第三章 第一节 第二课时 电离平衡常数-【金版教程】2024-2025学年新教材高中化学选择性必修1创新导学案课件PPT（人教版2019，不定项版）

第三章　水溶液中的离子反应与平衡 第一节　电离平衡 第二课时　电离平衡常数 学习目标　 1.了解电离平衡常数及其意义。2.能正确地书写电离平衡常数的表达式并进行有关的计算。 学习理解 01 探究应用 02 目录 CONTENTS 总结提升 03 课时作业 04 学习理解 各种离子浓度的乘积 未电离分子 Ka Kb 学习理解 目录 6 学习理解 目录 7 第一步 学习理解 目录 8 相对强弱 大 > > 学习理解 目录 9 不同 本身性质 温度 吸 增大 学习理解 目录 10 × × √ × × 学习理解 目录 11 探究应用 知识点一　电离常数的应用 1．根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 2．判断复分解反应能否发生，一般应符合“强酸制弱酸”规律。 探究应用 目录 13 1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述，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酸性的相对强弱 D．弱电解质的电离平衡常数用来衡量弱电解质电离能力强弱 答案 探究应用 目录 14 答案 解析 探究应用 目录 15 知识点二　电离常数的有关计算 探究应用 目录 16 探究应用 目录 17 探究应用 目录 18 (3)意义 ①电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。 ②温度相同、浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。温度、浓度相同时，一元弱酸的α越大，表示其酸性越强。 ③同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。 (4)影响因素 影响电离度的外界因素主要是弱电解质溶液的浓度和温度。 ①电离度随着溶液浓度的增大而减小，随着溶液浓度的减小而增大。 ②升高温度则电离度增大，降低温度则电离度减小。 探究应用 目录 19 3．0.1 mol/L的HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离常数Ka为(　　) A．1.0×10－5 B．1.0×10－6 C．1.0×10－7 D．1.0×10－8 答案 探究应用 目录 20 解析 探究应用 目录 21 4．现取20 mL c(H＋)＝0.001 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，测得溶液导电能力变化如图，则加入氨水前CH3COOH的电离度为(　　)   A．0.1% B．0.5% C．1% D．1.5% 答案 解析 探究应用 目录 22 总结提升 自我反思：﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍﹍ 本课总结 总结提升 目录 24 答案 随堂提升 总结提升 目录 25 2．在25 ℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中溶质的电离常数分别为5.6×10－4、1.8×10－4、6.2×10－10、 ＝4.5×10－7和 ＝4.7×10－11，其中氢离子浓度最小的是(　　) A．HNO2溶液 B．HCOOH溶液 C．HCN溶液 D．H2CO3溶液 答案 总结提升 目录 26 答案 总结提升 目录 27 解析 总结提升 目录 28 4．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(　　) A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1 mol·L－1HX溶液的电离平衡常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数 答案 酸 HX HY HZ 电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 总结提升 目录 29 解析　电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系：HX<HY<HZ，故A错误；由电离平衡常数可以判断，HZ、HX、HY都属于弱酸，故C错误；电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关，故D错误。 解析 酸 HX HY HZ 电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 总结提升 目录 30 5．25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如表： 答案 增大 总结提升 目录 31 答案 cd 总结提升 目录 32 解析 总结提升 目录 33 课时作业 答案 [学习·理解] 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 35 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 36 答案 3．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(　　) 解析　根据乙酸和一氯乙酸的Ka可知二者酸性：一氯乙酸>乙酸。在温度不变、浓度相等时，电离度：一氯乙酸>乙酸，A、C错误；对于弱酸，浓度越大，电离度越小，B正确，D错误。 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 37 答案 解析　醋酸加水稀释，促进醋酸的电离，溶液中带电粒子的数目增加，A错误；醋酸加水稀释，电离程度增大，但c(H＋)减小，C错误；电离常数Ka只与温度有关，与醋酸的浓度无关，D错误。 