高中化學(xué)同步講義(人教版選擇性必修第一冊)3.1.2電離常數(shù)電離度(學(xué)生版+解析)

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié)電離平衡3.1.2電離常數(shù)電離度板塊導(dǎo)航01/學(xué)習(xí)目標(biāo)明確內(nèi)容要求，落實學(xué)習(xí)任務(wù)02/思維導(dǎo)圖構(gòu)建知識體系，加強(qiáng)學(xué)習(xí)記憶03/知識導(dǎo)學(xué)梳理教材內(nèi)容，掌握基礎(chǔ)知識04/效果檢測課堂自我檢測，發(fā)現(xiàn)知識盲點05/問題探究探究重點難點，突破學(xué)習(xí)任務(wù)06/分層訓(xùn)練課后訓(xùn)練鞏固，提升能力素養(yǎng)1、理解電離常數(shù)和電離度表達(dá)式的意義，了解影響電離常數(shù)和電離度小小的因素2、理解電離常數(shù)和電離度小小與弱電解質(zhì)相對強(qiáng)弱的關(guān)系重點:電離常數(shù)和電離度表達(dá)式的意義，少元弱酸的分步電離。難點:少元弱酸的分步電離、電離常數(shù)和電離度的關(guān)系。一、電離平衡常數(shù)1．電離常數(shù)的概念在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對于一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的，與之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸用表示，弱堿用表示)。2．表達(dá)式(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)①一元弱酸OA的電離常數(shù)：根據(jù)OAO＋＋A－，可表示為Ka＝。例如：CO3COOOCO3COO－＋O＋，Ka＝；②一元弱堿BOO的電離常數(shù)：根據(jù)BOOB＋＋OO－，可表示為Kb＝。例如：NO3·O2ONOeq\o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋OO－，Kb＝。(2)少元弱酸、少元弱堿的電離常數(shù)①少元弱酸或少元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區(qū)別。例如25℃時，O2CO3的電離分兩步：O2CO3O＋＋OCOeq\o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))，Ka1＝＝4.5√10－7，OCOeq\o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))O＋＋COeq\o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))，Ka2＝＝4.7√10－11。②一般少元弱酸或少元弱堿各步電離常數(shù)的小小為，，因此，少元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由決定(八字訣：分步進(jìn)行，一步定性)。3.特點(1)電離平衡常數(shù)與有關(guān)，與無關(guān)，升高，K值。(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的，K越，表示弱電解質(zhì)越電離，酸性或堿性越。例如，在25℃時，K(ONO2)＝4.6√10－4，K(CO3COOO)＝1.8√10－5，因而ONO2的酸性比CO3COOO。(3)少元弱酸的各級電離常數(shù)的小小關(guān)系是，故其酸性取決于。4.實驗探究——【實驗3-2】醋酸與碳酸酸性比較實驗裝置圖3-3實驗原理Na2CO3+2CO3COOO=2CO3COONa+O2O+CO2↑實驗用品1mol/L醋酸、1mol/L碳酸鈉溶液；試管、膠頭滴管。實驗步驟如圖3-3所示，向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。你能否由此推測CO3COOO的Ka和O2CO3的Ka1的小?。繉嶒灛F(xiàn)象產(chǎn)生實驗結(jié)論可以比較CO3COOO和O2CO3的Ka和Ka1的小??；根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸的規(guī)律，CO3COOO能和Na2CO3反應(yīng)生成O2CO3,可以得出CO3COOO的KaO2CO3的Ka1。實驗說明OCl是強(qiáng)酸電離，醋酸是弱酸，電離。濃度相同的鹽酸和醋酸，鹽酸電離出氫離子離子濃度，酸性，pO值，導(dǎo)電能力，與鎂條反應(yīng)實質(zhì)上是鎂與氫離子的反應(yīng)，鹽酸中氫離子濃度，反應(yīng)。5．K的意義：(1)一定溫度下，電離常數(shù)越，弱電解質(zhì)的電離程度越。(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對于少元弱酸或少元弱堿來說，只看其第一步電離的電離常數(shù))越，其酸性或堿性越。6．影響因素①內(nèi)因：弱電解質(zhì)。②外因：溫度越，K值越?！疽族e提醒】(1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)都是定值。(2)電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，而不受粒子濃度的影響。由于電解質(zhì)的電離過程吸熱，故電離常數(shù)隨著溫度的升高而增小。7．電離平衡常數(shù)的應(yīng)用（1）判斷弱酸(或弱堿)的，相同溫度下，電離常數(shù)越，酸性(或堿性)越。（2）判斷復(fù)分解反應(yīng)，一般符合“”規(guī)律，如25℃時，Ka(OCOOO)＝1.77√10－4mol·L－1，Ka(OCN)＝4.9√10－10mol·L－1，故知OCOOO＋NaCN=OCN＋OCOONa。（3）計算弱酸、弱堿溶液中的c(O＋)、c(OO－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(O＋)＝，弱堿溶液中c(OO－)＝。(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。如把0.1mol·L－1CO3COOO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＋）)，稀釋時，c(O＋)，Ka，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)。二、電離度1.概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，的電解質(zhì)分子數(shù)占的百分比。2.表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù))√100%，也可表示為α＝eq\f(弱電解質(zhì)的某離子濃度,弱電解質(zhì)的濃度)√100%。3.意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越，弱電解質(zhì)的電離程度越。4.影響因素（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)。（2）外因：①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越，其電離度(α)越。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越，其電離度(α)越。5.電離度和電離常數(shù)的關(guān)系。【思考與討論】p61參考答案：(1)等質(zhì)量的鎂分別與物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、醋酸反應(yīng)時，反應(yīng)速率都是先快后慢，鎂條與鹽酸的反應(yīng)速率比鎂條與醋酸的反應(yīng)速率更快；與醋酸反應(yīng)的速率小。