第3章 第1节 第2课时 电离平衡常数(教用Word)-【金榜题名】2025-2026学年高二化学选择性必修1高中同步学案（人教版）

本讲义聚焦电离平衡常数核心知识点，系统梳理其模型构建、多元弱酸分步电离（如碳酸Ka1≫Ka2及应用）、电离常数计算（近似处理方法）等内容，承接弱电解质电离平衡定性认识，实现定量描述进阶，为后续水解等平衡问题提供定量工具。 该资料以模型建构为主线，通过实例分析（如醋酸与碳酸钠反应判断酸性）培养科学思维，设计分层习题与归纳论证环节，课中助力教师引导学生宏微符结合分析，课后帮助学生梳理应用要点，查漏补缺提升解决问题能力。

第2课时　电离平衡常数 学习目标 课程标准 1．构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化。 2．建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。 1．了解电离平衡常数的含义及其应用。 2．掌握电离平衡常数的有关计算。 知识点一　电离平衡常数 1．电离常数 2．多元弱酸(或弱碱)的电离常数 (1)表达式： 多元弱酸(或弱碱)的每一步都有电离常数，以碳酸为例： H2CO3HCO＋H＋， Ka1＝　　 HCOCO＋H＋， Ka2＝　　 (2)大小关系及应用： ①Ka1≫Ka2，Kb1≫Kb2。 ②应用：计算或比较多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)时，通常只考虑第一步电离。 1．下列关于电离常数(K)的说法中正确的是(　　) A．电离常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B．电离常数(K)与温度无关 C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同 D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1＜K2＜K3 【答案】　A 2．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数： 弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2 电离常数 4.9×10－10 7.2×10－4 1.8×10－5 2.6×10－4 则0.1 mol·L－1的下列物质的溶液中，c(H＋)最大的是(　　) A．HCN　　　　　　　　 B．HF C．CH3COOH D．HNO2 【答案】　B 1．能否根据醋酸溶液与碳酸钠溶液反应的现象，判断醋酸的Ka和碳酸的Ka1的大小？ 提示　可以。反应中有气泡产生，即发生反应： 2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑，说明醋酸的酸性大于碳酸，则Ka＞Ka1。 2．已知在25 ℃时，次氯酸的电离平衡常数为Ka＝2.95×10－8，碳酸的电离平衡常数为K1＝4.30×10－7、K2＝5.61×10－11，反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO浓度增加，可以加入什么物质？(供选择的物质有：NaOH固体、CaCO3固体、H2O) 提示　按照题目的要求要使平衡正向移动，但是不能消耗HClO，CaCO3能消耗HCl，但是不会消耗HClO，由电离平衡常数知酸性：H2CO3＞HClO＞HCO，由“强酸制弱酸”确定选CaCO3固体。 1．电离常数的应用 应用 实例 比较多元弱酸溶液中的离子浓度关系 碳酸：由于Ka1＞Ka2 则溶液中：c(H＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(OH－) 比较弱酸的酸性强弱顺序 相同条件下，K值越大，电离程度越大，酸性越强，常见弱酸的酸性强弱： H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO 2．电离常数的相关计算 (以弱酸HX为例) HX　　　　　　H＋　＋　X－　　 起始(mol·L－1): c0(HX) 0 0 平衡(mol·L－1): c0(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 则K＝＝。 电离度α＝×100%。 (1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则K≈，代入数值求解即可。 (2)已知c0(HX)的电离平衡常数，求c(H＋) 由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则：c(H＋)≈，代入数值求解即可。 考点一　电离常数的应用 1．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－) 【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，c(NH3·H2O)、c(NH)、c(OH－)都减小；＝，因c(NH)减小，故A项增大；随着溶液的稀释，c(NH)减小趋向于0，但c(OH－)减小趋向于一个定值，故B项减小；＝，则C项减小。 【答案】　A 考点二　电离常数的计算 2．0.1 mol·L－1醋酸溶液中，存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－。经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝________。 【解析】　CH3COOH　　CH3COO－＋H＋　　　　 0.1 0 0 0.1－1.4×10－3 1.4×10－3 1.4×10－3 Ka＝＝≈＝1.96×10－5。 【答案】　1.96×10－5 归纳与论证 氢氰酸及部分弱酸的电离常数如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数/(mol·L－1)(25 ℃) K＝1.8×10－4 K＝6.2×10－10 K1＝4.5×10－7 K2＝4.7×10－11 (1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为________________________________________________________________________。 提示　电离常数越大酸性越强，依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为HCOOH＞H2CO3＞HCN。 (2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？________。若能写出反应的化学方程式________________________________________________________________________。 提示　由于K1(H2CO3)＞K(HCN)＞K2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2气体可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。 (3)同浓度的HCOO－、HCO、CO、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是________________________________________________________________________。 提示　电离常数越大，逆反应的常数越小，即结合H＋的能力越小。即CO＞CN－＞HCO＞HCOO－。 (4)①升高0.1 mol·L－1 HCN溶液的温度，HCN的电离程度如何变化？________________________________________________________________________。 ②加水稀释，如何变化？________________________________________。 提示　①升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。 ②加水稀释，c(CN－)减小，由于电离常数不变，则增大。 【归纳总结】 1．电离平衡常数的4大应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，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，一般符合“强酸制弱酸”规律。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由Ka(CH3COOH)＝不变，稀释后c(CH3COO－)减小，则增大。 (4)计算弱酸或弱碱溶液中电离出离子的浓度。 2．电离平衡常数(K)、电离度(α)与c(H＋)的关系 依照化学平衡计算中“三段式”的方法，通过起始浓度、消耗浓度、平衡浓度，结合Ka(Kb)、α(电离度)等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。以一元弱酸为例，酸的起始浓度是c， 　　　 HA　　H＋＋A－ 起始： c 0 0 变化： cα cα cα 平衡： c－cα≈c cα cα 则c(H＋)＝cα，Ka＝即c(H＋)＝ α与Ka的关系为α＝。同样，对于一元弱碱来说，c(OH－)＝cα＝。 1．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，下列叙述错误的是(　　) A．升高温度，溶液的酸性增强 B．该溶液的c(H＋)是2×10－4 mol·L－1 C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10－7 D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H＋)减小 【解析】　A．升高温度促进HA电离，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，故A正确；B．0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，则HA是弱酸，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L×0.2%＝2 ×10－4 mol/L，故B正确；C．室温时，电离平衡常数K＝＝＝4×10－7，故C错误；D．越稀越电离，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，n(H＋)增大，由于溶液体积增大程度影响更大，c(H＋)减小，故D正确；故选：C。 【答案】　C 2．H2X是一种弱电解质，先后进行两步电高，其电离常数分别为Ka1和Ka2，则下说法正确的是(　　) A．Ka1＜Ka2 B．当电离平衡时溶液中的离子浓度：c(HX－)＝c(X2－) C．H2X溶液中可能大量共存以下离子：K＋、Na＋、CH3COO－、Cl－ D．H2X的稀溶液在加水稀释的过程中，逐渐增大 【解析】　A．多元弱酸的第一步电离远大于第二步电离，应该是Ka1>Ka2，选项A错误； B．电离时，两步电离程度不等，溶液中的离子浓度：c(HX－)≠c(X2－)，选项B错误； C．若H2X 溶液酸性弱于CH3COOH ，则提供的四种离子能大量共存，选项C正确； D．H2X 的稀溶液在加水稀释的过程中， 逐渐缩小，最终趋近1，选项D错误； 答案选C。 【答案】　C 3．由表格中的电离常数判断可以发生的反应是(　　) 化学式 电离常数 HClO K＝4.0×10－8 H2CO3 K1＝4.5×10－7 K2＝4.7×10－11 A．NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3 B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2O C．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3 D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3 【答案】　D 课时作业(十一) 一、单项选择题(共7小题，每小题只有一个选项符合题目要求) 1．在相同温度时，100 mL 0.01 mol/L醋酸与10 mL 0.1 mol/L醋酸相比较，下列数值中，前者大于后者的是(　　) A．溶液中H＋的物质的量 B．CH3COOH的电离常数 C．中和时所需NaOH的物质的量 D．溶液中CH3COOH的物质的量 【解析】　醋酸是弱酸，存在电离平衡，浓度越大，电离程度越小，所以在相同温度时，100 mL 0.01 mol/L醋酸与10 mL 0.1 mol/L醋酸中溶质的物质的量相等，但H＋的物质的量前者大于后者，A符合题意；电离平衡常数只与温度有关，温度相同，电离常数相同，B不符合题意；100 mL 0.01 mol/L醋酸与10 mL 0.1 mol/L醋酸中含有溶质CH3COOH的物质的量相等，因此中和时所需NaOH的物质的量也相等，C不符合题意；溶液中CH3COOH的物质的量根据公式n＝cV，结合二者的浓度与体积大小可知：100 mL 0.01 mol/L醋酸与10 mL 0.1 mol/L醋酸中含有溶质CH3COOH的物质的量相等，D不符合题意；故合理选项是A。 【答案】　A 2. 在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，关于该电离平衡的叙述正确的是(　　) A．加入少量纯CH3COOH，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大 B．加入少量NaOH溶液，平衡正向移动，电离平衡常数增大 C．加入少量0.1 mol·L－1盐酸，平衡逆向移动，溶液中c(H＋)减小 D．加热时，平衡正向移动，溶液pH减小，电离平衡常数增大 【解析】　A．醋酸浓度越大，醋酸的电离程度越小，加入少量纯醋酸，醋酸浓度增大，平衡正向移动，但醋酸浓度增大，则醋酸电离程度减小，故A错误；B．NaOH中和H＋而促进醋酸电离，平衡正向移动；电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，故B错误；C．加入适量0.1 mol·L－1盐酸，盐酸溶液中c(H＋)大于0.1 mol·L－1醋酸溶液中c(H＋)，所以混合溶液中c(H＋)增大，平衡逆向移动，故C错误；D．醋酸电离吸热，加热促进醋酸电离，平衡正向移动，c(H＋)增大，溶液的pH值减小，电离平衡常数增大，故D正确；故选：D。 【答案】　D 3．下列说法正确的是(　　) A．常温下，pH＝3的醋酸与pH＝3的盐酸等体积混合后，混合溶液的pH＝3 B．100 mL 2 mol·L－1盐酸与锌片反应，加入适量的氯化钠溶液，反应速率不变 C．铁片和稀硫酸反应制取氢气时，滴加几滴硫酸锌溶液可以加快氢气的生成速率 D．向0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液中加入水稀释，一直减小 【解析】　A．常温下， pH＝3 的醋酸与 pH＝3 的盐酸溶液中氢离子浓度相同，等体积混合后，氢离子浓度不变，混合溶液的 pH＝3，A正确；B．100 mL 2 mol·L－1 盐酸与锌片反应，加入适量的氯化钠溶液，盐酸的浓度降低，反应速率减慢，B错误；C．铁片和稀硫酸反应制取氢气时，滴加几滴硫酸锌溶液不会加快氢气的生成速率，C错误；D．向0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液中加入水稀释，氢离子的物质的量增加，醋酸的物质的量减小，＝，比值增大，D错误；故选A。 【答案】　A 4．已知下面三个数据：①6.3×10－4，②5.6×10－4，③6.2×10－10分别是三种酸的电离平衡常数。若已知这三种酸可发生如下反应：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaCN＋HF===HCN＋NaF，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述中正确的是(　　) A．HF的电离常数是① B．HNO2的电离常数是① C．HCN的电离常数是② D．HNO2的电离常数是③ 【答案】　A 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．溶液中导电粒子的数目减小 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K随醋酸浓度的减小而减小 【答案】　B 6．25 ℃时，0.1 mol·L－1的HA溶液中c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，则25 ℃ HA的电离常数为(　　) A．1×10－8　　　　 B．1×10－5 C．1×10－7 D．1×10－6 【答案】　C 7．常温下，一种解释乙酰水杨酸(用HA表示，Ka＝1×10－3.0)药物在人体吸收模式如下： 假设离子不会穿过组织薄膜，而未电离的HA则可自由穿过该膜且达到平衡。下列说法错误的是(　　) A．血浆中HA电离程度比胃中大 B．在胃中，＝1×10－2.0 C．在血浆中， <1×104.4 D．总药量之比≈1×104.4 【解析】　A．如图可知，胃液酸性强，H＋浓度大，抑制HA的电离，故血浆中HA电离程度比胃中大，A正确；B．在胃中c(H＋)＝1×10－1.0mol/L ，根据Ka＝＝1×10－3.0可得＝1×10－2.0，B正确；C．在血浆中，＝1＋＝1＋＝1＋>1×104.4，C错误；D．未电离的HA则可自由穿过该膜且达到平衡，血浆Ⅰ和胃Ⅱ中c(HA)相等，由Ka(HA)＝，可得cⅠ平衡(A－)×cⅠ平衡(H＋)＝cⅡ平衡(A－)×cⅡ平衡(H＋)，则＝＝＝106.4，溶液Ⅰ中，＝≈1，cⅠ平衡总(HA)＝cⅠ平衡(A－)，同理溶液Ⅱ中，cⅡ平衡总(HA)＝101cⅡ平衡(A－)，故总药量之比＝＝＝≈104.4，D正确；故选C。 【答案】　C 8．将0.1 mol·L－1的HF溶液加热升温，下列各量逐渐减小的是(　　) A．c(F－) B． C．Ka D． 【答案】　D 9．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式___________。 (2)BOH的电离平衡常数K＝___________。 (3)某温度t ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10－7，结合(2)的计算可知t ℃________(填“>”“<”或“＝”)25 ℃。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)＝___________mol·L－1。 【解析】　(1)浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，可知BOH是弱碱，BOH的电离方程式为BOHB＋＋OH－； (2)浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，电离平衡时c(B＋) ≈c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，c(BOH)平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数K＝＝＝1×10－5。 (3)电离过程是吸热的，温度越高电离常数越大，t ℃时BOH的电离平衡常数为1×10－7<1×10－5，则t ℃<25 ℃。电离常数K＝≈≈＝1×10－7，则c(B＋)＝1×10－4 mol·L－1。 【答案】　(1)BOHB＋＋OH－ (2)1×10－5　(3)<　1×10－4 10．已知T ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。 (1)当向醋酸中加入一定量的盐酸时，CH3COOH的电离常数________(填“变大”“变小”或“不变”)，理由是________________________________________________。 (2)若初始时醋酸中CH3COOH的浓度为0.010 mol·L－1，则达到电离平衡时溶液中c(H＋)是________(已知＝1.32，＝4.18) (3)T ℃时，将该溶液加水稀释10倍，则CH3COOH的Ka＝________。 【答案】　(1)不变　电离常数只与温度有关　(2)4.18×10－4 mol·L－1　(3)1.75×10－5 学科网（北京）股份有限公司 $$