第一节 电离平衡 第2课时（同步讲义）化学人教版2019选择性必修1

教材知识解读·讲透重点难点·方法能力构建·同步分层测评 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 第2课时 电离平衡常数 教习目标 1.理解电离常数和电离度表达式的意义，了解影响电离常数和电离度大小的因素。 2.理解电离常数和电离度大小与弱电解质相对强弱的关系。 重点和难点 重点:电离常数和电离度表达式的意义，多元弱酸的分步电离。 难点:多元弱酸的分步电离、电离常数和电离度的关系。 ◆知识点一 电离平衡常数 1.定义 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的__________________，与溶液中____________之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 2.表示方法 ABA＋＋B－　 K＝____________ （1）一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝____________ NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝____________ （2）多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝____________； HCOH＋＋CO Ka2＝____________。 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1______Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第______步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用后续要学到的难溶物的溶度积常数。 3.意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越______，酸(或碱)性越______。 4.影响因素 （1）内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数____________，说明电离常数首先由物质____________所决定。 （2）外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与______有关，由于电离为______过程，所以电离平衡常数随温度升高而______。 5.计算 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝≈ 易错提醒 由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为a mol·L－1。 6.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______。 （2）根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 （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，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则______。 即学即练 1.下列说法正确的是(　　) A．电离常数受溶液浓度的影响 B．相同条件下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ 2.将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　) A．c(H＋) B．Ka(HF) C. D. ◆知识点二 电离度 1.概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，____________的电解质分子数占____________的百分比。 2.表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 3.意义 衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越，弱电解质的电离程度越______。 4.影响因素 （1）内因：弱电解质____________。 （2）外因： ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越______，其电离度(α)越______。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越______，其电离度(α)越______。 5.电离度和电离常数的关系 __________________。 即学即练 1.常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，以下物理量持续变小的是 A．c(H+) B．醋酸的电离度 C．醋酸分子的浓度 D．醋酸的电离平衡常数 2.图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，)和次磷酸(曲线Ⅱ，)在水中的电离度与浓度关系的是 A． B．C． D． 一、强酸与弱酸的比较 1.实验探究—【实验3-2】P61 实验操作 实验现象 有气泡产生 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3) 2.思考与讨论—P61 镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 实践应用 1.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　) A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 2.c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是(　　) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H＋)：甲＝乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲＝乙 D．反应所需时间：甲>乙 二、一元强酸和一元弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 _____ ____ ______ ______ ______ 一元弱酸 _____ ____ ______ 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 _____ ____ ______ ______ ______ 一元弱酸 ______ ______ 实践应用 1. 25℃时，对于pH相同的盐酸与醋酸溶液，下列说法正确的是 A．水的电离程度：盐酸>醋酸 B．加水稀释10倍后pH的大小：盐酸>醋酸 C．与等量Zn粉反应，相同时间内产生的量：盐酸>醋酸 D．与足量NaOH溶液反应，消耗NaOH的量：盐酸>醋酸 2．25℃时，相同pH值的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 A．同浓度的HA与HB溶液中，c(A－) 小于c(B－) B．a点溶液的导电性大于b点溶液 C．a点的c(HA)大于b点的c(HB) D．HA的酸性强于HB 考点一 电离平衡常数的理解 【例1】下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只与温度有关，与浓度无关 解题要点 与化学平衡常数相似，在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数，叫做电离常数。 1.一元弱酸和一元弱碱的电离平衡常数： CH3COOH CH3COO—+ H＋ NH3·H2O NH4＋+OH— ①电离常数K越小，则电解质的电离程度越小，电解质就越弱。②在稀溶液中，电离常数K不受溶液的浓度、酸碱度的影响，只受温度的影响，且温度升高，K值增大。 