3.1 电离平衡（知识解读）-2024-2025学年高二化学同步教学知识解读与分层特训（人教版2019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 课程学习目标 1．掌握强、弱电解质的概念和判断，能从微观层面理解强、弱电解质的本质区别。 2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动。 3.了解电离平衡常数的含义。能利用电离平衡常数进行相关计算。 学科核心素养 1.知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，培养变化观念与平衡思想。 2.通过分析、推理等方法认识强弱电解质的本质特征及电离平衡常数的意义，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的证据推理与模型认知。 【新知学习】 洁厕灵的主要成分是盐酸，用于卫生洁具的清洁。为何不用醋酸？盐酸与醋酸的性质为何不同？ 实验探究盐酸和醋酸的电离程度 取相同体积、1.0 mol·L－1的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象。 酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸 pH大小 较小 较大 导电能力 较强 较弱 与镁条反应的现象 产生无色气泡较快 产生无色气泡较慢 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋)更大，说明盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度 一．强电解质和弱电解质 1．强弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 在水溶液中都能电离，与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 溶质粒子 存在形式 离子 只有电离出的阴阳离子 既有电离出的阴阳离子 分子 无电解质分子 又有电解质分子 表示方法 用“＝”表示 KCl＝K＋＋Cl－ 用“”表示 NH3·H2ONH＋OH— 结构特点 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 化合物类型 绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 2．电离方程式的书写 强电解质 完全电离用“＝” 弱电解质 部分电离，用“” 多元弱酸 分步电离，以第一步电离为主(不可合并) 如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ 不能写成：H2S2H＋＋S2－ 多元弱碱 用一步电离表示 如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 两性氢氧化物 双向电离 如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ Al(OH)3两性按两种方法电离 酸式电离：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋ 碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－ 酸式盐的电离 强酸的酸式盐 在熔化和溶解条件下的电离方程式不同 NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－ 熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－ 弱酸的酸式盐 弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱 如NaHCO3强中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化时只分解不电离) 【典例1】下列性质中可以证明醋酸是弱电解质的是 A．醋酸与水以任意比例互溶 B．1 mol·L-1的醋酸溶液的c(H＋)约为0.01 mol·L-1 C．醋酸的导电性比盐酸的弱 D．10 mL 1 mol·L-1醋酸恰好与10 mL 1 mol·L-1NaOH溶液完全反应 在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下平衡体系：CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH＞0，勒夏特列原理也适用于此平衡体系，请完成下表。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 二．弱电解质的电离平衡 1．电离平衡状态 （1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。 （2）建立过程 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 ③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 （3）电离平衡的特征 弱 研究对象为弱电解质 等 电离速率与离子结合成分子的速率相等 动 离子、分子的浓度保持一定 动 电离过程与离子结合成分子过程始终在进行 变 温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡 2．电离平衡的影响因素 电离平衡的移动符合勒夏特列原理。 浓度 溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离 温度 电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离 同离子效应 即加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，则能抑制电离 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离 【典例2】下列有关电离平衡的叙述中正确的是 A．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等 B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡 C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就会发生移动 D．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等 【典例3】现有0.1mol·L-1氨水10mL，恒温条件下加蒸馏水稀释到1L后，下列变化中错误的是 ①电离程度增大②NH3·H2O的浓度增大③数目增多④c(OH-)的浓度增大⑤导电性增强 A．②③④ B．①③⑤ C．①⑤ D．②④⑤ 弱电解质的电离程度不同，那么如何判断弱电解质的相对强弱？ 三．电离常数 1．概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2．表达式 （1）一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 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，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1＞Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越小，弱电解质的电离程度越弱，酸(或碱)性越弱。 4．电离常数的影响因素 内因 同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定 外因 对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大 5．电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ c mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 c 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 c－x x x 则Ka＝＝≈ 【典例4】已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表：下列说法正确的是 H2CO3 H2SO3 HClO K1=4.30×10-7 K2=5.61×10-11 K1=1.54×10-2 K2=1.02×10-7 K=2.95×10-8 A．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO+SO2+H2O=2HCO+SO B．相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强 C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度 【典例5】25℃时，0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10-3mol·L-1(忽略水的电离)。 （1）该温度下CH3COOH的电离度__。 （2）CH3COOH的电离平衡常数__。 【知识进阶】 强酸与弱酸的比较 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 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 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 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 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 1．CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较 实验操作 实验现象 有气泡产生 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3) 2．镁条与等浓度、等体积盐酸、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 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·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。 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 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＋)较大，因而反应速率较大 反应 过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，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相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，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，因而反应速率几乎都变为0 【效果检测】 1．下列物质属于弱电解质的是 A．KOH B．H2SO4 C．H2O D．SO2 2．下列物质的水溶液，不存在电解质分子(水分子除外)的是 A．HCl B．CH3COOH C．NH3 D．H2S 3．下列溶液导电能力最强的是 A．100 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液 B．100 mL 0.1 mol·L-1的氯化钠溶液 C．100mL 0.1 mol·L-1的硫酸溶液 D．100 mL0.1 mol·L-1的盐酸溶液 4．乙酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 A．乙酸以任意比与水互溶 B．0.1mol/L乙酸溶液的c(H+)=10-3mol/L C．10mL1mol/L乙酸恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应 D．乙酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 5．对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是 A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸 B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小 C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多 6．在相同温度下，100mL0.01mol·L-1的醋酸溶液与10mL0.1mol·L-1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是 A．