3.1 第2课时 电离平衡常数(Word教参)-【优化指导】2025-2026学年高中化学选择性必修第一册（人教版2019 单选）

第2课时　电离平衡常数 课程标准 核心素养目标 1．认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。 2．根据电离平衡常数进行简单计算。 证据推理与模型认知：基于弱电解质的电离平衡，建构电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。 [对应学生用书P64] 一、电离平衡常数 1．概念 (1)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。 (2)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。 2．表示方法 (1)一元弱酸和一元弱碱 一元弱酸和一元弱碱均一步电离，直接书写。例如，CH3COOHCH3COO－＋H＋的电离常数为Ka＝；NH3·H2ONH＋OH－的电离常数为Kb＝。 (2)多元弱酸 多元弱酸的电离分步进行，各步电离常数依次用Ka1、Ka2等表示。例如(以H2CO3为例)： 第一步电离：H2CO3HCO＋H＋的Ka1＝； 第二步电离：HCOCO＋H＋的Ka2＝。 3．影响因素 影响因素 影响结果及分析 内因 弱电解质的结构及性质(主要因素) 相同条件下，弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)越强，电离常数越大 外因 温度(次要因素) 升高温度，电离常数增大 二、电离平衡常数的计算及应用 1．电离常数的计算 例如，25 ℃时，0.1 mol/L醋酸中，达到电离平衡时，c(H＋)约为1×10－3 mol/L，则该温度下CH3COOH的电离常数Ka≈1×10－5。 2．电离常数的应用 (1)实验探究：比较CH3COOH与H2CO3的酸性强弱 实验操作 实验现象 有大量气泡产生 实验结论 酸性：CH3COOH＞(填“＞”或“＜”)H2CO3 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)＞(填“＞”或“＜”) Ka1 (H2CO3) (2)思考与讨论——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，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol/L盐酸、2 mL 2 mol/L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及气体体积的变化情况。 ①等质量的镁分别与体积相同、物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应时，与盐酸反应的速率大(填“大”“小”或“相等”，下同)，与醋酸反应的速率小。 ②过量的镁分别与体积相同、物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应后，生成氢气的体积相等。 ◆拓展延伸 电离度(α) (1)电离度可反映弱电解质的电离程度，当弱电解质达到电离平衡时，已电离的溶质分子占原有溶质分子总数的百分率称为电离度，通常用α表示。 (2)计算表达式 α＝×100%，式中的分子、分母分别可用已电离的弱电解质的物质的量(或物质的量浓度)和弱电解质的起始物质的量(或物质的量浓度)来代替。 ◆名师点拨 (1)多元弱酸的各步电离常数的大小：Ka1＞Ka2＞Ka3＞…… (2)当Ka1≫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。 (3)多元弱碱的电离比较复杂，高中阶段一般不讨论多元弱碱的电离常数Kb1、Kb2等。 备课札记 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 ◆要点图解 相同温度下，弱酸的酸性强弱与电离常数相对大小的关系可用下图表示： 备课札记 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 [对应学生用书P66] 探究一__电离平衡常数及相关计算 乙酸(CH3COOH)也叫醋酸，是一种有机一元弱酸，为食醋的主要成分，在人体内被氧化生成CO2和H2O。纯的无水乙酸(冰醋酸)是无色的吸湿性液体，其水溶液呈弱酸性且腐蚀性强，对金属有强烈腐蚀性，乙酸蒸气对眼和鼻有刺激性作用。 [问题设计] (1)已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。