专题3 第一单元 第2课时 电离平衡常数-【金版新学案】2025-2026学年新教材高二化学选择性必修1同步课堂高效讲义配套课件（苏教版）

该高中化学课件聚焦弱电解质的电离平衡常数与电离度，通过交流研讨（如酸的强弱比较反应）衔接电离平衡，构建表达式推导、多元弱酸分步电离等模型作为学习支架，帮助学生系统掌握概念及应用。 其亮点在于结合“交流研讨”“应用评价”等环节，通过离子共存判断、反应能否发生等实例培养科学思维（证据推理、模型认知），计算训练逻辑推理，联系阿司匹林吸收等生活情境体现科学态度。助力学生深化理解，教师获得结构化教学资源，提升教学效率。

第2课时　电离平衡常数 　 专题3 第一单元 弱电解质的电离平衡 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.能进行电离平衡常数及电离度的有关计算。 学习目标 任务一　电离平衡常数 1 任务二　电离度及有关计算 2 随堂演练 3 内容索引 课时测评 4 任务一　电离平衡常数 返回 新知构建 1.电离平衡常数的概念 在一定条件下弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的____________与溶液中未电离的分子的______之比是一个常数，用符号K表示。 浓度幂之积 浓度 2.电离平衡常数表示方法 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数： CH3COOH电离常数的表达式： Ka＝__________________。 NH3·H2O电离平衡常数的表达式： Kb＝_________________。 (2)多元弱酸的电离常数： H2CO3⥫⥬H＋＋HC　 Ka1＝________________； HC⥫⥬H＋＋C　 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________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，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 第一步 3.意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值______，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越_______。 越大 强 1 已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸在某温度下的电离常数，若已知下列反应可以发生： NaCN＋HNO2HCN＋NaNO2 NaCN＋HFHCN＋NaF NaNO2＋HFHNO2＋NaF 则Ka(HCN)______Ka(HNO2)______Ka(HF)(填“＜”或“＞”)。 ＜ ＜ 交流研讨1 4.电离平衡常数的影响因素 (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本身的______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__________而增大。 不同 性质 温度 吸热 温度升高 5.电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：在一定温度下，当弱酸(或弱碱)的浓度相同时电离常数越大，弱酸的酸性(或弱碱的碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF____CH3COOH。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“____________”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOHCH3COONa＋HNO2的反应不能进行。 ＞ 强酸制弱酸 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH) ＝不变，稀释后c(CH3COO－)_____，则＝_________ ______。 (4)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中Ka＝； 稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝Ka，Q＜Ka，平衡向电离方向移动。 减小 增大 已知在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， 试写出下列反应的化学方程式。 (1)HCOOH和NaCN反应：______________________________________。 (2)将CO2通入到NaCN溶液中：__________________________________。 (3)将Na2CO3溶液滴到HCOOH溶液中：_______________________________ _______________。 交流研讨2 HCOOH＋NaCNHCOONa＋HCN NaCN＋H2O＋CO2HCN＋NaHCO3 2HCOOH＋Na2CO32HCOONa ＋H2O＋CO2↑ 应用评价 1.下列说法正确的是 A.电离平衡常数受溶液浓度的影响 B.电离平衡常数不可以表示弱电解质的相对强弱 C.电离常数大的酸溶液中c(H＋)一定比电离常数小的酸中大 D.H2CO3的电离常数表达式： √ 电离平衡常数只与温度有关，A错误；电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，B错误；酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，C错误。 K＝ 2.稀释0.1 mol·L－1的醋酸溶液时，始终保持增大趋势的是 A.c(H＋) B. C. D. √ 稀释时平衡向电离的方向移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，故保持增大趋势，又＝，所以B正确。 √ 3.