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第三章　第一节　第二课时
一、选择题
1．下列关于电离常数的说法正确的是( D )
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＝＝1.75×10－5。下列有关结论可能成立的是( D )
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＝1.75×10－5
D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5
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( B )
4．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( D )
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
解析：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。
5．已知25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是( A )
酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸
电离平衡常数 Ka＝1.75×10－5 Ka＝2.98×10－8 Ka1＝4.30×10－7Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2Ka2＝1.02×10－7
A.25 ℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3
B．将0.1 mol·L－1的醋酸加水不断稀释，所有离子浓度均减小
C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO
D．少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
解析：这四种盐都是强碱弱酸盐，溶液显碱性，酸性越弱，对应的酸根结合H＋的能力越强，其盐溶液碱性越强，根据电离平衡常数，HCO的电离平衡常数最小，则CO结合H＋的能力最强，碱性最强的是Na2CO3，A正确；醋酸加水稀释，促进电离，但是pH增大，c(OH－)增大，B错误；HClO具有强氧化性，CaSO3中的＋4价S具有还原性，两者发生氧化还原反应，生成CaSO4，C错误；根据电离平衡常数，HClO的电离平衡常数大于HCO的，因此反应方程式：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO，D错误。
6．将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释至0.01 mol·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是( D )
A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小
B．稀释后溶液中c(OH－)变为稀释前的
C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动
D．稀释过程中溶液中增大
解析：温度不变，水的离子积常数不变，稀释后c(OH－)减小，c(H＋)增大，A错误；NH3·H2O为弱电解质，稀释过程中电离平衡向右移动，故稀释后溶液中c(OH－)大于稀释前的，B、C错误；同一溶液中，＝，电离平衡向右移动，故n(OH－)增大，n(NH3·H2O)减小，故增大，D正确。
7．(2022·河北保定高二期末)常温下，对下列两组溶液的判断错误的是( B )
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
解析：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。
8．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 )
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
9．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( C )
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
10．25 ℃时，c mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，溶液中CH3COOH和CH3COO－的物质的量分数
随溶液pH变化的关系如图所示。下列说法不正确的是( B )
A．在pH＝4.76时，c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)
B．c mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，增大
C．在pH＝4.76的溶液中通入HCl，α(CH3COOH)增大，α(CH3COO－)减小，α(CH3COOH)＋α(CH3COO－)＝1
D．由图可知，25 ℃时醋酸的Ka＝10－4.76
解析：由图可知，当溶液pH＝4.76时，α(CH3COOH)＝α(CH3COO－)，则c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，故A正确；醋酸为弱电解质，加水稀释，醋酸的电离平衡正向移动，所以n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大，＝减小，故B错误；当溶液pH＝4.76时，c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，通入HCl，HCl电离使溶液中c(H＋)增大，使醋酸的电离平衡逆向移动，所以α(CH3COOH)增大，α(CH3COO－)减小，根据元素质量守恒可知α(CH3COOH)＋α(CH3COO－)＝1，故C正确；由图可知，pH＝4.76时，α(CH3COOH)＝α(CH3COO－)，c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，醋酸的电离平衡常数Ka＝＝c(H＋)＝10－4.76，故D正确。
二、非选择题
11．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)，回答下列各题：
酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO
电离平衡常数(Ka) 1.8×10－5 4.6×10－4 5×10－10 3×10－8
(1)当温度升高时，K值_增大__(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)结合表中给出的电离常数回答下列问题：
①上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是_HCN__、_HNO2__(用化学式表示)。
②下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离平衡正向移动，而电离平衡常数不变的操作是_BD__(填序号)。
A．升高温度
B．加水稀释
C．加少量的CH3COONa固体
D．加少量冰醋酸
E．加氢氧化钠固体
③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式 ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO　。
(3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数K1＝5.4×10－2，K2＝5.4×10－5，写出草酸的电离方程式 H2C2O4??H＋＋HC2O　、 HC2O??H＋＋C2O　，试从电离平衡移动的角度解释K1 K2的原因 由于一级电离H2C2O4??H＋＋HC2O产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡HC2O??H＋＋C2O向左移动　。
(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实_能__(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：_往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生__。
解析：(1)弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则K值增大。(2)①K值越大、电离程度越大、酸性越强，上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是HCN、HNO2(用化学式表示)；②弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则K值增大，A不满足；越稀越电离。加水稀释，促进电离，温度不变K值不变，B满足；加少量的CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大、抑制电离，温度不变K值不变，C不满足；加少量冰醋酸，增大反应物浓度，电离平衡正向移动，温度不变K值不变，D满足；加氢氧化钠固体，发生反应、大量放热，温度升高，K值增大，E不满足；答案为BD。③醋酸酸性大于次氯酸，醋酸和次氯酸钠溶液能发生复分解反应，生成次氯酸和醋酸根离子。离子方程式为ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO。(3)多元弱酸分步电离。已知草酸是一种二元弱酸，则草酸的一级电离方程式H2C2O4??H＋＋HC2O、二级电离方程式HC2O??H＋＋C2O。由于一级电离H2C2O4??H＋＋HC2O产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡HC2O??H＋＋C2O向左移动，导致K1 K2。(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，则水垢中的碳酸钙和食醋发生了反应，故通过该事实能比较：醋酸酸性大于碳酸。实验中可依据强酸制备弱酸的原理来证明酸性强弱。则要通过实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱，方案为往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生，若有气体产生可证明醋酸的酸性大于碳酸。
12．(1)已知酸性：H2SO3>>HSO>，水杨酸()与Na2SO3溶液反应，生成物为_A__(填字母)。
A． B．SO2
C．NaHCO3 D．
(2)亚硫酸电离常数为Ka1、Ka2，改变0.1 mol·L－1亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图，则＝_105__。
解析：(1)已知酸性：H2SO3>>HSO>，则根据强酸制弱酸可知，水杨酸()与亚硫酸钠溶液反应生成与NaHSO3，故选A。
(2)c(H2SO3)＝c(HSO)时，Ka1(H2SO3)＝c(H＋)＝10－pH＝10－2，当c(SO)＝c(HSO)时，Ka2(H2SO3)＝c(H＋)＝10－pH＝10－7，＝＝105。
13．(1)25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝ 　。
(2)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－1HSCN溶液分别与20 mL 0.1mol·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，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)(3)下表是几种弱酸常温下的电离常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝4.8×10－13
①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为_H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S__。
②多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离的主要原因是_一级电离产生的氢离子对二级电离起抑制作用__(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_S2－>CO>HCO>CH3COO－__。
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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　强酸与弱酸的比较
1．了解电离平衡常数的含义。
2．能利用电离平衡常数解释弱电解质在水中发生的变化。
3．能比较强酸与弱酸。
1．构建电离平衡常数模型，培养证据推理与模型认知的能力。
2．利用电离平衡常数相对大小关系，判断强酸与弱酸的各种关系，培养宏观辨识与微观辨析的能力。
1．概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的___________________，与溶液中__________________之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。
一、电离平衡常数
各种离子浓度的乘积
未电离分子的浓度
2．电离平衡常数的表示方法
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
Ka＝___________________；
Kb＝_______________。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
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．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K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
(1)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弱电解质的_______所决定。
(2)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温度_______而增大。
大
强
不同
性质
温度
吸热
升高
正｜误｜判｜断
(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。(　　)
×
×
×
深｜度｜思｜考
1.已知T ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。
(1)当向醋酸中加入一定量的盐酸时，CH3COOH的电离常数____(填“变大”或“变小”或“不变”)，理由是________________ _____。
(2)T ℃时，将该溶液加水稀释10倍，则CH3COOH的Ka＝______________。
不变
电离常数只与温度
有关
1.75×10－5
2．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
CH3COOH HNO2 HCN H2CO3
电离
常数 1.75×10－5 5.6×
10－4 6.2×
10－10 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
(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。
(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＋＋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)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。
应｜用｜体｜验
1.对于碳酸溶液中的电离平衡，下列电离常数的表达式正确的是(　　)
C
2．下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8
Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝7.5×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝2.2×10－13
则下列说法中不正确的是(　　)
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
D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
D
解析：多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。弱酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。由于碳酸的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7比H2S氢硫酸的电离平衡常数Ka1＝9.1×10－8大，所以酸性：碳酸比氢硫酸的酸性强，A正确；多元弱酸一级电离产生的氢离子会抑制二级电离，所以多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；醋酸是一元弱酸，在溶液中存在电离
导致溶液中n(H＋)有所增加，n(CH3COOH)减小，在同一溶液中，
1．电离常数的计算——三段式法
25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
　　　　　
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
二、电离常数的计算和应用
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为(a－x)mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。
