第3章 第1节 第2课时 电离平衡常数-【正禾一本通】2025-2026学年高二化学选择性必修1同步课堂高效讲义配套课件（人教版双选）

第2课时　电离平衡常数 　 第三章 第一节　电离平衡 1.了解电离平衡常数的含义。　 2.能从电离、离子反应等角度分析溶液的性质。 学习目标 任务一　电离平衡常数　电离度(α) 1 任务二　电离常数的应用与计算 2 随堂演练 4 内容索引 课时测评 5 任务三　强酸与弱酸的比较 3 任务一　电离平衡常数　电离度(α) 返回 新知构建 一、电离平衡常数 1.概念 在一定条件下，当__________的电离达到平衡时，溶液中弱电解质______所生成的各种__________的乘积，与溶液中________分子的浓度之比是一个______，这个常数叫做______________，简称电离常数，用____(弱酸用_____，弱碱用_____)表示。 弱电解质 电离 离子浓度 未电离 常数 电离平衡常数 K Ka Kb 2.表达式 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数   一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HA ⥫⥬H＋＋A－ BOH ⥫⥬B＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是______进行的，每步各有______________，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。 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第一步______决定。由于多元弱碱为______，所以一般不用_______ _______，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 分步 电离平衡常数 电离 难溶碱 电离平 衡常数 3.意义 表示__________的电离能力。一定温度下，K值______，弱电解质的电离程度______，酸(或碱)性越弱。 4.电离常数的影响因素 内因 同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由____________所决定 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温度升高而______ 弱电解质 越小 越弱 物质的本性 温度 吸热 增大 二、电离度 1.弱电解质的电离度用α表示 α＝×100％ 或α＝×100％ 或α＝×100％ 2.影响电离度的因素 (1)温度：升高温度，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。 (2)浓度：加水稀释，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。即浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。 3.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电离程度。 (2)温度相同，浓度也相同时，不同弱电解质的电离度是不同的。 应用评价 1.判断正误 (1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。 提示：错误，电离平衡常数只与温度有关，温度不变电离平衡常数不变。 (2)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。 提示：错误，同一弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关。 (3)H2CO3的电离常数表达式为Ka＝。 提示：错误，H2CO3是多元弱酸，电离平衡常数要分步写。 2.已知： (1)在相同浓度的H2SO3和H2CO3的溶液中，用“＞”“＜”或“＝” 填空。 c(H＋)：H2SO3_____H2CO3； c(S)____c(C)； c(H2SO3)____c(H2CO3)； 溶液导电能力：H2SO3___H2CO3。 酸 Ka1 Ka2 H2SO3 1.54×10－2 1.02×10－7 H2CO3 4.3×10－7 5.6×10－11 ＞ ＞ ＜ ＞ (2)HS的电离平衡常数表达式为________________。 (3)H2SO3溶液与NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为________________ ____________________________。 酸 Ka1 Ka2 H2SO3 1.54×10－2 1.02×10－7 H2CO3 4.3×10－7 5.6×10－11 Ka2＝ H2O＋CO2↑＋HS H2SO3＋HC 返回 任务二　电离常数的应用与计算 返回 新知构建 1.电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 如常温下，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7× 10－11。则酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HC。 (2)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值不变，则增大。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 如利用上述电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为C＋2CH3COOH2CH3COO－＋H2O＋CO2↑。 2.电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ c mol·L－1的CH3COOH 　　　　　　 CH3COOH ⥫⥬CH3COO－＋H＋ 起始浓度/(mol·L－1) 　c 　 0 0 变化浓度/(mol·L－1) 　x 　 x x 平衡浓度/(mol·L－1) 　c－x 　 x x 则Ka＝＝≈ (1)写出弱电解质H2X、ROH的电离平衡常数表达式。 提示：Ka1(H2X)＝、Ka2(H2X)＝；Kb(ROH)＝。 (2)增大c(H2X)、升高温度对弱酸H2X的电离平衡有什么影响？电离平衡常数Ka1(H2X)如何变化？ 