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 38 5．(2023·广东广州高二期末)证据推理与模型认知是化学学科核心素养之一。下列基于反应事实的推理正确的是(　　) A．a>b>c>d B．d>b>c>a C．b>c>d>a D．d>b>a>c 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 39 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 40 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 41 答案 本组内选择题有一个或两个选项符合题意。 7．常温下，碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是(　　) [应用·实践] 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 42 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 43 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 44 解析　A项，向该溶液中滴加几滴浓盐酸，H＋浓度增大，平衡逆向移动，平衡时溶液中c(H＋)增大，错误；B项，向该溶液中加少量CH3COONa固体，CH3COO－浓度增大，平衡逆向移动，错误；C项，电离平衡常数只与温度有关，该温度下0.01 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝1.75×10－5，正确；D项，电离吸热，升高温度平衡正向移动，c(H＋)增大，Ka增大，正确。 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 45 9．已知T ℃时两种弱酸HX、HY的电离常数分别为5.0×10－4、1.7×10－5。将pH和体积均相同的HX、HY溶液分别加水稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　) A．曲线Ⅰ代表HY溶液 B．将a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶 液中n(Na＋)相同 C．溶液中水的电离程度：b点>c点 D．从c点到d点，对应酸的电离常数保持不变 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 46 解析　温度相同时，酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，电离常数：HX>HY，则酸性：HX>HY，pH和体积均相同的HX、HY溶液分别加水稀释相同的倍数，pH变化较大的酸的酸性强，由题图可知，曲线Ⅰ表示HY溶液、曲线Ⅱ表示HX溶液，A正确；酸性：HX>HY，则等体积、等pH的两溶液：c(HY)>c(HX)，两溶液分别与NaOH恰好中和后，HY消耗NaOH的量更多，则HY溶液与NaOH恰好中和后溶液中n(Na＋)更大，B错误；酸会抑制水的电离，酸性越强，其对水的电离的抑制作用越大，酸性：b点>c点，所以水的电离程度：b点<c点，C错误；从c点到d点，温度不变，则对应酸的电离常数保持不变，D正确。 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 47 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 48 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 49 11．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示： 请回答下列问题： (1)H2S的一级电离平衡常数表达式为 ＝____________________。 (2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为____________________ ____________________________。 答案 H2C2O4>CH3COOH>H2S 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 50 (3)H2C2O4与少量的KOH溶液反应的化学方程式为________________________ ______________________________________。 (4)NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为______________________ ________________________________________________。 (5)H＋浓度相同、等体积的两份溶液A(盐酸)和B(CH3COOH)分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是________(填序号)。 ①反应所需要的时间：B>A ②开始反应时的速率：A>B ③参加反应的锌的物质的量：A＝B ④反应过程的平均速率：B>A ⑤B中有锌剩余 答案 H2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O ③④ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 51 解析　 (5)H＋浓度相同、等体积的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，在水溶液中存在电离平衡，所以含有未电离的醋酸分子，因此二者分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相等，则盐酸反应完全，醋酸有剩余。