3.1 电离平衡 第2课时（导学案）化学人教版选择性必修1

3.1 电离平衡 第2课时 电离平衡常数 1.能结合化学平衡常数的认知模型类推电离平衡常数的定义，正确书写一元弱酸、一元弱碱及多元弱酸分步电离的电离平衡常数（​、​）表达式，明确多元弱酸、酸性由第一步电离决定的规律。 2.理解电离平衡常数的意义，明确其只受温度影响的特点，能利用值大小判断弱电解质的电离程度、酸（碱）性强弱，能通过比较浓度商与的大小判断电离平衡移动方向。 3.掌握电离平衡常数的基本计算方法，能独立完成“已知弱电解质浓度和电离度求”“已知求离子浓度或弱电解质初始浓度”两类基础计算。 4.能从电离本质出发对比强酸与弱酸的差异，掌握等体积等浓度、等体积等pH两类条件下盐酸与醋酸的性质差异，能分析两类酸与金属反应、中和碱、稀释等过程的变化规律。 重点：1.电离平衡常数的含义、表达式及影响因素； 2.电离平衡常数的相关计算； 3.强酸与弱酸的性质比较。 难点：1.电离平衡常数的相关计算； 2.利用电离平衡常数判断电离平衡移动方向; 3.等pH条件下强酸与弱酸的性质差异分析。 1．电离常数的概念 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。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的_________________，与溶液中_________________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，用K表示。 【答案】 各种离子浓度的乘积 未电离分子的浓度 2．电离平衡常数的表示方法 ABA＋＋B-　K=。 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO-＋H＋                Ka=_________________。 NH3·H2O＋OH-                Kb=_________________。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，H2CO3H＋＋ Ka1=_____________；  Ka2=_____________。多元弱酸各步电离常数的大小比较：_____________，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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。 【答案】(1) (2) Ka1≫Ka2 3．实验探究盐酸和醋酸的电离程度 取相同体积、0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸，完成以下实验。 酸 0.1 mol·L-1盐酸 0.1 mol·L-1醋酸 pH 较小 较大 导电能力 较强 较弱 与镁条反应的现象 产生无色气泡较快 产生无色气泡较慢 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋)___________，说明盐酸的电离程度___________醋酸的电离程度 【答案】 更大 大于 4．思考与讨论：镁条与等浓度、等体积的盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，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_____________ 盐酸是强酸，_____________电离，醋酸是弱酸，_____________电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) _____________，因而反应速率_____________ 反应 过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸_____________，盐酸的反应速率减小_____________，醋酸的反应速率减小_____________ 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡_____________，消耗的氢离子能及时_____________，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本_____________，速率几乎都变为_____________ 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_____________，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎_____________，因而产生的H2的量几乎_____________。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎_____________ 【答案】 大 完全 部分 较大 较大 大 明显 不明显 正向移动 电离补充 相等 零 消耗完全 相同 相同 都变为0 （一）课堂导入 【过渡引入新课】大家的猜想都很有依据，其实这两个问题的本质都和弱电解质的电离能力强弱有关。之前我们学习可逆反应的化学平衡时，用化学平衡常数来定量描述反应进行的限度，弱电解质的电离也是可逆的平衡过程，我们同样可以用一个类似的常数——电离平衡常数，来定量衡量弱电解质的电离能力，不仅能精准比较酸碱性强弱，还能进行相关计算、判断电离平衡的移动方向。今天我们就一起来学习电离平衡常数，并从电离本质的角度系统对比强酸和弱酸的差异。 （二）电离平衡常数及其计算 任务一 根据化学平衡常数表达式类推电离平衡常数表达式 【教师提问】 1.写出一元弱酸CH3COOH 、一元弱碱NH3·H2O 的电离方程式，类比化学平衡常数的表达式，尝试书写二者的电离平衡常数表达式。 2.多元弱酸（如H2CO3）是分步电离的，它的电离平衡常数应该如何书写？多元弱酸的酸性由哪一步电离决定？ 【学生思考】 1.独立书写电离方程式和平衡常数表达式，抽2名学生板演： CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ NH3·H2O ⇌ NH4++ OH- 2.多元弱酸分步写 H2CO3 H+ +HCO3- HCO3- H+ +CO32- 知识总结 一、电离平衡常数及计算 1.电离平衡常数 K 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，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。 ⑴一元弱酸、一元弱碱 CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ NH3·H2O ⇌ NH4++ OH- ⑵多元弱酸分步写 ①多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等 H2CO3 H+ +HCO3- HCO3- H+ +CO32- ②一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1》Ka2 》Ka3等，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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。 ③多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 任务二 电离平衡常数的计算 【教师提问】在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·L−1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10−3 mol·L−1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb），列出三段式计算。 【学生思考】列出三段式计算： NH3·H2O ⇌ NH4++ OH- 起始浓度/mol·L－1 0.2 0 0 变化浓度/mol·L－1 1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 平衡浓度/mol·L－1 0.2 −1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 则Kb =＝1.4×10−5 知识总结 一、电离平衡常数及计算 2.电离平衡常数的计算 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝≈ 【例1】已知氨水在298 K时的电离常数Kb＝1.8×10－5，氨水溶液中c(OH－)＝2.40×10－3 mol·L－1，这种氨水的物质的量浓度(mol·L－1)是(　　) A.5.60 B.0.32 C.3.20 D.1.80 【答案】B 【解析】根据NH3·H2ONH＋OH－，假设原氨水的浓度为x mol·L－1，则平衡时，c(OH－)＝c(NH)＝2.40×10－3 mol·L－1，c(NH3·H2O)＝(x－2.40×10－3) mol·L－1，代入平衡常数表达式得：Kb＝＝＝1.8×10－5，解得x≈0.32。 任务三 思考：CH3COOH 和HCN 都是弱酸，比较它们的酸性强弱 【引入】电离平衡常数作为定量描述电离程度的物理量，它的大小能反映什么性质？又受哪些因素的影响？ 【教师提问】 CH3COOH的电离常数（25 ℃） ＝1.75×10−5 二者的酸性排序是什么？ 【学生思考】 越大酸性越强。 知识总结 一、电离平衡常数及计算 3.电离平衡常数的意义 一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HCO3− 任务四 思考：根据化学平衡常数的影响因素类推电离平衡常数的影响因素 【教师提问】化学平衡常数只受温度影响，电离平衡常数是否也只受温度影响？已知20℃时0.05mol/L醋酸的pH为3.05，24℃时pH为3.03，说明升高温度醋酸的电离平衡常数如何变化？ 【学生思考】 温度升高pH减小，说明cH+增大，电离平衡正向移动，增大，因此电离平衡常数只受温度影响，升高温度增大。 【讲解】强调： ①电离平衡常数的意义：一定温度下，弱电解质的值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强； ②影响因素：内因是弱电解质本身的性质，是决定因素；外因只有温度，电离过程吸热，因此升高温度增大，与溶液浓度、是否外加其他物质无关。 知识总结 一、电离平衡常数及计算 4．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本性所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 任务五 实验验证:CH3COOH＞H2CO3＞HCO3− 【教师提问】 1.若将0.1mol/L醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的一半，你能通过浓度商和的关系判断电离平衡移动的方向吗？ 2.如何通过实验验证CH3COOH＞H2CO3 【学生思考】 【讲解】总结电离平衡常数的三大应用： ①相同温度下，比较弱电解质的相对强弱，判断强酸制弱酸反应能否发生； ②通过浓度商与的大小关系，判断电离平衡移动的方向：平衡正向移动，平衡，平衡逆向移动； ③进行电离平衡相关的定量计算。 知识总结 一、电离平衡常数及计算 5.电离平衡常数的应用 ⑴相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱 实验操作 实验现象 有气泡产生 原理 反应生成了CO2，化学方程式为 2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑ 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3) ⑵判断电离平衡移动的方向 通过浓度商与的大小关系，判断电离平衡移动的方向：平衡正向移动，平衡，平衡逆向移动。 ⑶电离平衡常数的相关计算 【例2】如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数： 下列说法正确的是(　　) 酸 CH3COOH HF HCN 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10 A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大 C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大 D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生 【答案】D 【解析】A项，根据电离平衡常数：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最强的是HF，A项错误；B项，氢氟酸能腐蚀玻璃是它的特性，与其电离常数大小无关，B项错误；C项，加少量冰醋酸，醋酸的浓度增大，电离平衡正向移动，但电离程度反而减小，C项错误；D项，强制弱，CH3COOH比HCN的酸性强，所给反应不易发生，D项正确；故选D。 （三）强酸与弱酸的比较 任务六 思考：盐酸、醋酸的对比 【教师提问】向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，分别注入2mL 2mol/L盐酸、2mL 2mol/L醋酸，测得压强随时间变化的曲线显示：初始阶段盐酸的压强上升更快，最终二者压强几乎相等，思考： 1.