2.多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。如H3PO4的电离：H3PO4 H＋ + H2PO4- K1；H2PO4- H＋ + HPO42- K2；HPO42- H＋ + PO43- K3 ①电离常数K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。 ②多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki,所以多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。 【变式1-1】已知H2CO3的电离平衡常数：Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11，HClO的电离平衡常数：Ka＝2.95×10－8。在反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入(　　) A．NaOH B．HCl C．NaHCO3 D．H2O 考点二 电离平衡常数的应用 【例2】已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是(　　) A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 解题要点 电离常数的四大应用 （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）判断反应能否发生或者判断产物是否正确 通过强酸制弱酸来判断。如H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。 （3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。 （4）判断溶液微粒浓度比值的变化 利用温度不变，电离常数不变来判断。 如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。 【变式2-1】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 Ka1=4×10-7 Ka2=6×10-11 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO 【变式2-2】已知：常温下，、，下列说法正确的是 A．同的溶液和溶液，溶质的物质的量浓度： B．同物质的量浓度的溶液和溶液，溶液pH： C．向溶液中滴加溶液，反应的离子方程式为： D．将溶液和溶液混合，反应的离子方程式为； 考点三 强酸与弱酸的比较 【例3】对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是 A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸 B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小 C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多 【变式3-1】常温下，有以下三种溶液：①pH=3的盐酸，②pH=11的氨水，③将溶液①和②等体积混合得到的溶液，下列有关这三种溶液的说法正确的是解题要点 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 A．溶液①和溶液②中由水电离出的c(OH-)相等 B．三种溶液的导电能力：③>②>① C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液呈碱性 D．将溶液①和溶液②都稀释10倍后，两者pH的差值小于6 基础达标 1.如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数： 酸 CH3COOH HF HCN 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10 下列说法正确的是 A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大 C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大 D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生 2.改变下列条件，能使CH3COOH的电离常数增大的是(　　) A．加入冰醋酸 B．加入少量NaOH溶液 C．加水稀释 D．升高温度 3.已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.75×10－5。下列有关结论可能成立的是(　　) A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝8×10－5 B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝2×10－4 C．标准状况下，醋酸中Ka＝1.75×10－5 D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 4.常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是 A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 5.根据下表数据，比较在相同温度下，下列三种酸的相对强弱，正确的是： 酸 HX HY HZ 浓度mol/L 0.1 0.5 0.9 1 1 电离度% 0.3 0.15 0.1 0.3 10 A．HX＞HY＞HZ； B．HZ＞HX＞HY； C．HY＞HZ＞HX； D．HZ＞HY＞HX； 6.已知25 ℃时，Ka＝＝1.75×10－5，其中Ka是该温度下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稀硫酸，Ka增大 B．升高温度，Ka增大 C．向CH3COOH溶液中加入少量水，Ka增大 D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，Ka增大 7.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　) A. B. C. D．c(OH－) 8.体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　) A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多 C．两种溶液的pH相等 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－) 9.在25 ℃时，0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最大的是 A．HNO2 B．HCOOH C．HCN D．H2CO3 10.下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数： CH3COOH H2CO3 H2S Ka=1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 则下列说法不正确的是 A．常温下，加水稀释醋酸，增大 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．碳酸的酸性强于氢硫酸 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变 11.已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表： 化学式 HClO 电离平衡常数 下列反应能发生的是 A． B． C． D． 12.已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表： 化学式 HClO 电离平衡常数 下列反应能发生的是 A． B． C． D． 综合应用 13.