3.1 第2课时 电离平衡常数(Word教参)-【学霸笔记·同步精讲】2026-2027学年高中化学选择性必修第一册（人教版）

本讲义聚焦高中化学电离平衡常数核心知识点，系统梳理其概念、表达式（含一元与多元弱酸弱碱）、影响因素（温度）及意义，进而延伸至应用，形成从基础认知到判断酸性强弱、复分解反应及相关计算的完整学习支架。 资料通过活动探究（如比较醋酸与硼酸酸性）和实例分析（不同酸电离常数应用），培养科学思维与探究能力。课中助力教师具象化抽象概念，课后练习题（如电离度计算）帮助学生巩固知识，查漏补缺，体现学科特色教学方法。

第2课时　电离平衡常数 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.能从电离、离子反应等角度分析溶液的性质。 知识点一　电离平衡常数的认识 1.概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，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。 2.电离平衡常数的表达式 （1）通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。如 弱电解质 表达式 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 　Ka＝　 NH3·H2ON＋OH－ 　Kb＝　 （2）多元弱酸、多元弱碱的电离常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如： H2CO3H＋＋HC　 Ka1＝； HCH＋＋C　 Ka2＝。 3.电离常数的影响因素 （1）内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的性质所决定。 （2）外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与　温度　有关，由于电离大多数为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而　增大　。 注意：电离常数随温度变化不大，所以室温时可以不考虑温度对电离常数的影响。 4.意义 （1）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）比较多元弱酸的各步电离常数可以发现，Ka1＞Ka2＞Ka3＞……当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c（H＋），或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （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，电离程度越大，电离常数就越大。（　×　） （4）对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。（　×　） 2.（2026·佳木斯二中期中）下列说法正确的是（　　） A.电离常数受溶液浓度的影响 B.相同条件下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱 C.Ka大的酸溶液中c（H＋）一定比Ka小的酸溶液中的c（H＋）大 D.H2CO3的电离常数表达式：K＝ 解析：B　电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，A错误；电离平衡常数越大，弱电解质电离程度越高，故相同条件下可表示弱电解质的相对强弱，B正确；c（H＋）不仅与Ka有关，还与酸浓度有关，Ka大的酸若浓度极低，其c（H＋）可能更小，C错误；H2CO3的电离分两步：H2CO3H＋＋HC　Ka1＝，HCH＋＋C　Ka2＝，D错误。 3.（教材改编题）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＋HNO2HCN＋NaNO2、NaCN＋HFHCN＋NaF、NaNO2＋HFHNO2＋NaF。 （1）三种酸的强弱顺序是　HF＞HNO2＞HCN　。 （2）HF的电离常数Ka（HF）＝　6.3×10－4　。 （3）HCN的电离常数Ka（HCN）＝　6.2×10－10　。 知识点二　电离平衡常数的应用 　生活中我们会遇到很多与酸有关的物质，食醋中含有醋酸，可乐中含有碳酸，酸奶中含有乳酸，蔬菜中含有草酸，一些药品中含有乙酰水杨酸等。 活动1　查阅资料发现，醋酸、碳酸和硼酸在25 ℃的电离平衡常数分别是1.75×10－5、4.5×10－7（第一步电离）和5.8×10－10。它们的酸性强弱顺序是怎样的？有何规律？ 提示：酸性：醋酸＞碳酸＞硼酸。相同温度下，Ka值越大，酸性越强。 活动2　已知电离度（α）＝×100％ 乙酰水杨酸是一元弱酸（用HA表示）。在一定温度下，0.10 mol·L－1乙酰水杨酸水溶液中，乙酰水杨酸的电离度α为5.7％，求该酸的电离平衡常数。 提示：在0.10 mol·L－1该酸的水溶液中，达到电离平衡状态时：c（H＋）＝c（A－）＝c起始（HA）·α＝0.10 mol·L－1×5.7％＝5.7×10－3 mol·L－1。c平衡（HA）＝c起始（HA）·（1－α）＝0.10 mol·L－1×（1－5.7％）＝9.43×1 mol·L－1。则Ka＝＝≈3.4×1。 活动3　根据酸的电离平衡常数，判断2 mL的0.10 mol·L－1硼酸和等浓度等体积的Na2CO3溶液混合，是否有气体生成，并说明理由。 提示：不会产生气体。