初始反应速率盐酸大于醋酸的原因是什么？ 2.反应过程中盐酸的速率下降比醋酸快的原因是什么？ 3.最终压强几乎相等说明什么？ 【学生思考】小组讨论，完成下表： 知识总结 二、强酸与弱酸的比较 1.镁与盐酸、醋酸反应的对比 ⑴两个反应的反应速率及其变化的特点 反应本质为Mg失去电子，H+得到电子生成H2 ⑵两个锥形瓶内气体的压强基本相等 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，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，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.等体积,等浓度的盐酸和醋酸的比较 1mol/L  HCl    A 1mol/LCH3COOH   B C(H+) A>B 与Zn反应快慢 A>B 与足量Zn产生H2量 A=B 中和能力 A=B 同倍数稀释C(H+) 为原来的1/n 大于原来的1/n 与等量不足的金属反应所需时间 A﹤B 3.体积、pH（C(H+)）相同的盐酸（A）与醋酸（B）分别与锌反应 溶液的浓度 A<B 开始时反应速率 A=B 反应过程中平均反应速率 A<B 生成等量氢气所需的时间 A>B 反应过程中速率下降快慢 A>B 生成等量的氢气消耗Zn A=B 与足量的Zn反应产生H2量 A<B 【例3】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 【解析】相同浓度的两溶液，醋酸部分电离，故醋酸中c(H＋)比盐酸的小，故A错误；由反应方程式可知B正确；醋酸稀释过程中平衡向电离方向移动，故稀释后醋酸的c(H＋)大于10－5 mol·L－1，故C错误；醋酸中加入醋酸钠，由于增大了溶液中醋酸根离子的浓度，抑制了醋酸电离，使c(H＋)明显减小，而盐酸中加入氯化钠，对溶液中c(H＋)无影响，故D错误。 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溶液中大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ 【答案】B 【解析】A项，电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，A项错误；B项，电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，B项正确；C项，酸中c(H+)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，C项错误；D项，H2CO3属于二元弱酸，其电离方程式为：H2CO3HCO3−+H+、HCO3−H++CO32−，K1=，K2=，电离以第一步为主，D项错误；故选B。 2．在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中溶质的电离常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、Ka1=4．0×10-6、Ka2=4.5×10-7，其中氢离子浓度最小的是(　　) A．HNO2溶液 B．HCOOH溶液 C．HCN溶液 D．H2CO3溶液 【答案】C 【解析】酸溶液的电离常数越大，说明该酸在溶液中的电离程度越大，酸性越强，溶液中氢离子浓度越大，反之，溶液中氢离子浓度越小；由电离常数的大小可知，酸性由强到弱的顺序是：，故c(H＋)最小的是HCN溶液。故选C。 3．常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，下列说法正确的是( ) A．分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率前者大 B．两溶液导电能力相同 C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，消耗的氢氧化钠的体积前者多 D．稀释10倍后，盐酸的pH比醋酸溶液的pH小 【答案】B 【解析】A．等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，醋酸存在电离平衡，醋酸溶质浓度大于盐酸，随反应进行此时又电离出氢离子，分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率后者大，A错误；B．常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液中离子浓度相同，导电能力相同，B正确；C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，醋酸浓度大于盐酸，消耗的氢氧化钠溶液的体积后者多，C错误；D．稀释10倍后，醋酸又电离出氢离子，盐酸的pH比醋酸溶液的pH大，D错误；故选B。 4．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是(　　) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 【答案】B 【解析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 mol/L，A项正确；B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误；C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确；D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确；故选B。 一、电离平衡常数及计算 1.电离平衡常数 K 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，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。 ⑴一元弱酸、一元弱碱 CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ NH3·H2O ⇌ NH4++ OH- ⑵多元弱酸分步写 ①多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等 H2CO3 H+ +HCO3- HCO3- H+ +CO32- ②一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1》Ka2 》Ka3等，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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。 ③多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 2.电离平衡常数的计算 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝≈ 3.电离平衡常数的意义 一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HCO3− 4．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本性所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 5.电离平衡常数的应用 ⑴相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱 实验操作 实验现象 有气泡产生 原理 反应生成了CO2，化学方程式为 2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑ 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3) ⑵判断电离平衡移动的方向 通过浓度商与的大小关系，判断电离平衡移动的方向：平衡正向移动，平衡，平衡逆向移动。 ⑶电离平衡常数的相关计算 二、强酸与弱酸的比较 1.镁与盐酸、醋酸反应的对比 ⑴两个反应的反应速率及其变化的特点 反应本质为Mg失去电子，H+得到电子生成H2 ⑵两个锥形瓶内气体的压强基本相等 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，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，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.等体积,等浓度的盐酸和醋酸的比较 1mol/L  HCl    A 1mol/LCH3COOH   B C(H+) A>B 与Zn反应快慢 A>B 与足量Zn产生H2量 A=B 中和能力 A=B 同倍数稀释C(H+) 为原来的1/n 大于原来的1/n 与等量不足的金属反应所需时间 A﹤B 3.体积、pH（C(H+)）相同的盐酸（A）与醋酸（B）分别与锌反应 溶液的浓度 A<B 开始时反应速率 A=B 反应过程中平均反应速率 A<B 生成等量氢气所需的时间 A>B 反应过程中速率下降快慢 A>B 生成等量的氢气消耗Zn A=B 与足量的Zn反应产生H2量 A<B 考点01电离平衡常数及计算 1.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】电离常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关，故A项错误、D项正确；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，故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，故C项错误。 2.在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20 mol/L的醋酸溶液中，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH为1.7×10－3 mol/L，则该温度下CH3COOH的电离常数Ka为(　　) A.1.7×10－6 B.1.0×10－14 C.2.9×10－5 D.1.45×10－5 【答案】D 【解析】醋酸溶液中，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH生成CH3COO－和H＋，且c(CH3COO－)＝c(H＋)，Ka＝≈＝1.45×10－5，D正确。 3.根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是( ) 化学式 H2CO3 HClO 电离常数 Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11 K=3×10-8 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO 【答案】D 【解析】A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成碳酸氢根，故A错误；B．据表中电离平衡常数可知酸性强弱HClO＞HCO3-，向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的H+和碳酸氢根反应生成二氧化碳和水，次氯酸不能和碳酸氢钠反应，产物应为次氯酸，故B错误；C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2，由于二氧化碳过量，产物应为碳酸氢钙，故C错误；D．据表中电离平衡常数可知酸性强弱H2CO3＞HClO＞HCO3-，向NaClO溶液中通入少量CO2生成次氯酸和碳酸氢钠，反应的化学方程式为CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO，故D正确；故选D。 4．根据下表数据(均在同温、同压下测定)，可得出弱电解质的强弱顺序为(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数 7.2×10－4 1．8×10－6 1．8×10－8 A．HX＞HY＞HZ B．HZ＞HY＞HX C．HY＞HZ＞HX D．HZ＞HX＞HY 【答案】A 【解析】在同一情况下，酸的电离常数越大，则酸性越强，故根据表格信息可知，电离常数：HX＞HY＞HZ，则酸性：HX＞HY＞HZ，故选A。 5．下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13 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．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 【答案】D 【解析】A项，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。弱酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。由于碳酸的电离平衡常数Ka1=4．