-新教材高中化學(xué)第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié)電離平衡學(xué)案新人教版選擇性必修

PAGEPAGE16第一節(jié)電離平衡明課程標(biāo)準(zhǔn)扣核心素養(yǎng)1.從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度認(rèn)識電解質(zhì)水溶液的組成、性質(zhì)和反應(yīng)。2．認(rèn)識弱電解質(zhì)在水溶液中存在的電離平衡。3．了解電離平衡常數(shù)的含義。1.宏觀辨識與微觀探析：能根據(jù)實驗現(xiàn)象辨識強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)，認(rèn)識弱電解質(zhì)的電離特點及其溶液的組成等。2．變化觀念與平衡思想：能理解電離平衡的特點，運用動態(tài)平衡的觀點分析濃度、溫度等條件變化對電離平衡的影響，利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行分析和計算。eq\a\vs4\al(強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì))常溫下，取相同體積、濃度均為0.1mol·L－1的鹽酸和醋酸，比較它們pH的大小，試驗其導(dǎo)電能力，并分別與等量鎂條反應(yīng)。觀察、比較并記錄現(xiàn)象如下表：酸0.1mol·L－1鹽酸0.1mol·L－1醋酸pH1>1導(dǎo)電能力強(qiáng)弱與鎂條反應(yīng)劇烈反應(yīng)，產(chǎn)生氣泡緩慢反應(yīng)，產(chǎn)生氣泡[問題探討]1．常溫下濃度均為0.1mol·L－1的鹽酸和醋酸溶液中，c(H＋)相同嗎？你能根據(jù)二者的pH判斷其電離程度嗎？提示：不相同，pH越大，c(H＋)越小，0.1mol·L－1鹽酸溶液中c(H＋)大。0.1mol·L－1鹽酸溶液的pH＝1，則c(H＋)＝0.1mol·L－1，說明HCl完全電離；而0.1mol·L－1醋酸溶液的pH>1，則c(H＋)<0.1mol·L－1，說明CH3COOH只有一部分發(fā)生了電離。2．電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與什么有關(guān)？為什么同濃度的醋酸溶液的導(dǎo)電能力比鹽酸的弱？提示：溶液的導(dǎo)電能力與溶液中的離子濃度大小有關(guān)，離子濃度越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng)；同濃度的鹽酸和醋酸中，鹽酸完全電離，離子濃度大，醋酸部分電離，離子濃度小，故同濃度的醋酸溶液的導(dǎo)電能力比鹽酸的弱。3．等量的鎂與同等濃度的鹽酸和醋酸反應(yīng)的速率不相同，說明了兩種溶液中哪種離子的濃度不同？提示：等濃度的鹽酸和醋酸與Mg反應(yīng)的速率不同，說明了兩種溶液中c(H＋)不相同。4．通過以上實驗得出的實驗結(jié)論是什么？請判斷HCl、CH3COOH中哪種物質(zhì)是弱電解質(zhì)。提示：HCl和CH3COOH在水中的電離程度不同。HCl為強(qiáng)電解質(zhì)，CH3COOH為弱電解質(zhì)。1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念(1)強(qiáng)電解質(zhì)：在水中能夠全部電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)。(2)弱電解質(zhì)：在水中只有部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。2．電解質(zhì)的分類[名師點撥](1)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性無關(guān)某些鹽如BaSO4、CaCO3等，雖難溶于水卻是強(qiáng)電解質(zhì)；而如CH3COOH、NH3·H2O盡管易溶于水，卻部分電離，是弱電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷的多少決定，很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力很弱，濃度較大的弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力可能較強(qiáng)，因此弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。(3)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒有必然聯(lián)系一般強(qiáng)電解質(zhì)中含有離子鍵或強(qiáng)極性共價鍵，但含有強(qiáng)極性共價鍵的化合物不一定是強(qiáng)電解質(zhì)，如HF就是弱電解質(zhì)。1．某離子化合物MCl(s)在水中溶解并發(fā)生電離，該過程的微觀示意圖如圖所示。已知NA為阿伏加德羅常數(shù)的值，下列相關(guān)說法正確的是()A．MCl為弱電解質(zhì)，在水中僅部分電離B．MCl在水分子作用下的溶解和電離是物理變化C．固體離子化合物MCl中因含有陰、陽離子而能導(dǎo)電D．M＋和Cl－均與水分子中的氧原子結(jié)合成水合離子解析：選B根據(jù)圖示可知，MCl在水中完全電離，屬于強(qiáng)電解質(zhì)，A錯誤；MCl在水分子作用下的溶解和電離沒有產(chǎn)生新物質(zhì)，是物理變化，B正確；固體離子化合物MCl中含有陰、陽離子，但不能自由移動，不能夠?qū)щ?，C錯誤；根據(jù)圖示可知，M＋與水分子中的氧原子結(jié)合成水合離子，Cl－與水分子中的氫原子結(jié)合成水合離子，D錯誤。2．下列說法中，正確的是()A．強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的強(qiáng)B．強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中不存在分子C．SO2和乙醇均屬于共價化合物，在水中都不能電離，均屬于非電解質(zhì)D．不同的弱電解質(zhì)只要物質(zhì)的量濃度相同，電離程度也相同解析：選C溶液的導(dǎo)電能力與溶液中的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān)，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān)，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的強(qiáng)，故A錯誤；強(qiáng)電解質(zhì)溶于水的部分完全電離，但水是弱電解質(zhì)，微弱電離，大部分以水分子的形式存在，故B錯誤；SO2自身不能電離，是非電解質(zhì)，乙醇在水中不能電離，是非電解質(zhì)，故C正確；不同的弱電解質(zhì)溶液濃度相同時，電離程度不一定相同，故D錯誤。