专题3第一单元 弱电解质的电离平衡 第2课时　电离平衡常数　强酸与弱酸的比较（共90张ppt）

(共90张PPT)
第2课时
DIERKESHI
电离平衡常数和电离度 / 电离平衡常数的简单计算 / 一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较 / 课时对点练
电离平衡常数　强酸与弱酸的比较
专题3
1.构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化。
2.利用电离平衡常数相对大小关系，建立弱电解质相对强弱和“强酸制弱酸”的思维模型。
3.认识电离度及应用。
内容索引
一、电离平衡常数和电离度
二、电离平衡常数的简单计算
三、一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
课时对点练
电离平衡常数和电离度
一
1.电离平衡常数
(1)概念：在一定温度下，当弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各离子浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓度的比值为一常数，称为电离平衡常数，简称电离常数，通常用Ka或Kb表示。
(2)电离平衡常数表达式
①一元弱酸(碱)电离常数表达式
CH3COOH：Ka＝__________________；
NH3·H2O：Kb＝ 。
②多元弱酸的电离常数表达式。
如H2S在水溶液中分两步电离，电离常数表达式分别为Ka1＝ 、
Ka2＝ 。
(3)意义：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 ，酸(或碱)性越 。
(4)电离常数的影响因素
内因：同一温度下，不同弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质 所决定。
外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为
过程，所以电离平衡常数随 而增大。
大
强
不同
本身的性质
温度
吸热
温度升高
2.电离度
(1)概念：弱电解质的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称电离度，通常用符号α表示。
(2)数学表达式
α＝ ×100%或α＝________________________
×100%。
(3)意义：表示弱电解质的 ，同一弱电解质电离度 ，电离程度 。
(4)电离度的影响因素
电离程度
越大
越大
增大
越大
越小
注意　电离度与化学平衡的转化率类似。
(1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大(　　)
(2)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定正向移动(　　)
(3)相同条件下，可根据电离平衡常数的大小，比较弱电解质的相对强弱
(　　)
(4)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大(　　)
(5)H2CO3的电离常数表达式为Ka＝ (　　)
(6)醋酸浓度越大，其电离程度越大(　　)
正误判断
×
√
×
√
×
×
1.如何从定量的角度判断醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？
2.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
CH3COOH：Ka＝1.8×10－5
H2CO3：Ka1＝4.7×10－7，Ka2＝5.6×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
(1)CH3COOH、H2CO3、 、HClO的酸性由强到弱的顺序：___________________________________。
据电离平衡常数分析，三种酸的酸性由强至弱的顺序为CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞
酸性越弱的酸根离子其结合H＋的能力越强。
(3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：_____________________________________。
NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
据题中电离平衡常数可知，酸性：H2CO3>HClO> ，据强酸制弱酸原理，向NaClO溶液中通入CO2的化学方程式为NaClO＋CO2＋H2O ===HClO＋NaHCO3。
应用体验
1.CH3COOH的电离方程式为CH3COOH H＋＋CH3COO－，25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＝1.8×10－5。下列说法正确的是
A.向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H＋)减小
B.向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动
C.该温度下0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＜1.8×10－5
D.升高温度，c(H＋)增大，Ka变大
√
B项，向该溶液中加少量CH3COONa固体，增加了CH3COO－的浓度，平衡逆向移动，错误；
C项，因为电离平衡常数只和温度有关，所以该温度下0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＝1.8×10－5，错误；
D项，由于电离吸热，所以升高温度，电离平衡正向移动，c(H＋)增大，Ka变大，正确。
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
√
向氨水中加水稀释的过程中，温度不变，则NH3·H2O的电离平衡常数不变；氨水越稀越电离，则电离度增大；但溶液总体积增大，微粒浓度减小，故溶液导电性减小。
3.电离度可表示电解质的相对强弱，电离度α＝
×100%。已知25 ℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L－1)如表所示：
编号 物质(微粒) 电离度α
A 硫酸(第一步完全电离)第二步电离： 10%
B 硫酸氢钠溶液： 29%
C 醋酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.33%
(1)25 ℃时，0.1 mol·L－1硫酸中 的电离度小于相同温度下0.1 mol·L－1
硫酸氢钠溶液中 的电离度，其原因是__________________________
________________。
编号 物质(微粒) 电离度α
A 硫酸(第一步完全电离)第二步电离： 10%
B 硫酸氢钠溶液： 29%
C 醋酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.33%
硫酸的第一步电离抑制了硫酸
氢根离子的电离
硫酸中，硫酸第一步电离出氢离子，第二步又电离出氢离子，第一步电离出的氢离子抑制第二步的电离，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子的电离不受抑制，所以0.1 mol·L－1硫酸中 的电离度小于0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中 的电离度。