因为相同条件下，硼酸的电离常数小于碳酸（或酸性：碳酸＞硼酸）。 【探究归纳】 1.电离常数的应用 判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 电离常数越大，酸性（或碱性）越强 判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如常温下，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×1，则向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为C＋2CH3COOH2CH3COO－＋H2O＋CO2↑ 判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度都会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c（H＋）减小，Ka值不变，则增大 2.有关电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例） 已知起始时c（HX）和电离产生的c（H＋），求电离平衡常数 　　　HX 　　H＋　＋　X－ 起始： 　　　c（HX）　　 　0　　　　0 平衡： c（HX）－c（H＋）　c（H＋）　c（X－） 则Ka＝＝ 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：c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则Ka＝，代入数值求解即可 已知起始时c（HX）和电离平衡常数，求溶液中c（H＋） 　　　 HX 　　H＋　＋　X－ 起始： 　　　c（HX）　　　 0　　　　0 平衡： c（HX）－c（H＋）　c（H＋）　c（X－） 则：Ka＝＝，由于c（H＋）的数值很小，可做近似处理：c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则c（H＋）＝，代入数值求解即可 1.已知氢氟酸、次氯酸、碳酸在25 ℃下的电离常数分别为： HF Ka＝6.3×10－4 HClO Ka＝4.0×10－8 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11 根据上述数据，下列叙述不正确的是（　　） A.等浓度的HF、HClO溶液的c（H＋）的大小：HF＞HClO B.少量的CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为CO2＋H2O＋2ClO－C＋2HClO C.将浓度均为0.1 mol·L－1的上述三种酸溶液分别稀释10倍，c（H＋）变化最大的是HF D.结合H＋的能力，C比HC更强 解析：B　根据题目信息可知Ka（HF）＞Ka（HClO），所以酸性：HF＞HClO，等浓度的HF、HClO溶液的c（H＋），前者大，A正确；依据图表数据分析可知，酸性：HF＞H2CO3＞HClO＞HC，所以将少量CO2通入NaClO溶液中反应生成次氯酸和碳酸氢钠，离子方程式为CO2＋H2O＋ClO－HC＋HClO，B不正确；浓度相同的酸的溶液稀释相同倍数后，酸性越强的酸其c（H＋）变化越大，即c（H＋）变化最大的是HF，C正确；酸性越弱，其酸根离子越容易结合氢离子，因H2CO3的Ka1＞Ka2，所以结合H＋的能力，C比HC更强，D正确。 2.将浓度为0.05 mol·L－1的HClO溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（　　） A.c（H＋） B. C.Ka（HClO） D. 解析：D　HClO溶液加水稀释，HClO的电离平衡正向移动，c（H＋）、c（ClO－）均减小，A错误；n（H＋）增大，n（HClO）减小，由于溶液体积相同，则减小，B错误；由于温度不变，则Ka（HClO）不变，＝，由于c（H＋）减小，则增大，C错误，D正确。 3.已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中的电离度为0.02％，回答下列各问题： （1）该溶液中c（H＋）＝　2×10－5mol·L－1　　。 （2）计算HA的电离平衡常数K＝　4×10－9　。 解析：（1）室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中的电离度为0.02％，c（H＋）＝0.1 mol·L－1×0.02％＝2×10－5mol·L－1。 （2）HA的电离度为0.02％，c（H＋）＝c（A－）＝2×10－5 mol·L－1，c（HA）≈0.1 mol·L－1，平衡常数K＝＝＝4×10－9。 1.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（　　） 解析：B　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，选B。 2.已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.75×10－5。下列有关结论可能成立的是（　　） A.25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝8×10－5 B.25 ℃下，向该溶液中加入一定量的氢氧化钠溶液时，Ka＝2×10－4 C.标准状况下，醋酸中Ka＝1.75×10－5 D.