eq\a\vs4\al(弱電解質(zhì)的電離平衡)[情境素材]弱電解質(zhì)醋酸在水中部分電離，電離的示意圖如下。在一定溫度下，上述醋酸加水稀釋，溶液的導(dǎo)電能力(I)隨加入水的體積(V)變化的曲線可用下圖表示。[情境探究]1．醋酸溶于水，部分電離產(chǎn)生離子，表示為CH3COOH→CH3COO－＋H＋，溶液中的CH3COO－和H＋相互碰撞又會結(jié)合生成醋酸分子，該過程表示為CH3COO－＋H＋→CH3COOH。據(jù)此，你能寫出醋酸的電離方程式嗎？提示：醋酸的電離是可逆的，電離方程式為CH3COOHCH3COO－＋H＋。2．向醋酸水溶液中滴入幾滴紫色石蕊試液，溶液變紅，加熱后，溶液的顏色如何變化？其原因是什么？提示：溶液的紅色加深；原因是醋酸的電離是吸熱的過程，升高溫度，電離平衡向右移動，c(H＋)增大，溶液紅色加深。3．依據(jù)醋酸加水稀釋的導(dǎo)電能力(I)—加水的體積(V)的圖像回答下列問題：(1)O點導(dǎo)電能力為0的理由是什么？提示：在O點處醋酸未電離，無離子存在。(2)a、b、c三點處，溶液中c(H＋)由小到大的順序是什么？CH3COOH電離程度最大的是哪一點？提示：c<a<b。溶液的導(dǎo)電能力主要由離子濃度和離子所帶電荷數(shù)來決定，題目中的圖像說明醋酸加水稀釋過程中，離子濃度隨著水的加入先逐漸增大到最大值又逐漸減小，故b點c(H＋)最大，c點最小，即：c<a<b；其中CH3COOH電離程度最大的是c點。(3)上述圖像能否說明醋酸為弱酸？提示：能。a～b階段，加水稀釋，醋酸溶液的c(H＋)有增大的趨勢，說明醋酸沒有完全電離，存在電離平衡且沒有達(dá)到平衡狀態(tài)。1．弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達(dá)到電離平衡狀態(tài)。如圖所示：2．影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定了弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡時電離程度的大小。(2)外因①溫度：一般情況下，由于弱電解質(zhì)的電離過程吸熱，因此升高溫度，電離平衡向電離方向移動，電離程度增大。②濃度：同一弱電解質(zhì)，增大溶液的濃度，電離平衡向電離方向移動，但電離程度減??；稀釋溶液時，電離平衡向電離方向移動，且電離程度增大，但往往會使溶液中離子的濃度減小。③相同離子：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移動，電離程度減小，如下所示：④反應(yīng)離子：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時，電離平衡向電離方向移動。如向CH3COOH溶液中加入NaOH固體，因H＋與OH－反應(yīng)生成H2O，使c(H＋)減小，CH3COOH的電離平衡正向移動，電離程度增大。3．電離方程式的書寫類型電離方程式的特點典型例子強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，電離方程式寫“=”H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))NaOH=Na＋＋OH－NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))弱電解質(zhì)一元弱酸或弱堿不完全電離，電離方程式寫“”CH3COOHCH3COO－＋H＋NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－多元弱酸分步電離，以第一步為主，電離方程式寫“”H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))(主)HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))(次)多元弱堿分步電離，以第一步為主，電離方程式寫“”Cu(OH)2Cu(OH)＋＋OH－Cu(OH)＋Cu2＋＋OH－[名師點撥](1)弱電解質(zhì)的電離是吸熱的過程。(2)在弱電解質(zhì)溶液中，弱電解質(zhì)分子、離子在溶液中共存，完全不同于強(qiáng)電解質(zhì)。(3)弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的，一般來說，電離的分子極少，絕大多數(shù)弱電解質(zhì)以分子形式存在，如0.1mol·L－1CH3COOH溶液中，c(H＋)大約為1×10－3mol·L－1。(4)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后，加水稀釋，電離程度增大，但電解質(zhì)分子、電解質(zhì)電離出的離子(包括H＋或OH－)的濃度減小。判斷離子濃度比值變化時，只考慮物質(zhì)的量的比值即可。(5)酸式鹽：強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，一步完成。如：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))(水溶液)，NaHSO4=Na＋＋HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))(熔融狀態(tài))。弱酸的酸式鹽強(qiáng)中有弱，分步完成。如：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))。1．常溫下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，溫度不變時，對于該電離平衡下列敘述正確的是()A．加入少量NaOH固體，平衡向右移動，c(H＋)減小B．加少量CH3COONa固體于醋酸溶液中，醋酸的電離平衡向右移動C．加入水時，平衡向右移動，CH3COOH的電離常數(shù)增大D．加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)增大解析：選A加入少量NaOH固體，氫氧化鈉電離出的氫氧根離子與CH3COOH電離出的H＋發(fā)生反應(yīng)生成水，導(dǎo)致溶液中氫離子濃度減小，故A正確；加入少量CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，醋酸的電離平衡向左移動，故B錯誤；加水促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，則電離平衡正向移動，由于溫度不變，則醋酸的電離平衡常數(shù)不會變化，故C錯誤；pH＝5的CH3COOH溶液中，氫離子濃度為1×10－5mol·L－1，pH＝5的硫酸溶液中氫離子濃度為1×10－5mol·L－1，兩溶液中氫離子濃度相等，混合后電離平衡不移動，則混合液中c(H＋)不變，故D錯誤。