已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离常数如下表： 下列微粒在溶液中不能大量共存的是 A.S、HC B.ClO－、HC C.HS、C D.HClO、HC 弱电解质 电离常数(Ka) HClO Ka＝4.0×10－8 H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 根据表中电离常数可知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HS＞HClO＞HC；根据“较强酸制取较弱酸”的反应规律，判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HS＞HC，则S、HC不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO＞HC，则ClO－、HC不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HS＞HC，则HS、C反应生成S和HC，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3＞HClO，HClO、HC不能反应，可以大量共存，D不符合题意。 弱电解质 电离常数(Ka) HClO Ka＝4.0×10－8 H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 返回 任务二　电离度及有关计算 返回 新知构建 1.电离度的概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质________________与______________的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号____表示。 2.电离度的数学表达式 α＝×100％ 已电离部分的浓度 其起始浓度 α 或α＝×100％ 或α＝×100％。 3.电离度的意义 (1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的_________。 (2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度_____。 4.电离度的影响因素 电离程度 越大 增大 越大 正误判断 (1)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大 ( ) (2)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的 c(H＋)大 ( ) (3)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大 ( ) (4)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度 变小 ( ) 交流研讨1 × × × √ 5.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Ka＝＝。 (1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离常数，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 Ka≈_______，代入数值求解即可。 (2)已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于Ka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。 (3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈_______________。 以一元弱酸HA为例试推导电离常数和电离度的关系。 提示：　　HA　　⥫⥬　 H＋　＋　A－ 起始： c酸 0 0 平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α Ka＝＝，因为α很小，所以1－α≈1，即Ka＝c酸·α2，所以α＝。 交流研讨2 应用评价 1.0.10 mol·L－1HA溶液中有1％的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 A.1.0×10－5 B.1.0×10－7 C.1.0×10－8 D.1.0×10－9 √ 电离的HA的物质的量浓度为c(HA)＝0.10 mol·L－1×1％＝1.0×10－3mol·L－1，根据：HA⥫⥬H＋＋A－，则平衡时：c(H＋)＝c(A－)＝1.0×10－3mol·L－1，c(HA)平＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3mol·L－1≈1.0×10－1mol·L－1，将有关数据代入平衡常数表达式得：Ka＝＝1.0×10－5。 2.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：______________________。 (2)BOH的电离度α＝______。 BOH⥫⥬B＋＋OH－ 1％ 因c(BOH)初始＝0.1 mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝×100％＝1％，(1)BOH不完全电离，故电离方程式为BOH⥫⥬B＋＋OH－， (3)BOH的电离平衡常数Kb＝__________。 1×10－5 电离平衡时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Kb＝＝＝1×10－5。 返回 随堂演练 返回 √ 1.已知在25 ℃时，K＝＝1.8×10－5，其中K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硫酸，K增大 B.升高温度，K增大 C.向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大 D.向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K增大 电离常数与浓度无关，只受温度影响。 √ 2.在25 ℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、Ka1＝4.3×10－7和Ka2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最大的是 A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3 相同温度下，相同浓度的酸溶液中酸的电离平衡常数越大，则该酸的酸性越强，酸溶液中氢离子浓度越大，H2CO3以第一步电离为主，根据电离平衡常数知，酸的酸性强弱顺序是HNO2＞HCOOH＞H2CO3＞HCN，所以氢离子浓度最大的酸是HNO2。 √ 3.已知某温度下H2CO3的电离常数：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11，HClO的电离常数：2.95×10－8。反应：Cl2＋H2O⥫⥬HCl＋HClO达到平衡后，要使HClO浓度增大可加入 A.NaOH固体 B.浓盐酸 C.NaHCO3固体 D.水 要使HClO浓度增大，必须使平衡右移，且加入的物质不与HClO反应，加入NaOH固体时，平衡虽然右移，但HClO也参与反应，导致c(HClO)减小；加入浓盐酸时，平衡左移，c(HClO)减小；加水稀释时，c(HClO)也减小；因K1＞K(HClO)，加入NaHCO3固体时，NaHCO3只与盐酸反应不与HClO反应，使平衡右移，c(HClO)增大，所以选C。 4.已知25 ℃，醋酸溶液中各微粒存在下述关系：K＝＝1.8×10－5，下列有关说法可能成立的是 A.25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5 B.25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝2×10－4 C.标准状况下，醋酸溶液中K＝1.8×10－5 D.升高到一定温度，K＝7.2×10－5 √ 题中K为醋酸电离常数的表达式，由于电离常数不随浓度变化而变化，只随温度变化而变化，所以排除A、B项；醋酸的电离是吸热的，所以升高温度，K增大，降低温度，K减小。标准状况下(0 ℃)，温度低于 25 ℃，则K小于1.8×10－5，所以C项错误。 5.在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值______(填“大于”“小于”或“等于”)10。 小于 对于弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液电离程度比0.01 mol·L－1的醋酸溶液电离程度小，则二者c(H＋)之比小 于10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝_____________________ mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋)、c(OH－)忽略不计，下同] 　 醋酸的电离平衡常数K＝＝1.8×10－5，则(H＋)＝1.8× 10－5×a mol·L－1，c1(H＋)＝ mol·L－1。 ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使 溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________ mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝ mol·L－1。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 大于 在醋酸溶液中加入醋酸铵，使c(CH3COO－)增大，醋酸的电离平衡左移，使氢离子浓度减小。 返回 课时测评 返回 √ 题点1　电离常数及其应用 1.将两份浓度均为0.1 mol·L－1的氨水分别稀释2倍、温度升高2 ℃，得到P、Q两份溶液，下列关于P、Q的比较正确的是 A.c(OH－)：P＞Q B.c(N)：P＞Q C.NH3·H2O的电离程度：P中增大，Q中减小 D.电离平衡常数K：P＜Q 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 氨水电离，NH3·H2O⥫⥬＋OH－　ΔH＞0，加水稀释，电离程度增大，但c(NH3·H2O)、c(N)、c(OH－)因稀释而减小；温度升高，平衡正向移动，c(NH3·H2O)减小，c(N)、c(OH－)增大。由分析可知，两溶液中c(N)：P＜Q，B错误；c(OH－)：P＜Q，A错误；NH3·H2O的电离程度：P、Q中均增大，C错误；NH3·H2O的电离是吸热反应，温度越高，电离平衡常数越大，故电离平衡常数K：P＜Q，D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 2.已知H2CO3的Ka1＝4.3×10－7，H2S的Ka1＝9.1×10－8，CH3COOH的Ka＝1.8×10－5，则下列说法中不正确的是 A.碳酸的酸性强于氢硫酸 B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C.常温下，加水稀释醋酸，增大 D.向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 电离平衡常数越大，该酸就越容易电离，溶液的酸性就越强。由于电离平衡常数Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)，所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确；多元弱酸分步电离，存在电离平衡，以第一步电离为主，则多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；由溶液呈电中性可知：c(H＋) ＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，稀释过程中，c(H＋)和c(CH3COO－)减小，c(OH－)增大，则＝的值会减小，C错误；弱酸的电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，则向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变，D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 3.