3.2 弱电解质的电离平衡 第2课时（同步讲义）化学沪科版2020选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第二节 弱电解质的电离平衡 第2课时 电离平衡常数 教学目标 1. 构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化，从化学平衡常数角度理解电离平衡常数的表达式及影响因素。 2. 通过分析、推理等方法认识电离平衡常数、电离度的意义，建立电离平衡常数的表达式书写、计算和“强酸制弱酸”的思维模型。 重点和难点 平衡常数的应用，平衡常数的计算，利用平衡常数比较酸性强弱 ◆知识点一 电离平衡常数的概念与表达式 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表示(酸用Ka，碱用Kb)。 2．电离平衡常数的表示方法 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 特别提醒 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. 即学即练 1．常温下，的溶液加水稀释时，下列表达式的数据变小的是 A． B． C． D． 2．下列说法正确的是 A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．大的酸溶液中一定比小的酸溶液中的大 D．的电离常数表达式为 3．概念 （1）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。 （2）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 的乘积，与溶液中未电离 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。 （3）表达式 （1）一元弱酸的电离常数() 例如，醋酸溶液中存在电离平衡： ，则电离平衡常数表达式为 。 （2）一元弱碱的电离常数() 例如，氨水中存在电离平衡： ，则电离平衡常数表达式为 。 （3）多元弱酸的电离常数(、等) 例如，碳酸溶液中存在电离平衡： ，则电离平衡常数表达式为 ， 。 ◆知识点二 电离常数的影响因素 1. 内因：弱电解质本身的性质。 弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。 2. 外因：电离平衡常数只跟温度有关，温度升高，电离平衡常数增大。 特别提醒 常数只与温度有关。多元弱酸分布电离，电离平衡常数Ka1>>Ka2 即学即练 1. 醋酸溶液中存在电离平衡：，下列叙述不正确的是 A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大 B．的溶液加水稀释，溶液中增大 C．溶液中加少量的固体，平衡逆向移动 D．时，向某的溶液加入少量冰醋酸，该溶液的、电离常数和电离程度都减小 2. 按要求回答下列问题： （1）已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡： HSO+H2O H2SO3+OH-　① HSO H++SO　② 向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中加入少量NaOH固体，则 (填“增大”“减小”或“不变”)。 （2）氯常用作饮用水的杀菌剂，且HClO的杀菌能力比ClO-强。 25 ℃时氯气—氯水体系中存在以下平衡关系： Cl2(g) Cl2(aq)　① Cl2(aq) + H2OHClO + H+ + Cl-　② HClOH+ + ClO-　③ 其中Cl2(aq)、HClO和ClO-分别在三者中所占分数(α)随pH变化的关系如图所示。 ①写出上述体系中属于电离平衡的平衡常数表达式：K= ， 由图可知该常数值为 。 ②用氯处理饮用水时，夏季的杀菌效果比冬季 (填“好”或“差”)。 3．在溶液中存在电离平衡：，关于该电离平衡的叙述正确的是 A．加入少量纯，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大 B．加入少量溶液，平衡正向移动，电离平衡常数增大 C．加入少量盐酸，平衡逆向移动，溶液中减小 D．加热时，平衡正向移动，溶液减小，电离平衡常数增大 ◆知识点三 电离平衡常数的意义 1. 意义 电离平衡常数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，酸性（或碱性）越强。 2. 实例 下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则酸性强弱顺序为：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞＞HS 酸 CH3COOH H2CO3 H2S 电离常数 K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 3. 利用电离平衡常数，可以判断复分解反应能否发生，以及确定产物（“强酸制弱酸”）。 易错提醒 相同温度下，K值越大，酸性越强。 根据强制弱书写化学方程式和离子方程式。 即学即练 1．下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数： 弱酸 电离平衡常数 则下列说法中不正确的是 A．碳酸的酸性强于氢硫酸 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量溶液，弱酸的电离平衡常数不变 2. 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( ◆知识点四 电离度（拓展内容） 1．定义：弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。 2．意义：电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率。 特别提醒 电离度=； 相同溶度情况下，电离度表示电离得越多，酸性越强。 即学即练 1. 常温下0.1mol/L 氨水pH为11，则下列说法中不正确的是 A．此溶液中NH3∙H2O 在常温下的电离度约为1% B．若向此溶液中通入少量氨气，NH3∙H2O电离平衡正向移动，水的电离平衡逆向移动 C．若向其中加入pH为11的NaOH溶液，NH3∙H2O电离平衡不移动，但n(NH)减小 D．若向其中加入少量水，溶液中n(H+)增大 2. 常温下，将0.2 mol∙L-1氨水加水稀释，稀释过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法错误的是 已知： ①电离度=； ②常温下，； ③。 A．的电离方程式为 B．a点对应溶液中，氨水的电离度约为 C．往b点对应溶液中，滴入紫色石蕊试液，可观察到溶液由紫色变为蓝色 D．c点对应溶液中，所含微粒共有4种 3. 下列图示中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.7×10－5 mol·L－1)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3 mol·L－1)在水中的电离度与浓度关系的是 A． B． C． D． 一、电离平衡常数的意义 电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。对于弱酸，一定温度下，K值越大，酸性越强；对于弱碱，一定温度下，K值越大，碱性越强。 实践应用 1．以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：    下列说法正确的是 A．可发生反应： B．溶液与溶液不能反应生成 C．的电离平衡常数表达式为： D．同物质的量浓度的、、溶液，酸性最强的是 2．常温下，某些一元弱酸的电离常数如表所示： 弱酸 电离常数 则的下列溶液中，最大的是 A． B． C． D． 3．常温下，某些一元弱酸的电离常数如表所示。 弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2 电离常数 6.4×10-10 6.4×10-4 1.8×10-5 5.0×10-4 已知：①； ②不考虑溶液混合时体积和温度的变化。 回答下列问题： （1）HF在水中的电离方程式为 （2）酸性：HCN (填“”“”或“”)HNO2。 （3）常温下，将10mL0.2mol/L的CH3COOH溶液加水稀释至100mL： ①稀释过程中溶液的pH随溶液体积变化的曲线正确的是 (填标号)。        C ②稀释过程中，下列各项始终保持减小趋势的是 (填标号)。 A．    B．Kw×c(OH-)    C．    D． ③常温下，0.02mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度 %。 （4）常温下，准确量取20.00mL0.1mol/LHNO2溶液： ①0.1mol/LHNO2溶液中，各离子浓度由大到小的顺序为 。 ②若向未知体积0.1mol/L的HNO2溶液中滴加等体积一定浓度的稀硫酸，测得混合溶液中的c(H+)=0.02mol/L，则混合溶液中= 。 2、 利用电离常数判断复分解反应的发生 先根据电离平衡常数判断酸的强弱，然后按照“较强酸制较弱酸”进行复分解反应。 实践应用 1. 25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.7×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 3.0×10－8 请回答下列问题： （1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为___________________。 （2）同浓度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________。 （3）将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的化学方程式： ______________________________________________________________________。 2. 下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则下列说法中不正确的是 A．碳酸的酸性弱于磷酸 B．