第3章 第1节 第2课时 电离平衡常数-【金版教程】2025-2026学年高中化学选择性必修1创新导学案全书Word（人教版2019 单选版）

化学 选择性必修1 RJ(单选版) 第二课时　电离平衡常数 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。 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之间存在一定的关系。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(弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示，弱碱用Kb表示)。 2．表示方法 (1)一元弱酸在水中的电离常数： 如CH3COOH：电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝ (2)一元弱碱在水中的电离常数： 如NH3·H2O：电离方程式为NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝ (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＋＋HCO Ka1＝ HCOH＋＋CO Ka2＝ 比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1>Ka2>Ka3>……当K a1≫Ka2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，通常只考虑第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸的类似。 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相对强弱。在同一温度下，同一类型的弱电解质，电离常数越大，其电离能力越强。如25 ℃时，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11；HClO的Ka＝4.0×10－8，即酸性：H2CO3>HClO>HCO。 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不同，说明电离常数由弱电解质的性质所决定。 (2)外因：弱电解质的电离常数只受温度影响，与溶液的浓度无关。由于弱电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。 　判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(　　) (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、三级电离产生促进作用。(　　) 答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)× 知识点一　电离常数的理解与应用 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。 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不变，则增大。 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：D 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. C．Ka(HClO) D. 答案：B 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，＝，故增大，B正确，C错误；稀释过程中，c(H＋)减小，电离常数不变，＝，减小，D错误。 知识点二　电离常数的有关计算 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＝≈。 (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＝，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＋)＝，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＝×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。 (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。 3．已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在关系：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氢氧化钠时，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 4．在0.1 mol/L的盐酸中，通入H2S使c(H2S)＝0.1 mol/L，H2S的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15，则溶液中c(S2－)为(　　) A．1.3×10－5 mol/L B．9.23×10－21 mol/L C．7.1×10－13 mol/L D．7.1×10－15 mol/L 答案：B 5．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：C 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＝0.1 mol·L－1，CH3COOH的电离度为×100%＝1%。 本课总结 自我反思：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 随堂提升 1．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、Ka1＝4.5×10－7和Ka2＝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：C 2．25 ℃时，H2S溶液中的下列关系不能说明H2S第二步电离比第一步电离程度更小的是(　　) A．c(H2S)远大于c(S2－) B．H2S的Ka1>Ka2 C．c(H＋)远大于c(S2－) D．c(H＋)约等于c(HS－) 答案：A 解析：H2S是二元弱酸，在溶液中分步电离：H2SHS－＋H＋、HS－S2－＋H＋，第一步电离抑制第二步电离，电离以第一步电离为主，则溶液中氢离子浓度约等于HS－浓度，硫离子浓度远小于H2S浓度、氢离子浓度和HS－浓度。由以上分析可知，硫离子浓度远小于H2S浓度不能说明H2S的第二步电离比第一步电离程度更小，也可能是第一步电离生成的HS－的浓度就很小；Ka1>Ka2可以说明第一步电离程度大于第二步电离程度；c(H＋)远大于c(S2－)，说明第二步电离出的c(S2－)远小于第一步电离出的c(H＋)，则第二步电离程度小于第一步；c(H＋)约等于c(HS－)，说明电离以第一步电离为主，第二步电离出的氢离子浓度很小，可知第一步电离程度大于第二步电离程度。 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　③NH的数目增多　④c(OH－)增大　⑤溶液的导电性增强　⑥增大 A．仅①②③ B．仅①③⑤ C．仅①③⑥ D．