常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是 A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 14.已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1×10-5 6.2×10-10 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11 下列有关说法正确的是 A．等物质的量浓度的各溶液中c(H+)大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN B．醋酸溶液加水稀释，其电离程度先增大后减小 C．等pH的各溶液中物质的量浓度大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN D．稀释HCN溶液过程中，减小 15.常温下，有以下三种溶液：①pH=3的盐酸，②pH=11的氨水，③将溶液①和②等体积混合得到的溶液，下列有关这三种溶液的说法正确的是 A．溶液①和溶液②中由水电离出的c(OH-)相等 B．三种溶液的导电能力：③>②>① C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液呈碱性 D．将溶液①和溶液②都稀释10倍后，两者pH的差值小于6 16.已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为：2×10-4mol/L，下列说法错误的是 A．常温下，HA的电离常数约为2×10-8 B．NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA C．该条件下，体系中HA的电离度是1% D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的电离程度减小 17.pH=1的两种酸溶液A、B各1mL，分别加水稀释至1000mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是 A．稀释后，A溶液中c(H+)比B溶液中c(H+)大 B．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 C．若a<4，则A、B都是弱酸 D．若a=4，则A、B都是强酸 18.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是 A．a，b，c三点醋酸的电离程度：c<a<b B．由图像可知，醋酸的导电能力与CH3COOH的电离程度没有必然联系 C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大 D．a，b，c三点溶液用1mol·L-1的氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液的体积：c<a<b 19.化学中，酸的电离平衡常数（）是评估酸性强弱的重要依据。已知下列酸的电离平衡常数数据（25℃）： 物质 HClO 电离平 衡常数 回答下列问题： （1）等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是 。 （2）写出HClO在水中的电离方程式： 。 （3）T℃下，的电离平衡常数为，则T 25℃（选填“>”、“<”或“=”）。 （4）估算T℃下，0.1mol/L 溶液的 mol/L：该溶液中，的电离度（） 。 （5）保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，则电离度是 （填“增大”、“减少”或“不变”）的。 （6）根据以上数据，写出将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式： 。 拓展培优 20.在一定温度下，向某非水溶剂(自身不电离)中加入指示剂HIn的钾盐KIn(KIn完全电离，HIn的电离常数)，再向该溶液中加入一元弱酸HX或HY，均发生反应(A代表X或Y)。保持KIn的起始量不变，平衡时测得与[代表加入的HA的物质的量]的关系如图所示。下列说法错误的是 A．a点： B．用该溶剂分别配制等浓度的HX和HY溶液，电离度： C．时， D．反应的平衡常数为 21.乙二酸(，俗名草酸)是一种二元弱酸，广泛分布于植物、动物和真菌体内。 （1）乙二酸的电离方程式为 。 （2）常温下，向草酸溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中三种微粒的物质的量分数与溶液的关系如图所示。(注：曲线1代表、曲线2代表、曲线3代表。) ① 。 ②c点的 。 （3）某化学探究小组以草酸溶液与酸性高锰酸钾溶液反应为载体，利用色度传感器(检测溶液颜色的变化)探究草酸浓度对反应速率的影响。测得实验Ⅰ~Ⅲ的溶液透光率-时间曲线如下所示。 注：溶液透光率可表征溶液颜色的深浅。颜色越浅，透光率越大。 ①实验Ⅰ~Ⅲ中草酸浓度最大的一组是 (填“Ⅰ”“热”或“Ⅲ”)。 ②a点和b点的速率大小关系：v(a) 填“>”“<”或“=”)。从影响化学反应速率的因素看，该反应的反应速率，除受浓度影响外，还可能受 、 的影响。 22.草酸钴可用于指示剂和催化剂的制备。用含钴废料(主要成分为Co，含有一定量的CaO、NiO、、Fe、等)制备草酸钴晶体()的流程如下： 已知：①草酸钴晶体难溶于水。 ②RH为有机物(难电离)、代表金属离子，。 ③流程中部分阳离子以氢氧化物形式沉淀时溶液的pH见下表： 沉淀物 开始沉淀 2.7 7.6 7.6 4.0 7.5 完全沉淀 3.7 9.6 9.2 5.2 8.0 ④滤液中Co元素以形式存在。 回答下列问题： （1）为提高浸出速率，除将含钴废料粉碎外，还可采取的措施有 。 （2）“浸出液”中加入后发生反应的离子方程式为 。 （3）加入氧化钴调节溶液的pH，调节的pH范围是 。 （4）滤渣I主要为 (填化学式)。 （5）操作①为 。 （6）可向溶有的有机层中加入 使从有机相返回水相，实现金属回收利用。 （7）若改用草酸“沉钴”，25℃时溶液中mol/L的草酸溶液中 。[已知：25℃时，，](保留三位有效数字) 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $$ 教材知识解读·讲透重点难点·方法能力构建·同步分层测评 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 第2课时 电离平衡常数 教习目标 1.理解电离常数和电离度表达式的意义，了解影响电离常数和电离度大小的因素。 2.理解电离常数和电离度大小与弱电解质相对强弱的关系。 重点和难点 重点:电离常数和电离度表达式的意义，多元弱酸的分步电离。 难点:多元弱酸的分步电离、电离常数和电离度的关系。 ◆知识点一 电离平衡常数 1.定义 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 2.表示方法 ABA＋＋B－　 K＝ （1）一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝ NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝ （2）多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝； HCOH＋＋CO Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用后续要学到的难溶物的溶度积常数。 3.意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4.影响因素 （1）内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质本身的性质所决定。 （2）外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 5.计算 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝≈ 易错提醒 由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为a mol·L－1。 