第14讲 电离平衡常数　强酸与弱酸比较 （原卷版）-2024年新高二化学暑假讲义+习题（人教版2019选择性必修1）

这是一份第14讲 电离平衡常数　强酸与弱酸比较 （原卷版）-2024年新高二化学暑假讲义+习题（人教版2019选择性必修1），共12页。试卷主要包含了电离平衡常数的应用，一元强酸和一元弱酸的比较，2×10-4，0×10-10，3×10-7等内容，欢迎下载使用。
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.建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。
一、电离平衡常数
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，用K表示。
2．电离平衡常数的表示方法
ABA＋＋B－ K＝eq \f(cA＋·cB－,cAB)。
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)；
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－
Kb＝eq \f(cNH\\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)。
(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，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3) Ka1＝eq \f(cHCO\\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)；
HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3) Ka2＝eq \f(cH＋·cCO\\al(2－,3),cHCO\\al(－,3))。
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 电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．电离常数的意义
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 ，酸(或碱)性 。
4．电离常数的影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 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升高而 。
5．电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a ml·L－1的CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/(ml·L－1) a 0 0
变化浓度/(ml·L－1) x x x
平衡浓度/(ml·L－1) a－x x x
则Ka＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝eq \f(x2,a－x)≈eq \f(x2,a)。
【特别提醒】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) ml·L－1一般近似为a ml·L－1。
电离度(α)＝eq \f(已电离的分子数,弱电解质分子总数)
注意：温度越高电离度越大；稀释溶液，电离度变大。弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。
6.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)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。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq \f(Ka,cH＋)，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。
二、强酸与弱酸的比较
1．实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
2.思考与讨论：镁条与等浓度、等体积的盐酸、醋酸的反应
向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 ml·L－1盐酸、2 mL 2 ml·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示：
由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况
3.一元强酸和一元弱酸的比较
(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
(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
考点01 电离常数的概念及表达式
【例1】下列有关电离常数的表达式错误的是（ ）
A．：
B．：
C．：
D．：
【变式1-1】已知25℃时，K==1.75×10-5，其中K是该温度下CH3COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是（ ）
A．向该溶液中加入一定量的硫酸，K增大
B．升高温度，K增大
C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大
D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K增大
考点02 利用Ka比较弱酸的相对强弱
【例2】时，的电离常数，的电离常数。下列说法正确的是
A．的酸性弱于
B．的酸性弱于
C．多元弱酸第一步电离产生的对第二步电离有促进作用
D．多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
【变式2-1】如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数：
下列说法正确的是
A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH
B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大
C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大
D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生
【变式2-2】已知时有关弱酸的电离平衡常数如表：
则时，下列有关说法正确的是
A．相同的三种溶液，浓度关系：
B．将均为4的溶液和HCN溶液稀释相同的倍数后，前者的小于后者
C．向溶液中通入少量所发生的化学反应为
D．将等浓度的HCN溶液和溶液等体积混合，所得溶液呈酸性
考点03 弱酸溶液离子浓度比值变化的判断
【例3】56．下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
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
C．常温下，加水稀释醋酸，增大
D．向弱酸溶液中加少量 NaOH 溶液，电离常数不变
【变式3-1】25 ℃时，的盐酸和醋酸溶液各分别加水稀释，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点溶液中的比b点溶液中的大
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
考点04 强酸、弱酸的比较
【例4】下列叙述可说明属于弱酸的是
A．能与水以任意比互溶
B．溶液中约为
C．能与溶液反应，产生气体
D．溶液能使紫色石蕊溶液变红
【变式4-1】3.的两种酸溶液A、B各，分别加水稀释到，其与溶液体积(V)的关系如图示，下列说法错误的是
A．若，则A是强酸，B是弱酸
B．若，则A、B都是弱酸
C．稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱
D．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
1．下列有关电离常数的叙述正确的是（ ）
A．电离常数受溶液中电解质浓度的影响
B．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大
D．常温下，0.1ml/L的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，则醋酸的电离常数Ka=10-4
2．下列事实可以证明NH3·H2O是弱碱的是
A．氨水能跟CuCl2溶液反应生成Cu(OH)2沉淀
B．铵盐受热易分解，放出氨气
C．0.1ml·L-1的氨水可以使酚酞溶液变红
D．0.1ml·L-1的氨水中，c(OH-)约为0.001ml·L-1
3．下列事实能证明HA是弱酸的是
①0.1 ml·LHA溶液中通入HCl，减小
②0.1 ml·LHA溶液可以使石蕊溶液变红
③常温下，0.1 ml·LHA溶液中 ml·L
④相同温度下，0.1 ml·LHA溶液的导电能力比0.1 ml·L 溶液弱
A．①②B．①③C．②④D．③④
4．溶液中有1%的电离，则的电离平衡常数为
A．B．C．D．
5．1 ml·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为
A．1.0×10-4B．1.0×10-5C．1.0×10-2D．1.0×10-6
6.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
下列选项错误的是
A．2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO
B．2HCOOH+CO→2HCOO-+H2O+CO2↑
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．等pH的HCOOH和HCN稀释相同的倍数后pH前者大于后者
7．已知常温下的电离平衡常数，；的电离平衡常数，。下列说法不正确的是
A．稀释溶液，减小
B．酸性：
C．用溶液吸收，当溶液呈中性时，
D．的溶液，加水稀释到500倍，则稀释后与的比值为1∶10
8．已知，时溶液中存在以下平衡：
①
②
③
时，溶液中，随的变化关系如图所示。下列说法错误的是