2．下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式書寫正確的是()A．SO2＋H2OH2SO3B．NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))C．H3PO43H＋＋POeq\o\al(\s\up1(3－),\s\do1(4))D．NaHCO3Na＋＋H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))解析：選BSO2＋H2OH2SO3是二氧化硫和水反應(yīng)的化學(xué)方程式，A錯誤；硫酸氫鈉在水中電離出鈉離子、氫離子、硫酸根離子，電離方程式是NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))，B正確；磷酸是弱酸，分步電離，以第一步為主，磷酸的電離方程式是H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))，H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))H＋＋HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))，HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))H＋＋POeq\o\al(\s\up1(3－),\s\do1(4))，C錯誤；碳酸氫鈉是弱酸的酸式鹽，碳酸氫鈉在水溶液中電離出鈉離子和碳酸氫根離子，電離方程式是NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，D錯誤。3．(1)H2S溶于水的電離方程式為_____________________________________________________________________________________________________。(2)向H2S溶液中加入NaOH固體時，電離平衡向________(填“左”或“右”)移動，c(H＋)________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)，c(S2－)________。(3)向H2S溶液中加入Na2S固體時，電離平衡向________(填“左”或“右”)移動，c(H＋)________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)，c(S2－)________。解析：(1)H2S是二元弱酸，屬于弱電解質(zhì)，分兩步電離：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－。(2)向H2S溶液中加入NaOH固體時，OH－與H＋結(jié)合，電離平衡向右移動，所以c(H＋)減小，c(S2－)增大。(3)Na2S為強(qiáng)電解質(zhì)，當(dāng)加入Na2S固體時，Na2S電離出S2－，c(S2－)增大，電離平衡向左移動，溶液中c(H＋)減小。答案：(1)H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－(2)右減小增大(3)左減小增大eq\a\vs4\al(電離平衡常數(shù))1．實驗?zāi)康谋容^CH3COOH與H2CO3的酸性強(qiáng)弱及電離常數(shù)的大小。2．實驗操作如圖所示，向盛有2mL1mol·L－1醋酸的試管中滴加1mol·L－1Na2CO3溶液。3．實驗現(xiàn)象：有氣泡產(chǎn)生。[問題探討]1．寫出實驗中所涉及化學(xué)反應(yīng)的離子方程式。提示：2CH3COOH＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))=CO2↑＋H2O＋2CH3COO－。2．盛放醋酸溶液的試管中有大量氣泡產(chǎn)生，試比較CH3COOH和碳酸酸性的相對強(qiáng)弱及其電離常數(shù)的大小關(guān)系。提示：CH3COOH的酸性強(qiáng)于H2CO3；電離常數(shù)Ka(CH3COOH)>Ka(H2CO3)。3．向飽和H3BO3溶液中滴加Na2CO3溶液無明顯現(xiàn)象，試比較H3BO3和H2CO3酸性的相對強(qiáng)弱，及其電離常數(shù)的大小關(guān)系。提示：H3BO3的酸性弱于H2CO3；電離常數(shù)Ka(H2CO3)>Ka(H3BO3)。4．通過上述實驗，你得出的實驗結(jié)論是什么？提示：酸性越強(qiáng)，電離常數(shù)越大，即Ka(CH3COOH)>Ka(H2CO3)>Ka(H3BO3)。1．電離常數(shù)的概念在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對于一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸用Ka表示，弱堿用Kb表示)。2．表達(dá)式(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)；NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－，Kb＝eq\f(c（NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)①多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區(qū)別。例如25℃時，H2CO3的電離分兩步：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)＝4.5×10－7，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))，Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)＝4.7×10－11。②一般多元弱酸或多元弱堿各步電離常數(shù)的大小為Ka1?Ka2，Kb1?Kb2，因此，多元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由第一步電離決定(八字訣：分步進(jìn)行，一步定性)。3．