由于反应过程中醋酸溶液中不断电离出新的H＋，故c(H＋)比盐酸的大，所以平均速率：B>A，反应所需要的时间：B<A，①错误，④正确；反应开始c(H＋)相同，所以开始反应时的速率：A＝B，②错误；由于反应产生的氢气相同，因此参加反应的锌的物质的量：A＝B，③正确；由于醋酸是弱酸，部分电离，当溶液中c(H＋)相同时，醋酸的浓度大于盐酸的浓度，溶液的体积相等，因此醋酸的物质的量比盐酸多，最后盐酸中有锌剩余，⑤错误。 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 52 ①反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是_____________________________________ _____________________________________。 12．(1)已知25 ℃时，弱电解质的电离平衡常数：Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。现将20 mL 0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1的HSCN溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生的CO2气体的体积(V)与时间(t)的关系如图所示。 答案 Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)越大反应速率越快 [创新·提高] 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 53 ②反应结束后，所得溶液中c(SCN－)________(填“>”“＝”或“<”)c(CH3COO－)。 (2)现有2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸溶液，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，实验测得25 ℃时平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示(已知pH＝4时溶液中H＋的浓度为1.0×10－4 mol·L－1)： 25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝__________________________________ (列式求值)。 答案 > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 54 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 目录 55 　　　　　　　　　　　　　 R 1．电离平衡常数： 在一定条件下当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离生成的eq \x(\s\up1(01))______________________与溶液中eq \x(\s\up1(02))_____________的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸在水中的电离常数通常用eq \x(\s\up1(03))_____表示，弱碱用eq \x(\s\up1(04))_____表示)。 2．表示方法 (1)一元弱酸在水中的电离常数： CH3COOHCH3COO－＋H ＋Ka＝eq \x(\s\up1(01))______________________ (2)一元弱碱在水中的电离常数： NH3·H2ONHeq \o\al(＋,4)＋OH－ Kb＝eq \x(\s\up1(02))______________________ eq \f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)) ＋,4)eq \f(c(NH)·c(OH－),c(NH3·H2O)) (3)多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数。如H2CO3： H2CO3H＋＋HCOeq \o\al(－,3) ＝eq \x(\s\up1(03))________________ HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3) ＝eq \x(\s\up1(04))_______________ 比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，>……当eq \x(\s\up1(05))_________时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑eq \x(\s\up1(06))________电离。多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况类似。 －,3)eq \f(c(HCO)·c(H＋),c(H2CO3)) 2－,3)eq \f(c(CO)·c(H＋),c(HCOeq \o\al(－,3))) 3．电离平衡常数表示的意义 电离常数表明了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小，可以判断弱电解质的eq \x(\s\up1(01))____________。在同一温度下，同一类型的弱电解质，电离常数越eq \x(\s\up1(02))____，其电离能力越强。如25 ℃时，H2CO3的＝4.5×10－7，＝4.7×10－11；HClO的Ka＝4.0×10－8，即酸性：H2CO3eq \x(\s\up1(03))____HClOeq \x(\s\up1(04))____HCOeq \o\al(－,3)。 