某些弱酸在25 ℃时的电离常数(Ka)如下： 下列反应不能发生的是 A.CH3COOH＋NaCNCH3COONa＋HCN B.NaHCO3＋HCNNaCN＋CO2＋H2O C.CH3COOH＋Na2CO3NaHCO3＋CH3COONa D.CO2＋H2O＋NaClONaHCO3＋HClO 化学式 CH3COOH HCN HClO H2CO3 电离常数(Ka) 1.8×10－5 4.9×10－10 3.0×10－8 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 根据弱酸电离平衡常数可知，酸性强弱：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞HC；根据强酸制弱酸原理，反应CH3COOH＋NaCNCH3COONa＋HCN可以发生，A不符合题意；酸性：H2CO3＞HCN，根据强酸制弱酸原理，反应NaHCO3＋HCNNaCN＋CO2＋H2O不能发生，B符合题意；根据强酸制弱酸原理，反应CH3COOH＋Na2CO3NaHCO3＋CH3COONa可以发生，C不符合题意；根据强酸制弱酸原理，反应CO2＋H2O＋NaClONaHCO3＋HClO可以发生，D不符合题意。 化学式 CH3COOH HCN HClO H2CO3 电离常数(Ka) 1.8×10－5 4.9×10－10 3.0×10－8 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 4.根据下表提供的数据可知，室温下在溶液中能大量共存的微粒组是 A.HCN、HC、CN－、C B.HCN、HC、CH3COO－、CN－ C.H2CO3、HC、CH3COO－、CN－ D.HC、CH3COOH、CN－、C 化学式 HCN H2CO3 CH3COOH 电离平衡常数 4.9×10－10 K1＝4.5×10－7 K2＝4.7×10－11 1.75×10－5 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 因为K(HCN)＞K2(H2CO3)，所以HCN与C能发生反应生成CN－和HC，则HCN与C不能大量共存，A不符合题意； 因为K(HCN)＜K1(H2CO3)，所以H2CO3与CN－不能大量共存，C不符合题意；因为K2(H2CO3)＜K(HCN)＜K1(H2CO3)＜K(CH3COOH)，所以CH3COOH与HC、CN－、C都不共存，D不符合题意。 化学式 HCN H2CO3 CH3COOH 电离平衡常数 4.9×10－10 K1＝4.5×10－7 K2＝4.7×10－11 1.75×10－5 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 5.25 ℃时，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 A.三种酸的酸性强弱关系：HX＞HY＞HZ B.HZ和Y－不共存 C.25 ℃时，0.1 mol·L－1的HZ溶液的c(H＋)＝0.000 1 mol·L－1 D.相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离程度大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离程度 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10－8 1×10－5 1×10－3 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 由电离常数可知，这三种酸的强弱顺序是HZ＞HY＞HX，故A错误；由于酸性：HZ＞HY，所以HZ与Y－反应生成HY，故HZ和Y－不共存，故B正确；HZ溶液Ka＝＝1.0×10－3，由于c(H＋)近似等于c(Z－)，0.1 mol·L－1的HZ溶液中c(H＋)＝＝＝0.01 mol·L－1，故C错误；相同温度下，弱酸的浓度越小，电离程度越大，故D错误。 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10－8 1×10－5 1×10－3 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 题点2　电离常数、电离度的有关计算 6.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 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 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；0.1 mol·L－1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－1×0.2％＝2×10－4 mol·L－1，故B正确；室温时，电离平衡常数K＝＝≈4×10－7，故C错误；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。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 7.常温下，一种解释阿司匹林有效成分乙酰水杨酸(用HA表示，Ka＝1×10－3.0)药物在人体吸收模式如下： 该膜允许HA分子自由通过而不能通过离子。下列说法错误的是 A.血浆中c(A－)比胃中大 B.在血浆中，＞1×10－4.4 C.在胃中，＝1×10－2.0 D.总药量之比≈1×104.4 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 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；在血浆中 ＝＝＝＜＝＝1×10－4.4，B错误；在胃中c(H＋)＝1.0×10－1.0 mol·L－1，根据Ka＝＝1×10－3.0 可得＝1×10－2.0，C正确；未电离的HA可自由穿过该膜且达到平衡，血浆和胃中c(HA)相 等，＝＝＝＝ ≈1×104.4，D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 8.25 ℃时，有关物质的电离平衡常数如下表。下列有关说法中正确的是 A.等浓度的CH3COO－、HC、C、CN－中，结合质子能力最强的是CN－ B.将少量CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是CO2＋H2O＋2CN－2HCN＋C C.