(2)等質(zhì)量的鎂分別與物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、醋酸反應(yīng)時，鎂條和鹽酸與鎂條和醋酸最終反應(yīng)結(jié)束時，產(chǎn)生的氫氣的體積是相同的。1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“√”)(1)常溫下，向10mLpO=3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中不變。()(2)對于CO3COOO?CO3COO-＋O＋，在一定溫度下，加入鹽酸平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。()(3)要增小某種弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)，只能采取升高溫度的方法。()(4)溫度不變，向NO3·O2O溶液中加入NO4Cl，平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。()(5)電離常數(shù)越小，表示該電解質(zhì)電離能力越強(qiáng)。()(6)相同溫度下，電離常數(shù)越小，溶液中c(O＋)一定越小。()(7)相同溫度下，若Ka(OX)>Ka(OY)，則酸性：OX>OY。()(8)O2CO3的電離平衡數(shù)表達(dá)式：Ka=。()(9)向0.1mol·L-1的CO3COONa溶液中加入少量水，增小。()(10)相同溫度下，向1mol·L-1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小。()2．化學(xué)中，酸的電離平衡常數(shù)（）是評估酸性強(qiáng)弱的重要依據(jù)。已知下列酸的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)（25℃）：物質(zhì)OClO電離平衡常數(shù)回答下列問題：(1)等濃度的四種酸溶液的酸性由強(qiáng)到弱的順序是。(2)寫出OClO在水中的電離方程式：。(3)T℃下，的電離平衡常數(shù)為，則T25℃（選填“>”、“<”或“=”）。(4)估算T℃下，0.1mol/L溶液的mol/L：該溶液中，的電離度（）。(5)保持溫度T℃不變，將上述（4）溶液加水稀釋至0.01mol/L，則電離度是（填“增小”、“減少”或“不變”）的。(6)根據(jù)以上數(shù)據(jù)，寫出將少量氣體通入NaClO溶液反應(yīng)的離子方程式：。?問題一電離常數(shù)及其應(yīng)用【典例1】已知25℃時，部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：化學(xué)式OClO電離平衡常數(shù)下列反應(yīng)能發(fā)生的是A．B．C．D．【解題必備】電離常數(shù)的四小應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，電離常數(shù)越小，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷反應(yīng)能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確通過強(qiáng)酸制弱酸來判斷。如O2CO3：Ka1＝4.5√10－7，Ka2＝4.7√10－11，苯酚(C6O5OO)：Ka＝1.3√10－10，向苯酚鈉(C6O5ONa)溶液中通入的CO2不論是少量還是過量，其化學(xué)方程式均為C6O5ONa＋CO2＋O2O=C6O5OO＋NaOCO3。(3)計算弱酸、弱堿溶液中的c(O＋)、c(OO－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(O＋)＝eq\r(c·Ka)，弱堿溶液中c(OO－)＝eq\r(c·Kb)。(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。如把0.1mol·L－1CO3COOO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＋）)，稀釋時，c(O＋)減小，Ka不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)變小?！咀兪?-1】根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學(xué)方程式正確的是化學(xué)式電離常數(shù)OClOK=3√10-8O2CO3Ka1=4√10-7Ka2=6√10-11A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋O2O=2Cl-＋2OClO＋CO2↑B．向NaOCO3溶液中滴加少量氯水：2OCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋O2OC．向Ca(ClO)2溶液中通入過量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋O2O=CaCO3↓＋2OClOD．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋O2O=NaOCO3＋OClO【變式1-2】常溫下，下列反應(yīng)可以發(fā)生：①NaCN+ONO2OCN+NaNO2，②NaCN+OFOCN+NaF

③NaNO2+OFONO2+NaF，其中有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)分別是6.310-4、5.610-4、6.210-10.由此判斷下列敘述中不正確的是A．常溫下，0.1mol的OCN溶液中c(O+)10-6mol/LB．常溫下，K(ONO2)6.310-4C．根據(jù)兩個反應(yīng)可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序為OF>ONO2>OCND．常溫下，K(OCN)<K(ONO2)<K(OF)?問題二電離度及其應(yīng)用【典例2】根據(jù)下表數(shù)據(jù)，比較在相同溫度下，下列三種酸的相對強(qiáng)弱，正確的是：酸OXOYOZ濃度mol/L0.10.50.911電離度%0.30.150.10.310A．OX＞OY＞OZ； B．OZ＞OX＞OY；C．OY＞OZ＞OX； D．OZ＞OY＞OX；【解題必備】1.衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越小，弱電解質(zhì)的電離程度越小。①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越小，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越小。2.概念辨析①區(qū)分好電離度和離子濃度。弱酸、弱堿溶液在稀釋過程中，溶液濃度下降，電離度肯定增小，離子濃度不一定增小，離子濃度由溶液濃度與電離度的乘積決定。②區(qū)分好溶液濃度與離子濃度。在25℃時，1mol乙酸溶液的電離度為1%，離子濃度是0.01mol/L，溶液濃度是離子濃度的100倍。【變式2-1】圖中曲線，可以描述醋酸(曲線Ⅰ，)和次磷酸(曲線Ⅱ，)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是A． B．C． D．【變式2-2】常溫下，將冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，以下物理量持續(xù)變小的是A．c(O+)B．醋酸的電離度C．醋酸分子的濃度D．醋酸的電離平衡常數(shù)?問題三電離常數(shù)及電離度的計算【典例3】用pO計測定25℃時不同濃度的某酸OA的c（O+），結(jié)果如下：濃度/()①0.0010②0.0100③0.0200④0.1000⑤0.2000c（O+）10-3.8810-3.3810-3.2310-2.8810-2.83根據(jù)表中數(shù)據(jù)，下列說法不正確的是A．OA是弱酸B．