仅②④⑥ 答案：C 解析：氨水加水稀释，NH3·H2O的电离程度增大，则c(NH3·H2O)减小，NH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(NH)和c(OH－)均减小，溶液的导电性减弱，⑤错误；＝，由于温度不变，Kb不变，而c(OH－)减小，则增大，⑥正确。 4．常温下，三种一元酸的电离常数如下表，下列说法正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10－10 1.75×10－5 5.9×10－2 A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2 B．反应H3PO2＋CH3COO－===CH3COOH＋H2PO能够发生 C．由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D．等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多 答案：B 5．25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如表： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数Ka 1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 3.0×10－8 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”)。 (2)下列反应不能发生的是________(填标号)。 a．CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O b．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO c．CO＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－ d．2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO 答案：(1)增大　(2)cd 解析：(2)由电离平衡常数大小可知，酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，则由强酸可制弱酸的原理知，c、d两项的反应不能发生。 课时作业 一、选择题(每小题只有1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＝ B．Ka＝ C．Ka1＝ D．Ka2＝ 答案：C 2．已知25 ℃时，醋酸溶液中存在关系：Ka＝＝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 答案：B 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(　　) 答案：B 解析：根据乙酸和一氯乙酸的Ka可知酸性：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。 4．《自然》发表的关于乳酸的研究认为，乳酸是经血液循环转换能量的基本成员。常温下，乳酸(用HA表示)的Ka＝1.4×10－4，碳酸的Ka1＝4.5×10－7。下列说法不正确的是(　　) A．乳酸酸性比碳酸强 B．乳酸溶液中：c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－) C．乳酸的电离方程式：HAH＋＋A－ D．稀释乳酸溶液，乳酸电离程度减小 答案：D 解析：稀释乳酸溶液，根据越稀越电离，乳酸的电离程度增大，D错误。 5．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 答案：B 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。 6．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(　　) 酸的电离常数(常温) C6H5OHC6H5O－＋H＋　Ka＝a H2CO3HCO＋H＋　Ka1＝b HCOCO＋H＋　Ka2＝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↑ A.a>b>c>d B．d>b>c>a C．b>c>d>a D．d>b>a>c 答案：D 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>HCO，由弱酸的酸性越强，电离常数越大可知，d>b>a>c，故选D。 7．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 答案：B 8．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(　　) 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 — A.向Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO 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＋CO 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 答案：A 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>HSO>HClO>HCO。因为酸性：H2SO3>H2CO3>HSO，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，当SO2过量时，生成CO2和HSO，A正确；由题意可知，常温下第一步电离平衡常数：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>HCO，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－===HCO＋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。 9．用pH计测定25 ℃时不同浓度的醋酸的pH，结果如下。根据表中数据得出的结论错误的是(　　) ① ② ③ 浓度/(mol·L－1) 0.0010 0.0100 0.0200 pH 3.88 3.38 3.32 A.根据①可知：醋酸是弱酸 B．根据①②可知c(H＋)：<10 C．醋酸的电离方程式为CH3COOHH＋＋CH3COO－ D．将③加水稀释至①，醋酸的电离度增大，Ka增大 答案：D 解析：根据①可知，pH＝3.88，c(CH3COOH)＝0.0010 mol·L－1，c(H＋)<c(CH3COOH)，未完全电离，故醋酸是弱酸，故A正确；①中c(H＋)＝10－3.88 mol·L－1，②中c(H＋)＝10－3.38 mol·L－1，则＝＝100.5<10，故B正确；醋酸是弱酸，电离方程式用表示，故C正确；将③加水稀释至①，温度未变，Ka不变，故D错误。 10．现有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如下表所示。 酸 电离常数(25 ℃) HX Ka＝10－9.2 H2Y Ka1＝10－6.4、Ka2＝10－10.3 H2Z Ka1＝10－1.9、Ka2＝10－7.2 下列说法正确的是(　　) A．三种酸的强弱关系：H2Z<H2Y<HX B．