化学选择性必修1第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡第二课时学案

这是一份化学选择性必修1第三章 水溶液中的离子反应与平衡第一节 电离平衡第二课时学案，共15页。

第二课时　电离平衡常数
[明确学习目标]　1.了解电离平衡常数及其意义。2.能正确地书写电离平衡常数的表达式并会进行有关的计算。



1．概念：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示，弱碱用Kb表示)。
2．表示方法
①一元弱酸在水中的电离常数：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝
②一元弱碱在水中的电离常数：
NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝
③多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数。如H2CO3。
H2CO3H＋＋HCO
Ka1＝
HCOH＋＋CO
Ka2＝
多元弱酸的第一级电离程度较大，产生的H＋对二级、三级电离产生抑制作用，电离程度逐级变小，并且差别较大，所以多元弱酸水溶液中的H＋主要由第一级电离产生，即Ka1≫Ka2≫Ka3，多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况类似。
3．意义
电离常数表明了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小，可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。同一类型的弱电解质，电离常数越大，其电离能力越强。如25 ℃时，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11；HClO的Ka＝4.0×10－8，即酸性：H2CO3>HClO>HCO。
4．影响因素
弱电解质的电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它只受温度影响，在稀溶液中与溶液的浓度无关。由于电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。


1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(　　)
(2)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(　　)
(3)在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。(　　)
(4)某一弱电解质，电离程度越大，电离常数就越大。(　　)
(5)多元弱碱的第一级电离程度较大，产生的OH－对二级、三级电离产生促进作用。(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×
2．下列有关H2S的电离平衡常数的表达式中正确的是(　　)
A．Ka＝
B．Ka1＝
C．Ka2＝
D．Ka＝
答案　B
3．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是(　　)
A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(H＋)减小
C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
答案　D


知识点　电离常数的计算方法(以弱酸HXH＋＋X－为例)

1．已知c(HX)和c(H＋)，求电离常数Ka，则Ka＝＝。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可以近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则Ka＝，代入数值求解即可。
2．已知c(HX)和电离平衡常数Ka，求c(H＋)。因弱酸溶液中c(H＋)很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。


[解析]　设氨水中c(OH－)＝x mol·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(H＋)为1.0×10－7 mol·L－1时，则＝＝0.62。
[答案]　6.0×10－3　0.62
[练1]　下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述，正确的是(　　)
A．因为电离过程是吸热过程，所以温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越小
B．弱电解质的电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有关
C．对于不同的弱酸，电离平衡常数越大，酸性一定越强，可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸酸性的相对强弱
D．弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离能力强弱的物理量
答案　D
解析　温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越大，A错误。对同一弱电解质，电离平衡常数只是温度的函数，与浓度的大小无关，B错误。在相同温度下，才可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸酸性的相对强弱，C错误。电离平衡常数是衡量弱电解质电离能力强弱的物理量，D正确。
[练2]　已知下列三个数据：7.1×10－4 mol·L－1、6.8×10－4 mol·L－1、6.2×10－10 mol·L－1分别是三种酸在某温度时的电离平衡常数。若这三种酸可发生如下反应：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　②NaCN＋HF===HCN＋NaF　③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF则下列叙述中不正确的是(　　)
A．HF的电离平衡常数为7.1×10－4 mol·L－1
B．HNO2的电离平衡常数为6.2×10－10 mol·L－1
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN的大，比HF的小
答案　B
解析　根据强酸制弱酸的原理知，题给三个反应中，第①个反应说明酸性：HNO2>HCN，第③个反应说明酸性：HF>HNO2，故HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离平衡常数越大。
知识拓展
电离度(α)
(1)定义
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率，称为电离度。
(2)表达式
电离度通常用α表示。
α＝×100%
式中的分子、分母也可以分别用已电离的溶质的物质的量和原有溶质的物质的量(包括已电离的和未电离的)来代替。
(3)意义
①电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。
②温度相同、浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。浓度相同时，一元弱酸的α越大，表示其酸性越强。
③同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。
(4)影响因素
影响电离度的外界因素主要是弱电解质溶液的浓度和温度。
①电离度随着溶液浓度的增大而减小，随着溶液浓度的减小而增大。
②升高温度则电离度增大，降低温度则电离度减小。

本课归纳总结




1．碳酸溶液中存在电离平衡，下列有关H2CO3的电离平衡常数的表达式中正确的是(　　)
A．Ka＝
B．Ka＝
C．Ka1＝
D．Ka2＝
答案　C
解析　H2CO3分两步电离：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次)，因此对应两个电离常数Ka1＝、Ka2＝。
2．已知25 ℃时，醋酸溶液中存在下述关系：Ka＝＝1.75×10－5，其中Ka的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关Ka的下列说法正确的是(　　)
A．当向该溶液中加入一定量的硫酸时，Ka的值增大
B．升高温度，Ka的值增大
C．向醋酸溶液中加水，Ka的值增大
D．向醋酸溶液中加氢氧化钠溶液，Ka的值增大
答案　B
解析　同一弱电解质的电离平衡常数只受温度影响，升高温度，电离平衡常数增大。
3．在0.2 mol·L－1的CH3COOH溶液中，当CH3COOHH＋＋CH3COO－已达平衡时，若要使CH3COOH的电离度减小，溶液中的c(H＋)增大，应加入(　　)
A．CH3COONa B．NH3·H2O
C．HCl D．H2O
答案　C
解析　A项，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，CH3COONa溶于水电离出CH3COO－，抑制CH3COOH的电离，CH3COOH的电离度减小，溶液中的c(H＋)减小，错误；B项，向CH3COOH溶液中加入氨水，氨水和H＋反应，促进CH3COOH的电离，CH3COOH的电离度增大，且溶液中的c(H＋)减小，错误；C项，向溶液中加入HCl，c(H＋)增大，抑制CH3COOH的电离，CH3COOH的电离度减小，正确；D项，稀释CH3COOH溶液，促进CH3COOH的电离，CH3COOH的电离度增大，但c(H＋)减小，错误。
4．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
C．多元弱酸的各步电离之间无影响
D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
答案　C
解析　根据几种弱酸在常温下的电离平衡常数可知，Ka1(H2CO3)>Ka1(H2S)，碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；多元弱酸的第一步电离产生的H＋会抑制下一步的电离，C错误；温度不变，电离平衡常数不变，D正确。
5．将0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是(　　)
A.的值减小
B．OH－的物质的量减小
C.的值减小
D．NH的浓度减小
答案　D
解析　加水稀释时，电离平衡NH3·H2ONH＋OH－向右移动，n(NH)、n(OH－)增大，n(NH3·H2O)减小，＝的值变大；c(NH3·H2O)、c(NH)、c(OH－)都减小，电离平衡常数Kb＝的值不变，故C项错误，D项正确。
6．健康人血液的pH范围为7.35～7.45，若在外界因素下，血液的pH突然低于7或高于7.8，即只要改变0.35，就会有生命危险。因为血液中存在如下平衡：H2O＋CO2HCO＋H＋，HCOCO＋H＋，所以健康人血液的pH保持在一定范围内变化，医学上称为血液酸碱平衡。
回答下列问题：
(1)如果婴儿长时间啼哭不停，导致碱中毒，手足抽搐，下列说法不正确的是 (填字母)。
A．导致婴儿碱中毒的原因是婴儿体内损失大量CO2，血液的pH升高
B．手足抽搐严重则应及时向静脉中输入适量的无毒钙剂进行治疗
C．适量食用碱性食品有利于婴儿健康成长
D．适量食用酸性食品有利于婴儿健康成长
(2)蚊虫、蚂蚁等叮咬人时，常向人体血液中注入一种含有蚁酸(甲酸，HCOOH)的液体。
①写出甲酸在溶液中的电离方程式 。
②当人受到蚂蚁叮咬时，皮肤上会起小疱，即使不治疗，过一段时间小疱也能痊愈，其原因为 。有同学认为，受到蚂蚁叮咬时及时涂抹稀氨水或肥皂水能起到治疗作用，这一观点 (填“正确”或“不正确”)。
(3)已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数Ka＝1.75×10－5，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11。下列说法正确的是 (填字母)。
A．向Na2CO3溶液中加入甲酸溶液无明显现象产生
B．25 ℃时，向甲酸溶液中加入NaOH溶液，甲酸的电离程度和Ka均增大
C．向0.1 mol·L－1甲酸溶液中加入蒸馏水，则增大
D．向碳酸中加入NaHCO3固体，溶液的pH、溶液中c(HCO)均增大
答案　(1)D　(2)①HCOOHHCOO－＋H＋
②叮咬初期，血液的H＋浓度增大导致产生CO2而出现小疱，一段时间后血液又恢复酸碱平衡　正确　(3)CD
解析　(1)人体血液内存在平衡：H2O＋CO2HCO＋H＋，HCOCO＋H＋，婴儿长时间啼哭不停导致婴儿呼出的CO2量太多，使平衡向逆反应方向移动，导致血液中H＋浓度下降，血液酸性减弱，碱性增强，血液的pH升高。静脉中输入适量的无毒钙剂时，CO能与Ca2＋结合而使平衡向正反应方向移动，使血液pH恢复正常范围。因为血液呈弱碱性，所以适量食用碱性食品有利于婴儿健康成长。
(2)①HCOOH是一种弱酸，在溶液中存在电离平衡，电离方程式为HCOOHHCOO－＋H＋。②蚂蚁等叮咬人时，向人体血液中注入了HCOOH，增大了血液中H＋的浓度，使H2CO3的电离平衡向生成CO2的方向移动，从而导致皮肤上出现小疱。一段时间后，小疱内的CO2和H2O作用重新达到平衡状态，血液中恢复原有的酸碱平衡。由于稀氨水或肥皂水都是碱性溶液，能与HCOOH反应从而起到治疗作用。
(3)由HCOOH和H2CO3的电离平衡常数可知，HCOOH的酸性比H2CO3的强，所以向Na2CO3溶液中加入甲酸时，CO与HCOOH反应产生CO2气体，A错误。向甲酸中加入NaOH溶液时，OH－与H＋结合而使HCOOH的电离平衡正向移动，HCOOH的电离程度增大，但Ka只与温度有关，其值不变，B错误。向HCOOH溶液中加入蒸馏水时，HCOOH的电离程度增大，设HCOOH的电离度为α，则＝，加水稀释的过程中，α增大，故增大，C正确。向碳酸中加入NaHCO3固体时，溶液中的c(HCO)增大，H2CO3的电离平衡逆向移动，溶液中的c(H＋)减小，溶液的pH增大，D正确。

课时作业

一、选择题(本题共8小题，每小题只有1个选项符合题意)
1．下列关于电离常数(K)的说法正确的是(　　)
A．电离常数只与温度有关，升高温度，K值减小
B．电离常数K与温度无关
C．相同温度下，电离常数(K)越小，表示弱电解质的电离能力越弱
D．多元弱酸各步电离常数大小关系为Ka1 答案　C
解析　电离常数只与温度有关，与浓度、压强等无关，电离属于吸热过程，升高温度，促进电离，K值增大，A、B错误；电离常数可衡量弱电解质的电离能力，K值越大，电离程度越大，则同温下电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，C正确；多元弱酸分步电离，且以第一步电离为主，每一步电离对下一步电离起抑制作用，则各步电离常数大小关系为Ka1≫Ka2≫Ka3，D错误。
2．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)在水中的电离度与浓度关系的是(　　)

答案　B
解析　根据乙酸和一氯乙酸的Ka可知，二者均为弱酸，且酸性为一氯乙酸>乙酸。在温度不变、浓度相等时，电离度：一氯乙酸>乙酸，A、C两项错误；对于弱酸，浓度越大，电离度越小，B项正确，D项错误。
3．下列说法正确的是(　　)
A．电离常数受溶液浓度的影响
B．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．电离常数大的酸中的c(H＋)一定比电离常数小的酸中的c(H＋)大
D．H2CO3的电离常数表达式：Ka＝
答案　B
解析　A项，电离常数只受温度的影响，与溶液浓度无关，错误；B项，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱，正确；C项，酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，错误；D项，碳酸是分步电离的，以第一步电离为主，第一步电离常数表达式为Ka1＝，错误。
4．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是(　　)
A．溶液中导电粒子的数目减小
B．溶液中不变
C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大
D．醋酸的电离常数Ka随醋酸浓度减小而减小
答案　B
解析　醋酸加水稀释，促进醋酸的电离，溶液中导电离子的数目增加，A错误；醋酸加水稀释，电离程度增大，但c(H＋)减小，C错误；电离常数Ka只与温度有关，与醋酸的浓度无关，D错误；由于温度不变，电离平衡常数Ka＝不变。
5．相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，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．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
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－1HX溶液的电离平衡常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数
答案　B
解析　电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系：HX 6．将浓度为0.1 mol·L－1的HF溶液不断加水稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)
A．c(H＋) B．Ka(HF) C. D.
答案　D
解析　A项，在0.1 mol·L－1HF溶液中存在电离平衡：HFH＋＋F－，加水稀释，平衡向右移动，但c(H＋)减小；B项，电离常数与浓度无关，其数值在稀释过程中不变；C项，随着稀释的不断进行，c(F－)不断减小，c(H＋)虽不断减小但不会低于10－7 mol·L－1，故最终减小；D项，＝＝，稀释过程中，c(F－)逐渐减小，Ka(HF)保持不变，故始终保持增大。
7．把1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液用蒸馏水稀释至10 L，下列叙述正确的是(　　)
A．c(CH3COOH)变为原来的
B．c(H＋)变为原来的
C.的比值增大
D．溶液的导电性增强
答案　C
解析　对于平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，当加水稀释时，平衡向右移动，c(CH3COOH)小于原来的，c(H＋)大于原来的，A、B两项均错误；由于平衡正向移动，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，所以的比值增大，C项正确；由于CH3COO－和H＋的浓度均减小，溶液的导电性减弱，D项错误。
8．已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离平
衡常数
(25 ℃)
Ka＝
1.75×10－5
Ka＝2.98×10－8
Ka1＝4.30×10－7
Ka2＝5.61×10－11
Ka1＝1.54×10－2
Ka2＝1.02×10－7
下列离子方程式正确的是(　　)
A．少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO
C．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO===SO＋2HCO
D．相同浓度NaHCO3溶液与NaHSO3溶液等体积混合：H＋＋HCO===CO2↑＋H2O
答案　C
解析　由表格中电离常数数据可知，Ka(HClO)>Ka(HCO)，故CO2通入NaClO溶液中生成HCO，A错误；HClO具有强氧化性，CaSO3具有还原性，二者发生氧化还原反应，B错误；Ka(HSO)>Ka(HCO)，故少量SO2通入Na2CO3溶液中生成HCO，C正确；H2SO3为弱酸，故NaHSO3在水溶液中主要电离出HSO，而不是SO和H＋，D错误。
二、选择题(本题共4小题，每小题有1个或2个选项符合题意)
9．高氯酸、硫酸、硝酸和HCl都是强酸，其在水溶液中的酸性差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10－5
6.3×10－9
1.6×10－9
4.2×10－10
由以上表格中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完全电离
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，但醋酸可以区分这四种酸的强弱
答案　C
解析　由电离常数可知，这四种酸在冰醋酸中都不能完全电离，且电离常数越大，酸性越强，故在冰醋酸中酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3。H2SO4在冰醋酸中存在电离平衡：H2SO4H＋＋HSO。
10．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25 ℃)
Ka＝1.77×10－4
Ka＝4.9×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
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．HCN溶液加水稀释后，溶液中离子的数目减少
答案　AD
解析　根据电离常数可知，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO。A项，不能得到CO，只能得到HCO，错误；B项，正确；等体积、等pH的HCOOH和HCN溶液中，所含溶质的物质的量：n(HCN)>n(HCOOH)，则中和时HCN消耗的NaOH的量大，C正确；HCN溶液加水稀释，电离程度增大，溶液中H＋和CN－的数目均增多，D错误。
11．常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是(　　)
A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小
C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小
答案　AD
解析　氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固体，使c(NH)增大，则平衡左移，pH减小，电离度减小，c(OH－)减小，c(NH)增大，故A、D错误。
12．已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是(　　)
A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN
B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN
C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
D．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
答案　B
解析　由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有反应B不能自发进行。
三、非选择题(本题共3小题)
13．如表所示是几种常见弱酸的电离常数(25 ℃)：
酸
电离方程式
电离常数Ka
CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
Ka1＝1.3×10－7
Ka2＝7.1×10－15
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
H2POH＋＋HPO
HPOH＋＋PO
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”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的电离常数Ka不同，那么电离常数Ka的大小与酸性的相对强弱有何关系？ 。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作酸，其中酸性最强的是 ，最弱的是 。
答案　(1)增大　(2)Ka越大，电离出的氢离子的浓度越大，酸性越强　(3)H3PO4　HS－
解析　(1)温度升高，促进电离，Ka增大。
(2)根据题意及表中数据可知，酸性越强，对应的电离常数Ka越大。
(3)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。
14．(1)常压下，取不同浓度、不同温度的氨水进行各项内容的测定，得到下表实验数据。
温度/ ℃

电离常数
电离度%

0
16.56
1.37×10－5
9.098
1.507×10－2
10
15.16
1.57×10－5
10.18
1.543×10－2
20
13.63
1.71×10－5
11.2
1.527×10－2
提示：电离度＝×100%
①温度升高，NH3·H2O的电离平衡向 (填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是 (填序号)。
a．电离常数 b．电离度
c．c(OH－) d．c(NH3·H2O)
②表中c(OH－)基本不变的原因是 。
(2)常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数Ka1＝ 。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
答案　(1)①右　ab　②氨水浓度减小，会使c(OH－)减小，而温度升高，会使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变　
(2)4.2×10－7
解析　(1)根据表中电离常数和电离度随温度的变化情况可以判断，NH3·H2O的电离过程吸收热量，所以升温会使NH3·H2O的电离平衡向右移动。
(2)根据反应H2CO3H＋＋HCO，c(HCO)＝c(H＋)＝10－5.60 mol·L－1，则平衡常数Ka1＝＝≈4.2×10－7。
15．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：
化学式
CH3COOH
H2C2O4
H2S
电离平衡常数
1.8×10－5
Ka1＝5.4×10－2
Ka2＝5.4×10－5
Ka1＝1.3×10－7
Ka2＝7.1×10－15
请回答下列问题：
(1)H2S的一级电离平衡常数表达式为Ka1＝ 。
(2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为 。
(3)H2C2O4与少量的KOH溶液反应的化学方程式为
。
(4)NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为
。
(5)H＋浓度相同、等体积的两份溶液A(盐酸)和B(CH3COOH)分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是 (填序号)。
①反应所需要的时间：B>A
②开始反应时的速率：A>B
③参加反应的锌的物质的量：A＝B
④反应过程的平均速率：B>A
⑤B中有锌剩余
答案　(1)　
(2)H2C2O4>CH3COOH>H2S　
(3)H2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O　
(4)HS－＋HC2O===H2S↑＋C2O　
(5)③④
解析　(1)H2S为弱电解质，不能完全电离，其一级电离方程式为H2SHS－＋H＋，则一级电离平衡常数表达式为Ka1＝。
(2)多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，故多元弱酸的一级电离平衡常数越大，酸性越强，则CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为H2C2O4>CH3COOH>H2S。
(3)H2C2O4与少量的KOH溶液反应生成KHC2O4，化学方程式为H2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O。
(4)HC2O的酸性强于H2S，则NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为HS－＋HC2O===H2S↑＋C2O。
(5)H＋浓度相同、等体积的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，在水溶液中存在电离平衡，所以含有未电离的醋酸分子，因此二者分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相等，则盐酸反应完全，醋酸有剩余。由于反应过程中醋酸溶液中不断电离出新的H＋，故c(H＋)比盐酸的大，所以平均速率：B>A，反应所需要的时间：B