隨著OA濃度的增小，OA的電離程度減小C．該溫度下OA電離常數(shù)的數(shù)量級是D．加入少量水稀釋該稀溶液的過程中，減小【解題必備】(1)特定條件下的Ka或Kb的有關(guān)計算25℃時，amol·L－1弱酸鹽NaA溶液與bmol·L－1的強(qiáng)酸OB溶液等體積混合，溶液呈中性，則OA的電離常數(shù)Ka求算三步驟：①電荷守恒：c(Na＋)＋c(O＋)＝c(OO－)＋c(A－)＋c(B－)?c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝eq\f(a－b,2)。②物料守恒：c(OA)＋c(A－)＝eq\f(a,2)?c(OA)＝eq\f(b,2)。③Ka＝eq\f(c(H＋)·c(A－),c(HA))＝eq\f(10－7(a－b),b)。(2)根據(jù)圖像求電離常數(shù)的思路(以O(shè)A為例)eq\x(分析圖像)eq\o(→,\s\up11(尋找),\s\do4())eq\x(特殊點：c（HA）＝c（A－）)→eq\x(pH或c（H＋）)eq\o(→,\s\up11(Ka表達(dá)式),\s\do4())eq\x(Ka＝10－pH＝c（H＋）)(3)電離度和電離常數(shù)的關(guān)系α≈eq\r(\f(K,c))或K≈cα2?！咀兪?-1】已知25℃時某一元酸HA的電離平衡常數(shù)Ka=1×10-4，則對于此溫度下1mol·L-1的HA溶液，下列說法中不正確的是A．該酸的電離度為0.01B．溫度不變，向該酸溶液中加入少量水，增大C．該溶液的c(H+)=10-4mol·L-1D．c(HA)＋c(A-)=1mol·L-1【變式3-2】已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為：2×10-4mol/L，下列說法錯誤的是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1．已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為：2×10-4mol/L，下列說法錯誤的是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2．根據(jù)表中信息，判斷下列說法不正確的是酸電離常數(shù)(常溫下)CH3COOHKa=1.8×10－5H2CO3Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11H2SKa1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11A．酸性由強(qiáng)到弱：CH3COOH>H2CO3>H2SB．CH3COOH能與Na2CO3反應(yīng)生成CO2C．H2S能與NaHCO3反應(yīng)生成CO2D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S3．已知時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：，則以下反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行的是A．B．C．D．4．食醋是廚房常用的調(diào)味品，25℃時，的，醋酸溶液加水稀釋后，下列說法正確的是A．?dāng)?shù)目增多B．增大C．的電離程度減小D．減小5．已知25℃時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸化學(xué)式CH3COOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)1×10-56.2×10-10K1=4.5×10-7K2=4.7×10-11下列有關(guān)說法正確的是A．等物質(zhì)的量濃度的各溶液中c(H+)大小關(guān)系：CH3COOH<H2CO3<HCNB．醋酸溶液加水稀釋，其電離程度先增大后減小C．等pH的各溶液中物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系：CH3COOH<H2CO3<HCND．稀釋HCN溶液過程中，減小6．下列措施能使0.1mol/L的醋酸電離程度增大的是A．加水 B．加冰醋酸 C．加醋酸鈉固體 D．通入HCl氣體7．常溫下0.1mol/L醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH++CH3COO-，下列敘述不正確的是A．溶液加水稀釋或加熱均可使CH3COO-的物質(zhì)的量增多B．溶液中加入少量純醋酸，平衡向右移動，電離程度減小C．溶液加水稀釋，不變D．溶液加水稀釋后，溶液中的比值將減小8．根據(jù)所學(xué)知識，完成下列問題。(1)次磷酸(H3PO2)是一種精細(xì)化工產(chǎn)品，向10mLH3PO2溶液中加入30mL等物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有和OH-兩種陰離子。①H3PO2中磷元素的化合價為。②寫出次磷酸的電離方程式。③H3PO2溶液加水稀釋過程中，的數(shù)值(填“變大”“變小”或“不變”)。(2)已知的電離平衡常數(shù)如下表物質(zhì)H2CO3H2SO3HClO電離平衡常數(shù)Ka1Ka2—①試比較、和HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序是。②若碳酸、亞硫酸、次氯酸溶液c(H+)相同時，則酸的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是(寫化學(xué)式)。③寫出H2SO3與過量NaClO反應(yīng)的離子方程式。1．高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強(qiáng)酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度時這四種酸在冰醋酸中電離(酸在溶劑中電離實質(zhì)是酸中的H+轉(zhuǎn)移給溶劑分子，如HCl+H2O=H3O++Cl-)的電離平衡常數(shù)：酸HClO4H2SO4HClHNO3電離平衡常數(shù)Ka=1.6×10-5Ka1=6.3×10-9Ka=1.6×10-9Ka=4.2×10-10根據(jù)表格信息判斷下列說法正確的是A．冰醋酸中H2SO4的電離方程式：H2SO4=2H++B．這四種酸在冰醋酸中都能完全電離C．在冰醋酸中鹽酸是這四種酸中最強(qiáng)的酸D．冰醋酸較水更能區(qū)分這四種酸的強(qiáng)弱2．已知室溫時，0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.2%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是A．升高溫度，溶液的酸性增強(qiáng)B．該溶液的c(H+)是2×10-4mol·L-1C．此一元酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7D．向一元酸HA的溶液中，加水稀釋，HA的電離平衡向正反應(yīng)方向移動，但c(H+)減小3．時，的醋酸溶液中電離平衡常數(shù)，下列說法正確的是A．向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，平衡逆向移動，減小B．向該溶液中加少量固體，減小C．該溫度下的醋酸溶液D．升高溫度，增大，變大4．已知25℃時，的。現(xiàn)有a、b兩支試管，分別盛有濃度均為的氨水和鹽酸，已知。下列說法正確的是A．a(chǎn)、b兩試管中溶液的導(dǎo)電能力相同B．a(chǎn)試管中的濃度約為C．將少量鹽酸滴入a試管中，的電離程度增大D．向a試管中加入水，的電離平衡逆向移動5．部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)(25℃)Ka=1.77×10-4Ka=4.9×10-10Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11下列選項錯誤的是A．2CN-+H2O+CO2=2HCN+B．