若初始时醋酸中CH3COOH的浓度为0.01 mol/L，则达到电离平衡时溶液中c(H＋)≈__________。 提示：4.2×10－4 mol/L 解析：0.01 mol/L CH3COOH溶液中： CH3COOHCH3COO－＋H＋，达到平衡时，c(CH3COOH)≈0.01 mol/L，c(CH3COO－)≈c(H＋)，则有Ka＝，c2(H＋)＝Ka·c(CH3COOH)＝1.75×10－5×0.01，解得c(H＋)≈4.2×10－4 mol/L。 (2)25 ℃时，向0.01 mol/L CH3COOH溶液中通入HCl，使溶液中c(H＋)＝0.10 mol/L，此时溶液中c(CH3COO－)≈____________。 提示：1.75×10－6 mol/L 解析：25 ℃时CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，通入HCl使溶液中c(H＋)＝0.10 mol/L，此时c(CH3COOH)≈0.01 mol/L，代入Ka＝可得：1.75×10－5×0.01＝c(CH3COO－)×0.10，则有c(CH3COO－)≈1.75×10－6 mol/L。 利用“三段式法”计算电离平衡常数 以a mol/L CH3COOH溶液为例，T ℃时，达到电离平衡时，c(H＋)为b mol/L，则有 则该温度下，醋酸的电离平衡常数为Ka＝＝。 [注意]弱电解质的电离程度比较小，若a、b相差100倍以上，进行近似处理：c(CH3COOH)平衡≈c(CH3COOH)起始，上式中(a－b)mol/L≈a mol/L，则Ka≈。 [例1] 常温下，0.1 mol/L的HCOOH溶液加水稀释至0.010 mol/L的过程中，下列量始终保持增大的是(　　) A．n(HCOO－)＋n(OH－) B．c(H＋)＋ C．c(H＋)＋c(HCOO－) D． A　解析：HCOOH溶液加水稀释过程中，HCOOH的电离程度增大，n(HCOO－)增大，但c(H＋)减小，c(OH－)增大，n(OH－)增大，则n(HCOO－)＋n(OH－)增大，A正确；HCOOH溶液加水稀释过程中，HCOOH的电离程度增大，c(HCOO－)减小，c(H＋)减小，Ka(HCOOH)不变，则减小，c(H＋)＋减小，B错误；HCOOH溶液加水稀释过程中，c(HCOO－)减小，c(H＋)减小，则c(H＋)＋c(HCOO－)减小，C错误；＝Ka(HCOOH)，温度一定时，Ka(HCOOH)不变，则不变，D错误。 1．二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程。常温下，H2X电离常数Ka1＝2.5×10－4、Ka2＝2×10－8。下列说法错误的是(　　) A．升高温度后，Ka1、Ka2均增大 B．KHX溶液中，c(H＋)大于c(OH－) C．该温度下0.1 mol/L的H2X溶液中c(H＋)≈5×10－3 mol/L D．向H2X溶液中加水稀释过程中减小 D　解析：二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，温度升高，平衡正向移动，Ka1、Ka2均增大，A正确；KHX溶液中水解平衡常数Kh＝＝＝4×10－11<Ka2，电离程度大于水解程度，溶液显酸性，c(H＋)大于c(OH－)，B正确；Ka1＝＝2.5×10－4，忽略HX－的电离，c(HX－)≈c(H＋)，c(H2X)≈0.1 mol/L则c(H＋)≈ mol/L＝5×10－3 mol/L，C正确；加水稀释过程中，H2X的电离程度增大，n(H2X)减小，n(H＋)增大，＝增大，D错误。 探究二__电离平衡常数的应用 氢氟酸(HF)是一种弱酸，具有极强的腐蚀性，能强烈地腐蚀玻璃等，常用于蚀刻玻璃，形成图案。次氯酸(HClO)是一种很弱的酸，具有极强的漂白作用，它的盐类可用作漂白剂和消毒剂。 [问题设计] (1)25 ℃时，HF、HClO的电离常数如下表： 弱酸 HF HClO Ka 6.3×10－4 4.0×10－8 相同条件下，HF、HClO的酸性：HF____(填“＞”或“＜”)HClO。NaF溶液中滴加HClO溶液，能否发生反应？____(填“能”或“不能”)，反应的离子方程式为______________________(若不反应，此空不填写)。 提示：＞　不能 (2)设计实验比较相同条件下HF和HClO的酸性强弱，描述实验操作、现象及结论。 提示：①相同温度下，分别测定等浓度HF和HClO溶液的pH，HF溶液的pH小于HClO溶液，则HF的酸性强于HClO。 ②分别向1.0 mol/L HF溶液和1.0 mol/L HClO溶液中加入等质量且颗粒大小相同的碳酸钙，前者产生气体的速率比后者快，说明HF的酸性强于HClO。(其他合理方案均可) 电离常数的应用 　(1)衡量弱电解质电离的难易程度。