高中 化學(xué) 選擇性必修1 第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡《第一節(jié) 第2課時(shí) 電離平衡常數(shù)》教學(xué)設(shè)計(jì)

第2課時(shí)電離平衡常數(shù)[課程標(biāo)準(zhǔn)]1.了解電離平衡常數(shù)的含義。2.能從電離、離子反應(yīng)等角度分析溶液的性質(zhì)。任務(wù)一電離平衡常數(shù)1.概念在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)于一元弱酸或一元弱堿來(lái)說(shuō)，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(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)。2.電離平衡常數(shù)的表示方法(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))；NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝eq\f(c(NHeq\o\al(＋,4))·c(OH－),c(NH3·H2O))。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離都有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來(lái)分別表示。例如：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)Ka1＝eq\f(c(HCOeq\o\al(－,3))·c(H＋),c(H2CO3))；HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)Ka2＝eq\f(c(H＋)·c(COeq\o\al(2－,3)),c(HCOeq\o\al(－,3)))。多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Ka1?Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。注意：一般多元弱堿為難溶堿，不用電離平衡常數(shù)，以后要學(xué)到難溶物的溶度積常數(shù)。3.意義表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。4.電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說(shuō)明電離常數(shù)首先由弱電解質(zhì)的性質(zhì)所決定。(2)外因：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過(guò)程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大?！窘涣餮杏憽块喿x教材，結(jié)合“電離平衡常數(shù)”內(nèi)容，交流討論下列問(wèn)題。1.寫出弱電解質(zhì)H2X、ROH的電離平衡常數(shù)表達(dá)式。提示：Ka1(H2X)＝eq\f(c(HX－)·c(H＋),c(H2X))、Ka2(H2X)＝eq\f(c(X2－)·c(H＋),c(HX－))；Kb(ROH)＝eq\f(c(OH－)·c(R＋),c(ROH))。2.增大c(H2X)、升高溫度對(duì)弱酸H2X的電離平衡有什么影響？電離平衡常數(shù)Ka1(H2X)如何變化？提示：增大c(H2X)，H2X的電離平衡正向移動(dòng)，Ka1(H2X)不變；升高溫度，H2X的電離平衡正向移動(dòng)，Ka1(H2X)增大。3.25℃時(shí)，0.1mol/L弱酸H2X溶液中，達(dá)到電離平衡時(shí)，c(H＋)≈1.1×10－4mol/L，試計(jì)算H2X的電離常數(shù)Ka1(H2X)。提示：在溶液中，H2X分步電離，第一步電離方程式及有關(guān)粒子的濃度如下：H2XH＋＋HX－始/(mol/L)0.100變/(mol/L)1.1×10－41.1×10－41.1×10－4平/(mol/L)0.1－1.1×10－41.1×10－41.1×10－4c(H2X)＝(0.1－1.1×10－4)mol/L≈0.1mol/L，則H2X的電離常數(shù)：Ka1(H2X)＝eq\f(c(HX－)·c(H＋),c(H2X))＝eq\f((1.1×10－4)×(1.1×10－4),0.1)＝1.21×10－7。1.判斷正誤，錯(cuò)誤的說(shuō)明其原因。(1)改變條件，電離平衡正向移動(dòng)，電離平衡常數(shù)一定增大。________________________________________________________________________答案：錯(cuò)誤，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變電離平衡常數(shù)不變。(2)同一弱電解質(zhì)，濃度大的電離平衡常數(shù)大。________________________________________________________________________答案：錯(cuò)誤，同一弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)。(3)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝eq\f(c(H＋)·c(COeq\o\al(2－,3)),c(H2CO3))。