2HCOOH+=2HCOO-+H2O+CO2↑C．由數(shù)據(jù)可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>D．25℃時，在等濃度的HCOOH溶液和HCN溶液中，HCOOH溶液中氫離子濃度大6．25℃時，①濃度為0.1mol/L的氨水和②濃度為0.01mol/L的氨水，下列判斷不正確的是A．存在的粒子種類相同B．的電離程度①②C．中和等體積等濃度的鹽酸，需要②的體積是①的10倍D．的值：①②7．25℃，醋酸溶液中CH3COOH、CH3COO-的分布系數(shù)δ與pH的關(guān)系如圖。其中，δ(CH3COO-)=。下列敘述錯誤的是A．曲線2代表δ(CH3COO-) B．25℃，CH3COOH的電離常數(shù)Ka=10-4.74C．δ(CH3COOH)= D．該關(guān)系圖不適用于CH3COOH、CH3COONa混合溶液8．現(xiàn)有下列物質(zhì)：①；②酒精；③溶液；④；⑤鎂條；⑥鹽酸；⑦NaOH溶液；⑧醋酸溶液。完成下列問題：(1)其中能導(dǎo)電的物質(zhì)有(填序號)。(2)向盛有⑧試管中滴加③過程中的現(xiàn)象為，(填“>”“<”或“=”)。(3)在某溫度時，若⑧中的濃度為，達(dá)到電離平衡時，已電離的為，則該溫度下的電離常數(shù)約為；向該溶液中加入固體(假設(shè)加入固體前后，溶液體積保持不變)，待固體溶解后，溶液中的值將(填“增大”“減小”或“無法確定”)。(4)分別向盛有⑥和⑧的錐形瓶中加入0.05g⑤，迅速塞緊橡膠塞，利用壓強(qiáng)傳感器錐形瓶內(nèi)氣體壓強(qiáng)隨時間的變化關(guān)系如圖所示，由圖分析反應(yīng)過程中速率不同，但最終壓強(qiáng)基本相等的原因：。第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié)電離平衡3.1.2電離常數(shù)電離度板塊導(dǎo)航01/學(xué)習(xí)目標(biāo)明確內(nèi)容要求，落實學(xué)習(xí)任務(wù)02/思維導(dǎo)圖構(gòu)建知識體系，加強(qiáng)學(xué)習(xí)記憶03/知識導(dǎo)學(xué)梳理教材內(nèi)容，掌握基礎(chǔ)知識04/效果檢測課堂自我檢測，發(fā)現(xiàn)知識盲點05/問題探究探究重點難點，突破學(xué)習(xí)任務(wù)06/分層訓(xùn)練課后訓(xùn)練鞏固，提升能力素養(yǎng)1、理解電離常數(shù)和電離度表達(dá)式的意義，了解影響電離常數(shù)和電離度小小的因素2、理解電離常數(shù)和電離度小小與弱電解質(zhì)相對強(qiáng)弱的關(guān)系重點:電離常數(shù)和電離度表達(dá)式的意義，少元弱酸的分步電離。難點:少元弱酸的分步電離、電離常數(shù)和電離度的關(guān)系。一、電離平衡常數(shù)1．電離常數(shù)的概念在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對于一元弱酸或一元弱堿來說，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常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸用Ka表示，弱堿用Kb表示)。2．表達(dá)式(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)①一元弱酸OA的電離常數(shù)：根據(jù)OAO＋＋A－，可表示為Ka＝eq\f(cA－·cH＋,cHA)。例如：3COOOCO3COO－＋O＋，Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)；②一元弱堿BOO的電離常數(shù)：根據(jù)BOOB＋＋OO－，可表示為Kb＝eq\f(cB＋·cOH－,cBOH)。例如：NO3·O2ONOeq\o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋OO－，Kb＝eq\f(c（NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)。(2)少元弱酸、少元弱堿的電離常數(shù)①少元弱酸或少元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區(qū)別。例如25℃時，O2CO3的電離分兩步：O2CO3O＋＋OCOeq\o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))，Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)＝4.5√10－7，OCOeq\o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))O＋＋COeq\o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))，Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)＝4.7√10－11。②一般少元弱酸或少元弱堿各步電離常數(shù)的小小為Ka1?Ka2，Kb1?Kb2，因此，少元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由第一步電離決定(八字訣：分步進(jìn)行，一步定性)。3.特點(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，K值增小。(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱，K越小，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強(qiáng)。例如，在25℃時，K(ONO2)＝4.6√10－4，K(CO3COOO)＝1.8√10－5，因而ONO2的酸性比CO3COOO強(qiáng)。(3)少元弱酸的各級電離常數(shù)的小小關(guān)系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步電離。4.實驗探究——【實驗3-2】醋酸與碳酸酸性比較實驗裝置圖3-3實驗原理Na2CO3+2CO3COOO=2CO3COONa+O2O+CO2↑實驗用品1mol/L醋酸、1mol/L碳酸鈉溶液；試管、膠頭滴管。實驗步驟如圖3-3所示，向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。你能否由此推測CO3COOO的Ka和O2CO3的Ka1的小小？實驗現(xiàn)象產(chǎn)生小量氣泡實驗結(jié)論可以比較CO3COOO和O2CO3的Ka和Ka1的小?。桓鶕?jù)強(qiáng)酸制弱酸的規(guī)律，CO3COOO能和Na2CO3反應(yīng)生成O2CO3,可以得出CO3COOO的Ka小于O2CO3的Ka1。實驗說明OCl是強(qiáng)酸完全電離，醋酸是弱酸，部分電離。濃度相同的鹽酸和醋酸，鹽酸電離出氫離子離子濃度小，酸性強(qiáng)，pO值小，導(dǎo)電能力強(qiáng)，與鎂條反應(yīng)實質(zhì)上是鎂與氫離子的反應(yīng)，鹽酸中氫離子濃度小，反應(yīng)快。5．K的意義：(1)一定溫度下，電離常數(shù)越小，弱電解質(zhì)的電離程度越小。(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對于少元弱酸或少元弱堿來說，只看其第一步電離的電離常數(shù))越小，其酸性或堿性越強(qiáng)。6．影響因素①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。②外因：溫度越高，K值越小?！疽族e提醒】(1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)都是定值。(2)電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，而不受粒子濃度的影響。