4．影响电离平衡常数的因素 (1)内因：同一温度下，不同弱电解质的电离常数eq \x(\s\up1(01))_______，说明电离常数由物质eq \x(\s\up1(02))_________所决定。 (2)外因：弱电解质的电离常数只受eq \x(\s\up1(03))_______影响，与溶液的浓度无关。由于弱电解质的电离过程eq \x(\s\up1(04))_______热，故电离常数随着温度的升高而eq \x(\s\up1(05))_______。 判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝2－,3)eq \f(c2(H＋)·c(CO),c(H2CO3)) 。(　　) (2)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(　　) (3)在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。(　　) (4)某一弱电解质，电离程度越大，电离常数就越大。(　　) (5)多元弱碱的第一级电离程度较大，产生的OH－对第二级、三级电离产生促进作用。(　　) 3．根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释， eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq \f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)·c(H＋))＝eq \f(Ka,c(H＋))，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))增大。 解析　加水稀释促进HClO电离，溶液中c(H＋)减小，A错误；稀释过程中溶液中c(H＋)、c(ClO－)、c(HClO)都减小，但是温度不变，电离常数不变，eq \f(c(H＋),c(HClO))＝eq \f(Ka,c(ClO－))，故eq \f(c(H＋),c(HClO))增大，B正确，C错误；稀释过程中，c(H＋)减小，电离常数不变，eq \f(c(HClO),c(ClO－))＝eq \f(c(H＋),Ka)，eq \f(c(HClO),c(ClO－))减小，D错误。 2．常温下，将浓度为0.05 mol/L的HClO溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　) A．c(H＋) B.eq \f(c(H＋),c(HClO)) C．Ka(HClO) D.eq \f(c(HClO),c(ClO－)) 1．电离常数的相关计算(以弱酸HX为例) HX　　　　H＋　＋　X－ 　 起始 (mol·L－1) c(HX) 0 0 平衡 (mol·L－1) c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则Ka＝eq \f(c(H＋)·c(X－),c(HX)－c(H＋))≈eq \f(c2(H＋),c(HX)－c(H＋))。 (1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离常数Ka。 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可以近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则Ka＝eq \f(c2(H＋),c(HX))，代入数值求解即可。 (2)已知c(HX)和电离常数Ka，求c(H＋)。因弱酸溶液中c(H＋)很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝eq \r(Ka·c(HX))，代入数值求解即可。 2．电离度(α) (1)定义 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率，称为电离度。 (2)表达式 电离度通常用α表示：α＝eq \f(已电离的溶质分子数,原有溶质分子总数)×100% 式中的分子、分母也可以分别用已电离的溶质的物质的量和原有溶质的物质的量(包括已电离的和未电离的)来代替。 解析　由题意列三段式如下： 　 　　　　　HA　　　　　H＋　＋　A－ 起始(mol/L) 0.1 0 0 转化(mol/L) 0.1×1% 10－3 10－3 平衡(mol/L) 0.1－0.001≈0.1 10－3 10－3 Ka＝eq \f(c(H＋)·c(A－),c(HA))＝eq \f(10－3×10－3,0.1)＝10－5。 解析　CH3COOH溶液中c(H＋)＝0.001 mol·L－1，根据题图可知，当氨水的体积为10 mL时溶液导电能力最强，说明此时氨水恰好与醋酸完全反应，所以醋酸的浓度为eq \f(0.2 mol·L－1×0.01 L,0.02 L)＝0.1 mol·L－1，CH3COOH的电离度为eq \f(0.001 mol·L－1,0.1 mol·L－1)×100%＝1%。 1．已知25 ℃时，醋酸溶液中存在下述关系：Ka＝eq \f(c(H＋)·c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝1.75×10－5，其中Ka为醋酸的电离平衡常数。有关Ka的下列说法正确的是(　　) A．当向该溶液中加入一定量的硫酸时，Ka的值增大 B．升高温度，Ka的值增大 C．向醋酸溶液中加水，Ka的值增大 D．向醋酸溶液中加氢氧化钠溶液，Ka的值增大 3．将10 mL 0.1 mol·L－1的氨水加蒸馏水稀释到1 L后，下列变化正确的是(　　) ①NH3·H2O的电离程度增大　②c(NH3·H2O)增大　③NHeq \o\al(＋,4)的数目增多　④c(OH－)增大　⑤溶液的导电性增强　⑥＋,4)eq \f(c(NH),c(NH3·H2O)) 增大 A．仅①②③ B．仅①③⑤ C．