________________________________________________________________________答案：錯(cuò)誤，H2CO3是多元弱酸，電離平衡常數(shù)要分步寫。2.食醋(主要成分CH3COOH)、純堿(Na2CO3)和小蘇打(NaHCO3)均為家庭廚房中常用的物質(zhì)。已知：弱酸CH3COOHH2CO3HNO2HCN電離常數(shù)Ka＝1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11Ka＝5.0×10－4Ka＝6.2×10－10請(qǐng)回答下列問(wèn)題：(1)CH3COO－、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、NOeq\o\al(－,2)、CN－結(jié)合質(zhì)子(H＋)的能力從小到大的順序?yàn)開(kāi)_______________________________________________________________________。(2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2？________理由是_____________________________________________________________________________________________。(3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)__________________________________________________________________________________________________。(4)常溫下，將20mL0.10mol·L－1CH3COOH溶液和20mL0.10mol·L－1HNO2溶液分別與20mL0.10mol·L－1NaHCO3溶液混合(混合后溶液體積變化忽略不計(jì))。①反應(yīng)開(kāi)始時(shí)，v(CH3COOH)________v(HNO2)(填“>”、“<”或“＝”)。②充分反應(yīng)后，兩溶液中c(CH3COO－)________c(NOeq\o\al(－,2))(填“>”、“<”或“＝”)。(5)25℃時(shí)，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得混合液的pH＝6，則混合液中eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝________。(6)常溫下，下列方法可以使0.1mol·L－1CH3COOH的電離程度增大的是________(填字母)。a.加入少量的稀鹽酸b.加熱溶液c.加水稀釋d.加入少量冰醋酸答案：(1)NOeq\o\al(－,2)<CH3COO－<HCOeq\o\al(－,3)<CN－<COeq\o\al(2－,3)(2)否H2CO3的Ka1<HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性弱(3)CO2＋H2O＋CN－=HCN＋HCOeq\o\al(－,3)(4)①<②<(5)18(6)bc解析：(1)以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例，CH3COOH的電離平衡常數(shù)越大，即正向進(jìn)行的程度越大，逆向進(jìn)行程度越小，逆向即CH3COO－結(jié)合H＋能力。(3)考查強(qiáng)酸制弱酸，雖然是通入少量CO2，但是不能生成COeq\o\al(2－,3)和HCN，所以COeq\o\al(2－,3)和HCN不共存。(5)eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq\f(c(CH3COO－)×c(H＋),c(CH3COOH)×c(H＋))＝eq\f(Ka,10－6)＝18。(6)a.加入鹽酸，增加c(H＋)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，抑制CH3COOH的電離，故錯(cuò)誤；b.弱電解質(zhì)的電離是吸熱過(guò)程，因此升高溫度，促進(jìn)電離，故正確；c.加水稀釋，促進(jìn)電離，故正確；d.加入冰醋酸，電離程度減小，故錯(cuò)誤。知識(shí)拓展電離度(α)α＝eq\f(已電離的分子數(shù),弱電解質(zhì)分子總數(shù))×100%弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的另一種參數(shù)。注意：溫度越高電離度越大；稀釋溶液，電離度變大。任務(wù)二電離常數(shù)的應(yīng)用與計(jì)算已知硼酸(H3BO3)溶液中存在：H3BO3(aq)＋H2O(l)=[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下表是三種弱酸的電離常數(shù)?；瘜W(xué)名稱電離常數(shù)(298K)硼酸Ka＝5.7×10－10碳酸Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11醋酸Ka＝1.6×10－51.能否根據(jù)電離常數(shù)直接判斷出三者的酸性強(qiáng)弱？提示：可以。根據(jù)電離平衡常數(shù)可知三者的酸性：醋酸＞碳酸＞硼酸。2.現(xiàn)將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中，一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生嗎？