H2Z电离的方程式为H2Z2H＋＋Z2－ C．Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－ D．25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y<H2Z 答案：C 解析：根据电离常数越大，酸性越强，可知三种酸的强弱关系：H2Z>H2Y>HX，A错误；H2Z是弱酸，分步电离，电离的方程式为H2ZH＋＋HZ－，B错误；根据电离常数越大，酸性越强，从表格中电离常数的大小判断酸性强弱为H2Y>HX>HY－，故根据相对强的酸制相对弱的酸，Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－，C正确；根据电离常数越大，酸性越强，判断酸性：H2Y<H2Z，故相同浓度的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y>H2Z，D错误。 11．室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液，下列判断正确的是(　　) A．该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022 B．适当升高溶液温度，溶液中导电粒子数目减少 C．滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol D．若该醋酸溶液的电离度为1%，则该醋酸溶液的电离常数为104 答案：C 解析：醋酸是弱酸，醋酸在水溶液中微弱电离，该溶液中CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A错误；电离吸热，升高温度，由于醋酸电离程度增大，则溶液中导电粒子数目增多，B错误；在滴加氢氧化钠溶液的过程中，醋酸根离子和醋酸分子的物质的量之和等于原本溶液中醋酸分子的物质的量，为1 L×0.1 mol·L－1＝0.1 mol，C正确；若该醋酸溶液的电离度为1%，溶液中醋酸根离子和氢离子浓度为10－3 mol·L－1，则该醋酸溶液的电离常数为K＝≈＝10－5，D错误。 二、非选择题 12．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示： 化学式 CH3COOH H2C2O4 H2S 电离平衡常数 1.8×10－5 Ka1＝5.4×10－2 Ka2＝5.4×10－5 Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 请回答下列问题： (1)H2S的一级电离平衡常数表达式为Ka1＝____________________。 (2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为_________________________ _______________________________________________。 (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：(1)　 (2)H2C2O4>CH3COOH>H2S　 (3)H2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O　 (4)HS－＋HC2O===H2S↑＋C2O　 (5)③④ 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。 13．回答下列问题。 (1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，向10 mL H3PO2溶液中加入30 mL等物质的量浓度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有H2PO和OH－两种阴离子。已知常温下，Ka(H3PO2)＝5.9×10－2，磷酸的各级电离常数为Ka1＝6.9×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.8×10－13。 ①写出次磷酸的电离方程式：________________________________。 ②H3PO2溶液加水稀释过程中，的数值________(填“变大”“变小”或“不变”)。 ③常温下，向一定浓度的H3PO2溶液中加入足量Na2HPO4溶液，写出离子反应方程式：______________________________。 (2)酸碱质子理论认为，在反应过程中凡能给出质子(H＋)的分子或离子都是酸，凡能接受质子的分子或离子都是碱。已知几种酸在醋酸中的pKa(pKa＝－lg Ka)如表所示： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 pKa 5.8 8.2 8.8 9.4 ①上表中四种酸在醋酸中的酸性最弱的是________(填化学式)。 ②在液态H2SO4中CH3COOH表现________性(填“酸”“碱”或“中”)。 (3)已知：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－，常温下，0.1 mol·L－1的NaHA溶液中c(H＋)＝0.001 mol·L－1。0.1 mol·L－1的NaHA溶液中HA－的电离度α＝________。 答案：(1)①H3PO2H＋＋H2PO ②变小 ③H3PO2＋HPO===H2PO＋H2PO (2)①HNO3　②碱 (3)1% 14．(广东卷节选)在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX(X为A或B)在某非水溶剂中的Ka。 a．选择合适的指示剂KIn，Ka(HIn)＝3.6×10－20；其钾盐为KIn。 b．向KIn溶液中加入HX，发生反应：In－＋HXX－＋HIn。KIn起始的物质的量为n0(KIn)，加入HX的物质的量为n(HX)，平衡时，测得随的变化曲线如图。 已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。 (1)Ka(HA)＝________(结果保留两位有效数字)。 (2)在该溶剂中，Ka(HB)________Ka(HA)；Ka(HB)________Ka(HIn)。(填“>”“<”或“＝”) 答案：(1)4.0×10－21 (2)＞　＞ 解析：(1)由变化曲线图可知，当＝1.0时，＝3.0，设初始c0(KIn)＝c0 mol/L，则初始c(HA)＝c0 mol/L，转化的物质的量浓度为x mol/L，列三段式： In－＋ HA A－＋HIn 起始浓度(mol/L) c0 c0 0 0 转化浓度(mol/L) x x x x 平衡浓度(mol/L) c0－x c0－x x x ＝3.0，即＝3.0，解得x＝0.25c0，则该反应的平衡常数为K1＝＝＝＝＝，解得Ka(HA)＝4.0×10－21。 (2)根据图像可知，当＝1.0时，<1.0，设初始c0(KIn)＝c0 mol/L，则初始c(HB)＝c0 mol/L，此时转化的物质的量浓度为y mol/L，列三段式： In－ ＋ HB  B－＋ HIn 起始浓度(mol/L) c0 c0 0 0 转化浓度(mol/L) y y y y 平衡浓度(mol/L) c0－y c0－y y y 此时＜1.0，即＜1.0，则y＞0.5c0，则平衡常数K2＝＞K1，则Ka(HB)＞Ka(HA)；由于y＞0.5c0，则K2＝＞1，Ka(HB)＞Ka(HIn)。 11 学科网（北京）股份有限公司 $$