6.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）根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 （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，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 即学即练 1.下列说法正确的是(　　) A．电离常数受溶液浓度的影响 B．相同条件下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ 【答案】B 【解析】电离平衡常数是与温度有关的函数，与溶液浓度无关，故A项错误；酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸的浓度有关，故C项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为K1＝，第二步电离常数表达式为K2＝，故D项错误。 2.将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　) A．c(H＋) B．Ka(HF) C. D. 【答案】D 【解析】HF为弱酸，存在电离平衡：HFH＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka(HF)不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。 ◆知识点二 电离度 1.概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的百分比。 2.表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 3.意义 衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。 4.影响因素 （1）内因：弱电解质本身的性质。 （2）外因： ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 5.电离度和电离常数的关系 α≈或K≈cα2。 即学即练 1.常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，以下物理量持续变小的是 A．c(H+) B．醋酸的电离度 C．醋酸分子的浓度 D．醋酸的电离平衡常数 【答案】C 【分析】冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，促进了醋酸的电离，随着水量的增加，醋酸的电离度增大，c(H+)先增大，醋酸分子的浓度减小，但当达到酸的电离程度小于溶液体积增大程度时,溶液中氢离子浓度又逐渐减少；由于温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，据以上分析解答。 【解析】A.醋酸是弱电解质,加水稀释促进醋酸电离, c(H+)先增大，但当达到酸的电离程度小于溶液体积增大程度时，溶液中氢离子浓度又逐渐减少,故A不符合题意；B.冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，醋酸分子不断电离，醋酸的电离度不断增大，故B不符合题意；C.冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，醋酸分子不断电离，醋酸分子的浓度持续不断地减小，故C符合题意；D. 温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，故D不符合题意； 综上所述，本题选C。 2.图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，)和次磷酸(曲线Ⅱ，)在水中的电离度与浓度关系的是 A． B．C． D． 【答案】B 【解析】电离度的影响因素是酸的浓度越大电离度越小，相同浓度时酸性越强电离度越大，故B项符合题意。 一、强酸与弱酸的比较 1.实验探究—【实验3-2】P61 实验操作 实验现象 有气泡产生 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3) 2.思考与讨论—P61 镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 实践应用 1.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　) A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 【答案】B 【解析】相同浓度的两溶液，醋酸部分电离，故醋酸中c(H＋)比盐酸的小，故A错误；由反应方程式可知B正确；醋酸稀释过程中平衡向电离方向移动，故稀释后醋酸的c(H＋)大于10－5 mol·L－1，故C错误；醋酸中加入醋酸钠，由于增大了溶液中醋酸根离子的浓度，抑制了醋酸电离，使c(H＋)明显减小，而盐酸中加入氯化钠，对溶液中c(H＋)无影响，故D错误。 2.c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是(　　) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H＋)：甲＝乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲＝乙 D．反应所需时间：甲>乙 【答案】D 【解析】盐酸(甲)和醋酸(乙)，两种溶液中氢离子浓度相等，所以反应开始时的速率相等，A错误；若最后锌全部溶解且放出气体一样多，可能是盐酸恰好反应而醋酸过量，也可能是盐酸和醋酸都过量，如果盐酸恰好反应而醋酸过量，则反应后溶液的c(H＋)大小为乙>甲，B错误；c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，醋酸是弱电解质，氯化氢是强电解质，所以c(HCl)<c(CH3COOH)，C错误；反应过程中，醋酸不断电离，导致醋酸中氢离子浓度减小速率小于盐酸中氢离子浓度减小速率，盐酸中的氢离子浓度小于醋酸中氢离子浓度，盐酸反应速率小于醋酸，所以反应所需时间长短为甲>乙，D正确。 二、一元强酸和一元弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 实践应用 1. 25℃时，对于pH相同的盐酸与醋酸溶液，下列说法正确的是 A．水的电离程度：盐酸>醋酸 B．加水稀释10倍后pH的大小：盐酸>醋酸 C．与等量Zn粉反应，相同时间内产生的量：盐酸>醋酸 D．与足量NaOH溶液反应，消耗NaOH的量：盐酸>醋酸 【答案】B 【解析】A．pH相同的盐酸与醋酸溶液中，氢离子浓度相同，对水的电离抑制作用相同，水的电离程度相同，A项错误； B．pH相同的盐酸与醋酸溶液，醋酸的物质的量浓度更大，且存在电离平衡，加水稀释后溶液的pH更小，B项正确； C．与等量的Zn粉反应，醋酸边反应边电离，氢离子浓度较大，反应速率较快，相同时间内产生的量更多，C项错误； D．醋酸为弱酸，pH相同的盐酸与醋酸中醋酸浓度较大，同体积的两种酸与足量NaOH溶液反应消耗NaOH的量醋酸多，D项错误； 故选B。 2．25℃时，相同pH值的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 A．同浓度的HA与HB溶液中，c(A－) 小于c(B－) B．a点溶液的导电性大于b点溶液 C．a点的c(HA)大于b点的c(HB) D．HA的酸性强于HB 【答案】D 【分析】pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH的变化大，酸性较弱的酸的pH的变化小．据此得出酸性：HA＞HB，以此解答。 【解析】A．酸性：HA＞HB，同浓度的HA与HB溶液中，HA的电离程度大于HB，则c(A－) 大于c(B－)，故A错误； B．在这两种酸溶液中，c(H+)≈c(A－)，c(H+)≈c(B－)，而a点的c(H+)小于b点的c(H+)，故a点的c(A－)小于b点的c(B－)，即a点的离子浓度小于b点的离子浓度，故a点的导电能力小于b点，故B错误； C．在稀释前两种酸的pH相同，而两种酸的酸性：HA＞HB，故在稀释前两种酸溶液的浓度c(HA)＜c(HB)，故将溶液稀释相同倍数时，酸的浓度仍有：c(HA)＜c(HB)，故C错误； D．pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH的变化大，酸性较弱的酸的pH的变化小，故HA的酸性强于HB的酸性，故D正确； 故选D。 考点一 电离平衡常数的理解 【例1】下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只与温度有关，与浓度无关 【答案】D 【解析】电离常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关，故A项错误、D项正确；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，故B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，故C项错误。 解题要点 与化学平衡常数相似，在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数，叫做电离常数。 1.一元弱酸和一元弱碱的电离平衡常数： CH3COOH CH3COO—+ H＋ NH3·H2O NH4＋+OH— ①电离常数K越小，则电解质的电离程度越小，电解质就越弱。②在稀溶液中，电离常数K不受溶液的浓度、酸碱度的影响，只受温度的影响，且温度升高，K值增大。 2.多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。如H3PO4的电离：H3PO4 H＋ + H2PO4- K1；H2PO4- H＋ + HPO42- K2；HPO42- H＋ + PO43- K3 ①电离常数K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。 ②多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki,所以多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。 【变式1-1】已知H2CO3的电离平衡常数：Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11，HClO的电离平衡常数：Ka＝2.95×10－8。在反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入(　　) A．NaOH B．HCl C．NaHCO3 D．H2O 【答案】C 【解析】要使HClO的浓度增大，必须使该平衡右移，且加入的物质与HClO不反应。加入NaOH时，平衡虽然右移，但HClO也参与了反应，导致HClO的浓度减小；加入HCl时，平衡左移，HClO的浓度减小；加水稀释时，HClO的浓度也减小；由题给电离平衡常数知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，故加入NaHCO3时，NaHCO3只与HCl反应，使平衡右移，HClO的浓度增大。 考点二 电离平衡常数的应用 【例2】已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是(　　) A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 【答案】B 【解析】由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有反应B不能进行。 解题要点 电离常数的四大应用 （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）判断反应能否发生或者判断产物是否正确 通过强酸制弱酸来判断。如H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。 （3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。 （4）判断溶液微粒浓度比值的变化 利用温度不变，电离常数不变来判断。 如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。 【变式2-1】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 Ka1=4×10-7 Ka2=6×10-11 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO 【答案】D 【解析】A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成碳酸氢根，故A错误；B．据表中电离平衡常数可知酸性强弱HClO＞，向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的H+和碳酸氢根反应生成二氧化碳和水，次氯酸不能和碳酸氢钠反应，产物应为次氯酸，故B错误；C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2，由于二氧化碳过量，产物应为碳酸氢钙，故C错误；D．据表中电离平衡常数可知酸性强弱H2CO3＞HClO＞，向NaClO溶液中通入少量CO2生成次氯酸和碳酸氢钠，反应的化学方程式为CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO，故D正确；故答案为：D。 【变式2-2】已知：常温下，、，下列说法正确的是 A．同的溶液和溶液，溶质的物质的量浓度： B．同物质的量浓度的溶液和溶液，溶液pH： C．向溶液中滴加溶液，反应的离子方程式为： D．将溶液和溶液混合，反应的离子方程式为； 【答案】C 【解析】A．由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，在溶液中的电离程度大于氢氰酸，则pH相同的氢氟酸溶液的浓度小于氢氰酸溶液，故A错误； B．由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，在溶液中的电离程度大于氢氰酸，则浓度相同的氢氟酸溶液中的氢离子浓度大于氢氰酸溶液，溶液pH小于氢氰酸溶液，故B错误； C．由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，由强酸制弱酸的原理可知，氰酸钠溶液与氢氟酸溶液反应生成氟化钠和氢氰酸，反应的离子方程式为，故C正确； D．由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，由强酸制弱酸的原理可知，氢氰酸溶液与氟化钠溶液不能反应生成氢氟酸和氰酸钠，故D错误； 故选C。 考点三 强酸与弱酸的比较 【例3】对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是 A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸 B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小 C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多 【答案】C 【解析】A．醋酸中存在电离平衡，盐酸中不存在氯化氢的电离平衡，加水稀释后，促进醋酸的电离，所以盐酸的pH变化程度大，溶液的pH：盐酸>醋酸，故A错误； B．盐酸是强酸，不存在电离平衡，升高温度不影响盐酸的pH，pH不变，醋酸是弱酸，其水溶液中存在电离平衡，升高温度，促进醋酸电离，导致醋酸溶液中氢离子浓度增大，所以醋酸的pH减小，故B错误； C．向盐酸中加入醋酸钠晶体，醋酸钠和盐酸反应生成醋酸，导致溶液的pH增大，向醋酸中加入醋酸钠，能抑制醋酸电离，导致其溶液的pH增大，故C正确； D．pH相同、体积相同的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，所以分别与足量的锌反应，醋酸产生的氢气比盐酸多，故D错误； 故选C。 