将少量的气体通入NaClO溶液中反应离子方程式为 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 3. H2S浓度过大会对鱼虾的养殖造成极大负面影响，可投入Na2CO3处理。碳酸和硫化氢的电离平衡常数如下表： Ka1 Ka2 H2S 1.3×10-7 7.0×10-15 H2CO3 4.2×10-7 4.8×10-11 该处理过程发生的离子方程式为(不定项) A．CO + H2S = H2CO3 + S2- B．CO+ 2H2S = H2CO3 + 2HS- C．CO+ H2S = HCO + HS- D．2CO+ H2S = 2HCO + S2- 3、 电离平衡常数的计算 【计算模型】电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝ 实践应用 1．常温下水溶液体系中存在反应：，平衡常数为K。已知初始浓度，体系中所有含碳微粒摩尔分数随pH变化关系如图所示 [例如] 下列说法不正确的是 A．曲线III表示的变化情况 B．的电离平衡常数 C．时， D．时， 2．甲胺()是一元弱碱，性质与一水合氨相似。常温下，用盐酸滴定甲胺溶液，测得混合溶液中与的关系如图。下列说法正确的是 A．甲胺的电离方程式： B．b点时加入盐酸的体积为 C．随着盐酸的加入，溶液中水的电离程度先增大后减小 D．常温下，的电离平衡常数为 3．亚磷酸()为二元弱酸，分子结构是。时，某亚磷酸溶液中含磷微粒的浓度之和为，溶液中所有含磷微粒的与的关系如图所示。 已知：，下列说法正确的是 A．亚磷酸溶液中： B．水的电离程度： C．溶液时： D．反应的平衡常数 四、电离平衡常数的综合考查 1． 根据浓度商Q与K的相对大小可以判断电离平衡的移动 2． 根据K可以判断弱电解质的相对强弱； 3．根据电离平衡常数可以判断溶液中微粒浓度比值的变化情况； 4．根据电离平衡常数可以判断复分解反应能否发生。 实践应用 1. 常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 HF HClO 电离平衡常数 、 已知：。 下列说法正确的是 A．酸性强弱顺序是 B．物质的量浓度均为的NaF溶液和NaClO溶液，pH大小： C．常温下，物质的量浓度为的HClO溶液的pH约为4.7 D．溶液和NaClO溶液反应的离子方程式为 2．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1mol·L-1CH3COOH溶液、0.1mol·L-1HCOOH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，保持不变 3．已知常温下，几种物质的电离平衡常数，下列反应的离子方程式合理的是 弱酸 甲酸(HCOOH) HClO A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳： B．次氯酸钠溶液中通入足量二氧化硫： C．碳酸钠溶液中通入足量： D．纯碱溶液中滴加少量甲酸： 考点一 稀释问题 【例1】在一定温度下，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。 下列说法不正确的是 A．a、b、c三点对应的溶液中， c(H⁺)最大的是b B．向b点对应的溶液中加少量固体(温度变化忽略不计)，可使体系中 增大 C．在b→c过程中， 减小 D．a、b、c三点溶液用1mol/LNaOH溶液中和， 消耗NaOH 溶液体积的大小关系为a=b=c 解题要点 相同pH值情况下，稀释相同倍数，强酸pH变化快，弱酸pH变化慢。 纯净的酸，是以分子的形式存在，此时没有导电性。随着水的加入，酸开始电离，导电能力增强；后续随着体积的增加又会使离子浓度降低，导电能力又开始减弱。 【变式1-1】常温下，向0.1mol·L-1溶液加水稀释的过程中，下列数据变大的是 A． B． C． D． 【变式1-2】常温下，关于如下甲、乙、丙、丁四个烧杯中溶液的比较，其中正确的是 甲 10mL pH=2盐酸溶液 乙 甲中溶液加水稀释到100mL 丙 10mL pH=2醋酸溶液 丁 丙中溶液加水稀释到100mL A．pH：乙<丁 B．：甲>丁 C．：甲=丙 D．中和NaOH的能力：乙>丙 考点二 强酸与弱酸相对比较 【例2】常温下，向pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液中分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．常温下，b、c两点对应的酸的电离常数 B．将常温下c、e两点对应的溶液升高至50℃， C．等浓度的三种钠盐溶液的pH：pH(NaA)>pH(NaB)>pH(NaC) D．等体积的b、d两点对应溶液消耗等浓度的NaOH溶液： 解题要点 强酸完全电离，弱酸部分电离。强酸电离出来的氢离子与可以电离出来的氢离子相同；弱酸电离出来的氢离子小于可以电离出来的氢离子。随着反应的进行或者稀释，电离出来的氢离子会增加。 【变式2-1】25℃时，pH=3的盐酸和醋酸溶液各1mL分别加水稀释，溶液导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法不正确的是 A．曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程 B．分别将a、b点溶液与镁条反应，a点溶液的起始速率与b点相等 C．b点溶液中和氢氧化钠的能力强于a点溶液 D．将a、b两点所示溶液加热至30℃，的值变小 【变式2-2】常温下，下列说法正确的是 A．、、、在的溶液中能够大量共存 B．将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，溶液的 C．0.1mol·L-1的盐酸中由水电离的与之比为 D．可用干燥的pH试纸测定的次氯酸溶液的pH 考点三 综合题 【例3】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Ka 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．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HZ产生的H2最多 D．1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数 解题要点 根据K的大小判定酸性强弱，判定复分解反应的正确性。 对比强弱酸的特点，判定消耗酸碱的用量问题。 【变式3-1】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3-2】．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 基础达标 1．下列电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 2．关于CO2和SO2的下列说法中，正确的是 A．由推知，可发生反应： B．澄清石灰水和酸性KMnO4溶液均可以区分CO2和SO2 C．可用饱和Na2CO3溶液除去CO2中少量的SO2 D．分子的球棍模型： 3．在常温下，有关下列4种溶液的叙述不正确的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液 醋酸 盐酸 氨水 氢氧化钠溶液 pH 3 3 11 11 A．4种溶液中由水电离出的c(H+)均为1×10-11mol/L B．等体积的溶液①和②分别与足量锌充分反应，溶液①产生氢气更多 C．将等体积的溶液③和④分别与同浓度的盐酸溶液反应时，消耗的体积相同 D．①和④等体积混合后，溶液呈酸性 4．已知：25℃时Ka(CH3COOH)=1.8×10-5、Ka(HA)=1.0×10-10。该温度下，下列说法正确的是 A．中和相同物质的量的CH3COOH和HA溶液，消耗的NaOH不相同 B．等体积pH=4的CH3COOH和HA加水稀释至pH=5，前者需加更多的水 C．等浓度的CH3COOH酸性大于HA D．CH3COOH和A-可以大量共存 5．已知常温下，。下列叙述错误的是 A．向溶液中加入一定量的盐酸时，平衡逆向移动，变小 B．中和等体积、等物质的量浓度的HCOOH溶液和溶液，所需氢氧化钠的物质的量相同 C．溶液和溶液相比，后者大 D．溶液与溶液相比，前者浓度大 6．某温度下，等体积、相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的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．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的的物质的量相同 C．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 D．分别加入足量的锌粉充分反应后，两溶液中产生的一样多 7．Ⅰ．已知： HF 电离平衡常数（25℃） （1）常温下，0.1mol/L溶液加水稀释过程中，下列数据变大的是 （填标号）。 A．    B．    C．    D．    E． （2）常温下用溶液作捕捉剂不仅可以降低碳排放，还可得到重要化工产品纯碱。某次捕捉后得到的纯碱溶液，则溶液中 。 （3）在溶液加入过量溶液的离子反应方程式为 。 Ⅱ．时，将，体积均为的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释至，随加水量的变化如图所示。 （4）a、c两点溶液的导电能力强弱关系为a c（填“>”或“<”或“=”）。 （5）用等浓度的溶液和、处溶液完全反应，消耗溶液的体积大小关系为a b（填“>”或“<”或“=”）。 8．氯乙酸(，一元弱酸)是染料、医药、农药、树脂等有机合成的中间体。常温下，电离常数，。回答下列问题： （1）氯乙酸在水中的电离方程式为 。 （2）相同浓度的氯乙酸、醋酸两种溶液，溶液中水电离出的：氯乙酸 醋酸(填“>”“<”或“=”)。 （3）恒温下加入少量NaOH溶液时，溶液中将 (填“变大”“变小”或“不变”，下同)，将 。 （4）已知：弱酸HA的电离度，当溶液的pH=1.86时，的电离度，则x= 。 9．在常温时，三种酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.8×10−5 Ka1 = 4.5×10−7 Ka2 = 5.0×10−11 3.0×10−8 （1）保持温度不变，下列方法中可以使0.1mol·L−1 CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度增大的是_______(填序号)。 