提示：增大c(H2X)，H2X的电离平衡正向移动，Ka1(H2X)不变；升高温度，H2X的电离平衡正向移动，Ka1(H2X)增大。 交流研讨 (3)25 ℃时，0.1 mol/L 弱酸H2X溶液中，达到电离平衡时，c(H＋)≈1.1×10－4 mol/L，试计算H2X的电离常数Ka1(H2X)。 提示：在溶液中，H2X分步电离，第一步电离方程式及有关粒子的浓度如下： 　　　　　 H2X　　 ⥫⥬　　H＋　　＋　　HX－ 起始浓度/(mol/L)　 0.1　　　　　 0　　　　　 0 变化浓度/(mol/L) 1.1×10－4 1.1×10－4 1.1×10－4 平衡浓度/(mol/L) 0.1－1.1×10－4 1.1×10－4 1.1×10－4 c(H2X)＝( 0.1－1.1×10－4) mol/L≈0.1 mol/L，则H2X的电离常数：Ka1(H2X)＝＝＝1.21×10－7。 应用评价 1.已知25 ℃时，CH3COOH、HCN、H2CO3的电离平衡常数如下： 下列说法正确的是 A.稀释CH3COOH溶液的过程中，n(CH3COO－)逐渐减小 B.酸性HCN＞H2CO3＞HC C.少量CO2通入NaCN溶液，发生反应 CO2＋CN－＋H2OHCN＋HC D.向Na2CO3溶液中缓慢滴加少量CH3COOH溶液，一定会产生CO2 化学式 CH3COOH HCN H2CO3 Ka 1.75×10－5 4.9×10－10 K1＝4.4×10－7 K2＝5.6×10－11 √ 加水稀释CH3COOH溶液，促进CH3COOH电离，则n(CH3COO－)逐渐增大，故A错误；相同温度下，酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，酸性：H2CO3＞HCN＞HC，故B错误；根据电离平衡常数知，酸性：H2CO3＞HCN＞HC，根据强酸制取弱酸原理知，少量CO2通入NaCN溶液，发生反应CO2＋CN－＋H2OHCN＋HC，故C正确；向Na2CO3溶液中缓慢滴加CH3COOH溶液，先生成NaHCO3和CH3COONa，然后NaHCO3再和过量的CH3COOH反应生成CO2，所以向Na2CO3溶液中缓慢滴加少量CH3COOH溶液，没有CO2生成，故D错误。 化学式 CH3COOH HCN H2CO3 Ka 1.75×10－5 4.9×10－10 K1＝4.4×10－7 K2＝5.6×10－11 2.弱酸、弱碱的电离程度可以分别用它们的电离常数(Ka、Kb)或电离度(α)表示，请根据下列情景计算。 (1)乙酰水杨酸是一种一元弱酸(可用HA表示)，在一定温度下，0.1 mol·L－1的乙酰水杨酸的水溶液中，乙酰水杨酸的电离常数Ka为3.4×10－4，则该酸的电离度为______(保留2位有效数字)。 5.8％ 设初始浓度为0.1 mol·L－1的HA的电离度为α，则电离平衡时c(H＋)、c(A－)的浓度为0.1α mol·L－1，c(HA)为(0.1－0.1α) mol·L－1，则Ka＝＝＝3.4×10－4，计算得出：α≈0.058＝5.8％。 (2)已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42％，则NH3·H2O的电离常数Kb为______________(保留3位有效数字)。 1.77×10－5 已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42％，则c(N)＝c(OH－)＝0.004 2 mol·L－1，则Kb＝＝≈1.77×10－5。 返回 任务三　强酸与弱酸的比较 返回 新知构建 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p随时间的变化如图所示： (1)由上图可知，反应初期哪种酸与镁条反应的 速率大？其原因是什么？ 提示：盐酸的反应速率大；原因是盐酸是强酸，完全电离， 醋酸是弱酸，部分电离；同浓度的盐酸和醋酸中，盐酸的 c(H＋)大，因而反应速率大。 (2)上述反应过程中，盐酸的反应速率减小明显，而醋酸的反应速率减小不明显，其原因是什么？ 提示：醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的H＋及时电离补充，溶液中c(H＋)降低的慢，故一段时间速率变化不明显。 (3)由上图可知，二者最终产生氢气的量基本相等，容器中气体的压强最终几乎相等的原因是什么？ 提示：由计算可知镁条过量，因盐酸和醋酸的物质的量相等，二者与过量镁条反应生成H2的物质的量相等，故最终容器中气体压强几乎相等。 交流研讨 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 规律总结 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 规律总结 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 应用评价 1.室温下，下列有关两种溶液的说法不正确的是 A.①和②两溶液中c(OH－)相等 B.①溶液的物质的量浓度为0.001 mol·L－1 C.①和②两溶液分别加水稀释10倍，稀释后溶液的pH：①＞② D.等体积的①和②两溶液分别与相同浓度的盐酸恰好完全中和，消耗盐酸的体积：①＞② 序号 ① ② pH 11 11 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 √ pH相等的氨水和氢氧化钠溶液中氢氧根离子浓度相等，故A正确；一水合氨为弱电解质，室温下pH＝11时，物质的量浓度大于0.001 mol/L，故B错误；pH相等的氨水和氢氧化钠溶液加水稀释时，促进一水合氨的电离，则稀释后溶液的pH：①＞②，故C正确；pH相等的氨水和氢氧化钠溶液中，一水合氨的物质的量比氢氧化钠多，与相同浓度的盐酸中和时消耗的盐酸体积：①＞②，故D正确。 2.在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是__________________________________________________________ ____________________________。 大于 等于 反应开始时，盐酸中H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等 物质的量浓度相同时，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)，醋酸产生H2的速率比盐酸小。反应完毕后，因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最终产生H2的量相等。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是__________________________________________________________ ______________________________。 等于 小于 开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大 c(H＋)相同时，反应开始时产生H2的速率相等。反应完毕后，因c(H＋)相同，醋酸浓度大，则n(HCl)＜n(CH3COOH)，故最终醋酸产生的 H2多。 返回 随堂演练 返回 √ 1.已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表：下列说法正确的是 A.Na2CO3溶液中通入少量SO2：2C＋SO2＋H2O2HC＋S B.相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强 C.NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋CO2＋H2O2HClO＋C D.向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度 H2CO3 H2SO3 HClO Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 Ka＝2.95×10－8 电离平衡常数可以表示酸性强弱，从电离平衡常数可以判断出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HS＞HClO＞HC。Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HC和S，故A正确；酸性：H2SO3＞H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，前者更强，故B错误；NaClO溶液中通入少量CO2，由于酸性：HClO＞HC，所以生成HClO和HC：ClO－＋CO2＋H2OHClO＋HC，故C错误；向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，故D错误。 H2CO3 H2SO3 HClO Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 Ka＝2.95×10－8 √ 2.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 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；室温时，电离平衡常数Ka＝＝＝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。 3.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： CH3COOH：Ka＝1.75×10－5 H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 HClO：Ka＝4.0×10－8 (1)CH3COOH、H2CO3、HC、HClO的酸性由强到弱的顺序：___________________________________。 CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HC 根据电离平衡常数分析，酸性由强到弱的顺序为CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HC。 越弱的酸对应的酸根离子结合H＋的能力越强。 (2)CH3COO－、HC、C、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序：_________________________________。 C＞ClO－＞HC＞CH3COO－ (3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：______________________________________。 NaClO＋CO2＋H2OHClO＋NaHCO3 根据题给电离平衡常数可知，酸性：H2CO3＞HClO＞HC，根据强酸制弱酸原理，向NaClO溶液中通入少量CO2反应的化学方程式为NaClO＋CO2＋H2OHClO＋NaHCO3，且CH3COONa和CO2不 反应。 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。 4.欧盟委员会发布条例，修订芥酸和氢氰酸在部分食品中的最大含量。氢氰酸及部分弱酸的电离常数如下表： (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__________________________。 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 HCOOH＞H2CO3＞HCN 由于Ka1(H2CO3)＞Ka(HCN)＞Ka2(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。因为C和HCN不共存，会生成HC和CN－。 (2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？____(填“能”或“不能”)。若能，写出反应的化学方程式：_____________________________ _____________。 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 能 NaCN＋H2O＋CO2HCN＋ NaHCO3 电离常数越大，逆反应的常数越小，即结合H＋的能力越小。 (3)同浓度的HCOO－、HC、C、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是_____________________________。 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 C＞CN－＞HC＞HCOO－ 升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。 (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？________________________________。 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 升高温度，HCN的电离程度增大 加水稀释，c(CN－)减小，由于电离常数不变，则＝增大。 返回 ②加水稀释，如何变化？_____________________。 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 加水稀释，增大 课时测评 返回 √ 题点一　电离常数的概念、应用及计算 1.25 ℃下，关于0.1 mol/L醋酸溶液(Ka＝1.75×10－5)，下列说法正确的是 A.升高温度，醋酸的电离程度增大，c(H＋)增大 B.向该溶液中通入HCl气体，平衡逆向移动，c(H＋)减小 C.加水稀释后，溶液中降低 D.该温度下，该溶液中醋酸的电离程度大于0.01 mol/L醋酸溶液中醋酸的电离程度 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 升高温度，促进醋酸电离，醋酸的电离程度增大，c(H＋)增大，故A正确；向该溶液中通入HCl气体，c(H＋)增大，抑制醋酸电离，平衡逆向移动，故B错误；温度不变，电离平衡常数不变，加水稀释促进醋酸电离，但醋酸电离增大程度小于溶液体积增大程度，导致c(H＋)减小，Ka＝不变，故增大，故C错误；醋酸的浓度越小，其电离程度越大，所以该温度下，该溶液中醋酸的电离程度小于0.01 mol/L醋酸溶液中醋酸的电离程度，故D错误；答案选A。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 2.相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是 A.三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ B.反应HZ＋Y－HY＋Z－不能发生 C.等体积、等浓度的三种酸，分别与相同浓度的NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积：HZ＞HY＞HX D.相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数 酸 HX HY HZ 电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系：HX＜HY＜HZ，A错误；根据强酸制弱酸原理，反应HZ＋Y－HY＋Z－能够发生，B错误；等体积、等浓度的三种酸，物质的量也相等，分别与相同浓度的NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积相等，C错误；电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关，相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数，D正确；故选D。 酸 HX HY HZ 电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 已知常温下，2 mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)为2×10－4 mol/L，则平衡时c(A－)＝2× 10－4 mol/L，c(HA)≈2 mol/L，则电离常数Ka＝＝＝2×10－8，A正确；根据强酸制弱酸，NaA可以和盐酸发生反应：HCl＋NaANaCl＋HA，B正确；该条件下，体系中HA的电离度是×100％＝0.01％，C错误；HA溶液中存在电离平衡，HA ⥫⥬H＋＋A－，加入少量2 mol/L的NaA溶液，A－浓度增大，平衡逆向移动，HA的电离程度减小，D正确。 3.已知常温下，2 mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)为2×10－4 mol/L，下列说法错误的是 A.常温下，HA的电离常数约为2×10－8 B.NaA可以和盐酸发生反应：HCl＋NaANaCl＋HA C.该条件下，体系中HA的电离度是1％ D.向2 mol/L的HA溶液中加入少量2 mol/L的NaA溶液，HA的电离程度减小 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 4.已知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，则以下反应不能自发进行的是 A.HCOOH＋NaCNHCOONa＋HCN B.NaHCO3＋NaCNNa2CO3＋HCN C.NaCN＋H2O＋CO2HCN＋NaHCO3 D.2HCOOH＋C2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 本题考查离子方程式正误的判断，由强酸制备弱酸。由电离平衡常数可知，酸性：HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HC。HCOOH酸性强于HCN，所以该反应能发生，故A不符合；HC酸性弱于HCN，所以该反应不能发生，故B符合；酸性 H2CO3＞HCN＞HC，NaCN和二氧化碳和水反应生成HCN和NaHCO3，故C不符合；HCOOH酸性强于H2CO3，所以该反应能发生，故D不符合。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 题点二　电离度的应用及计算 5.根据下表数据，比较在相同温度下，下列三种酸的相对强弱，正确的是 A.HX＞HY＞HZ B.HZ＞HX＞HY C.HY＞HZ＞HX D.HZ＞HY＞HX 酸 HX HY HZ 浓度/(mol/L) 0.1 0.5 0.9 1 1 电离度/％ 0.3 0.15 0.1 0.3 10 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 根据表格信息，当浓度为0.9 mol/L时，HX的电离度为0.1％，若HX的浓度增大为1 mol/L，根据变化规律，其电离度＜0.1％；当浓度都是1 mol/L时，HY的电离度为0.3％，HZ的电离度为10％，HX的电离度＜0.1％，根据浓度相同时，酸性越弱，电离度越小，则酸性：HZ＞HY＞HX。 酸 HX HY HZ 浓度/(mol/L) 0.1 0.5 0.9 1 1 电离度/％ 0.3 0.15 0.1 0.3 10 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 6.图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，Ka＝1.8×10－5)和次磷酸(曲线Ⅱ，Ka＝9×10－2)在水中的电离度与浓度关系的是 酸的浓度越大电离度越小，相同浓度时酸性越强电离度越大，故B项符合题意。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 7.室温下，对于1 L 0.1 mol/L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.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低 C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为 0.1 mol D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为 C＋2H＋H2O＋CO2↑ 1 L 0.1 mol/L醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol，醋酸属于弱酸，是弱电解质，在溶液中部分电离，存在电离平衡，则CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A错误； 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 加入少量CH3COONa固体后，溶液中CH3COO－的浓度增大，根据同离子效应，会抑制醋酸的电离，溶液中的氢离子浓度减小，酸性减弱，则溶液的pH升高，B错误；1 L 0.1 mol/L醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol，滴加NaOH溶液过程中，溶液中始终存在元素守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 mol，C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写，则离子方程式为C＋2CH3COOHH2O＋CO2↑＋2CH3COO－，D错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 8.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－) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c(H＋)相同，故pH相等，C项正确；由于CH3COOH不能完全电离，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故与NaOH完全中和时，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项 正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 9.(双选)常温下,将一定浓度的NaOH溶液和氨 水加水稀释,溶液的导电能力随溶液体积变化 的曲线如图所示。下列说法正确的是 A.两溶液稀释前的浓度相同 B.曲线Ⅰ是氢氧化钠溶液,曲线Ⅱ是氨水 C.a、b、c三点溶液的pH由大到小的顺序为c>a>b D.a点溶液中离子浓度大于b点 √ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 稀释之前,两种溶液导电能力相等,说明离子浓度 相等,由于一水合氨为弱电解质,不能完全电离,则 氨水浓度大于NaOH浓度,故A错误;开始时两种溶 液中离子浓度相同,加水稀释促进一水合氨的电离, 所以氨水中离子浓度大于NaOH溶液,则稀释后导电能力强的为氨水,所以曲线Ⅱ表示的是NaOH溶液的导电性与溶液体积的变化关系,故B错误;导电能力越大,说明离子浓度越大,碱性越强,pH越大,则a、b、c三点溶液的pH大小顺序为c>a>b,故C正确;a点导电能力大于b点,则a点离子浓度大于b点离子浓度,故D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 10.高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度时这四种酸在冰醋酸中电离(酸在溶剂中电离实质是酸中的H＋转移给溶剂分子，如HCl＋H2OH3O＋＋Cl－ )的电离平衡常数： 根据表格信息判断下列说法正确的是 A.冰醋酸中H2SO4的电离方程式：H2SO42H＋＋S B.这四种酸在冰醋酸中都能完全电离 C.在冰醋酸中盐酸是这四种酸中最强的酸 D.冰醋酸较水更能区分这四种酸的强弱 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 电离平衡常数 Ka＝1.6×10－5 Ka1＝6.3×10－9 Ka＝1.6×10－9 Ka＝4.2×10－10 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 H2SO4在冰醋酸中存在电离平衡，且分步电离，主要是第一步电离，电离方程式为H2SO4 ⥫⥬H＋＋HS，A错误；根据表格数据可知：四种酸在冰醋酸中都是弱酸，存在电离平衡，而不能完全电离，B错误；酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。根据四种酸的电离平衡常数可知，HClO4的电离平衡常数最大，故四种酸中酸性最强的是HClO4，C错误；四种酸在水中都是完全电离，都是强酸，而在冰醋酸中存在电离平衡，它们的电离程度不同，因而能够比较它们的相对强弱，故冰醋酸较水更能区分这四种酸的强弱，D正确；故合理选项是D。 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 电离平衡常数 Ka＝1.6×10－5 Ka1＝6.3×10－9 Ka＝1.6×10－9 Ka＝4.2×10－10 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 11.(15分)现有下列物质：①BaSO4；②酒精；③Na2CO3溶液；④H2S； ⑤镁条；⑥盐酸；⑦NaOH溶液；⑧醋酸溶液。完成下列问题： (1)其中能导电的物质有_____________(填序号)。 ③⑤⑥⑦⑧ 含有自由移动电子或离子的物质可以导电，③⑥⑦⑧属于电解质水溶液，有自由移动的离子，⑤是金属有自由移动的电子，故能够导电。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 (2)向盛有2 mL 1 mol·L－1⑧试管中滴加1 mol·L－1③过程中的现象为_________，Ka(CH3COOH)____Ka1(H2CO3)(填“＞”“＜”或“＝”)。 产生气泡 ＞ 醋酸酸性强于碳酸，向醋酸溶液中滴加碳酸钠溶液，发生反应先生成二氧化碳气体，所以产生气泡，醋酸的酸性强于碳酸，Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 (3)在某温度时，若⑧中CH3COOH的浓度为0.175 mol·L－1，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH为1.75×10－3 mol·L－1，则该温度下的电离常数约为___________；向该溶液中加入CH3COONa固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将______(填“增大”“减小”或“无法确定”)。 1.75×10－5 减小 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 在某温度时，若⑧中CH3COOH的浓度为0.175 mol·L－1，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH为1.75×10－3 mol·L－1，c(CH3COOH)≈0.175 mol·L－1，则该温度下的电离常数约为＝1.75× 10－5，向醋酸溶液中加入醋酸钠固体，增大了醋酸根离子浓度，使得醋酸电离平衡逆向移动，故比值减小。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 (4)分别向盛有2 mL 1 mol·L－1⑥和2 mL 1 mol·L－1⑧的锥形瓶中加入0.05 g⑤，迅速塞紧橡胶塞，利用压强传感器测得锥形瓶内气体压强随时间的变化关系如图所示，由图分析反应过程中速率不同，但最终压强基本相等的原因：________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________________________________________。 醋酸和盐酸的物质的量浓度相同，醋酸是弱电解质，氢离子浓度小，故相对于盐酸反应速率慢些，但盐酸和醋酸中溶质物质的量相同，且完全反应，产生氢气的量相同，故最后压强几乎一样 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 醋酸和盐酸的物质的量浓度相同，醋酸是弱电解质，氢离子浓度小，故相对于盐酸反应速率慢些，但盐酸和醋酸中溶质物质的量相同，且完全反应，产生氢气的量相同，故最后压强几乎一样。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 12.(15分)根据所学知识，完成下列问题。 (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H2P和OH－两种阴离子。 ①H3PO2中磷元素的化合价为_____。 ＋1 H3PO2中氢元素、氧元素分别为＋1、－2价，根据化学式中正负化合价代数和为零知，磷元素的化合价为＋1价； 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ②写出次磷酸的电离方程式：______________________。 H3PO2⥫⥬H＋＋H2P 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H2P和OH－两种阴离子，说明次磷酸是一元弱酸，对应的电离方程式为H3PO2 ⥫⥬H＋＋H2P； 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ③H3PO2溶液加水稀释过程中，的数值_______(填“变大”“变小”或“不变”)。 变小 H3PO2溶液加水稀释过程中，越稀越电离，则n(H＋)变大，n(H3PO2)变小，＝的数值变小。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 (2)已知的电离平衡常数如下表 ①HC、HS和HClO的酸性由强到弱的顺序是____________________ _______。 物质 H2CO3 H2SO3 HClO 电离平衡常数 Ka1 4.40×10－7 1.54×10－2 2.95×10－8 Ka2 5.61×10－11 1.02×10－7 — HS＞HClO＞ HC Ka越大，对应酸的酸性越强，由图表知，酸性：HS＞HClO＞HC； 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ②若碳酸、亚硫酸、次氯酸溶液c(H＋)相同，则酸的物质的量浓度由大到小的顺序是_________________________(写化学式)。 物质 H2CO3 H2SO3 HClO 电离平衡常数 Ka1 4.40×10－7 1.54×10－2 2.95×10－8 Ka2 5.61×10－11 1.02×10－7 — HClO＞H2CO3＞H2SO3 若碳酸、亚硫酸、次氯酸溶液c(H＋)相同，则酸性越弱，对应酸的浓度越大，则浓度：HClO＞H2CO3＞H2SO3； 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ③写出H2SO3与过量NaClO反应的离子方程式：______________________ _______________。 物质 H2CO3 H2SO3 HClO 电离平衡常数 Ka1 4.40×10－7 1.54×10－2 2.95×10－8 Ka2 5.61×10－11 1.02×10－7 — H2SO3＋3ClO－S ＋Cl－＋2HClO H2SO3与过量NaClO发生氧化还原反应，硫元素化合价由＋4升至＋6，氯元素化合价由＋1降至－1，反应的离子方程式为H2SO3＋3ClO－S＋Cl－＋2HClO。 返回 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 谢 谢 观 看 第2课时　电离平衡常数 返回 $