中和时所需NaOH的量 B．电离的程度 C．H+的物质的量浓度 D．CH3COOH的物质的量 7．在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是 A．熔融状态的NaHSO4电离：NaHSO4=Na++HSO B．H2CO3的电离：H2CO32H++CO C．Al(OH)3的碱式电离：Al(OH)3=Al3++3OH- D．亚硫酸氢钠溶液中水的电离：NaHSO3Na++HSO 8．在CH3COOH溶液中滴入过量稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度(I)随氨水的加入体积(V)的变化曲线(如图)是 A．B．C．D． 9．在0.2 mol· L-1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHH++CH3COO-，下列叙述正确的是 A．加水稀释，CH3COOH的电离程度减小 B．加入少量NaOH固体，溶液导电性增强 C．滴加少量0.2 mol·L-1盐酸，溶液中c(H+)减少 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 10．在相同温度时，10mL0.1mol/L醋酸与100mL0.01mol/L醋酸相比较，下列数值中，前者大于后者的是 A．醋酸的电离常数 B．溶液的导电能力 C．pH值 D．中和时所需NaOH的物质的量 11．向10ml氨水中加入蒸馏水，将其稀释到1L，下列说法中正确的是 A．c(NH3·H2O)增大 B．c(H+)增大 C．电离常数增大 D．减小 12．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数： 弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2 电离常数 6.2×10-10 6.3×10-4 1.8×10-5 5.6×10-4 则0.1mol•L-1的下列溶液中，pH最大的是 A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2 13．已知下面三个数据：7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10分别是下列有关的三种酸的电离平衡常数，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．相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HF B．K(HF)=7.2×10−4 C．HF和NaCN可以生成HCN D．相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF) 14．已知室温时，0.1 mol·L-1 某一元酸HA在水中有0. 2%发生电离，下列叙述错误的是 A．升高温度，溶液的酸性增强 B．该溶液的c(H+)是2 ×10-4 mol·L-1 C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10-7 D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H+)减小 15．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数Ka 1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 3.0×10-8 回答下列问题： (1)一般情况下，当温度升高时，电离平衡常数Ka_______(填“增大”、“减小”或“不变”)，H2CO3的一级电离平衡常数表达式为Ka1 =_______。 (2)下列四种离子结合H+能力最强的是_______(填字母)。 a.     　　  b.ClO-   　　　  c.CH3COO-    　　　  d. (3)HClO与Na2CO3溶液反应的离子方程式_______。 16．常温下，部分酸的电离平衡常数如下： 化学式 电离常数 (1)相同的三种酸，则的浓度从大到小为___________。 (2)的溶液中，的为_____，使此溶液中的电离程度增大且也增大的方法是_______。 (3)中和等量的，消耗等的氢氟酸和硫酸的体积分别为，则a______b(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)。中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要的物质的量为，则___________。 (4)向中通入少量的，发生的离子方程式为___________。 (5)设计实验证明氢氟酸比盐酸的酸性弱___________。 17．已知：25℃时，①亚硫酸()的电离平衡常数为，；②次氯酸(HClO)的电离平衡常数为；③碳酸()的电离平衡常数为，。回答下列问题： (1)HClO的电离方程式为_______。 (2)上述三种酸由强到弱的顺序为_______(填分子式)。 (3)向溶液中加入溶液时，溶液中_______(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)，_______。 (4)足量的溶液和溶液发生反应的主要离子方程式为_______；足量的溶液中加入NaClO溶液发生反应的离子方程式为_______。 (5)向的HClO溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时测得溶液中的，则溶液中_______。 ( 1 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 课程学习目标 1．掌握强、弱电解质的概念和判断，能从微观层面理解强、弱电解质的本质区别。 2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动。 3.了解电离平衡常数的含义。能利用电离平衡常数进行相关计算。 学科核心素养 1.知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，培养变化观念与平衡思想。 2.通过分析、推理等方法认识强弱电解质的本质特征及电离平衡常数的意义，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的证据推理与模型认知。 【新知学习】 洁厕灵的主要成分是盐酸，用于卫生洁具的清洁。为何不用醋酸？盐酸与醋酸的性质为何不同？ 实验探究盐酸和醋酸的电离程度 取相同体积、1.0 mol·L－1的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象。 酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸 pH大小 较小 较大 导电能力 较强 较弱 与镁条反应的现象 产生无色气泡较快 产生无色气泡较慢 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋)更大，说明盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度 一．强电解质和弱电解质 1．强弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 在水溶液中都能电离，与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 溶质粒子 存在形式 离子 只有电离出的阴阳离子 既有电离出的阴阳离子 分子 无电解质分子 又有电解质分子 表示方法 用“＝”表示 KCl＝K＋＋Cl－ 用“”表示 NH3·H2ONH＋OH— 结构特点 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 化合物类型 绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 2．电离方程式的书写 强电解质 完全电离用“＝” 弱电解质 部分电离，用“” 多元弱酸 分步电离，以第一步电离为主(不可合并) 如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ 不能写成：H2S2H＋＋S2－ 多元弱碱 用一步电离表示 如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 两性氢氧化物 双向电离 如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ Al(OH)3两性按两种方法电离 酸式电离：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋ 碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－ 酸式盐的电离 强酸的酸式盐 在熔化和溶解条件下的电离方程式不同 NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－ 熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－ 弱酸的酸式盐 弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱 如NaHCO3强中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化时只分解不电离) 【典例1】下列性质中可以证明醋酸是弱电解质的是 A．醋酸与水以任意比例互溶 B．1 mol·L-1的醋酸溶液的c(H＋)约为0.01 mol·L-1 C．醋酸的导电性比盐酸的弱 D．10 mL 1 mol·L-1醋酸恰好与10 mL 1 mol·L-1NaOH溶液完全反应 【答案】B 【详解】 A．醋酸与水能以任意比互溶，说明醋酸溶解度大，但是不能说明醋酸部分电离，不能说明醋酸为弱电解质，A不符合题意； B．1 mol·L-1的醋酸溶液的c(H＋)约为0.01 mol·L-1，说明醋酸不完全电离，为弱电解质，B符合题意； C．导电性与溶液中的离子浓度、离子所带电荷数有关，浓度较大的醋酸的导电性可能会比浓度较小的盐酸导电性强，所以不能通过导电性来判断是否为弱电解质，C不符合题意； D．无论醋酸是否为强电解质，10 mL 1 mol·L-1醋酸都恰好与10 mL 1 mol·L-1NaOH溶液完全反应，D不符合题意； 综上所述答案为B。 在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下平衡体系：CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH＞0，勒夏特列原理也适用于此平衡体系，请完成下表。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 二．弱电解质的电离平衡 1．电离平衡状态 （1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。 （2）建立过程 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 ③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 （3）电离平衡的特征 弱 研究对象为弱电解质 等 电离速率与离子结合成分子的速率相等 动 离子、分子的浓度保持一定 动 电离过程与离子结合成分子过程始终在进行 变 温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡 2．电离平衡的影响因素 电离平衡的移动符合勒夏特列原理。 浓度 溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离 温度 电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离 同离子效应 即加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，则能抑制电离 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离 【典例2】下列有关电离平衡的叙述中正确的是 A．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等 B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡 C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就会发生移动 D．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等 【答案】C 【详解】 A．电解质达到电离平衡后，电解质电离成离子的速率与离子结合生成分子的速率相等，各种离子的浓度不再变化，但不一定相等，故A错误； B．电离平衡状态时，由于电离速率与离子结合生成分子的速率相等，分子和离子的浓度不再发生变化，电离平衡是动态平衡，故B错误； C．电离平衡是一定条件下的动态平衡，当外界条件改变时，平衡就会发生移动，然后重新达到平衡状态，故C正确； D．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度不变，但不一定相等，故D错误； 故选C。 【典例3】现有0.1mol·L-1氨水10mL，恒温条件下加蒸馏水稀释到1L后，下列变化中错误的是 ①电离程度增大②NH3·H2O的浓度增大③数目增多④c(OH-)的浓度增大⑤导电性增强 A．②③④ B．①③⑤ C．①⑤ D．②④⑤ 【答案】D 【详解】 ①氨水是弱碱，加水稀释，电离平衡正向移动，电离程度增大，故①正确； ②加水稀释，NH3·H2O的浓度减小，故②错误； ③氨水是弱碱，加水稀释，电离平衡正向移动，电离程度增大，数目增多，故③正确； ④氨水呈碱性，加水稀释，c(OH-)的浓度减小，故④错误； ⑤加水稀释，c()、c(OH-)减小，溶液导电性减小，故⑤错误； 错误的是②④⑤，故选D。 弱电解质的电离程度不同，那么如何判断弱电解质的相对强弱？ 三．电离常数 1．概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2．表达式 （1）一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 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，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1＞Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。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．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越小，弱电解质的电离程度越弱，酸(或碱)性越弱。 4．电离常数的影响因素 内因 同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定 外因 对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大 5．电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ c mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 c 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 c－x x x 则Ka＝＝≈ 【典例4】已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表：下列说法正确的是 H2CO3 H2SO3 HClO K1=4.30×10-7 K2=5.61×10-11 K1=1.54×10-2 K2=1.02×10-7 K=2.95×10-8 A．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO+SO2+H2O=2HCO+SO B．相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强 C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度 【答案】A 【分析】 电离平衡常数可以表示酸性强弱，从电离平衡常数可以判断出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。 【详解】 A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因为酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正确； B．酸性：H2SO3＞H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，前者更强，故B错误； C．NaClO溶液中通入少量CO2：由于酸性：HClO＞HCO，所以不能生成HClO和CO，应该生成HClO和HCO：ClO-+CO2+H2O=HClO+ HCO，故C错误； D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，故D错误； 故选A。 【典例5】25℃时，0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10-3mol·L-1(忽略水的电离)。 （1）该温度下CH3COOH的电离度__。 （2）CH3COOH的电离平衡常数__。 【答案】1% 1.0×10-5 【详解】 (1)由CH3COOHCH3COO－＋H＋，c(H＋)＝c(CH3COOH)已电离＝1.0×10－3mol·L－1， 所以α＝×100%＝×100%＝1%。 (2)c(H＋)＝c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)已电离＝1.0×10－3mol·L－1，溶液中未电离的醋酸浓度＝(0.1－0.001) mol·L－1，减数和被减数相差超过100倍，被减数可忽略不计，Ka＝≈1.0×10－5。 【知识进阶】 强酸与弱酸的比较 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 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 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 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 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 1．CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较 实验操作 实验现象 有气泡产生 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3) 2．镁条与等浓度、等体积盐酸、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 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·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。 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 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＋)较大，因而反应速率较大 反应 过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，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相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，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，因而反应速率几乎都变为0 【效果检测】 1．下列物质属于弱电解质的是 A．KOH B．H2SO4 C．H2O D．SO2 【答案】C 【解析】 【详解】 A．KOH是强碱，属于强电解质，故A不符合题意； B．H2SO4是强酸，属于强电解质，故B不符合题意； C．H2O属于弱电解质，故C符合题意； D．SO2是非金属氧化物，属于非电解质，故D不符合题意。 综上所述，答案为C。 2．下列物质的水溶液，不存在电解质分子(水分子除外)的是 A．HCl B．CH3COOH C．NH3 D．H2S 【答案】A 【解析】 【详解】 A．HCl是强酸在溶液中完全电离，没有电解质分子，A项正确； B．醋酸属于弱电解质，在水溶液中部分电离，存在醋酸分子，B项错误； C．氨气溶于水生成一水合氨，属于弱电解质，在水溶液中部分电离，存在一水合氨分子，C项错误； D．H2S属于弱酸，在水溶液中部分电离，存在硫化氢分子，D项错误； 故选A。 3．下列溶液导电能力最强的是 A．100 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液 B．100 mL 0.1 mol·L-1的氯化钠溶液 C．100mL 0.1 mol·L-1的硫酸溶液 D．100 mL0.1 mol·L-1的盐酸溶液 【答案】C 【解析】 【分析】 溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子浓度和离子所带的电荷呈正比，据此分析解题。 【详解】 A．CH3COOHCH3COO-+H+，故100 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液中CH3COO-和H+，浓度均小于0.1mol/L； B．已知NaCl=Na++Cl-，则100 mL 0.1 mol·L-1的氯化钠溶液中Na+和Cl-的浓度等于0.1mol/L； C．已知H2SO4=2H++，则100mL 0.1 mol·L-1的硫酸溶液中H+的浓度为0.2mol/L，的浓度为0.2mol/L； D．已知HCl=H++Cl-，则100 mL0.1 mol·L-1的盐酸溶液中H+和Cl-的浓度为0.1mol/L； 综上所述，故0.1mol/L的硫酸溶液中的导电能力最强； 故答案为C。 4．乙酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 A．乙酸以任意比与水互溶 B．0.1mol/L乙酸溶液的c(H+)=10-3mol/L C．10mL1mol/L乙酸恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应 D．乙酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 【答案】B 【解析】 【详解】 A．乙酸水溶性是物理性质，不能证明是弱电解质，故A错误； B．0.1mol/L的乙酸溶液的c(H+)约为10-3mol/L说明乙酸不能完全电离，可以证明是弱电解质，故B正确； C．根据方程式可知不论酸碱强弱，只有一元酸与一元碱物质的量相等则恰好发生酸碱中和,完全反应，故C错误； D．缺少条件，由于溶液浓度不确定，乙酸溶液的导电性比盐酸溶液可能强也可能弱，故D错误; 故答案选B。 5．对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是 A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸 B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小 C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多 【答案】C 【解析】 【详解】 A．醋酸中存在电离平衡，盐酸中不存在氯化氢的电离平衡，加水稀释后，促进醋酸的电离，所以盐酸的pH变化程度大，溶液的pH：盐酸>醋酸，故A错误； B．盐酸是强酸，不存在电离平衡，升高温度不影响盐酸的pH，pH不变，醋酸是弱酸，其水溶液中存在电离平衡，升高温度，促进醋酸电离，导致醋酸溶液中氢离子浓度增大，所以醋酸的pH减小，故B错误； C．向盐酸中加入醋酸钠晶体，醋酸钠和盐酸反应生成醋酸，导致溶液的pH增大，向醋酸中加入醋酸钠，能抑制醋酸电离，导致其溶液的pH增大，故C正确； D．pH相同、体积相同的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，所以分别与足量的锌反应，醋酸产生的氢气比盐酸多，故D错误； 故选C。 6．在相同温度下，100mL0.01mol·L-1的醋酸溶液与10mL0.1mol·L-1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是 A．中和时所需NaOH的量 B．电离的程度 C．H+的物质的量浓度 D．CH3COOH的物质的量 【答案】B 【解析】 【详解】 A．计算两溶液中醋酸的物质的量，n(前)=c1•V1=0.1 L×0.01 mol•L-1=1×10-3 mol，n(后)=c2•V2=0.01 L×0.1 mol•L-1=1×10-3 mol，两者相等，因而中和时消耗的NaOH的量相等，故A错误； B．酸的浓度越大电离程度越小，则电离的程度: 前者大于后者，故B正确； C.醋酸的浓度越大其酸性越强、溶液中H+的物质的量浓度越大，则氢离子浓度: 前者小于后者，故C错误； D．由A：溶液中醋酸的总物质的量相等、但电离程度前者大，故未电离的醋酸的物质的量前者小，故D错误； 故选B。 7．在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是 A．熔融状态的NaHSO4电离：NaHSO4=Na++HSO B．H2CO3的电离：H2CO32H++CO C．Al(OH)3的碱式电离：Al(OH)3=Al3++3OH- D．亚硫酸氢钠溶液中水的电离：NaHSO3Na++HSO 【答案】A 【解析】 【详解】 A．硫酸氢钠为强电解质，熔融状态完全电离，电离方程式：NaHSO4═Na++ HSO，故A正确； B．碳酸为二元弱酸属于弱酸，分步电离，以第一步为主，H2CO3的电离：H2CO3 ⇌H++HCO，故B错误； C．氢氧化铝为弱电解质，部分电离用可逆号，水溶液中的Al(OH)3电离的方程式：Al(OH)3⇌Al3++3OH-，故C错误； D．亚硫酸氢钠为强电解质，完全电离出亚硫酸氢根离子和钠离子，电离方程式：NaHSO3═Na++HSO，故D错误； 故选：A。 8．在CH3COOH溶液中滴入过量稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度(I)随氨水的加入体积(V)的变化曲线(如图)是 A．B．C．D． 【答案】A 【解析】 【详解】 醋酸是一元弱酸，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度小，导电性弱，向溶液中加入稀氨水时，醋酸溶液与氨水反应生成醋酸铵，溶液中离子浓度增大，导电能力增强，当醋酸溶液恰好完全反应时，溶液中离子浓度最大，导电性最大，若继续滴入氨水，溶液体积增大，一水合氨在溶液中部分电离，溶液的离子浓度减小，导电能力减弱，则图A的曲线符合醋酸溶液中滴入过量稀氨水时，电流强度随氨水的加入体积的变化，故选A。 9．在0.2 mol· L-1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHH++CH3COO-，下列叙述正确的是 A．加水稀释，CH3COOH的电离程度减小 B．加入少量NaOH固体，溶液导电性增强 C．滴加少量0.2 mol·L-1盐酸，溶液中c(H+)减少 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 【答案】B 【解析】 【详解】 A．加水稀释，促进弱电解质的电离，CH3COOH的电离程度增大，A错误； B．滴入NaOH固体，生成CH3COONa，发生完全电离，增大了溶液中的离子浓度，从而使溶液的导电性增强，B正确； C．滴加少量0.2 mol·L-1盐酸，虽抑制了醋酸的电离，但根据勒夏特列原理，溶液中c(H+)增大，C错误； D．加入少量CH3COONa固体，c(CH3COO-)增大，平衡向逆反应方向移动，D错误； 答案选B。 10．在相同温度时，10mL0.1mol/L醋酸与100mL0.01mol/L醋酸相比较，下列数值中，前者大于后者的是 A．醋酸的电离常数 B．溶液的导电能力 C．pH值 D．中和时所需NaOH的物质的量 【答案】B 【详解】A．醋酸的电离常数只与温度有关，温度相同，电离常数相同，故A错误； B．离子浓度越大，溶液的导电能力越强，前者浓度大，则导电能力：前者大于后者，故B正确； C．酸的浓度越大，c(H+)越大，pH越小，前者氢离子浓度大，所以pH前者小于后者，故C错误； D．两溶液中醋酸的物质的量为n(前)=c1•V1=0.1 L×0.01 mol•L-1=1×10-3mol，n(后)=c2•V2=0.01 L×0.1 mol•L-1=1×10-3mol，两者相等，因而中和时消耗的NaOH的量相等，故D错误； 故选：B。 11．向10ml氨水中加入蒸馏水，将其稀释到1L，下列说法中正确的是 A．c(NH3·H2O)增大 B．c(H+)增大 C．电离常数增大 D．减小 【答案】B 【详解】A．加水稀释促进NH3·H2O电离，NH3·H2O的物质的量减小，溶液体积增大，则溶液中c(NH3·H2O)减小，A错误； B．加水稀释促进NH3·H2O电离，但NH3·H2O的电离程度小于溶液体积增大程度，则氢氧根离子浓度减小，氢离子浓度增大，B正确； C．电离常数只与温度有关，温度不变，电离常数不变，C错误； D．加水稀释促进NH3·H2O电离，但NH3·H2O的电离程度小于溶液体积增大程度，则铵根离子浓度减小，==，温度不变，电离常数不变，则增大，D错误； 答案选B。 12．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数： 弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2 电离常数 6.2×10-10 6.3×10-4 1.8×10-5 5.6×10-4 则0.1mol•L-1的下列溶液中，pH最大的是 A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2 【答案】A 【详解】电离平衡常数越小，电离程度越小，相同浓度时，电离产生的c(H+)越小，pH越大，由表中数据可知，Ka(HCN)最小，则0.1molL-1的HCN溶液的pH最大，故答案选A。 13．已知下面三个数据：7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10分别是下列有关的三种酸的电离平衡常数，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．相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HF B．K(HF)=7.2×10−4 C．HF和NaCN可以生成HCN D．相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF) 【答案】A 【分析】根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2； NaNO2+HF=HNO2+NaF，说明三者酸的强弱为HF＞ HNO2＞HCN，则三者的电离平衡常数分别为7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10。 【详解】A．根据前面分析HCN酸最弱，当相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HCN，故A错误； B．根据前面分析得到K(HF)=7.2×10−4，故B正确； C．三者酸的强弱为HF＞ HNO2＞HCN，因此HF和NaCN可以生成HCN，故C正确； D．根据前面分析得到相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，故D正确。 综上所述，答案为A。 14．已知室温时，0.1 mol·L-1 某一元酸HA在水中有0. 2%发生电离，下列叙述错误的是 A．升高温度，溶液的酸性增强 B．该溶液的c(H+)是2 ×10-4 mol·L-1 C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10-7 D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H+)减小 【答案】C 【详解】A．升高温度促进HA电离，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，故A正确； B．0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，则HA是弱酸，溶液中c（H+）=0.1mol/L×0.2%=2 ×10-4mol/L，故B正确； C．室温时，电离平衡常数，故C错误； D．越稀越电离，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，n(H+)增大，由于溶液体积增大程度影响更大，c(H+)减小，故D正确； 故选：C。 15．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数Ka 1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 3.0×10-8 回答下列问题： (1)一般情况下，当温度升高时，电离平衡常数Ka_______(填“增大”、“减小”或“不变”)，H2CO3的一级电离平衡常数表达式为Ka1 =_______。 (2)下列四种离子结合H+能力最强的是_______(填字母)。 a.     　　  b.ClO-   　　　  c.CH3COO-    　　　  d. (3)HClO与Na2CO3溶液反应的离子方程式_______。 【答案】(1)     增大     (2)a (3)HClO+=+ClO- 【解析】（1） 电离吸热。一般情况下，当温度升高时，电离平衡正向移动，电离平衡常数Ka增大，H2CO3的第一步电离方程式为H2CO3H++HCO，一级电离平衡常数表达式为Ka1 =； （2） 弱酸的酸性越弱，电离常熟越小，酸根离子越易结合氢离子，结合H+能力> ClO- >> CH3COO-  ，选a。 （3） 酸性H2CO3> HClO >，根据强酸制弱酸，HClO与Na2CO3溶液反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠，反应的离子方程式为HClO+=+ClO-。 16．常温下，部分酸的电离平衡常数如下： 化学式 电离常数 (1)相同的三种酸，则的浓度从大到小为___________。 (2)的溶液中，的为_____，使此溶液中的电离程度增大且也增大的方法是_______。 (3)中和等量的，消耗等的氢氟酸和硫酸的体积分别为，则a______b(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)。中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要的物质的量为，则___________。 (4)向中通入少量的，发生的离子方程式为___________。 (5)设计实验证明氢氟酸比盐酸的酸性弱___________。 【答案】【小题1】c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)    【小题2】     2×10-6     升温    【小题3】     小于     小于    【小题4】CN-+CO2+H2O=HCN+HCO    【小题5】测定等浓度的两种酸的pH，氢氟酸的pH大或等浓度的两种酸分别与Zn反应，初始氢氟酸冒气泡慢 【解析】【小题1】由电离常数Ka的大小可知酸性强弱为：HF>H2CO3>HCN，则等浓度的三种酸溶液中氢离子浓度大小顺序为：HF>H2CO3>HCN，所以氢离子浓度相同的三种酸的浓度从大到小为：c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)； 【小题2】设氢离子浓度为xmol/L，依据HCN⇌H++CN-，Ka=4.010-10=，解得x=2×10-6，则氢离子浓度为：2×10-6mol/L；弱电解质的电离过程是吸热过程，升高温度，能促进HCN的电离，电离程度增大，氢离子浓度也增大； 【小题3】中和等量的NaOH，需要消耗等物质的量的氢离子，当氢氟酸和硫酸的pH相等时，由于硫酸是强酸，氢氟酸为弱酸，需要氢氟酸和硫酸的体积比小于1:1，即a小于b。氢氟酸为一元酸、硫酸为二元酸，中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要NaOH的物质的量为1:2，质量为1:2，即m1小于m2； 【小题4】酸性：HF>H2CO3>HCN>HCO。向NaCN中通入少量的CO2反应生成HCN和NaHCO3，反应的离子方程式为CN-+CO2+H2O=HCN+HCO； 【小题5】证明氢氟酸比盐酸的酸性弱可以使用的方法有：①测定等浓度的两种酸的pH，氢氟酸的pH大；②等浓度的两种酸分别与Zn反应，初始氢氟酸冒气泡慢；③测定等物质的量浓度的两种溶液的导电性，盐酸的灯泡较亮、氢氟酸的灯泡较暗等。 17．已知：25℃时，①亚硫酸()的电离平衡常数为，；②次氯酸(HClO)的电离平衡常数为；③碳酸()的电离平衡常数为，。回答下列问题： (1)HClO的电离方程式为_______。 (2)上述三种酸由强到弱的顺序为_______(填分子式)。 (3)向溶液中加入溶液时，溶液中_______(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)，_______。 (4)足量的溶液和溶液发生反应的主要离子方程式为_______；足量的溶液中加入NaClO溶液发生反应的离子方程式为_______。 (5)向的HClO溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时测得溶液中的，则溶液中_______。 【答案】(1) (2)H2SO3＞ H2CO3＞HClO (3)     减小     减小 (4)     H2SO3＋HCO=CO2↑＋HSO＋H2O     ClO-+ =Cl-+SO+2H+ (5) 【解析】（1） HClO属于弱电解质，在水溶液中部分电离，电离方程式为。 （2） 相同温度下，弱酸的电离常数越大，酸性越强，多元弱酸以第一级电离为主，由题中电离常数数值可知，Ka1(H2SO3)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)，所以HClO、H2CO3 、H2SO3三种酸酸性由强到弱的是H2SO3＞ H2CO3＞HClO。 （3） 向溶液中加入溶液时，发生酸碱中和反应，生成亚硫酸钡沉淀和水，则溶液中减小，减小。 （4） 足量的溶液和溶液发生反应生成亚硫酸氢钠、二氧化碳和水，主要离子方程式为H2SO3＋HCO=CO2↑＋HSO＋H2O；NaClO具有强氧化性， H2SO3具有还原性，二者混合后，发生氧化还原反应，生成硫酸根离子和氯离子，足量的溶液加入NaClO溶液发生反应的离子方程式为：ClO-+ =Cl-+SO+2H+。 （5） 向的HClO溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时混合溶液中，则结合物料守恒、HClO的电离常数，存在，则溶液中。 ( 1 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 $$