3×10-7比H2S氢硫酸的电离平衡常数Ka1= Ka1=9.1×10-8大，所以酸性：碳酸比氢硫酸的酸性强，A正确；B项，多元弱酸一级电离产生的氢离子会抑制二级电离，所以多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；C项，醋酸是一元弱酸，在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释，使电离平衡正向移动，导致溶液中n(H+)有所增加，n(CH3COOH)减小，在同一溶液中，体积相同，所以加水稀释导致增大，C正确；D项，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，二者发生中和反应，放出热量，使溶液的温度升高；升高温度，能够促进电解质的电离，使弱电解质电离平衡正向移动，导致其电离平衡常数增大，D错误；故选D。 6．在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋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。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.75×10－5。 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a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] ②若该温度时向①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)。 ③c1(H＋)________c2(H＋)(填“大于”“小于”或“等于”)。 【答案】(1)小于　(2)①　　②1．75a×10－5/b　③大于 【解析】(1)对于相同的弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中电离程度比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)醋酸的电离平衡常数K＝c(CH3COO－)·c(H＋)/c(CH3COOH)＝1.75×10－5，则：c(H＋)＝1．75×10－5×a(mol·L－1)2，c1(H＋)＝ mol·L－1。根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝1.75a×10－5/b mol·L－1。在醋酸溶液中加入醋酸铵会抑制醋酸的电离，使氢离子浓度减小。 7．完成下列问题。 (1)25 ℃，0.01 mol·L-1的HA溶液的电离常数为1×10-8，则溶液中c(H+)约为___________，电离度为___________。 (2)常温下，向a mol·L-1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L-1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka=___________(用含a和b的代数式表示)。 【答案】(1) 1×10-5 mol·L-1 0.1% (2) 【详解】（1）为弱酸，存在电离平衡，设氢离子浓度为，弱酸电离微弱，平衡时近似等于初始浓度，由，解得；电离度等于已电离浓度除以初始浓度，因此； （2）等体积混合，体积加倍，初始浓度均减半：混合后初始，。发生反应：，反应后：，剩余。溶液呈中性，。醋酸电离：，则。 考点02 强酸与弱酸的比较 8．(2026·上海二中高二期中)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为7.2×10-4和1．8×10-5，将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是( ) A．曲线I 表示HNO2，曲线 II 表示CH3COOH B．酸的电离程度：c<d；a点溶液中，c(NO2-)=c(CH3COO-) C．b点酸的总物质的量浓度小于c点酸的总物质的量浓度 D．c、d两点的溶液分别与NaOH恰好中和，溶液中n(Na+)不相同 【答案】B 【解析】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：HNO2>CH3COOH，加水稀释相同倍数时，酸性越强，溶液的pH变化越大，曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，曲线Ⅱ代表HNO2溶液。A项，由上述分析可知，曲线Ⅰ表示CH3COOH，曲线Ⅱ表示HNO2，故A错误；B项，其他条件相同时，酸的浓度越小其电离程度越大，则酸的电离程度：c<d，a点溶液中两种酸的pH相同，溶液中c(H+)、c(OH-)对应相等，则c(NO2-)=c(CH3COO-)=c(H+)-c(OH-)，故B正确；C项，酸性：HNO2>CH3COOH，pH相同时c(CH3COOH)>c(HNO2)，则pH和体积均相同的两种酸溶液中n(CH3COOH)>n(HNO2)，稀释稀释相同倍数时仍然存在c(CH3COOH)>c(HNO2)，即b点酸的总物质的量浓度大于c点酸的总物质的量浓度，故C错误；D项，c点和d点的两溶液中n(HNO2)相等，两溶液分别与NaOH恰好中和后溶液中n(Na+)相同，故D错误；故选B。 9．（25-26高二上·广东广州·期中）向两个锥形瓶中分别加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，分别注入2mL 2mol/L盐酸、2mL cmol/L醋酸溶液，测得瓶内气体压强随时间变化如图所示，下列说法不正确的是 A．曲线a代表盐酸 B．醋酸浓度c>2mol/L C．醋酸和镁反应是放热反应 D．醋酸溶液中c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=2mol/L 【答案】D 【详解】A．盐酸为强酸，完全电离，初始大于同浓度醋酸，反应速率更快，压强上升速率更快，因此曲线a代表盐酸，A正确； B．最终两组压强接近，醋酸电离吸热，反应后体系温度低于盐酸组，根据，可知醋酸组生成的物质的量更大，因此醋酸浓度大于盐酸浓度，即，B正确； C．活泼金属与酸的反应均为放热反应，因此醋酸和镁反应是放热反应，C正确； D．根据物料守恒，醋酸溶液中，不等于，D错误； 故选D。 10．（25-26高二上·福建·期中）下列事实能证明醋酸是弱电解质的是 ①醋酸溶液 ②醋酸能与水任意比例互溶 ③10 mL 的醋酸溶液恰好与10 mL 的NaOH溶液完全反应 ④相同条件下，醋酸导电性比盐酸弱 ⑤醋酸与碳酸钠反应放出CO2 A．①④ B．①⑤ C．②④ D．①④⑤ 【答案】A 【详解】①中醋酸溶液，说明醋酸未完全电离，可以证明醋酸是弱电解质； ②醋酸能与水任意比例互溶属于溶解性物理性质，与电解质强弱无关联； ③中和反应消耗碱的量只取决于酸的总物质的量，与酸电离程度无关。无论是强酸还是弱酸，等物质的量的醋酸都可以恰好中和等物质的量NaOH，不能证明醋酸是弱电解质； ④相同条件下醋酸导电性比盐酸弱，说明等浓度时醋酸电离出的离子浓度更小，电离程度小于完全电离的盐酸，可以证明醋酸是弱电解质； ⑤醋酸与碳酸钠反应放出，仅能说明醋酸酸性强于碳酸，无法证明醋酸部分电离，不能证明其为弱电解质； 故答案选A。