第三章 第一节 第2课时 电离平衡常数-【金版新学案】2024-2025学年新教材高二化学选择性必修1同步课堂高效讲义教师用书word（人教版2019，双选版）

第2课时　电离平衡常数 [课程标准]　1.了解电离平衡常数的含义。2.能从电离、离子反应等角度分析溶液的性质。 任务一　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，通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。 2.电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝； NH3·H2ONH＋OH－ 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，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如： H2CO3H＋＋HCO Ka1＝； HCOH＋＋CO Ka2＝。 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第一步电离决定。 注意：一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到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越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4.电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由弱电解质的性质所决定。 (2)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。 学生用书↓第64页 【交流研讨】 阅读教材，结合“电离平衡常数”内容，交流讨论下列问题。 1.写出弱电解质H2X、ROH的电离平衡常数表达式。 提示：Ka1(H2X)＝、Ka2(H2X)＝；Kb(ROH)＝。 2.增大c(H2X)、升高温度对弱酸H2X的电离平衡有什么影响？电离平衡常数Ka1(H2X)如何变化？ 提示：增大c(H2X)，H2X的电离平衡正向移动，Ka1(H2X)不变；升高温度，H2X的电离平衡正向移动，Ka1(H2X)增大。 3.25 ℃时，0.1 mol/L弱酸H2X溶液中，达到电离平衡时，c(H＋)≈1.1×10－4 mol/L，试计算H2X的电离常数Ka1(H2X)。 提示：在溶液中，H2X分步电离，第一步电离方程式及有关粒子的浓度如下： 　　　　　　H2X　　　 　H＋　　＋　　HX－ 始/(mol/L)　 0.1　　　　　　　0　　　　　　0 变/(mol/L) 1.1×10－4 1.1×10－4 1.1×10－4 平/(mol/L) 0.1－1.1×10－4 1.1×10－4 1.1×10－4 c(H2X)＝( 0.1－1.1×10－4) mol/L≈0.1 mol/L，则H2X的电离常数： Ka1(H2X)＝ ＝＝1.21×10－7。 1.判断正误，错误的说明其原因。 (1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。 ________________________________________________________________________ 答案：错误，电离平衡常数只与温度有关，温度不变电离平衡常数不变。 (2)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。 ________________________________________________________________________ 答案：错误，同一弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关。 (3)H2CO3的电离常数表达式为Ka＝。 ________________________________________________________________________ 答案：错误，H2CO3是多元弱酸，电离平衡常数要分步写。 2.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： 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 请回答下列问题： (1)CH3COO－、HCO、CO、NO、CN－结合质子(H＋)的能力从小到大的顺序为________________________________________________________________________。 (2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2？________理由是_____________________ ________________________________________________________________________。 (3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为___________________________ ________________________________________________________________________。 (4)常温下，将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HNO2溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。 ①反应开始时，v(CH3COOH)________v(HNO2)(填“>”、“<”或“＝”)。 ②充分反应后，两溶液中c(CH3COO－)________c(NO)(填“>”、“<”或“＝”)。(5)25 ℃时，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得混合液的pH＝6，则混合液中＝________。 (6)常温下，下列方法可以使0.1 mol·L－1 CH3COOH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 答案：(1)NO<CH3COO－<HCO<CN－<CO (2)否　H2CO3的Ka1<HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性弱 (3)CO2＋H2O＋CN－===HCN＋HCO (4)①<　②<　(5)18　(6)bc 解析：(1)以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例，CH3COOH的电离平衡常数越大，即正向进行的程度越大，逆向进行程度越小，逆向即CH3COO－结合H＋能力。(3)考查强酸制弱酸，虽然是通入少量CO2，但是不能生成CO和HCN，所以CO和HCN不共存。(5)＝＝＝18。(6)a.加入盐酸，增加c(H＋)，平衡向逆反应方向移动，抑制CH3COOH的电离，故错误；b.弱电解质的电离是吸热过程，因此升高温度，促进电离，故正确；c.加水稀释，促进电离，故正确；d.加入冰醋酸，电离程度减小，故错误。 知识拓展 电离度(α) α＝×100% 弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。 注意：温度越高电离度越大；稀释溶液，电离度变大。　　 学生用书↓第65页 任务二　电离常数的应用与计算 已知硼酸(H3BO3)溶液中存在：H3BO3(aq)＋H2O(l)===[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下表是三种弱酸的电离常数。 化学名称 电离常数(298 K) 硼酸 Ka＝5.7×10－10 碳酸 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11 醋酸 Ka＝1.6×10－5 1.能否根据电离常数直接判断出三者的酸性强弱？ 提示：可以。根据电离平衡常数可知三者的酸性：醋酸＞碳酸＞硼酸。 2.现将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中，一定能观察到有气泡产生吗？如果将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中呢？ 提示：不能。因为碳酸的一级电离＞硼酸＞碳酸的二级电离，则碳酸钠和硼酸反应生成碳酸氢钠而不是二氧化碳，所以观察不到有气泡产生。后者也不一定，因为醋酸和碳酸钠反应先生成碳酸氢钠，碳酸氢钠再和醋酸反应生成二氧化碳，所以将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中也不一定能观察到有气泡产生。 3.试计算25 ℃时0.01 mol·L－1的醋酸溶液中氢离子浓度的大小。 提示：4×10－4mol·L－1。设醋酸达到电离平衡后，电离出氢离子浓度为x mol/L，则电离出的c(CH3COO－)＝x mol/L，剩余的c(CH3COOH)＝(0.01－x) mol·L－1；根据醋酸的电离平衡常数Ka＝＝＝1.6×10－5，计算出x＝4×10－4 mol·L－1。 1.电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如利用上述电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑。 2.有关电离常数的计算(以弱酸HX为例) (1)已知起始时c(HX)和电离产生的c(H＋)，求电离常数。 HX　 　 H＋　 ＋　 X－ 起始： c(HX)　　　　 0　　　　　0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则Ka＝＝ 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Ka＝，代入数值求解即可。 (2)已知起始时c(HX)和电离常数，求溶液中c(H＋)。 　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则Ka＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。 1.弱酸、弱碱的电离程度可以分别用它们的电离常数(Ka、Kb)或电离度(α)表示，请根据下列情景列式计算。 学生用书↓第66页 (1)乙酰水杨酸是一种一元弱酸(可用HA表示)，在一定温度下，0.1 mol·L－1的乙酰水杨酸的水溶液中，乙酰水杨酸的电离常数Ka为3.4×10－4，求该酸的电离度为________(保留2位有效数字)。 (2)已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%，求NH3·H2O的电离常数Kb为________(保留3位有效数字)。 答案：(1)5.8%　(2)1.76×10－5 解析：(1)设初始浓度为0.1 mol·L－1的HA的电离度为α，则电离平衡时c(H＋)、c(A－)的浓度为0.1α mol·L－1，c(HA)为(0.1－0.1α) mol·L－1，则Ka＝＝＝3.4×10－4，计算得出：α≈0.058＝5.8%。 (2)已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%，则c(NH)＝c(OH－)＝0.004 2 mol·L－1，则Kb＝＝≈1.76×10－5。 2.在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化： (1)n(OH－)________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)。 (2)________。 (3)________。 答案：(1)增大　(2)增大　(3)不变 解析：加水稀释，NH3·H2O的电离平衡向电离方向移动，n(OH－)逐渐增大，n(NH3·H2O)逐渐减小，＝，所以逐渐增大；电离平衡常数Kb＝，只与温度有关，所以加水稀释时不变。 任务三　强酸与弱酸的比较 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol/L盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，测得锥形瓶内气体的压强p随时间的变化如图所示： 1.由上图可知，反应初期哪种酸与镁条反应的速率大？其原因是什么？ 提示：盐酸的反应速率大；原因是盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离；同浓度的盐酸和醋酸中，盐酸的c(H＋)大，因而反应速率大。 2.上述反应过程中，盐酸的反应速率减小明显，而醋酸的反应速率减小不明显，其原因是什么？ 提示：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H＋及时电离补充，溶液中c(H＋)降低的慢，故一段时间速率变化不明显。 3.由上图可知，二者最终产生氢气的量基本相等，容器中气体的压强最终几乎相等的原因是什么？ 提示：由计算可知镁条过量，因盐酸和醋酸的物质的量相等，二者与过量镁条反应生成H2的物质的量相等，故最终容器中气体压强几乎相等。 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.在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)________(填“大于”、“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是___________________________ ________________________________________________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相 学生用书↓第67页 同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)________(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)________V(b)，原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：(1)大于　等于　反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等　(2)等于　小于　开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大 解析：(1)物质的量浓度相同时，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)，醋酸产生H2的速率比盐酸小。反应完毕后，因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最终产生H2的量相等。(2)c(H＋)相同时，反应开始时产生H2的速率相等。反应完毕后，因c(H＋)相同，醋酸浓度大，则n(HCl)<n(CH3COOH)，故最终醋酸产生的H2多。 2.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： CH3COOH：Ka＝1.75×10－5 H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 HClO：Ka＝4.0×10－8 (1)CH3COOH、H2CO3、HCO、HClO的酸性由强到弱的顺序：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：(1)CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO (2)CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－ (3)NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3 解析：(1)根据电离平衡常数分析，三种酸的酸性由强到弱的顺序为CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO。(2)越弱的酸对应的酸根离子结合H＋的能力越强。(3)根据题给电离平衡常数可知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，根据强酸制弱酸原理，向NaClO溶液中通入少量CO2反应的化学方程式为NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3，且CH3COONa和CO2不反应。 1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　) A.组成相似时电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1<K2<K3 答案：A 解析：电离平衡常数K是温度的函数，所以B错误。只要温度一定，不同浓度的同一弱电解质电离平衡常数K相同，所以C错误。多元弱酸各步电离平衡常数相互关系应为K1>K2>K3，所以D错误。 2.下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数： CH3COOH H2CO3 H2S Ka＝1.8 ×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－12 则下列说法不正确的是(　　) A.常温下，加水稀释醋酸，增大 B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C.碳酸的酸性强于氢硫酸 D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变 答案：A 解析：已知醋酸的电离平衡常数Ka＝，温度不变，Ka不变，因＝，故常温下加水稀释醋酸，不变，A错误；多元弱酸分步发生电离，第一步电离产生的H＋抑制第二步、第三步的电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；由表中H2CO3和H2S的电离平衡常数可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，则碳酸的酸性强于氢硫酸，C正确；电离平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液温度不变，则电离常数不变，D正确；故选A。 3.已知常温下，2 mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)为2×10－4 mol/L，下列说法错误的是(　　) A.常温下，HA的电离常数约为2×10－8 B.NaA可以和盐酸发生反应：HCl＋NaA===NaCl＋HA C.该条件下，体系中HA的电离度是1% D.向2 mol/L的HA溶液中加入少量2 mol/L的NaA溶液，HA的电离程度减小 答案：C 解析：已知常温下，2 mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)为2×10－4 mol/L，则平衡时c(A－)＝2×10－4 mol/L，c(HA)≈2 mol/L，则电离常数Ka＝＝＝2×10－8，A正确；根据强酸制弱酸，NaA可以和盐酸发生反应：HCl＋NaA===NaCl＋HA，B正确；该条件下，体系中HA的电离度是×100%＝0.01%，C错误；HA溶液中存在电离平衡，HAH＋＋A－，加入少量2 mol/L的NaA溶液，A－浓度增大，平衡逆向移动，HA的电离程度减小，D正确；故选C。 4.欧盟委员会发布条例，修订芥酸和氢氰酸在部分食品中的最大含量。氢氰酸及部分弱酸的电离常数如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离常数 (25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 (1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？________。若能，写出反应的化学方程式：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)同浓度的HCOO－、HCO、CO、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)①升高0.1 mol·L－1HCN溶液的温度，HCN的电离程度如何变化？________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②加水稀释，如何变化？___________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：(1)HCOOH>H2CO3>HCN　(2)能　NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3　 (3)CO>CN－>HCO>HCOO－ (4)①升高温度，能促进HCN的电离　②加水稀释，增大 解析：(1)电离常数越大酸性越强，依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN。(2)由于Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2气体可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。因为CO和HCN不共存，会生成HCO和CN－。