如果將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中呢？提示：不能。因?yàn)樘妓岬囊患?jí)電離＞硼酸＞碳酸的二級(jí)電離，則碳酸鈉和硼酸反應(yīng)生成碳酸氫鈉而不是二氧化碳，所以觀察不到有氣泡產(chǎn)生。后者也不一定，因?yàn)榇姿岷吞妓徕c反應(yīng)先生成碳酸氫鈉，碳酸氫鈉再和醋酸反應(yīng)生成二氧化碳，所以將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中也不一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生。3.試計(jì)算25℃時(shí)0.01mol·L－1的醋酸溶液中氫離子濃度的大小。提示：4×10－4mol·L－1。設(shè)醋酸達(dá)到電離平衡后，電離出氫離子濃度為xmol/L，則電離出的c(CH3COO－)＝xmol/L，剩余的c(CH3COOH)＝(0.01－x)mol·L－1；根據(jù)醋酸的電離平衡常數(shù)Ka＝eq\f(c(H＋)×c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq\f(x2,(0.01－x))＝1.6×10－5，計(jì)算出x＝4×10－4mol·L－1。1.電離常數(shù)的應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)·c(H＋))＝eq\f(Ka,c(H＋))，加水稀釋時(shí)，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))增大。(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。如利用上述電離常數(shù)的數(shù)值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的離子方程式為COeq\o\al(2－,3)＋2CH3COOH=2CH3COO－＋H2O＋CO2↑。2.有關(guān)電離常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)(1)已知起始時(shí)c(HX)和電離產(chǎn)生的c(H＋)，求電離常數(shù)。HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則Ka＝eq\f(c(H＋)·c(X－),c(HX)－c(H＋))＝eq\f(c2(H＋),c(HX)－c(H＋))由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則Ka＝eq\f(c2(H＋),c(HX))，代入數(shù)值求解即可。(2)已知起始時(shí)c(HX)和電離常數(shù)，求溶液中c(H＋)。HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則Ka＝eq\f(c(H＋)·c(X－),c(HX)－c(H＋))＝eq\f(c2(H＋),c(HX)－c(H＋))由于c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則c(H＋)＝eq\r(Ka·c(HX))，代入數(shù)值求解即可。1.弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離常數(shù)(Ka、Kb)或電離度(α)表示，請(qǐng)根據(jù)下列情景列式計(jì)算。(1)乙酰水楊酸是一種一元弱酸(可用HA表示)，在一定溫度下，0.1mol·L－1的乙酰水楊酸的水溶液中，乙酰水楊酸的電離常數(shù)Ka為3.4×10－4，求該酸的電離度為_(kāi)_______(保留2位有效數(shù)字)。(2)已知在25℃時(shí)，1mol·L－1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%，求NH3·H2O的電離常數(shù)Kb為_(kāi)_______(保留3位有效數(shù)字)。答案：(1)5.8%(2)1.76×10－5解析：(1)設(shè)初始濃度為0.1mol·L－1的HA的電離度為α，則電離平衡時(shí)c(H＋)、c(A－)的濃度為0.1αmol·L－1，c(HA)為(0.1－0.1α)mol·L－1，則Ka＝eq\f(c(H＋)·c(A－),c(HA))＝eq\f((0.1α)2,0.1－0.1α)＝3.4×10－4，計(jì)算得出：α≈0.058＝5.8%。(2)已知在25℃時(shí)，1mol·L－1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%，則c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(OH－)＝0.0042mol·L－1，則Kb＝eq\f(c(NHeq\o\al(＋,4))·c(OH－),c(NH3·H2O))＝eq\f(0.0042×0.0042,1－0.0042)≈1.76×10－5。2.在一定溫度下，加水逐漸稀釋1mol·L－1氨水的過(guò)程中，隨著水量的增加，請(qǐng)說(shuō)明溶液中下列含量的變化：(1)n(OH－)________(填“增大”、“減小”或“不變”，下同)。(2)eq\f(c(OH－),c(NH3·H2O))________。(3)eq\f(c(NH3·H2O),c(NHeq\o\al(＋,4))·c(OH－))________。