電離常數(shù)的影響因素影響因素eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(內(nèi)因（決定因素）——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì),外因——溫度（隨溫度升高而增大）))電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，而不受粒子濃度的影響。由于電解質(zhì)的電離過程吸熱，故電離常數(shù)隨著溫度的升高而增大。4．電離常數(shù)的意義(1)一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對于多元弱酸或多元弱堿來說，只看其第一步電離的電離常數(shù))越大，其酸性或堿性越強(qiáng)。[名師點撥](1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)都是定值。(2)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只受溫度變化的影響。升高溫度，電離常數(shù)增大。(3)利用電離常數(shù)可判斷某些復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”的規(guī)律，如：已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HClO)＝4.0×10－8，則NaClO能與CH3COOH發(fā)生反應(yīng)。1．醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是()A．升高溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數(shù)Ka增大B．0.10mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)增大C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動D．25℃時，向某0.10mol·L－1的CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，該溶液的pH、電離常數(shù)Ka解析：選D醋酸的電離是一個吸熱過程，升高溫度，醋酸的電離平衡向正反應(yīng)方向移動，醋酸的電離常數(shù)Ka增大，A正確；0.10mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，醋酸的電離程度增大，醋酸電離產(chǎn)生的n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，溶液中eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)＝eq\f(n（H＋）,n（CH3COOH）)增大，B正確；CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固體，固體溶解后，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，C正確；25℃時，向某0.10mol·L－1的CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(CH3COOH)增大，電離程度減小，但溶液中c(H＋)增大，該溶液的pH減小，由于溫度不變，所以電離常數(shù)Ka不變，D不正確。2．已知下面三個數(shù)據(jù)6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2、NaCN＋HF=HCN＋NaF、NaNO2＋HF=HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是()A．Ka(HF)＝6.3×10－4B．Ka(HNO2)＝5.6×10－10C．根據(jù)兩個反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序為HF>HNO2>HCND．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)解析：選B在酸與鹽的反應(yīng)中，反應(yīng)物中酸的酸性大于生成物中酸的酸性，即滿足強(qiáng)酸制弱酸的規(guī)律；由已知反應(yīng)：NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2、NaCN＋HF=HCN＋NaF、NaNO2＋HF=HNO2＋NaF，可以得出酸性關(guān)系：HF>HNO2>HCN。相同溫度下，酸的酸性越強(qiáng)，電離常數(shù)越大。HF的酸性最強(qiáng)，電離常數(shù)最大，則Ka(HF)＝6.3×10－4，A正確；因為酸性：HF>HNO2>HCN，所以Ka(HNO2)＝5.6×10－4，B不正確；由以上分析可知，根據(jù)兩個反應(yīng)：NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2、NaNO2＋HF=HNO2＋NaF即可得出，一元弱酸HF、HNO2、HCN的酸性強(qiáng)弱順序為HF>HNO2>HCN，C正確；對于酸來說，酸性越強(qiáng)，電離常數(shù)越大，因為HF、HNO2、HCN的酸性強(qiáng)弱順序為HF>HNO2>HCN，所以電離常數(shù)：Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)，D正確。eq\a\vs4\al(分析與推理能力)已知：25℃時，下列四種弱酸的電離常數(shù)：CH3COOHHNO2HCNH2CO3電離常數(shù)1.75×10－55.6×10－46.2×10－10Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－111．試比較相同濃度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性強(qiáng)弱。提示：電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，故酸性：HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN。2．向HNO2溶液中加入一定量的鹽酸時，HNO2的電離平衡向哪個方向移動？此時HNO2的電離常數(shù)是否發(fā)生變化？為什么？提示：HNO2溶液中存在電離平衡HNO2H＋＋NOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(2))，加入鹽酸，上述平衡向逆反應(yīng)方向移動；加入鹽酸時，HNO2的電離常數(shù)不變；原因是溶液的溫度不變，故電離常數(shù)不變。3．判斷反應(yīng)NaNO2＋CH3COOH=CH3COONa＋HNO2是否正確？向NaCN溶液中通入少量CO2，反應(yīng)能否進(jìn)行？若能進(jìn)行，寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式。提示：NaNO2與CH3COOH不反應(yīng)，原因是HNO2的酸性強(qiáng)于CH3COOH，故反應(yīng)方程式錯誤。因酸性：H2CO3>HCN>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，故向NaCN溶液中通入CO2，不論CO2是否過量，產(chǎn)物均為HCN和NaHCO3，反應(yīng)的化學(xué)方程式為NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3。4．25℃時，醋酸溶液中c(CH3COOH)＝0.1mol·L－1，則溶液中的c(H＋提示：c(H＋)≈eq\r(Ka·c（CH3COOH）)＝eq\r(1.75×10－5×0.1)≈1.32×10－3mol·L－1。5．常溫、常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時，溶液中pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1，若忽略水的電離及H2CO3的二級電離，則H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))的電離常數(shù)(Ka1)是多少？(已知：10－5.60＝2.5×10－6)提示：由H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))得Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)＝eq\f(10－5.60×10－5.60,1.5×10－5)≈4.2×10－7。1．電離常數(shù)的相關(guān)計算技巧(以弱酸HX為例)HXH＋＋X－起始/(mol·L－1)：c0(HX)00平衡/(mol·L－1)：c0(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則Ka＝eq\f(c（H＋）·c（X－）,c（HX）)＝eq\f(c2（H＋）,c0（HX）－c（H＋）)。(1)已知c0(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)很小，可做近似處理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，則Ka≈eq\f(c2（H＋）,c0（HX）)，代入數(shù)值求解即可。(2)已知HX的電離平衡常數(shù)，求c(H＋)由于Ka很小，c(H＋)很小，可做近似處理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，則c(H＋)≈eq\r(Ka·c0（HX）)，代入數(shù)值求解即可。2．電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱：相同溫度下同類型弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)隨電離常數(shù)的增大而增強(qiáng)。(2)判斷反應(yīng)能否進(jìn)行：如用弱酸可以制備酸性更弱的酸。如相同溫度下，三種酸的電離常數(shù)如表所示：酸HXHYHZ電離常數(shù)9×10－79×10－61×10－2酸性：HX<HY<HZ。反應(yīng)HY＋X－=HX＋Y－或HZ＋Y－=HY＋Z－能夠發(fā)生，而反應(yīng)HY＋Z－=HZ＋Y－不能發(fā)生。1．已知碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離平衡常數(shù)如表所示，下列說法正確的是()物質(zhì)H2CO3H2SO3HClO電離平衡常數(shù)Ka14.5×10－71.4×10－24.0×10－8Ka24.7×10－116.0×10－8—A.由表可知，酸性：HClO<HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))B．Na2CO3溶液中通入少量SO2，發(fā)生反應(yīng)：2COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋SO2＋H2O=2HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))C．NaHCO3溶液中通入少量SO2，發(fā)生反應(yīng)：2HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋SO2=2CO2＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))D．向氯水中分別加入等濃度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的濃度解析：選B由弱酸的電離平衡常數(shù)可知，酸性：HClO>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，A錯誤；由于Ka1(H2CO3)>Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)，即酸性：H2CO3>HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，所以Na2CO3溶液中通入少量SO2，考慮Na2CO3與酸的分步反應(yīng)，所以反應(yīng)的離子方程式為2COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋SO2＋H2O=2HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))，B正確；由于Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2SO3)，即酸性：H2SO3>H2CO3>HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，所以NaHCO3溶液中通入少量SO2，發(fā)生反應(yīng)：HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋SO2=CO2＋HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，C錯誤；由于Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，即酸性：H2CO3>HClO>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，因此HClO不能與NaHCO3反應(yīng)，但HCl是強(qiáng)酸，能與NaHCO3反應(yīng)，使c(HCl)減小，促進(jìn)化學(xué)平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO正向移動，從而提高HClO的濃度；HClO具有氧化性，NaHSO3具有還原性，二者能夠發(fā)生氧化還原反應(yīng)，所以加入NaHSO3溶液不能提高HClO的濃度，D錯誤。