编号 物质(微粒) 电离度α
A 硫酸(第一步完全电离)第二步电离： 10%
B 硫酸氢钠溶液： 29%
(2)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是______________________，则物质
的量浓度为c的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度α的关系为Ka＝______(用
含c、α的代数式表示)。
编号 物质(微粒) 电离度α
C 醋酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.33%
编号 物质(微粒) 电离度α
C 醋酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.33%
归纳总结
电离平衡常数的应用
(1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)可制相对弱的酸(或碱)。
(3)根据浓度商Qc与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。
归纳总结
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电离平衡常数的简单计算
二
1.电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH溶液
CH3COOH CH3COO－＋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
注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度
(a－x) mol·L－1一般近似为a mol·L－1。
2.电离平衡常数与电离度的关系
在一定温度下，已知b mol·L－1的一元弱酸HA溶液中，电离度为α，电
离平衡常数为Ka，试推导b、α、Ka三者之间关系：_________。
HA H＋＋ A－
平衡时 b－bα bα bα
应用体验
1.弱酸、弱碱的电离程度可以分别用它们的电离常数(Ka、Kb)或电离度(α)表示，请根据下列情景列式计算。
(1)乙酰水杨酸是一种一元弱酸(可用HA表示)，在一定温度下，0.1 mol·
L－1的乙酰水杨酸的水溶液中，乙酰水杨酸的电离常数Ka为3.4×10－4，求该酸的电离度______。
5.8%
设初始浓度为0.1 mol·L－1的HA的电离度约为x，则电离平衡时c(H＋)、c(A－)的浓度为0.1x mol·L－1，c(HA)为(0.1－0.1x) mol·L－1，则Ka＝
＝3.4×10－4，计算得出：x≈0.058＝5.8%。
(2)已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%，求NH3·H2O的电离常数Kb＝_____________。
1.77×10－5
2.现有2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸溶液，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得25 ℃时平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示(已知pH＝4时溶液中H＋的浓度为1.0×10－4 mol·L－1)：
25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝________
______________________________(列式求值)。
pH＝4时，c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1，c(HF)＝4.0×10－4 mol·L－1，由电离平衡常数的定义可知Ka(HF)＝
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一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
三
1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较 项目 酸 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 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸 大 强 相同 相同 大
一元弱酸 小 弱 小
2.相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较 项目 酸 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 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 大 多
应用体验
1.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
√
相同浓度的两溶液，醋酸部分电离，故醋酸中c(H＋)比盐酸中c(H＋)小，故A错误；
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。
2.下列关于0.1 mol·L－1NaOH与氨水两种稀溶液的说法正确的是
A.两溶液中c(OH－)相同
B.等体积的两溶液能中和等物质的量的HCl
C.两溶液稀释10倍，c(OH－)均为0.01 mol·L－1
D.两溶液的导电能力相同
√
相同浓度的两溶液，氨水部分电离，A错误；
氨水稀释过程中平衡向电离方向移动，但仍不能完全电离，C错误；
氨水部分电离，溶液中的离子浓度较小，导电能力较小，D错误。
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课时对点练
题组一　电离平衡常数及影响因素
1.在0.1 mol·L－1醋酸溶液中存在：CH3COOH CH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述错误的是
A.加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动
B.加入少量NaOH固体，溶液中H＋浓度减小
C.升高温度，电离程度增大
D.加入少量CH3COONa固体，CH3COO－浓度减小
√
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根据CH3COOH CH3COO－＋H＋可知，加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，故A正确；
根据CH3COOH CH3COO－＋H＋可知，加入少量NaOH固体与CH3COOH电离生成的H＋结合生成水，溶液中氢离子浓度减小，故B正确；
CH3COOH电离为吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，电离程度增大，故C正确；
加入少量CH3COONa固体，CH3COO－浓度增大，故D错误。
1
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2.已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝
＝1.8×10－5。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时，Ka＝2×10－4