升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 解析：D　醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka为醋酸的电离常数，由于电离常数只随温度的变化而变化，所以排除A、B两项；因为醋酸的电离是吸热过程，所以升高温度，Ka增大，降低温度，Ka减小，标准状况下温度（0 ℃）低于25 ℃，则Ka小于1.75×10－5，所以C项不成立，D项可能成立。 3.（2026·广东梅州期中）根据表中信息，判断下列说法不正确的是（　　） 酸 电离常数（常温下） CH3COOH Ka＝1.75×10－5 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 H2S Ka1＝1.1×10－7，Ka2＝1.3×10－13 A.酸性由强到弱：CH3COOH＞H2CO3＞H2S B.CH3COOH能与Na2CO3反应生成CO2 C.H2S能与NaHCO3反应生成CO2 D.往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S 解析：C　根据电离平衡常数越大，酸性越强，则得到酸性由强到弱：CH3COOH＞H2CO3＞H2S，A正确；根据酸性：CH3COOH＞H2CO3，则CH3COOH能与Na2CO3反应生成CO2，B正确；由于酸性：H2CO3＞H2S，因此H2S不能与NaHCO3反应生成CO2，C错误；由于酸性：H2CO3＞H2S，往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S，D正确。 4.电离平衡常数（用Ka表示）的大小可以判断电解质的相对强弱。 （1）Ka通常表示弱酸的电离平衡常数，Ka越大表示该弱酸的酸性　越强　，当用蒸馏水稀释0.1 mol·L－1醋酸时，醋酸的Ka　不变　（填“变大”“变小”或“不变”）。 （2）常温下，4种酸的电离平衡常数如下： 化学式 电离平衡常数 HF Ka＝6.3×10－4 CH3COOH Ka＝1.75×10－5 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 HClO Ka＝4.0×10－8 ①物质的量浓度相同的HF、CH3COOH、H2CO3、HClO中，c（H＋）由大到小的顺序是　HF＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO　　。 ②F－、CH3COO－、HC、C、ClO－结合H＋的能力由大到小的顺序是　C＞ClO－＞HC＞CH3COO－＞F－　。 解析：（1）Ka表示弱酸的电离平衡常数，Ka越大说明酸的电离程度越大，弱酸的酸性越强；电离平衡常数只受温度的影响，加水稀释不会影响电离平衡常数。 （2）①相同条件下，酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，溶液中c（H＋）越大，根据电离平衡常数可知，物质的量浓度相同的HF、CH3COOH、H2CO3、HClO中，c（H＋）由大到小的顺序是HF＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO。②相同条件下，酸的酸性越弱，酸根离子结合H＋的能力越强，因此F－、CH3COO－、HC、C、ClO－结合H＋的能力由大到小的顺序是C＞ClO－＞HC＞CH3COO－＞F－。 题组一　电离平衡常数的表达和理解 1.（2026·河南新乡联考）已知0.1 mol·L－1的HClO溶液中存在电离平衡：HClOClO－＋H＋，并测得其在t ℃时Ka＝b。下列说法正确的是（　　） A.增大c（HClO），b增大 B.加水稀释，b减小 C.b的大小只与温度有关 D.升高温度，Ka＝b 解析：C　增大c（HClO）或加水稀释会改变电离平衡，但电离平衡常数b仅与温度有关，温度不变时b不变，A、B错误，C正确；升高温度会改变电离平衡常数，此时Ka不再等于原来的b，D错误。 2.（2026·攀枝花市米易中学月考）已知：常温下，Ka（HF）＝6.3×10－4。HF在水中的电离方程式为HF（aq）H＋（aq）＋F－（aq）　ΔH＝－10.4 kJ·mol－1。下列有关HF溶液的叙述正确的是（　　） A.加水稀释，不断增大 B.通入HCl气体，HF的电离平衡向左移动，c（H＋）减小 C.稍微加热，＜6.3×10－4 D.再通入HF，HF的电离度将增大 解析：C　HF在水中的电离方程式为HF（aq）H＋（aq）＋F－（aq），加水稀释，溶液中c（H＋）减小，电离平衡常数Ka＝不变，则不断减小，A错误；通入HCl气体，溶液中c（H＋）增大，HF的电离平衡向左移动，达到新的平衡后，c（H＋）相比通入HCl气体前仍然增大，B错误；HF在水中的电离方程式为HF（aq）H＋（aq）＋F－（aq）　ΔH＝－10.4 kJ·mol－1，为放热反应，稍微加热，平衡逆向移动，电离平衡常数Ka减小，则Ka＝＜6.3×10－4，C正确；再通入HF气体，HF的浓度增大，导致HF的电离度降低，D错误。 3.常温下，向0.1 mol·L－1氨水中不断加水稀释，下列图像变化合理的是（　　） A B C D 解析：A　常温下，向0.1 mol·L－1氨水中不断加水稀释，电离平衡正向移动，但溶液中离子浓度减小、导电能力减弱、NH3·H2O的电离度增大，A正确，B、C错误；电离平衡常数随温度变化，温度不变，电离平衡常数不变，图像不符合，D错误。 题组二　电离平衡常数的应用 4.（2026·重庆求精中学月考）下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数： 弱酸 电离平衡常数 CH3COOH Ka＝1.75×10－5 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 H2S Ka1＝1.1×10－7，Ka2＝1.3×10－13 下列说法不正确的是（　　） 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Na2S溶液中通入少量CO2的化学方程式为Na2S＋CO2＋H2ONa2CO3＋H2S 解析：D　碳酸的Ka1大于氢硫酸的Ka1，说明碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，因为后续电离受第一步电离产生的H＋抑制，电离程度显著降低，B正确；稀释醋酸时，电离度增大，n（H＋）增加而n（CH3COOH）减少，导致的比值增大，C正确；碳酸的酸性强于H2S（由Ka1比较），的Ka2强于HS－的Ka2，向Na2S溶液中通入少量CO2应生成HS－和，化学方程式为2Na2S＋CO2＋H2ONa2CO3＋2NaHS，D错误。 5.（2026·遵义南白中学期中）已知：部分弱电解质的电离常数（25 ℃）如下表所示： H2CO3 HClO H2S CH3COOH Ka1＝4.5×10－7； Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 Ka1＝1.1×10－7； Ka2＝1.3×10－13 Ka＝1.75×10－5 下列过程中发生反应的离子方程式或电离方程式正确的是（　　） A.H2S气体溶于水后发生电离：H2S2H＋＋S2－ B.HClO的电离：HClOH＋＋ClO－ C.用Na2CO3溶液吸收有害气体H2S：＋H2SHS－＋ D.用醋酸清除水垢中的CaCO3：＋2CH3COOH2CH3COO－＋CO2↑＋H2O 解析：C　H2S为二元弱酸，应分步电离：H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－，A错误；HClO是弱酸，电离应使用符号“”，B错误；H2S的Ka1大于H2CO3的Ka2，C可结合H2S释放的H＋生成HC，同时H2S转化为HS－，符合“强酸制弱酸”规律，C正确；CaCO3难溶，不能拆，醋酸与CaCO3反应的离子方程式应为CaCO3＋2CH3COOHCa2＋＋2CH3COO－＋CO2↑＋H2O，D错误。 6.（2026·山东实验中学期中）下表是在相同温度下三种酸的一些数据： 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 下列判断正确的是（　　） A.在相同温度下，电离常数：K1＜K4＜K5 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，电离度越大，且K1＞K2＞K3 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，从左至右c（X－）逐渐减小 解析：A　在相同温度下，相同浓度的电解质溶液，电离度越大，电离常数越大，0.9 mol·L－1时，电离度：HX＜HY＜HZ，所以电离常数：K1＜K4＜K5，A正确；在相同温度下，弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大，但电离常数不变，所以K1＝K2＝K3，B错误；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错误；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错误。 7.25 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA溶液中，HA的电离度为10％，则该温度下HA的电离平衡常数（单位为mol·L－1）约为（　　） A.2.22×10－3 B.4.3×10－3 C.2.52×10－4 D.1×10－3 解析：A　电离平衡三段式为： 　　　　　　　　　　HA　　H＋　＋　A－ 起始量/（mol·L－1）　 0.2　　　　0　　　　0 变化量/（mol·L－1）　 0.02　　　0.02　 　0.02 平衡量/（mol·L－1）　 0.18　　　0.02　 　0.02 K＝≈2.22×10－3。 8.（2026·安徽芜湖期中）常温下，将0.10 mol·L－1氨水用蒸馏水稀释10倍，下列说法错误的是（　　） A.N数目增多 B.c（N）＝0.01 mol·L－1 C.NH3·H2O的电离程度增大 D.增大 解析：B　氨水中存在：NH3·H2ON＋OH－，将0.10 mol·L－1氨水用蒸馏水稀释10倍，氨水浓度变为0.01 mol·L－1，电离是微弱的，所以c（N）＜0.01 mol·L－1，n（N）、n（OH－）增大，n（NH3·H2O）减小，A、C正确，B错误；＝，加水稀释，Ka不变，c（OH－）减小，则增大，D正确。 9.（教材改编题）已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。下列说法正确的是（　　） A.当向醋酸中加入一定量的盐酸时，CH3COOH的电离常数变大 B.中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸，盐酸所需氢氧化钠的物质的量多于醋酸 C.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＋）≈4.2×10－4 mol·L－1 D.