第47讲 弱电解质的电离(课件PPT)-【正禾一本通】2025年高考化学高三一轮总复习高效讲义（鲁科版2019 单选版）

第47讲　弱电解质的电离 第七章 物质在水溶液中的行为 课程标准 1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。 考点一　弱电解质的电离平衡 考点二　电离平衡常数 内容索引 重点强化 课时测评 弱电解质的电离平衡 考点一 返回 要点梳理 1．电离平衡 在一定条件(如温度、浓度)下，当_________________________________相等时，电离过程就达到了平衡状态。 2．电离平衡的特征 电离的速率和离子结合为分子的速率 ＝ ≠ 3．外界条件对电离平衡的影响 (1)以0.1 mol/L的醋酸溶液为例(CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0)填写下表。 外界条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 ______ ______ ______ ______ 加冰醋酸 ______ ______ ______ ______ 升温 ______ ______ ______ ______ 加CH3COONa(s) ______ ______ ______ ______ 加NaOH(s) ______ ______ ______ ______ 正向 增大 减小 减弱 正向 增大 增大 增强 正向 增大 增大 增强 逆向 减小 减小 增强 正向 减小 减小 增强 ⥫⥬ (2)分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。 答案： 正误辨析 1．弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子 ( ) 2．氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH )时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态 ( ) 3．室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH ===B＋＋OH－ ( ) 4．稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小 ( ) √ × × × 典题1 加水促进H2S的电离，由于溶液体积增大，氢离子浓度减小，A项错 误；反应：2H2S＋SO2 ==== 3S↓＋2H2O，pH增大；当SO2过量，溶液显酸性，因H2SO3酸性比H2S强，故pH减小，B项错误；滴加新制氯 水，发生反应Cl2＋H2S ==== 2HCl＋S↓，平衡向左移动，生成了强酸，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋ ==== CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。 √ H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－⥫⥬H＋＋S2－。若对H2S溶液进行以下操作，说法正确的是 A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 ⥫⥬ 典题引领 典题2 (2023· 浙江1月选考，13改编)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)。 判断下列说法是否正确， 正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2O⥫⥬R3NH＋＋OH－ ( ) 由题意“因静电作用被吸附”及题图可知，R3N在溶液中的电离方程式为R3N＋H2O⥫⥬R3NH＋＋OH－。 √ 由题图可知，溶液pH为2.4时，废水中的甲酸及其盐回收率最高，当溶液中pH小于2.4时，随溶液pH下降，溶液中氢离子浓度增大，甲酸的电离被抑制，溶液中甲酸根离子浓度减小，与R3NH＋作用的数目减小。 (2)废水初始pH＜2.4，随pH下降，甲酸的电离被抑制，与R3NH＋作用的 HCOO－数目减少 ( ) √ 由题图可知，R3N溶液呈碱性，溶液中存在如下平衡R3N＋H2O⥫⥬R3NH＋＋OH－，当废水初始pH大于5时，平衡向左移动，离子交换树脂活性成分主要以R3N形态存在。 ( ) (3)废水初始pH＞5，离子交换树脂活性成分主要以R3NH＋形态存在 × 考向探究 1．能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是 A．HCOOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1 mol·L－1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红 C．HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D．常温时0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3 A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；D项，溶液的pH＝2.3，说明 HCOOH未完全电离，正确。 √ 2．常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”、“＝”或“＜”填写下列问题。 (1)c(CH3COO－)：① ②。 (2)电离程度：① ②。 (3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率：① ②，反应结束生成相同状况下H2的体积：① ②。 (4)与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积：① ②。 返回 ＜ ＞ ＜ ＝ ＝ 电离平衡常数 考点二 返回 要点梳理 2．电离平衡常数的意义[对弱酸(碱)而言] 3．外因对电离平衡常数的影响 (1)电离平衡常数只与______有关。 (2)升高温度，K值______，原因是______________________。 温度 增大 电离过程均为吸热过程 4．电离度 (1)概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的百分比。 (2)表示方法 α＝ ×100% (3)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越____。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越____。 小 大 正误辨析 ( ) ( ) ( ) ( ) × √ × × 典题1 (2023·浙江1月选考，13B改编)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)。pH＝5的废水 中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝ 。 18(或18∶1) 典题引领 典题2 (2020· 天津卷，节选)已知25℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH＝12时，c(H2CO3)∶c(HCO )∶c(CO )＝1∶ ∶ 。 1012·Ka1　 1024·Ka1·Ka2 考向探究 考向一　利用电离常数判断弱电解质酸(碱)性的相对强弱 1．部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡常数(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 。 (2)相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_________________________________________。 HCOOH＞ H2CO3＞H2S＞HClO ①②④ 变小 不变 变小 不变 变大 归纳总结 确定微粒浓度比值变化情况的三种方法 1．“转化法”：将浓度之比转化为物质的量之比进行比较。 2．“假设法”：如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于 0，c(H＋)趋近于10－7mol·L－1，故比值变小。 3．“凑常数”：解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的 浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。　　 返回 电离平衡常数的计算 重点 强化 返回 重点精讲 已知饱和硫化氢的浓度为0.1 mol·L－1，硫化氢的电离常数为Ka1＝1.0×10－7、Ka2＝1.0×10－19。计算饱和硫化氢溶液中氢离子的浓度。 2．电离常数(K)与电离度(α)的定量关系 一定温度下，当电离常数很小时，电离度与电离常数有如下关系：K＝c·α2或α＝ 。 典题1 典题2 计算25 ℃时，2 mol·L－1氨水的电离度(已知25 ℃时，Kb＝1.8×10－5) 答案： ⥫⥬ 常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的 体积(V)的关系如图。 (1)判断HA为 酸(填“强”或“弱”)。 典题3 纵轴坐标为lg c(OH－)，在M点时，溶液中 c(OH－)＝10－10mol·L－1，常温时c(H＋)＝10－4mol·L－1＜0.010 mol·L－1，HA为弱酸。 弱 (2)若HA为弱酸，请计算在P点的电离平衡常数。 答案：1.0×10－6 1．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1× 10－3mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程： 。 (2)BOH的电离度α＝ 。 (3)BOH的电离平衡常数Kb 。 BOH⥫⥬ B＋＋OH－ 1% 1×10－5 对点集训 2．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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＋的电离常数K1≈ (已知：10－5.60＝2.5×10－6)。 4.2×10－7 3．(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝ (用含a和b的代数式表示)。 (2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反 应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝ (用含a和b的代数式表示)。 10－7.5 5．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 (1)写出亚磷酸电离的方程式： 、 。 ⥫⥬ ⥫⥬ (2)表示pH与lg 的变化关系的曲线是 (填 “Ⅰ”或“Ⅱ”)。 (3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝ 。 返回 Ⅰ 10－1.4 课 时 测 评 返回 √ NaOH是强电解质，在水溶液中完全电离，故其中自由移动的离子浓度最大，导电能力最强，A错误；H3PO4是弱电解质，在水溶液中部分电离，故其中自由移动的离子浓度较小，导电能力较弱，B错误；NH3溶于水，与水反应生成的NH3·H2O是弱电解质，在水溶液中部分电离，故其中自由移动的离子浓度较小，导电能力较弱，C错误；CH3CH2OH是非电解质，其水溶液几乎不导电，导电能力最弱，D正确。 1．等物质的量的下列物质溶于水配成等体积的溶液，导电能力最弱的是 A．NaOH　　　　　　 B．H3PO4 C．NH3 D．CH3CH2OH 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 升高温度，K增大，说明AB的电离程度增大，所以c(A＋)随着温度的升高而增大，A项错误；根据题给信息，无法推出35 ℃时，c(A＋)>c(B－)，B项错 误；升高温度，K增大，AB的电离程度增大，所以AB的电离程度：α(25 ℃) <α(35 ℃)，C项错误；升高温度，平衡向吸热反应方向移动，AB的电离程度增大，则AB的电离是吸热过程，D项正确。 √ 2．液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为AB A＋＋B－，在不同温度下其平衡常数K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是 A．c(A＋)随温度的升高而降低 B．35 ℃时，c(A＋)>c(B－) C．AB的电离程度：α(25 ℃)>α(35 ℃) D．AB的电离是吸热过程 ⥫⥬ 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 3．已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表： 弱电解质 电离平衡常数(Ka) HClO Ka＝4.7×10－8 H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 弱电解质 电离平衡常数(Ka) HClO Ka＝4.7×10－8 H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 乙酸和一氯乙酸均显弱酸性。弱酸的浓度越大，在水中的电离度越小，排除C项、D项。电离平衡常数：CH3COOH<CH2ClCOOH，而电离平衡常数越大，表明酸性越强，电离度越大，排除A项，故选B项。 4．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 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 5.常温下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体(其水溶液pH＝7)，溶液的pH随加入醋酸铵固体质量的变化曲线如图所示。下列分析正确的是 A．a点：pH＝2 B．b点：c(CH3COO－)>c(NH ) C．c点：pH可能大于7 D．a点到c点，溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 醋酸是弱电解质，0.01 mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋) <0.01 mol·L－1，则溶液的pH>2，A错误。b、c点为 CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液，而 CH3COONH4溶液显中性，CH3COOH电离使溶液显 酸性，则混合溶液的pH<7，即b点溶液中c(H＋)>c(OH－)，结合电荷守恒 推知，c(CH3COO－)>c(NH )，B正确，C错误。a点到c点，溶液的pH增 大，其原因是醋 酸是弱电解质，溶 液中存在电离平 衡：CH3COOH⥫⥬ CH3COO－＋H＋，向醋酸溶液中加入醋酸铵固体，c(CH3COO－)增大， 醋酸的电离平衡逆向移动，则溶液中的c(H＋)减小，溶液的pH增大，常温下，醋酸铵的水溶液pH＝7，即醋酸铵溶液显中性，D错误。 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 6．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是 A．该溶液的pH＝4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．室温时，此酸的电离常数约为1×10－7 D．稀释HA溶液时，不是所有粒子的浓度都一定会减小 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，说明溶液中c(H＋)约为0.1 mol·L－1×0.1%＝1×10－4mol·L－1，溶液的pH＝4，A项正确；电离属于吸热过程，升温促进HA电离，溶液中的c(H＋)增大，pH减小，B项错误；室温时，此酸的电离常数约为 ＝1×10－7，C项正确；稀释HA溶液可促进HA电离，但溶液中c(H＋)、c(A－)、c(HA)都减小，而c(OH－)增大，D项正确。 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 √ 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 9．(16分)食醋(主要成分CH3COOH)、纯碱(Na2CO3)和小苏打(NaHCO3)均为家庭厨房中常用的物质。已知： 请回答下列问题： (1)CO2通入NaNO2溶液中， (填“能”或“否”)生成HNO2，理由是 。 (2)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为 。 弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN 电离常数 Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10 否 H2CO3的Ka1小于HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性弱 CO2＋H2O＋ 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (3)25 ℃时，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得溶液的pH＝6，则混合液中 ＝ 。 (4)常温下，下列方法可以使0.1 mol·L－1CH3COOH的电离程度增大的是 (填字母)。 a．加入少量的稀盐酸 b．加热溶液 c．加水稀释 d．加入少量冰醋酸 弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN 电离常数 Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10 18 bc 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 计算可知NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸只能电离出一个 H＋，因而NaH2PO2是正盐。 10．(10分)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1 H3PO2与20 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的 盐，回答下列问题： (1)NaH2PO2属于 (填“正盐”、“酸式盐”或“无法确定”)。 正盐 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (2)若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝ ____。 2 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 可从NaH2PO2溶液存在水解平衡以及H3PO2存在电离平衡等角度设计 实验。 (3)设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸： ； 测NaH2PO2溶液的pH，若pH >7，则证明次磷酸为弱酸 各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸(答案合理即可) 向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中 。 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 ⥫⥬ 则常温下： (1)Ka1＝ 。 由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O ) ＝c(H2C2O4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。 10－1.2 ⥫⥬ 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (2)Ka2＝ 。 10－4.2 (3)pH＝2.7时，溶液中 ＝ 。 返回 1 000 2 1 3 4 5 6 7 8 9 10 11 谢 谢 观 看 返回 1．电离平衡常数的表达式 (1)一元弱酸HA：HA⥫⥬H＋＋A－，平衡常数Ka＝ 。 (2)一元弱碱BOH：BOH⥫⥬B＋＋OH－，平衡常数Kb＝ 。 (3)二元弱酸：(以碳酸为例) H2CO3⥫⥬H＋＋HCO，Ka1＝________________； HCO⥫⥬H＋＋CO，Ka2＝__________________。 1．H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka＝ 2．对于0.1 mol/L的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)变小 3．某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大 4．常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强 在水中存在平衡：HCOOH⥫⥬ HCOO－＋H＋，由电离常数公式可知，溶液中＝，当溶液pH为5时，溶液中＝＝18。 H2CO3是二元弱酸，分步发生电离：H2CO3⥫⥬ HCO＋H＋、HCO⥫⥬ CO＋H＋，则有Ka1＝、Ka2＝，从而可得Ka1·Ka2＝。当溶液pH＝12时，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，代入Ka1、Ka1·Ka2可得c(H2CO3)∶c(HCO)＝1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶ c(CO)＝1∶(1024·Ka1·Ka2)，综合可得c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。 S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－ (3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是______ (填序号)。 ①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑ ②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO ③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO ④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO ⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O 考向二 判断微粒浓度比值的大小 2．常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)。 (1) ； 将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增大因而其比值变小。 将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大因而其比值变大。 (4) ； (5) 。 将该式变为＝，故比值不变。 (3) ； (2) ； 1．依据电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－) 当一元弱酸或一元弱碱的电离常数很小时，可用如下两个公式计算c(H＋)或c(OH－)。 (1)一元弱酸(以CH3COOH为例)：c(H＋)＝。 (2)一元弱碱(以NH3·H2O为例)：c(OH－)＝。 答案：由于硫化氢Ka1≫Ka2，且电离常数很小，因而可用其一级电离常数计算氢离子浓度。c(H＋)＝≈ mol·L－1＝1.0×10－4 mol·L－1。 α＝ ＝ ＝3×10－3＝0.3%。 3．计算电离常数的思维方法(以弱酸HX为例) 　　　　 HX　　 　　H＋　＋　X－ 起始/ (mol·L－1): c(HX) 0 0 平衡/ (mol·L－1): c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 则K＝，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝或c(H＋)＝。 在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。HA⥫⥬ H＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。 因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c电离(BOH)＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝×100%＝1%；BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－；电离平衡时，c平衡(BOH)＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。 由H2CO3⥫⥬ H＋＋HCO得K1＝＝≈4.2 ×10－7。 由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素质量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。 CH3COOH⥫⥬ CH3COO－＋H＋ 　　　　　　 －　　 10－7 Ka＝＝。 　 根据电荷守恒2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。 CH3COOH⥫⥬ CH3COO－＋H＋ －b 　　 b 10－7 Ka＝＝。 4．次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用， 其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝ ，X为HClO或ClO－]与pH 关系如图所示。HClO的电离常数Ka值为 。 由题图pH＝7.5时，c(HClO)＝c(ClO－)，HClO的Ka＝＝c(H＋)＝10－7.5。 H3PO3 H2PO＋H＋ H2PO HPO＋H＋　 由于Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由图像可知，在和的值相同时，“曲线Ⅱ”对应的c(H＋)较大，为一级电离(Ka1)，“曲线Ⅰ”对应的c(H＋)较小，为二级电离(Ka2)，显然选用“曲线Ⅱ”中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。 下列微粒在溶液中不能大量共存的是 A．SO、HCO B．ClO－、HCO C．HSO、CO D．HClO、HCO 根据表中电离平衡常数可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HClO>HCO；根据“较强酸制取较弱酸”的复分解反应规律，判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HSO>HCO，则SO、HCO不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO>HCO，则ClO－、HCO不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HSO>HCO，则HSO、CO反应生成SO和HCO，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3>HClO，HClO、HCO不能反应，可以大量共存，D不符合题意。 7．常温时，改变饱和氯水的pH，得到部分 含氯微粒的物质的量分数与pH的关系如图 所示。下列叙述不正确的是 A．该温度下，HclO⥫⥬ H＋＋ClO－的电离 常数Ka的对数值lg Ka＝－7.54 B．氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能与KI发生反应 C．pH＝1的氯水中，c(Cl2)>c(Cl)>c(HClO)>c(ClO－) D．已知常温下反应Cl2(aq)＋Cl－(aq) ⥫⥬ Cl(aq)的K＝0.191，当pH增大时，K减小 HclO⥫⥬ H＋＋ClO－的电离常数Ka的对数值lg Ka＝ lg＝lg c(H＋)＋lg，根据题图， 当溶液的pH＝7.54时，HClO和ClO－的物质的量 分数相等，即c(H＋)＝10－7.54mol·L－1时，c(HClO)＝c(ClO－)，代入得lg Ka＝－7.54，A项正确；氯水中的Cl2、ClO－、HClO均有强氧化性，均能与KI发生反应，B项正确；根据题图，pH＝1的氯水中，c(Cl－)>c(Cl2) >c(Cl)>c(HClO)>c(ClO－)，C项正确；平衡常数只与温度有关，当pH增大时，K不变，D项错误。 8．常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是 A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为 C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4 常温下溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中 c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol/L，c(H＋) ＜c(OH－)＋c(A－)，A错误；常温下溶液 Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，则＝1.0×10－3，解得＝，B正确；根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C错误；常温下溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)， ＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中 c总(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液Ⅱ的pH＝1.0， 溶液Ⅱ中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，＝1.0×10－3，溶液Ⅱ中c总(HA)＝1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)之比为[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D错误。 CN－===HCN＋HCO　 设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1，列三段式如下： 　　　　　　　 H3PO2⥫⥬ H＋＋H2PO 起始/(mol·L－1)　　0.02　　 0　　0 转化/(mol·L－1) x x x 平衡/(mol·L－1) 0.02－x x x Ka(H3PO2)＝＝1×10－2，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。 11．(10分)已知草酸为二元弱酸：H2C2O4 HC2O＋H＋　Ka1，HC2O C2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定 浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物 质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 由电离常数表达式可以知道＝＝＝103＝1 000。 pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。 $$