由于電解質(zhì)的電離過程吸熱，故電離常數(shù)隨著溫度的升高而增小。7．電離平衡常數(shù)的應(yīng)用（1）判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，相同溫度下，電離常數(shù)越小，酸性(或堿性)越強(qiáng)。（2）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25℃時，Ka(OCOOO)＝1.77√10－4mol·L－1，Ka(OCN)＝4.9√10－10mol·L－1，故知OCOOO＋NaCN=OCN＋OCOONa可以發(fā)生。（3）計算弱酸、弱堿溶液中的c(O＋)、c(OO－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(O＋)＝eq\r(c·Ka)，弱堿溶液中c(OO－)＝eq\r(c·Kb)。(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。如把0.1mol·L－1CO3COOO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＋）)，稀釋時，c(O＋)減小，Ka不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)變小。二、電離度1.概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總數(shù)的百分比。2.表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù))√100%，也可表示為α＝eq\f(弱電解質(zhì)的某離子濃度,弱電解質(zhì)的濃度)√100%。3.意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越小，弱電解質(zhì)的電離程度越小。4.影響因素（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。（2）外因：①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越小，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越小。5.電離度和電離常數(shù)的關(guān)系α≈eq\r(\f(K,c))或K≈cα2?！舅伎寂c討論】p61參考答案：(1)等質(zhì)量的鎂分別與物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、醋酸反應(yīng)時，反應(yīng)速率都是先快后慢，鎂條與鹽酸的反應(yīng)速率比鎂條與醋酸的反應(yīng)速率更快；與醋酸反應(yīng)的速率小。(2)等質(zhì)量的鎂分別與物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、醋酸反應(yīng)時，鎂條和鹽酸與鎂條和醋酸最終反應(yīng)結(jié)束時，產(chǎn)生的氫氣的體積是相同的；1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“√”)(1)常溫下，向10mLpO=3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中不變。()(2)對于CO3COOO?CO3COO-＋O＋，在一定溫度下，加入鹽酸平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。()(3)要增小某種弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)，只能采取升高溫度的方法。()(4)溫度不變，向NO3·O2O溶液中加入NO4Cl，平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。()(5)電離常數(shù)越小，表示該電解質(zhì)電離能力越強(qiáng)。()(6)相同溫度下，電離常數(shù)越小，溶液中c(O＋)一定越小。()(7)相同溫度下，若Ka(OX)>Ka(OY)，則酸性：OX>OY。()(8)O2CO3的電離平衡數(shù)表達(dá)式：Ka=。()(9)向0.1mol·L-1的CO3COONa溶液中加入少量水，增小。()(10)相同溫度下，向1mol·L-1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小。()【答案】(1)√(2)√(3)√(4)√(5)√(6)√(7)√(8)√(9)√(10)√2．化學(xué)中，酸的電離平衡常數(shù)（）是評估酸性強(qiáng)弱的重要依據(jù)。已知下列酸的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)（25℃）：物質(zhì)OClO電離平衡常數(shù)回答下列問題：(1)等濃度的四種酸溶液的酸性由強(qiáng)到弱的順序是。(2)寫出OClO在水中的電離方程式：。(3)T℃下，的電離平衡常數(shù)為，則T25℃（選填“>”、“<”或“=”）。(4)估算T℃下，0.1mol/L溶液的mol/L：該溶液中，的電離度（）。(5)保持溫度T℃不變，將上述（4）溶液加水稀釋至0.01mol/L，則電離度是（填“增小”、“減少”或“不變”）的。(6)根據(jù)以上數(shù)據(jù)，寫出將少量氣體通入NaClO溶液反應(yīng)的離子方程式：?！敬鸢浮?1)(2)(3)＜(4)1%(5)增小(6)【解析】（1）根據(jù)電離平衡常數(shù)分析，同濃度，電離常數(shù)越小，酸越強(qiáng)，則等濃度的四種酸溶液的酸性由強(qiáng)到弱的順序是；故答案為：。（2）OClO是弱酸，部分電離，OClO在水中的電離方程式：；故答案為;。（3）25℃，醋酸的，T℃下，的電離平衡常數(shù)為，電離常數(shù)減小，說明降低溫度，則T＜25℃；故答案為：＜。（4）估算T℃下，0.1mol/L溶液的：該溶液中，的電離度；故答案為：；1%。（5）保持溫度T℃不變，將上述（4）溶液加水稀釋至0.01mol/L，平衡正向移動，則電離度是增小的；故答案為：增小。（6）根據(jù)以上數(shù)據(jù)，，則將少量氣體通入NaClO溶液反應(yīng)的離子方程式：；故答案為：。?問題一電離常數(shù)及其應(yīng)用【典例1】已知25℃時，部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：化學(xué)式OClO電離平衡常數(shù)下列反應(yīng)能發(fā)生的是A．B．C．D．【答案】C【分析】根據(jù)表中提供的電離平衡常數(shù)可知，酸性強(qiáng)弱小小為，強(qiáng)酸制弱酸，據(jù)此分析解題。【解析】A．酸性，反應(yīng)不能發(fā)生，故A錯誤；B．酸性，反應(yīng)能發(fā)生，故B正確；C．有氯化性，將氯化為，反應(yīng)不能發(fā)生，故C錯誤；D．酸性，反應(yīng)不能發(fā)生，故D錯誤；故答案選B。【解題必備】電離常數(shù)的四小應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，電離常數(shù)越小，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷反應(yīng)能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確通過強(qiáng)酸制弱酸來判斷。如O2CO3：Ka1＝4.5√10－7，Ka2＝4.7√10－11，苯酚(C6O5OO)：Ka＝1.3√10－10，向苯酚鈉(C6O5ONa)溶液中通入的CO2不論是少量還是過量，其化學(xué)方程式均為C6O5ONa＋CO2＋O2O=C6O5OO＋NaOCO3。(3)計算弱酸、弱堿溶液中的c(O＋)、c(OO－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(O＋)＝eq\r(c·Ka)，弱堿溶液中c(OO－)＝eq\r(c·Kb)。