C.标准状况下，醋酸中Ka＝1.8×10－5
D.升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5
√
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醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，题中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(0 ℃)温度低于25 ℃，则Ka小于1.8×10－5，所以C项不成立、D项可能成立。
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3.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离程度和浓度关系的是
1
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根据甲、乙的电离平衡常数可知，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度：CH3COOH＜CH2ClCOOH，可以排除A、C项；
当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D项，故B项正确。
题组二　利用Ka比较弱酸的相对强弱
4.(2021·湖南邵东一中高二检测)下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
1
2
3
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CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 Ka1＝7.5×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝2.2×10－13
则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，
D.常温下，向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
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CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 Ka1＝7.5×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝2.2×10－13
√
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3
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5
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由表格数据可知，Ka1(H2CO3)>Ka1(H2S)，则碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确；
多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，则多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 Ka1＝7.5×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝2.2×10－13
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将溶液无限稀释，c(H＋)不变，c(CH3COO－)减小，则 的值
会减小，C错误；
电离平衡常数是温度的函数，向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数不变，D正确。
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 Ka1＝7.5×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝2.2×10－13
5.相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是
1
2
3
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5
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酸 HX HY HZ
电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ
B.反应HZ＋Y－===HY＋Z－不能发生
C.由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D.相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX
溶液的电离平衡常数
√
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A项，酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据可知，酸的电离平衡常数：HZ>HY>HX，则酸性：HZ>HY>HX，错误；
B项，根据强酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生，错误；
C项，完全电离的为强酸、部分电离的为弱酸，这三种酸都部分电离，均为弱酸，错误；
D项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，正确。
酸 HX HY HZ
电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
6.(2022·太原高二检测)由表格中的电离平衡常数数据判断下列反应可以发生的是
1
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弱酸 HClO H2CO3
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝3.2×10－8 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
A.NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3
B.NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
C.2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3
D.2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2＋H2O
√
由表格中数据可知，酸性：H2CO3>HClO> 。根据强酸制弱酸原理判断，只有B项反应可以发生。
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弱酸 HClO H2CO3
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝3.2×10－8 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
题组三　弱电解质溶液离子浓度比值变化的判断
7.将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是
A.c(H＋) B.Ka(HF)
1
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√
HF为弱酸，存在电离平衡：HF H＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件时，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；
电离常数只受温度的影响，温度不变，电离常数Ka(HF)不变，B错误；
当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1(25 ℃)，所以 减小，C错误；
1
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，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，
n(HF)减小，所以 增大，D正确。
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8.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是
1
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√
题组四　强酸、弱酸的比较
9.现有等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸，取等体积的两种溶液分别加入足量铁，产生H2体积(同温同压下测定)的变化曲线如图所示，其中正确的是
A.①③
B.②④
C.①②③④
D.都不对
√
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向等体积、等pH或等浓度的盐酸和醋酸溶液中加入足量铁，随着反应进行V(H2)应增大，故①③错误；
等pH的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量浓度要比盐酸大得多，与足量的铁反应时，不仅产生的氢气体积更大，反应更快，而且反应的时间更长，不可能比盐酸更早结束反应，②错误；
在等浓度的情况下，醋酸的反应速率比盐酸小，④错误，故选D项。
10.(2021·安徽太和一中高二月考)25 ℃时，pH＝3的盐酸和醋酸溶液各
1 mL分别加水稀释，溶液导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法不正确的是
A.曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程
B.a点溶液中的c(H＋)比b点溶液中的c(H＋)大
C.b点溶液中和氢氧化钠的能力强于a点溶液
D.将a、b两点所示溶液加热至30 ℃，
的值变小
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√
A项，由题图可知稀释相同倍数，导电能力的下降程度：曲线Ⅰ>曲线Ⅱ，则曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程，曲线Ⅱ代表醋酸的稀释过程，正确；
B项，由题图可知，a点溶液的导电能力小于b点溶液
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的导电能力，则a点溶液中的氢离子浓度小于b点溶液，错误；
C项，起始时盐酸和醋酸溶液的pH都等于3，由于盐酸为强酸、醋酸为弱酸，起始时c(HCl)n(HCl)，稀释过程中溶质的物质的量不变，所以b点溶液中和NaOH的能力强于a点溶液，正确；
D项，将a点溶液加热，c(Cl－)不变，将b点溶液加热，促进醋酸的电离，c(CH3COO－)增大，则 的值变小，正确。
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11.已知H2CO3的电离平衡常数：Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11，HClO的电离平衡常数：Ka＝4.0×10－8。在反应Cl2＋H2O HCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入
A.NaOH B.HCl
C.NaHCO3 D.H2O
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√
要使HClO的浓度增大，必须使该平衡右移，且加入的物质与HClO不反应。加入NaOH时，平衡虽然右移，但HClO也参与反应，导致HClO的浓度减小；加入HCl时，平衡左移，HClO的浓度减小；加水稀释时，HClO的浓度也减小；
由题给电离平衡常数知，酸性：H2CO3>HClO> ，故加入NaHCO3时，NaHCO3只与HCl反应，使平衡右移，HClO的浓度增大。
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12.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
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A.加少量烧碱溶液
B.降低温度
C.加少量冰醋酸
D.加水
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14.现有①盐酸、②醋酸、③硫酸三种稀溶液，用序号回答下列问题。
(1)若三种酸的物质的量浓度相等：
a.三种溶液中c(H＋)的大小关系为______________。
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③＞①＞②
H2SO4为二元强酸，HCl为一元强酸，在溶液中均全部电离；CH3COOH为弱酸，在溶液中部分电离，故③＞①＞②。
b.取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积大小关系为____________。
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③＞①＝②
三种酸的物质的量相等，盐酸和醋酸消耗的NaOH相等，但H2SO4为二元酸，所以消耗的NaOH是盐酸和醋酸的两倍，所以③＞①＝②。
c.取等质量的Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为____________。
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①＝②＞③
与等质量的Zn完全反应，消耗的盐酸和醋酸相等，消耗的H2SO4最少，所以①＝②＞③。
(2)若三种溶液的c(H＋)相等：
a.三种酸的物质的量浓度大小关系为_____________。
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②＞①＞③
CH3COOH是弱酸，c(CH3COOH) c(H＋)，c(H2SO4)＝ c(H＋)，c(HCl)＝c(H＋)，所以②＞①＞③。
b.取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积大小关系为____________。
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②＞①＝③
等体积的三种溶液中，n(CH3COOH)＞n(HCl)，而HCl和H2SO4都是强电解质，两溶液中的n(H＋)相等，消耗NaOH一样多，所以②＞①＝③。
c.取等质量的Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为______________。
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①＝③＞②
与等质量的Zn完全反应，消耗的n(H＋)相等，所以溶液中c(H＋)大的消耗的体积小，H2SO4与HCl的c(H＋)相等，而CH3COOH在反应中会继续电离产生H＋，所以消耗体积最小，所以①＝③＞②。
15.如表所示是几种常见弱酸的电离常数：
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酸 电离方程式 电离常数Ka
CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ Ka＝1.75×10－5
H2CO3 Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
H2S Ka1＝1.3×10－7
Ka2＝7.1×10－15
H3PO4 Ka1＝7.1×10－3
Ka2＝6.3×10－8
Ka3＝4.2×10－13
请回答下列问题：
(1)Ka只与温度有关，当温度升高时，Ka______(填“增大”“减小”或“不变”)。
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增大
温度升高，促进弱电解质电离，Ka增大。
(2)在温度相同时，各弱酸的电离常数Ka不同，电离常数Ka的大小与酸性的相对强弱的关系为_______________________________________。
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根据题意及表中数据可知，弱酸电离常数Ka越大，对应的酸性越强。
Ka越大弱酸的电离程度越大，酸性越强
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HS－
利用Ka的大小进行比较，由表可看出H3PO4的Ka值最大，酸性最强；HS－的Ka值最小，酸性最弱。
H3PO4
(4)H3PO4的Ka1、Ka2、Ka3之间存在着数量上的规律，此规律是_________
______________________，产生此规律的原因是____________________
________________________。
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Ka3≈1∶10－5∶10－10
由于上一步电离产生的H＋对下一步电离有抑制作用，使得上一步电离常数远大于下一步电离常数。
Ka1∶Ka2∶
上一步电离产生的H＋
对下一步电离有抑制作用
(5)用食醋可清除水壶中的水垢，通过该事实_____(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请另设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案为__________________________________________________
________________________________________________________。
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向盛有少量NaHCO3溶液的试管中加入适量CH3COOH
能
溶液，产生无色气泡，证明醋酸酸性强于碳酸(答案合理即可)
16.(1)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O ＋OH－。如想增大
的浓度而不增大OH－的浓度，应采取的措施是____(填字母)。
a.适当升高温度 b.加入NH4Cl固体
c.通入NH3 d.加入少量浓盐酸
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bd
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(2)常温下，有c(H＋)、体积均相同的醋酸和盐酸两种溶液，采取以下措施：
①加适量醋酸钠晶体后，两溶液中的c(H＋)变化：醋酸溶液中c(H＋)
_____(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，盐酸中c(H＋)_____。
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减小
减小
加适量CH3COONa晶体，平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋向左移动，c(H＋)减小，盐酸中发生反应：CH3COO－＋H＋===CH3COOH，c(H＋)减小。
②加水稀释10倍后，醋酸溶液中的c(H＋)___(填“＞”“＝”或“＜”)盐酸溶液中的c(H＋)。
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＞
加水稀释10倍，CH3COOH的电离平衡向右移动，n(H＋)增多，HCl不存在电离平衡，HCl电离出的n(H＋)不变。
③加等浓度的NaOH溶液至恰好中和，所需NaOH溶液的体积：醋酸___(填“＞”“＝”或“＜”)盐酸。
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加NaOH溶液，CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O，HCl＋NaOH
===NaCl＋H2O，由于CH3COOH是部分电离，反应过程中CH3COOH的电离平衡向电离方向移动且反应前c(CH3COOH)＞c(HCl)，故中和时CH3COOH所需NaOH的体积多。
④使温度都升高20 ℃，溶液中c(H＋)：醋酸_____(填“＞”“＝”或“＜”)盐酸。
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＞
升高温度，CH3COOH的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)增大，HCl已全部电离。
⑤分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是____(填字母)。(Ⅰ表示盐酸，Ⅱ表示醋酸)
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c
反应开始时两溶液pH相同，即c(H＋)相同，所以开始与Zn反应速率相同，随着反应的进行，CH3COOH的电离平衡向电离方向移动，故反应速率：v(CH3COOH)＞v(HCl)，又因为反应开始时c(CH3COOH)＞c(HCl)，所以与足量锌反应，CH3COOH生成H2的量多。
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(3)将0.1 mol·L－1的CH3COOH加水稀释，下列有关稀释后醋酸溶液的说法正确的是_____(填字母)。
a.电离程度增大
b.溶液中离子总数增多
c.溶液导电性增强
d.溶液中醋酸分子增多
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