仅①③⑥ D．仅②④⑥ 解析　氨水加水稀释，NH3·H2O的电离程度增大，则c(NH3·H2O)减小，NHeq \o\al(＋,4)的数目增多，①③正确，②错误；溶液中n(OH－)增大，但c(OH－)减小，④错误；溶液稀释时c(NHeq \o\al(＋,4))和c(OH－)均减小，溶液的导电性减弱，⑤错误；＋,4)eq \f(c(NH),c(NH3·H2O)) ＝eq \f(Kb,c(OH－))，由于温度不变，Kb不变，而c(OH－)减小，则＋,4)eq \f(c(NH),c(NH3·H2O)) 增大，⑥正确。 请回答下列问题： (1)一般情况下，当温度升高时，Ka________(填“增大”“减小”或“不变”)。 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数Ka 1.8×10－5 ＝4.3×10－7 ＝5.6×10－11 3.0×10－8 (2)下列反应不能发生的是________(填标号)。 a．COeq \o\al(2－,3)＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O b．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO c．COeq \o\al(2－,3)＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－ d．2ClO－＋CO2＋H2O===COeq \o\al(2－,3)＋2HClO 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数Ka 1.8×10－5 ＝4.3×10－7 ＝5.6×10－11 3.0×10－8 解析　(2)由电离平衡常数大小可知，酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCOeq \o\al(－,3)，则由强酸可制弱酸的原理知，c、d两项不能发生。 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数Ka 1.8×10－5 ＝4.3×10－7 ＝5.6×10－11 3.0×10－8 本组内选择题只有一个选项符合题意。 1．对于碳酸溶液中的电离平衡，下列电离平衡常数的表达式正确的是(　　) A．Ka＝2－,3)eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（H2CO3）) B．Ka＝2－,3)eq \f(c（CO）·c2（H＋）,c（H2CO3）) C．＝－,3)eq \f(c（HCO）·c（H＋）,c（H2CO3）) D．＝2－,3)eq \f(c（CO）·c2（H＋）,c（HCOeq \o\al(－,3)）) 2．下列说法正确的是(　　) A．电离常数受溶液浓度的影响 B．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．电离常数大的酸中的c(H＋)一定比电离常数小的酸中的c(H＋)大 D．H2SO3的电离常数表达式：Ka＝2－,3)eq \f(c（H＋）·c（SO）,c（H2SO3）) 4．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是(　　) A．溶液中带电粒子的数目减小 B．溶液中eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)不变 C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大 D．醋酸的电离常数Ka随醋酸浓度减小而减小 酸的电离常数(常温) C6H5OHC6H5O－＋H＋　Ka＝a H2CO3HCOeq \o\al(－,3)＋H＋　＝b HCOeq \o\al(－,3)COeq \o\al(2－,3)＋H＋　＝c CH3COOHCH3COO－＋H＋　Ka＝d 反应事实 (常温) ①C6H5OH＋Na2CO3===C6H5ONa＋NaHCO3 ②C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3 ③CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋H2O＋CO2↑ 解析　一般情况下，强酸可以与弱酸的盐溶液反应制得弱酸，由题给反应事实可知，弱酸或酸式酸根离子的酸性强弱顺序为CH3COOH>H2CO3>C6H5OH>HCOeq \o\al(－,3)，由弱酸的酸性越强，电离常数越大可知，d>b>a>c，故选D。 酸的电离常数(常温) C6H5OHC6H5O－＋H＋　Ka＝a H2CO3HCOeq \o\al(－,3)＋H＋　＝b HCOeq \o\al(－,3)COeq \o\al(2－,3)＋H＋　＝c CH3COOHCH3COO－＋H＋　Ka＝d 反应事实 (常温) ①C6H5OH＋Na2CO3===C6H5ONa＋NaHCO3 ②C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3 ③CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋H2O＋CO2↑ 6．已知7.1×10－4、6.8×10－4、6.2×10－10分别是三种酸在某温度时的电离平衡常数。若这三种酸可发生反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　②NaCN＋HF===HCN＋NaF　③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，则下列叙述中不正确的是(　　) A．HF的电离平衡常数为7.1×10－4 B．HNO2的电离平衡常数为6.2×10－10 C．