答案：(1)增大(2)增大(3)不變解析：加水稀釋，NH3·H2O的電離平衡向電離方向移動(dòng)，n(OH－)逐漸增大，n(NH3·H2O)逐漸減小，eq\f(c(OH－),c(NH3·H2O))＝eq\f(n(OH－),n(NH3·H2O))，所以eq\f(c(OH－),c(NH3·H2O))逐漸增大；電離平衡常數(shù)Kb＝eq\f(c(NHeq\o\al(＋,4))·c(OH－),c(NH3·H2O))，只與溫度有關(guān)，所以加水稀釋時(shí)eq\f(c(NH3·H2O),c(NHeq\o\al(＋,4))·c(OH－))不變。任務(wù)三強(qiáng)酸與弱酸的比較向兩個(gè)錐形瓶中各加入0.05g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol/L鹽酸、2mL2mol/L醋酸，測(cè)得錐形瓶?jī)?nèi)氣體的壓強(qiáng)p隨時(shí)間的變化如圖所示：1.由上圖可知，反應(yīng)初期哪種酸與鎂條反應(yīng)的速率大？其原因是什么？提示：鹽酸的反應(yīng)速率大；原因是鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離；同濃度的鹽酸和醋酸中，鹽酸的c(H＋)大，因而反應(yīng)速率大。2.上述反應(yīng)過(guò)程中，鹽酸的反應(yīng)速率減小明顯，而醋酸的反應(yīng)速率減小不明顯，其原因是什么？提示：醋酸中存在電離平衡，隨反應(yīng)的進(jìn)行，電離平衡正向移動(dòng)，消耗的H＋及時(shí)電離補(bǔ)充，溶液中c(H＋)降低的慢，故一段時(shí)間速率變化不明顯。3.由上圖可知，二者最終產(chǎn)生氫氣的量基本相等，容器中氣體的壓強(qiáng)最終幾乎相等的原因是什么？提示：由計(jì)算可知鎂條過(guò)量，因鹽酸和醋酸的物質(zhì)的量相等，二者與過(guò)量鎂條反應(yīng)生成H2的物質(zhì)的量相等，故最終容器中氣體壓強(qiáng)幾乎相等。1.相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸大強(qiáng)相同相同大一元弱酸小弱小2.相同體積、相同c(H＋)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸相同相同小少相同一元弱酸大多1.在a、b兩支試管中分別裝入形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：(1)a、b兩支試管中生成氣體的速率v(a)________(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)v(b)，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積V(a)______V(b)，原因是___________________________________________________________________________________________________。(2)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開(kāi)始生成氣體的速率v(a)________(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)v(b)，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積V(a)________V(b)，原因是____________________________________________________________________________________________________。答案：(1)大于等于反應(yīng)開(kāi)始時(shí)，鹽酸中所含H＋的濃度較大，但二者最終能電離出的H＋的總物質(zhì)的量相等(2)等于小于開(kāi)始時(shí)c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱電解質(zhì)，最終電離出的H＋的總物質(zhì)的量大解析：(1)物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，鹽酸是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，鹽酸電離出的c(H＋)遠(yuǎn)大于醋酸電離出的c(H＋)，醋酸產(chǎn)生H2的速率比鹽酸小。反應(yīng)完畢后，因?yàn)閚(HCl)＝n(CH3COOH)，故最終產(chǎn)生H2的量相等。(2)c(H＋)相同時(shí)，反應(yīng)開(kāi)始時(shí)產(chǎn)生H2的速率相等。反應(yīng)完畢后，因c(H＋)相同，醋酸濃度大，則n(HCl)<n(CH3COOH)，故最終醋酸產(chǎn)生的H2多。2.25℃時(shí)，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：CH3COOH：Ka＝1.75×10－5H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11HClO：Ka＝4.0×10－8(1)CH3COOH、H2CO3、HCOeq\o\al(－,3)、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(2)CH3COO－、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化學(xué)方程式：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。