第3章 第1节 第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较（配套教参Word）-【步步高】2025-2026学年高二化学选择性必修1 化学反应原理学习笔记（人教版 浙江专版）

本高中化学讲义聚焦电离平衡常数及强酸与弱酸比较核心知识点，系统梳理电离平衡常数的概念、表达式、影响因素及多元弱酸电离规律，通过电离常数应用建立酸碱性强弱判断及“强酸制弱酸”思维模型，最终对比分析强酸与弱酸在浓度、氢离子浓度、反应速率等方面的差异，构建递进式学习支架。 资料通过实验探究（如强酸弱酸与镁反应速率对比）、问题链设计（判断题、计算题）及归纳总结模板，培养学生证据推理与模型建构的科学思维，提升实验分析的科学探究能力。课中辅助教师引导学生深化理解，课后助力学生通过习题巩固与查漏补缺，强化知识应用。

第2课时　电离平衡常数　强酸与弱酸比较 [核心素养发展目标]　1.了解电离平衡常数的含义，能利用电离平衡常数进行相关计算。2.利用电离平衡常数相对大小关系，建立判断弱电解质相对强弱和“强酸制弱酸”的思维模型。 一、电离平衡常数 1.电离平衡常数 概念 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 表示 方法 对于ABA++B-，Ka或Kb=(酸用Ka，碱用Kb) 影响 因素 ①同一温度下，不同弱电解质的电离常数取决于弱电解质的性质； ②对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关 2.多元弱酸的电离平衡常数 (1)多元弱酸每一步电离都有电离平衡常数，例如H2CO3电离常数表达式(25 ℃时)： ①H2CO3H++HC Ka1==4.5×10-7； ②HCH++C Ka2==4.7×10-11。 (2)多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3……当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 (1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大(　　) (2)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大(　　) (3)H2CO3的电离常数表达式为Ka=(　　) (4)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(　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)× 1.已知25 ℃时Ka(HCOOH)=1.8×10-4，0 ℃时，Ka(HCOOH)　　　　1.8×10-4(填“>”“<”或“=”)。  答案　< 2.如何从定量的角度判断醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？ 答案　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。 3.在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20 mol·L-1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×1 mol·L-1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数Kb。 答案　NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下： 　　　　　　　　　NH3·H2O　　N　+　OH- 起始/(mol·L-1)　　　　0.20　　　　　0　　　　0 变化/(mol·L-1)　　　1.7×10-3　　　1.7×10-3　　1.7×10-3 平衡/(mol·L-1)　　0.20-1.7×10-3　　1.7×10-3　　1.7×10-3 c(NH3·H2O)=(0.20-1.7×10-3)mol·L-1≈0.20 mol·L-1，Kb==≈1.4×10-5。 4.已知25 ℃时，CH3COOH的Ka=1.75×1，计算0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液达到电离平衡时c(H+)的浓度。 答案　设浓度为0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液中醋酸电离达到平衡时 H+ 的浓度为x mol·L-1，则有 　　　　　　　　　CH3COOHH++CH3COO- 初始/(mol·L-1)　　　0.10　　　　　0　　0 平衡/(mol·L-1)　　　0.10-x　　　　x　　x 当Ka数值很小时，x的数值很小，可作近似处理： 0.10-x≈0.10，所以Ka=，则x==≈1.3×10-3，即c(H+)=1.3×10-3 mol·L-1。 有关电离平衡常数的计算模板 　　　　　HX　　　　H+　+　X- 起始　　c(HX)　　　　　　0　　　0 平衡　　c(HX)-c(H+)　　　c(H+)　　c(X-) 则K=≈。 当弱电解质电离程度很小时，c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则K=；c(H+)=。 二、电离平衡常数的应用 1.电离平衡常数K的意义 K的大小表征了弱电解质的相对强弱。 2.电离平衡常数的应用 (1)根据电离常数判断弱酸(碱)的强弱 相同温度下，弱酸的Ka越大，电离程度越大，酸性越强；弱碱的Kb越大，电离程度越大，碱性越强。 (2)根据强酸制弱酸比较电离常数实验3⁃2 操作 向盛有2 mL 1 mol·L-1醋酸的试管中滴加1 mol·L-1 Na2CO3溶液 现象 试管中产生气泡 原理 离子方程式为C+2CH3COOH===2CH3COO-+CO2↑+H2O 结论 Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)(填“>”“<”或“=”) 1.