如果盐酸中溶质的浓度是醋酸中溶质浓度的二倍，则盐酸中的c（H＋）也是醋酸的二倍 解析：C　电离平衡常数只受温度影响，温度不变，故电离常数不发生变化，A项错误；中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸，溶质的物质的量相同，消耗氢氧化钠的物质的量相等，B项错误；存在三段式： 则Ka＝＝≈＝1.75×10－5，则x≈4.2×10－4，则达到电离平衡时溶液中c（H＋）≈4.2×10－4 mol·L－1，C项正确；HCl完全电离、CH3COOH部分电离，故当盐酸的浓度是醋酸浓度的二倍时，则盐酸的H＋浓度大于醋酸的二倍，D项错误。 10.（鲁科版改编题）从植物花汁中提取的一种有机物HIn，可作酸碱指示剂，在水溶液中存在电离平衡：HIn（红色）H＋＋In－（黄色），对上述平衡解释错误的是（　　） A.升高温度，平衡正向移动 B.加入盐酸后平衡逆向移动，溶液显红色 C.加入NaOH溶液后平衡正向移动，溶液显黄色 D.加入NaHSO4溶液后平衡正向移动，溶液显黄色 解析：D　弱电解质电离过程是吸热的，升高温度促进电离，平衡正向移动，A正确；加入盐酸后增大了c（H＋），抑制电离，平衡逆向移动，溶液显红色，B正确；加入氢氧化钠溶液，c（H＋）降低，平衡正向移动，溶液显黄色，C正确；加入NaHSO4溶液增大了c（H＋），抑制电离，平衡逆向移动，溶液显红色，D错误。 11.柠檬酸（俗称枸橼酸，用H3R表示）是易溶于水的无色晶体，一种有机弱酸，可作酸度调节剂、防腐剂等。其各级电离平衡常数如下表： Ka1 Ka2 Ka3 7.41×10－4 1.74×10－5 3.98×10－7 （1）柠檬酸的第二步电离方程式为　D　（填字母）。 A.H3R2H＋＋HR－ B.H2R－H＋＋HR2－ C.H2R－2H＋＋R3－ D.H2R－H＋＋HR2－ （2）某泡腾片以柠檬酸和碳酸氢钠作泡腾崩解剂，将其置入水中才会发生泡腾反应，主要原因是其加入水中，两种电解质发生了　B　（填字母）。 A.电解 B.电离 C.水解 D.分解 解析：（1）由电离常数可知，柠檬酸为三元弱酸，在溶液中分步电离，电离方程式为H3RH＋＋H2R－、H2R－H＋＋HR2－、HR2－H＋＋R3－。 （2）泡腾反应的实质是柠檬酸在溶液中部分电离产生的H＋与碳酸氢钠电离出的HC反应生成CO2和水，所以柠檬酸和碳酸氢钠在溶液中均发生了电离。 12.（1）25 ℃，HF的Ka＝6.4×1，则25 ℃，0.1 mol·L－1 HF溶液的 c（H＋）为　0.008　mol·L－1。 （2）25 ℃，a mol·L－1 CH3COOH溶液的c（H＋）＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝　　。 （3）硒酸（H2SeO4）在水溶液中的电离如下：H2SeO4H＋＋HSe，HSeH＋＋Se，Ka2＝1.0×10－2（25 ℃）。 ①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为　H＋＋NH3·H2ON＋H2O　。 ②已知H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为　HSe＋HCSe＋H2O＋CO2↑　。 （4）已知25 ℃时，几种弱酸的电离常数如下：HCOOH：Ka＝1.8×10－4，HCN：Ka＝6.2×1，H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是　b　（填字母）。 a.HCOOH＋NaCNHCOONa＋HCN b.NaHCO3＋NaCNNa2CO3＋HCN c.NaCN＋H2O＋CO2HCN＋NaHCO3 d.2HCOOH＋C2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 解析：（1）25 ℃时，0.1 mol·L－1HF溶液的c（H＋）＝＝ mol·L－1＝0.008 mol·L－1。 （2）25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液的c（H＋）＝10－b mol·L－1，溶液中剩余的醋酸分子的浓度为（a－10－b）mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝＝＝。 （3）由题给信息分析可知，硒酸的第一步电离是完全的，第二步电离是不完全的。①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为H＋＋NH3·H2ON＋H2O。②已知H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，即酸性：H2SeO4＞HSe＞H2CO3＞HC，根据“强酸制弱酸”原理，KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为HSe＋HCSe＋H2O＋CO2↑。 （4）由题给信息分析可知，酸性：HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HC，根据“强酸制弱酸”原理，HCOOH＋NaCNHCOONa＋HCN能自发进行；NaHCO3＋NaCNNa2CO3＋HCN不能自发进行；NaCN＋H2O＋CO2HCN＋NaHCO3能自发进行；2HCOOH＋C2HCOO－＋H2O＋CO2↑能自发进行；综上所述，不能自发进行的反应是b。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $