3.1.2 电离平衡常数 强酸与弱酸比较 讲义 -2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章　水溶液中的离子反应与平衡 第一节　电离平衡　第2课时　电离平衡常数　强酸与弱酸比较 学生版（课后核对·独立作答） 一、核心素养目标 1．宏观辨识与微观探析 ●　通过镁条与盐酸、醋酸反应的对比实验，从反应速率、压强变化等宏观现象出发，结合电离程度理解强酸与弱酸的本质区别； ●　能运用电离平衡常数定量描述弱电解质电离程度的大小，从微观离子层面解释强弱酸宏观行为的差异。 2．变化观念与平衡思想 ●　理解电离平衡常数只与温度和弱电解质的本性有关，与浓度无关； ●　能利用电离平衡常数定量判断稀释、加盐等条件下电离平衡的移动方向，深化对电离平衡“动、变”特征的认识。 3．证据推理与模型认知 ●　构建“三段式”计算电离平衡常数的模型，学会在弱电解质电离程度很小时作近似处理； ●　依据电离常数的大小比较弱电解质的相对强弱、判断“强酸制弱酸”反应能否发生，形成由数据推理结论的思维模型。 4．科学探究与创新意识 ●　通过实验探究强酸、弱酸与活泼金属反应的特点，学会用压强-时间曲线定量比较反应速率； ●　能设计简单的实验（如醋酸与碳酸钠反应）验证“强酸制弱酸”规律。 5．科学态度与社会责任 ●　通过大气 CO2 与海水碳酸平衡、人体体液缓冲体系等真实情境，体会电离平衡常数在解释自然现象中的价值； ●　在近似计算与数据比较中养成严谨求实、定量分析的科学态度。 二、教学重点与难点 教学重点 电离平衡常数的概念、影响因素及“三段式”计算；依据电离常数比较弱电解质的相对强弱；强酸与弱酸的比较。 教学难点 电离平衡常数的计算（三段式与近似处理）；依据电离常数判断“强酸制弱酸”及离子方程式的正误；稀释过程中各量变化的定量分析。 三、知识精讲与典例探究 知识点一　电离平衡常数 方法梳理 1．电离平衡常数的概念：对于弱电解质 AB⇌A+＋B−，电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与未电离分子浓度的比值是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数，酸用 Ka 表示、碱用 Kb 表示，即 Ka（或 Kb）＝c(A+)·c(B−)/c(AB)。 2．影响因素：①同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，取决于弱电解质本身的性质；②同一弱电解质的稀溶液，电离常数只与温度有关，与浓度无关。电离是吸热过程，升高温度电离常数增大。 3．多元弱酸的分步电离常数：多元弱酸每一步电离都有对应的电离常数，且 Ka1＞Ka2＞Ka3……当 Ka1≫Ka2 时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。如 25 ℃ 时 H2CO3：Ka1＝c(H+)·c(HCO3−)/c(H2CO3)＝4.5×10−7，Ka2＝c(H+)·c(CO32−)/c(HCO3−)＝4.7×10−11。 【例 1】判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （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＝c(H+)·c(CO32−)/c(H2CO3)（　　）； （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（　　）。 【变式 1】已知 25 ℃ 时 Ka(HCOOH)＝1.8×10−4，则 0 ℃ 时 Ka(HCOOH)______1.8×10−4（填“>”“＜”或“＝”）。 【例 2】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 1.7×10−3 mol·L−1，试计算该温度下 NH3·H2O 的电离常数 Kb。（用“三段式”规范书写计算过程） 【变式 2】已知 25 ℃ 时，CH3COOH 的 Ka＝1.75×10−5，计算 0.10 mol·L−1 的 CH3COOH 溶液达到电离平衡时 c(H+)。 电离平衡常数的计算模板 c(HX) c(H+) c(X−) 起始 c(HX) 0 0 平衡 c(HX)－c(H+) c(H+) c(X−) 则 K＝c(H+)·c(X−)/[c(HX)－c(H+)]。当弱电解质电离程度很小时，c(HX)－c(H+)≈c(HX)，K≈c2(H+)/c(HX)，即 c(H+)≈√(Ka·c(HX))。注意：近似处理的前提是弱电解质的电离程度很小（一般 c(H+)/c(HX)＜5%）。 【方法点拨】 电离常数是“温度的函数”：只随温度变化，与浓度、加入同离子盐、加水稀释等操作均无关；升温电离常数增大； “三段式”是电离常数计算的基本模型：写出起始浓度、变化浓度、平衡浓度三行，再代入表达式求解； 近似处理条件：弱电解质电离程度很小时（c(H+) 远小于 c(HX)），c(HX)－c(H+)≈c(HX)，可直接用 c(H+)＝√(Ka·c) 计算； 多元弱酸分步电离，各步对应各自的电离常数，书写表达式时须注明是哪一步。 【易错警示】 电离平衡正向移动，电离常数不一定增大：改变浓度使平衡移动时温度不变，Ka 不变；只有改变温度才会改变 Ka； Ka 大的酸溶液中 c(H+) 不一定大：c(H+) 由电离常数和浓度共同决定； 多元弱酸电离常数 Ka1＞Ka2＞Ka3，不要写成 Ka1＜Ka2＜Ka3。 【素养拓展·真实情境】 大气中 CO2 溶解于海水，与 H2CO3⇌H+＋HCO3−⇌2H+＋CO32− 电离平衡相关联，大气 CO2 浓度升高使海水 pH 下降（海洋酸化），影响珊瑚等海洋生物外壳的形成； 人体血液 pH 的稳定依靠 CO2/H2CO3/HCO3− 缓冲体系，其定量关系正是建立在碳酸的两级电离常数之上。 知识点二　电离平衡常数的应用 方法梳理 1．电离平衡常数 K 的大小表征了弱电解质的相对强弱：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．“强酸制弱酸”：电离常数较大的酸可以制取电离常数较小的酸（即弱酸的盐与酸性更强的酸反应生成更弱的酸）。如实验 3⁃2：向盛有 2 mL 1 mol·L−1 醋酸的试管中滴加 1 mol·L−1 Na2CO3 溶液，产生气泡（CO2），离子方程式为 CO32−＋2CH3COOH＝2CH3COO−＋CO2↑＋H2O，说明 Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)。 图4　电离平衡常数的应用 【例 4】已知 25 ℃ 时，下列四种弱酸的电离常数如下表： 酸 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）相同浓度的 CH3COOH、HCOOH、HClO、H2CO3 溶液，酸性由强到弱的顺序为______； （2）向 CH3COOH 溶液中加入一定量的盐酸时，CH3COOH 的电离平衡向______方向移动，电离常数______（填“变大”“变小”或“不变”），理由是______； （3）由表中数据判断，下列离子方程式不正确的是______（填字母）； a．2ClO−＋H2O＋CO2＝2HClO＋CO32− b．HCOOH＋CO32−＝HCOO−＋HCO3− c．HCOOH＋CH3COO−＝HCOO−＋CH3COOH d．Cl2＋H2O＋2CO32−＝2HCO3−＋Cl−＋ClO− （4）向 NaClO 和 CH3COONa 的混合溶液中通入少量 CO2，反应的离子方程式为______。 【变式 4】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）三种酸的酸性由强到弱的顺序是______； （2）Ka(HF)＝______； （3）Ka(HCN)＝______。 【例 5】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，请判断溶液中下列各量的变化（填“增大”“减小”或“不变”）： （1）n(OH−)：______； （2）c(NH4+)/c(NH3·H2O)：______； （3）Kb(NH3·H2O)：______。 【变式 5】常温下，CH3COOH、HCOOH 的电离平衡常数分别为 1.75×10−5、1.8×10−4，下列有关 0.1 mol·L−1 CH3COOH 溶液和 0.1 mol·L−1 HCOOH 溶液的说法正确的是（　　） A．c(H+)：CH3COOH＞HCOOH B．等体积的两溶液分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞CH3COOH C．HCOOH 与 NaOH 反应的离子方程式为 H+＋OH−＝H2O D．将 CH3COOH 溶液稀释 100 倍的过程中，c(CH3COOH)/[c(H+)·c(CH3COO−)] 保持不变 【方法点拨】 比较弱酸的酸性强弱：同一温度下看 Ka 大小；比较多元酸时注意分步电离常数，酸性主要看 Ka1； 判断“强酸制弱酸”反应能否发生：Ka 大的酸能制取 Ka 小的酸；写出离子方程式时要按少量、过量分情况分析产物是酸式酸根还是正酸根； 稀释过程中“不变”的三类量：Ka（温度不变）、Kw、某些比值（如 c(H+)/c(酸分子) 与 Ka 的关系式）。 【易错警示】 酸性强弱 ≠ c(H+) 大小：酸性强弱是比较电离能力（同浓度下比较才有意义），c(H+) 还与浓度有关； CO2 通入次氯酸盐溶液时只能生成 HCO3− 而不是 CO32−（因 HClO 的 Ka 介于 H2CO3 的 Ka1 与 Ka2 之间）； 离子方程式书写要先比较电离常数确定产物，再配平，不要凭记忆套用。 【素养拓展·真实情境】 家庭除水垢（CaCO3、Mg(OH)2）常用醋酸：醋酸能与水垢反应生成可溶的醋酸盐和 CO2、水，而盐酸等强酸虽也能除垢但腐蚀性较强，醋酸较温和安全； 判断“某酸能否制取另一种酸”在生产（如侯氏制碱法中用碳酸氢铵与 NaCl 反应）和实验室制备（如用强酸制弱酸）中都有广泛应用。 知识点三　强酸与弱酸的比较 方法梳理 1．实验探究：向两个锥形瓶中各加入 0.05 g 镁条，塞紧橡胶塞，用注射器分别注入 2 mL 2 mol·L−1 盐酸、2 mL 2 mol·L−1 醋酸，测得锥形瓶内气体压强随时间的变化如图1所示。 图1　同浓度盐酸、醋酸与镁条反应时锥形瓶内压强随时间的变化 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，同浓度下盐酸中 c(H+) 较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的速率减小明显，醋酸的速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，反应消耗 H+ 后平衡正向移动，H+ 得到及时补充 最终 两者产生氢气的量基本相等，速率几乎都变为 0 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，醋酸的电离平衡随反应进行几乎完全电离，最终产生的 H2 几乎相同 2．一元强酸与一元弱酸的比较（以盐酸与醋酸为例）： （1）相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸与一元弱酸： 比较项目 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 与同一金属反应的起始速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 相同 相同 小 （2）相同体积、相同 c(H+) 的一元强酸与一元弱酸： 比较项目 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 与同一金属反应的起始速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 相同 相同 大 多 相同 【例 6】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 【变式 6】常温下，H2A 的 Ka1＝4.3×10−7、Ka2＝2.1×10−12，H2B 的 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）c(H+)：H2A______H2B； （2）c(A2−)______c(B2−)； （3）c(H2A)______c(H2B)； （4）溶液的导电能力：H2A______H2B。 【例 7】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。 （1）a、b 两支试管中的现象：相同点是______，不同点是______，原因是______； （2）反应开始时生成气体的速率 v(a)______v(b)（填“>”“＜”或“＝”），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，则开始时 v(a)______v(b)，反应完毕后 V(a)______V(b)，原因是______。 【变式 7】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 2 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 【方法点拨】 比较强酸与弱酸抓住两个角度：①同浓度时比较 c(H+)（强酸大）与起始速率（强酸大），但产 H2 总量与中和碱的能力相同；②同 c(H+) 时起始速率与酸性相同，但弱酸的浓度大、产 H2 总量多、中和碱的能力强； 起始反应速率看 c(H+)，产 H2 总量看 n(H+) 的总量（强酸即其浓度，弱酸还包括未电离的部分）； 图像题先判断两条曲线分别对应哪种酸：稀释时 c(H+) 下降慢的是弱酸，与金属反应压强上升快的是 c(H+) 大的酸。 【易错警示】 c(H+)＝10−3 mol·L−1 的醋酸稀释 100 倍后 c(H+) 不是 10−5 mol·L−1：稀释促进电离，c(H+) 大于 10−5 mol·L−1； 同浓度时产 H2 总量相同，同 c(H+) 时弱酸产 H2 更多——“谁电离出 H+ 多，谁产氢多”要看 n(H+) 总量； 升温对强酸与弱酸 c(H+) 的影响不同：强酸几乎不变，弱酸因电离度增大而增大。 【素养拓展·真实情境】 生活中“醋除水垢”正是利用了强酸制弱酸的原理：食醋中的 CH3COOH（Ka≈1.75×10−5）能溶解水垢中的 CaCO3、Mg(OH)2，生成可溶的醋酸盐和 CO2； 工厂中测定酸的浓度常用酸碱中和滴定，其理论依据即“等物质的量的强酸与强碱完全中和”，而弱酸滴定需选择合适的指示剂。 四、课堂练习　限时 12 分钟，检验当堂学习效果 【练习 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＝c2(H+)/c(CH3COOH) 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 【练习 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 【练习 3】常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表： 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10−10 1.75×10−5 5.9×10−2 下列说法正确的是（　　） A．三种酸的酸性强弱：HCN＞CH3COOH＞H3PO2 B．反应 H3PO2＋CH3COO−＝CH3COOH＋H2PO2− 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 【练习 4】（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：CO32−＋CO2＋H2O＝2HCO3− B．氢氧化铁溶于氢碘酸：2Fe(OH)3＋6H+＋2I−＝2Fe2+＋I2＋6H2O C．向 KCN 溶液中通入少量的 CO2：CO2＋H2O＋2CN−＝2HCN＋CO32− D．同浓度、同体积的 NH4HSO4 溶液与 NaOH 溶液混合：NH4+＋OH−＝NH3·H2O 【练习 5】（原创题）已知 25 ℃ 时 HX 的电离常数 Ka(HX)＝1.0×10−6。0.1 mol·L−1 的 HX 溶液中 c(H+)≈______mol·L−1；将该溶液稀释至 0.01 mol·L−1 后，c(H+)≈______mol·L−1。两空分别约为（　　） A．1.0×10−3、3.2×10−4　　B．1.0×10−3、1.0×10−4 C．3.2×10−4、1.0×10−4　　D．1.0×10−3、3.2×10−5 五、课后作业　A 组·基础巩固　B 组·能力提升 A 组　基础巩固 【作业 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 【作业 2】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2所示。下列说法正确的是（　　） 图2　草酸、醋酸与镁条反应时锥形瓶内压强随时间的变化 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 H2C2O4＝2H+＋C2O42− 【作业 3】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+＋SO42− 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 【作业 4】已知 25 ℃ 时，测得浓度为 0.1 mol·L−1 的碱 BOH 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（填“>”“＜”或“＝”）。若该碱的起始浓度仍为 0.1 mol·L−1，则溶液中 c(B+)＝______mol·L−1。 B 组　能力提升 【作业 5】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3所示。据图判断，下列说法不正确的是（　　） 图3　等 c(H+) 的盐酸、醋酸稀释过程中 c(H+) 的变化 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 【作业 6】（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（曲线先降后升再降）。下列说法正确的是（　　） A．ab 段，溶液导电能力减弱是由于溶液中离子数目基本不变，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 【作业 7】（改编题）常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表： 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，酸性较强的是______； （2）写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式 Ka1＝______； （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−、HCO3−、CO32−、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．c(HClO)/c(ClO−) 【作业 8】（原创题）25 ℃ 时，向 0.1 mol·L−1 的 CH3COOH 溶液中加入少量 CH3COONa 固体（忽略体积变化），下列说法正确的是（　　） A．c(CH3COO−) 增大，电离平衡逆向移动，电离平衡常数 Ka 减小 B．c(CH3COO−) 增大，电离平衡逆向移动，电离平衡常数 Ka 不变 C．溶液中 c(H+) 增大 D．CH3COOH 的电离程度增大 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章　水溶液中的离子反应与平衡 第一节　电离平衡　第2课时　电离平衡常数　强酸与弱酸比较 教师版（含答案与解析） 一、核心素养目标 1．宏观辨识与微观探析 ●　通过镁条与盐酸、醋酸反应的对比实验，从反应速率、压强变化等宏观现象出发，结合电离程度理解强酸与弱酸的本质区别； ●　能运用电离平衡常数定量描述弱电解质电离程度的大小，从微观离子层面解释强弱酸宏观行为的差异。 2．变化观念与平衡思想 ●　理解电离平衡常数只与温度和弱电解质的本性有关，与浓度无关； ●　能利用电离平衡常数定量判断稀释、加盐等条件下电离平衡的移动方向，深化对电离平衡“动、变”特征的认识。 3．证据推理与模型认知 ●　构建“三段式”计算电离平衡常数的模型，学会在弱电解质电离程度很小时作近似处理； ●　依据电离常数的大小比较弱电解质的相对强弱、判断“强酸制弱酸”反应能否发生，形成由数据推理结论的思维模型。 4．科学探究与创新意识 ●　通过实验探究强酸、弱酸与活泼金属反应的特点，学会用压强-时间曲线定量比较反应速率； ●　能设计简单的实验（如醋酸与碳酸钠反应）验证“强酸制弱酸”规律。 5．科学态度与社会责任 ●　通过大气 CO2 与海水碳酸平衡、人体体液缓冲体系等真实情境，体会电离平衡常数在解释自然现象中的价值； ●　在近似计算与数据比较中养成严谨求实、定量分析的科学态度。 二、教学重点与难点 教学重点 电离平衡常数的概念、影响因素及“三段式”计算；依据电离常数比较弱电解质的相对强弱；强酸与弱酸的比较。 教学难点 电离平衡常数的计算（三段式与近似处理）；依据电离常数判断“强酸制弱酸”及离子方程式的正误；稀释过程中各量变化的定量分析。 三、知识精讲与典例探究 知识点一　电离平衡常数 方法梳理 1．电离平衡常数的概念：对于弱电解质 AB⇌A+＋B−，电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与未电离分子浓度的比值是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数，酸用 Ka 表示、碱用 Kb 表示，即 Ka（或 Kb）＝c(A+)·c(B−)/c(AB)。 2．影响因素：①同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，取决于弱电解质本身的性质；②同一弱电解质的稀溶液，电离常数只与温度有关，与浓度无关。电离是吸热过程，升高温度电离常数增大。 3．多元弱酸的分步电离常数：多元弱酸每一步电离都有对应的电离常数，且 Ka1＞Ka2＞Ka3……当 Ka1≫Ka2 时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。如 25 ℃ 时 H2CO3：Ka1＝c(H+)·c(HCO3−)/c(H2CO3)＝4.5×10−7，Ka2＝c(H+)·c(CO32−)/c(HCO3−)＝4.7×10−11。 【例 1】判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （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＝c(H+)·c(CO32−)/c(H2CO3)（　　）； （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）× 【解析】（1）改变浓度、加入同离子盐等条件使平衡移动时，温度不变，电离常数不变，错误；（2）电离常数只与温度有关，与浓度无关，错误；（3）H2CO3 分两步电离，Ka1＝c(H+)·c(HCO3−)/c(H2CO3)，Ka2＝c(H+)·c(CO32−)/c(HCO3−)，题干给出的表达式不对应任何一步电离，错误；（4）c(H+) 大小还取决于酸溶液的浓度，电离常数大的稀溶液中 c(H+) 不一定比电离常数小的浓溶液大，错误。 【变式 1】已知 25 ℃ 时 Ka(HCOOH)＝1.8×10−4，则 0 ℃ 时 Ka(HCOOH)______1.8×10−4（填“>”“＜”或“＝”）。 【答案】＜ 【解析】电离是吸热过程，温度降低，电离程度减小，电离常数减小，故 0 ℃ 时 Ka(HCOOH)＜1.8×10−4。 【例 2】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 1.7×10−3 mol·L−1，试计算该温度下 NH3·H2O 的电离常数 Kb。（用“三段式”规范书写计算过程） 【答案】Kb≈1.4×10−5 【解析】设平衡时溶液中各微粒的浓度如下（单位为 mol·L−1）： c(NH3·H2O) c(NH4+) c(OH−) 起始 0.20 0 0 变化 1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 平衡 0.20－1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 平衡时 c(NH3·H2O)＝(0.20－1.7×10−3) mol·L−1≈0.20 mol·L−1，Kb＝c(NH4+)·c(OH−)/c(NH3·H2O)＝(1.7×10−3)2/0.20≈1.4×10−5。 【变式 2】已知 25 ℃ 时，CH3COOH 的 Ka＝1.75×10−5，计算 0.10 mol·L−1 的 CH3COOH 溶液达到电离平衡时 c(H+)。 【答案】c(H+)≈1.3×10−3 mol·L−1 【解析】设达到电离平衡时溶液中 c(H+)＝x mol·L−1，用“三段式”表示（单位为 mol·L−1）： c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COO−) 起始 0.10 0 0 平衡 0.10－x x x Ka 数值很小，x 的数值也很小，可作近似处理：0.10－x≈0.10。由 Ka＝x2/(0.10－x)≈x2/0.10，得 x≈√(Ka×0.10)＝√(1.75×10−6)≈1.3×10−3，即 c(H+)≈1.3×10−3 mol·L−1。 电离平衡常数的计算模板 c(HX) c(H+) c(X−) 起始 c(HX) 0 0 平衡 c(HX)－c(H+) c(H+) c(X−) 则 K＝c(H+)·c(X−)/[c(HX)－c(H+)]。当弱电解质电离程度很小时，c(HX)－c(H+)≈c(HX)，K≈c2(H+)/c(HX)，即 c(H+)≈√(Ka·c(HX))。注意：近似处理的前提是弱电解质的电离程度很小（一般 c(H+)/c(HX)＜5%）。 【方法点拨】 电离常数是“温度的函数”：只随温度变化，与浓度、加入同离子盐、加水稀释等操作均无关；升温电离常数增大； “三段式”是电离常数计算的基本模型：写出起始浓度、变化浓度、平衡浓度三行，再代入表达式求解； 近似处理条件：弱电解质电离程度很小时（c(H+) 远小于 c(HX)），c(HX)－c(H+)≈c(HX)，可直接用 c(H+)＝√(Ka·c) 计算； 多元弱酸分步电离，各步对应各自的电离常数，书写表达式时须注明是哪一步。 【易错警示】 电离平衡正向移动，电离常数不一定增大：改变浓度使平衡移动时温度不变，Ka 不变；只有改变温度才会改变 Ka； Ka 大的酸溶液中 c(H+) 不一定大：c(H+) 由电离常数和浓度共同决定； 多元弱酸电离常数 Ka1＞Ka2＞Ka3，不要写成 Ka1＜Ka2＜Ka3。 【素养拓展·真实情境】 大气中 CO2 溶解于海水，与 H2CO3⇌H+＋HCO3−⇌2H+＋CO32− 电离平衡相关联，大气 CO2 浓度升高使海水 pH 下降（海洋酸化），影响珊瑚等海洋生物外壳的形成； 人体血液 pH 的稳定依靠 CO2/H2CO3/HCO3− 缓冲体系，其定量关系正是建立在碳酸的两级电离常数之上。 【教学提示】 例2 与变式2 必须让学生按“三段式”规范书写，强调近似处理的条件（电离程度很小）； 可让学生对比“加水稀释时 Ka 不变、电离度增大、c(H+) 减小”三组量的变化，体会电离常数与电离度的区别。 知识点二　电离平衡常数的应用 方法梳理 1．电离平衡常数 K 的大小表征了弱电解质的相对强弱：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．“强酸制弱酸”：电离常数较大的酸可以制取电离常数较小的酸（即弱酸的盐与酸性更强的酸反应生成更弱的酸）。如实验 3⁃2：向盛有 2 mL 1 mol·L−1 醋酸的试管中滴加 1 mol·L−1 Na2CO3 溶液，产生气泡（CO2），离子方程式为 CO32−＋2CH3COOH＝2CH3COO−＋CO2↑＋H2O，说明 Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)。 图4　电离平衡常数的应用 【例 4】已知 25 ℃ 时，下列四种弱酸的电离常数如下表： 酸 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）相同浓度的 CH3COOH、HCOOH、HClO、H2CO3 溶液，酸性由强到弱的顺序为______； （2）向 CH3COOH 溶液中加入一定量的盐酸时，CH3COOH 的电离平衡向______方向移动，电离常数______（填“变大”“变小”或“不变”），理由是______； （3）由表中数据判断，下列离子方程式不正确的是______（填字母）； a．2ClO−＋H2O＋CO2＝2HClO＋CO32− b．HCOOH＋CO32−＝HCOO−＋HCO3− c．HCOOH＋CH3COO−＝HCOO−＋CH3COOH d．Cl2＋H2O＋2CO32−＝2HCO3−＋Cl−＋ClO− （4）向 NaClO 和 CH3COONa 的混合溶液中通入少量 CO2，反应的离子方程式为______。 【答案】（1）HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO　（2）逆向　不变　电离常数只与温度有关　（3）a　（4）ClO−＋CO2＋H2O＝HClO＋HCO3− 【解析】（1）相同温度下，弱酸的 Ka 越大，酸性越强：HCOOH（1.8×10−4）＞CH3COOH（1.75×10−5）＞H2CO3（Ka1＝4.5×10−7）＞HClO（4.0×10−8）。（2）加入盐酸，c(H+) 增大，CH3COOH 电离平衡逆向移动；电离常数只与温度有关，温度不变则不变。（3）a 项：HClO 的电离常数（4.0×10−8）小于 H2CO3 的 Ka1（4.5×10−7）但大于 Ka2（4.7×10−11），CO2 与 ClO− 反应只能生成 HCO3− 而不是 CO32−，即 ClO−＋CO2＋H2O＝HClO＋HCO3−，故 a 不正确；b 项：HCOOH（1.8×10−4）＞H2CO3 的 Ka1（4.5×10−7），HCOOH 能制取 H2CO3 第一步电离的酸根 HCO3−，正确；c 项：HCOOH（1.8×10−4）＞CH3COOH（1.75×10−5），正确；d 项：Cl2 与水生成的 HCl、HClO 中，HCl 是强酸，酸性大于 H2CO3 的 Ka1 与 Ka2，Cl2 与 CO32− 反应生成 HCO3−（CO2 少量），同时 Cl2 被还原为 Cl−、自身歧化产生 ClO−，配平为 Cl2＋H2O＋2CO32−＝2HCO3−＋Cl−＋ClO−，正确。（4）通入少量 CO2，酸性 H2CO3＞HClO＞HCO3−，生成 HClO 与 HCO3−：ClO−＋CO2＋H2O＝HClO＋HCO3−。 【变式 4】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）三种酸的酸性由强到弱的顺序是______； （2）Ka(HF)＝______； （3）Ka(HCN)＝______。 【答案】（1）HF＞HNO2＞HCN　（2）6.3×10−4　（3）6.2×10−10 【解析】由“强酸制弱酸”可知，能发生的反应中，左边的酸比右边的酸强：HF＞HNO2＞HCN。故酸性 HF 最强、HCN 最弱，对应电离常数 HF 最大（6.3×10−4）、HCN 最小（6.2×10−10）、HNO2 居中（5.6×10−4）。 【例 5】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，请判断溶液中下列各量的变化（填“增大”“减小”或“不变”）： （1）n(OH−)：______； （2）c(NH4+)/c(NH3·H2O)：______； （3）Kb(NH3·H2O)：______。 【答案】（1）增大　（2）增大　（3）不变 【解析】加水稀释，NH3·H2O 电离平衡正向移动，n(OH−) 增大；（2）c(NH4+)/c(NH3·H2O)＝Kb/c(OH−)，稀释后 c(OH−) 减小，故该比值增大（也可理解为电离度增大，已电离部分占比增大）；（3）电离平衡常数只与温度有关，加水稀释时 Kb 不变。 【变式 5】常温下，CH3COOH、HCOOH 的电离平衡常数分别为 1.75×10−5、1.8×10−4，下列有关 0.1 mol·L−1 CH3COOH 溶液和 0.1 mol·L−1 HCOOH 溶液的说法正确的是（　　） A．c(H+)：CH3COOH＞HCOOH B．等体积的两溶液分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞CH3COOH C．HCOOH 与 NaOH 反应的离子方程式为 H+＋OH−＝H2O D．将 CH3COOH 溶液稀释 100 倍的过程中，c(CH3COOH)/[c(H+)·c(CH3COO−)] 保持不变 【答案】D 【解析】相同浓度下，HCOOH 的电离常数大于 CH3COOH，HCOOH 电离程度大，c(H+)：CH3COOH＜HCOOH，A 项错误；等浓度、等体积的两溶液中酸的物质的量相等，分别加入过量镁，产生氢气的体积相等，B 项错误；HCOOH 是弱酸，与 NaOH 反应的离子方程式为 HCOOH＋OH−＝HCOO−＋H2O，C 项错误；c(CH3COOH)/[c(H+)·c(CH3COO−)]＝1/Ka，温度不变 Ka 不变，稀释 100 倍过程中该比值保持不变，D 项正确。 【方法点拨】 比较弱酸的酸性强弱：同一温度下看 Ka 大小；比较多元酸时注意分步电离常数，酸性主要看 Ka1； 判断“强酸制弱酸”反应能否发生：Ka 大的酸能制取 Ka 小的酸；写出离子方程式时要按少量、过量分情况分析产物是酸式酸根还是正酸根； 稀释过程中“不变”的三类量：Ka（温度不变）、Kw、某些比值（如 c(H+)/c(酸分子) 与 Ka 的关系式）。 【易错警示】 酸性强弱 ≠ c(H+) 大小：酸性强弱是比较电离能力（同浓度下比较才有意义），c(H+) 还与浓度有关； CO2 通入次氯酸盐溶液时只能生成 HCO3− 而不是 CO32−（因 HClO 的 Ka 介于 H2CO3 的 Ka1 与 Ka2 之间）； 离子方程式书写要先比较电离常数确定产物，再配平，不要凭记忆套用。 【素养拓展·真实情境】 家庭除水垢（CaCO3、Mg(OH)2）常用醋酸：醋酸能与水垢反应生成可溶的醋酸盐和 CO2、水，而盐酸等强酸虽也能除垢但腐蚀性较强，醋酸较温和安全； 判断“某酸能否制取另一种酸”在生产（如侯氏制碱法中用碳酸氢铵与 NaCl 反应）和实验室制备（如用强酸制弱酸）中都有广泛应用。 【教学提示】 例4（3）中 d 项涉及 Cl2 与 CO32− 的氧化还原与“强酸制弱酸”复合判断，可引导学生先确定产物（HCO3−、Cl−、ClO−）再配平； 建议让学生独立完成变式4，体会“由反应能否发生反推酸性强弱、再确定 Ka 数值”的逆向推理路径。 知识点三　强酸与弱酸的比较 方法梳理 1．实验探究：向两个锥形瓶中各加入 0.05 g 镁条，塞紧橡胶塞，用注射器分别注入 2 mL 2 mol·L−1 盐酸、2 mL 2 mol·L−1 醋酸，测得锥形瓶内气体压强随时间的变化如图1所示。 图1　同浓度盐酸、醋酸与镁条反应时锥形瓶内压强随时间的变化 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，同浓度下盐酸中 c(H+) 较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的速率减小明显，醋酸的速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，反应消耗 H+ 后平衡正向移动，H+ 得到及时补充 最终 两者产生氢气的量基本相等，速率几乎都变为 0 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，醋酸的电离平衡随反应进行几乎完全电离，最终产生的 H2 几乎相同 2．一元强酸与一元弱酸的比较（以盐酸与醋酸为例）： （1）相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸与一元弱酸： 比较项目 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 与同一金属反应的起始速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 相同 相同 小 （2）相同体积、相同 c(H+) 的一元强酸与一元弱酸： 比较项目 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 与同一金属反应的起始速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 相同 相同 大 多 相同 【例 6】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，A 项错误；100 mL 0.1 mol·L−1 的两溶液中 HCl 和 CH3COOH 的物质的量相同，能中和等物质的量的 NaOH，B 项正确；醋酸稀释过程中电离平衡正向移动，稀释后醋酸中 c(H+) 大于 10−5 mol·L−1，C 项错误；醋酸中加入 CH3COONa 固体，c(CH3COO−) 增大，CH3COOH 电离平衡逆向移动，c(H+) 减小；盐酸中加入 NaCl 固体，对溶液中 c(H+) 无影响，D 项错误。 【变式 6】常温下，H2A 的 Ka1＝4.3×10−7、Ka2＝2.1×10−12，H2B 的 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）c(H+)：H2A______H2B； （2）c(A2−)______c(B2−)； （3）c(H2A)______c(H2B)； （4）溶液的导电能力：H2A______H2B。 【答案】（1）＞　（2）＞　（3）＜　（4）＞ 【解析】H2A 的 Ka1 大于 H2B 的 Ka1，同浓度下 H2A 第一步电离程度大，c(H+) 大，故（1）＞；H2A 的 Ka2 大于 H2B 的 Ka2，第二步电离程度大，c(A2−)＞c(B2−)，故（2）＞；H2A 电离程度大，剩余未电离的酸分子少，c(H2A)＜c(H2B)，故（3）＜；离子浓度大则导电能力强，故（4）＞。 【例 7】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。 （1）a、b 两支试管中的现象：相同点是______，不同点是______，原因是______； （2）反应开始时生成气体的速率 v(a)______v(b)（填“>”“＜”或“＝”），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，则开始时 v(a)______v(b)，反应完毕后 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，但两种酸最终能电离出的 H+ 的总物质的量相等　（3）＝　＜　开始时 c(H+) 相同，反应速率相同；醋酸是弱电解质，最终电离出的 H+ 的总物质的量大 【解析】（1）两试管中酸都能与锌反应产生 H2，故都产生无色气泡、锌粒逐渐溶解；同浓度时盐酸中 c(H+) 大，起始反应速率大，a 中气泡产生更快。（2）起始速率由 c(H+) 决定，v(a)＞v(b)；两种酸的物质的量相同、能提供的 H+ 总量相同，且锌足量，故最终产生 H2 的总量相同，V(a)＝V(b)。（3）c(H+) 相同，起始速率相同，v(a)＝v(b)；醋酸是弱电解质，溶液中除游离的 H+ 外还有大量未电离的 CH3COOH，随反应进行不断电离补充 H+，能提供的 H+ 总量大于盐酸，故 V(a)＜V(b)。 【变式 7】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 2 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− 结合 H+ 生成 CH3COOH，c(H+) 降低，A 项正确；升温促进 CH3COOH 电离，醋酸溶液中 c(H+) 增大，B 项错误；加水稀释，两种溶液的酸性均减弱，c(H+) 均减小，C 项错误；两种溶液 c(H+) 相同，但醋酸溶液中还有大量未电离的 CH3COOH，最终醋酸产生的氢气比盐酸多，D 项错误。 【方法点拨】 比较强酸与弱酸抓住两个角度：①同浓度时比较 c(H+)（强酸大）与起始速率（强酸大），但产 H2 总量与中和碱的能力相同；②同 c(H+) 时起始速率与酸性相同，但弱酸的浓度大、产 H2 总量多、中和碱的能力强； 起始反应速率看 c(H+)，产 H2 总量看 n(H+) 的总量（强酸即其浓度，弱酸还包括未电离的部分）； 图像题先判断两条曲线分别对应哪种酸：稀释时 c(H+) 下降慢的是弱酸，与金属反应压强上升快的是 c(H+) 大的酸。 【易错警示】 c(H+)＝10−3 mol·L−1 的醋酸稀释 100 倍后 c(H+) 不是 10−5 mol·L−1：稀释促进电离，c(H+) 大于 10−5 mol·L−1； 同浓度时产 H2 总量相同，同 c(H+) 时弱酸产 H2 更多——“谁电离出 H+ 多，谁产氢多”要看 n(H+) 总量； 升温对强酸与弱酸 c(H+) 的影响不同：强酸几乎不变，弱酸因电离度增大而增大。 【素养拓展·真实情境】 生活中“醋除水垢”正是利用了强酸制弱酸的原理：食醋中的 CH3COOH（Ka≈1.75×10−5）能溶解水垢中的 CaCO3、Mg(OH)2，生成可溶的醋酸盐和 CO2； 工厂中测定酸的浓度常用酸碱中和滴定，其理论依据即“等物质的量的强酸与强碱完全中和”，而弱酸滴定需选择合适的指示剂。 【教学提示】 例7（3）是本节最重要的辨析点：c(H+) 相同并不等于酸的浓度相同，建议结合图1 的压强-时间曲线让学生理解“弱酸靠平衡移动持续供 H+”； 三个对比表（实验探究表、同浓度表、同 c(H+) 表）可让学生合上资料自行复述，教师再逐行核对。 四、课堂练习　限时 12 分钟，检验当堂学习效果 【练习 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＝c2(H+)/c(CH3COOH) 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，与浓度无关，A 项错误、D 项正确；CH3COOH 的电离常数表达式应为 Ka＝c(H+)·c(CH3COO−)/c(CH3COOH)，B 项漏掉了 c(CH3COO−)，表达式错误；向 CH3COOH 溶液中加入少量 CH3COONa 固体，电离平衡左移，但温度不变、电离常数不变，C 项错误。故选 D。 【练习 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】温度不变，NH3·H2O 的电离平衡常数不变；氨水越稀越电离，电离度增大；但溶液总体积增大、微粒浓度减小，溶液导电性减小。故选 B。 【练习 3】常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表： 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10−10 1.75×10−5 5.9×10−2 下列说法正确的是（　　） A．三种酸的酸性强弱：HCN＞CH3COOH＞H3PO2 B．反应 H3PO2＋CH3COO−＝CH3COOH＋H2PO2− 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：H3PO2＞CH3COOH＞HCN，A 项错误；根据“较强酸制较弱酸”，反应 H3PO2＋CH3COO−＝CH3COOH＋H2PO2− 能够发生，B 项正确；三种酸均不能完全电离，都是弱酸，C 项错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸，酸的物质的量相等（均为一元酸），与足量锌反应生成等量的 H2，D 项错误。 【练习 4】（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：CO32−＋CO2＋H2O＝2HCO3− B．氢氧化铁溶于氢碘酸：2Fe(OH)3＋6H+＋2I−＝2Fe2+＋I2＋6H2O C．向 KCN 溶液中通入少量的 CO2：CO2＋H2O＋2CN−＝2HCN＋CO32− D．同浓度、同体积的 NH4HSO4 溶液与 NaOH 溶液混合：NH4+＋OH−＝NH3·H2O 【答案】B 【解析】饱和 Na2CO3 溶液中通入 CO2 会生成溶解度较小的 NaHCO3 析出，离子方程式为 2Na+＋CO32−＋CO2＋H2O＝2NaHCO3↓，A 项错误；Fe(OH)3 溶于 HI，生成的 Fe3+ 氧化 I− 生成 I2 和 Fe2+，配平得 2Fe(OH)3＋6H+＋2I−＝2Fe2+＋I2＋6H2O，B 项正确；酸性 H2CO3＞HCN＞HCO3−，KCN 中通少量 CO2 生成 HCN 和 HCO3−：CO2＋H2O＋CN−＝HCN＋HCO3−，C 项错误；同浓度、同体积的 NH4HSO4 与 NaOH 混合，OH− 先与 H+ 反应：H+＋OH−＝H2O，D 项错误。 【练习 5】（原创题）已知 25 ℃ 时 HX 的电离常数 Ka(HX)＝1.0×10−6。0.1 mol·L−1 的 HX 溶液中 c(H+)≈______mol·L−1；将该溶液稀释至 0.01 mol·L−1 后，c(H+)≈______mol·L−1。两空分别约为（　　） A．1.0×10−3、3.2×10−4　　B．1.0×10−3、1.0×10−4 C．3.2×10−4、1.0×10−4　　D．1.0×10−3、3.2×10−5 【答案】C 【解析】HX 电离程度很小，可用近似公式 c(H+)≈√(Ka·c(HX))。0.1 mol·L−1 时：c(H+)≈√(1.0×10−6×0.1)＝√(1.0×10−7)≈3.2×10−4 mol·L−1；稀释至 0.01 mol·L−1 时：c(H+)≈√(1.0×10−6×0.01)＝√(1.0×10−8)＝1.0×10−4 mol·L−1。故选 C。 五、课后作业　A 组·基础巩固　B 组·能力提升 A 组　基础巩固 【作业 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，故 K 越小，电离能力越弱，A 项正确；电离常数是温度的函数，随温度变化而不随浓度变化，B、C 项错误；多元弱酸分步电离，电离程度依次减小，Ka1＞Ka2＞Ka3，D 项错误。 【作业 2】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2所示。下列说法正确的是（　　） 图2　草酸、醋酸与镁条反应时锥形瓶内压强随时间的变化 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 H2C2O4＝2H+＋C2O42− 【答案】C 【解析】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 项错误；n(Mg)＝0.05 g÷24 g·mol−1≈0.0021 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，镁过量，两种酸完全反应时产生的 H2 一样多，B 项错误；草酸与镁反应速率比醋酸快，反应结束时草酸所耗时间比醋酸短，C 项正确；H2C2O4 为二元弱酸，分步电离：H2C2O4⇌H+＋HC2O4−、HC2O4−⇌H+＋C2O42−，D 项错误。 【作业 3】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+＋SO42− 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】由表中数据可知，这四种酸在冰醋酸中都有相应的 Ka，说明均不能全部电离（在冰醋酸中都是“弱酸”），A 项正确；Ka 最大的是 HClO4，酸性最强，B 项正确；H2SO4 在冰醋酸中不能全部电离，电离方程式应写作 H2SO4⇌H+＋HSO4−，C 项错误；在水中这四种酸都完全电离、无法区分强弱，而冰醋酸中四种酸的 Ka 差异明显，可以区分，D 项正确。 【作业 4】已知 25 ℃ 时，测得浓度为 0.1 mol·L−1 的碱 BOH 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（填“>”“＜”或“＝”）。若该碱的起始浓度仍为 0.1 mol·L−1，则溶液中 c(B+)＝______mol·L−1。 【答案】（1）BOH⇌B+＋OH−　（2）1×10−5　（3）＜　1×10−4 【解析】（1）c(B+)≈c(OH−)＝1×10−3 mol·L−1＜0.1 mol·L−1，说明 BOH 未完全电离，电离方程式为 BOH⇌B+＋OH−。（2）平衡时 c(BOH)＝0.1－1×10−3≈0.1 mol·L−1，Kb＝c(B+)·c(OH−)/c(BOH)≈(1×10−3)2/0.1＝1×10−5。（3）电离吸热，温度越高电离常数越大；T ℃ 时 Kb＝1×10−7＜1×10−5，故 T＜25。Kb≈c2(B+)/0.1＝1×10−7，c(B+)＝1×10−4 mol·L−1。 B 组　能力提升 【作业 5】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3所示。据图判断，下列说法不正确的是（　　） 图3　等 c(H+) 的盐酸、醋酸稀释过程中 c(H+) 的变化 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】盐酸是强酸、醋酸是弱酸，等 c(H+) 稀释时，醋酸电离平衡右移、c(H+) 减小缓慢，故曲线Ⅰ是盐酸的变化曲线、曲线Ⅱ是醋酸的变化曲线，A 项正确；b、c 两点溶液中离子种类相同，b 点（盐酸，稀释倍数小）主要离子浓度比 c 点（醋酸，稀释倍数大）大，b 点导电能力强，B 项正确；等体积、c(H+) 相同的两溶液中，醋酸的物质的量更大（还有未电离的 CH3COOH），消耗 NaOH 更多，与足量锌反应产生 H2 更多，C 项正确、D 项错误。 【作业 6】（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（曲线先降后升再降）。下列说法正确的是（　　） A．ab 段，溶液导电能力减弱是由于溶液中离子数目基本不变，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，导电能力减弱，A 项正确；bc 段为醋酸和一水合氨反应，生成强电解质醋酸铵，离子方程式为 CH3COOH＋NH3·H2O＝CH3COO−＋NH4+＋H2O，B 项错误；c 点时一水合氨和 NaOH 均已反应完，cd 段加入的醋酸是弱电解质，溶液中离子个数增加但体积增大占主导，离子浓度减小，导电能力下降，C 项错误；d 点以后继续滴加醋酸，溶液中离子浓度继续减小，导电能力不会增强，D 项错误。 【作业 7】（改编题）常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表： 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，酸性较强的是______； （2）写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式 Ka1＝______； （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−、HCO3−、CO32−、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．c(HClO)/c(ClO−) 【答案】（1）CH3COOH　（2）Ka1＝c(H+)·c(HCO3−)/c(H2CO3)　（3）B　（4）CO32−　（5）A 【解析】（1）Ka 越大酸性越强：CH3COOH（1.75×10−5）＞HClO（4.0×10−8）。（2）碳酸第一步电离：H2CO3⇌H+＋HCO3−，Ka1＝c(H+)·c(HCO3−)/c(H2CO3)。（3）Ka 随温度变化，升高温度 Ka 变大，A 不符合；加水稀释，电离平衡正向移动、电离程度增大，温度不变 Ka 不变，B 符合；加 CH3COONa 固体，平衡逆向移动、电离程度减小，C 不符合；加少量冰醋酸，电离程度减小，D 不符合。（4）弱酸酸性越弱，对应酸根结合质子能力越强；四种酸根对应的酸中酸性最弱的是 HCO3−（Ka2＝4.7×10−11），故 CO32− 结合质子能力最强。（5）加水稀释，HClO 电离平衡正向移动，n(ClO−) 增大，A 项符合；c(H+) 减小，B 项不符合；由 Ka＝c(H+)·c(ClO−)/c(HClO) 得 c(HClO)/c(ClO−)＝c(H+)/Ka，稀释后 c(H+) 减小、Ka 不变，故该比值减小，C 项不符合。故选 A。 【作业 8】（原创题）25 ℃ 时，向 0.1 mol·L−1 的 CH3COOH 溶液中加入少量 CH3COONa 固体（忽略体积变化），下列说法正确的是（　　） A．c(CH3COO−) 增大，电离平衡逆向移动，电离平衡常数 Ka 减小 B．c(CH3COO−) 增大，电离平衡逆向移动，电离平衡常数 Ka 不变 C．溶液中 c(H+) 增大 D．CH3COOH 的电离程度增大 【答案】B 【解析】加入 CH3COONa 固体，c(CH3COO−) 增大，同离子效应使 CH3COOH 的电离平衡逆向移动，电离程度减小，c(H+) 减小，C、D 项错误；电离平衡常数只与温度有关，温度不变 Ka 不变，A 项错误、B 项正确。 学科网（北京）股份有限公司 $