已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数： CH3COOH HCOOH HClO H2CO3 电离 常数 1.75×10-5 1.8×10-4 4.0×10-8 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 (1)试比较相同浓度的CH3COOH、HCOOH、HClO、H2CO3溶液的酸性强弱。 提示　电离常数越大，酸性越强，故酸性：HCOOH>CH3COOH>H2CO3>HClO。 (2)向CH3COOH溶液中加入一定量的盐酸时，CH3COOH的电离平衡向哪个方向移动？　　　　　　　　　。CH3COOH的电离常数　　　　　(填“变大”“变小”或“不变”)，理由是　　　　。  答案　逆向移动　不变　电离常数只与温度有关 (3)由表格中的数据判断下列离子方程式不正确的是　　　　(填字母)。  a.2ClO-+H2O+CO2===2HClO+C b.HCOOH+C===HCOO-+HC c.HCOOH+CH3COO-===HCOO-+CH3COOH d.Cl2+H2O+2C===2HC+Cl-+ClO- 答案　a 解析　a项，次氯酸的电离程度大于碳酸氢根离子，则溶液中次氯酸根离子与二氧化碳反应生成次氯酸和碳酸氢根离子。 (4)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的离子方程式：　　　 　　　　。  答案　ClO-+CO2+H2O===HClO+HC 2.已知下面三个数据6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN+HNO2===HCN+NaNO2、NaCN+HF===HCN+NaF、NaNO2+HF===HNO2+NaF。 (1)三种酸的强弱顺序是　　　　　　　　　。  (2)HF的电离常数Ka(HF)=　　　　　　。  (3)HCN的电离常数Ka(HCN)=　　　　。  答案　(1)HF>HNO2>HCN　(2)6.3×10-4　(3)6.2×10-10 3.在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L-1氨水的过程中，随着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化： (1)n(OH-)　　(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。  (2)　　　。  (3)　　　　。  答案　(1)增大　(2)增大　(3)不变 解析　加水稀释，c(N)减小，=逐渐增大；电离平衡常数Kb=只与温度有关，所以加水稀释时不变。 三、强酸与弱酸的比较 1.实验探究强酸、弱酸与活泼金属反应的特点 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-1盐酸、2 mL 2 mol·L-1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的变化情况 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 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，盐酸中的c(H+)较大，因而反应速率较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间内速率变化不明显 最终 二者产生氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 2.一元强酸和一元弱酸的比较 (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的稀溶液的说法正确的是(　　) A.相同物质的量浓度的两溶液中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固体，盐酸中c(H+)不变，醋酸中c(H+)增大 答案　B 解析　相同物质的量浓度的两溶液，CH3COOH部分电离，醋酸中c(H+)比盐酸中的小，故A错误；100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液中HCl和CH3COOH的物质的量相同，所以能中和等物质的量的氢氧化钠，故B正确；醋酸稀释过程中电离平衡正向移动，稀释后醋酸中c(H+)不等于10-5 mol·L-1，故C错误；醋酸中加入醋酸钠固体，由于c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡逆向移动，c(H+)减小，而盐酸中加入氯化钠固体，对溶液中c(H+)无影响，故D错误。 2.常温条件下，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7，Ka2=2.1×10-12 ； H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中，用“>”“<”或“=”填空。 (1)H+的浓度：H2A　　　　　　　　H2B。   (2)酸根离子的浓度：c(A2-)　　　c(B2-)。   (3)酸分子的浓度：c(H2A)　　　　　c(H2B)。   (4)溶液的导电能力：H2A　　　　　H2B。   答案　(1)>　(2)>　(3)<　(4)> 3.在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(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两支试管中的现象： 相同点是　　　　，  不同点是　　　　，  原因是　　　　。  (2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时V(a)　　　　　(填“>”“<”或“=”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)　　　　　V(b)，原因是　　　　 　　　　。  (3)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“>”“<”或“=”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)　　　　　V(b)，原因是　　　　 　　　　。  答案　(1)都产生无色气泡，锌粒逐渐溶解　a中起始反应速率较大　HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，盐酸中c(H+)大　(2)>　=　反应开始时，盐酸中c(H+)较大，但二者最终能电离出的H+的总物质的量相等　(3)=　<　开始时c(H+)相同，所以速率相等，CH3COOH是弱电解质，最终电离出的H+的总物质的量大 课时对点练 [分值：100分] [1~8题，每小题5分] 题组一　电离常数的含义 1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　) A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1<Ka2<Ka3 答案　A 解析　相同条件下K越大，弱电解质的电离程度越大，所以相同条件下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，A正确；电离平衡常数(K)是温度的函数，随温度的变化而变化，不随浓度的变化而变化，B、C错误；多元弱酸分步电离，电离程度依次减小，所以多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1>Ka2>Ka3，D错误。 2.常温下，向氨水中加水稀释的过程中，NH3·H2O的电离平衡常数、电离度、溶液导电性的变化正确的是(　　) A.增大、增大、减小 B.不变、增大、减小 C.不变、减小、减小 D.减小、减小、增大 答案　B 解析　向氨水中加水稀释的过程中，温度不变，则NH3·H2O的电离平衡常数不变；氨水越稀越电离，则电离度增大；但溶液总体积增大，微粒浓度减小，故溶液导电性减小。 3.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CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D.电离常数只与温度有关，与浓度无关 答案　D 解析　CH3COOH的电离常数表达式为Ka=，B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，C项错误。 题组二　电离常数的应用 4.常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多 答案　B 解析　相同温度下，一元弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据表格中的信息可知酸性：H3PO2>CH3COOH>HCN，A错误；根据较强酸制较弱酸的规律，反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生，B正确；根据电离常数可判断三种酸均不能完全电离，均为弱酸，C错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，与足量锌粉反应，生成等量的H2，D错误。 5.(2024·杭州四中高二期中)已知电离常数：Ka(HCN)=6.2×10-10，H2CO3：Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11。下列离子方程式书写正确的是(　　) A.饱和碳酸钠溶液中通入CO2∶+CO2+H2O===2 B.氢氧化铁溶于氢碘酸(强酸)：2Fe(OH)3+6H++2I-===2Fe2++I2+6H2O C.向KCN(aq)中通入少量的CO2气体：CO2+H2O+2CN-===2HCN+ D.同浓度、同体积的NH4HSO4溶液与NaOH溶液混合：+OH-===NH3·H2O 答案　B 解析　碳酸氢钠的溶解度小于碳酸钠，饱和碳酸钠溶液中通入CO2会生成碳酸氢钠沉淀，即2Na++CO2+H2O===2↓，A错误；氢氧化铁溶于氢碘酸，生成的Fe3+会氧化I-生成I2和Fe2+，根据得失电子守恒和电荷守恒配平离子方程式为2Fe(OH)3+6H++2I-===2Fe2++I2+6H2O，B正确；电离常数越大，酸性越强，所以酸性：H2CO3>HCN>，KCN(aq)中通入少量的CO2气体反应生成HCN和，离子方程式为CO2+H2O+CN-===，C错误；同浓度、同体积的NH4HSO4溶液与NaOH溶液混合，氢氧根离子先与氢离子反应，离子方程式为H++OH-===H2O，D错误。 题组三　强酸和弱酸的比较 6.对室温下c(H+)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施后，有关叙述正确的是(　　) A.加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的c(H+)均减小 B.使温度升高20 ℃后，两溶液的c(H+)均不变 C.加水稀释两倍后，两溶液的c(H+)均增大 D.加足量的锌充分反应后，两溶液产生的氢气一样多 答案　A 解析　加入醋酸钠，CH3COO-可结合H+，c(H+)均降低，A正确；升温有利于CH3COOH的电离，所以CH3COOH溶液中c(H+)增大，B错误；加水稀释，两种溶液的酸性均减弱，C错误；两种溶液中c(H+)相同，但是CH3COOH溶液中还有未电离的CH3COOH，所以最终醋酸产生的氢气比盐酸多，D错误。 7.