2．25℃時，化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.75×10－5Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－114.0×10－8請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序為________________________________________________________________________。(2)同濃度的CH3COO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序為________________________________________________________________________。(3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應(yīng)的離子方程式：________________________________________________________________________。解析：(1)、(2)電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越小，其對應(yīng)酸根離子結(jié)合H＋的能力越強(qiáng)。(3)根據(jù)電離平衡常數(shù)可知，酸性：H2CO3>HClO>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，H2CO3可以和ClO－反應(yīng)生成HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和HClO，所以少量CO2與NaClO溶液反應(yīng)生成HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和HClO。答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO(2)COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))>ClO－>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>CH3COO－(3)ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))[分級訓(xùn)練·課課過關(guān)]_____________________________________________________1．下列各組關(guān)于強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)和非電解質(zhì)的分類，完全正確的是()選項ABCD強(qiáng)電解質(zhì)FeNaClCaCO3HNO3弱電解質(zhì)CH3COOHNH3H2CO3Fe(OH)3非電解質(zhì)蔗糖BaSO4乙醇H2O解析：選CA項，F(xiàn)e既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)；B項，NH3是非電解質(zhì)，BaSO4是強(qiáng)電解質(zhì)；D項，H2O是弱電解質(zhì)。2．下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式正確的是()A．H2S2H＋＋S2－B．NaHCO3=Na＋＋H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))C．NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))D．HF=H＋＋F－＋S2－，故A錯誤；NaHCO3是強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中全部電離生成鈉離子和碳酸氫根離子，電離方程式為NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，故B錯誤；NaHSO4是強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中，全部電離，生成鈉離子、氫離子和硫酸根離子，電離方程式為NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))，故C正確；HF為弱電解質(zhì)，部分電離，電離方程式為HFH＋＋F－，故D錯誤。3．已知：25℃時，CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.75×10－5，H2CO3的電離常數(shù)Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11。下列說法不正確的是()A．向Na2CO3溶液中加入乙酸有氣泡產(chǎn)生B．25℃時，向乙酸中加入NaOH溶液，CH3COOH的電離程度和KC．向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入蒸餾水，c(H＋)減小D．向H2CO3溶液中加入NaHCO3固體，c(H＋)減小解析：選B電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，故乙酸的酸性強(qiáng)于碳酸，強(qiáng)酸可以制弱酸，所以向Na2CO3溶液中加入乙酸會有二氧化碳?xì)怏w生成，故A正確；25℃時，向乙酸中加入NaOH溶液，c(H＋)減小，平衡正向移動，CH3COOH的電離程度增大，電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，CH3COOH的K不變，故B錯誤；向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入蒸餾水，促進(jìn)乙酸的電離，n(H＋)增大，但溶液的體積也增大，且體積增大程度更大，所以c(H＋)減小，故C正確；NaHCO3電離出的碳酸氫根離子抑制碳酸的電離，溶液中的c(H＋)減小，故D正確。4．一定溫度下，已知0.1