3.2 弱电解质的电离平衡（6大题型专项训练）化学沪科版2020选择性必修1

学科网（北京）股份有限公司 3.2 弱电解质的电离平衡 题型01 电解质和非电解质的比较 题型02 弱电解质的电离平衡 题型03 电离平衡常数的意义、影响因素 题型04 电离平衡常数的应用 题型05 电离常数的计算 题型06 电离度 题型01 电解质和非电解质的比较 1．电解质和非电解质 电解质：在水溶液中或熔融状态下能产生_________离子的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都_________产生自由移动离子的化合物。 【易错提醒】 （1）电解质和非电解质都是_________，单质（如Cu、Fe）和混合物（如稀硫酸、食盐水）既不是电解质，也不是非电解质。 （2）电解质必须是自身能_________成自由移动离子的化合物，某些化合物如CO2溶于水可导电，但其本身不是电解质，与水反应生成的H2CO3才是电解质。 2．强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能_____电离的电解质 在水溶液中只能_____电离的电解质 电解质在溶液 中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质______ 物质类别 ①强酸：如HCl等； ②强碱：如NaOH等 ③大部分盐：如NaCl等。 ①弱酸：如CH3COOH等； ②弱碱：如NH3·H2O等； ③水。 化合物类型 ___________________________ __________________ 3．电离方程式的书写 （1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“_________”。 （2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“ _________”。 （3）多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以_________电离为主）。 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次)。 【典例1】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是 选项 A B C D 强电解质 NaCl BaSO4 HNO3 盐酸 弱电解质 C2H5OH Fe(OH)3 NH3·H2O H2O 非电解质 蔗糖 Cl2 NH3 CH3COOH A．A B．B C．C D．D 【变式1-1】下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【变式1-2】能说明是弱电解质的事实是 A．溶液的导电性比盐酸弱 B．溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳 C．溶液用水稀释后，氢离子浓度下降 D．的溶液中，氢离子的浓度约为 【变式1-3】下列不能表明醋酸是弱电解质的是 A．0.1mol/L 的醋酸水溶液中， c(H⁺)约为 B．常温下醋酸水溶液的导电性比盐酸弱 C．相同c(H⁺)的醋酸溶液和盐酸稀释相同倍数后，醋酸的c(H⁺)更大 D．醋酸稀溶液中同时存在 CH3COOH和CH3COO⁻ 题型02 弱电解质的电离平衡 1．弱电解质电离平衡的建立 ①开始时，v电离_________，而v结合为_________。 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。 2．弱电解质电离平衡状态 在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中_________的速率和__________________的速率_________，电离过程就达到了平衡状态。 3．电离平衡状态的特征 ①逆——弱电解质的电离过程是_________的。 ②等——平衡时，_________________________的速率与_________________________________的速率相等。 ③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程_________，是_________平衡。 ④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的_________保持恒定。 ⑤变——外界条件改变时，平衡会__________________。 4．外界条件对电离平衡的影响 （以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例） CH3COOH稀溶液 CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0 条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力 升高温度 _________ ______ ______ _________ _________ 加H2O _________ ______ ______ _________ _________ 通HCl _________ ______ ______ _________ _________ 加少量NaOH(s) _________ ______ ______ _________ _________ 加少量CH3COONa (s) _________ ______ ______ _________ _________ 加少量CH3COOH _________ ______ ______ _________ _________ 【典例2】醋酸溶液中存在电离平衡：。对于0.1mol/L的溶液，下列叙述错误的是 A．加水稀释后，溶液中的物质的量增大 B．加少量固体，平衡向左移动 C．加入少量冰醋酸，平衡向右移动，增大 D．加水稀释后，溶液中减小 【变式2-1】在的溶液中存在如下电离平衡：。对于该平衡，下列叙述中正确的是 A．加入固体时，溶液中减小 B．加入少量的NaOH溶液，平衡向逆向移动 C．通入少量HCl气体，溶液中增大 D．降低温度，溶液中增大 【变式2-2】当人体剧烈运动后，腿脚会感到非常酸痛，这是由于剧烈运动后产生大量乳酸堆积造成，在0.1 mol/L的乳酸溶液中存在如下电离平衡：CH3CH(OH)COOHCH3CH(OH)COO- + H+，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．升高体系的温度，该平衡向左移动 B．加入少量蒸馏水，溶液中n(CH3CH(OH)COO-)增大，同时c(H+)也增大 C．向该溶液加入少量CH3CH(OH)COONa固体，溶液的pH减小 D．往等体积等浓度的乳酸和盐酸两种溶液中加入少量相同大小的锌粒完全反应，所产生氢气的量相同 【变式2-3】25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 A．HB的酸性强于HA B．a点溶液的导电性大于b点溶液 C．a点的c平(HA)大于b点的c平(HB) D．水的电离程度：a点溶液大于b点溶液 题型03 电离平衡常数的意义、影响因素 1．概念 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的_________与溶液中未电离的分子的_________之比是一个常数，用符号K表示。 2．表示方法 弱电解质 电离平衡 平衡常数表达式 一元弱酸 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 一元弱碱 NH3·H2ONH＋OH－ 多元弱酸 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO 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_________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_________，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越_________。 4．影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数_________，说明电离常数首先由物质的________所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与_________有关，由于电离为_________过程，所以电离平衡常数__________________而增大。 【典例3】二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是 A．升高温度后，Ka1、Ka2均增大 B．向H2X溶液中加入少量K2X固体，c(H+)减小 C．该温度下0.1 mol/L的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol/L D．向H2X溶液中加水稀释过程中，减小 【变式3-1】氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：HCN H++CN-，常温下电离常数为Ka。下列说法正确的是 A．0.1mol·L-1 HCN溶液的 B．增大HCN溶液浓度，其电离程度减小 C．升高HCN溶液温度，平衡逆向移动 D．加入少量溶液，会使Ka增大 【变式3-2】已知四种酸的电离平衡常数如下表，其中酸性最强的是 弱酸 次氯酸 醋酸 碳酸 硫化氢 电离平衡常数 Ka=4.7×10-8 Ka=1.7×10-5 Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 A．醋酸 B．次氯酸 C．碳酸 D．硫化氢 【变式3-3】已知：25℃时的，的。室温下，下列说法正确的是 A．HF溶液的小于溶液的 B．若测得等浓度的HF溶液和HCN溶液两者的相等，则 C．25℃时，向等体积等浓度的HF溶液和HCN溶液中分别加入足量的锌粉充分反应，HF溶液中产生的氢气体积更多 D．25℃时，向的溶液中加入等体积的盐酸，的电离度减小 题型04 电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF_________CH3COOH。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“_________”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝不变，稀释后c(CH3COO－) _________，则＝__________________。 【典例4】时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 电离平衡常数 下列说法错误的是 A．第二步电离的电离平衡常数表达式 B．三种酸的酸性强弱关系为： C．将醋酸滴入溶液中，可发生反应： D．少量通入溶液中，主要发生的反应： 【变式4-1】对比观察下表数据，从中获得的有关结论不正确的是 25℃几种酸的 Ka 不同温度下CH3COOH的Ka 2 -4 0℃ -5 HClO -8 10℃ -5 HCN -10 25℃ -5 A．电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大 B．根据25℃下的电离常数，可判断酸性 C．推测常温下可发生反应： NaClO+HCN=NaCN+HClO D．常温下， 0.1mol/L 的HCN 溶液中( 【变式4-2】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 电离常数K/(mol·L-1) 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的强弱关系：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，1mol·L-1 HX溶液的电离常数大于0.1mol·L-1 HX溶液的电离常数 【变式4-3】关于氨水，下列说法正确的是 A．加水稀释，氨水中所有的离子浓度都减小 B．加水稀释，氨水的电离平衡正向移动，减小 C．加入浓氨水，氨水的电离平衡正向移动，的电离度增大 D．加入浓氨水，水的电离平衡逆向移动，不变 题型05 电离平衡常数的计算 类型一 起点时刻：巧用三段式 例1、HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6 方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式 解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3 HR H+＋ R— 起始：0.2 0 0 转化：10－3 10－3 10－3 平衡：0.2-10－3 10－3 10－3 HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6 类型二 遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定 例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝ 方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化 解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。 电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol 物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04) mol Kb＝ 类型三 恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系 水解平衡常数与电离常数的关系 ①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ②NH4+＋H2ONH3H2O＋H+ ③CO32—＋H2OHCO3—＋OH－ ，HCO3—＋H2OH2CO3＋OH－ 类型四 利用图像特殊交点求电离常数 说明：pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数 δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、 δ2为C2O分布系数 交点即为CH3COOH的电离常数的负对数 左边交点为H2C2O4的第一步电离常数的负对数 右边交点为H2C2O4的第二步电离常数的负对数 【典例5】已知25℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka==1.8×10-5。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时，Ka=2×10-4 C．标准状况下，醋酸中Ka=1.8×10-5 D．升高到一定温度，Ka=7.2×10-5 【变式5-1】常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是 A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为 【变式5-2】部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是 弱电解质 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 A．25 ℃时，反应HCOOH＋CN-⇌HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105 B．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者 C．结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO- D．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋ 【变式5-3】2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如下图。（提示：pH＝－lg c(H＋)） 则25 ℃时，HF电离平衡常数为：Ka(HF)＝_________。 题型06 电离度 电离度 概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质__________________与_________的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号_________表示。 数学表达式 α＝×100%或α＝×100%。 意义 (1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的_________。 (2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度_________。 影响因素 内因 弱电解质本身的性质 外因 温度：随温度升高而增大 浓度：同一弱电解质浓度越大电离度越小 电离度与电离常数的关系 设一定温度下，CH3COOH的浓度为c，其电离度为 CH3COOHCH3COO— + H+ 起始 c 0 0 转化 c c c 平衡 c—c c c Ka＝，由于<<1，则：Ka＝c2 ，c(H+)=c= 【典例6】1 mol·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 A．1.0×10-4 B．1.0×10-5 C．1.0×10-2 D．1.0×10-6 【变式6-1】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某温度下的电离常数，若已知下列反应可以发生： NaCN+HNO2=HCN+NaNO2 NaCN+HF=HCN+NaF NaNO2+HF=HNO2+NaF 由此可判断下列叙述不正确的是 A．Ka(HF)=7.2×10-4 B．Ka(HNO2)=4.9×10-10 C．相同条件下，HF的电离度最大 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 【变式6-2】已知：25℃时的，的。室温下，下列说法正确的是 A．HF溶液的小于溶液的 B．若测得等浓度的HF溶液和HCN溶液两者的相等，则 C．25℃时，向等体积等浓度的HF溶液和HCN溶液中分别加入足量的锌粉充分反应，HF溶液中产生的氢气体积更多 D．25℃时，向的溶液中加入等体积的盐酸，的电离度减小 【变式6-3】下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 浓度/(mol·L−1) 0.12 0.2 0.9 0.9 0.9 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 K1 K2 K3 K4 K5 A．在相同温度下，电离常数：K1>K4>K5 B．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越小，电离度越大，且K1>K2>K3 C．室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则的值不变 D．表格中三种浓度的HX溶液，从左至右c(X−)逐渐增大 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 学科网（北京）股份有限公司 3.2 弱电解质的电离平衡 题型01 电解质和非电解质的比较 题型02 弱电解质的电离平衡 题型03 电离平衡常数的意义、影响因素 题型04 电离平衡常数的应用 题型05 电离常数的计算 题型06 电离度 题型01 电解质和非电解质的比较 1．电解质和非电解质 电解质：在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动离子的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能产生自由移动离子的化合物。 【易错提醒】 （1）电解质和非电解质都是化合物，单质（如Cu、Fe）和混合物（如稀硫酸、食盐水）既不是电解质，也不是非电解质。 （2）电解质必须是自身能直接电离成自由移动离子的化合物，某些化合物如CO2溶于水可导电，但其本身不是电解质，与水反应生成的H2CO3才是电解质。 2．强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电解质在溶液 中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 物质类别 ①强酸：如HCl等； ②强碱：如NaOH等 ③大部分盐：如NaCl等。 ①弱酸：如CH3COOH等； ②弱碱：如NH3·H2O等； ③水。 化合物类型 离子化合物和部分共价化合物 共价化合物 3．电离方程式的书写 （1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。 （2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“ ”。 （3）多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）。 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次)。 【典例1】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是 选项 A B C D 强电解质 NaCl BaSO4 HNO3 盐酸 弱电解质 C2H5OH Fe(OH)3 NH3·H2O H2O 非电解质 蔗糖 Cl2 NH3 CH3COOH A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解析】A．NaCl在水溶液中或熔融状态下能完全电离，属于强电解质，C2H5OH和蔗糖在水溶液和熔融状态下均不能导电，属于非电解质，A错误； B．BaSO4溶于水的部分能够完全电离，属于强电解质，Fe(OH)3是弱碱，属于弱电解质，Cl2是单质，不是非电解质，B错误； C．HNO3是强酸，属于强电解质，NH3·H2O是弱碱，属于弱电解质，NH3自身在水溶液中不能发生电离、其在熔融状态下不能导电，属于非电解质，C正确； D．盐酸是混合物，不属于强电解质，H2O是弱电解质，CH3COOH属于弱酸，属于弱电解质，D错误； 故选C。 【变式1-1】下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．碳酸是弱酸，其电离是分步进行的，电离方程式为：，，A项错误； B．盐酸是强酸，HCl完全电离，电离方程式为：，B项错误； C．醋酸是弱电解质，部分电离，电离方程式为：，C项正确； D．碳酸氢钠是强电解质，完全电离，电离方程式为：，D项错误； 故选C。 【变式1-2】能说明是弱电解质的事实是 A．溶液的导电性比盐酸弱 B．溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳 C．溶液用水稀释后，氢离子浓度下降 D．的溶液中，氢离子的浓度约为 【答案】D 【解析】A．CH3COOH与盐酸溶液的浓度未知，溶液的导电能力与溶液中离子浓度有关，A不符合题意； B．醋酸溶液和碳酸钙反应生成二氧化碳，说明醋酸的酸性比碳酸强，但不能说明醋酸是弱电解质，B不符合题意； C．无论醋酸是强电解质还是弱电解质，稀释醋酸溶液，氢离子浓度都降低，所以不能说明醋酸是弱电解质，C不符合题意； D．的溶液中，氢离子浓度约为，说明醋酸只有部分发生电离，在其溶液中存在电离平衡，能说明醋酸是弱电解质，D符合题意； 故答案选D。 【变式1-3】下列不能表明醋酸是弱电解质的是 A．0.1mol/L 的醋酸水溶液中， c(H⁺)约为 B．常温下醋酸水溶液的导电性比盐酸弱 C．相同c(H⁺)的醋酸溶液和盐酸稀释相同倍数后，醋酸的c(H⁺)更大 D．醋酸稀溶液中同时存在 CH3COOH和CH3COO⁻ 【答案】B 【详解】A．0.1mol/L的醋酸水溶液中c(H⁺)约为10-3mol/L，说明醋酸不能完全电离，存在电离平衡，为弱电解质，A错误； B．常温下醋酸水溶液的导电性比盐酸弱，只能说明醋酸溶液中离子浓度比盐酸溶液中离子浓度小，但不能说明醋酸是部分电离，因为没有控制相同浓度等条件，不能表明醋酸是弱电解质，B正确； C．相同c(H⁺)的醋酸溶液和盐酸稀释相同倍数后，醋酸的c(H⁺)更大，说明醋酸存在电离平衡，稀释时电离平衡正向移动，能表明醋酸是弱电解质，C错误； D．醋酸稀溶液中同时存在CH3COOH和CH3COO⁻，说明醋酸不能完全电离，存在电离平衡，为弱电解质，D错误； 故选B。 题型02 弱电解质的电离平衡 1．弱电解质电离平衡的建立 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。 2．弱电解质电离平衡状态 在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，电离过程就达到了平衡状态。 3．电离平衡状态的特征 ①逆——弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等——平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。 ③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程仍在进行，是动态平衡。 ④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的浓度保持恒定。 ⑤变——外界条件改变时，平衡会发生移动。 4．外界条件对电离平衡的影响 （以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例） CH3COOH稀溶液 CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0 条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力 升高温度 → ↑ ↑ ↑ ↑ 加H2O → ↓ ↑ ↑ ↓ 通HCl ← ↑ ↑ ↓ ↑ 加少量NaOH(s) → ↓ ↓ ↑ ↑ 加少量CH3COONa (s) ← ↓ ↓ ↓ ↑ 加少量CH3COOH → ↑ ↑ ↓ ↑ 【典例2】醋酸溶液中存在电离平衡：。对于0.1mol/L的溶液，下列叙述错误的是 A．加水稀释后，溶液中的物质的量增大 B．加少量固体，平衡向左移动 C．加入少量冰醋酸，平衡向右移动，增大 D．加水稀释后，溶液中减小 【答案】D 【解析】A．加水稀释，平衡正向移动，溶液中的物质的量增大，A正确； B．加入少量CH3COONa固体，由于c(CH3COO-)增大，电离平衡向左移动，B正确； C．加入少量冰醋酸，平衡向右移动，增大，C正确； D．加水稀释，平衡正向移动，醋酸电离氢离子个数增多，但溶液体积增大的幅度大于氢离子物质的量增加的幅度，c(H＋)减小，c(OH-)增大，D错误； 故选D。 【变式2-1】在的溶液中存在如下电离平衡：。对于该平衡，下列叙述中正确的是 A．加入固体时，溶液中减小 B．加入少量的NaOH溶液，平衡向逆向移动 C．通入少量HCl气体，溶液中增大 D．降低温度，溶液中增大 【答案】A 【详解】A．加入NH4Cl固体，c(NH)增大，电离平衡逆向移动，但电离常数Kb不变。根据，比值，c(NH)增大导致该比值减小，A正确； B．加入pH=11的NaOH溶液（OH-浓度低于原溶液），混合后OH-浓度降低，平衡正向移动，而非逆向，B错误； C．通入HCl气体，H+与OH-反应，c(OH-)减少，同时NH3·H2O电离补充OH-，但总体c(OH-)仍减小，C错误； D．降低温度，电离平衡逆向移动（电离为吸热反应），c(NH)减少，D错误； 故答案选A。 【变式2-2】当人体剧烈运动后，腿脚会感到非常酸痛，这是由于剧烈运动后产生大量乳酸堆积造成，在0.1 mol/L的乳酸溶液中存在如下电离平衡：CH3CH(OH)COOHCH3CH(OH)COO- + H+，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．升高体系的温度，该平衡向左移动 B．加入少量蒸馏水，溶液中n(CH3CH(OH)COO-)增大，同时c(H+)也增大 C．向该溶液加入少量CH3CH(OH)COONa固体，溶液的pH减小 D．往等体积等浓度的乳酸和盐酸两种溶液中加入少量相同大小的锌粒完全反应，所产生氢气的量相同 【答案】D 【详解】A．弱酸电离吸热，升高温度，电离程度增大，该平衡向右移动，A项错误； B．加水稀释促进乳酸的电离，所以溶液中n(CH3CH(OH)COO-)增大，但乳酸电离增大程度小于溶液体积增大程度，所以溶液中c(H+)减小，B项错误； C．加入少量CH3CH(OH)COONa固体，溶液中c(CH3CH(OH)COO-)增大，抑制乳酸的电离，平衡向左移动，溶液中c(H+)减小，pH增大，C项错误； D．乳酸和盐酸都是一元酸，等体积等浓度和大小相同的锌粒反应，产生氢气的量相同，D项正确； 答案选D。 【变式2-3】25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 A．HB的酸性强于HA B．a点溶液的导电性大于b点溶液 C．a点的c平(HA)大于b点的c平(HB) D．水的电离程度：a点溶液大于b点溶液 【答案】D 【分析】pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH的变化大，酸性较弱的酸的pH的变化小．据此得出酸性：HA＞HB 【详解】A．由分析可知，酸性：HA＞HB，A错误； B．在这两种酸溶液中，c(H+)≈c(A－)，c(H+)≈c(B－)，而a点的c(H+)小于b点的c(H+)，故a点的c(A－)小于b点的c(B－)，即a点的离子浓度小于b点的离子浓度，故a点的导电能力小于b点，B错误；   C．在稀释前两种酸的pH相同，而两种酸的酸性：HA＞HB，故在稀释前两种酸溶液的浓度c(HA)＜c(HB)，故将溶液稀释相同倍数时，酸的浓度仍有：c(HA)＜c(HB)，故a点的c平(HA)小于b点的c平(HB)，C错误； D．b点溶液酸性更强，对水的电离抑制更大，则水的电离程度：a点溶液大于b点溶液，D正确； 故选D。 题型03 电离平衡常数的意义、影响因素 1．概念 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂之积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，用符号K表示。 2．表示方法 弱电解质 电离平衡 平衡常数表达式 一元弱酸 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 一元弱碱 NH3·H2ONH＋OH－ 多元弱酸 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO 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值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．影响因素 (1)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身性质所决定。 (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。 【典例3】二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是 A．升高温度后，Ka1、Ka2均增大 B．向H2X溶液中加入少量K2X固体，c(H+)减小 C．该温度下0.1 mol/L的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol/L D．向H2X溶液中加水稀释过程中，减小 【答案】D 【解析】A．二元弱酸的电离过程是吸热过程，温度升高，平衡正向移动，、均增大，A项正确； B．二元弱酸存在两步电离：、，加入 固体（引入 ），抑制第二步电离 ，减少 的生成，虽然 主要来自第一步电离，但第一步电离也会因 浓度增加而部分被抑制，最终 减小，B项正确； C．对于 的 ，第一步电离主导（），设 ，则：，因、，则：，故，C项正确； D．，加水稀释过程中，减小，故增大，D项错误； 故选D。 【变式3-1】氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：HCN H++CN-，常温下电离常数为Ka。下列说法正确的是 A．0.1mol·L-1 HCN溶液的 B．增大HCN溶液浓度，其电离程度减小 C．升高HCN溶液温度，平衡逆向移动 D．加入少量溶液，会使Ka增大 【答案】B 【解析】A项，氢氰酸(HCN)是一种弱酸，不能完全电离，因此0.1mol·L-1HCN溶液中c(H+)＜0.1mol·L-1，pH＞1，故A错误；B项，弱电解质溶液的浓度越大，弱电解质的电离程度越小，氢氰酸是一种弱酸，为弱电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，故B正确；C项，弱电解质的电离是吸热过程，升高HCN溶液温度，HCN H++CN-平衡正向移动，故C错误；D项，加入少量NaOH溶液，中和氢离子，电离平衡右移，但溶液的温度不变，电离平衡常数不变，故D错误；故选B。 【变式3-2】已知四种酸的电离平衡常数如下表，其中酸性最强的是 弱酸 次氯酸 醋酸 碳酸 硫化氢 电离平衡常数 Ka=4.7×10-8 Ka=1.7×10-5 Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 A．醋酸 B．次氯酸 C．碳酸 D．硫化氢 【答案】A 【详解】已知弱酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，根据表中数据可知，Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)＞Ka2(H2S)，酸性最强的是醋酸，故答案为：A。 【变式3-3】已知：25℃时的，的。室温下，下列说法正确的是 A．HF溶液的小于溶液的 B．若测得等浓度的HF溶液和HCN溶液两者的相等，则 C．25℃时，向等体积等浓度的HF溶液和HCN溶液中分别加入足量的锌粉充分反应，HF溶液中产生的氢气体积更多 D．25℃时，向的溶液中加入等体积的盐酸，的电离度减小 【答案】B 【分析】25℃时的，的，温度相同时，电离常数越大，酸性越强，故酸性：HF>HCN，据此回答。 【详解】A．由于浓度未知，故无法比较HF溶液的和溶液的的大小，A错误； B．由于酸性：HF>HCN，若测得等浓度的HF溶液和HCN溶液两者的相等，则，B正确； C．等体积等浓度的HF溶液和HCN溶液中溶质的物质的量相等，HF与HCN均为一元酸，分别加入足量的锌粉充分反应，HF溶液中产生的氢气体积一样多，C错误； D．25℃时，向的溶液中加入等体积的盐酸，混合后溶液的，故的电离度不变，D错误； 故选B。 题型04 电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF＞CH3COOH。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝不变，稀释后c(CH3COO－)减小，则＝增大。 【典例4】时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 电离平衡常数 下列说法错误的是 A．第二步电离的电离平衡常数表达式 B．三种酸的酸性强弱关系为： C．将醋酸滴入溶液中，可发生反应： D．少量通入溶液中，主要发生的反应： 【答案】D 【详解】A．第二步电离的方程式为：；电离平衡常数表达式，A正确； B．酸的电离平衡常数越大，该酸电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据知，酸的电离程度大小顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，所以酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，B正确； C．因为酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，将醋酸滴入溶液中，可发生强酸制弱酸的反应，离子方程式为：，C正确； D．因为酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，少量通入溶液中，产物应该为碳酸氢根，离子方程式为：，D错误； 【变式4-1】对比观察下表数据，从中获得的有关结论不正确的是 25℃几种酸的 Ka 不同温度下CH3COOH的Ka 2 -4 0℃ -5 HClO -8 10℃ -5 HCN -10 25℃ -5 A．电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大 B．根据25℃下的电离常数，可判断酸性 C．推测常温下可发生反应： NaClO+HCN=NaCN+HClO D．常温下， 0.1mol/L 的HCN 溶液中( 【答案】C 【详解】A．根据表格中CH3COOH在不同温度下的Ka值变化，温度升高时Ka略有增大，但变化幅度较小，说明电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大，A正确； B．相同温度下，电离常数越大酸性越强，根据25℃的Ka值，酸性大小：HNO2>CH3COOH>HClO>HCN，B正确； C．常温下，HClO的Ka（4.0×10⁻⁸）大于HCN的Ka（6.2×10⁻¹⁰），说明HClO酸性强于HCN，根据“强酸制弱酸”规律，HCN无法与NaClO反应生成HClO，故该反应不能发生，C错误； D．0.1mol/L HCN溶液中，c(H⁺)=，D正确； 故选C。 【变式4-2】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 电离常数K/(mol·L-1) 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的强弱关系：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，1mol·L-1 HX溶液的电离常数大于0.1mol·L-1 HX溶液的电离常数 【答案】B 【解析】A．相同温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系：HX＜HY＜HZ，A判断错误； B．根据较强酸制较弱酸原理，反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生，B判断正确； C．由电离平衡常数可以判断，HX、HY、HZ都属于弱酸，C判断错误； D．电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关，D判断错误。 【变式4-3】关于氨水，下列说法正确的是 A．加水稀释，氨水中所有的离子浓度都减小 B．加水稀释，氨水的电离平衡正向移动，减小 C．加入浓氨水，氨水的电离平衡正向移动，的电离度增大 D．加入浓氨水，水的电离平衡逆向移动，不变 【答案】D 【详解】A．加水稀释，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，由于溶液体积增大占主导，故OH-浓度减下，由于KW不变，故H+浓度增大，A错误； B．加水稀释，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，由于溶液体积增大占主导，溶液中c(NH)减小，溶液中增大，B错误； C．NH3·H2O是弱电解质，溶液越稀电离度越大，当加入浓氨水的时候，溶液浓度变大，电离度变小，C错误； D．温度不变时，加浓氨水，抑制水的电离，水的电离平衡逆向移动，但Kw只与温度有关，温度不变时Kw=c(H+)⋅c(OH−)不变，D正确； 故答案为：D。 题型05 电离平衡常数的计算 类型一 起点时刻：巧用三段式 例1、HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6 方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式 解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3 HR H+＋ R— 起始：0.2 0 0 转化：10－3 10－3 10－3 平衡：0.2-10－3 10－3 10－3 HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6 类型二 遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定 例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝ 方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化 解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。 电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol 物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04) mol Kb＝ 类型三 恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系 水解平衡常数与电离常数的关系 ①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ②NH4+＋H2ONH3H2O＋H+ ③CO32—＋H2OHCO3—＋OH－ ，HCO3—＋H2OH2CO3＋OH－ 类型四 利用图像特殊交点求电离常数 说明：pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数 δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、 δ2为C2O分布系数 交点即为CH3COOH的电离常数的负对数 左边交点为H2C2O4的第一步电离常数的负对数 右边交点为H2C2O4的第二步电离常数的负对数 【典例5】已知25℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka==1.8×10-5。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时，Ka=2×10-4 C．标准状况下，醋酸中Ka=1.8×10-5 D．升高到一定温度，Ka=7.2×10-5 【答案】D 【详解】A．电离常数只与温度有关，时加入盐酸不影响温度，仍为，A错误； B．同理，时加入氢氧化钠不会改变温度，仍为原值，B错误； C．标准状况温度为，温度降低导致减小，不可能等于时的，C错误； D．升高温度促进醋酸电离（吸热过程），增大，大于原值，符合温度升高的影响，D正确； 故选D。 【变式5-1】常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是 A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为 【答案】B 【详解】A．HA的电离方程式为HAH++A-，酸性增强，平衡逆向移动，有利于药物吸收，A正确； B．HA的电离方程式为HAH++A-，血液中pH=7.4，呈弱碱性，促进HA电离，胃中pH=1.0，呈酸性，抑制HA的电离，血液中HA的电离程度比胃中大，B错误； C．，胃中pH=1.0，c(H+)=1×10-1.0mol/L，则血液中，C正确； D．胃中HA初始浓度为c0​，血液中HA浓度由胃中扩散平衡决定。血液中​​HA几乎全部电离，[HA]血液​≈平衡分配​​，HA在胃和血液中的分子浓度相同（自由穿透），但血液中总药量（HA + A⁻）远高于胃中。 ，D正确； 故选B。 【变式5-2】部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是 弱电解质 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 A．25 ℃时，反应HCOOH＋CN-⇌HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105 B．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者 C．结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO- D．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋ 【答案】A 【详解】A．根据表格中电离常数的数据，反应HCOOH+CN⁻⇌HCN+HCOO⁻的平衡常数，A正确； B．