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 3.1 电离平衡 第2课时 电离平衡常数 1.能结合化学平衡常数的认知模型类推电离平衡常数的定义，正确书写一元弱酸、一元弱碱及多元弱酸分步电离的电离平衡常数（​、​）表达式，明确多元弱酸、酸性由第一步电离决定的规律。 2.理解电离平衡常数的意义，明确其只受温度影响的特点，能利用值大小判断弱电解质的电离程度、酸（碱）性强弱，能通过比较浓度商与的大小判断电离平衡移动方向。 3.掌握电离平衡常数的基本计算方法，能独立完成“已知弱电解质浓度和电离度求”“已知求离子浓度或弱电解质初始浓度”两类基础计算。 4.能从电离本质出发对比强酸与弱酸的差异，掌握等体积等浓度、等体积等pH两类条件下盐酸与醋酸的性质差异，能分析两类酸与金属反应、中和碱、稀释等过程的变化规律。 重点：1.电离平衡常数的含义、表达式及影响因素； 2.电离平衡常数的相关计算； 3.强酸与弱酸的性质比较。 难点：1.电离平衡常数的相关计算； 2.利用电离平衡常数判断电离平衡移动方向; 3.等pH条件下强酸与弱酸的性质差异分析。 1．电离常数的概念 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。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的_________________，与溶液中_________________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，用K表示。 2．电离平衡常数的表示方法 ABA＋＋B-　K=。 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO-＋H＋                Ka=_________________。 NH3·H2O＋OH-                Kb=_________________。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，H2CO3H＋＋ Ka1=_____________；  Ka2=_____________。多元弱酸各步电离常数的大小比较：_____________，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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。 3．实验探究盐酸和醋酸的电离程度 取相同体积、0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸，完成以下实验。 酸 0.1 mol·L-1盐酸 0.1 mol·L-1醋酸 pH 较小 较大 导电能力 较强 较弱 与镁条反应的现象 产生无色气泡较快 产生无色气泡较慢 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋)___________，说明盐酸的电离程度___________醋酸的电离程度 4．思考与讨论：镁条与等浓度、等体积的盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，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_____________ 盐酸是强酸，_____________电离，醋酸是弱酸，_____________电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) _____________，因而反应速率_____________ 反应 过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸_____________，盐酸的反应速率减小_____________，醋酸的反应速率减小_____________ 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡_____________，消耗的氢离子能及时_____________，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本_____________，速率几乎都变为_____________ 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_____________，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎_____________，因而产生的H2的量几乎_____________。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎_____________ （一）课堂导入 【过渡引入新课】大家的猜想都很有依据，其实这两个问题的本质都和弱电解质的电离能力强弱有关。之前我们学习可逆反应的化学平衡时，用化学平衡常数来定量描述反应进行的限度，弱电解质的电离也是可逆的平衡过程，我们同样可以用一个类似的常数——电离平衡常数，来定量衡量弱电解质的电离能力，不仅能精准比较酸碱性强弱，还能进行相关计算、判断电离平衡的移动方向。今天我们就一起来学习电离平衡常数，并从电离本质的角度系统对比强酸和弱酸的差异。 （二）电离平衡常数及其计算 任务一 根据化学平衡常数表达式类推电离平衡常数表达式 【教师提问】 1.写出一元弱酸CH3COOH 、一元弱碱NH3·H2O 的电离方程式，类比化学平衡常数的表达式，尝试书写二者的电离平衡常数表达式。 2.多元弱酸（如H2CO3）是分步电离的，它的电离平衡常数应该如何书写？多元弱酸的酸性由哪一步电离决定？ 【学生思考】 1.独立书写电离方程式和平衡常数表达式，抽2名学生板演： 2.多元弱酸分步写 知识总结 一、电离平衡常数及计算 1.电离平衡常数 K ⑴一元弱酸、一元弱碱 ⑵多元弱酸分步写 任务二 电离平衡常数的计算 【教师提问】在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·L−1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10−3 mol·L−1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb），列出三段式计算。 【学生思考】列出三段式计算： 知识总结 一、电离平衡常数及计算 2.电离平衡常数的计算 【例1】已知氨水在298 K时的电离常数Kb＝1.8×10－5，氨水溶液中c(OH－)＝2.40×10－3 mol·L－1，这种氨水的物质的量浓度(mol·L－1)是(　　) A.5.60 B.0.32 C.3.20 D.1.80 任务三 思考：CH3COOH 和HCN 都是弱酸，比较它们的酸性强弱 【引入】电离平衡常数作为定量描述电离程度的物理量，它的大小能反映什么性质？又受哪些因素的影响？ 【教师提问】 CH3COOH的电离常数（25 ℃） ＝1.75×10−5 二者的酸性排序是什么？ 【学生思考】 知识总结 一、电离平衡常数及计算 3.电离平衡常数的意义 酸性： 任务四 思考：根据化学平衡常数的影响因素类推电离平衡常数的影响因素 【教师提问】化学平衡常数只受温度影响，电离平衡常数是否也只受温度影响？已知20℃时0.05mol/L醋酸的pH为3.05，24℃时pH为3.03，说明升高温度醋酸的电离平衡常数如何变化？ 【学生思考】 【讲解】强调： ①电离平衡常数的意义： ②影响因素： 知识总结 一、电离平衡常数及计算 4．电离常数的影响因素 (1)内因： (2)外因： 任务五 实验验证:CH3COOH＞H2CO3＞HCO3− 【教师提问】 1.若将0.1mol/L醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的一半，你能通过浓度商和的关系判断电离平衡移动的方向吗？ 2.如何通过实验验证CH3COOH＞H2CO3 【学生思考】 【讲解】总结电离平衡常数的三大应用： 知识总结 一、电离平衡常数及计算 5.电离平衡常数的应用 ⑴相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱 实验操作 实验现象 原理 实验结论 Ka大小比较 ⑵判断电离平衡移动的方向 ⑶电离平衡常数的相关计算 【例2】如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数： 下列说法正确的是(　　) 酸 CH3COOH HF HCN 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10 A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大 C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大 D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生 （三）强酸与弱酸的比较 任务六 思考：盐酸、醋酸的对比 【教师提问】向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，分别注入2mL 2mol/L盐酸、2mL 2mol/L醋酸，测得压强随时间变化的曲线显示：初始阶段盐酸的压强上升更快，最终二者压强几乎相等，思考： 1.初始反应速率盐酸大于醋酸的原因是什么？ 2.反应过程中盐酸的速率下降比醋酸快的原因是什么？ 3.最终压强几乎相等说明什么？ 【学生思考】小组讨论，完成下表： 知识总结 二、强酸与弱酸的比较 1.镁与盐酸、醋酸反应的对比 ⑴两个反应的反应速率及其变化的特点 ⑵两个锥形瓶内气体的压强基本相等 宏观辨识 微观探析 反应初期 反应过程中 最终 2.等体积,等浓度的盐酸和醋酸的比较 1mol/L  HCl    A 1mol/LCH3COOH   B C(H+) 与Zn反应快慢 与足量Zn产生H2量 中和能力 同倍数稀释C(H+) 与等量不足的金属反应所需时间 3.体积、pH（C(H+)）相同的盐酸（A）与醋酸（B）分别与锌反应 溶液的浓度 开始时反应速率 反应过程中平均反应速率 生成等量氢气所需的时间 反应过程中速率下降快慢 生成等量的氢气消耗Zn 与足量的Zn反应产生H2量 【例3】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 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溶液中大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ 2．在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中溶质的电离常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、Ka1=4．0×10-6、Ka2=4.5×10-7，其中氢离子浓度最小的是(　　) A．HNO2溶液 B．HCOOH溶液 C．HCN溶液 D．H2CO3溶液 3．常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，下列说法正确的是( ) A．分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率前者大 B．两溶液导电能力相同 C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，消耗的氢氧化钠的体积前者多 D．稀释10倍后，盐酸的pH比醋酸溶液的pH小 4．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是(　　) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 一、电离平衡常数及计算 1.电离平衡常数 K 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，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。 ⑴一元弱酸、一元弱碱 CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ NH3·H2O ⇌ NH4++ OH- ⑵多元弱酸分步写 ①多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等 H2CO3 H+ +HCO3- HCO3- H+ +CO32- ②一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1》Ka2 》Ka3等，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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。 ③多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 2.电离平衡常数的计算 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝≈ 3.电离平衡常数的意义 一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HCO3− 4．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本性所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 5.