　　)
A.1.0×10-5　　　 B.1.0×10-6
C.1.0×10-7 D.1.0×10-8
2.(2025·聊城高二檢測)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。
題點(二)　電離平衡常數的應用
3.已知25 ℃時,幾種弱酸的電離平衡常數如下:HCOOH:Ka=1.77×1 mol·L-1,HCN:Ka=4.9×10-10 mol·L-1,H2CO3:Ka1=4.2×10-7 mol·L-1,Ka2=5.6×10-11 mol·L-1,則以下反應不能自發進行的是 (　　)
A.HCOOH+NaCNHCOONa+HCN
B.NaHCO3+NaCNNa2CO3+HCN
C.NaCN+H2O+CO2HCN+NaHCO3
D.2HCOOH+C2HCOO-+H2O+CO2↑
4.HA、H2B、H3C分別表示一元、二元、三元弱酸,它們之間有如下反應:
①HA+ HC2-(少量)A-+H2C-
②H2B(少量)+2A-B2-+2HA
③H2B(少量)+ H2C-HB-+ H3C
(1)25 ℃時,c mol·L-1的HA溶液的pH=a,則電離常數K=　　　　,電離度α=　　　(精確計算,列出計算式即可)。
(2)在相同溫度和濃度條件下,HA、H2B、H3C三種酸的電離常數K1、K2、K3(H2B、H3C指一級電離常數)的大小關系是: 　。
(3)完成下列反應的化學方程式或離子方程式:HA(過量)+ C3-　　　　　　　　　　　。
新知探究(三)——強酸與弱酸的比較
典例導學　
　　[典例]　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
聽課記錄:
[系統融通知能]
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
[題點多維訓練]
1.相同體積、相同c(H+)的某一元強酸溶液①和某一元弱酸溶液②分別與足量的鋅粉發生反應,下列關于產生氫氣的體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是 (　　)
2.(2025·開封期中檢測)向相同的兩個密閉容器中加入0.05 g鎂條,分別注入2 mL 2 mol·L-1鹽酸、2 mL 2 mol·L-1醋酸,測得容器內壓強隨時間變化如圖所示。反應為醋酸的曲線是　 　(填字母)。
3.在a、b兩支試管中分別裝入形態相同、質量相等的一顆鋅粒(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兩支試管中生成氣體的速率v(a)　　　　 (填“大于”“小于”或“等于”,下同) v(b),反應完畢后生成氣體的總體積V(a)　　　　V(b),原因是 　。
(2)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“大于”“小于”或“等于”,下同)v(b),反應完畢后生成氣體的總體積V(a)　　　　V(b),原因是 　。
第2課時　電離平衡常數
新知探究(一)
1.乘積　濃度　弱酸　弱堿
2.(1)　　(2)第一步
3.大　強　4.溫度
[應用化學]
1.提示:醋酸屬于弱酸,加水稀釋電離平衡向電離的方向移動,故電離度增大;電離常數只與溫度有關,故不變;加水稀釋促進醋酸的電離,但溶液中c(H+)、c(CH3COO-)減小,溶液的導電性減弱。
2.提示:由于醋酸的Ka=1.75×10-5小于檸檬酸的Ka1=7.44×10-4,則檸檬酸的酸性強。
[題點多維訓練]
1.選C　由電離常數的大小可知,酸性強弱順序為HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN,故c(H+)最小的是HCN溶液。
2.選D　醋酸是弱酸,在水溶液中存在電離平衡,加水稀釋促進醋酸電離,溶液中離子的數目增大,故A錯誤;加入CH3COONa固體,c(CH3COO-)增大,抑制醋酸電離,平衡逆向移動,故B錯誤;加水稀釋促進醋酸電離,但醋酸電離增大程度小于溶液體積增大程度,所以溶液中c(H+)減小,故C錯誤;溶 液 中=×
=,溫度不變,電離平衡常數和離子積常數不變,所以溶液中不變,故D正確。
3.選A　H2S是二元弱酸,在溶液中分步電離:H2S HS-+H+、HS- S2-+H+,第一步電離抑制第二步電離,電離以第一步電離為主,則溶液中氫離子濃度約等于HS-濃度,硫離子濃度遠小于H2S濃度、氫離子濃度和HS-濃度,據此分析解答;由以上分析可知硫離子濃度遠小于H2S濃度不能說明H2S的第二步電離比第一步電離程度更小,也可能是第一步電離生成的HS-的濃度就很少,A符合題意;Ka1>Ka2可說明第一步電離程度大于第二步電離程度,B不符合題意;c(H+)遠大于c(S2-),說明第二步電離出的c(S2-)遠小于第一步電離出的c(H+),則第二步電離程度小于第一步,C不符合題意;c(H+)約等于c(HS-),說明電離以第一步電離為主,第二步電離出的氫離子濃度很小,可知第一步電離程度大于第二步電離程度,D不符合題意。
新知探究(二)
[典例]　解析:(1)設初始濃度為0.1 mol·L-1的HA的電離度約為x,則電離平衡時c(H+)、c(A-)的濃度為0.1x mol·L-1,c(HA)為(0.1-0.1x)mol·L-1,則Ka===3.4×10-4計算得出:x≈0.057=5.7%。
(2)已知在25 ℃時,1 mol·L-1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%,則c(N)=c(OH-)=0.004 2 mol·L-1,則
Kb==≈1.77×10-5。
答案:(1)5.7%　(2)1.77×10-5
[題點多維訓練]
1.選A　　　 HA　 　　　H++A-
c初/(mol·L-1)　 0.1　　　　 0　 0
Δc/(mol·L-1)　0.1×1%　　 10-3　10-3
c平/(mol·L-1)　0.1-0.001≈0.1　10-3　10-3
Ka===10-5。
2.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。
答案:(1)BOH B++OH-　(2)1×10-5　(3)<　1×10-4
3.選B　A.酸性:HCOOH>HCN,反應能發生,錯誤;B.酸性:HCN>HC,反應不能發生,正確;C.酸性:H2CO3>HCN,反應能發生,錯誤;酸性:HCOOH>H2CO3>HC,在碳酸鈉溶液中加入足量HCOOH溶液,可以發生反應2HCOOH+C2HCOO-+H2O+CO2↑,故D錯誤。
4.解析:(1)25 ℃時,c mol·L-1的HA溶液的pH=a,c(H+)=10-a,由HA電離方程式為HA H++A-,則電離常數K==,電離度α==;(2)在相同溫度和濃度條件下,酸性越強一級電離常數越大,HA、H2B、H3C三種酸的酸性強弱順序為H2B>H3C>HA,故K2>K3>K1;(3)根據酸性強弱順序H2B>H3C>HB->HA>H2C->HC2-,過量HA與C3-反應生成H2C-與2A-,反應的離子方程式為2HA(過量)+C3-H2C-+2A-。