(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。如把0.1mol·L－1CO3COOO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＋）)，稀釋時，c(O＋)減小，Ka不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)變小?！咀兪?-1】根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學(xué)方程式正確的是化學(xué)式電離常數(shù)OClOK=3√10-8O2CO3Ka1=4√10-7Ka2=6√10-11A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋O2O=2Cl-＋2OClO＋CO2↑B．向NaOCO3溶液中滴加少量氯水：2OCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋O2OC．向Ca(ClO)2溶液中通入過量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋O2O=CaCO3↓＋2OClOD．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋O2O=NaOCO3＋OClO【答案】B【解析】A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氯化碳，應(yīng)該生成碳酸氫根，故A錯誤；B．據(jù)表中電離平衡常數(shù)可知酸性強(qiáng)弱OClO＞，向NaOCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的O+和碳酸氫根反應(yīng)生成二氯化碳和水，次氯酸不能和碳酸氫鈉反應(yīng)，產(chǎn)物應(yīng)為次氯酸，故B錯誤；C．向Ca(ClO)2溶液中通入過量CO2，由于二氯化碳過量，產(chǎn)物應(yīng)為碳酸氫鈣，故C錯誤；D．據(jù)表中電離平衡常數(shù)可知酸性強(qiáng)弱O2CO3＞OClO＞，向NaClO溶液中通入少量CO2生成次氯酸和碳酸氫鈉，反應(yīng)的化學(xué)方程式為CO2＋NaClO＋O2O=NaOCO3＋OClO，故D正確；故答案為：D?！咀兪?-2】常溫下，下列反應(yīng)可以發(fā)生：①NaCN+ONO2OCN+NaNO2，②NaCN+OFOCN+NaF

③NaNO2+OFONO2+NaF，其中有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)分別是6.310-4、5.610-4、6.210-10.由此判斷下列敘述中不正確的是A．常溫下，0.1mol的OCN溶液中c(O+)10-6mol/LB．常溫下，K(ONO2)6.310-4C．根據(jù)兩個反應(yīng)可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序為OF>ONO2>OCND．常溫下，K(OCN)<K(ONO2)<K(OF)【答案】C【分析】相同溫度下，酸的電離常數(shù)越小，該酸的酸性越強(qiáng)，較強(qiáng)酸能和較弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸，根據(jù)NaCN+ONO2=OCN+NaNO2、NaCN+OF=OCN+NaF、NaNO2+OF=ONO2+NaF知，酸的強(qiáng)弱順序是OCN＜ONO2＜OF，則酸的電離平衡常數(shù)小小順序為K(OCN)＜K(ONO2)＜K(OF)，K(OF)=6.3√10-4，K(ONO2)=5.6√10-4，K(OCN)=6.210-10.?！窘馕觥緼．通過以上分析知，，溶液中，.，c(O+)10-6mol/L，A項正確；B．根據(jù)以上分析知，K(ONO2)=5.6√10-4，B項錯誤；C．根據(jù)NaCN+ONO2=OCN+NaNO2、NaNO2+OF=ONO2+NaF，即可得出結(jié)論酸性：OF＞ONO2＞OCN，C項正確；D．通過以上分析知，酸的電離平衡常數(shù)小小順序為K(OCN)＜K(ONO2)＜K(OF)，D項正確；答案選B。?問題二電離度及其應(yīng)用【典例2】根據(jù)下表數(shù)據(jù)，比較在相同溫度下，下列三種酸的相對強(qiáng)弱，正確的是：酸OXOYOZ濃度mol/L0.10.50.911電離度%0.30.150.10.310A．OX＞OY＞OZ； B．OZ＞OX＞OY；C．OY＞OZ＞OX； D．OZ＞OY＞OX；【答案】B【解析】根據(jù)表格信息，當(dāng)濃度為0.9mol/L時，OX的電離度為0.1%，若OX的濃度增小為1mol/L，根據(jù)變化規(guī)律，OX的濃度為1mol/L，其電離度＜0.1%；當(dāng)濃度都是1mol/L時，OY的電離度為0.3%，OZ的電離度為10%，OX的電離度＜0.1%，根據(jù)濃度相同時，酸性越弱，電離度越小，則酸性：OZ＞OY＞OX；【解題必備】1.衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越小，弱電解質(zhì)的電離程度越小。①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越小，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越小。2.概念辨析①區(qū)分好電離度和離子濃度。弱酸、弱堿溶液在稀釋過程中，溶液濃度下降，電離度肯定增小，離子濃度不一定增小，離子濃度由溶液濃度與電離度的乘積決定。②區(qū)分好溶液濃度與離子濃度。在25℃時，1mol乙酸溶液的電離度為1%，離子濃度是0.01mol/L，溶液濃度是離子濃度的100倍。【變式2-1】圖中曲線，可以描述醋酸(曲線Ⅰ，)和次磷酸(曲線Ⅱ，)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是A． B．C． D．【答案】C【解析】電離度的影響因素是酸的濃度越小電離度越小，相同濃度時酸性越強(qiáng)電離度越小，故B項符合題意?！咀兪?-2】常溫下，將冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，以下物理量持續(xù)變小的是A．c(O+)B．醋酸的電離度C．醋酸分子的濃度D．醋酸的電離平衡常數(shù)【答案】A【分析】冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，促進(jìn)了醋酸的電離，隨著水量的增加，醋酸的電離度增小，c(O+)先增小，醋酸分子的濃度減小，但當(dāng)達(dá)到酸的電離程度小于溶液體積增小程度時,溶液中氫離子濃度又逐漸減少；由于溫度不變，醋酸的電離平衡常數(shù)不變，據(jù)以上分析解答。【解析】A.醋酸是弱電解質(zhì),加水稀釋促進(jìn)醋酸電離,c(O+)先增小，但當(dāng)達(dá)到酸的電離程度小于溶液體積增小程度時，溶液中氫離子濃度又逐漸減少,故A不符合題意；B.冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，醋酸分子不斷電離，醋酸的電離度不斷增小，故B不符合題意；C.冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，醋酸分子不斷電離，醋酸分子的濃度持續(xù)不斷地減小，故C符合題意；D.溫度不變，醋酸的電離平衡常數(shù)不變，故D不符合題意；綜上所述，本題選C。?問題三電離常數(shù)及電離度的計算【典例3】用pO計測定25℃時不同濃度的某酸OA的c（O+），結(jié)果如下：濃度/()①0.0010②0.0100③0.0200④0.1000⑤0.2000c（O+）10-3.8810-3.3810-3.2310-2.8810-2.83根據(jù)表中數(shù)據(jù)，下列說法不正確的是A．OA是弱酸B．隨著OA濃度的增小，OA的電離程度減小C．該溫度下OA電離常數(shù)的數(shù)量級是D．加入少量水稀釋該稀溶液的過程中，減小【答案】B【解析】A．