(3)电离常数越大，逆反应的常数越小，即结合H＋的能力越小。(4)①升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。②加水稀释，c(CN－)减小，由于电离常数不变，则＝增大。 课时测评18　电离平衡常数 (时间：45分钟　满分：100分) (本栏目内容，在学生用书中以独立形式分册装订！) (选择题1－9题，每题8分，第10题15分，第11题13分，共100分) 题点一　电离常数的概念及表达式 1.如表是25 ℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数： 弱酸 CH3COOH HF HCN 电离平衡常数(Ka) 1.8×10－5 7.2×10－4 5.0×10－10 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 答案：D 解析：根据电离平衡常数：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最强的是HF，A项错误；氢氟酸能腐蚀玻璃是它的特性，与其电离平衡常数大小无关，B项错误；加少量冰醋酸，醋酸的浓度增大，电离平衡正向移动，但电离程度反而减小，C项错误；强酸制弱酸，CH3COOH比HCN的酸性强，所给反应不易发生，D项正确；答案选D。 2.已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.75×10－5。下列有关结论可能成立的是(　　) A.25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝8×10－5 B.25 ℃下，向该溶液中加入一定量的氢氧化钠溶液时，Ka＝2×10－4 C.标准状况下，醋酸中Ka＝1.75×10－5 D.升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 答案：D 解析：醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，题中Ka为醋酸的电离常数，由于电离常数只随温度的变化而变化，所以排除A、B两项；因为醋酸的电离是吸热过程，所以升高温度，Ka增大，降低温度，Ka减小，标准状况下(0 ℃)温度低于25 ℃，则Ka小于1.75×10－5，所以C项不成立、D项可能成立。 题点二　Ka的应用及计算 3.部分弱酸的电离平衡常数如表，根据表中数据判断下列方程式一定错误的是(　　) 酸 电离平衡常数Ka CH3COOH 1.75×10－5 HClO 4.0×10－8 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11 H3PO4 Ka1＝6.9×10－3　Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13 A.Na2CO3＋CH3COOH===NaHCO3＋CH3COONa B.CO2＋H2O＋NaClO===HClO＋ NaHCO3 C.H3PO4＋CH3COONa===NaH2PO4＋ CH3COOH D.NaH2PO4＋NaHCO3===Na2HPO4＋H2O＋CO2↑ 答案：D 解析：Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3)，则少量醋酸与Na2CO3可发生Na2CO3＋CH3COOH===NaHCO3＋CH3COONa，A正确；Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，因此二氧化碳与NaClO溶液反应生成HClO和NaHCO3，即CO2＋H2O＋NaClO===HClO＋NaHCO3，B正确；Ka1(H3PO4)>Ka(CH3COOH)，少量CH3COONa与H3PO4反应生成NaH2PO4和CH3COOH，即H3PO4＋CH3COONa===NaH2PO4＋CH3COOH，C正确；Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，即H2CO3酸性强于H2PO，不能发生NaH2PO4＋NaHCO3===Na2HPO4＋H2O＋CO2↑，D错误；选D。 4.(2023·济南高二期中)将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，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：HF为弱酸，存在电离平衡：HFH＋＋F－。根据勒夏特列原理，加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离常数只受温度的影响，温度不变，电离常数Ka(HF)不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。 5.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　) A. B. C. D.c(OH－) 答案：A 解析：方法一：一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的电离平衡右移，n(OH－)和n(NH)增大，n(NH3·H2O)减小，但c(OH－)和c(NH)减小。A、B、C各项中，浓度之比等于物质的量之比。方法二：根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 6.已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA溶液中HA的电离度为0.1%，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，下列叙述错误的是(　　) A.该溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1 B.升高温度，溶液的pH增大 C.此酸的电离平衡常数约为1×10－7 D.此酸的酸性比醋酸弱 答案：B 解析：由题意有：HA　　H＋　　＋　A－ 起始浓度/ (mol·L－1) 0.1 0 0 转化浓度/ (mol·L－1) 0.1×0.1% 0.1×0.1% 0.1×0.1% 平衡浓度/ (mol·L－1) 0.1－10－4 10－4 10－4 则Ka＝≈1×10－7<Ka(CH3COOH)，A、C、D正确；升高温度，电离平衡向右移动，c(H＋)增大，pH减小，B错误。 题点三　强酸、弱酸的比较 7. (2023·青岛高二期中)某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A.曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B.b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强 C.取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 答案：B 解析：醋酸属于弱电解质，在稀释时会电离出H＋，故稀释相同倍数时醋酸溶液中c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸，曲线Ⅱ表示醋酸，A项错误；溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，离子浓度：b＞c，故导电能力：b＞c，B项正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，溶质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀释前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项错误。 8.体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　) A.与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多 B.分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多 C.两种溶液的pH相等 D.分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－) 答案：B 解析：体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c(H＋)相同，故pH相等，C项正确；由于CH3COOH不能完全电离，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故与NaOH完全中和时，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。 9．(双选)常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.7×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L-1 HCOOH溶液的说法正确的是(　　) A．c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞CH3COOH C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H＋＋OH－===H2O D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，不变 答案：AD 解析：等浓度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性强电离程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A正确；等浓度等体积的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物质的量相等，分别加入过量的镁，产生氢气的体积相等，故B错误；HCOOH是弱酸，与NaOH发生反应：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C错误；＝＝，将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变，故D正确。 10.(15分)现有常温下，pH＝2的盐酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，请根据下列操作回答问题。 (1)常温下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释过程中，下列各量的数值一定变小的是______(填字母)。 A.c(H＋) B. C. D.n(CH3COO－) (2)取10 mL的乙溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡________(填“向左”、“向右”或“不”)移动；另取10 mL的乙溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将________(填“增大”、“减小”或“无法确定”)。 (3)相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，分别加水稀释100倍，所得溶液的pH大小关系为pH(甲)________pH(乙)(填“>”、“<”或“＝”)。 (4)取等体积的甲、乙两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和，则消耗的NaOH溶液的体积大小关系为V(甲)________(填“>”、“<”或“＝”)V(乙)。 答案：(1)A　(2)向右　减小　(3)>　(4)< 11.(13分)电离度可表示电解质的相对强弱，电离度α＝×100%。已知25 ℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L－1)如表所示： 编号 物质(微粒) 电离度α A 硫酸溶液(第一步完全电离)： 第二步HSOSO＋H＋ 10% B 硫酸氢钠溶液： HSOSO＋H＋ 29% C 醋酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.33% D 盐酸：HCl===H＋＋Cl－ 100% (1)25 ℃时，上述几种溶液中c(H＋)从大到小的顺序是________(填字母)。 (2)25 ℃时，0.1 mol·L－1硫酸溶液中HSO的电离度小于相同温度下0.1 mol·L－1硫酸氢钠溶液中HSO的电离度，其原因是_________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是________，则物质的量浓度为c的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度α的关系为Ka＝__________(用含c、α的代数式表示)。 答案：(1)ADBC　(2)硫酸的第一步电离抑制了硫酸氢根离子的电离 (3)Ka＝　 解析：(1)硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，硫酸中c(H＋)＝(0.1＋0.1×10%) mol·L－1＝0.11 mol·L－1；硫酸氢钠溶液中c(H＋)＝0.1×29% mol·L－1＝0.029 mol·L－1；醋酸中c(H＋)＝0.1×1.33% mol·L－1＝0.001 33 mol·L－1；盐酸中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，所以c(H＋)由大到小的顺序是ADBC。(2)硫酸溶液中，硫酸第一步、第二步均电离出氢离子，第一步电离出的氢离子抑制了第二步的电离，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子的电离不受抑制，所以0.1 mol·L－1 H2SO4溶液中HSO的电离度小于0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中HSO的电离度。(3)CH3COOH在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，则Ka＝；醋酸中c(H＋)＝c(CH3COO－)＝cα，则K＝＝＝。 学生用书↓第68页 学科网（北京）股份有限公司 $$