解题要点 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 【变式3-1】常温下，有以下三种溶液：①pH=3的盐酸，②pH=11的氨水，③将溶液①和②等体积混合得到的溶液，下列有关这三种溶液的说法正确的是 A．溶液①和溶液②中由水电离出的c(OH-)相等 B．三种溶液的导电能力：③>②>① C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液呈碱性 D．将溶液①和溶液②都稀释10倍后，两者pH的差值小于6 【答案】A 【解析】A．pH=3的盐酸和pH=11的氨水中由水电离出的c(OH-)都是10-11mol/L，A项正确；B．溶液①和溶液②中离子浓度相等，导电能力相同，溶液③为氨水和氯化铵的混合溶液，由于体积增大1倍，离子浓度减小，导电能力弱于溶液①和溶液②，B项错误；C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液中溶质为氯化铵，在水中水解使溶液显酸性，C项错误；D．pH=3的盐酸稀释10倍后pH=4，pH=11的氨水稀释10倍后，pH介于10和11之间，两者pH的差值大于6，D项错误；答案选A。 基础达标 1.如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数： 酸 CH3COOH HF HCN 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10 下列说法正确的是 A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大 C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大 D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生 【答案】D 【解析】A.根据电离平衡常数：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最强的是HF，A项错误； B.氢氟酸能腐蚀玻璃是它的特性，与其电离常数大小无关，B项错误； C.加少量冰醋酸，醋酸的浓度增大，电离平衡正向移动，但电离程度反而减小，C项错误； D.强制弱，CH3COOH比HCN的酸性强，所给反应不易发生，D项正确； 答案选D。 2.改变下列条件，能使CH3COOH的电离常数增大的是(　　) A．加入冰醋酸 B．加入少量NaOH溶液 C．加水稀释 D．升高温度 【答案】D 【解析】电离常数主要由弱电解质本身的性质决定，当弱电解质一定时只受温度影响，与溶液的浓度无关。电离是一个吸热过程，升温，K值增大。 3.已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.75×10－5。下列有关结论可能成立的是(　　) A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝8×10－5 B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝2×10－4 C．标准状况下，醋酸中Ka＝1.75×10－5 D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 【答案】D 【解析】醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，题中Ka为醋酸的电离常数，由于电离常数不随浓度的变化而变化，只随温度的变化而变化，所以排除A、B两项；因为醋酸的电离是吸热过程，所以升高温度，Ka增大，降低温度，Ka减小，标准状况下(0 ℃)温度低于25 ℃，则Ka小于1.75×10－5，所以C项不成立，D项可能成立。 4.常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是 A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 【答案】B 【分析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。 【解析】A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 mol/L，A项正确；B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误；C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确；D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确；答案选B。 5.根据下表数据，比较在相同温度下，下列三种酸的相对强弱，正确的是： 酸 HX HY HZ 浓度mol/L 0.1 0.5 0.9 1 1 电离度% 0.3 0.15 0.1 0.3 10 A．HX＞HY＞HZ； B．HZ＞HX＞HY； C．HY＞HZ＞HX； D．HZ＞HY＞HX； 【答案】D 【解析】根据表格信息，当浓度为0.9mol/L时，HX的电离度为0.1%，若HX的浓度增大为1mol/L，根据变化规律，HX的浓度为1mol/L，其电离度＜0.1%；当浓度都是1mol/L时，HY的电离度为0.3%，HZ的电离度为10%，HX的电离度＜0.1%，根据浓度相同时，酸性越弱，电离度越小，则酸性：HZ＞HY＞HX； 6.已知25 ℃时，Ka＝＝1.75×10－5，其中Ka是该温度下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稀硫酸，Ka增大 B．升高温度，Ka增大 C．向CH3COOH溶液中加入少量水，Ka增大 D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，Ka增大 【答案】B 【解析】电离常数作为一种化学平衡常数，与浓度无关，只受温度影响。 7.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　) A. B. C. D．c(OH－) 【答案】A 【解析】一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的电离平衡右移，n(OH－)和n(NH)增大，n(NH3·H2O)减小，但c(OH－)和c(NH)减小。A、B、C各项中，分子、分母同乘溶液体积，浓度之比等于物质的量之比。 8.体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　) A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多 C．两种溶液的pH相等 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－) 【答案】B 【解析】体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c(H＋)相同，故pH相等，C项正确；由于CH3COOH不能完全电离，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故与NaOH完全中和时，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸参与的反应放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。 9.在25 ℃时，0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最大的是 A．HNO2 B．HCOOH C．HCN D．H2CO3 【答案】A 【解析】电离平衡常数越大，酸性越强，相同浓度电离出氢离子浓度越大。根据题中电离平衡常数信息可知酸性：HNO2＞HCOOH＞H2CO3＞HCN，其中氢离子浓度最大的是HNO2。 故选A。 10.下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数： CH3COOH H2CO3 H2S Ka=1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 则下列说法不正确的是 A．