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙，Ka=1.4×10-3)在水中的电离程度和浓度关系的是(　　) 答案　B 解析　根据甲、乙的电离平衡常数可知，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度：乙酸<一氯乙酸，排除A、C选项；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项。 8.常温下，向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，用注射器向其中一个锥形瓶中注入2 mL 1 mol·L-1草酸溶液(H2C2O4的Ka1=5.0×10-2，Ka2=5.4×10-5)，向另一个锥形瓶中注入2 mL 2 mol·L-1醋酸溶液(CH3COOH的Ka=1.8×10-5)，分别测得两个锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A.曲线②表示醋酸与镁条的反应 B.当反应停止时，醋酸产生的气体比草酸产生的气体多 C.反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短 D.草酸的电离方程式为H2C2O42H++C2 答案　C 解析　该草酸溶液中c(H+)大于醋酸溶液；反应开始时草酸溶液中c(H+)较大，与镁反应较快，即曲线②表示草酸与镁条的反应，曲线①表示醋酸与镁条的反应，A错误；n(Mg)=≈0.002 1 mol，n(H2C2O4)=0.002 L×1 mol·L-1=0.002 mol，n(CH3COOH)=0.002 L×2 mol·L-1=0.004 mol，则镁过量，当两种酸完全反应时，产生的H2一样多，B错误；根据上述分析可知，草酸与镁反应速率比醋酸快，则反应结束时草酸所耗时间比醋酸所耗时间短，C正确；H2C2O4为二元弱酸，分步电离，其电离方程式为H2C2O4H++HC2、HC2H++C2，D错误。 [9~13题，每小题6分] 9.(2024·浙南名校联盟高二月考)高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 由表格中的数据判断下列说法不正确的是(　　) A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离 B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸 C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++S D.水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱 答案　C 解析　由H2SO4在冰醋酸中的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部电离，故C错误。 10.常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.75×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L-1 HCOOH溶液的说法正确的是(　　) A.c(H+)：CH3COOH>HCOOH B.等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH>CH3COOH C.HCOOH可能与NaOH发生反应：H++OH-===H2O D.将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变 答案　D 解析　等浓度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性强、电离程度大，所以溶液中的c(H+)：CH3COOH<HCOOH，故A错误；等浓度等体积的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物质的量相等，分别加入过量的镁，产生氢气的体积相等，故B错误；HCOOH是弱酸，与NaOH发生反应：HCOOH+OH-===HCOO-+H2O，故C错误；=，将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变，故D正确。 11.(2024·湖州高二期中)某温度下，等体积、c(H+)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H+)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法不正确的是(　　) A.曲线Ⅰ表示的是盐酸的变化曲线 B.b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强 C.取等体积的a点、b点对应的溶液，分别与足量NaOH反应，醋酸消耗NaOH的量大 D.取等体积的a点、b点对应的溶液，分别与足量锌反应，产生的H2一样多 答案　D 解析　某温度下，等体积、c(H+)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，盐酸是强酸、醋酸是弱酸，则醋酸溶液中氢离子浓度变化更缓慢，曲线Ⅰ是盐酸变化曲线，曲线Ⅱ是醋酸变化曲线，故A正确；b、c两点溶液中离子种类相同，b点溶液中主要离子浓度比c点大，因此b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强，故B正确；等体积、c(H+)相同的盐酸和醋酸溶液，醋酸的物质的量更大，因此消耗氢氧化钠更多，与足量锌反应产生氢气更多，故C正确、D错误。 12.