向稀醋酸中加水稀释的过程中，的值减小 D.0.2 mol·L－1稀醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈1.9×10－3 mol·L－1 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 Ka越小，酸性越弱，其对应酸根结合氢离子的能力越强，所以等浓度的CH3COO－、HC、C、CN－中，结合质子能力最强的是C ，故A错误；因为酸性HCN＞HC，根据强酸制弱酸原理，将少量CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是CO2＋H2O＋CN－HCN＋HC，故B错误；＝，电离常数不变，加水稀释时氢离子浓度减小，所以增大，故C错误； 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 根据醋酸电离平衡方程式，设发生电离的醋酸的浓度为x mol·L－1，列三段式： 　　　　　　　 CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋ 起始/(mol·L－1) 0.2　　　　　0　　　　　 0 变化/(mol·L－1) x　　　　　 x　　　 　 x 平衡/(mol·L－1) 0.2－x　　　 x　　　 　 x 即Ka(CH3COOH)＝＝＝1.8×10－5，因其电离程度较小，可近似处理0.2－x≈0.2，解得x≈1.9×10－3 mol·L－1，即c(CH3COO－)≈1.9×10－3 mol·L－1，故D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 9.下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是 A.在相同温度下，电离常数：K5＞K4＞K3 B.在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越小，电离程度越大，且K1＞K2＞K3 酸 HX HY HZ 浓度/(mol ·L－1) 0.12 0.2 0.9 0.9 0.9 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 K1 K2 K3 K4 K5 C.室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则的值不变 D.表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 在相同温度下，弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大，但电离常数不变，所以K1＝K2＝K3，B不正确； 室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则HZ溶液中c(H＋)增大，HZ的电离平衡逆向移动，c(Z－)减小，所以的值增大，C不正确； 表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(HX)逐渐增大，虽然电离度不断减小，但电离产生的离子浓度不断增大，所以从左至右c(X－)逐渐增大，D不正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 10.(14分)已知：25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示： 回答下列问题： (1)HClO的电离方程式为________________________。 化学式 H2SO3 H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 HClO⥫⥬H＋＋ClO－ HClO属于一元弱酸，不完全电离，其电离方程式为HClO⥫⥬H＋＋ClO－。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (2)上述三种酸的酸性由强到弱的顺序为_________________________(用分子式填写)。 化学式 H2SO3 H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 H2SO3＞H2CO3＞HClO 　 电离常数大的弱酸，酸性强，以上三种酸的酸性强弱顺序为H2SO3＞H2CO3＞HClO。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (3)向H2SO3溶液中加入Ba(OH)2溶液时，溶液中c(H＋)__________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(S)_________。 化学式 H2SO3 H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 减小 减小 向H2SO3溶液中加入Ba(OH)2溶液时，发生反应H2SO3＋Ba(OH)2 BaSO3↓＋2H2O，所以溶液中c(H＋)和c(S)均减小。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (4)用蒸馏水稀释0.01 mol·L－1的HClO溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而减小的是________(填字母)。 A. B. C. D. 化学式 H2SO3 H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 AC 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 稀释时，电离平衡HClO⥫⥬H＋＋ClO－向右移动，溶液中HClO、H＋、ClO－浓度减小，H＋、ClO－数目增大。＝，其中n(H＋)增大，n(HClO)减小，比值减小，故A正确；＝，其中n(HClO)减小，n(ClO－)增大，比值增大，故B错误；中，c(H＋)减小，Ka(HClO)不变，比值减小，故C正确；＝，其中Ka(HClO)不变，比值不变，故D错误。故选AC。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (5)将SO2通入饱和NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为____________ ________________；将SO2通入NaClO溶液中，发生反应的离子方程式为______________________________________________________________________________________。 