电离平衡常数的应用 ⑴相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱 实验操作 实验现象 有气泡产生 原理 反应生成了CO2，化学方程式为 2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑ 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3) ⑵判断电离平衡移动的方向 通过浓度商与的大小关系，判断电离平衡移动的方向：平衡正向移动，平衡，平衡逆向移动。 ⑶电离平衡常数的相关计算 二、强酸与弱酸的比较 1.镁与盐酸、醋酸反应的对比 ⑴两个反应的反应速率及其变化的特点 反应本质为Mg失去电子，H+得到电子生成H2 ⑵两个锥形瓶内气体的压强基本相等 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，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，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.等体积,等浓度的盐酸和醋酸的比较 1mol/L  HCl    A 1mol/LCH3COOH   B C(H+) A>B 与Zn反应快慢 A>B 与足量Zn产生H2量 A=B 中和能力 A=B 同倍数稀释C(H+) 为原来的1/n 大于原来的1/n 与等量不足的金属反应所需时间 A﹤B 3.体积、pH（C(H+)）相同的盐酸（A）与醋酸（B）分别与锌反应 溶液的浓度 A<B 开始时反应速率 A=B 反应过程中平均反应速率 A<B 生成等量氢气所需的时间 A>B 反应过程中速率下降快慢 A>B 生成等量的氢气消耗Zn A=B 与足量的Zn反应产生H2量 A<B 考点01电离平衡常数及计算 1.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 2.在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20 mol/L的醋酸溶液中，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH为1.7×10－3 mol/L，则该温度下CH3COOH的电离常数Ka为(　　) A.1.7×10－6 B.1.0×10－14 C.2.9×10－5 D.1.45×10－5 3.根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是( ) 化学式 H2CO3 HClO 电离常数 Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11 K=3×10-8 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO 4．根据下表数据(均在同温、同压下测定)，可得出弱电解质的强弱顺序为(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数 7.2×10－4 1．8×10－6 1．8×10－8 A．HX＞HY＞HZ B．HZ＞HY＞HX C．HY＞HZ＞HX D．HZ＞HX＞HY 5．下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13 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．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 6．在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋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。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.75×10－5。 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a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] ②若该温度时向①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)。 ③c1(H＋)________c2(H＋)(填“大于”“小于”或“等于”)。 7．完成下列问题。 (1)25 ℃，0.01 mol·L-1的HA溶液的电离常数为1×10-8，则溶液中c(H+)约为___________，电离度为___________。 (2)常温下，向a mol·L-1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L-1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka=___________(用含a和b的代数式表示)。 考点02 强酸与弱酸的比较 8．(2026·上海二中高二期中)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为7.2×10-4和1．8×10-5，将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是( ) A．曲线I 表示HNO2，曲线 II 表示CH3COOH B．酸的电离程度：c<d；a点溶液中，c(NO2-)=c(CH3COO-) C．b点酸的总物质的量浓度小于c点酸的总物质的量浓度 D．c、d两点的溶液分别与NaOH恰好中和，溶液中n(Na+)不相同 9．（25-26高二上·广东广州·期中）向两个锥形瓶中分别加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，分别注入2mL 2mol/L盐酸、2mL cmol/L醋酸溶液，测得瓶内气体压强随时间变化如图所示，下列说法不正确的是 A．曲线a代表盐酸 B．醋酸浓度c>2mol/L C．醋酸和镁反应是放热反应 D．醋酸溶液中c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=2mol/L 10．（25-26高二上·福建·期中）下列事实能证明醋酸是弱电解质的是 ①醋酸溶液 ②醋酸能与水任意比例互溶 ③10 mL 的醋酸溶液恰好与10 mL 的NaOH溶液完全反应 ④相同条件下，醋酸导电性比盐酸弱 ⑤醋酸与碳酸钠反应放出CO2 A．①④ B．①⑤ C．②④ D．①④⑤ 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $