专题05 电离平衡 水的电离和溶液的酸碱性（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学上学期期末考点大串讲（沪科版2020）

专题05 电离平衡 水的电离和溶液的酸碱性 考点01 水的电离与水的离子积常数 考点02 溶液的酸碱性与pH 考点03 弱电解质的电离平衡及影响因素 考点04 电离平衡常数及应用 ▉考点01 水的电离与水的离子积常数 1．水的电离 （1）水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－。 （2）25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。 （3）特点： —极难电离，常温下1 L水只有1×10－7 mol电离 —是可逆过程 —电离出c(H＋) ＝ c(OH－) —是 吸热 过程 2．水的离子积常数 3．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响 改变条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 NaHSO4 逆 不变 减小 减小 增大 加热 正 增大 增大 增大 增大 ▉考点02 溶液的酸碱性与pH 1．溶液呈酸碱性的本质 溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 本质 25℃ c(H＋)与c(OH－)比较 c(H＋) 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) ＞10－7 mol·L－1 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) ＝10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) ＜10－7 mol·L－1 2．溶液酸碱性的一种表示——pH （1）pH计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。 （2）溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 意义 pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 3．溶液酸碱性的测定方法 pH试纸测定 操作 使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH 类别 广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1 精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值 专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸 pH计测量 pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14 4．溶液酸碱性的另外一种表示——pOH ①pOH＝－lgc(OH－) ②常温下：pH＋pOH＝14 5．酸碱稀释时pH变化的规律 稀释前pH 稀释100倍后pH 无限稀释 HCl 2 pH＝4 pH接近7，小于7 CH3COOH 2 pH＜4 NaOH 12 pH＝10 pH接近7，大于7 NH3·H2O 12 pH＞10 6．水电离出的c(H＋)与c(OH—)的计算 （1）对于酸溶液，通常溶液的c(H＋)等于酸电离的c(H＋)，水电离出的c(OH－)(水)＝c(H＋)(水)＝。 （2）对于碱溶液，通常溶液的c(OH－)等于碱电离的c(OH－)，水电离出的c(H＋)(水)＝c(OH－)(水)＝。 【归纳总结】（1）单一溶液的pH计算。 ①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。 （2）混合溶液的计算(常温下)。 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 ⇒c(H＋)＝ ⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3 两种强碱混合 ⇒c(OH－)＝ ⇒c(H＋)＝⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3 酸 碱 混 合 恰好完全反应呈中性 pH＝7 酸过量 c(H＋)＝⇒pH 碱过量 c(OH－)＝⇒c(H＋)＝⇒pH ▉考点03 弱电解质的电离平衡及影响因素 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) 3．弱电解质的电离平衡概念 （1）电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 （2）电离平衡的建立与特征 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 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。 4．影响电离平衡的因素 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 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 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 ▉考点04 电离平衡常数及应用 1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，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 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＝ 3.特点 （1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 （2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 （3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。 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分子总数的百分比。 （2）表示方法 α＝×100%，也可表示为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)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 【归纳总结】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．下列物质中属于弱电解质的是 A．NaHCO3 B．H2S C．CO2 D．葡萄糖 2．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 3．（23-24高二上·上海·期末）在0.1 mol/L的醋酸溶液中，以下微粒数目最小的是 A．CH3COOH B．CH3COO- C．H+ D．H2O 4．下列说法正确且一定能证明是弱电解质的是 A．25℃时，用试纸测0.01溶液的为4 B．水溶液中含有分子和、 C．100.01溶液恰好与100.01溶液完全反应 D．用溶液做导电性实验，灯泡很暗 5．下列物质属于强电解质，且溶于水时电离出的离子能使水的电离平衡向左移动的是 A． B． C． D． 6．下列方法能使氨水中的电离平衡正向移动且的浓度也增大的是 A．通入气体 B．加入固体 C．加入NaOH固体 D．适当降低温度 7．常温下，将0.10mol/L氨水用蒸馏水稀释10倍，下列说法错误的是 A．Kw不变，溶液pH减小 B．c()=0.01mol/L C．NH3·H2O的电离程度增大 D．增大 8．室温下的溶液中，由水电离出的约为 A． B． C． D． 9．25℃时，对于pH相同的盐酸与醋酸溶液，下列说法正确的是 A．水的电离程度：盐酸>醋酸 B．加水稀释10倍后pH的大小：盐酸>醋酸 C．与等量Zn粉反应，相同时间内产生的量：盐酸>醋酸 D．与足量NaOH溶液反应，消耗NaOH的量：盐酸>醋酸 10．下列能影响水的电离平衡，并使溶液中的的操作是。 A．将纯水加热至100℃ B．向水中加氢氧化钡固体 C．向水中投入少量的钠 D．向水中加入少量 11．下列说法正确的是 A．酸或碱溶液稀释时，溶液的pH均减小 B．中性溶液的pH不一定等于7 C．的溶液不存在 D．使用广泛试纸测得某溶液的 12．《自然》发表的关于乳酸的研究认为，乳酸是经血液循环转换能量的基本成员。常温下，乳酸(用表示)的，碳酸的。下列说法正确的是 A．乳酸酸性比碳酸弱 B．乳酸溶液的 C．乳酸溶液中： D．稀释乳酸溶液，乳酸电离程度减小 13．已知室温时，0.1 mol/L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变小 C．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 D．此酸的电离常数约为1×10-5 14．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　) A．a、b、c三点溶液的pH：c<a<b B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b 15．常温下，①pH=3的硫酸溶液，②0.0001mol/L的醋酸，③溶液中的c(H+)=1×10-4mol/L，④=10-12，则此四种溶液的酸性由强到弱的顺序为 A．①③④② B．④①③② C．④③①② D．①③④② 16．常温下，下列关于的氨水说法正确的是 A． B．稀释10倍，变为9 C．和的盐酸等体积混合后，溶液呈酸性 D．加入固体，溶液减小 17．健康人体的血液呈弱碱性（7.35～7.45），下列描述中能确定某溶液一定呈碱性的是 A．溶液中含OH- B．溶液中滴入甲基橙后呈现黄色 C．溶液的 D．溶液中存在 18．常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是 A．使石蕊变红色的溶液中： B．与反应能放出的溶液中： C．的溶液中： D．水电离的的溶液中： 19．常温下，pH=11的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释至100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是 A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 C．若9＜a＜11，则X、Y都是弱碱 D．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)＞V(Y) 20．下列有关说法不正确的是 A．的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合液的 B．，的溶液，水电离出的 C．任何温度下，都可利用和浓度的相对大小来判断溶液的酸碱性 D．，用试纸测得某氯水的为5 21．温度为t℃时，某NaOH稀溶液中c(H+)=10 -amol•L -1，c(OH -)=10 -bmol•L -1；已知：a+b=13，请回答下列问题： （1）该温度下水的离子积常数Kw=___________，t___________(填“＜”、“＞”或“=”)25。 （2）该NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度为___________，该NaOH溶液中由水电离出的c(OH -)为___________。 （3）回答下列有关醋酸的问题。 在一定温度下，向冰醋酸中加水稀释，溶液导电能力变化情况如图所示： ①加水量为0时，导电能力也为0，请解释原因：___________。 ②a、b、c三点醋酸电离程度由大到小的顺序为___________；a、b、c三点对应的溶液中，pH最小的是___________；a、b、c三点对应的溶液中，水的电离程度最大的是___________。 22．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___________。 23．（23-24高二下·上海·期末）了解电解质在水溶液中的存在形式及其行为，有助于从微观角度认识水溶液中离子反应的本质和规律。下表是几种常见弱酸的电离平衡常数。 酸 电离平衡常数 （1）可以证明醋酸是弱酸的事实是 ((填字母序号，双选)。 A．醋酸和水能以任意比例混溶 B．在醋酸水溶液中还含有未电离的醋酸分子 C．醋酸与溶液反应放出气体 D．的醋酸水溶液能使紫色石蕊溶液变红色 E．等体积等的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多 （2）结合表中给出的电离常数回答下列问题： ①上述四种酸中，酸性最强的酸是 (用化学式表示)。 ②(双选)下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 。 A．升高温度    B．加水稀释    C．加少量的固体    D．加少量冰醋酸   E．加氢氧化钠固体 ③据上表，判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应： 反应(填能或不能)。请结合上表中数据，通过计算解释上述反应能否发生的原因： 。 ( 17 )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 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题05 电离平衡 水的电离和溶液的酸碱性 考点01 水的电离与水的离子积常数 考点02 溶液的酸碱性与pH 考点03 弱电解质的电离平衡及影响因素 考点04 电离平衡常数及应用 ▉考点01 水的电离与水的离子积常数 1．水的电离 （1）水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－。 （2）25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。 （3）特点： —极难电离，常温下1 L水只有1×10－7 mol电离 —是可逆过程 —电离出c(H＋) ＝ c(OH－) —是 吸热 过程 2．水的离子积常数 3．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响 改变条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 NaHSO4 逆 不变 减小 减小 增大 加热 正 增大 增大 增大 增大 ▉考点02 溶液的酸碱性与pH 1．溶液呈酸碱性的本质 溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 本质 25℃ c(H＋)与c(OH－)比较 c(H＋) 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) ＞10－7 mol·L－1 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) ＝10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) ＜10－7 mol·L－1 2．溶液酸碱性的一种表示——pH （1）pH计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。 （2）溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 意义 pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 3．溶液酸碱性的测定方法 pH试纸测定 操作 使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH 类别 广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1 精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值 专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸 pH计测量 pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14 4．溶液酸碱性的另外一种表示——pOH ①pOH＝－lgc(OH－) ②常温下：pH＋pOH＝14 5．酸碱稀释时pH变化的规律 稀释前pH 稀释100倍后pH 无限稀释 HCl 2 pH＝4 pH接近7，小于7 CH3COOH 2 pH＜4 NaOH 12 pH＝10 pH接近7，大于7 NH3·H2O 12 pH＞10 6．水电离出的c(H＋)与c(OH—)的计算 （1）对于酸溶液，通常溶液的c(H＋)等于酸电离的c(H＋)，水电离出的c(OH－)(水)＝c(H＋)(水)＝。 （2）对于碱溶液，通常溶液的c(OH－)等于碱电离的c(OH－)，水电离出的c(H＋)(水)＝c(OH－)(水)＝。 【归纳总结】（1）单一溶液的pH计算。 ①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。 （2）混合溶液的计算(常温下)。 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 ⇒c(H＋)＝ ⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3 两种强碱混合 ⇒c(OH－)＝ ⇒c(H＋)＝⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3 酸 碱 混 合 恰好完全反应呈中性 pH＝7 酸过量 c(H＋)＝⇒pH 碱过量 c(OH－)＝⇒c(H＋)＝⇒pH ▉考点03 弱电解质的电离平衡及影响因素 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) 3．弱电解质的电离平衡概念 （1）电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 （2）电离平衡的建立与特征 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 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。 4．影响电离平衡的因素 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 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 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 ▉考点04 电离平衡常数及应用 1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，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 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＝ 3.特点 （1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 （2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 （3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。 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分子总数的百分比。 （2）表示方法 α＝×100%，也可表示为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)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 【归纳总结】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．下列物质中属于弱电解质的是 A．NaHCO3 B．H2S C．CO2 D．葡萄糖 【答案】B 【解析】A．NaHCO3在水溶液中能够完全电离，为强电解质，A不选； B．H2S是弱酸，在水溶液中不能完全电离，为弱电解质，B选； C．CO2在水溶液和熔融状态下都不能电离，为非电解质，C不选； D．葡萄糖在水溶液和熔融状态下都不能电离，为非电解质，D不选； 故选B。 2．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】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。 3．（23-24高二上·上海·期末）在0.1 mol/L的醋酸溶液中，以下微粒数目最小的是 A．CH3COOH B．CH3COO- C．H+ D．H2O 【答案】B 【解析】在醋酸溶液中，会发生醋酸的电离和水的电离，故选项中粒子数目最小的是CH3COO-，故选B。 4．下列说法正确且一定能证明是弱电解质的是 A．25℃时，用试纸测0.01溶液的为4 B．水溶液中含有分子和、 C．100.01溶液恰好与100.01溶液完全反应 D．用溶液做导电性实验，灯泡很暗 【答案】B 【解析】A．次氯酸具有漂白性，不能用试纸测0.01的溶液的，A项错误； B．溶液中含有、、，说明部分电离，为弱电解质，B项正确； C．100.01溶液恰好与100.01溶液完全反应，只能说明为一元酸，不能说明部分电离，所以不能证明为弱电解质，C项错误； D．用溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，不能证明为弱电解质，D项错误； 故选B。 5．下列物质属于强电解质，且溶于水时电离出的离子能使水的电离平衡向左移动的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】A．是强电解质，是强酸强碱盐，对水的电离平衡无影响，故A不选； B．NaHSO4属于强电解质，电离出的氢离子会使水的电离平衡向左移动，故B选； C．MgCl2属于强电解质，电离出的镁离子结合氢氧根，使水的电离平衡向右移动，故C不选； D．H2S是弱酸，属于弱电解质，电离出的氢离子会使水的电离平衡向左移动，故D不选； 故选B。 6．下列方法能使氨水中的电离平衡正向移动且的浓度也增大的是 A．通入气体 B．加入固体 C．加入NaOH固体 D．适当降低温度 【答案】A 【分析】的电离平衡为。 【解析】A．氨水中通入气体，气体与OH-发生离子反应，一水合氨的电离平衡正向移动，的浓度增大，故A正确；B．加NH4Cl(s)，铵根离子浓度增大，一水合氨的电离平衡逆向移动，故B错误；C．加NaOH(s) ，氢氧根离子浓度增大，一水合氨的电离平衡逆向移动，故C错误；D．电离是吸热过程，降低温度，的电离平衡逆向移动，故D错误；故选A。 7．常温下，将0.10mol/L氨水用蒸馏水稀释10倍，下列说法错误的是 A．Kw不变，溶液pH减小 B．c()=0.01mol/L C．NH3·H2O的电离程度增大 D．增大 【答案】B 【分析】氨水中有：，加水稀释，溶液中、、的离子浓度减小，但加水促进弱电解质的电离，、增大，减小，据此作答。 【解析】A．温度不变，则Kw不变，而加水稀释，溶液中氢氧根离子浓度减小，因此氢离子浓度增大，所以溶液pH减小，故A正确； B．加水稀释促进电离，根据稀释定律可知，0.10mol/L氨水用蒸馏水稀释10倍后溶液浓度变为0.01mol/L，一水合氨难电离，所以溶液中，故B错误； C．加水稀释促进电离，所以一水合氨电离程度增大，故C正确； D．，加水稀释，减小，因此增大，故D正确； 故答案选B。 8．室温下的溶液中，由水电离出的约为 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】常温下pH=12的NaOH溶液中，氢氧根离子抑制了水的电离，则氢氧化钠溶液中的氢离子是水的电离的，水电离的氢氧根离子与氢离子浓度相等，故水电离出来的==，故选D。 9．25℃时，对于pH相同的盐酸与醋酸溶液，下列说法正确的是 A．水的电离程度：盐酸>醋酸 B．加水稀释10倍后pH的大小：盐酸>醋酸 C．与等量Zn粉反应，相同时间内产生的量：盐酸>醋酸 D．与足量NaOH溶液反应，消耗NaOH的量：盐酸>醋酸 【答案】B 【解析】A．pH相同的盐酸与醋酸溶液中，氢离子浓度相同，对水的电离抑制作用相同，水的电离程度相同，A项错误； B．pH相同的盐酸与醋酸溶液，醋酸的物质的量浓度更大，且存在电离平衡，加水稀释后溶液的pH更小，B项正确； C．与等量的Zn粉反应，醋酸边反应边电离，氢离子浓度较大，反应速率较快，相同时间内产生的量更多，C项错误； D．醋酸为弱酸，pH相同的盐酸与醋酸中醋酸浓度较大，同体积的两种酸与足量NaOH溶液反应消耗NaOH的量醋酸多，D项错误； 故选B。 10．下列能影响水的电离平衡，并使溶液中的的操作是。 A．将纯水加热至100℃ B．向水中加氢氧化钡固体 C．向水中投入少量的钠 D．向水中加入少量 【答案】D 【分析】 水为极弱的电解质，存在电离平衡H2OH++OH-，任何酸或碱均能抑制水的电离，若要使溶液中的，可加入酸或加入弱碱阳离子。 【解析】A．将纯水加热至100℃，水的电离平衡正向移动，且仍为中性，即，A不符合题意； B．向水中加氢氧化钡固体，水的电离平衡逆向移动，溶液呈碱性，，B不符合题意； C．向水中投入少量的钠，与水反应，2Na+2H2O=2NaOH+H2，影响水的电离，溶液呈碱性，，C不符合题意； D．属于强电解质，在水中完全电离，，向水中加入少量，溶液中氢离子浓度增大，水的电离被抑制，溶液呈酸性，，D符合题意； 答案选D。 11．下列说法正确的是 A．酸或碱溶液稀释时，溶液的pH均减小 B．中性溶液的pH不一定等于7 C．的溶液不存在 D．使用广泛试纸测得某溶液的 【答案】B 【解析】A．酸溶液稀释时溶液中氢离子浓度减小，氢氧根离子浓度增大，溶液pH增大，故A错误； B．100℃时水的离子积常数为KW=10-12，此时中性溶液pH=6，故B正确； C．pH=-lgc（H+）=0时溶液中c（H+）=1mol/L，故C错误； D．广泛试纸测得溶液pH为整数，因此不可能用广泛pH试纸测得pH=3.6，故D错误； 故答案为：B。 12．《自然》发表的关于乳酸的研究认为，乳酸是经血液循环转换能量的基本成员。常温下，乳酸(用表示)的，碳酸的。下列说法正确的是 A．乳酸酸性比碳酸弱 B．乳酸溶液的 C．乳酸溶液中： D．稀释乳酸溶液，乳酸电离程度减小 【答案】C 【解析】A．乳酸的，碳酸的，，K越大，酸性越强，所以乳酸的酸性比碳酸强，A错误； B．乳酸是弱酸，乳酸溶液的，B错误； C．乳酸溶液中存在电荷守恒，即，C正确； D．稀释乳酸溶液，根据越稀越电离，乳酸的电离程度增大，D错误； 故选C。 13．已知室温时，0.1 mol/L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变小 C．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 D．此酸的电离常数约为1×10-5 【答案】D 【解析】A．0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H+)=0.1 mol/L×0.1%=1×10-4 mol/L，则该溶液的pH=4，A正确； B．HA是弱酸，在溶液中存在电离平衡，升高温度，电离平衡正向移动，导致溶液中c(H+)增大，因此该溶液的pH会变小，B正确； C．0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H+)=0.1 mol/L×0.1%=1×10-4 mol/L，室温下水的离子积常数Kw=10-14，所以溶液中水电离产生的c(H+)水=c(OH-)=，由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的倍数是：，即由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍，C正确； D．电离平衡常数是弱电解质达到电离平衡时电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子浓度的比，则该反应的电离平衡常数Ka=，D错误； 故合理选项是D。 14．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　) A．a、b、c三点溶液的pH：c<a<b B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b 【答案】C 【解析】A项，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。 15．常温下，①pH=3的硫酸溶液，②0.0001mol/L的醋酸，③溶液中的c(H+)=1×10-4mol/L，④=10-12，则此四种溶液的酸性由强到弱的顺序为 A．①③④② B．④①③② C．④③①② D．①③④② 【答案】B 【解析】氢离子浓度越大，酸性越强，常温下，①pH=3的硫酸溶液中c(H+)=10-3mol/L，醋酸为弱酸不完全电离，所以②0.0001mol/L的醋酸溶液中c(H+)＜10-4mol/L，③溶液中的c(H+)=1×10-4mol/L，④溶液中=10-12，则c(H+)=10-2mol/L； 综上所述酸性由强到弱为④①③②，故答案为B。 16．常温下，下列关于的氨水说法正确的是 A． B．稀释10倍，变为9 C．和的盐酸等体积混合后，溶液呈酸性 D．加入固体，溶液减小 【答案】D 【解析】A．氨水中除了一水合氨电离，还存在水的电离，故c(OH-)>c()，故A项错误； B．一水合氨是弱电解质，溶液中存在一水合氨的电离平衡，稀释10倍，稀释促进一水合氨电离，氢氧根浓度大于10－5mol/L，9＜pH＜10，故B项错误； C．常温下，pH=10的氨水中氢氧根离子浓度和pH =4的盐酸溶液中氢离子浓度相等均等于10-4mol·L-1，氨水不完全电离，则氨水的浓度大于盐酸的浓度，等体积混合后碱过量，溶液呈碱性，故C项错误； D．加入NH4Cl固体，铵根离子浓度增大，抑制一水合氨的电离，使溶液pH减小，故D项正确； 故本题选D。 17．健康人体的血液呈弱碱性（7.35～7.45），下列描述中能确定某溶液一定呈碱性的是 A．溶液中含OH- B．溶液中滴入甲基橙后呈现黄色 C．溶液的 D．溶液中存在 【答案】D 【解析】A．任何水溶液均含OH-和H+，故A错误； B．溶液中滴入甲基橙后呈现黄色，只能说明溶液，故B错误； C．温度低于25℃时中性溶液的pH也可以大于7，故C错误； D．溶液呈碱性则必然存在，故D正确。 故答案为：D。 18．常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是 A．使石蕊变红色的溶液中： B．与反应能放出的溶液中： C．的溶液中： D．水电离的的溶液中： 【答案】A 【解析】A．使石蕊变红色的溶液呈酸性，都能大量存在，故A正确； B．与反应能放出的溶液为酸或强碱溶液，Fe2+与OH-之间能够反应， 之间能够发生氧化还原反应，不能大量共存，，故B错误； C．,溶液呈碱性，与不能大量共存，故C错误； D．酸碱对水的电离都起抑制作用，所以水电离的的溶液为酸或碱溶液， 与都不能大量共存，故D错误； 故选A。 19．常温下，pH=11的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释至100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是 A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 C．若9＜a＜11，则X、Y都是弱碱 D．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)＞V(Y) 【答案】C 【解析】根据图象曲线变化及信息可知，两种碱溶液具有相同的体积和pH，稀释过程中pH变化越大，其碱性越强，当a=9时，说明X为强碱，若9＜a＜11，说明X、Y都属于弱碱，以此解答该题。 A．由图可知，开始的pH相同，两种碱溶液稀释相同倍数后pH不同，则X、Y的碱性强弱一定不同，二者的物质的量浓度一定不相等，故A错误； B．稀释后X溶液的pH小于Y溶液，则稀释后Y溶液碱性更强，故B错误； C．由图可知，开始的pH相同，若9＜a＜11，则1mL的弱碱加水稀释到100mL，溶液的pH变化小于2个单位，说明X、Y中都存在电离平衡，都属于弱碱，故C正确； D．由图象可知，100mL的X、Y溶液中n(OH-)关系为Y＞X，说明pH=11的X、Y两种碱溶液，溶质浓度Y大于X，完全中和X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)＜V(Y)，故D错误； 故选：C。 20．下列有关说法不正确的是 A．的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合液的 B．，的溶液，水电离出的 C．任何温度下，都可利用和浓度的相对大小来判断溶液的酸碱性 D．，用试纸测得某氯水的为5 【答案】D 【解析】A． 的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合后氢离子浓度不变，故pH还是为3，A正确； B．的溶液，，，溶液中的氢离子是水电离出来的，水电离出来的氢离子浓度等于水电离出来的氢氧根离子的浓度，故水电离出的，B正确； C．任何温度下，只要，溶液呈酸性；只要，溶液呈碱性；只要，溶液呈中性，C正确； D．氯水具有漂白性，无法用pH试纸测得氯水的pH，D错误； 故选D。 21．温度为t℃时，某NaOH稀溶液中c(H+)=10 -amol•L -1，c(OH -)=10 -bmol•L -1；已知：a+b=13，请回答下列问题： （1）该温度下水的离子积常数Kw=___________，t___________(填“＜”、“＞”或“=”)25。 （2）该NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度为___________，该NaOH溶液中由水电离出的c(OH -)为___________。 （3）回答下列有关醋酸的问题。 在一定温度下，向冰醋酸中加水稀释，溶液导电能力变化情况如图所示： ①加水量为0时，导电能力也为0，请解释原因：___________。 ②a、b、c三点醋酸电离程度由大到小的顺序为___________；a、b、c三点对应的溶液中，pH最小的是___________；a、b、c三点对应的溶液中，水的电离程度最大的是___________。 【答案】 10 -13    ＞     10 -b mol/L     10 -amol/L     O点时，冰醋酸中只有分子，无自由移动的离子，所以不导电     c＞b＞a     b     c 【解析】（1）在t℃时，某NaOH稀溶液中，c(H+)=10-amol•L-1，c(OH-)=10-bmol•L-1，已知a+b=13，则该温度下水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)=10-(a+b)=10-13，常温下Kw=10-14，水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大，t℃时的Kw大于常温下的Kw，说明此时温度大于25℃，故答案为：10-13；＞。 （2）氢氧化钠溶液中c(NaOH )=c(OH -)=10 -bmol•L -1，氢氧化钠和水均能电离出氢氧根离子，只有水电离出氢离子，水电离出的氢离子等于水电离出的氢氧根浓度等于10 -amol•L -1，故答案为：10-b mol/L；10-a mol/L。 （3）①在醋酸是共价化合物，本身不存在离子，O点时，冰醋酸中只有分子，无自由移动的离子，所以不导电； ②加水促进弱电解质的电离，加水越多，醋酸的电离程度越大，所以醋酸电离程度由大到小的顺序为：c＞b＞a；在b点时，溶液导电能力最强，离子浓度最大，此时氢离子浓度也最大，则该点溶液对应的pH最小；醋酸电离：，产生的氢离子抑制水的电离，氢离子浓度越大，对水电离的抑制程度越大，加水稀释，溶液中的氢离子浓度减小，水的电离程度增大，c点加水最多，溶液中氢离子浓度最小，所以c点溶液水电离程度最大，所以答案为：c＞b＞a；b；c。 22．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】c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)       2×10-6     升温        小于     小于   CN-+CO2+H2O=HCN+HCO     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 23．（23-24高二下·上海·期末）了解电解质在水溶液中的存在形式及其行为，有助于从微观角度认识水溶液中离子反应的本质和规律。下表是几种常见弱酸的电离平衡常数。 酸 电离平衡常数 （1）可以证明醋酸是弱酸的事实是 ((填字母序号，双选)。 A．醋酸和水能以任意比例混溶 B．在醋酸水溶液中还含有未电离的醋酸分子 C．醋酸与溶液反应放出气体 D．的醋酸水溶液能使紫色石蕊溶液变红色 E．等体积等的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多 （2）结合表中给出的电离常数回答下列问题： ①上述四种酸中，酸性最强的酸是 (用化学式表示)。 ②(双选)下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 。 A．升高温度    B．加水稀释    C．加少量的固体    D．加少量冰醋酸   E．加氢氧化钠固体 ③据上表，判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应： 反应(填能或不能)。请结合上表中数据，通过计算解释上述反应能否发生的原因： 。 【答案】（1）BE （2）HNO2 BE 能 醋酸与次氯酸根离子反应的离子方程式为CH3COOH+ClO-=CH3COO-+HClO，该反应的化学平衡常数K====600，化学平衡常数大，说明该反应几乎是完全反应，因此一定能发生 【解析】（1）A．醋酸能与水以任意比例混溶不能说明醋酸为弱酸，溶解度与物质的极性，能否形成氢键等有关与是否是弱酸无直接关系，A错误； B．在醋酸水溶液中存在未电离的醋酸分子，说明醋酸在水溶液中不能完全电离，醋酸为弱酸，B正确； C．醋酸能与碳酸钠反应生成二氧化碳气体只能说明醋酸酸性强于碳酸，不能说明醋酸是弱酸，C错误； D．无论是弱酸还是强酸，一般情况下其水溶液都能使紫色石蕊溶液变红，不能说明醋酸是弱酸，D错误； E．等体积等pH的醋酸和盐酸分别与足量氢氧化钠溶液充分反应，醋酸消耗的氢氧化钠更多，说明醋酸的浓度更高，醋酸不完全电离为弱酸，否则假如醋酸为强酸，两者消耗的氢氧化钠应该是一样多，E正确； 故答案选BE。 （2）①上述四种酸都是一元酸，Ka越大，酸性越强，则酸性最强的是HNO2。 ② A．升高温度，电离平衡常数增大，A错误； B．加水稀释，醋酸电离程度增大，同时温度不变，电离平衡常数不变，B正确； C．加入少量CH3COONa固体，则醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，醋酸电离程度减小，C错误； D．加少量冰醋酸，虽然醋酸电离平衡正向移动导致部分醋酸分子电离，但是加入的醋酸更多，醋酸总体电离程度减小，D错误； E．加入氢氧化钠固体，消耗了溶液中的氢离子，氢离子浓度减小，促使醋酸电离程度增大，同时温度不变，电离平衡常数不变，E正确； 故答案选BE。 ③从表中可知，醋酸酸性强于次氯酸，醋酸能与次氯酸钠反应生成醋酸钠和次氯酸。醋酸与次氯酸根离子反应的离子方程式为CH3COOH+ClO-=CH3COO-+HClO，该反应的化学平衡常数K====600，化学平衡常数大，说明该反应几乎是完全反应，因此一定能发生。 ( 17 )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 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$