第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸的比较
[核心素养发展目标] 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，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。3.能进行电离平衡常数及电离度的有关计算。
一、电离平衡常数和电离度
1．电离平衡常数
(1)概念
在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，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和Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。
(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＝________________________________________________________________________。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1 Ka2，因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
注意 一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到难溶物的溶度积常数。
(3)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____________________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。
(4)意义
①电离常数是弱电解质电离程度的定量表示。
②根据Ka、Kb的大小，可以判断弱酸、弱碱的酸碱性的相对强弱。Ka、Kb越大，弱酸的酸性越______，弱碱的碱性越______。
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
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)同一弱电解质溶液，浓度大的电离平衡常数大( )
(5)H2S的电离常数表达式为Ka＝( )
1．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
CH3COOH HNO2 HCN H2CO3
电离常数 1.8×10－5 5.6×10－4 4.93×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11
(1)试比较相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡向哪个方向移动？此时HNO2的电离常数是否发生变化？为什么？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(3)判断反应NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2是否正确？向NaCN溶液中通入少量CO2，反应能否进行？若能进行，写出反应的化学方程式。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
2．根据上题的电离常数，计算25 ℃时，0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液达到电离平衡时的电离度(α)，写出计算过程。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
3．在某温度时，0.20 mol·L－1的氨水的电离度为0.85%，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数Kb，写出计算过程。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
有关电离平衡常数的计算模板
HX H＋ ＋ X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则K＝≈。
当弱电解质电离程度很小时，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝，c(H＋)＝。
二、强酸与弱酸的比较
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 _____ _____ _____ _____
一元弱酸 _____ _____
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 ____ ____ ____ ____ ____
一元弱酸 ____ ____
1．相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( )
2．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。填写下列空白：
(1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是________________________________
________________________________________________________________________。
(2)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a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)__________________________________________V(b)，
原因是________________________________________________________________________。
第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸的比较
一、
1．(2)①
② (3)不同 物质本身的性质 温度 吸热 温度升高 (4)②强 强
2．(2) (3)电离程度 越大 越大 (4)增大 越大 越小
正误判断
(1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)×
思考交流
1．(1)电离常数越大，酸性越强，故酸性：HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN。
(2)HNO2溶液中存在电离平衡：HNO2H＋＋NO，加入盐酸，上述平衡逆向移动；此时HNO2的电离常数不变，原因是溶液的温度不变。
(3)不正确，原因是HNO2的酸性强于CH3COOH，故反应不能发生。因酸性：H2CO3＞HCN＞HCO，故向NaCN溶液中通入CO2，不论CO2是否过量，产物均为HCN和NaHCO3，反应的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。
2．设浓度为0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中电离的醋酸为x mol·L－1，则有
CH3COOHH＋＋CH3COO－
初始/ mol·L－1 0.10 0 0
平衡/ mol·L－1 0.10－x x x
当Ka数值很小时，x的数值很小，可作近似处理：
0．10－x≈0.10
所以Ka＝≈
x＝＝≈1.34×10－3，
α＝×100%＝×100%＝1.34%。
3．由电离方程式NH3·H2ONH＋OH－可知，0.20 mol·L－1氨水中c(OH－)＝c(NH)＝c起始(氨水)·α＝0.20 mol·L－1×0.85%＝1.7×10－3 mol·L－1。
列三段式计算电离常数：
NH3·H2O NH ＋ OH－
起始/ mol·L－1 0.20 0 0
变化/ mol·L－1 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3
平衡/ mol·L－1 0.20－1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3
c(NH3·H2O)＝(0.20－1.7×10－3) mol·L－1≈0.20 mol·L－1，
Kb＝＝≈1.4×10－5。
二、
1．大 强 小 弱 相同 相同 大 小
2．相同 相同 小 少 大 多 相同
应用体验
1．C
2．(1)大于 等于 反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等 (2)等于 小于 开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大
解析 (1)物质的量浓度相同时，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)，醋酸产生H2的速率比盐酸小。反应完毕后，因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最终产生H2的量相等。(2)c(H＋)相同时，反应开始时产生H2的速率相等。反应完毕后，因c(H＋)相同，醋酸浓度大，则n(HCl)电离平衡常数 强酸与弱酸的比较
第2课时
专题3 第一单元
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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，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。
3.能进行电离平衡常数及电离度的有关计算。
核心素养
发展目标
一、电离平衡常数和电离度
二、强酸与弱酸的比较
课时对点练
内容索引
电离平衡常数和电离度
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一
1.电离平衡常数
(1)概念
在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，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和Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。
一
电离平衡常数和电离度
(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＝___________。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1 Ka2，因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
注意 一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到难溶物的溶度积常数。
(3)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 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。
不同
物质本身的性质
温度
吸热
温度升高
(4)意义
①电离常数是弱电解质电离程度的定量表示。
②根据Ka、Kb的大小，可以判断弱酸、弱碱的酸碱性的相对强弱。Ka、Kb越大，弱酸的酸性越 ，弱碱的碱性越 。
强
强
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____
电离程度
越大
越大
(4)电离度的影响因素
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)同一弱电解质溶液，浓度大的电离平衡常数大
(5)H2S的电离常数表达式为Ka＝
×
√
√
×
×
1.已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
CH3COOH HNO2 HCN H2CO3
电离 常数 1.8×10－5 5.6×10－4 4.93×10－10 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
(1)试比较相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱。
提示 电离常数越大，酸性越强，故酸性：HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN。
CH3COOH HNO2 HCN H2CO3
电离 常数 1.8×10－5 5.6×10－4 4.93×10－10 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
(2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡向哪个方向移动？此时HNO2的电离常数是否发生变化？为什么？
提示 HNO2溶液中存在电离平衡：HNO2 H＋＋ ，加入盐酸，上述平衡逆向移动；此时HNO2的电离常数不变，原因是溶液的温度不变。
(3)判断反应NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2是否正确？向NaCN溶液中通入少量CO2，反应能否进行？若能进行，写出反应的化学方程式。
提示 不正确，原因是HNO2的酸性强于CH3COOH，故反应不能发生。因酸性：H2CO3＞HCN＞ ，故向NaCN溶液中通入CO2，不论CO2是否过量，产物均为HCN和NaHCO3，反应的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。
2.根据上题的电离常数，计算25 ℃时，0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液达到电离平衡时的电离度(α)，写出计算过程。
答案 设浓度为0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中电离的醋酸为x mol·L－1，则有
CH3COOH H＋＋CH3COO－
初始/(mol·L－1) 0.10 0 0
平衡/(mol·L－1) 0.10－x x x
当Ka数值很小时，x的数值很小，可作近似处理：
0.10－x≈0.10
3.在某温度时，0.20 mol·L－1的氨水的电离度为0.85%，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数Kb，写出计算过程。
列三段式计算电离常数：
NH3·H2O ＋ OH－
起始/(mol·L－1) 0.20 0 0
变化/(mol·L－1) 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3
平衡/(mol·L－1) 0.20－1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3
c(NH3·H2O)＝(0.20－1.7×10－3) mol·L－1≈0.20 mol·L－1，
归纳总结
有关电离平衡常数的计算模板
HX H＋ ＋ X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
归纳总结
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强酸与弱酸的比较
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二
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
二
强酸与弱酸的比较
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 ____ ____ _____ _____ ____
一元弱酸 _____ ____ _____
大
强
相同
相同
大
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 _____ _____ ____ ____ _____
一元弱酸 ____ ____
相同
相同
小
少
相同
大
多
1.相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是
√
相同体积、相同c(H＋)的一元强酸和一元弱酸，刚开始与锌粉反应的速率是相同的，随着反应进行，弱酸能继续电离出H＋，故其反应速率比强酸的大，排除B、D项；
弱酸的物质的量浓度大于强酸的，所以弱酸与足量的锌粉反应生成氢气的量较多，排除A项。
2.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。填写下列空白：
(1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________
_______________________。
大于
等于
反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等
物质的量浓度相同时，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)，醋酸产生H2的速率比盐酸小。反应完毕后，因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最终产生H2的量相等。
(2)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a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是_______________________________________
________________________________________。
等于
小于
开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大
c(H＋)相同时，反应开始时产生H2的速率相等。反应完毕后，因c(H＋)相同，醋酸浓度大，则n(HCl)返回
课时对点练
对点训练
题组一 电离平衡常数和电离度
1.下列关于电离常数的说法正确的是
A.Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)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
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对点训练
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酸溶液中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，A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，C项错误。
对点训练
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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对点训练
醋酸中存在电离平衡：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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对点训练
3.(2024·福建泉州高二检测)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
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14
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
酸 HX HY HZ
电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
√
对点训练
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，则酸性强弱：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。
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对点训练
4.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
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对点训练
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。
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对点训练
5.常温下，对下列两组溶液的判断错误的是
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组别 浓度 体积
① 0.1 mol·L－1醋酸 V1 L
② 0.01 mol·L－1醋酸 V2 L
A.醋酸的电离程度：①<②
B.溶液中各种离子浓度均有：①>②
C.醋酸的电离平衡常数：①＝②
D.若V2＝10V1，中和NaOH的能力：①＝②
√
对点训练
醋酸浓度越小，电离程度越大，A项正确；
将①加水稀释可得到②，醋酸加水稀释，c(CH3COO－)、c(H＋)均减小，但c(OH－)增大，B项错误；
温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，C项正确；
若V2＝10V1，两种醋酸的物质的量相同，中和NaOH的能力相同，D项正确。
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对点训练
题组二 强酸与弱酸的比较
6.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.加水稀释两倍后，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
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对点训练
加入醋酸钠，CH3COO－可结合H＋，c(H＋)均降低，A正确；
升温有利于CH3COOH的电离，所以CH3COOH溶液中c(H＋)增大，B错误；
加水稀释，两种溶液的酸性均减弱，C错误；
两种溶液中c(H＋)相同，但是CH3COOH溶液中还有未电离的CH3COOH，所以最终醋酸产生的氢气比盐酸多，D错误。
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对点训练
7.在体积都为1 L，c(H＋)都为0.01 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下列图示符合客观事实的是
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对点训练
B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；
D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。
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对点训练
8.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所示。据图判断下列说法正确的是
A.曲线Ⅱ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，消耗NaOH的量相同
D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
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√
对点训练
醋酸属于弱电解质，在稀释时会电离出H＋，故稀释
相同倍数时醋酸溶液中c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)
的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线
Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误；
溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，离子浓度：b＞c，故导电能力：b＞c，B项正确；
1
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13
14
对点训练
a点、b点表示溶液稀释相同倍数，溶质的物质的量
没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前
两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则
c(CH3COOH)＞c(HCl)，故n(CH3COOH)＞n(HCl)，
即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；
a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项错误。
1
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9.在溶液导电性实验装置里，相同温度下分别注入20 mL 6 mol·L－1醋酸和20 mL 6 mol·L－1氨水，灯光明暗程度相同，如果把这两种溶液混合后再实验，则下列说法正确的是
A.灯光变暗；CH3COOH的电离常数等于NH3·H2O
B.灯光变暗；CH3COOH的电离常数大于NH3·H2O
C.灯光变亮；CH3COOH的电离常数小于NH3·H2O
D.灯光变亮；CH3COOH的电离常数等于NH3·H2O
1
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综合强化
√
相同温度下，20 mL 6 mol·L－1醋酸和20 mL 6 mol·L－1氨水装置中的灯光亮度相同，说明等浓度的二者溶液中离子浓度相等，即二者电离常数相等；醋酸和氨水两种溶液混合生成强电解质醋酸铵，自由移动的离子浓度变大，溶液的导电能力增强，灯光变亮。
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综合强化
10.常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10－5、1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的说法正确的是
A.c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B.等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞
CH3COOH
C.HCOOH可能与NaOH发生反应：H＋＋OH－===H2O
D.将CH3COOH溶液稀释100倍过程中， 保持不变
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综合强化
√
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等浓度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性强、电离程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A错误；
等浓度等体积的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物质的量相等，分别加入过量的镁，产生氢气的体积相等，故B错误；
HCOOH是弱酸，与NaOH发生反应：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C错误；
综合强化
综合强化
11.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：
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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
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
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
√
综合强化
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由H2SO4在冰醋酸中的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部电离，故C错误。
综合强化
12.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)写出BOH的电离方程式：____________________。
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因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c电离(BOH)＝c(B＋)≈c(OH－)＝1×10－3 mol·
L－1，则BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－。
BOH B＋＋OH－
综合强化
(2)BOH的电离平衡常数Kb＝__________。
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1×10－5
综合强化
(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。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)＝________mol·L－1。
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<
1×10－4
综合强化
13.已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的曲线如图。
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14
(1)反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显
差异的原因是_____________________________________
_________________________________________________________________________________________________________________________。
Ka(CH3COOH)相同物质的量浓度和体积的两溶液中，HSCN溶液中c(H＋)大于CH3COOH溶液中c(H＋)，故HSCN溶液与NaHCO3溶液反应速率快
综合强化
(2)写出HSCN与NaHCO3反应的离子方程式：
___________________________________。
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综合强化
14.下表是几种弱酸常温下的电离常数：
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14
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
(1)CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为____________________________。
H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S
综合强化
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CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