A．溶液中，加入少量的气体，增大
B．溶液颜色不再变化，可以判断该体系达到平衡状态
C．a点溶液中离子浓度关系：
D．反应③的化学平衡常数
9.常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表。下列说法正确的是
A．向溶液中通入少量：
B．常温下，相同浓度的溶液和溶液的酸性，后者更强
C．向溶液中通入少量：
D．向氯水中分别加入等浓度的溶液和溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
10．由表格中的电离常数判断下列反应可以发生的是（ ）
A．NaClO+NaHCO3=HClO+Na2CO3
B．NaClO+CO2+H2O=HClO+NaHCO3
C．2NaClO+CO2+H2O=2HClO+Na2CO3
D．HClO+NaHCO3=NaClO+CO2↑+H2O
11．已知：25℃时，CH3COOH的电离常数K=1.75×10-5，H2CO3的电离常数K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11。下列说法不正确的是（ ）
A．向Na2CO3溶液中加入乙酸有气泡产生
B．25℃时，向乙酸中加入NaOH溶液，CH3COOH的电离程度和K均增大
C．向0.1ml/LCH3COOH溶液中加入蒸馏水，c(H+)减小
D．向H2CO3溶液中加入NaHCO3固体，c(H+)减小
12．室温下将体积相同、浓度均为0.1ml·L-l的盐酸和醋酸分别采取下列措施，有关叙述一定正确的是
A．分别加入足量锌粉，充分反应后产生的H2一样多
B．分别加入足量锌粉，反应开始时产生H2的速率相等
C．分别加入NaOH固体恰好中和后，两溶液的pH相同
D．分别加水稀释100倍后，两溶液的pH：盐酸大于醋酸
13．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数，由表格数据判断以下说法中不正确的是
A．相同条件下在冰醋酸中，硝酸是这四种酸中最弱的酸
B．在冰醋酸中，这四种酸都没有完全电离
C．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式为H2SO4⇌H++、⇌H++
D．电解质的强弱与所处的溶剂无关
14．常温下，几种弱电解质的电离平衡常数如表所示，向20mL0.1ml/L的盐酸溶液中逐滴滴加0.1ml/L的氨水，溶液的pH变化曲线如图所示。
下列说法正确的是（ ）
A．CH3COONH4溶液中c(OH-)=c(H+)≠l0-7ml/L
B．和能发生彻底水解反应
C．曲线上水的电离程度最大的点为b点
D．d点时，c(OH-)-c(H+)=[c()-2c(NH3·H2O)］
15．已知电离常数：，、。下列离子方程式书写正确的是
A．向KCN(aq)中通入少量的气体：
B．饱和碳酸钠溶液中通入
C．氢氧化铁溶于氢碘酸(强酸)：
D．同浓度同体积的溶液与NaOH溶液混合：
实验操作
实验现象
有 产生
实验结论
CH3COOH酸性大于碳酸
Ka大小比较
Ka(CH3COOH) Ka1(H2CO3)
宏观辨识
微观探析
反应初期
盐酸的反应速率比醋酸
盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) ，因而反应速率
反应
过程中
盐酸的反应速率始终比醋酸 ，盐酸的反应速率减小 ，醋酸的反应速率减
小
醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 ，消耗的氢离子能及时 ，所以一段时间速率变化不明显
最终
二者产生的氢气的量基本 ，速率几乎都变为
镁条稍微过量，两种酸的物质的量 ，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎 ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 ，因而产生的H2的量几乎相同。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎
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



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


酸
CH3COOH
HF
HCN
电离平衡常数(Ka)
1.8×10-5
7.2×10-4
5.0×10-10
弱酸
HCN
电离平衡常数
CH3COOH
H2CO3
H2S
H3PO4
1.8×10-5
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-12
K1=7.5×10-3
K2=6.2×10-8
K3=2.2×10-13
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25℃)
Ki=1.77×10-4
Ki=4.9×10-10
Ki1=4.3×10-7
Ki2=5.6×10-11
弱酸
HClO
H2CO3
电离常数(25℃)
K=3.2×10-8
K1=4.3×10-7
K2=4.7×10-11
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
弱电解质
K
H2CO3
Ka1=4×10-7 Ka2=4×10-11
NH3·H2O
Kb=1.75×10-5
CH3COOH
Ka=1.75×10-5