等体积、等浓度的HCOOH和HCN溶液，溶质物质的量相同，则中和所需NaOH的量相等，B错误； C．酸的电离常数Ka越小，酸性越弱，其对应酸根离子结合H⁺能力越强，故结合H＋的能力：>CN->>HCOO-，C错误； D．根据表格中电离常数的数据，酸性：H2CO3>HCN>，则反应生成，离子方程式为CN-＋H2O＋CO2=HCN＋，D错误； 答案选A。 【变式5-3】2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如下图。（提示：pH＝－lg c(H＋)） 则25 ℃时，HF电离平衡常数为：Ka(HF)＝_________。 【答案】4.0×10－4 【解析】c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，c(HF)＝4.0×10－4 mol·L－1，故Ka(HF)＝ = 4.0×10－4。 题型06 电离度 电离度 概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。 数学表达式 α＝×100%或α＝×100%。 意义 (1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。 (2)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。 影响因素 内因 弱电解质本身的性质 外因 温度：随温度升高而增大 浓度：同一弱电解质浓度越大电离度越小 电离度与电离常数的关系 设一定温度下，CH3COOH的浓度为c，其电离度为 CH3COOHCH3COO— + H+ 起始 c 0 0 转化 c c c 平衡 c—c c c Ka＝，由于<<1，则：Ka＝c2 ，c(H+)=c= 【典例6】1 mol·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 A．1.0×10-4 B．1.0×10-5 C．1.0×10-2 D．1.0×10-6 【答案】A 【详解】1 mol·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则电离的HA的物质的量浓度为0.01 mol·L-1，可建立以下三段式： HA H＋＋A－ 起始浓度/mol·L－1 1 0 0 变化浓度/mol·L－1 0.01 0.01 0.01 平衡浓度/mol·L－1 0.99 0.01 0.01x 则Ka=≈1.0×10-4，故选A。 【变式6-1】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某温度下的电离常数，若已知下列反应可以发生： NaCN+HNO2=HCN+NaNO2 NaCN+HF=HCN+NaF NaNO2+HF=HNO2+NaF 由此可判断下列叙述不正确的是 A．Ka(HF)=7.2×10-4 B．Ka(HNO2)=4.9×10-10 C．相同条件下，HF的电离度最大 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 【答案】B 【分析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)，据此分析解答。 【详解】A．HF的Ka应为最大的7.2×10-4，与数据对应，A正确； B．HNO2的Ka应为4.6×10-4，HCN的Ka才为4.9×10-10，B错误； C．Ka越大，电离度越大，HF的Ka最大，电离度最大，C正确； D．酸性强弱顺序为HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)，D正确； 故选B。 【变式6-2】已知：25℃时的，的。室温下，下列说法正确的是 A．HF溶液的小于溶液的 B．若测得等浓度的HF溶液和HCN溶液两者的相等，则 C．25℃时，向等体积等浓度的HF溶液和HCN溶液中分别加入足量的锌粉充分反应，HF溶液中产生的氢气体积更多 D．25℃时，向的溶液中加入等体积的盐酸，的电离度减小 【答案】B 【分析】25℃时的，的，温度相同时，电离常数越大，酸性越强，故酸性：HF>HCN，据此回答。 【详解】A．由于浓度未知，故无法比较HF溶液的和溶液的的大小，A错误； B．由于酸性：HF>HCN，若测得等浓度的HF溶液和HCN溶液两者的相等，则，B正确； C．等体积等浓度的HF溶液和HCN溶液中溶质的物质的量相等，HF与HCN均为一元酸，分别加入足量的锌粉充分反应，HF溶液中产生的氢气体积一样多，C错误； D．25℃时，向的溶液中加入等体积的盐酸，混合后溶液的，故的电离度不变，D错误； 故选B。 【变式6-3】下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 浓度/(mol·L−1) 0.12 0.2 0.9 0.9 0.9 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 K1 K2 K3 K4 K5 A．在相同温度下，电离常数：K1>K4>K5 B．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越小，电离度越大，且K1>K2>K3 C．室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则的值不变 D．表格中三种浓度的HX溶液，从左至右c(X−)逐渐增大 【答案】D 【详解】A．在相同温度下，相同浓度的不同电解质溶液，电离度越大，电离常数越大，相同温度下同种电解质溶液电离常数相等，电离度HX＜HY＜HZ，所以电离常数：K5＞K4＞K3=K1，A不正确；； B．在相同温度下，弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大，但电离常数不变，所以K1=K2=K3，B不正确； C．室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则HZ溶液中c(H+)增大，HZ的电离平衡逆向移动，c(Z-)减小，所以的值增大，C不正确； D．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(HX)逐渐增大，虽然电离度不断减小，但酸性增强，电离产生的离子浓度不断增大，所以从左至右c(X-)逐渐增大，D正确； 答案选D。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$