答案：(1)CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCOeq\o\al(－,3)(2)COeq\o\al(2－,3)＞ClO－＞HCOeq\o\al(－,3)＞CH3COO－(3)NaClO＋CO2＋H2O=HClO＋NaHCO3解析：(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)分析，三種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镃H3COOH>H2CO3>HClO>HCOeq\o\al(－,3)。(2)越弱的酸對(duì)應(yīng)的酸根離子結(jié)合H＋的能力越強(qiáng)。(3)根據(jù)題給電離平衡常數(shù)可知，酸性：H2CO3>HClO>HCOeq\o\al(－,3)，根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸原理，向NaClO溶液中通入少量CO2反應(yīng)的化學(xué)方程式為NaClO＋CO2＋H2O=HClO＋NaHCO3，且CH3COONa和CO2不反應(yīng)。1.下列關(guān)于電離平衡常數(shù)(K)的說(shuō)法中正確的是()A.組成相似時(shí)電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱B.電離平衡常數(shù)(K)與溫度無(wú)關(guān)C.不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)不同D.多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為K1<K2<K3答案：A解析：電離平衡常數(shù)K是溫度的函數(shù)，所以B錯(cuò)誤。只要溫度一定，不同濃度的同一弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)K相同，所以C錯(cuò)誤。多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系應(yīng)為K1>K2>K3，所以D錯(cuò)誤。2.下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數(shù)：CH3COOHH2CO3H2SKa＝1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11Ka1＝9.1×10－8Ka2＝1.1×10－12則下列說(shuō)法不正確的是()A.常溫下，加水稀釋醋酸，eq\f(c(CH3COOH),c(CH3COO－)·c(H＋))增大B.多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定C.碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離常數(shù)不變答案：A解析：已知醋酸的電離平衡常數(shù)Ka＝eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))，溫度不變，Ka不變，因eq\f(c(CH3COOH),c(CH3COO－)·c(H＋))＝eq\f(1,Ka)，故常溫下加水稀釋醋酸，eq\f(c(CH3COOH),c(CH3COO－)·c(H＋))不變，A錯(cuò)誤；多元弱酸分步發(fā)生電離，第一步電離產(chǎn)生的H＋抑制第二步、第三步的電離，故多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，B正確；由表中H2CO3和H2S的電離平衡常數(shù)可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，則碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸，C正確；電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液溫度不變，則電離常數(shù)不變，D正確；故選A。3.已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)為2×10－4mol/L，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A.常溫下，HA的電離常數(shù)約為2×10－8B.NaA可以和鹽酸發(fā)生反應(yīng)：HCl＋NaA=NaCl＋HAC.該條件下，體系中HA的電離度是1%D.向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的電離程度減小答案：C解析：已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)為2×10－4mol/L，則平衡時(shí)c(A－)＝2×10－4mol/L，c(HA)≈2mol/L，則電離常數(shù)Ka＝eq\f(c(H＋)·c(A－),c(HA))＝eq\f(2×10－4×2×10－4,2)＝2×10－8，A正確；根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸，NaA可以和鹽酸發(fā)生反應(yīng)：HCl＋NaA=NaCl＋HA，B正確；該條件下，體系中HA的電離度是eq\f(2×10－4mol/L,2mol/L)×100%＝0.01%，C錯(cuò)誤；HA溶液中存在電離平衡，HAH＋＋A－，加入少量2mol/L的NaA溶液，A－濃度增大，平衡逆向移動(dòng)，HA的電離程度減小，D正確；故選C。4.歐盟委員會(huì)發(fā)布條例，修訂芥酸和氫氰酸在部分食品中的最大含量。氫氰酸及部分弱酸的電離常數(shù)如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離常數(shù)(25℃)Ka＝1.8×10－4Ka＝6.2×10－10Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11(1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)開(kāi)_______________________________________________________________________________________________________________________________________________。(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？________。若能，寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)同濃度的HCOO－、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、CN－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(4)①升高0.1mol·L－1HCN溶液的溫度，HCN的電離程度如何變化？________________________________________________________________________________________________________________________________________________。②加水稀釋，eq\f(c(H＋),c(HCN))如何變化？___________________________________________________________________________________________________________________。答案：(1)HCOOH>H2CO3>HCN(2)能NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3(3)COeq\o\al(2－,3)>CN－>HCOeq\o\al(－,3)>HCOO－(4)①升高溫度，能促進(jìn)HCN的電離②加水稀釋，eq\f(c(H＋),c(HCN))增大解析：(1)電離常數(shù)越大酸性越強(qiáng)，依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)镠COOH>H2CO3>HCN。(2)由于Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2氣體可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。因?yàn)镃Oeq\o\al(2－,3)和HCN不共存，會(huì)生成HCOeq\o\al(－,3)和CN－。(3)電離常數(shù)越大，逆反應(yīng)的常數(shù)越小，即結(jié)合H＋的能力越小。(4)①升高溫度促進(jìn)電離，HCN的電離程度增大。②加水稀釋，c(CN－)減小，由于電離常數(shù)不變，則eq\f(c(H＋),c(HCN))＝eq\f(Ka(HCN),c(CN－))增大。課時(shí)測(cè)評(píng)14電離平衡常數(shù)(本欄目?jī)?nèi)容，在學(xué)生用書中以獨(dú)立形式分冊(cè)裝訂！)題點(diǎn)一電離常數(shù)的概念及表達(dá)式1.如表是25℃時(shí)，幾種常見(jiàn)弱酸的電離平衡常數(shù)：弱酸CH3COOHHFHCN電離平衡常數(shù)(Ka)1.8×10－57.2×10－45.0×10－10下列說(shuō)法正確的是()A.三種酸中酸性最強(qiáng)的是CH3COOHB.三種酸中HF能腐蝕玻璃是因?yàn)槠潆婋x平衡常數(shù)最大C.若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的電離程度增大D.在溶液中反應(yīng)HCN＋CH3COONa=NaCN＋CH3COOH不易發(fā)生答案：D解析：根據(jù)電離平衡常數(shù)：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最強(qiáng)的是HF，A項(xiàng)錯(cuò)誤；氫氟酸能腐蝕玻璃是它的特性，與其電離平衡常數(shù)大小無(wú)關(guān)，B項(xiàng)錯(cuò)誤；加少量冰醋酸，醋酸的濃度增大，電離平衡正向移動(dòng)，但電離程度反而減小，C項(xiàng)錯(cuò)誤；強(qiáng)酸制弱酸，CH3COOH比HCN的酸性強(qiáng)，所給反應(yīng)不易發(fā)生，D項(xiàng)正確；答案選D。2.已知25℃下，CH3COOH溶液中各微粒的濃度存在以下關(guān)系：Ka＝eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))＝1.75×10－5。下列有關(guān)結(jié)論可能成立的是()A.25℃下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時(shí)，Ka＝8×10－5B.25℃下，向該溶液中加入一定量的氫氧化鈉溶液時(shí)，Ka＝2×10－4C.標(biāo)準(zhǔn)狀況下，醋酸中Ka＝1.75×10－5D.升高到一定溫度，Ka＝7.2×10－5答案：D解析：醋酸中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，題中Ka為醋酸的電離常數(shù)，由于電離常數(shù)只隨溫度的變化而變化，所以排除A、B兩項(xiàng)；因?yàn)榇姿岬碾婋x是吸熱過(guò)程，所以升高溫度，Ka增大，降低溫度，Ka減小，標(biāo)準(zhǔn)狀況下(0℃)溫度低于25℃，則Ka小于1.75×10－5，所以C項(xiàng)不成立、D項(xiàng)可能成立。題點(diǎn)二Ka的應(yīng)用及計(jì)算3.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表，根據(jù)表中數(shù)據(jù)判斷下列方程式一定錯(cuò)誤的是()酸電離平衡常數(shù)KaCH3COOH1.75×10－5HClO4.0×10－8H2CO3Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11H3PO4Ka1＝6.9×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝4.8×10－13A.Na2CO3＋CH3COOH=NaHCO3＋CH3COONaB.CO2＋H2O＋NaClO=HClO＋NaHCO3C.H3PO4＋CH3COONa=NaH2PO4＋CH3COOHD.NaH2PO4＋NaHCO3=Na2HPO4＋H2O＋CO2↑答案：D解析：Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3)，則少量醋酸與Na2CO3可發(fā)生Na2CO3＋CH3COOH=NaHCO3＋CH3COONa，A正確；Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，因此二氧化碳與NaClO溶液反應(yīng)生成HClO和NaHCO3，即CO2＋H2O＋NaClO=HClO＋NaHCO3，B正確；Ka1(H3PO4)>Ka(CH3COOH)，少量CH3COONa與H3PO4反應(yīng)生成NaH2PO4和CH3COOH，即H3PO4＋CH3COONa=NaH2PO4＋CH3COOH，C正確；Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，即H2CO3酸性強(qiáng)于H2POeq\o\al(－,4)，不能發(fā)生NaH2PO4＋NaHCO3=Na2HPO4＋H2O＋CO2↑，D錯(cuò)誤；選D。4.(2023·濟(jì)南高二期中)將濃度為0.1mol·L－1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是()A.c(H＋) B.Ka(HF)C.eq\f(c(F－),c(H＋)) D.eq\f(c(H＋),c(HF))答案：D解析：HF為弱酸，存在電離平衡：HFH＋＋F－。根據(jù)勒夏特列原理，加水稀釋，平衡正向移動(dòng)，但c(H＋)減小，A錯(cuò)誤；電離常數(shù)只受溫度的影響，溫度不變，電離常數(shù)Ka(HF)不變，B錯(cuò)誤；當(dāng)溶液無(wú)限稀釋時(shí)，c(F－)不斷減小，但c(H＋)接近10－7mol·L－1，所以eq\f(c(F－),c(H＋))減小，C錯(cuò)誤；eq\f(c(H＋),c(HF))＝eq\f(n(H＋),n(HF))，由于加水稀釋，平衡正向移動(dòng)，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)減小，所以eq\f(c(H＋),c(HF))增大，D正確。5.在25℃時(shí)，用蒸餾水稀釋1mol·L－1氨水至0.01mol·L－1，隨溶液的稀釋，下列各項(xiàng)中始終保持增大趨勢(shì)的是()A.eq\f(c(OH－),c(NH3·H2O)) B.eq\f(c(NHeq\o\al(＋,4)),c(OH－))C.eq\f(c(NH3·H2O),c(NHeq\o\al(＋,4))) D.c(OH－)答案：A解析：方法一：一水合氨是弱電解質(zhì)，加水稀釋，一水合氨的電離平衡右移，n(OH－)和n(NHeq\o\al(＋,4))增大，n(NH3·H2O)減小，但c(OH－)和c(NHeq\o\al(＋,4))減小。A、B、C各項(xiàng)中，濃度之比等于物質(zhì)的量之比。方法二：根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。6.已知室溫時(shí)，0.1mol·L－1某一元酸HA溶液中HA的電離度為0.1%，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，下列敘述錯(cuò)誤的是()A.該溶液中c(H＋)＝10－4mol·L－1B.升高溫度，溶液的pH增大C.此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10－7D.此酸的酸性比醋酸弱答案：B解析：由題意有：HAH＋＋A－起始濃度/(mol·L－1)0.100轉(zhuǎn)化濃度/(mol·L－1)0.1×0.1%0.1×0.1%0.1×0.1%平衡濃度/(mol·L－1)0.1－10－410－410－4則Ka＝eq\f(10－4×10－4,0.1－10－4)≈1×10－7<Ka(CH3COOH)，A、C、D正確；升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，c(H＋)增大，pH減小，B錯(cuò)誤。題點(diǎn)三強(qiáng)酸、弱酸的比較7.(2023·青島高二期中)某溫度下，等體積、c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷下列說(shuō)法正確的是()A.曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線B.b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)C.取等體積的a點(diǎn)、b點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液，消耗的NaOH的量相同D.b點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度答案：B解析：醋酸屬于弱電解質(zhì)，在稀釋時(shí)會(huì)電離出H＋，故稀釋相同倍數(shù)時(shí)醋酸溶液中c(H＋)的變化要比鹽酸中c(H＋)的變化小一些，即曲線Ⅰ表示鹽酸，曲線Ⅱ表示醋酸，A項(xiàng)錯(cuò)誤；溶液的導(dǎo)電能力與溶液中離子的濃度有關(guān)，離子濃度：b＞c，故導(dǎo)電能力：b＞c，B項(xiàng)正確；a點(diǎn)、b點(diǎn)表示溶液稀釋相同倍數(shù)，溶質(zhì)的量沒(méi)有發(fā)生變化，都等于稀釋前的物質(zhì)的量，稀釋前兩溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH為弱酸，則c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀釋前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C項(xiàng)錯(cuò)誤；a點(diǎn)酸的總濃度大于b點(diǎn)酸的總濃度，D項(xiàng)錯(cuò)誤。8.體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01mol，下列敘述錯(cuò)誤的是()A.與NaOH完全中和時(shí)，醋酸所消耗的NaOH多B.分別與足量CaCO3反應(yīng)時(shí)，放出的CO2一樣多C.兩種溶液的pH相等D.分別用水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，n(Cl－)＜n(CH3COO－)答案：B解析：體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01mol，根據(jù)二者的電離方程式可知，二者電離出的c(H＋)相同，故pH相等，C項(xiàng)正確；由于CH3COOH不能完全電離，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故與NaOH完全中和時(shí)，醋酸消耗的NaOH多，分別與足量CaCO3反應(yīng)時(shí)，醋酸放出的CO2多，A項(xiàng)正確、B項(xiàng)錯(cuò)誤；分別用水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，醋酸的電離程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不變，D項(xiàng)正確。9.常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數(shù)分別為1.7×10－5、1.8×10－4，以下關(guān)于0.1mol·L－1CH3COOH溶液、0.1mol·L－1HCOOH溶液的說(shuō)法正確的是()A.c(H＋)：CH3COOH＜HCOOHB.等體積的兩溶液中，分別加入過(guò)量的鎂，產(chǎn)生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOHC.HCOOH可能與NaOH發(fā)生反應(yīng)：H＋＋OH－=H2OD.將CH3COOH溶液稀釋100倍過(guò)程中，eq\f(c(CH3COOH)·c(OH－),c(CH3COO－))增大答案：A解析：等濃度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性強(qiáng)電離程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A正確；等濃度等體積的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物質(zhì)的量相等，分別加入過(guò)量的鎂，產(chǎn)生氫氣的體積相等，故B錯(cuò)誤；HCOOH是弱酸，與NaOH發(fā)生反應(yīng)：HCOOH＋OH－=HCOO－＋H2O，故C錯(cuò)誤；eq\f(c(CH3COOH)·c(OH－),c(CH3COO－))＝eq\f(c(CH3COOH)·c(OH－)·c(H＋),c(CH3COO－)·c(H＋))＝eq\f(Kw,Ka)，將CH3COOH溶液稀釋100倍過(guò)程中，eq\f(c(CH3COOH)·c(OH－),c(CH3COO－))保持不變，故D錯(cuò)誤。10.現(xiàn)有常溫下，pH＝2的鹽酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，請(qǐng)根據(jù)下列操作回答問(wèn)題。(1)常溫下0.