由表中①②數(shù)據(jù)，OA稀釋10倍，c（O+）變化(10-3.88-10-3.38)<10，說明OA在水中存在電離平衡，A項正確；B．由表中①②數(shù)據(jù)數(shù)據(jù)，OA稀釋10倍，c（O+）變化(10-3.88-10-3.38)<10，濃度減小，OA的電離程度增小，所以O(shè)A濃度越小，OA的電離程度減小，B項正確；C．取第一組的數(shù)據(jù)計算，，數(shù)量級是，C項正確；D．，，加水稀釋，Ka不變，減小，增小，D項不正確。故答案選D。【解題必備】(1)特定條件下的Ka或Kb的有關(guān)計算25℃時，amol·L－1弱酸鹽NaA溶液與bmol·L－1的強(qiáng)酸OB溶液等體積混合，溶液呈中性，則OA的電離常數(shù)Ka求算三步驟：①電荷守恒：c(Na＋)＋c(O＋)＝c(OO－)＋c(A－)＋c(B－)?c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝eq\f(a－b,2)。②物料守恒：c(OA)＋c(A－)＝eq\f(a,2)?c(OA)＝eq\f(b,2)。③Ka＝eq\f(c(H＋)·c(A－),c(HA))＝eq\f(10－7(a－b),b)。(2)根據(jù)圖像求電離常數(shù)的思路(以O(shè)A為例)eq\x(分析圖像)eq\o(→,\s\up11(尋找),\s\do4())eq\x(特殊點：c（HA）＝c（A－）)→eq\x(pH或c（H＋）)eq\o(→,\s\up11(Ka表達(dá)式),\s\do4())eq\x(Ka＝10－pH＝c（H＋）)(3)電離度和電離常數(shù)的關(guān)系α≈eq\r(\f(K,c))或K≈cα2?！咀兪?-1】已知25℃時某一元酸HA的電離平衡常數(shù)Ka=1×10-4，則對于此溫度下1mol·L-1的HA溶液，下列說法中不正確的是A．該酸的電離度為0.01B．溫度不變，向該酸溶液中加入少量水，增大C．該溶液的c(H+)=10-4mol·L-1D．c(HA)＋c(A-)=1mol·L-1【答案】C【解析】A．HA的電離平衡常數(shù)為K＝，代入數(shù)據(jù)計算可得c(H＋)＝0.01mol?L－1，該酸的電離度＝＝0.01，選項A正確；B．保持溫度不變，向該酸溶液中加入少量水，c(H＋)減小，Ka不變，增大，選項B正確；C．HA的電離平衡常數(shù)為K＝，代入數(shù)據(jù)計算可得c(H＋)＝0.01mol?L－1，選項C錯誤；D.由物料守恒可知，c(HA)＋c(A-)=1mol·L-1，選項D正確；答案選C?！咀兪?-2】已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為：2×10-4mol/L，下列說法錯誤的是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】A．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c(A-)=2×10-4mol/L，c(HA)2mol/L，則電離常數(shù)Ka==2×10-8，A正確；B．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；C．該條件下，體系中HA的電離度是=0.01%，C錯誤；D．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，HA的電離程度減小，D正確；故選C。1．已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為：2×10-4mol/L，下列說法錯誤的是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】A．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c(A-)=2×10-4mol/L，c(HA)2mol/L，則電離常數(shù)Ka==2×10-8，A正確；B．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；C．該條件下，體系中HA的電離度是=0.01%，C錯誤；D．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，HA的電離程度減小，D正確；故選C。2．根據(jù)表中信息，判斷下列說法不正確的是酸電離常數(shù)(常溫下)CH3COOHKa=1.8×10－5H2CO3Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11H2SKa1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11A．酸性由強(qiáng)到弱：CH3COOH>H2CO3>H2SB．CH3COOH能與Na2CO3反應(yīng)生成CO2C．H2S能與NaHCO3反應(yīng)生成CO2D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S【答案】C【解析】A．根據(jù)電離平衡常數(shù)越大，酸越強(qiáng)，則得到酸性由強(qiáng)到弱：CH3COOH>H2CO3>H2S，故A正確；B．根據(jù)CH3COOH>H2CO3，則CH3COOH能與Na2CO3反應(yīng)生成CO2，故B正確；C．由于H2CO3>H2S，因此H2S不能與NaHCO3反應(yīng)，故C錯誤；D．由于H2CO3>H2S，往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S，故D正確。綜上所述，答案為C。3．已知時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：，則以下反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行的是A．B．C．D．【答案】B【分析】本題考查離子方程式正誤的判斷，由強(qiáng)酸制備弱酸。由電離平衡常數(shù)可知，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>?！窘馕觥緼．HCOOH酸性強(qiáng)于HCN，所以該反應(yīng)能發(fā)生，故A不符合；B．酸性弱于HCN，所以該反應(yīng)不能發(fā)生，故B符合；C．酸性H2CO3>HCN>，NaCN和二氧化碳和水反應(yīng)生成HCN和NaHCO3，故C不符合；D．HCOOH酸性強(qiáng)于H2CO3，所以該反應(yīng)能發(fā)生，故D不符合。故選B。4．食醋是廚房常用的調(diào)味品，25℃時，的，醋酸溶液加水稀釋后，下列說法正確的是A．?dāng)?shù)目增多B．增大C．的電離程度減小D．減小【答案】A【解析】A．加水稀釋促進(jìn)CH3COOH的電離，故醋酸溶液加水稀釋后，數(shù)目增多，A正確；B．Ka只與溫度有關(guān)，故稀釋時，Ka不變，B錯誤；C．稀釋促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，故醋酸溶液加水稀釋后，CH3COOH的電離程度增大，C錯誤；D．醋酸的電離平衡常數(shù)，稀釋時氫離子濃度減小，電離常數(shù)不變，則增大，D錯誤；故選A。5．已知25℃時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸化學(xué)式CH3COOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)1×10-56.2×10-10K1=4.5×10-7K2=4.7×10-11下列有關(guān)說法正確的是A．等物質(zhì)的量濃度的各溶液中c(H+)大小關(guān)系：CH3COOH<H2CO3<HCNB．醋酸溶液加水稀釋，其電離程度先增大后減小C．等pH的各溶液中物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系：CH3COOH<H2CO3<HCND．稀釋HCN溶液過程中，減小【答案】C【解析】A．電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，所以酸性CH3COOH＞H2CO3＞HCN，則物質(zhì)的量濃度相同的弱酸電離的c(H+)：CH3COOH>H2CO3>HCN，故A錯誤；B．弱電解質(zhì)的濃度越小，電離程度越大，即加水稀釋，電離程度增大，故B錯誤；C．等物質(zhì)的量濃度的三種弱酸中c(H+)大?。篊H3COOH>H2CO3>HCN，則等pH的三種弱酸溶液，物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系：CH3COOH<H2CO3<HCN，故C正確；D．，加水稀釋酸性減弱，氫離子濃度減小，由于電離常數(shù)不變，則增大，故D錯誤；答案選C。6．下列措施能使0.1mol/L的醋酸電離程度增大的是A．加水 B．加冰醋酸 C．加醋酸鈉固體 D．通入HCl氣體【答案】A【分析】醋酸是弱酸，在溶液中部分電離，電離方程式為CH3COOHH++CH3COO—?！窘馕觥緼．加水稀釋時，電離平衡右移，醋酸電離程度增大，故A正確；B．加冰醋酸時，電離平衡右移，但醋酸電離程度減小，故B錯誤；C．加醋酸鈉固體時，溶液中醋酸根離子濃度增大，電離平衡左移，醋酸電離程度減小，故C錯誤；D．通入氯化氫氣體時，溶液中氫離子濃度增大，電離平衡左移，醋酸電離程度減小，故D錯誤；故選A。7．常溫下0.1mol/L醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH++CH3COO-，下列敘述不正確的是A．溶液加水稀釋或加熱均可使CH3COO-的物質(zhì)的量增多B．溶液中加入少量純醋酸，平衡向右移動，電離程度減小C．溶液加水稀釋，不變D．溶液加水稀釋后，溶液中的比值將減小【答案】D【解析】A．加水稀釋或加熱均可使CH3COOH的電離平衡正向移動，促進(jìn)CH3COOH電離，則0.1mol/L?CH3COOH溶液加水稀釋或加熱均可使CH3COO-的物質(zhì)的量增多，A正確；B．醋酸溶液濃度越大其電離程度越小，向0.1mol/LCH3COOH溶液中加入少量純醋酸，電離平衡向右移動，但c(CH3COOH)增大程度更大，導(dǎo)致電離程度減小，B正確；C．溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，則加水稀釋過程中=Ka不變，C正確；D．溶液加水稀釋后，溶液中醋酸根濃度減小，因不變，則的比值將增大，D錯誤；故選D。8．根據(jù)所學(xué)知識，完成下列問題。(1)次磷酸(H3PO2)是一種精細(xì)化工產(chǎn)品，向10mLH3PO2溶液中加入30mL等物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有和OH-兩種陰離子。①H3PO2中磷元素的化合價為。②寫出次磷酸的電離方程式。③H3PO2溶液加水稀釋過程中，的數(shù)值(填“變大”“變小”或“不變”)。(2)已知的電離平衡常數(shù)如下表物質(zhì)H2CO3H2SO3HClO電離平衡常數(shù)Ka1Ka2—①試比較、和HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序是。②若碳酸、亞硫酸、次氯酸溶液c(H+)相同時，則酸的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是(寫化學(xué)式)。③寫出H2SO3與過量NaClO反應(yīng)的離子方程式。【答案】(1)+1變小(2)①>HClO>②HClO>H2CO3>H2SO3③【解析】（1）①H3PO2中氫元素、氧元素分別為+1、-2價，根據(jù)化學(xué)式中正負(fù)化合價代數(shù)和為零知，磷元素的化合價為+1價；②向10mLH3PO2溶液中加入30mL等物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有和OH-兩種陰離子，說明次磷酸是一元弱酸，對應(yīng)的電離方程式為；③H3PO2溶液加水稀釋過程中，越稀越電離，則n(H+)變大，n(H3PO2)變小，的數(shù)值變?。唬?）①Ka越大，對應(yīng)酸的酸性越強(qiáng)，由圖表知，酸性：>HClO>②若碳酸、亞硫酸、次氯酸溶液c(H+)相同時，則酸性越弱，對應(yīng)酸的濃度越大，則濃度：HClO>H2CO3>H2SO3；③H2SO3與過量NaClO發(fā)生氧化還原反應(yīng)，硫元素化合價由+4升至+6，氯元素化合價由+1降至-1，反應(yīng)的離子方程式為：。1．高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強(qiáng)酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度時這四種酸在冰醋酸中電離(酸在溶劑中電離實質(zhì)是酸中的H+轉(zhuǎn)移給溶劑分子，如HCl+H2O=H3O++Cl-)的電離平衡常數(shù)：酸HClO4H2SO4HClHNO3電離平衡常數(shù)Ka=1.6×10-5Ka1=6.3×10-9Ka=1.6×10-9Ka=4.2×10-10根據(jù)表格信息判斷下列說法正確的是A．冰醋酸中H2SO4的電離方程式：H2SO4=2H++B．這四種酸在冰醋酸中都能完全電離C．在冰醋酸中鹽酸是這四種酸中最強(qiáng)的酸D．冰醋酸較水更能區(qū)分這四種酸的強(qiáng)弱【答案】D【解析】A．H2SO4在冰醋酸中存在電離平衡，且分步電離，主要是第一步電離，電離方程式為：H2SO4H++，A錯誤；B．根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知：四種酸在冰醋酸中都是弱酸，存在電離平衡，而不能完全電離，B錯誤；C．酸的電離平衡常數(shù)越大，該酸的酸性就越強(qiáng)。根據(jù)四種酸的電離平衡常數(shù)可知，HClO4的電離平衡常數(shù)最大，故四種酸中酸性最強(qiáng)的是HClO4，C錯誤；D．四種酸在水中都是完全電離，都是強(qiáng)酸，而在冰醋酸中存在電離平衡，它們的電離程度不同，因而能夠比較它們的相對強(qiáng)弱，故冰醋酸較水更能區(qū)分這四種酸的強(qiáng)弱，D正確；故合理選項是D。2．已知室溫時，0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.2%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是A．升高溫度，溶液的酸性增強(qiáng)B．該溶液的c(H+)是2×10-4mol·L-1C．此一元酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7D．向一元酸HA的溶液中，加水稀釋，HA的電離平衡向正反應(yīng)方向移動，但c(H+)減小【答案】C【解析】A．升高溫度促進(jìn)HA電離，溶液中氫離子濃度增大，酸性增強(qiáng)，故A正確；B．0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.2%發(fā)生電離，則HA是弱酸，溶液中c（H+）=0.1mol/L×0.2%=2×10-4mol/L，故B正確；C．室溫時，電離平衡常數(shù)，故C錯誤；D．越稀越電離，加水稀釋，HA的電離平衡向正反應(yīng)方向移動，n(H+)增大，由于溶液體積增大程度影響更大，c(H+)減小，故D正確；故選：C。3．時，的醋酸溶液中電離平衡常數(shù)，下列說法正確的是A．向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，平衡逆向移動，減小B．向該溶液中加少量固體，減小C．該溫度下的醋酸溶液D．升高溫度，增大，變大【答案】D【解析】A．向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，平衡逆向移動，增大，故A錯誤；B．向該溶液中加少量固體，增大，平衡逆向移動，氫離子濃度減小，溫度不變，平衡常數(shù)不變，，由于氫離子濃度減小，則增大，故B錯誤；C．電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，該溫度下0.01mol/L醋酸溶液，故C錯誤；D．醋酸電離吸熱，升高溫度，電離平衡正向移