2．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)根据电离平衡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)可以制相对弱的酸(或碱)。
(3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。
(4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
3．电离度(α)
α＝_______________________×100%或α＝
_____________________ ×100%
(1)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
(2)电离度的影响因素
注意　电离度与化学平衡的转化率类似。
正｜误｜判｜断
(1)一定温度下，某弱电解质的电离常数(K)越小，其电离能力越弱。(　　)
(2)0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，溶液的pH和电离度均增大。(　　)
(3)相同条件下电离常数越大，酸的酸性越强。(　　)
√
√
√
深｜度｜思｜考
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．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：__________。
应｜用｜体｜验
1.已知下面三个数据：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是(　　)
A．Ka(HF)＝6.3×10－4
B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)＜Ka(HNO2)B
解析：相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN，由此可判断：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，其对应数据依次为：Ka(HF)＝6.3×10－4、Ka(HNO2)＝5.6×10－4、Ka(HCN)＝6.2×10－10。
2．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)
A.三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－不能够发生
酸 HX HY HZ
电离常数K/(mol·L－1) 9×10－7 9×10－6 1×10－2
C
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
三、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
小
弱
相同
相同
大
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
大
少
多
相同
正｜误｜判｜断
25 ℃时，H2A：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝2.1×10－12，H2B：Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝6.3×10－13。在相同浓度的两种溶液中；
(1)H＋的浓度：H2A>H2B。(　　)
(2)酸根离子的浓度：c(A2－)(3)酸分子的浓度：c(H2A)(4)溶液的导电能力：H2A>H2B。(　　)
(5)相同体积的两溶液中和NaOH的能力H2A>H2B。(　　)
√
×
√
√
×
深｜度｜思｜考
如何判断电解质的强弱？
提示：(1)从弱电解质电离特点分析，部分电离，离子浓度小
①在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。
②在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸溶液中，开始时反应速率前者比后者快。
(2)从影响电离平衡的外界因素分析
①采用实验证明电离平衡的存在，如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液后溶液变为红色，再加入CH3COONa晶体，颜色变浅。
②相同c(H＋)、相同体积的强酸和弱酸溶液与碱反应时，消耗碱多的为弱酸。
应｜用｜体｜验
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(　　)
C
2．在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(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
(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
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)3．25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
(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
随堂演练·知识落实
1．(2024·大连高二检测)相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)
A.三种酸的强弱关系：HCN>CH3COOH>H3PO2
C．由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸
D．相同温度下，1 mol·L－1 HCN溶液的电离常数大于0.1 mol· L－1HCN溶液的电离常数
酸 HCN CH3COOH H3PO2
电离常数K 6.2×10－10 1.75×10－5 5.9×10－2
B
2．(2023·重庆市万州第二高级中学高二检测)下列说法正确的是(　　)
B．浓度为0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大
D．向浓度为0.1 mol·L－1 H2SO3溶液中通入少量氯气，pH会增大
B
3．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是(　　)
A．弱电解质的电离平衡常数就是电解质溶于水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值
B．弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质本身的性质及外界温度有关
C．同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱
D．多元弱酸的各级电离平衡常数相同
B
解析：电离平衡常数的比值必须是达到电离平衡后的，而不是任意时刻的。弱电解质的电离平衡常数是由弱电解质自身的性质决定的，并且受外界温度的影响，同一温度和浓度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；同样，弱碱的电离平衡常数越大，碱性越强。对于同一弱电解质，温度越高，电离平衡常数越大。多元弱酸是分步电离的，其各级电离平衡常数逐级减小且差别很大。
4．氢氰酸及部分弱酸的电离常数如下表：


(1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为_____________________________。
(2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？_____。若能写出反应的化学方程式___________________________________________。
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离常数/(mol·L－1)(25 ℃) K＝1.8×10－4 K＝6.2×10－10 K1＝4.5×10－7
K2＝4.7×10－11
HCOOH＞H2CO3＞HCN
能
NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
(4)①升高0.1 mol·L－1HCN溶液的温度，HCN的电离程度如何变化？_______________________________。
_______________________。
升高温度，能促进HCN的电离
解析：(1)电离常数越大酸性越强，依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN。
(2)由于K1(H2CO3)>K(HCN)>K2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2气体可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。
(3)电离常数越大，逆反应的常数越小，即结合H＋的能力越小。
(4)①升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。

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