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的大，比HF的小 H2CO3 H2SO3 HClO ＝4.5×10－7 ＝1.4×10－2 Ka＝4.0×10－8 ＝4.7×10－11 ＝6.0×10－8 — A.向Na2CO3溶液中通入少量SO2：2COeq \o\al(2－,3)＋SO2＋H2O===2HCOeq \o\al(－,3)＋SOeq \o\al(2－,3) B．常温下，相同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液，后者的酸性更强 C．向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋COeq \o\al(2－,3) D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3溶液和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度 解析　相同温度下，酸的电离平衡常数越大，酸性越强，由电离平衡常数可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HSOeq \o\al(－,3)>HClO>HCOeq \o\al(－,3)。因为酸性：H2SO3>H2CO3>HSOeq \o\al(－,3)，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCOeq \o\al(－,3)和SOeq \o\al(2－,3)，当SO2过量时，生成CO2和HSOeq \o\al(－,3)，A正确；由题意可知，常温下第一电离平衡常数：H2SO3>H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液的酸性强于H2CO3溶液的酸性，B错误；酸性：H2CO3>HClO>HCOeq \o\al(－,3)，所以CO2通入NaClO溶液中生成碳酸氢根离子和次氯酸，正确的离子方程式为CO2＋H2O＋ClO－===HCOeq \o\al(－,3)＋HClO，C错误；向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中的HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，D错误。 8．醋酸的电离方程式为CH3COOH(aq)H＋(aq)＋CH3COO－(aq)　ΔH>0。25 ℃时，0.1 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝eq \f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝1.75×10－5。下列说法正确的是(　　) A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，平衡时溶液中c(H＋)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下，0.01 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝1.75×10－5 D．升高温度，c(H＋)增大，Ka增大 10．已知：pH＝－lg c(H＋)。正常血液的pH范围是7.35～7.45，pH小于7.2会引起酸中毒。H2CO3/HCOeq \o\al(－,3)缓冲体系可稳定血液的pH，其缓冲作用可表示为H＋(aq)＋HCOeq \o\al(－,3)(aq) H2CO3(aq)CO2(g)＋H2O(l)，常温下H2CO3的Ka1＝4.5×10－7。下列说法错误的是(　　) A．缓冲体系中加入少量强酸时，－,3)eq \f(n（H2CO3）,n（HCO）) 变大 B．缓冲体系中加入少量强碱时，发生的主要反应为HCOeq \o\al(－,3)＋OH－===COeq \o\al(2－,3)＋H2O C．血浆中－,3)eq \f(c（HCO）,c（H2CO3）) ＝4.5时，会引起酸中毒 D．酸中毒时，可以注射少量NaHCO3溶液缓解症状 解析　缓冲体系中加入少量强酸时，氢离子浓度增大，根据电离平衡常数表达式可知，－,3)eq \f(c（H2CO3）,c（HCO）) ＝eq \f(c（H＋）,Ka1)，温度不变，Ka1不变，因此溶液中－,3)eq \f(n（H2CO3）,n（HCO）) 变大，A正确；缓冲体系中加入少量强碱时，氢氧根离子会消耗缓冲体系中的氢离子，题述平衡逆向进行，碳酸转化为碳酸氢根离子，B错误；血浆中－,3)eq \f(c（HCO）,c（H2CO3）) ＝4.5时，根据电离平衡常数表达式可知，此时溶液中的氢离子浓度为eq \f(4.5×10－7,4.5) mol· L－1＝10－7 mol·L－1，会引起酸中毒，C正确；酸中毒时，血液中的H＋过多，可用NaHCO3溶液与之反应加以缓解，D正确。 化学式 CH3COOH H2C2O4 H2S 电离平衡常数 1.8×10－5 ＝5.4×10－2 ＝5.4×10－5 ＝1.3×10－7 ＝7.1×10－15 eq \f(c(H＋)·c(HS－),c(H2S)) HS－＋HC2Oeq \o\al(－,4)===H2S↑＋C2Oeq \o\al(2－,4) eq \f(c(H＋)·c(F－),c(HF))＝eq \f(1.0×10－4×1.6×10－3,4.0×10－4)＝4.0×10－4 解析　(1)②反应结束后，两种溶液中溶质分别为等物质的量的CH3COONa和NaSCN，又CH3COOH的酸性弱于HSCN的酸性，则CH3COO－比SCN－更易结合H＋，故c(SCN－)>c(CH3COO－)。 (2)pH＝4时，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1，c(HF)＝4.0×10－4 mol·L－1，由电离平衡常数的定义可知Ka(HF)＝eq \f(c（H＋）·c（F－）,c（HF）)＝eq \f(1.0×10－4×1.6×10－3,4.0×10－4)＝4.0×10－4。 $$