化学式 H2SO3 H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 SO2＋HC CO2＋HS　 SO2＋ClO－＋H2O＋Cl－＋2H＋(或SO2＋3ClO－＋H2OCl－＋S＋2HClO) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 根据表中数据，酸性H2SO3＞H2CO3＞HS＞HClO＞HC，所以将SO2通入饱和NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为SO2＋HC CO2＋HS；将SO2通入NaClO溶液中，发生氧化还原反应，反应的离子方程式为SO2＋ClO－＋H2OS＋Cl－＋2H＋或SO2＋3ClO－ ＋H2O2HClO＋S＋Cl－。 化学式 H2SO3 H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (6)向0.1 mol·L－1的HClO溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时测得溶液中的c(H＋)＝0.05 mol·L－1，则溶液中c(ClO－)＝___________mol·L－1。 化学式 H2SO3 H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 4.0×10－8 根据电离平衡HClO ⥫⥬ H＋＋ClO－，平衡常数Ka(HClO)＝， 其中c(H＋)＝0.05 mol·L－1、c(HClO)＝0.05 mol·L－1，Ka(HClO)＝4.0× 10－8，解得c(ClO－)＝4.0×10－8 mol·L－1。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 11.(10分)已知25 ℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示，请回答下列问题： (1)H2CO3的第二级电离平衡常数的表达式K2＝_____________。 物质 CH3COOH NH3·H2O H2CO3 H2SO3 电离常数(K) 1.8×10－5 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 K1＝1.3×10－2 K2＝6.3×10－8 　 H2CO3的二级电离方程式为HC⥫⥬H＋＋C，平衡常数表达式为K2＝。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (2)室温下，浓度均为0.1 mol·L－1醋酸和一水合氨溶液，它们的电离度________(填“相等”或“不相等”)。 物质 CH3COOH NH3·H2O H2CO3 H2SO3 电离常数(K) 1.8×10－5 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 K1＝1.3×10－2 K2＝6.3×10－8 相等 由于醋酸和一水合氨的电离常数相等，所以等浓度的醋酸和一水合氨的电离度相等。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (3)下列方法中，可以使0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液中CH3COOH电离程度增大的是_______(填字母)。 A.通入少量NH3 B.加入少量冰醋酸 C.加入少量醋酸钠固体 D.加入少量水 物质 CH3COOH NH3·H2O H2CO3 H2SO3 电离常数(K) 1.8×10－5 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 K1＝1.3×10－2 K2＝6.3×10－8 AD 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 醋酸电离方程式为CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋，通入少量氨气，消耗氢离子，平衡正向移动，CH3COOH电离程度增大，A正确；加入少量冰醋酸，CH3COOH的浓度增大，CH3COOH电离程度减小，B错误；加入少量醋酸钠固体，醋酸根离子浓度增大，平衡逆向移动，CH3COOH电离程度减小，C错误；加少量水稀释，促进电离，CH3COOH电离程度增大，D正确。故选AD。 物质 CH3COOH NH3·H2O H2CO3 H2SO3 电离常数(K) 1.8×10－5 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 K1＝1.3×10－2 K2＝6.3×10－8 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (4)向Na2CO3溶液中加入足量的NaHSO3溶液，反应的离子方程式为_______________________________。 物质 CH3COOH NH3·H2O H2CO3 H2SO3 电离常数(K) 1.8×10－5 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 K1＝1.3×10－2 K2＝6.3×10－8 HS＋CHC＋S 根据表格数据可知，HS的电离常数为K2＝6.3×10－8，与H2CO3的两个电离常数K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11相比，介于两者之间，故酸性H2CO3＞HS＞HC，故向Na2CO3溶液中加入足量的NaHSO3溶液，反应的离子方程式为HS＋CHC＋S。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (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，测得溶液导电性变化如图，则加入氨水前CH3COOH的电离度为______。 1％ CH3COOH与NH3·H2O反应的化学方程式为CH3COOH＋NH3·H2O CH3COONH4＋H2O，根据表格可知，当加入氨水的体积为10 mL时，溶液的导电能力最强，此时溶质为CH3COONH4，即CH3COOH与NH3·H2O恰好完全反应，设CH3COOH的浓度为c mol·L－1，可列出关系式：20×10－3×c＝10×10－3×0.2，解得c＝0.1，此时溶液的c(H＋)＝0.001 mol·L－1，醋酸的电离度为×100％＝1％。 返回 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 谢 谢 观 看 第2课时　电离平衡常数 返回 $