(2)H2CO3的二级电离程度远小于一级电离的主要原因是________________________________________________(从电离平衡角度考虑)。
第一步电离产生的氢原子对第二步电离起抑制作用
综合强化
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CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
(3)同浓度的CH3COO－、 、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为__________________________。
综合强化
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CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
(4)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶
c(CH3COO－)＝5∶9，此时溶液中c(H＋)＝__________ mol·L－1。
1×10－5
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CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
(5)根据Ka值大小判断下列反应能否发生：CH3COOH＋ ________
(填“能”或“不能”，下同)，H2CO3＋HS－→_____。
不能
能
返回作业26 电离平衡常数 强酸与弱酸的比较
(选择题1～11题，每小题6分，共66分)
题组一 电离平衡常数和电离度
1．下列关于电离常数的说法正确的是( )
A．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)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．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
3．(2024·福建泉州高二检测)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( )
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
4．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
5．常温下，对下列两组溶液的判断错误的是( )
组别 浓度 体积
① 0.1 mol·L－1醋酸 V1 L
② 0.01 mol·L－1醋酸 V2 L
A.醋酸的电离程度：①<②
B．溶液中各种离子浓度均有：①>②
C．醋酸的电离平衡常数：①＝②
D．若V2＝10V1，中和NaOH的能力：①＝②
题组二 强酸与弱酸的比较
6．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．加水稀释两倍后，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
7．在体积都为1 L，c(H＋)都为0.01 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下列图示符合客观事实的是( )
8.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所示。据图判断下列说法正确的是( )
A．曲线Ⅱ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，消耗NaOH的量相同
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
9．在溶液导电性实验装置里，相同温度下分别注入20 mL 6 mol·L－1醋酸和20 mL 6 mol·L－1氨水，灯光明暗程度相同，如果把这两种溶液混合后再实验，则下列说法正确的是( )
A．灯光变暗；CH3COOH的电离常数等于NH3·H2O
B．灯光变暗；CH3COOH的电离常数大于NH3·H2O
C．灯光变亮；CH3COOH的电离常数小于NH3·H2O
D．灯光变亮；CH3COOH的电离常数等于NH3·H2O
10．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10－5、1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的说法正确的是( )
A．c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞CH3COOH
C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H＋＋OH－===H2O
D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变
11．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＋＋SO
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
12．(12分)已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，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。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)＝________mol·L－1。
13.(10分)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的曲线如图。
(1)反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)写出HSCN与NaHCO3反应的离子方程式：_________________________________
________________________________________________________________________。
14．(12分)下表是几种弱酸常温下的电离常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13
(1)CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为____________
____________________________________________________________。
(2)H2CO3的二级电离程度远小于一级电离的主要原因是________________________
________________________________________________________________________(从电离平衡角度考虑)。
(3)同浓度的CH3COO－、HCO、CO、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。
(4)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝5∶9，此时溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。
(5)根据Ka值大小判断下列反应能否发生：CH3COOH＋H2PO→________(填“能”或“不能”，下同)，H2CO3＋HS－→________。
作业26 电离平衡常数 强酸与弱酸的比较
1．D 2.D 3.D
4．B [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。]
5．B [醋酸浓度越小，电离程度越大，A项正确；将①加水稀释可得到②，醋酸加水稀释，c(CH3COO－)、c(H＋)均减小，但c(OH－)增大，B项错误；温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，C项正确；若V2＝10V1，两种醋酸的物质的量相同，中和NaOH的能力相同，D项正确。]
6．A [加入醋酸钠，CH3COO－可结合H＋，c(H＋)均降低，A正确；升温有利于CH3COOH的电离，所以CH3COOH溶液中c(H＋)增大，B错误；加水稀释，两种溶液的酸性均减弱，C错误；两种溶液中c(H＋)相同，但是CH3COOH溶液中还有未电离的CH3COOH，所以最终醋酸产生的氢气比盐酸多，D错误。]
7．C [B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。]
8．B 9.D
10．D [等浓度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性强、电离程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A错误；等浓度等体积的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物质的量相等，分别加入过量的镁，产生氢气的体积相等，故B错误；HCOOH是弱酸，与NaOH发生反应：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C错误；＝，将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变，故D正确。]
11．C [由H2SO4在冰醋酸中的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部电离，故C错误。]
12．(1)BOH??B＋＋OH－ (2)1×10－5
(3)< 1×10－4
解析 (1)因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c电离(BOH)＝c(B＋)≈c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，则BOH不完全电离，故电离方程式为BOH??B＋＋OH－。
(2)电离平衡时，c(BOH)＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝≈＝1×10－5。
(3)电离过程是吸热的，温度越高电离常数越大，T ℃时BOH的电离平衡常数为1×10－7<1×10－5，则T<25。电离常数Kb＝≈＝1×10－7，则c(B＋)＝1×10－4 mol·L－1。
13．(1)Ka(CH3COOH)(2)HSCN＋HCO===SCN－＋CO2↑＋H2O
14．(1)H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S (2)第一步电离产生的氢原子对第二步电离起抑制作用 (3)S2－>CO>HCO>CH3COO－ (4)1×10－5 (5)不能 能