在相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。 (2)判断弱酸酸性的相对强弱，进而判断某些有酸参加的复分解反应能否发生。一般符合“较强酸制较弱酸”规律。 (3)判断粒子浓度比值的变化。如加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，在做题时经常可以利用电离常数不变这一特点来判断溶液中某些粒子浓度比值的变化情况。 (4)判断电离平衡的移动方向。如向稀醋酸溶液中加入冰醋酸，此时c(CH3COOH)增大，溶液中有关粒子的浓度商Q＝<Ka，电离平衡正向移动；反之，向溶液中通入HCl气体，因c(H＋)增大，使Q>Ka，电离平衡逆向移动。 [例2] 向10 mL氨水中加入蒸馏水，将其稀释到1 L后，下列变化正确的是(　　) A．NH3·H2O的电离程度减小 B．氨水的Kb增大 C．NH的数目增多 D．减小 C　解析：加入蒸馏水导致氨水浓度减小，稀释促进氨水的电离，电离程度增大，A错误； Kb只与温度有关，温度不变，Kb不变，B错误；加水稀释促进NH3·H2O电离，所以NH的数目增多，C正确；＝＝，加入蒸馏水导致氨水浓度减小，氢氧根离子浓度减小，比值增大，D错误。 2．已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：HCOOH：K＝1.77×10－4，HCN：K＝4.9×10－10，H2CO3：K1＝4.4×10－7，K2＝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↑ B　解析：HCOOH酸性强于HCN，所以该反应能发生，A不符合题意；HCO酸性弱于HCN，所以该反应不能发生，B符合题意；酸性：H2CO3>HCN>HCO，NaCN、二氧化碳和水反应生成HCN和NaHCO3，C不符合题意；HCOOH酸性强于H2CO3，所以该反应能发生，D不符合题意。 [对应学生用书P68] 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．向醋酸中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关 D　解析：电离常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关，A错误，D正确；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，B错误；向醋酸中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向逆反应方向移动，但温度不变，电离常数不变，C错误。 2．25 ℃时，将0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释，下列数值变大的是(　　) A．c(CH3COO－) B． C．Ka D．n(CH3COO－) D　解析：将0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释，c(CH3COO－)减小，A不符合题意；将0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释，溶液中c(H＋)减小，醋酸的电离平衡常数Ka是定值，＝减小，B不符合题意；醋酸的电离平衡常数Ka只受温度影响，将0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释，醋酸的电离平衡常数Ka不发生变化，C不符合题意；将0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释，醋酸的电离平衡正向移动，溶液中n(CH3COO－)增大，D符合题意。 3．25 ℃时，0.1 mol/L某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10－7，下列叙述不正确的是(　　) A．该溶液中的c(H＋)＝1×10－4 mol/L B．此溶液中，HA约有0.1%发生电离 C．0.1 mol/L HA溶液与c(H＋)＝1×10－4 mol/L的盐酸等体积混合，HA的电离平衡正向移动 D．加水稀释一倍，溶液中的c(H＋)大于原来的 C　解析：达到电离平衡时，溶液中c(H＋)≈c(A－)，c(HA)≈0.1 mol/L，Ka＝≈＝1×10－7，解得c(H＋)＝1×10－4 mol/L，A正确；HA发生电离的百分比为×100%＝0.1%，B正确；0.1 mol/L HA溶液中c(H＋)＝1×10－4 mol/L，与c(H＋)＝1×10－4 mol/L盐酸中c(H＋)相等，故等体积混合，HA的电离平衡不移动，C错误；加水稀释一倍，若HA的电离平衡不移动，c(H＋)变为原来的，而实际上加水稀释，HA的电离平衡正向移动，n(H＋)增大，故溶液中的c(H＋)大于原来的，D正确。 4．下列叙述正确的是(　　) A．在0.1 mol/L NH4Cl溶液中：c(NH)＝c(Cl－) B．等体积、等pH的醋酸和盐酸，稀释后使两溶液的pH相同，则加水的体积前者较小 C．pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合，滴入酚酞溶液呈红色 D．向0.1 mol/L的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大 C　解析：NH水解，c(NH)<c(Cl－)，A错误；醋酸加水，越稀越电离，两溶液稀释后pH相等，醋酸加水多于盐酸，B错误；室温下，pH＝3的盐酸浓度小于pH＝11的氨水浓度，二者等体积混合氨水有剩余，故溶液显碱性，滴加酚酞溶液显红色，C正确；Kb＝，故＝，铵根离子浓度增大，Kb不变，则减小，D错误。 5．常温下，将0.2 mol/L氨水加水稀释，稀释过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法错误的是(　　) 已知： ①电离度＝×100%； ②常温下，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5； ③H2OH＋＋OH－。 A．NH3·H2O的电离方程式为NH3·H2ONH＋OH－ B.a点对应溶液中，氨水的电离度约为3×10－0.5% C．往b点对应溶液中，滴入紫色石蕊溶液，可观察到溶液由紫色变为蓝色 D．c点对应溶液中，所含粒子共有4种 D　解析：NH3·H2O为弱电解质，在水溶液中发生部分电离，电离方程式为NH3·H2ONH＋OH－，A正确；a点对应溶液中，c(OH－)≈ mol/L＝6×10－3.5 mol/L，氨水的电离度约为×100%＝3×10－0.5%，B正确；b点对应溶液呈碱性，滴入紫色石蕊溶液，溶液由紫色变为蓝色，C正确；c点对应溶液中，所含粒子为NH3、H2O、NH3·H2O、NH、H＋、OH－，共有6种，D错误。 6．NaHSO4可用作清洁剂、防腐剂等。 (1)下列关于NaHSO4固体的说法正确的是________(填标号)。 A．NaHSO4固体不能导电 B．NaHSO4溶液的导电性一定强于CH3COOH溶液 C．NaHSO4属于电解质 D．NaHSO4溶液显中性 (2)写出NaHSO4在水溶液中的电离方程式：______________________________________ _______________________________________________________。 (3)NaHSO4溶液与NaHCO3溶液反应的离子方程式为______________________________ __________________________________________。 (4)当H2S浓度较低时常用纯碱溶液进行吸收。下表为H2S、H2CO3的电离平衡常数。 电离平衡常数 Ka1 Ka2 H2S 1.1×10－7 1.3×10－13 H2CO3 4.5×10－7 4.7×10－11 纯碱溶液吸收少量H2S的离子方程式为_____________________________________ _____________________________________。 答案：(1)AC (2)NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (3)H＋＋HCO===H2O＋CO2↑ (4)H2S＋CO===HS－＋HCO 解析：(1)硫酸氢钠固体是由阴、阳离子构成的，为离子化合物，因为硫酸氢钠固体中的阴、阳离子不自由移动，所以不导电，A正确；浓度未知，无法比较NaHSO4溶液的导电性与CH3COOH溶液导电性强弱，B错误；硫酸氢钠溶于水时全部电离，电离出自由移动的钠离子、氢离子和硫酸根离子，故是强电解质，C正确；NaHSO4溶液显酸性，D错误。 (2)NaHSO4在水溶液中的电离出钠离子、氢离子和硫酸根离子，电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 (3)NaHSO4溶液与NaHCO3溶液反应生成硫酸钠、二氧化碳和水，反应的离子方程式为H＋＋HCO===H2O＋CO2↑。 (4)由电离常数可知酸性强弱顺序为H2CO3>H2S>HCO>HS－，根据强酸制弱酸的原理，可得反应的离子方程式为H2S＋CO===HS－＋HCO。 学科网（北京）股份有限公司 $$