答案:(1)　　(2)K2>K3>K1
(3)2HA+C3-2A-+H2C-
新知探究(三)
[典例]　選A　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。
[題點多維訓練]
1.選C　相同體積、相同c(H+)的一元強酸和一元弱酸,剛開始與鋅粉反應的速率是相同的,隨著反應進行,弱酸能繼續電離出H+,故其反應速率比強酸的大,排除B、D項;弱酸的物質的量濃度大于強酸的,所以弱酸與足量的鋅粉反應生成氫氣的量較多,排除A項。
2.解析:鎂條過量,醋酸是弱酸,等濃度的醋酸和鹽酸溶液中前者c(H+)較小,鎂條與醋酸溶液反應較慢,則反應為醋酸的曲線是b。
答案:b
3.解析:(1)物質的量濃度相同時,鹽酸是強酸,醋酸是弱酸,鹽酸電離出的c(H+)遠大于醋酸電離出的c(H+),醋酸產生H2的速率比鹽酸小。反應完畢后,因為n(HCl)=n(CH3COOH),故最終產生H2的量相等。(2)c(H+)相同時,反應開始時產生H2的速率相等。反應完畢后,因c(H+)相同,醋酸濃度大,則n(HCl)答案:(1)大于　等于　反應開始時,鹽酸中所含H+的濃度較大,但二者最終能電離出的H+的總物質的量相等　(2)等于　小于　開始時c(H+)相同,所以速率相等,醋酸是弱電解質,最終電離出的H+的總物質的量大
7 / 7(共59張PPT)
第2課時　電離平衡常數
新知探究(一) 電離平衡常數
新知探究(二) 電離平衡常數的
應用與計算
課時跟蹤檢測
目錄
新知探究(三) 強酸與弱酸的比較
新知探究(一) 電離平衡常數
1.概念
在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的 ，與溶液中未電離分子的 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。通常用Ka、Kb分別表示 、 的電離平衡常數。
乘積
濃度
弱酸
弱堿
2.表示方法
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數
例如:CH3COOH CH3COO-+H+
Ka=_________________
NH3·H2O N+OH-
Kb=________________
(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數
多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離常數，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如，
H2CO3 H++HC Ka1=；
HC H++C Ka2=。
多元弱酸各步電離常數的大小比較為Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由 電離決定。多元弱堿的情況與多元弱酸類似。
第一步
3.意義
表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越
，酸(或堿)性越 。
4.影響因素
大
強
內因 同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，說明電離常數首先由弱電解質的性質所決定
外因 對于同一弱電解質，電離常數只與 有關，由于電離大多數為吸熱過程，所以電離常數隨溫度升高而增大
溫度
應用化學
綠蘿是常見的室內植物。時間長了綠蘿容易出現黃葉的問題，如果給綠蘿澆一澆“弱酸性水”如食醋水、檸檬水，葉子能由黃轉綠，效果很好。
(1)食醋水:食醋中含有醋酸，因此有酸味，天然發酵的食醋，除了醋酸還有乳酸和葡萄糖等物質，可以改善盆土環境，還能夠促進綠蘿合成葉綠素。
(2)檸檬水:檸檬含有豐富的糖類，即葡萄糖、果糖、蔗糖，維生素、蘋果酸、檸檬酸、蛋白質、脂肪、食物纖維以及多種礦物質等。可用檸檬水來澆花。
1.食醋加水稀釋時，醋酸的電離度(類似于轉化率)、電離常數、c(H+)、溶液的導電性如何變化
提示:醋酸屬于弱酸，加水稀釋電離平衡向電離的方向移動，故電離度增大；電離常數只與溫度有關，故不變；加水稀釋促進醋酸的電離，但溶液中c(H+)、c(CH3COO-)減小，溶液的導電性減弱。
2.已知醋酸的Ka=1.75×10-5，檸檬酸的Ka1=7.44×10-4，Ka2=1.73×10-5，Ka3=4.02×10-7。則檸檬酸和醋酸哪個酸性強
提示:由于醋酸的Ka=1.75×10-5小于檸檬酸的Ka1=7.44×10-4，則檸檬酸的酸性強。
[題點多維訓練]
√
1.在25 ℃時，0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中溶質的電離常數分別為5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、Ka1=4.5×10-7和Ka2=4.7×10-11，其中氫離子濃度最小的是 (　　)
A.HNO2溶液 B.HCOOH溶液
C.HCN溶液 D.H2CO3溶液
解析:由電離常數的大小可知，酸性強弱順序為HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，故c(H+)最小的是HCN溶液。
√
2.室溫下，向10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是 (　　)
A.溶液中離子的數目減小
B.再加入CH3COONa固體能促進醋酸的電離
C.醋酸的電離程度增大，c(H+)亦增大
D.溶液中不變
解析:醋酸是弱酸，在水溶液中存在電離平衡，加水稀釋促進醋酸電離，溶液中離子的數目增大，故A錯誤；加入CH3COONa固體，c(CH3COO-)增大，抑制醋酸電離，平衡逆向移動，故B錯誤；加水稀釋促進醋酸電離，但醋酸電離增大程度小于溶液體積增大程度，所以溶液中c(H+)減小，故C錯誤；溶液中=×=，溫度不變，電離平衡常數和離子積常數不變，所以溶液中不變，故D正確。
3.(2025·長沙期中檢測)25 ℃時，H2S溶液中的下列關系不能說明H2S第二步電離比第一步電離程度更小的是 (　　)
A.c(H2S)遠大于c(S2-) B.H2S的Ka1>Ka2
C.c(H+)遠大于c(S2-) D.c(H+)約等于c(HS-)
解析:H2S是二元弱酸，在溶液中分步電離:H2S HS-+H+、HS- S2-+H+，第一步電離抑制第二步電離，電離以第一步電離為主，則溶液中氫離子濃度約等于HS-濃度，硫離子濃度遠小于H2S濃度、氫離子濃度和HS-濃度，據此分析解答；由以上分析可知硫離子濃度遠小于H2S濃度不能說明H2S的第二步電離比第一步電離程度更小，也可能是第一步電離生成的HS-的濃度就很少，A符合題意；Ka1>Ka2可說明第一步電離程度大于第二步電離程度，B不符合題意；c(H+)遠大于c(S2-)，說明第二步電離出的c(S2-)遠小于第一步電離出的c(H+)，則第二步電離程度小于第一步，C不符合題意；c(H+)約等于c(HS-)，說明電離以第一步電離為主，第二步電離出的氫離子濃度很小，可知第一步電離程度大于第二步電離程度，D不符合題意。