常温下，加水稀释醋酸，增大 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．碳酸的酸性强于氢硫酸 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变 【答案】A 【解析】A．已知醋酸的电离平衡常数，温度不变，Ka不变，因，故常温下加水稀释醋酸，不变，A错误； B．多元弱酸分步发生电离，第一步电离产生的H+抑制第二步、第三步的电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确； C．由表中H2CO3和H2S的电离平衡常数可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，则碳酸的酸性强于氢硫酸，C正确； D．电离平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液温度不变，则电离常数不变，D正确； 故选A。 11.已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表： 化学式 HClO 电离平衡常数 下列反应能发生的是 A． B． C． D． 【答案】B 【分析】根据表中提供的电离平衡常数可知，酸性强弱大小为，强酸制弱酸，据此分析解题。 【解析】A．酸性，反应不能发生，故A错误；B．酸性，反应能发生，故B正确；C．有氧化性，将氧化为，反应不能发生，故C错误；D．酸性，反应不能发生，故D错误；故答案选B。 12.已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表： 化学式 HClO 电离平衡常数 下列反应能发生的是 A． B． C． D． 【答案】B 【分析】根据表中提供的电离平衡常数可知，酸性强弱大小为，强酸制弱酸，据此分析解题。 【解析】A．酸性，反应不能发生，故A错误；B．酸性，反应能发生，故B正确；C．有氧化性，将氧化为，反应不能发生，故C错误；D．酸性，反应不能发生，故D错误；故答案选B。 综合应用 13.常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是 A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 【答案】B 【分析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。 【解析】A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 mol/L，A项正确；B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误；C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确；D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确；答案选B。 14.已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1×10-5 6.2×10-10 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11 下列有关说法正确的是 A．等物质的量浓度的各溶液中c(H+)大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN B．醋酸溶液加水稀释，其电离程度先增大后减小 C．等pH的各溶液中物质的量浓度大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN D．稀释HCN溶液过程中，减小 【答案】C 【详解】A．电离平衡常数越大，酸性越强，所以酸性CH3COOH＞H2CO3＞HCN，则物质的量浓度相同的弱酸电离的c(H+)：CH3COOH>H2CO3>HCN，故A错误； B．弱电解质的浓度越小，电离程度越大，即加水稀释，电离程度增大，故B错误； C．等物质的量浓度的三种弱酸中c(H+)大小：CH3COOH>H2CO3>HCN，则等pH的三种弱酸溶液，物质的量浓度大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN，故C正确； D．，加水稀释酸性减弱，氢离子浓度减小，由于电离常数不变，则增大，故D错误； 答案选C。 15.常温下，有以下三种溶液：①pH=3的盐酸，②pH=11的氨水，③将溶液①和②等体积混合得到的溶液，下列有关这三种溶液的说法正确的是 A．溶液①和溶液②中由水电离出的c(OH-)相等 B．三种溶液的导电能力：③>②>① C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液呈碱性 D．将溶液①和溶液②都稀释10倍后，两者pH的差值小于6 【答案】A 【解析】A．pH=3的盐酸和pH=11的氨水中由水电离出的c(OH-)都是10-11mol/L，A项正确；B．溶液①和溶液②中离子浓度相等，导电能力相同，溶液③为氨水和氯化铵的混合溶液，由于体积增大1倍，离子浓度减小，导电能力弱于溶液①和溶液②，B项错误；C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液中溶质为氯化铵，在水中水解使溶液显酸性，C项错误；D．pH=3的盐酸稀释10倍后pH=4，pH=11的氨水稀释10倍后，pH介于10和11之间，两者pH的差值大于6，D项错误；答案选A。 16.已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为：2×10-4mol/L，下列说法错误的是 A．常温下，HA的电离常数约为2×10-8 B．NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA C．该条件下，体系中HA的电离度是1% D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的电离程度减小 【答案】C 【解析】A．已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为2×10-4mol/L，则平衡时c(A-)=2×10-4mol/L，c(HA)2mol/L，则电离常数Ka==2×10-8，A正确；B．根据强酸制弱酸，NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA，B正确；C．该条件下，体系中HA的电离度是=0.01%，C错误；D．HA溶液中存在电离平衡，HAH++ A-，加入少量2mol/L的NaA溶液，A-浓度增大，平衡逆向移动，HA的电离程度减小，D正确；故选C。 17.pH=1的两种酸溶液A、B各1mL，分别加水稀释至1000mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是 A．稀释后，A溶液中c(H+)比B溶液中c(H+)大 B．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 C．若a<4，则A、B都是弱酸 D．若a=4，则A、B都是强酸 【答案】C 【分析】等体积等pH的强酸和弱酸加水稀释，由于弱酸存在电离平衡，加水电离平衡正向移动，所以弱酸的pH变化小，强酸的pH变化大，从图中可以看出，A的酸性比B强。 【解析】A．从图中可以看出，稀释后，A酸溶液的pH大，则A酸溶液的c(H+)小，A错误； B．稀释前，两溶液的pH相同，但两酸的酸性强弱不同，所以两溶液的物质的量浓度一定不相等，B错误； C．若酸为强酸，加水稀释至原来的1000倍，则c(H+)降低为原来的千分之一，pH增大3，若a＜4，则A、B都是弱酸，C正确； D．若a=4，则A是强酸，B是弱酸，D错误； 故答案为：C。 18.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是 A．a，b，c三点醋酸的电离程度：c<a<b B．由图像可知，醋酸的导电能力与CH3COOH的电离程度没有必然联系 C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大 D．