(2024·宁波高二月考)向一定浓度的NH3·H2O与NaOH的混合液中滴加稀醋酸溶液，溶液导电能力随加入CH3COOH溶液的体积变化如图所示，下列说法正确的是(　　) A.ab段，溶液导电能力减弱是由于溶液离子数目基本不变，体积增大，离子浓度减小 B.bc段，发生反应的离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O C.cd段，溶液导电能力下降是由于溶液中离子个数减少 D.d点以后，随着CH3COOH溶液的滴加，溶液导电能力可能增强 答案　A 解析　ab段是醋酸和NaOH反应，离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O，溶液中离子的总物质的量几乎不变，但溶液体积增大，离子浓度减小，故溶液导电能力减弱，A正确；bc段为醋酸和一水合氨反应，生成了强电解质醋酸铵，离子方程式：CH3COOH+NH3·H2O===CH3COO-+N+H2O，B错误；c点时，一水合氨和NaOH均已反应完，cd段加入醋酸溶液，醋酸为弱电解质，溶液中离子个数增加，但是溶液体积也增大，离子浓度减小，导电能力下降，C、D错误。 13.(12分)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Kb=　　　　。  (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　　　　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。  答案　(1)BOHB++OH-　(2)1×10-5 (3)<　1×10-4 解析　(1)因c初始(BOH)=0.1 mol·L-1，c电离(BOH)=c(B+)≈c(OH-)=1×10-3 mol·L-1，则BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB++OH-。 (2)电离平衡时，c平衡(BOH)=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。 (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Kb=≈=1×10-7，则c(B+)=1×10-4 mol·L-1。 14.(10分)(2024·嘉兴八校联盟高二期中)常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示： 弱酸 CH3COOH H2CO3 HClO HCN 电离平衡常数(25 ℃) Ka=1.75×10-5 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka=4.0×10-8 Ka=6.2×10-10 (1)相同浓度的CH3COOH 溶液和 HClO 溶液， 酸性强的是　　　　　。  (2)写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式Kal=　　　　　　　　　　。  (3)下列操作可使CH3COOH 电离程度增大但电离平衡常数Ka不变的是　　　　　(填字母)。  A.升高温度 B.加水 C.加少量CH3COONa固体 D.加少量冰醋酸 (4)CH3COO-、HC、C、CN-结合质子(H+)的能力最强的为　　　　　。  (5)在加水稀释HClO溶液的过程中，随着水量的增加而增大的是　　　　　(填字母)。  A.n(ClO-)　　B.c(H+)　　C.　　　 答案　(1)CH3COOH　(2)　(3)B　(4)C　(5)A 解析　(1)弱酸的酸性强弱可由其电离平衡常数的大小判断，Ka越大，酸性越强。(3)Ka随温度而变化，升高温度，Ka变大，A不符合；加水稀释，电离平衡正向移动，CH3COOH电离程度增大，温度不变，Ka不变，B符合；加少量CH3COONa，电离平衡逆向移动，C不符合。(4)弱酸的酸性越弱，对应的酸根离子越容易结合质子，由电离常数可知碳酸第二步的电离常数最小，故碳酸根结合质子的能力最强。(5)加水稀释，电离平衡正向移动，n(ClO-)增大，c(H+)减小，由=，可知减小。 15.(8分)(2024·宁波五校高二期中)H3PO3是一种二元弱酸，25 ℃时其电离平衡常数=3.7×10-2，Ka2=2.0×10-7。 (1)H3PO3溶液与足量NaOH溶液反应的离子方程式为　　　　　　　　　　。  (2)某温度下，四种酸在冰醋酸中的电离常数如下表： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 下列说法正确的是　　　　　　　(填字母)。  A.用浓硫酸和氯化钠固体加热制氯化氢是因为在水中硫酸的酸性比盐酸的酸性强 B.冰醋酸中可以发生反应：NaClO4+HNO3===NaNO3+HClO4 C.冰醋酸中HCl的电离方程式为HClH++Cl- D.向硫酸的冰醋酸溶液中加入CH3COONa，硫酸的电离程度增大 (3)液氨与水一样可以发生微弱电离，如：2H2OH3O++OH-，2NH3N+N。 ①NaNH2溶液与NH4NO3溶液反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　 。  ② 醋酸和氢氟酸在水溶液中为弱酸，但在液氨中都显强酸性的原因可能是　　　　。  答案　(1)H3PO3+2OH-===HP+2H2O (2)CD　(3)①NaNH2+NH4NO3===NaNO3+2NH3　②NH3(N)结合质子的能力比H2O(OH-)强， 使CH3COOH、HF在液氨中完全电离 解析　(1)H3PO3为二元弱酸，与足量NaOH反应时，1 mol H3PO3消耗2 mol NaOH。(2)用浓硫酸和氯化钠固体加热制氯化氢是因为硫酸的沸点比盐酸的沸点高， 故A错误；根据四种酸在冰醋酸中的电离常数大小， HClO4酸性强于HNO3， NaClO4+HNO3===NaNO3+HClO4不能发生， 故B错误；冰醋酸中HCl不完全电离，电离方程式为HClH++Cl-， 故C正确； 向硫酸的冰醋酸溶液中加入CH3COONa，CH3COO-与H+生成CH3COOH， 硫酸的电离平衡正向移动， 电离程度增大， 故D正确。 学科网（北京）股份有限公司 $