√
新知探究(二) 電離平衡常數的
應用與計算
典例導學
[典例]　弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離常數(Ka、Kb)或電離度(α)表示，請根據下列情境列式計算。
(1)乙酰水楊酸是一種一元弱酸(可用HA表示)，在一定溫度下，0.1 mol·L-1的乙酰水楊酸的水溶液中，乙酰水楊酸的電離常數Ka為3.4×10-4，求該酸的電離度為　　　　。
[解析]　設初始濃度為0.1 mol·L-1的HA的電離度約為x，則電離平衡時c(H+)、c(A-)的濃度為0.1x mol·L-1，c(HA)為(0.1-0.1x)mol·L-1，則Ka===3.4×10-4 計算得出:x≈0.057=5.7%。
5.7%
[典例]　弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離常數(Ka、Kb)或電離度(α)表示，請根據下列情境列式計算。
(2)已知在25 ℃時，1 mol·L-1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%，求NH3·H2O的電離常數Kb=　　　 　。
[解析]　已知在25 ℃時，1 mol·L-1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%，則
c(N)=c(OH-)=0.004 2 mol·L-1，則Kb==≈1.77×10-5。
1.77×10-5
1.電離平衡常數的計算——三段式法
例:25 ℃ a mol·L-1的CH3COOH
　　　　　　 CH3COOH CH3COO-+H+
起始濃度/(mol·L-1)　　a　　　 　0　　 　0
變化濃度/(mol·L-1)　　x x x
平衡濃度/(mol·L-1)　 a-x x x
則Ka==≈。
[系統融通知能]
2.電離平衡常數的應用
(1)根據電離平衡常數可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，電離平衡常數越大，酸性(或堿性)越強。
(2)根據電離平衡常數可以判斷鹽與酸(或堿)反應是否發生，相同條件下相對強的酸(或堿)可以制相對弱的酸(或堿)。
(3)根據濃度商Q與電離平衡常數K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。
(4)根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋，==，加水稀釋時，c(H+)減小，Ka不變，則增大。
[微點撥]　由于弱電解質的電離程度比較小，平衡時弱電解質的濃度為
(a-x)mol·L-1，一般近似為a mol·L-1。
3.電離度(α)
α=×100%或α=×100%
(1)意義:表示弱電解質的電離程度，同一弱電解質電離度越大，電離程度越大。
(2)電離度的影響因素
內因(決定因素) 弱電解質本身的性質
外因 溫度 隨溫度升高而增大
濃度 同一弱電解質起始濃度越大，電離度越小
[題點多維訓練]
√
題點(一)　有關電離平衡常數的計算
1.0.1 mol·L-1的HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離常數Ka為(　　)
A.1.0×10-5　　　　　 B.1.0×10-6
C.1.0×10-7 D.1.0×10-8
解析: 　HA　 　　　H++ A-
c初/(mol·L-1)　 0.1　　　　　 0　 0
Δc/(mol·L-1)　0.1×1%　　 10-3 10-3
c平/(mol·L-1)　0.1-0.001≈0.1 10-3 10-3
Ka===10-5。
2.(2025·聊城高二檢測)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: 。
解析: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)BOH的電離平衡常數Kb= 。
解析: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。
BOH B++OH-
1×10-5
2.(2025·聊城高二檢測)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。
(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。
解析: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。
<
1×10-4
√
題點(二)　電離平衡常數的應用
3.已知25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下:HCOOH:Ka=1.77×1 mol·L-1，HCN:Ka=4.9×10-10 mol·L-1，H2CO3:Ka1=4.2×10-7 mol·L-1，Ka2=5.6×10-11 mol·L-1，則以下反應不能自發進行的是(　　)
A.HCOOH+NaCN==HCOONa+HCN
B.NaHCO3+NaCN==Na2CO3+HCN
C.NaCN+H2O+CO2==HCN+NaHCO3
D.2HCOOH+C==2HCOO-+H2O+CO2↑
解析:A.酸性:HCOOH>HCN，反應能發生，錯誤；B.酸性:HCN>HC，反應不能發生，正確；C.酸性:H2CO3>HCN，反應能發生，錯誤；酸性:
HCOOH>H2CO3>HC，在碳酸鈉溶液中加入足量HCOOH溶液，可以發生反應2HCOOH+C==2HCOO-+H2O+CO2↑，故D錯誤。
4.HA、H2B、H3C分別表示一元、二元、三元弱酸，它們之間有如下反應:
①HA+ HC2-(少量)==A-+H2C-
②H2B(少量)+2A-==B2-+2HA
③H2B(少量)+ H2C-==HB-+ H3C
(1)25 ℃時，c mol·L-1的HA溶液的pH=a，則電離常數K=　　　　，電離度
α=　　　　(精確計算，列出計算式即可)。
解析:25 ℃時，c mol·L-1的HA溶液的pH=a，c(H+)=10-a，由HA電離方程式為HA H++A-，則電離常數K==，電離度α==；
　
4.HA、H2B、H3C分別表示一元、二元、三元弱酸，它們之間有如下反應:
①HA+ HC2-(少量)==A-+H2C-
②H2B(少量)+2A-==B2-+2HA
③H2B(少量)+ H2C-==HB-+ H3C
(2)在相同溫度和濃度條件下，HA、H2B、H3C三種酸的電離常數K1、K2、K3(H2B、H3C指一級電離常數)的大小關系是:　　　　　　。
解析:在相同溫度和濃度條件下，酸性越強一級電離常數越大，HA、H2B、H3C三種酸的酸性強弱順序為H2B>H3C>HA，故K2>K3>K1；
K2>K3>K1
4.HA、H2B、H3C分別表示一元、二元、三元弱酸，它們之間有如下反應:
①HA+ HC2-(少量)==A-+H2C-
②H2B(少量)+2A-==B2-+2HA
③H2B(少量)+ H2C-==HB-+ H3C
(3)完成下列反應的化學方程式或離子方程式:HA(過量)+ C3-　　　　　　　　　　。
解析:根據酸性強弱順序H2B>H3C>HB->HA>H2C->HC2-，過量HA與C3-反應生成H2C-與2A-，反應的離子方程式為2HA(過量)+C3-==H2C-+2A-。
2HA+C3-==2A-+H2C-
新知探究(三) 強酸與弱酸的比較
√
典例導學
[典例]　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
[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。
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
[系統融通知能]
　 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.相同體積、相同c(H+)的某一元強酸溶液①和某一元弱酸溶液②分別與足量的鋅粉發生反應，下列關于產生氫氣的體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是 (　　)
[題點多維訓練]
解析:相同體積、相同c(H+)的一元強酸和一元弱酸，剛開始與鋅粉反應的速率是相同的，隨著反應進行，弱酸能繼續電離出H+，故其反應速率比強酸的大，排除B、D項；弱酸的物質的量濃度大于強酸的，所以弱酸與足量的鋅粉反應生成氫氣的量較多，排除A項。
√
2.(2025·開封期中檢測)向相同的兩個密閉容器中加入0.05 g鎂條，分別注入2 mL 2 mol·L-1鹽酸、2 mL 2 mol·L-1醋酸，測得容器內壓強隨時間變化如圖所示。反應為醋酸的曲線是　　　　(填字母)。
解析:鎂條過量，醋酸是弱酸，等濃度的醋酸和鹽酸溶液中前者c(H+)較小，鎂條與醋酸溶液反應較慢，則反應為醋酸的曲線是b。
b
3.在a、b兩支試管中分別裝入形態相同、質量相等的一顆鋅粒(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兩支試管中生成氣體的速率v(a)　　　 (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)　　　V(b)，原因是____________
　 。
解析:物質的量濃度相同時，鹽酸是強酸，醋酸是弱酸，鹽酸電離出的c(H+)遠大于醋酸電離出的c(H+)，醋酸產生H2的速率比鹽酸小。反應完畢后，因為n(HCl)=n(CH3COOH)，故最終產生H2的量相等。
大于
等于
反應開始時，
鹽酸中所含H+的濃度較大，但二者最終能電離出的H+的總物質的量相等
3.在a、b兩支試管中分別裝入形態相同、質量相等的一顆鋅粒(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:
(2)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“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)　　　V(b)，原因是_______________
　 。
解析:c(H+)相同時，反應開始時產生H2的速率相等。反應完畢后，因c(H+)相同，醋酸濃度大，則n(HCl)等于
小于
開始時c(H+)
相同，所以速率相等，醋酸是弱電解質，最終電離出的H+的總物質的量大
課時跟蹤檢測
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
√
12
1.下列關于電離常數的說法正確的是 (　　)
A.Ka大的酸溶液中c(H+)一定比Ka小的酸溶液中的c(H+)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
解析: 酸溶液中c(H+)既跟酸的電離常數有關，也跟酸溶液的濃度有關，A項錯誤；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，故C項錯誤。
一、選擇題
√
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
2.CH3COOH溶液中存在平衡CH3COOH CH3COO-+H+，欲使CH3COOH的電離度α和電離常數Ka同時增大，可以采取的措施是 (　　)
A.加水 B.加冰醋酸
C.加熱 D.加壓
解析:加水會降低CH3COOH濃度，根據“越稀越電離”可知，CH3COOH電離度將增大，但溫度不變，Ka不變，故A項不選；加冰醋酸會使CH3COOH濃度增大，CH3COOH電離度將減小，但溫度不變，Ka不變，故B項不選；弱電解質電離過程吸熱，升高溫度將促進CH3COOH電離，則CH3COOH的電離度α和電離常數Ka將同時增大，故C項選；該電離過程在溶液中進行，加壓對電離平衡無影響，故D項不選。
√
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
3.常溫常壓下，將0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋或者加入少量CH3COONa晶體時，都會引起 (　　)
A.溶液的pH變大 B.CH3COOH的電離程度增大
C.溶液的導電能力增強 D.電離平衡常數增大
解析:CH3COOH溶液中存在電離平衡:CH3COOH CH3COO-+H+，加水稀釋使溶液中c(H+)減小，pH增大；加入少量CH3COONa晶體，導致溶液中c(CH3COO-)增大，電離平衡逆向移動，當達到平衡時溶液中c(H+)減小，pH增大，A正確。加水稀釋，醋酸的電離平衡正向移動，醋酸的電離程度增大，而加入少量CH3COONa晶體時，電離平衡逆向移動，最終達到平衡時醋酸的電離程度減小，B錯誤。加水稀釋，溶液中自由移動的離子濃度減小，溶液導電能力減弱；而加入少量CH3COONa晶體時，溶液中自由移動的離子濃度增大，溶液導電能力增強，C錯誤。電離平衡常數只與溫度有關，而與濃度無關，因此當溫度不變時，醋酸的電離平衡常數不變，D錯誤。
√
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
4.常溫下，將濃度為0.05 mol·L-1的HClO溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是 (　　)
A.c(H+) B. C.Ka(HClO) D.
解析:加水稀釋促進HClO電離，溶液中c(H+)減小，A錯誤；稀釋過程中溶液中c(H+)、c(ClO-)、c(HClO)都減小，但是溫度不變，電離常數不變，=×=，故增大，B正確，C錯誤；稀釋過程中，c(H+)減小，=減小，D錯誤。
√
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
5.(2025·濟寧期末)一元弱酸HA(aq)中存在下列電離平衡:HA A-+H+。將1.0 mol HA加入一定量的蒸餾水中，最終得到1.0 L溶液，如圖表示溶液中HA、H+、A-的物質的量濃度隨時間而變化的曲線，正確的是 (　　)
解析:根據弱酸HA的電離平衡知，HA濃度由大到小，排除D項；A-、H+濃度由0增大，排除了A、B；平衡時，HA減少量等于A-的增加量。
√
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
6.(2025·天津高二檢測)25 ℃時，0.1 mol·L-1的醋酸溶液中電離平衡常數K=1.7×10-5，下列說法正確的是 (　　)
A.向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，平衡逆向移動，c(H+)減小
B.向該溶液中加少量CH3COONa固體，減小
C.該溫度下0.01 mol·L-1醋酸溶液的Ka<1.7×10-5
D.升高溫度，c(H+)增大，Ka變大
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
解析:向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，CH3COOH CH3COO-+H+平衡逆向移動，c(H+)增大，故A錯誤；溫度不變，平衡常數不變，K=，向該溶液中加少量CH3COONa固體，c(CH3COO-)增大，電離平衡逆向移動，氫離子濃度減小，則增大，故B錯誤；電離平衡常數只與溫度有關，該溫度下0.01 mol·L-1醋酸溶液的Ka=1.7×10-5，故C錯誤；電離吸熱，升高溫度，電離平衡正向移動，c(H+)增大，Ka變大，故D正確。
√
1
2
4
5
6
7
8
9
10
12
11
3
7.已知室溫時，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中只有0.1%發生電離，下列敘述錯誤的是 (　　)
A.該溶液中c(H+)=1×10-4 mol·L-1
B.升高溫度，電離常數減小
C.此酸的電離常數約為1×10-7
D.加入少量純HA，電離程度減小，電離常數不變
解析:c(H+)=0.1 mol·L-1×0.1%=1×10-4 mol·L-1，故A正確；HA電離吸熱，升高溫度，促進電離，電離常數增大，故B錯誤；此酸的電離常數Ka=≈=1×10-7，故C正確；加入少量純HA，濃度增大，電離程度減小，但Ka與溫度有關、與濃度無關，則電離常數不變，故D正確。
√
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
8.在體積都為1 L，c(H+)都為0.01 mol·L-1的鹽酸和醋酸溶液中，投入0.65 g鋅粒，則下列圖示符合客觀事實的是 (　　)
解析:B項，產生H2的速率大的應為CH3COOH，錯誤；D項，相同時間內c(H+)變化較大的為HCl，錯誤。
√
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
9.高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度時這四種酸在冰醋酸中電離(酸在溶劑中電離實質是酸中的H+轉移給溶劑分子，如HCl+H2O==H3O+ +Cl- )的電離平衡常數:
根據表格信息判斷下列說法不正確的是 (　　)
A.冰醋酸中H2SO4的電離方程式:H2SO4 H++HS
B.這四種酸在冰醋酸中都不能完全電離
C.在冰醋酸中鹽酸是這四種酸中最強的酸
D.冰醋酸較水更能區分這四種酸的強弱
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
電離平 衡常數 Ka= 1.6×10-5 Ka1= 6.3×10-9 Ka= 1.6×10-9 Ka=
4.2×10-10
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
解析:H2SO4在冰醋酸中存在電離平衡，且分步電離，主要以第一步電離為主，電離方程式為H2SO4 H++HS，A正確；根據表格數據可知:四種酸在冰醋酸中都是弱酸，存在電離平衡，且不能完全電離，B正確；酸的電離平衡常數越大，該酸的酸性就越強。根據四種酸的電離平衡常數可知，HClO4的電離平衡常數最大，故四種酸中酸性最強的是HClO4，C錯誤；四種酸在水中都是完全電離，都是強酸，而在冰醋酸中存在電離平衡，它們的電離程度不同，因而能夠比較它們的相對強弱，故冰醋酸較水更能區分這四種酸的強弱，D正確。
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
√
10.(2025·遼寧高二檢測)常溫下，同時將0.1 L 0.1 mol·L-1鹽酸和0.1 L 0.1 mol·L-1醋酸中溶質的濃度稀釋到原濃度的，稀釋過程中溶液pH的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
[提示:pH=-lg c(H+)]
A.曲線a表示鹽酸稀釋過程中的pH變化
B.0.1 mol·L-1醋酸溶液中:c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
C.稀釋后溶液中所有離子濃度均下降
D.稀釋過程中Ka(CH3COOH)不變
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
解析:常溫下，0.1 mol·L-1鹽酸的pH為1，稀釋到原濃度的時，鹽酸的pH增大一個單位，變為2，所以曲線b表示鹽酸稀釋過程中的pH變化，故A錯誤；醋酸發生不完全電離產生氫離子和醋酸根離子，溶液呈酸性，同時水也電離產生氫離子，則c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)，故B錯誤；稀釋后氫離子和氯離子、醋酸根離子濃度下降，酸對于水的電離的抑制作用減弱，水的電離程度增大，OH-濃度增大，故C錯誤；溫度不變，Ka(CH3COOH)不變，故D正確。
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
二、非選擇題
11.(6分)(1)25 ℃時，a mol·L-1 CH3COOH溶液中c(H+)=10-b mol·L-1，用含a和
b的代數式表示CH3COOH的電離平衡常數Ka=　　 　　。
(2)已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH=5.6，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的電離及H2CO3的二級電離，則H2CO3 HC+H+的電離平衡常數Ka=　　　　　。(已知10-5.6=2.5×10-6)
　
4.2×10-7
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3
(3)25 ℃時，在2.0×10-3 mol·L-1的氫氟酸水溶液中，調節溶液pH(忽略調節時溶液體積的變化)，測得平衡體系中 c(F-)、c(HF)與溶液pH的關系如圖所示。[提示:pH=-lg c(H+)]
則25 ℃時，HF的電離平衡常數Ka(HF)
=______________________________________(列式求值)。
==4.0×10-4
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
12.(14分)弱電解質的電離平衡與日常生活、工農業生產等息息相關。回答下列問題:
Ⅰ.部分弱酸的電離平衡常數如下表:
(1)H2S的二級電離平衡常數的表達式為　　　　　　　　　。
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
電離平衡常數 (25 ℃) K=1.77×10-4 K1=1.3×10-7 K2=7.1×10-15 K1=4.4×10-7， K2=4.7×10-11 K=3.0×10-8
解析:H2S的第二步電離方程式為HS- H++S2-，其二級電離平衡常數的表達式為Ka2=；
Ka2=　
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
12.(14分)弱電解質的電離平衡與日常生活、工農業生產等息息相關。回答下列問題:
Ⅰ.部分弱酸的電離平衡常數如下表:
(2)c(H+)濃度相同的HCOOH和HClO溶液中:c(HCOOH)　　c(HClO)。
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
電離平衡常數 (25 ℃) K=1.77×10-4 K1=1.3×10-7 K2=7.1×10-15 K1=4.4×10-7， K2=4.7×10-11 K=3.0×10-8
解析:HCOOH的酸性強于HClO；故c(H+)濃度相同時，c(HCOOH)<
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
(3)根據上述電離常數及物質的特性判斷下列化學反應方程式錯誤的是
　　　　(填序號)。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應:HClO+C==ClO-+HC
②少量CO2通入NaClO溶液中:CO2+H2O+ClO-==HC+HClO
③硫化氫氣體通入NaClO溶液中:H2S+ClO-==HS-+HClO
④碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中:2HCOOH+C==2HCOO-+CO2↑+H2O
⑤碳酸鈉溶液通入少量H2S:2C+H2S==S2-+2HC
①③⑤
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
解析:由于電離平衡常數HCOOH>H2CO3>H2S>HClO>HC>HS-，酸性強弱為HCOOH>H2CO3>H2S>HClO>HC>HS-；H2CO3>HClO>HC，次氯酸與NaHCO3溶液不反應，故①錯誤；H2CO3>HClO>HC，少量CO2通入NaClO溶液中:CO2+H2O+ClO-==HC+HClO，故②正確；硫化氫氣體通入NaClO溶液中發生氧化還原反應:H2S+ClO-==S↓+H2O+Cl-，故③錯誤；HCOOH>H2CO3，碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中:2HCOOH+C==2HCOO-+CO2↑+H2O，故④正確；H2CO3>H2S>HC>HS-，碳酸鈉溶液通入少量H2S只能生成HC和HS-:
C+H2S==HS-+HC，故⑤錯誤；
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
Ⅱ.常壓下，某化學興趣小組取不同濃度、不同溫度的醋酸進行各項內容的測定，得到下表實驗數據。
已知:電離度=×100%
溫度/℃ c(CH3COOH)/(mol·L-1) 電離常數 電離度/% c(H+)/(mol·L-1)
0 16.06 1.37×10-1 9.098 1.507×10-2
10 15.16 1.57×10-1 10.18 1.543×10-2
20 13.63 1.71×10-1 11.2 1.527×10-2
(4)溫度升高，CH3COOH的電離平衡向　　 (填“左”或“右”)移動，能支持該結論的表中數據是　　 (填字母)。
a.c(H+) b.電離度 c.電離常數 d.c(CH3COOH)
右
c
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
解析:弱電解質的電離為吸熱反應，溫度升高，CH3COOH的電離程度增大，電離平衡向右移動，醋酸的電離度與醋酸濃度有關，只有電離常數是溫度的函數；
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
Ⅱ.常壓下，某化學興趣小組取不同濃度、不同溫度的醋酸進行各項內容的測定，得到下表實驗數據。
已知:電離度=×100%
溫度/℃ c(CH3COOH)/(mol·L-1) 電離常數 電離度/% c(H+)/(mol·L-1)
0 16.06 1.37×10-1 9.098 1.507×10-2
10 15.16 1.57×10-1 10.18 1.543×10-2
20 13.63 1.71×10-1 11.2 1.527×10-2
(5)表中c(H+)基本不變的原因是_______________________________________
　 。
解析:根據表中數據可知，醋酸濃度降低，會使氫離子濃度減小，而溫度升高，會使氫離子濃度增大，兩者雙重作用使氫離子濃度基本不變；
濃度減小，會使氫離子濃度減小，而溫度
升高，會使氫離子濃度增大，雙重作用使氫離子濃度基本不變
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
Ⅱ.常壓下，某化學興趣小組取不同濃度、不同溫度的醋酸進行各項內容的測定，得到下表實驗數據。
已知:電離度=×100%
溫度/℃ c(CH3COOH)/(mol·L-1) 電離常數 電離度/% c(H+)/(mol·L-1)
0 16.06 1.37×10-1 9.098 1.507×10-2
10 15.16 1.57×10-1 10.18 1.543×10-2
20 13.63 1.71×10-1 11.2 1.527×10-2
(6)常溫下，在醋酸溶液中加入純醋酸，醋酸的電離度　　　 (填“增大”“減小”或“不變”，下同)；在醋酸溶液中加入一定量的醋酸鈉晶體，醋酸的電離度　　　 。
減小
減小
12
1
2
4
5
6
7
8
9
10
11
3
解析:常溫下，在醋酸溶液中加入純醋酸，醋酸濃度增大，醋酸的電離度減小，醋酸溶液中存在電離平衡，在醋酸溶液中加入一定量的醋酸鈉晶體，電離平衡逆向進行，醋酸的電離度減小。課時跟蹤檢測(十六)　電離平衡常數
一、選擇題
1.下列關于電離常數的說法正確的是 (　　)
A.Ka大的酸溶液中c(H+)一定比Ka小的酸溶液中的c(H+)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
2.CH3COOH溶液中存在平衡CH3COOHCH3COO-+H+,欲使CH3COOH的電離度α和電離常數Ka同時增大,可以采取的措施是 (　　)
A.加水 B.加冰醋酸
C.加熱 D.加壓
3.常溫常壓下,將0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋或者加入少量CH3COONa晶體時,都會引起 (　　)
A.溶液的pH變大
B.CH3COOH的電離程度增大
C.溶液的導電能力增強
D.電離平衡常數增大
4.常溫下,將濃度為0.05 mol·L-1的HClO溶液加水不斷稀釋,下列各量始終保持增大的是 (　　)
A.c(H+) B.
C.Ka(HClO) D.
5.(2025·濟寧期末)一元弱酸HA(aq)中存在下列電離平衡:HAA-+H+。將1.0 mol HA加入一定量的蒸餾水中,最終得到1.0 L溶液,如圖表示溶液中HA、H+、A-的物質的量濃度隨時間而變化的曲線,正確的是 (　　)
6.(2025·天津高二檢測)25 ℃時,0.1 mol·L-1的醋酸溶液中電離平衡常數K=1.7×10-5,下列說法正確的是 (　　)
A.向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸,平衡逆向移動,c(H+)減小
B.向該溶液中加少量CH3COONa固體,減小
C.該溫度下0.01 mol·L-1醋酸溶液的Ka<1.7×10-5
D.升高溫度,c(H+)增大,Ka變大
7.已知室溫時,0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中只有0.1%發生電離,下列敘述錯誤的是 (　　)
A.該溶液中c(H+)=1×10-4 mol·L-1
B.升高溫度,電離常數減小
C.此酸的電離常數約為1×10-7
D.加入少量純HA,電離程度減小,電離常數不變
8.在體積都為1 L,c(H+)都為0.01 mol·L-1的鹽酸和醋酸溶液中,投入0.65 g鋅粒,則下列圖示符合客觀事實的是 (　　)
9.高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強酸,其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度時這四種酸在冰醋酸中電離(酸在溶劑中電離實質是酸中的H+轉移給溶劑分子,如HCl+H2OH3O+ +Cl- )的電離平衡常數:
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
電離平 衡常數 Ka= 1.6×10-5 Ka1= 6.3×10-9 Ka= 1.6×10-9 Ka= 4.2×10-10
根據表格信息判斷下列說法不正確的是 (　　)
A.冰醋酸中H2SO4的電離方程式:H2SO4H++HS
B.這四種酸在冰醋酸中都不能完全電離
C.在冰醋酸中鹽酸是這四種酸中最強的酸
D.冰醋酸較水更能區分這四種酸的強弱
10.(2025·遼寧高二檢測)常溫下,同時將0.1 L 0.1 mol·L-1鹽酸和0.1 L 0.1 mol·L-1醋酸中溶質的濃度稀釋到原濃度的,稀釋過程中溶液pH的變化如圖所示。下列說法正確的是 (　　)
[提示:pH=-lg c(H+)]
A.曲線a表示鹽酸稀釋過程中的pH變化
B.0.1 mol·L-1醋酸溶液中:c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
C.稀釋后溶液中所有離子濃度均下降
D.稀釋過程中Ka(CH3COOH)不變
二、非選擇題
11.(6分)(1)25 ℃時,a mol·L-1 CH3COOH溶液中c(H+)=10-b mol·L-1,用含a和b的代數式表示CH3COOH的電離平衡常數Ka= 　。
(2)已知常溫常壓下,空氣中的CO2溶于水,達到平衡時,溶液的pH=5.6,c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的電離及H2CO3的二級電離,則H2CO3HC+H+的電離平衡常數Ka=　　　　　。(已知10-5.6=2.5×10-6)
(3)25 ℃時,在2.0×10-3 mol·L-1的氫氟酸水溶液中,調節溶液pH(忽略調節時溶液體積的變化),測得平衡體系中 c(F-)、c(HF)與溶液pH的關系如圖所示。[提示:pH=-lg c(H+)]
則25 ℃時,HF的電離平衡常數Ka(HF)= 　(列式求值)。
12.(14分)弱電解質的電離平衡與日常生活、工農業生產等息息相關。回答下列問題:
Ⅰ.部分弱酸的電離平衡常數如下表:
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
電離平衡常數(25 ℃) K=1.77×10-4 K1=1.3×10-7 K2=7.1×10-15 K1=4.4×10-7, K2=4.7×10-11 K=3.0×10-8
(1)H2S的二級電離平衡常數的表達式為 　。
(2)c(H+)濃度相同的HCOOH和HClO溶液中:c(HCOOH)　　　　　c(HClO)。
(3)根據上述電離常數及物質的特性判斷下列化學反應方程式錯誤的是　　　　　(填序號)。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應:HClO+CClO-+HC
②少量CO2通入NaClO溶液中:CO2+H2O+ClO-HC+HClO
③硫化氫氣體通入NaClO溶液中:H2S+ClO-HS-+HClO
④碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中:2HCOOH+C2HCOO-+CO2↑+H2O
⑤碳酸鈉溶液通入少量H2S:2C+H2SS2-+2HC
Ⅱ.常壓下,某化學興趣小組取不同濃度、不同溫度的醋酸進行各項內容的測定,得到下表實驗數據。
溫度/℃ c(CH3COOH)/(mol·L-1) 電離常數 電離度/% c(H+)/(mol·L-1)
0 16.06 1.37×10-1 9.098 1.507×10-2
10 15.16 1.57×10-1 10.18 1.543×10-2
20 13.63 1.71×10-1 11.2 1.527×10-2
已知:電離度=×100%
(4)溫度升高,CH3COOH的電離平衡向　　　　　 (填“左”或“右”)移動,能支持該結論的表中數據是　　　　　 (填字母)。
a.c(H+) b.電離度
c.電離常數 d.c(CH3COOH)
(5)表中c(H+)基本不變的原因是 　。
(6)常溫下,在醋酸溶液中加入純醋酸,醋酸的電離度　　　　　 (填“增大”“減小”或“不變”,下同);在醋酸溶液中加入一定量的醋酸鈉晶體,醋酸的電離度　　　　　 。
課時跟蹤檢測(十六)
1.選D　 酸溶液中c(H+)既跟酸的電離常數有關,也跟酸溶液的濃度有關,A項錯誤;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,故C項錯誤。
2.選C　加水會降低CH3COOH濃度,根據“越稀越電離”可知,CH3COOH電離度將增大,但溫度不變,Ka不變,故A項不選;加冰醋酸會使CH3COOH濃度增大,CH3COOH電離度將減小,但溫度不變,Ka不變,故B項不選;弱電解質電離過程吸熱,升高溫度將促進CH3COOH電離,則CH3COOH的電離度α和電離常數Ka將同時增大,故C項選;該電離過程在溶液中進行,加壓對電離平衡無影響,故D項不選。
3.選A　CH3COOH溶液中存在電離平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,加水稀釋使溶液中c(H+)減小,pH增大;加入少量CH3COONa晶體,導致溶液中c(CH3COO-)增大,電離平衡逆向移動,當達到平衡時溶液中c(H+)減小,pH增大,A正確。加水稀釋,醋酸的電離平衡正向移動,醋酸的電離程度增大,而加入少量CH3COONa晶體時,電離平衡逆向移動,最終達到平衡時醋酸的電離程度減小,B錯誤。加水稀釋,溶液中自由移動的離子濃度減小,溶液導電能力減弱;而加入少量CH3COONa晶體時,溶液中自由移動的離子濃度增大,溶液導電能力增強,C錯誤。電離平衡常數只與溫度有關,而與濃度無關,因此當溫度不變時,醋酸的電離平衡常數不變,D錯誤。
4.選B　加水稀釋促進HClO電離,溶液中c(H+)減小,A錯誤;稀釋過程中溶液中c(H+)、c(ClO-)、c(HClO)都減小,但是溫度不變,電離常數不變,=×=,故增大,B正確,C錯誤;稀釋過程中,c(H+)減小,=,減小,D錯誤。
5.選C　根據弱酸HA的電離平衡知,HA濃度由大到小,排除D項;A-、H+濃度由0增大,排除了A、B;平衡時,HA減少量等于A-的增加量。
6.選D　向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸,CH3COOH CH3COO-+H+平衡逆向移動,c(H+)增大,故A錯誤;溫度不變,平衡常數不變,K=,向該溶液中加少量CH3COONa固體,c(CH3COO-)增大,電離平衡逆向移動,氫離子濃度減小,則增大,故B錯誤;電離平衡常數只與溫度有關,該溫度下0.01 mol·L-1醋酸溶液的Ka=1.7×10-5,故C錯誤;電離吸熱,升高溫度,電離平衡正向移動,c(H+)增大,Ka變大,故D正確。
7.選B　c(H+)=0.1 mol·L-1×0.1%=1×10-4 mol·L-1,故A正確;HA電離吸熱,升高溫度,促進電離,電離常數增大,故B錯誤;此酸的電離常數Ka=≈=1×10-7,故C正確;加入少量純HA,濃度增大,電離程度減小,但Ka與溫度有關、與濃度無關,則電離常數不變,故D正確。
8.選C　B項,產生H2的速率大的應為CH3COOH,錯誤;D項,相同時間內c(H+)變化較大的為HCl,錯誤。
9.選C　H2SO4在冰醋酸中存在電離平衡,且分步電離,主要以第一步電離為主,電離方程式為H2SO4 H++HS,A正確;根據表格數據可知:四種酸在冰醋酸中都是弱酸,存在電離平衡,且不能完全電離,B正確;酸的電離平衡常數越大,該酸的酸性就越強。根據四種酸的電離平衡常數可知,HClO4的電離平衡常數最大,故四種酸中酸性最強的是HClO4,C錯誤;四種酸在水中都是完全電離,都是強酸,而在冰醋酸中存在電離平衡,它們的電離程度不同,因而能夠比較它們的相對強弱,故冰醋酸較水更能區分這四種酸的強弱,D正確。
10.選D　常溫下,0.1 mol·L-1鹽酸的pH為1,稀釋到原濃度的時,鹽酸的pH增大一個單位,變為2,所以曲線b表示鹽酸稀釋過程中的pH變化,故A錯誤;醋酸發生不完全電離產生氫離子和醋酸根離子,溶液呈酸性,同時水也電離產生氫離子,則c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),故B錯誤;稀釋后氫離子和氯離子、醋酸根離子濃度下降,酸對于水的電離的抑制作用減弱,水的電離程度增大,OH-濃度增大,故C錯誤;溫度不變,Ka(CH3COOH)不變,故D正確。
11.(1)　(2)4.2×10-7
(3)==4.0×10-4
12.解析:(1)H2S的第二步電離方程式為HS- H++S2-,其二級電離平衡常數的表達式為Ka2=;(2)HCOOH的酸性強于HClO;故c(H+)濃度相同時,c(HCOOH)H2CO3>H2S>HClO>HC>HS-,酸性強弱為HCOOH>H2CO3>H2S>HClO>HC>HS-;H2CO3>HClO>HC,次氯酸與NaHCO3溶液不反應,故①錯誤;H2CO3>HClO>HC,少量CO2通入NaClO溶液中:CO2+H2O+ClO-HC+HClO,故②正確;硫化氫氣體通入NaClO溶液中發生氧化還原反應:H2S+ClO-S↓+H2O+Cl-,故③錯誤;HCOOH>H2CO3,碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中:2HCOOH+C2HCOO-+CO2↑+H2O,故④正確;H2CO3>H2S>HC>HS-,碳酸鈉溶液通入少量H2S只能生成HC和HS-:C+H2SHS-+HC,故⑤錯誤;(4)弱電解質的電離為吸熱反應,溫度升高,CH3COOH的電離程度增大,電離平衡向右移動,醋酸的電離度與醋酸濃度有關,只有電離常數是溫度的函數;(5)根據表中數據可知,醋酸濃度降低,會使氫離子濃度減小,而溫度升高,會使氫離子濃度增大,兩者雙重作用使氫離子濃度基本不變;(6)常溫下,在醋酸溶液中加入純醋酸,醋酸濃度增大,醋酸的電離度減小,醋酸溶液中存在電離平衡,在醋酸溶液中加入一定量的醋酸鈉晶體,電離平衡逆向進行,醋酸的電離度減小。
答案:(1)Ka2=　(2)<　(3)①③⑤　(4)右　c
(5)濃度減小,會使氫離子濃度減小,而溫度升高,會使氫離子濃度增大,雙重作用使氫離子濃度基本不變　(6)減小　減小
5 / 5

展開更多......

收起↑