a，b，c三点溶液用1mol·L-1的氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液的体积：c<a<b 【答案】B 【解析】A．加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a，A错误； B．由图像可知，醋酸的导电能力b点最大，电离程度c点最大，故醋酸的导电能力与CH3COOH的电离程度没有必然联系，B正确； C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，结合图像可知导电能力增强，则c(H＋)增大，pH偏小，C错误； D．a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a=b=c，D错误； 故选B。 19.化学中，酸的电离平衡常数（）是评估酸性强弱的重要依据。已知下列酸的电离平衡常数数据（25℃）： 物质 HClO 电离平 衡常数 回答下列问题： （1）等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是 。 （2）写出HClO在水中的电离方程式： 。 （3）T℃下，的电离平衡常数为，则T 25℃（选填“>”、“<”或“=”）。 （4）估算T℃下，0.1mol/L 溶液的 mol/L：该溶液中，的电离度（） 。 （5）保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，则电离度是 （填“增大”、“减少”或“不变”）的。 （6）根据以上数据，写出将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式： 。 【答案】（1） （2） （3）＜ （4） 1% （5）增大 （6） 【解析】（1）根据电离平衡常数分析，同浓度，电离常数越大，酸越强，则等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是；故答案为：。 （2）HClO是弱酸，部分电离，HClO在水中的电离方程式：；故答案为; 。 （3）25℃，醋酸的，T℃下，的电离平衡常数为，电离常数减小，说明降低温度，则T＜25℃；故答案为：＜。 （4）估算T℃下，0.1mol/L 溶液的：该溶液中，的电离度；故答案为：；1%。 （5）保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，平衡正向移动，则电离度是增大的；故答案为：增大。 （6）根据以上数据，，则将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式：；故答案为：。 拓展培优 20.在一定温度下，向某非水溶剂(自身不电离)中加入指示剂HIn的钾盐KIn(KIn完全电离，HIn的电离常数)，再向该溶液中加入一元弱酸HX或HY，均发生反应(A代表X或Y)。保持KIn的起始量不变，平衡时测得与[代表加入的HA的物质的量]的关系如图所示。下列说法错误的是 A．a点： B．用该溶剂分别配制等浓度的HX和HY溶液，电离度： C．时， D．反应的平衡常数为 【答案】B 【解析】 A．向KIn该溶液中一元弱酸HX，发生反应、，由系数关系可知，a点时溶液中，A正确； B．由图可知，当相等时，HX的更小，说明生成等物质的量HIn，消耗HX的物质的量更小，说明HX的酸性更强，电离程度更大，则用该溶剂分别配制等浓度的HX和HY溶液，电离度：，B错误； C．HIn的电离常数，时，，由图可知，此时>1，根据物料守恒可知，，C正确； D．由图可知，当=3.0时，=1.0，溶液中，反应的平衡常数为=，D正确； 故选B。 21.乙二酸(，俗名草酸)是一种二元弱酸，广泛分布于植物、动物和真菌体内。 （1）乙二酸的电离方程式为 。 （2）常温下，向草酸溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中三种微粒的物质的量分数与溶液的关系如图所示。(注：曲线1代表、曲线2代表、曲线3代表。) ① 。 ②c点的 。 （3）某化学探究小组以草酸溶液与酸性高锰酸钾溶液反应为载体，利用色度传感器(检测溶液颜色的变化)探究草酸浓度对反应速率的影响。测得实验Ⅰ~Ⅲ的溶液透光率-时间曲线如下所示。 注：溶液透光率可表征溶液颜色的深浅。颜色越浅，透光率越大。 ①实验Ⅰ~Ⅲ中草酸浓度最大的一组是 (填“Ⅰ”“热”或“Ⅲ”)。 ②a点和b点的速率大小关系：v(a) 填“>”“<”或“=”)。从影响化学反应速率的因素看，该反应的反应速率，除受浓度影响外，还可能受 、 的影响。 【答案】（1） （2）1000 （3）Ⅰ < 温度 催化剂(后两空顺序可调换) 【解析】（1）乙二酸是二元弱酸，电离方程式为。 （2）向草酸溶液中逐滴加入KOH溶液，随着氢氧化钾溶液体积的增大，草酸和氢氧化钾反应先生成草酸氢钾，浓度由最大逐渐减小，浓度在反应的开始阶段会增大，后发生反应：的浓度又逐渐减小、的浓度逐渐增大，所以曲线1代表草酸、曲线2代表、曲线3代表。 ①为二元弱酸，，，，，由图可知，a点且，则点且，。 ②c点，故c点。 （3）①高锰酸钾溶液为紫红色，完全反应后为无色，结合图可知，褪色时间越短则反应速率越快，对应物质的浓度越大，即Ⅰ组实验草酸浓度最大。 ②由图可知，点曲线的斜率更大，则反应速率更快，故a点和b点的速率大小关系：；该反应在溶液中进行，从浓度影响因素看，反应速率应该逐渐减小，事实是反应速率增大，故该反应可能放热，导致溶液温度上升，反应速率增大，也可能是催化剂的影响，但开始时反应速率小，不久后增大，说明催化剂是反应过程中生成的。 22.草酸钴可用于指示剂和催化剂的制备。用含钴废料(主要成分为Co，含有一定量的CaO、NiO、、Fe、等)制备草酸钴晶体()的流程如下： 已知：①草酸钴晶体难溶于水。 ②RH为有机物(难电离)、代表金属离子，。 ③流程中部分阳离子以氢氧化物形式沉淀时溶液的pH见下表： 沉淀物 开始沉淀 2.7 7.6 7.6 4.0 7.5 完全沉淀 3.7 9.6 9.2 5.2 8.0 ④滤液中Co元素以形式存在。 回答下列问题： （1）为提高浸出速率，除将含钴废料粉碎外，还可采取的措施有 。 （2）“浸出液”中加入后发生反应的离子方程式为 。 （3）加入氧化钴调节溶液的pH，调节的pH范围是 。 （4）滤渣I主要为 (填化学式)。 （5）操作①为 。 （6）可向溶有的有机层中加入 使从有机相返回水相，实现金属回收利用。 （7）若改用草酸“沉钴”，25℃时溶液中mol/L的草酸溶液中 。[已知：25℃时，，](保留三位有效数字) 【答案】（1）适当提高酸浸温度、适当增加硫酸浓度、搅拌等(答案合理即可) （2） （3）5.2≤pH＜7.5 (或5.2~7.5) （4）、 （5）分液 （6）硫酸或盐酸 （7） 【解析】由题干工艺流程图可知，对含钴废料进行粉碎，加入硫酸进行酸浸，因为SiO2不溶于硫酸，生成的CaSO4微溶于水，则滤渣Ⅰ为SiO2、CaSO4；浸出液中含有CoSO4、NiSO4、Al2(SO4)3、FeSO4及过量的硫酸，浸出液中加入H2O2和CoO，将Fe2+转化为Fe3+，同时调节pH，使Fe3+、Al3+转化为沉淀氢氧化铁和氢氧化铝而除去；向滤液中加入RH，Ni2+溶于有机层，分液后向水层加入草酸铵得到草酸钴晶体，据此分析解题。 （1）根据影响化学反应速率的因素及影响结果可知，为提高浸出速率，除将含钴废料粉碎外，还可以适当提高酸浸温度、适当增加硫酸浓度等。 （2）由分析可知，“浸出液”中加入H2O2的目的是将亚铁离子氧化变为铁离子，反应的离子方程式为。 （3）由分析可知，加入氧化钴，发生CoO+2H+=Co2++H2O，使Fe3+和Al3+水解平衡正向移动，根据阳离子以氢氧化物形式沉淀时溶液的pH可知，调节溶液的pH为5.2≤pH＜7.5，使Fe3+和Al3+完全转化为沉淀Fe(OH)3、Al(OH)3，同时不能影响到镍和钴。 （4）由分析可知，滤渣Ⅰ主要为、。 （5）操作①得到水层和有机层，该操作为分液。 （6）“反萃取”原理是用反萃取剂使被萃取物从有机相返回水相的过程，向操作①后溶有NiR2的有机层中加入硫酸(或其他非氧化性无机强酸，合理即可)，根据反应原理，平衡逆向移动，使Ni2+从有机相返回水相，同时重新得到RH，循环使用。 （7）25℃时溶液中mol/L的草酸溶液中==。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $