专题3 第1单元 第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸的比较（Word教参）-【精讲精练】2025-2026学年高中化学选择性必修第一册（苏教版）河北专版

第2课时　电离平衡常数　强酸与弱酸的比较 [学习目标]　 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.利用电离平衡常数相对大小关系，建立弱电解质相对强弱和“强酸制弱酸”的思维模型。 3.认识电离度及应用。 [对应学生用书P83] 知识点一　电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数 (1)概念：在一定温度下，当弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的　各离子浓度幂之积　与溶液中　未电离的分子浓度　的比值(为一常数)，简称电离常数，用K表示。 (2)电离平衡常数表达式 ①一元弱酸(碱)电离常数表达式 CH3COOH：Ka＝　　； NH3·H2O：Kb＝　　。 ②多元弱酸的电离常数表达式，在水溶液中分两步电离。 如H2S电离常数表达式分别为 Ka1＝　　、Ka2＝　　。 (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)电离常数的影响因素 2．电离度 (1)概念：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(包括已电离和未电离的)　的百分率，称为电离度，通常用α表示。 (2)数学表达式 α＝　　×100% 或α＝　　×100% (3)意义：表示弱电解质在水中的　电离程度　，同一弱电解质电离度　越大　，电离程度　越大　。 (4)电离度的影响因素 1．电离常数的意义是什么？ 提示　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。 2．电离常数的影响因素有哪些？ 提示　内因取决于弱电解质的本性，外因只受温度影响，温度越高，电离常数越大。 3．为什么多元弱酸的Ka1≫Ka2≫…？ 提示　第一步电离产生的H＋抑制了第二、三步的电离，故电离常数逐级减小，且差别较大。 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．电离平衡常数(K)、电离度(α)与c(H＋)的关系 依照化学平衡计算中“列三行”(或“列两行”)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．(2024·石家庄检测)相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数K 9×10-7 9×10-6 9×10-2 A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HX＋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-1的HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L-1的HX溶液的电离常数 解析　电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的强弱关系：HX<HY<HZ；根据强酸制弱酸，反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生；由电离平衡常数可以判断，HZ、HX、HY都属于弱酸；电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关。 答案　B 2．(1)已知有三种酸的电离常数分别为7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10，已知NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF均可发生，由此可知酸性　　　　＞　　　　＞　　　　，所以HF的电离常数是　　　　，HCN的电离常数是　　　　，HNO2的电离常数是　　　　。 (2)已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水溶液中有0.1%发生电离。 ①HA的电离平衡常数Ka＝　　　　　(填具体数值)。 ②升高温度时，Ka　　　　(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，电离度　　　　。 解析　(2)HA　　⥫⥬　　 H＋　　＋　　A－ 起始 0.1 mol·L-1 0 0 电离 0.1×0.1% 0.1×0.1% 0.1×0.1% 平衡 0.1(1－0.1%) 1×10-4 1×10-4 Ka＝≈＝10-7。 答案　(1)HF　HNO2　HCN　7.2×10-4　4.9×10-10　4.6×10-4　(2)①10-7　②增大　增大 知识点二　一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)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 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 2．下列关于0.1 mol·L-1 NaOH与氨水两种稀溶液的说法正确的是(　　) A．两溶液中c(OH－)相同 B．等体积的两溶液能中和等物质的量的HCl C．两溶液稀释10倍，c(OH－)均为0.01 mol·L-1 D．两溶液的导电能力相同 答案　B [对应学生用书P85] 1．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 2．(2024·朝阳检测)醋酸的电离方程式为CH3COOH(aq)⥫⥬H＋(aq)＋CH3COO－(aq)　ΔH＞0。25 ℃时，0.1 mol/L醋酸溶液中存在下述关系：＝1.75×10-5，其中的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数(Ka)。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，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的醋酸溶液Ka＜1.75×10-5 D．升高温度，c(H＋)增大，Ka变大 解析　向该溶液中滴加几滴浓盐酸，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，平衡后c(H＋)增大，A错误；向该溶液中加少量CH3COONa固体，醋酸根浓度增大，平衡逆向移动，B错误；电离平衡常数只与温度有关，该温度下0.01 mol/L的醋酸溶液Ka＝1.75×10-5，C错误；电离吸热，升高温度平衡正向移动，c(H＋)增大，Ka变大，D正确。 答案　D 3．25 ℃时，0.1 mol·L-1稀醋酸加水稀释，图中的纵坐标y可以是(　　) A．溶液中的n(H＋) B．醋酸的电离平衡常数 C．溶液的导电能力 D．醋酸的电离度 答案　C 4．常温下，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－) 解析　醋酸是弱酸，电离不完全，若n(Cl－)＝n(CH3COO－)，醋酸的浓度大，所以消耗的氢氧化钠也多，A正确；由A项分析可知，二者分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，B错误；根据电荷守恒，盐酸中：n(H＋)＝n(OH－)＋n(Cl－)，醋酸中：n(H＋)＝n(OH－)＋n(CH3COO－)，由于n(Cl－)＝n(CH3COO－)，所以n(H＋)相等，溶液的pH也相等，C正确；用水稀释后，醋酸可以继续电离，所以n(Cl－)<n(CH3COO－)，D正确。 答案　B 5．已知氢氟酸、醋酸、氢氰酸(HCN)、碳酸在室温下的电离常数分别为 ① HF Ka＝3.5×10-4 ② CH3COOH Ka＝1.8×10-5 ③ HCN Ka＝4.9×10-10 ④ H2CO3 Ka1＝4.3×10-7 Ka2＝5.6×10-11 根据上述数据，回答下列问题： (1)四种酸中酸性最强的是　　　　，四种酸中酸性最弱的是　　　　。 (2)写出H2CO3电离方程式：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)写出足量的氢氟酸与碳酸钠溶液混合反应的化学方程式：________________________________________________________________________。 解析　(1)四种酸中HF的电离平衡常数最大，则HF酸性最强，HCN的电离平衡常数最小，则HCN酸性最弱。(2)碳酸为二元弱酸，分步电离，以第一步电离为主，电离方程式为H2CO3⥫⥬HCO＋H＋、HCO⥫⥬CO＋H＋。(3)HF酸性比H2CO3强，可发生反应生成NaF、CO2和H2O，反应的化学方程式为2HF＋Na2CO3===2NaF＋H2O＋CO2↑。 答案　(1)HF　HCN (2)H2CO3⥫⥬HCO＋H＋、HCO⥫⥬CO＋H＋ (3)2HF＋Na2CO3===2NaF＋H2O＋CO2↑ 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$