A．加入少量稀盐酸 B．加入少量CH3COOH(l) C．加入少量CH3COONa(s) D．加入少量Na2CO3(s) （2）常温下，加水稀释0.1mol·L−1 CH3COOH溶液，下列表达式的值一定变小是_______(填序号)。 A．c(H+) B． C．c(H+)·c(OH−) D． （3）常温下，将体积为10mL、初始pH = 2的CH3COOH溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中各溶液pH的变化如图所示，则HX属于 (填“强酸”或“弱酸”)，其酸性 (填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的酸性。当pH = 3时，CH3COOH溶液中由水电离出的c(H+)为 。 （4）H2CO3的第二步电离所对应的电离方程式为 。常温下反应CH3COOH(aq) + (aq)=CH3COO-(aq) + (aq)的平衡常数K的值为 (用科学记数法表示)。 （5）常温下向NaClO溶液中通入少量CO2的离子方程式为 。 10．回答下列问题。 （1）已知室温时，0.1某一元酸在水中有0.1%发生电离。 ①该溶液中 ，pH= 。 ②的电离平衡常数K= 。 （2）部分弱酸的电离平衡常数如下表。 弱酸 HCOOH HClO 电离平衡常数/25℃ ， ①在相同浓度的HCOOH和HClO的溶液中，溶液导电能力：HCOOH HClO(填“>”“<”或“=”，下同)；在相同浓度的和的溶液中，结合的能力 。 ②的电离平衡常数表达式为 。 ③将少量气体通入NaClO溶液中，写出该反应离子方程式 。 综合应用 11．常温下，，向某含有的酸性废液中加入一定量后，再通入生成沉淀，始终保持饱和，即，体系中［，X为、或，单位为］与关系如图，下列说法错误的是 A．的数量级为 B．B点溶液的pH为2 C．②中X为 D． 12．已知亚硫基二乙酸[S()，用代替]是一种二元弱酸，常用作抗氧剂，并应用于工业上生产硫代酯类抗氧剂。室温下，改变亚硫基二乙酸溶液的pH，测得溶液中的[或]随变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．曲线表示的变化情况 B．亚硫基二乙酸的第一步电离平衡常数的数量级为 C．用固体调，点溶液中： D．室温下，点对应溶液的为3.02 13．常温下，在“”水溶液体系中三种含硫微粒的物质的量分数随溶液pH变化关系如图所示。下列说法不正确的是 已知：CuS的，HgS的 A．为 B．含的和的盐酸的混合溶液中存在： C．的溶液中含硫微粒大小关系： D．向含和均为0.1mol/L的溶液中滴加饱和溶液（约0.1mol/L），可使CuS沉淀和HgS沉淀分离 14．某小组研究体系，绘制图如下所示，[A]表示微粒A的平衡浓度，其中表示、或者，b、c是曲线交点。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ表示关系 B．的数量级为 C．交点b符合 D．交点c符合 15．实验室通过下列过程制取草酸亚铁晶体： 已知：、。下列说法不正确的是 A．的溶液中： B．“酸化”后的溶液中： C．“沉淀”后的上层清液中： D．水洗后，再用乙醇洗涤有利于晶体快速干燥 拓展培优 16．25℃时，四种酸的电离平衡常数如表所示。 化学式 名称 醋酸 次氯酸 亚磷酸 碳酸 电离平衡常数 回答下列问题： （1）浓度均为0.1的、、溶液中，由大到小的排列是 。(用化学式表示) （2）A．、B．、C．结合的能力由大到小的顺序是 (填字母)，向溶液中通入少量，反应的离子方程式为 ； （3）常温下将的，溶液和的溶液混合，充分混合后所得溶液的，则溶液与溶液的体积比为 ； （4）亚磷酸()为二元酸，具有较强的还原性，是 (填“酸式盐”“碱式盐”或“正盐”)，亚磷酸的第二步电离平衡常数表达式 。 （5）常温下，0.1的溶液加水稀释的过程中，下列表达式的数值变大的是___________(填字母)。 A． B． C． D． （6）体积为10、的醋酸溶液与一元酸分别加水稀释至1000，稀释过程变化如图，则的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”，下同)醋酸的电离平衡常数。稀释后，溶中水电离出来的 醋酸溶液中水电离出来的。 17．乙二酸(，俗名草酸)是一种二元弱酸，广泛分布于植物、动物和真菌体内。 （1）乙二酸的电离方程式为 。 （2）常温下，向草酸溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中三种微粒的物质的量分数与溶液的关系如图所示。(注：曲线1代表、曲线2代表、曲线3代表。) ① 。 ②c点的 。 （3）某化学探究小组以草酸溶液与酸性高锰酸钾溶液反应为载体，利用色度传感器(检测溶液颜色的变化)探究草酸浓度对反应速率的影响。测得实验Ⅰ~Ⅲ的溶液透光率-时间曲线如下所示。 注：溶液透光率可表征溶液颜色的深浅。颜色越浅，透光率越大。 ①实验Ⅰ~Ⅲ中草酸浓度最大的一组是 (填“Ⅰ”“热”或“Ⅲ”)。 ②a点和b点的速率大小关系：v(a) 填“>”“<”或“=”)。从影响化学反应速率的因素看，该反应的反应速率，除受浓度影响外，还可能受 、 的影响。 18．二氧化碳的捕集和利用是寻找双碳解决之策最重要的部分。 （1）室温下在1L的KOH溶液中通入，溶液中含碳物种的浓度(不考虑通入所引起的溶液体积变化和的挥发)。已知：电离常数分别为、。 ①KOH恰好完全转化为时，溶液中所含离子浓度由小到大的顺序为 ， (用含碳微粒和氢离子浓度表示)。 ②若吸收0.1mol，则溶液中 (填“>”“<”或“=”)，原因是 (用必要的计算数据和文字说明)。 ③(草木灰)与铵态氮肥不能混合施用，其原因是 。(用文字说明) ④常温下，溶液的，则该溶液中 。 （2）肼()为二元弱碱，在水中的电离与氨类似。常温下，的第一步电离平衡：   ①第二步电离平衡方程式为 。 ②反应的平衡常数 。 （3）常温时，用的NaOH溶液滴定二元酸溶液。溶液中，pH、分布系数随滴加V(NaOH)的变化关系如图所示。[比如的分布系数：]。 ①常温时，用酚酞作d点的指示剂时，溶液颜色的变化为 。 ②常温时，滴定至时，假设浓度为1，则 。 19．回答下列问题。 （1）已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8，若氨水的浓度为2.0 mol·L-1，溶液中的c(OH-)= mol·L-1，将SO2通入该氨水中，当c(OH-)降至1.0×10-7 mol·L-1时，溶液中的= 。 （2）CO2是一种廉价的碳资源，可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH=13，CO2主要转化为 (写离子符号)；若所得溶液c(HC)∶c(C)=2∶1，溶液pH= 。(室温下，H2CO3的K1=4×10-7，K2=5×10-11) （3）已知水在25 ℃和95 ℃时的电离平衡曲线如图所示： 25℃时水的电离平衡曲线应为 (填“A”或“B”)；若在B点温度下，盐酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1，则由水电离产生的c(H+)= mol·L-1；25 ℃时，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为 。 （4）已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O+H+　Ka1，HC2OC2O+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，则常温下：Ka1= 、Ka2= ，pH=2.7时，溶液中= 。 （5）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写出亚磷酸的第一步电离方程式： 。 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= 。 20．25℃时，电离常数： 化学式 电离常数    请回答下列问题： （1）下列哪些措施能够使醋酸溶液中增大 。 A．通入HCl气体　　　B．加入NaOH固体　　　C．加入固体 （2）常温时的醋酸溶液中由水的电离为 mol/L。 （3）25℃时，与的混合溶液，若测得混合液，则溶液中， 。 （4）25℃时，将的醋酸与氢氧化钠等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离常数为 。 （5）根据上表中的电离平衡常数，写出溶液中加入过量的醋酸时，发生反应的离子方程式： 。 （6）取等体积的pH均为a的醋酸和碳酸两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液恰好中和，消耗的NaOH溶液的体积分别为，，则大小关系为： (填“>”、“＜”或“=”)。 （7）常温下，某研究性学习小组设计了如下方案证明醋酸为弱电解质，你认为方案可行的是 (填序号) ①配制一定量的0.10mol/L溶液，然后测溶液的pH，若pH大于1，则证明醋酸为弱电解质。 ②用醋酸溶液和盐酸做导电性实验，若醋酸溶液导电性弱，则证明醋酸为弱电解质。 ③将pH=2的溶液加水稀释100倍后，若pH>4，则证明醋酸为弱电解质。 ④配制一定量的溶液，测其pH，若pH大于7，则证明醋酸为弱电解质。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 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 第二节 弱电解质的电离平衡 第2课时 电离平衡常数 教学目标 1. 构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化，从化学平衡常数角度理解电离平衡常数的表达式及影响因素。 2. 通过分析、推理等方法认识电离平衡常数、电离度的意义，建立电离平衡常数的表达式书写、计算和“强酸制弱酸”的思维模型。 重点和难点 平衡常数的应用，平衡常数的计算，利用平衡常数比较酸性强弱 ◆知识点一 电离平衡常数的概念与表达式 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表示(酸用Ka，碱用Kb)。 2．电离平衡常数的表示方法 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 特别提醒 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. 即学即练 1．常温下，的溶液加水稀释时，下列表达式的数据变小的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．稀释时，NH3·H2O电离程度增加，n(OH-)增大，A错误； B．根据电离常数Kb=，可得，稀释时减小，Kb不变，因此比值增大，B错误； C．Kb=，加水稀释促进NH3·H2O电离，所以n()减小，n(OH-)增大，增大，减小，C正确； D．为水的离子积Kw，常温下为定值，D错误； 故选C。 2．下列说法正确的是 A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．大的酸溶液中一定比小的酸溶液中的大 D．的电离常数表达式为 【答案】B 【解析】A．对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数是温度的函数，只与温度有关，与溶液浓度无关，故A错误； B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，电解质越弱电离平衡常数越小，故B正确； C．酸溶液中既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，大的酸溶液中不一定比小的酸溶液中的大，故C错误； D．碳酸是分步电离的，第一步电离常数的表达式为，第二步电离常数的表达式为，故D错误； 选B。 3．概念 （1）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。 （2）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 的乘积，与溶液中未电离 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。 （3）表达式 （1）一元弱酸的电离常数() 例如，醋酸溶液中存在电离平衡： ，则电离平衡常数表达式为 。 （2）一元弱碱的电离常数() 例如，氨水中存在电离平衡： ，则电离平衡常数表达式为 。 （3）多元弱酸的电离常数(、等) 例如，碳酸溶液中存在电离平衡： ，则电离平衡常数表达式为 ， 。 【答案】（1） 离子浓度 （2） 分子 （3）． 、 【解析】3．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。答案为：离子浓度、分子； （1）醋酸是弱酸，为弱电解质，水溶液中存在电离平衡，电离的离子方程式为：；则电离平衡常数表达式为； （2）一水合氨是弱电解质，氨水中存在电离平衡：；电离平衡常数表达式为； （3）碳酸是弱电解质，多元弱酸分步电离，碳酸溶液中存在电离平衡：、；电离平衡常数表达式为，； ◆知识点二 电离常数的影响因素 1. 内因：弱电解质本身的性质。 弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。电离平衡常数越大，电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。 2. 外因：电离平衡常数只跟温度有关，温度升高，电离平衡常数增大。 特别提醒 常数只与温度有关。多元弱酸分布电离，电离平衡常数Ka1>>Ka2 即学即练 1. 醋酸溶液中存在电离平衡：，下列叙述不正确的是 A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大 B．的溶液加水稀释，溶液中增大 C．溶液中加少量的固体，平衡逆向移动 D．时，向某的溶液加入少量冰醋酸，该溶液的、电离常数和电离程度都减小 【答案】D 【解析】A．醋酸的电离是一个吸热过程，升高温度，醋酸的电离平衡向正反应方向移动，醋酸的电离常数增大，A正确； B．的溶液加水稀释，醋酸的电离程度增大，醋酸电离产生的n(H+)增大，n(CH3COOH)减小，溶液中=增大，B正确； C．溶液中加入少量的固体，固体溶解后，溶液中c(CH3COO-)增大，平衡向逆反应方向移动，C正确； D．时，向某的溶液加入少量冰醋酸，c(CH3COOH)增大，电离程度减小，但溶液中c(H+)增大，该溶液的减小，由于温度不变，所以电离常数不变，D不正确； 故选D。 2. 按要求回答下列问题： （1）已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡： HSO+H2O H2SO3+OH-　① HSO H++SO　② 向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中加入少量NaOH固体，则 (填“增大”“减小”或“不变”)。 （2）氯常用作饮用水的杀菌剂，且HClO的杀菌能力比ClO-强。 25 ℃时氯气—氯水体系中存在以下平衡关系： Cl2(g) Cl2(aq)　① Cl2(aq) + H2OHClO + H+ + Cl-　② HClOH+ + ClO-　③ 其中Cl2(aq)、HClO和ClO-分别在三者中所占分数(α)随pH变化的关系如图所示。 ①写出上述体系中属于电离平衡的平衡常数表达式：K= ， 由图可知该常数值为 。 ②用氯处理饮用水时，夏季的杀菌效果比冬季 (填“好”或“差”)。 【答案】（1）增大 （2） 10−7.5 差 【解析】（1）向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中加入少量氢氧化钠固体，氢氧根浓度增加，氢离子浓度减小，因此增大。 （2）①上述电离平衡的是HClOH+ + ClO-，其平衡常数表达式为K=，根据图中pH=7.5时，次氯酸和次氯酸根的浓度相等，因此该常数值为K=； ②用氯处理饮用水时，由于夏季温度高，氯气在水中溶解度小，即(溶解)平衡①逆向移动，Cl2(aq)浓度减小，使得(化学平衡)②逆向移动，溶液中的次氯酸浓度小，因此夏季的杀菌效果比冬季差。 3．在溶液中存在电离平衡：，关于该电离平衡的叙述正确的是 A．加入少量纯，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大 B．加入少量溶液，平衡正向移动，电离平衡常数增大 C．加入少量盐酸，平衡逆向移动，溶液中减小 D．加热时，平衡正向移动，溶液减小，电离平衡常数增大 【答案】D 【解析】A．加入少量纯，相当于增大反应物浓度，平衡正向移动，醋酸电离程度减小，故A错误； B．加入少量NaOH,消耗氢离子，使得平衡正向移动，因平衡常数只与温度有关，所以不变，故B错误； C．加入少量盐酸相当于增大生成物浓度，平衡逆向移动，因为引入氢离子，所以增大，故C错误； D．弱电离为吸热过程，升温使电离平衡右移，增大，pH减小，平衡常数增大，故D正确； 故选D。 ◆知识点三 电离平衡常数的意义 1. 意义 电离平衡常数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，酸性（或碱性）越强。 2. 实例 下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则酸性强弱顺序为：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞＞HS 酸 CH3COOH H2CO3 H2S 电离常数 K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 3. 利用电离平衡常数，可以判断复分解反应能否发生，以及确定产物（“强酸制弱酸”）。 易错提醒 相同温度下，K值越大，酸性越强。 根据强制弱书写化学方程式和离子方程式。 即学即练 1．下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数： 弱酸 电离平衡常数 则下列说法中不正确的是 A．碳酸的酸性强于氢硫酸 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量溶液，弱酸的电离平衡常数不变 【答案】D 【解析】A．弱酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。所以酸性：碳酸比氢硫酸的酸性强，A正确； B．多元弱酸一级电离产生的氢离子会抑制二级电离，所以多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确； C．醋酸是一元弱酸，在溶液中存在电离平衡： 2. 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 【解析】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。 ◆知识点四 电离度（拓展内容） 1．定义：弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。 2．意义：电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率。 特别提醒 电离度=； 相同溶度情况下，电离度表示电离得越多，酸性越强。 即学即练 1. 常温下0.1mol/L 氨水pH为11，则下列说法中不正确的是 A．此溶液中NH3∙H2O 在常温下的电离度约为1% B．若向此溶液中通入少量氨气，NH3∙H2O电离平衡正向移动，水的电离平衡逆向移动 C．若向其中加入pH为11的NaOH溶液，NH3∙H2O电离平衡不移动，但n(NH)减小 D．若向其中加入少量水，溶液中n(H+)增大 【答案】C 【分析】常温下0.1mol/L氨水pH为11，即，则，据此解答。 【解析】A．根据电离方程式建立三段式： ， 则此溶液中NH3∙H2O 在常温下的电离度约为：，A正确； B．若向此溶液中通入少量氨气，即的浓度增大，电离平衡正向移动，溶液碱性增强，对水的电离的抑制程度增大，则水的电离平衡逆向移动，B正确； C．向其中加入pH为11的NaOH溶液，溶液体积增大，减小，电离平衡正向移动，增大，C错误； D．若向氨水中加入少量水，将促进电离，但电离增大程度小于溶液体积增大程度，导致溶液中c(OH-)减小，温度不变，离子积常数不变，则溶液中c(H+)增大，溶液体积也增大，所以溶液中n(H+)增大，D正确； 故选C。 2. 常温下，将0.2 mol∙L-1氨水加水稀释，稀释过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法错误的是 已知： ①电离度=； ②常温下，； ③。 A．的电离方程式为 B．a点对应溶液中，氨水的电离度约为 C．往b点对应溶液中，滴入紫色石蕊试液，可观察到溶液由紫色变为蓝色 D．c点对应溶液中，所含微粒共有4种 【答案】D 【解析】A．为弱电解质，在水溶液中发生部分电离，电离方程式为，A正确； B．a点对应溶液中，c(OH-)≈=6×10-3.5mol∙L-1，氨水的电离度约为=，B正确； C．b点对应溶液呈碱性，滴入紫色石蕊试液，溶液由紫色变为蓝色，C正确； D．c点对应溶液中，所含微粒为NH3、H2O、、、H+、OH-，共有6种，D错误； 故选D。 3. 下列图示中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.7×10－5 mol·L－1)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3 mol·L－1)在水中的电离度与浓度关系的是 A． B． C． D． 【答案】B 【分析】同一种弱电解质的浓度越小，弱电解质电离度越大；相同浓度的弱电解质电离常数越大，弱电解质电离度越大。 【解析】A．相同浓度的弱电解质电离常数越大，弱电解质电离度越大，乙的电离度大于甲，A不符合题意； B．同一种弱电解质浓度越小，弱电解质电离度越大，甲、乙两种电离度均随着浓度增大而减小；相同浓度的弱电解质电离常数越大，弱电解质电离度越大，乙的电离度大于甲，B符合题意； C．同一种弱电解质浓度越小，弱电解质电离度越大，甲、乙两种电离度均随着浓度增大而减小，C不符合题意； D．同一种弱电解质浓度越小，弱电解质电离度越大，甲、乙两种电离度均随着浓度增大而减小，D不符合题意； 故答案选B。 一、电离平衡常数的意义 电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。对于弱酸，一定温度下，K值越大，酸性越强；对于弱碱，一定温度下，K值越大，碱性越强。 实践应用 1．以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：    下列说法正确的是 A．可发生反应： B．溶液与溶液不能反应生成 C．的电离平衡常数表达式为： D．同物质的量浓度的、、溶液，酸性最强的是 【答案】D 【解析】A．次氯酸根具有强氧化性，与H2S反应时发生的是氧化还原反应，H2S被氧化，A错误； B．少量醋酸和Na2S溶液反应可以生成NaHS，B错误； C．H2S是弱酸，分步电离，且Ka1= ，C错误； D．根据电离平衡常数可知酸性强弱为：CH3COOH＞H2S＞HClO＞HS-，所以同物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH，D正确； 故选D。 2．常温下，某些一元弱酸的电离常数如表所示： 弱酸 电离常数 则的下列溶液中，最大的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】相同温度下，已知四种一元弱酸的电离常数越大，则酸性越强，同浓度时，电离的越大； 故选A。 3．常温下，某些一元弱酸的电离常数如表所示。 弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2 电离常数 6.4×10-10 6.4×10-4 1.8×10-5 5.0×10-4 已知：①； ②不考虑溶液混合时体积和温度的变化。 回答下列问题： （1）HF在水中的电离方程式为 （2）酸性：HCN (填“”“”或“”)HNO2。 （3）常温下，将10mL0.2mol/L的CH3COOH溶液加水稀释至100mL： ①稀释过程中溶液的pH随溶液体积变化的曲线正确的是 (填标号)。        C ②稀释过程中，下列各项始终保持减小趋势的是 (填标号)。 A．    B．Kw×c(OH-)    C．    D． ③常温下，0.02mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度 %。 （4）常温下，准确量取20.00mL0.1mol/LHNO2溶液： ①0.1mol/LHNO2溶液中，各离子浓度由大到小的顺序为 。 ②若向未知体积0.1mol/L的HNO2溶液中滴加等体积一定浓度的稀硫酸，测得混合溶液中的c(H+)=0.02mol/L，则混合溶液中= 。 【答案】（1）HFH++F-或HF+H2OH3O++F- （2）＜ （3）A AC 3.0 （4）c(H+)＞c()＞c(OH-) 2.5 【解析】（1）HF为弱电解质，在溶液中部分电离，其电离方程式为：HFH++F-或HF+H2OH3O++F-，故答案为：HFH++F-或HF+H2OH3O++F-； （2）已知Ka越大，对应酸的酸性越强，结合题干数据可知，Ka(HCN)＜Ka(HNO2)，故酸性：HCN＜HNO2，故答案为：＜； （3）常温下，将10mL0.2mol/L的CH3COOH溶液加水稀释至100mL： ①由题干数据可知，常温下Ka(CH3COOH)=1.8×10-5，则0.2mol/L的醋酸溶液中有：Ka==解得c(H+)==6.0×10-3.5mol/L，此时溶液pH=-lgc(H+)=-lg(6.0×10-3.5)=3.5-0.3-0.5=2.7，同理0.02mol/L的CH3COOH溶液中，Ka==解得c(H+)==6.0×10-4mol/L，此时溶液pH=-lgc(H+)=-lg(6.0×10-4)=4-0.3-0.5=3.2，故稀释过程中溶液的pH随溶液体积变化的曲线正确的是A，故答案为：A； ②A．稀释过程中，c(CH3COO-)、c(H+)均减小，但随着稀释程度增大，水的电离程度越大，即c(CH3COO-)减小速率大于c(H+)的减小速率，故随着稀释进行而减小，A符合题意； B．稀释过程中，c(H+)减小，则c(OH-)增大，Kw不变，则Kw×c(OH-)增大，B不合题意； C．稀释过程中，c(H+)减小，则c(OH-)增大，Ka不变，则减小，C符合题意； D．稀释过程中，c(H+)减小，=增大，D不合题意； 故答案为：AC； ③常温下，0.02mol/L的CH3COOH溶液中， Ka==解得c(H+)==6.0×10-4mol/L，CH3COOH的电离度=3.0，故答案为：3.0； （4）①由题干表中数据可知，HNO2为弱酸，故0.1mol/LHNO2溶液中，各离子浓度由大到小的顺序为c(H+)＞c()＞c(OH-)，故答案为：c(H+)＞c()＞c(OH-)； ②若向未知体积0.1mol/L的HNO2溶液中滴加等体积一定浓度的稀硫酸，测得混合溶液中的c(H+)=0.02mol/L，则混合溶液中===2.5，故答案为：2.5。 2、 利用电离常数判断复分解反应的发生 先根据电离平衡常数判断酸的强弱，然后按照“较强酸制较弱酸”进行复分解反应。 实践应用 1. 25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.7×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 3.0×10－8 请回答下列问题： （1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为___________________。 （2）同浓度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________。 （3）将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的化学方程式： ______________________________________________________________________。 【答案】（1）CH3COOH>H2CO3>HClO （2）CO>ClO－>HCO>CH3COO－ （3）NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3 2. 下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则下列说法中不正确的是 A．碳酸的酸性弱于磷酸 B．将少量的气体通入NaClO溶液中反应离子方程式为 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 【答案】C 【解析】A．碳酸的Ka1小于磷酸的Ka1，所以碳酸的酸性弱于磷酸，故A正确； B．根据电离平衡常数，可知酸性，根据“强酸制弱酸”，将少量的气体通入NaClO溶液中生成碳酸氢钠和次氯酸，反应离子方程式为，故B正确； C．醋酸溶液中存在电离平衡：，常温下，加水稀释醋酸，减小，故C错误； D．平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变，故D正确； 选C。 3. H2S浓度过大会对鱼虾的养殖造成极大负面影响，可投入Na2CO3处理。碳酸和硫化氢的电离平衡常数如下表： Ka1 Ka2 H2S 1.3×10-7 7.0×10-15 H2CO3 4.2×10-7 4.8×10-11 该处理过程发生的离子方程式为(不定项) A．CO + H2S = H2CO3 + S2- B．CO+ 2H2S = H2CO3 + 2HS- C．CO+ H2S = HCO + HS- D．2CO+ H2S = 2HCO + S2- 【答案】C 【解析】分析表中氢硫酸、碳酸的电离常数知酸性：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS-，根据强酸制弱酸原理知H2S与足量的Na2CO3溶液反应生成碳酸氢钠和硫氢化钠，该反应的离子方程式为CO+ H2S = HCO + HS-，故C正确； 故选 C。 3、 电离平衡常数的计算 【计算模型】电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝ 实践应用 1．常温下水溶液体系中存在反应：，平衡常数为K。已知初始浓度，体系中所有含碳微粒摩尔分数随pH变化关系如图所示 [例如] 下列说法不正确的是 A．曲线III表示的变化情况 B．的电离平衡常数 C．时， D．时， 【答案】C 【分析】随着pH的增大，c(H+)减小，平衡正向移动，c(CH3COOH)减小、c(CH3COO-)增大，即CH3COOH的摩尔分数减小，CH3COO-的摩尔分数增大，同时，平衡正向移动，的摩尔分数增大，但当pH增大到一定程度时，部分Ag+转化为沉淀，平衡移动，的摩尔分数减小，CH3COO-的摩尔分数增大，故曲线Ⅰ代表CH3COOH的摩尔分数变化，曲线Ⅱ代表CH3COO-的摩尔分数变化，曲线Ⅲ代表的摩尔分数变化，据此分析解题。 【解析】A．根据分析，曲线Ⅲ表示的变化情况，故A正确； B．由图可知，当相等时(曲线Ⅰ和曲线Ⅱ的交点)，溶液的，则的电离平衡常数，故B正确； C．时，，根据的电离平衡常数知，，的平衡常数，则，由图可知时，，代入整理得，故C错误； D．时，根据原子守恒，溶液中，所以，故D正确； 故选C。 2．甲胺()是一元弱碱，性质与一水合氨相似。常温下，用盐酸滴定甲胺溶液，测得混合溶液中与的关系如图。下列说法正确的是 A．甲胺的电离方程式： B．b点时加入盐酸的体积为 C．随着盐酸的加入，溶液中水的电离程度先增大后减小 D．常温下，的电离平衡常数为 【答案】C 【解析】A．甲胺()是一种一元弱碱，性质与一水合氨相似，则甲氨电离方程式：，A错误； B．当加入盐酸的体积为时，甲胺和盐酸的物质的量相等，混合溶液中的溶质为强酸弱碱盐，溶液呈酸性，pH不为7，故b点对应加入的盐酸体积要小于20mL，B错误； C．随着盐酸的加入，溶液中的溶质逐渐由碱转化为盐，当盐酸过量时，溶质最终为盐和酸，酸、碱抑制水的电离而强酸弱碱盐促进水的电离，故溶液中水的电离程度先增大后减小，C正确； D．，将点b(3.1,7)代入，得Kb=，则常温下的电离平衡常数为，D错误； 故选C。 3．亚磷酸()为二元弱酸，分子结构是。时，某亚磷酸溶液中含磷微粒的浓度之和为，溶液中所有含磷微粒的与的关系如图所示。 已知：，下列说法正确的是 A．亚磷酸溶液中： B．水的电离程度： C．溶液时： D．反应的平衡常数 【答案】C 【分析】任何pH下，图中含磷物质均有3种，分别为H3PO3、H2PO和HPO，随着pH增大，c(OH-)逐渐增大，根据H3PO3+OH-=H2PO+H2O、H2PO+OH-=HPO+H2O，可知c(H3PO3)逐渐减小，c(H2PO)先增大后减小，c(HPO)逐渐增大，故pc(H3PO3)逐渐增大，pc(H2PO)先减小后增大，pc(HPO)逐渐减小，故曲线①表示c(HPO)，曲线②表示c(H2PO)，曲线③表示c(H3PO3)，据此分析解题。 【解析】A．亚磷酸溶液中溶液显电中性，则c(H+)=c(H2PO)+2c(HPO)+c(OH−)，A错误； B．pOH越大，氢离子浓度越大，水电离的抑制程度就越大，水的电离程度：x>y>z，B错误； C．pH=4时，pOH=10，由图可知，此时pc(H3PO3)=pc(H2PO)，即c(H3PO3)=c(H2PO)，而c(H3PO3)+c(H2PO)+c(HPO)=0.1 mol·L-1，故2c(H3PO3) +c(HPO)=0.1 mol·L-1，C正确； D．根据x点知，c(HPO)=c(H2PO)时，pOH=7.3，c(OH-)=10-7.3 mol/L，c(H+)=10-6.7 mol/L，则H3PO3的Ka2==c(H+)=10-6.7，根据z点知，c(H2PO)=c(H3PO3)，pOH=12.6，c(OH-)=10-12.6 mol/L，c(H+)=10-1.4 mol/L，则H3PO3的Ka1==c(H+)=10-1.4，由H3PO3 H2PO+H+减去H2POHPO+H+，可得H3PO3+ HPO H2PO，则平衡常数K===105.3，D错误； 故答案为：C。 4、 电离平衡常数的综合考查 1． 根据浓度商Q与K的相对大小可以判断电离平衡的移动 2． 根据K可以判断弱电解质的相对强弱； 3．根据电离平衡常数可以判断溶液中微粒浓度比值的变化情况； 4．根据电离平衡常数可以判断复分解反应能否发生。 实践应用 1. 常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 HF HClO 电离平衡常数 、 已知：。 下列说法正确的是 A．酸性强弱顺序是 B．物质的量浓度均为的NaF溶液和NaClO溶液，pH大小： C．常温下，物质的量浓度为的HClO溶液的pH约为4.7 D．溶液和NaClO溶液反应的离子方程式为 【答案】C 【解析】A．酸性强弱由K值决定，K越大，酸性越强。因此实际顺序为：HF>H2S>HClO，A错误； B．酸性越弱（K越小），其盐的水解能力越强，溶液碱性越强（pH越大）。HF的K大于HClO的，因此ClO−的水解能力比F−强，NaClO溶液的pH更大，B错误； C．弱酸pH的计算公式：pH=(pKa−lgc)==4.7，C正确； D．ClO−的强氧化性会进一步氧化HS−或H2S，题目给出的方程式未体现氧化还原过程，D错误； 故选C。 2．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1mol·L-1CH3COOH溶液、0.1mol·L-1HCOOH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，保持不变 【答案】D 【解析】A．甲酸的电离常数较大，酸性更强，故相同浓度的溶液中c(H+)：CH3COOH＜HCOOH，A错误； B．等体积等浓度的两溶液含CH3COOH、HCOOH(甲酸)的物质的量相等，过量Mg反应后产生H2体积相等，B错误； C．HCOOH为弱酸，与NaOH反应的离子方程式应为HCOOH+OH⁻=HCOO⁻+H2O，C错误； D．，稀释时Ka不变，故比值保持不变，D正确； 故选D。 3．已知常温下，几种物质的电离平衡常数，下列反应的离子方程式合理的是 弱酸 甲酸(HCOOH) HClO A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳： B．次氯酸钠溶液中通入足量二氧化硫： C．碳酸钠溶液中通入足量： D．纯碱溶液中滴加少量甲酸： 【答案】C 【分析】电离常数大，弱酸酸性强，由表中数据可知，酸性：H2SO3>HCOOH>H2CO3>>HClO>，酸与盐反应生成新的酸，需要满足强酸制弱酸的关系； 【解析】A．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳，由于酸性H2CO3>HClO>，应当生成碳酸氢根和次氯酸，故正确的离子方程式为ClO−+H2O+CO2=HClO+，故A不合理； B．次氯酸钠溶液中通入足量二氧化硫，发生氧化还原反应，且次氯酸根无剩余，正确的离子方程式为ClO−+SO2+H2O=2H++Cl−+，故B不合理； C．亚硫酸酸性强于碳酸，碳酸钠溶液中通入足量SO2，生成二氧化碳和亚硫酸氢根，选项所给离子方程式正确，故C合理； D．纯碱溶液中滴加少量甲酸，甲酸不足应生成碳酸氢根而不能生成CO2，正确的离子方程式为HCOOH+=HCOO−+，故D不合理； 故选C。 考点一 稀释问题 【例1】在一定温度下，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。 下列说法不正确的是 A．a、b、c三点对应的溶液中， c(H⁺)最大的是b B．向b点对应的溶液中加少量固体(温度变化忽略不计)，可使体系中 增大 C．在b→c过程中， 减小 D．a、b、c三点溶液用1mol/LNaOH溶液中和， 消耗NaOH 溶液体积的大小关系为a=b=c 【答案】C 【解析】A．醋酸溶液的导电能力强弱与溶液中c(H+)和c(CH3COO-)正相关，b点导电能力最强，则b点c(H⁺)最大，A项正确； B．醋酸溶液中存在，向溶液中加入固体，H+被消耗，c(H⁺)减小，平衡正向移动，增大，B项正确； C．在b→c过程中，c(H⁺)减小，电离平衡常数为定值， 则=，c(H⁺)减小，增大，C项错误； D．由稀释定律可知，醋酸溶液加水稀释时，溶液中醋酸的物质的量不变，中和能力不变，所以a、b、c三点溶液用等浓度的氢氧化钠溶液中和时，消耗氢氧化钠溶液的体积相同，D项正确； 答案选C。 解题要点 相同pH值情况下，稀释相同倍数，强酸pH变化快，弱酸pH变化慢。 纯净的酸，是以分子的形式存在，此时没有导电性。随着水的加入，酸开始电离，导电能力增强；后续随着体积的增加又会使离子浓度降低，导电能力又开始减弱。 【变式1-1】常温下，向0.1mol·L-1溶液加水稀释的过程中，下列数据变大的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】A．溶液加水稀释过程中，水解平衡正向移动，溶液体积增大，但浓度减小，A错误； B．常温下，，结合选项A可知减小，由此可知增大，B正确； C．，温度不变，不变，C错误； D．溶液加水稀释过程中，促进水解，，的物质的量不变，的物质的量减小，则减小，D错误； 答案选B。 【变式1-2】常温下，关于如下甲、乙、丙、丁四个烧杯中溶液的比较，其中正确的是 甲 10mL pH=2盐酸溶液 乙 甲中溶液加水稀释到100mL 丙 10mL pH=2醋酸溶液 丁 丙中溶液加水稀释到100mL A．pH：乙<丁 B．：甲>丁 C．：甲=丙 D．中和NaOH的能力：乙>丙 【答案】C 【解析】A．甲和丙分别是等体积、等pH的盐酸和醋酸溶液，均稀释10倍，由于醋酸电离平衡正向移动，故稀释后pH比盐酸稀释后小，故pH：乙>丁，故A错误； B．只与温度有关，甲和丁温度都是常温，故都为，故B错误； C．甲和丙是pH都为2的酸溶液，故c(OH-)===，故C正确； D．乙通过甲稀释得到，乙中和碱的能力与甲相同，甲和丙分别是等体积、等pH的盐酸和醋酸溶液，由于丙是醋酸，部分电离，故中和碱的能力丙更大，故中和NaOH的能力：乙<丙，故D错误； 答案选C。 考点二 强酸与弱酸相对比较 【例2】常温下，向pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液中分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．常温下，b、c两点对应的酸的电离常数 B．将常温下c、e两点对应的溶液升高至50℃， C．等浓度的三种钠盐溶液的pH：pH(NaA)>pH(NaB)>pH(NaC) D．等体积的b、d两点对应溶液消耗等浓度的NaOH溶液： 【答案】D 【分析】弱酸加水稀释，根据“越弱越电离”，若稀释相同倍数，酸性越弱pH变化越小，根据图像，稀释1000倍，HA的pH增大3、HB的pH增大2、HC的pH增大1，则HA是强酸；HB、HC是弱酸，且酸性HB>HC。 【解析】A. 常温下，酸性HB>HC，所以b、c两点对应的酸的电离常数，故A错误； B. c、e两点pH相等，根据电荷守恒，则c(A-)=c(B-)；HA是强酸，升高温度，A-的浓度不变，HB是弱酸，升高温度，电离平衡正向移动，B-的浓度增大，将常温下c、e两点对应的溶液升高至50℃，，故B错误； C. HA是强酸；HB、HC是弱酸，且酸性HB>HC，根据“越弱越水解”，等浓度的三种钠盐溶液的pH：pH(NaA)<pH(NaB)<pH(NaC)，故C错误； D. b点溶液中HC的浓度是d点的100倍，等体积的b、d两点对应溶液，b点HC的物质的量是d点的100倍，所以b点消耗氢氧化钠的物质的量是d点的100倍，则消耗等浓度的NaOH溶液，故D正确； 选D。 解题要点 强酸完全电离，弱酸部分电离。强酸电离出来的氢离子与可以电离出来的氢离子相同；弱酸电离出来的氢离子小于可以电离出来的氢离子。随着反应的进行或者稀释，电离出来的氢离子会增加。 【变式2-1】25℃时，pH=3的盐酸和醋酸溶液各1mL分别加水稀释，溶液导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法不正确的是 A．曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程 B．分别将a、b点溶液与镁条反应，a点溶液的起始速率与b点相等 C．b点溶液中和氢氧化钠的能力强于a点溶液 D．将a、b两点所示溶液加热至30℃，的值变小 【答案】B 【分析】盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，相同温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液，醋酸浓度较大；溶液稀释时，醋酸进一步电离，其溶液中离子浓度大于盐酸的离子浓度，故II应为醋酸稀释时的导电能力变化曲线， 【解析】A．由pH相同的酸稀释相同倍数时I的导电能力变化大，可知曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程，A正确； B．导电能力越强，氢离子浓度越大，与镁条反应越快，溶液中c(H+)的大小关系为a<b，a点溶液的起始速率比b点慢，B错误； C．等pH时醋酸的物质的量浓度大，由图可知b点氢离子浓度大，则b点溶液中和氢氧化钠的能力强于a点溶液，C正确； D．pH=3时，c(Cl-)=c(CH3COO-)，稀释相同倍数至a、b两点时，n(Cl-)不变、n(CH3COO-)增大，加热可促进醋酸的电离使n(CH3COO-)增大，n(Cl-)仍不变，溶液体积相同，则将a、b两点所示溶液加热至30℃，的值变小，D正确； 故选B。 【变式2-2】常温下，下列说法正确的是 A．、、、在的溶液中能够大量共存 B．将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，溶液的 C．0.1mol·L-1的盐酸中由水电离的与之比为 D．可用干燥的pH试纸测定的次氯酸溶液的pH 【答案】A 【解析】A．的溶液为强酸性溶液，、、、、之间均不反应，可以大量共存，A正确； B．将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，因醋酸的电离平衡正向移动，使得mol·L-1，溶液的，B错误； C．同一溶液中水电离的与相等，C错误； D．次氯酸溶液具有漂白性，会影响pH试纸的颜色变化，不能用pH试纸测定次氯酸溶液的pH，D错误； 故选A。 考点三 综合题 【例3】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Ka 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．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HZ产生的H2最多 D．1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数 【答案】B 【解析】A．相同温度下，酸的电离常数越大，则酸的电离程度越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ>HY>HX，A错误； B．由A知，HZ的酸性大于HY，根据强酸制取弱酸知，HZ+Y-=HY+Z-能发生，B正确； C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HX产生的H2最多，C错误； D．相同温度下，同一物质的电离平衡常数不变，D错误； 故选B。 解题要点 根据K的大小判定酸性强弱，判定复分解反应的正确性。 对比强弱酸的特点，判定消耗酸碱的用量问题。 【变式3-1】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。 【解析】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3-2】．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 【解析】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。 基础达标 1．下列电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．是强电解质，在水中完全电离为K⁺和，电离方程式无需标注“通电”条件，应直接写为，A错误； B．H2S为二元弱酸，分步电离，以第一步电离为主，电离方程式为H2SH++HS-，B错误； C．NH3·H2O为弱电解质，应用可逆符合，电离方程式为NH3·H2O+OH-，C正确； D．NaClO是强电解质，在水中完全电离为Na⁺和ClO⁻，ClO⁻是整体离子，电离方程式，D错误； 故选C。 2．关于CO2和SO2的下列说法中，正确的是 A．由推知，可发生反应： B．澄清石灰水和酸性KMnO4溶液均可以区分CO2和SO2 C．可用饱和Na2CO3溶液除去CO2中少量的SO2 D．分子的球棍模型： 【答案】A 【解析】A．由可知碳酸的酸性比亚硫酸氢根强，因此亚硫酸根离子可以与碳酸发生反应生成碳酸氢根离子和亚硫酸氢根离子，A正确； B．澄清石灰水与二氧化碳和二氧化硫反应均生成白色沉淀，无法区分，酸性高锰酸钾溶液能被二氧化硫还原而褪色，而二氧化碳不能和酸性高锰酸钾溶液反应，因此可以区分两者，B错误； C．Na2CO3与CO2和SO2都反应生，不可用饱和Na2CO3溶液除去CO2中少量的SO2，C错误； D．CO2空间构型为直线型，D错误； 故选A。 3．在常温下，有关下列4种溶液的叙述不正确的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液 醋酸 盐酸 氨水 氢氧化钠溶液 pH 3 3 11 11 A．4种溶液中由水电离出的c(H+)均为1×10-11mol/L B．等体积的溶液①和②分别与足量锌充分反应，溶液①产生氢气更多 C．将等体积的溶液③和④分别与同浓度的盐酸溶液反应时，消耗的体积相同 D．①和④等体积混合后，溶液呈酸性 【答案】C 【解析】A．酸溶液中氢氧根离子来自水的电离，碱溶液中氢离子来自水的电离，由pH可知四种溶液中水电离c(H+)均为1×10-11mol/L，A正确； B．等pH值得强酸和弱酸，弱酸因不完全电离，因此弱酸浓度大于强酸，等体积时，醋酸的物质的量大于盐酸，与足量锌反应生成的氢气醋酸多，B正确； C．③和④的pH均为11，c(OH-)均为10-3mol/L，③是氨水属于弱碱，部分电离，氨水浓度大于NaOH浓度，将等体积的溶液③和④分别与同浓度的盐酸溶液反应时，氨水消耗的NaOH体积多，C错误； D．①是醋酸属于弱酸，部分电离，④是NaOH溶液，属于强碱，全部电离，二者等体积混合后，醋酸过量，溶液呈酸性，D正确； 答案选C。 4．已知：25℃时Ka(CH3COOH)=1.8×10-5、Ka(HA)=1.0×10-10。该温度下，下列说法正确的是 A．中和相同物质的量的CH3COOH和HA溶液，消耗的NaOH不相同 B．等体积pH=4的CH3COOH和HA加水稀释至pH=5，前者需加更多的水 C．等浓度的CH3COOH酸性大于HA D．CH3COOH和A-可以大量共存 【答案】C 【解析】A．根据反应方程式：CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O、HA+NaOH=NaA+H2O可知，中和相同物质的量的CH3COOH和HA溶液，消耗的NaOH相同，A错误； B．由题干信息可知，Ka(CH3COOH)＞Ka(HA)，故等体积pH=4的CH3COOH和HA加水稀释至pH=5，后者需加更多的水，B错误； C．由题干信息可知，Ka(CH3COOH)＞Ka(HA)，故等浓度的CH3COOH酸性大于HA的，C正确； D．由题干信息可知，Ka(CH3COOH)＞Ka(HA)，CH3COOH+A-=CH3COO-+HA，故CH3COOH和A-不可以大量共存，D错误； 故答案为：C。 5．已知常温下，。下列叙述错误的是 A．向溶液中加入一定量的盐酸时，平衡逆向移动，变小 B．中和等体积、等物质的量浓度的HCOOH溶液和溶液，所需氢氧化钠的物质的量相同 C．溶液和溶液相比，后者大 D．溶液与溶液相比，前者浓度大 【答案】A 【解析】A．电离常数与温度有关，温度不变，不变，A项错误； B．中和等体积、等物质的量浓度的HCOOH溶液和溶液，所需氢氧化钠的物质的量相同，B项正确； C．弱酸越稀越电离，两溶液中溶质物质的量相等，后者溶液稀，酸的电离程度更大，更大，C项正确； D．电离常数越大，弱电解质越易电离，溶液与溶液相比，前者浓度大，D项正确。 故选A。 6．某温度下，等体积、相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的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．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的的物质的量相同 C．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 D．分别加入足量的锌粉充分反应后，两溶液中产生的一样多 【答案】C 【分析】等体积、相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，稀释过程中醋酸电离平衡正向移动，因此溶液中的变化量低于盐酸，由此可知曲线I表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线。 【解析】A．由上述分析可知，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，故A项错误； B．由于醋酸为弱电解质，等pH的两溶液中，因此取等体积的a点、b点对应的溶液，恰好中和时消耗的NaOH的物质的量：，故B项错误； C．由于，因此导电能力：b>c，故C项正确； D．等体积、c(H+)相同的盐酸和醋酸溶液中，醋酸的物质的量远大于盐酸的物质的量，因此分别加入足量的锌粉充分反应后，两溶液中产生的H2的物质的量：醋酸大于盐酸，故D项错误； 故答案为C。 7．Ⅰ．已知： HF 电离平衡常数（25℃） （1）常温下，0.1mol/L溶液加水稀释过程中，下列数据变大的是 （填标号）。 A．    B．    C．    D．    E． （2）常温下用溶液作捕捉剂不仅可以降低碳排放，还可得到重要化工产品纯碱。某次捕捉后得到的纯碱溶液，则溶液中 。 （3）在溶液加入过量溶液的离子反应方程式为 。 Ⅱ．时，将，体积均为的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释至，随加水量的变化如图所示。 （4）a、c两点溶液的导电能力强弱关系为a c（填“>”或“<”或“=”）。 （5）用等浓度的溶液和、处溶液完全反应，消耗溶液的体积大小关系为a b（填“>”或“<”或“=”）。 【答案】（1）BD （2）0.47 （3） （4）> （5）< 【解析】（1）A．醋酸稀释浓度减小，导致减小；     B．，醋酸稀释浓度减小，减小，则比值增大；    C．=Kw，温度不变，值不变；     D．，稀释氢离子浓度减小，比值增大；    E．=Ka，温度不变，值不变； 故选BD； （2）的纯碱溶液，则溶液中； （3）由表数据，酸性大于HF大于，则在溶液加入过量溶液反应生成HF和，离子反应方程式为； （4）盐酸为强酸，稀释过程盐酸浓度减小，氢离子、氯离子浓度减小，使得溶液导电性减弱，故：a、c两点溶液的导电能力强弱关系为a<c。 （5）醋酸为弱酸，，体积均为的盐酸和醋酸溶液中，醋酸浓度远大于盐酸，则等浓度的溶液和、处溶液完全反应，消耗溶液的体积大小关系为a<b。 8．氯乙酸(，一元弱酸)是染料、医药、农药、树脂等有机合成的中间体。常温下，电离常数，。回答下列问题： （1）氯乙酸在水中的电离方程式为 。 （2）相同浓度的氯乙酸、醋酸两种溶液，溶液中水电离出的：氯乙酸 醋酸(填“>”“<”或“=”)。 （3）恒温下加入少量NaOH溶液时，溶液中将 (填“变大”“变小”或“不变”，下同)，将 。 （4）已知：弱酸HA的电离度，当溶液的pH=1.86时，的电离度，则x= 。 【答案】（1） （2）< （3）变小 不变 （4）11 【解析】（1）氯乙酸在水中的电离方程式为。 （2），表明氯乙酸酸性强于乙酸，氯乙酸电离的c(H+)大于乙酸，则氯乙酸溶液中水电离的c(H+)小于乙酸。 （3）加入NaOH，溶液中H+与OH-反应生成水，溶液中c(H+)减少；平衡常数只与温度有关，则加入NaOH后不变。 （4）由，则，解得x=11。 9．在常温时，三种酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.8×10−5 Ka1 = 4.5×10−7 Ka2 = 5.0×10−11 3.0×10−8 （1）保持温度不变，下列方法中可以使0.1mol·L−1 CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度增大的是_______(填序号)。 A．加入少量稀盐酸 B．加入少量CH3COOH(l) C．加入少量CH3COONa(s) D．加入少量Na2CO3(s) （2）常温下，加水稀释0.1mol·L−1 CH3COOH溶液，下列表达式的值一定变小是_______(填序号)。 A．c(H+) B． C．c(H+)·c(OH−) D． （3）常温下，将体积为10mL、初始pH = 2的CH3COOH溶液与一元酸HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中各溶液pH的变化如图所示，则HX属于 (填“强酸”或“弱酸”)，其酸性 (填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的酸性。当pH = 3时，CH3COOH溶液中由水电离出的c(H+)为 。 （4）H2CO3的第二步电离所对应的电离方程式为 。常温下反应CH3COOH(aq) + (aq)=CH3COO-(aq) + (aq)的平衡常数K的值为 (用科学记数法表示)。 （5）常温下向NaClO溶液中通入少量CO2的离子方程式为 。 【答案】（1）D （2）A （3）弱酸 大于 1.0×10−11mol·L−1 （4） 3.6×105 （5）ClO− + H2O + CO2 =HClO + 【解析】（1）A．加入少量稀盐酸，氢离子浓度增大，抑制醋酸电离，不符合题意；     B．加入少量CH3COOH(l)，醋酸电离平衡正向移动，但是醋酸电离程度减小，不符合题意； C．加入少量CH3COONa(s)，醋酸根离子浓度增大，抑制醋酸电离，不符合题意；     D．加入少量Na2CO3(s)，碳酸根离子和氢离子反应，使得氢离子浓度减小，促进醋酸的电离，符合题意； 故选D； （2）A．加水稀释0.1mol·L−1 CH3COOH溶液，醋酸浓度减小，c(H+)减小，符合题意； B．，加水稀释，醋酸浓度减小，醋酸根离子浓度减小，比值增大，不符合题意； C．(H+)·c(OH−)=Kw，温度不变，水的电离常数不变，不符合题意； D．，加水稀释，氢离子浓度减小，比值增大，不符合题意； 故选A； （3）由图，将体积为10mL、初始pH = 2的一元酸HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释100倍，而pH变化小于2，则HX为弱酸，其pH变化情况大于醋酸，则酸性大于醋酸；当pH = 3时，CH3COOH溶液中由水电离出的； （4）H2CO3的第二步电离所对应的电离方程式为。常温下反应CH3COOH(aq) + (aq)=CH3COO-(aq) + (aq)的平衡常数3.6×105； （5）酸性碳酸大于次氯酸大于碳酸氢根离子，常温下向NaClO溶液中通入少量CO2反应生成次氯酸和碳酸氢根离子，离子方程式为ClO− + H2O + CO2 =HClO +。 10．回答下列问题。 （1）已知室温时，0.1某一元酸在水中有0.1%发生电离。 ①该溶液中 ，pH= 。 ②的电离平衡常数K= 。 （2）部分弱酸的电离平衡常数如下表。 弱酸 HCOOH HClO 电离平衡常数/25℃ ， ①在相同浓度的HCOOH和HClO的溶液中，溶液导电能力：HCOOH HClO(填“>”“<”或“=”，下同)；在相同浓度的和的溶液中，结合的能力 。 ②的电离平衡常数表达式为 。 ③将少量气体通入NaClO溶液中，写出该反应离子方程式 。 【答案】（1） 4 （2）> > 【解析】（1）①某一元酸在水中有0.1%发生电离，则该溶液中，pH=-lgc(H+)=4； ②根据电离平衡：，醋酸的电离程度很小，电离达到平衡时醋酸浓度几乎不变，氢离子和醋酸根离子浓度相等，则的电离平衡常数； （2）①已知：，，所以在相同浓度的和的溶液中，溶液中自由移动的离子浓度较大，溶液导电能力较强，即溶液导电能力：HCOOH>HClO；因>K2(H2CO3)=4.7×10−11，即酸性：HClO>，酸性越弱，其酸根离子结合的能力越强，则在相同浓度的和的溶液中，结合的能力>； ②碳酸氢根电离方程式为：，则的电离平衡常数表达式为； ③已知：，即酸性：>HClO>，根据“较强酸制较弱酸”的规律，将少量气体通入溶液中生成次氯酸和碳酸氢钠，该反应的离子方程式为：。 综合应用 11．常温下，，向某含有的酸性废液中加入一定量后，再通入生成沉淀，始终保持饱和，即，体系中［，X为、或，单位为］与关系如图，下列说法错误的是 A．的数量级为 B．B点溶液的pH为2 C．②中X为 D． 【答案】A 【分析】，故，即，当时，pH=5；随着增大，pH减小，c(H+)增大；、，又因Ka1>Ka2，故随着横坐标的增大，、均增大，当横坐标相同时，< ，故曲线①②③中的X分别对应、、c(Sn2+)。 【解析】A．由曲线②可知，当时，pH=5，故，数量级为10-8，A错误； B．由上述分析可知，B点横坐标为3，故pH=2，B正确； C．由上述分析可知曲线②中的X为，C正确； D．，当=0时，，代入数据得=10-25.04，D正确； 故答案选A。 12．已知亚硫基二乙酸[S()，用代替]是一种二元弱酸，常用作抗氧剂，并应用于工业上生产硫代酯类抗氧剂。室温下，改变亚硫基二乙酸溶液的pH，测得溶液中的[或]随变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．曲线表示的变化情况 B．亚硫基二乙酸的第一步电离平衡常数的数量级为 C．用固体调，点溶液中： D．室温下，点对应溶液的为3.02 【答案】D 【分析】，所以，所以，同理可得，，所以相同pH条件下，则a表示，b表示； 【解析】A．由分析可知，a表示，b表示，A错误； B．第一步电离，类似可得。曲线a在pH=1.02时pX=0，即，，数量级为，B错误； C．n点，，则，由电荷守恒可知，则，C错误； D．m点在曲线a上，已知pX=0时，即，pH=1.02，则，则pH=2+1.02=3.02，D正确； 故选D。 13．常温下，在“”水溶液体系中三种含硫微粒的物质的量分数随溶液pH变化关系如图所示。下列说法不正确的是 已知：CuS的，HgS的 A．为 B．含的和的盐酸的混合溶液中存在： C．的溶液中含硫微粒大小关系： D．向含和均为0.1mol/L的溶液中滴加饱和溶液（约0.1mol/L），可使CuS沉淀和HgS沉淀分离 【答案】B 【分析】随pH增大，H2S浓度逐渐减小、HS-的浓度先增大后减小、S2-浓度增大，c(H2S)=c(HS-)时，pH=6.9，则Ka1(H2S)==10-6.9；同理，c(S2-)=c(HS-)时，pH=13，Ka2(H2S)=10-13。 【解析】A．由题分析可知，Ka1(H2S)=1×10-6.9，A正确； B．含0.1mol/L的H2S和0.1mol/L盐酸的混合溶液中，盐酸提供大量H+，抑制H2S电离，c(H+)≈0.1mol/L ，此时c(HS-)小于0.1mol/L，又Ka2(H2S)==10-13，则c(S2-)=，B错误； C．假设0.01mol/L的Na2S溶液中有50%的S2-水解，则根据可知，达到水解平衡时，S2-、HS-、OH-的浓度均为0.005mol/L，此时Qc=，而Kh1=，水解平衡还会正向进行，S2-的水解率大于50%，则c(HS-)>c(S2-)，C正确； D．向含Cu2+和Hg2+均为0.1mol/L的溶液中滴加饱和H2S溶液，HgS的Ksp=1.6×10-52，Hg2+完全沉淀时c(S2-)=，Q(CuS)=0.1×1.6×10-47=1.6×10-48，Q小于CuS的Ksp=6.3×10-36，没有CuS生成，所以可使CuS沉淀和HgS沉淀分离，D正确； 故选B。 14．某小组研究体系，绘制图如下所示，[A]表示微粒A的平衡浓度，其中表示、或者，b、c是曲线交点。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ表示关系 B．的数量级为 C．交点b符合 D．交点c符合 【答案】C 【分析】的电离平衡常数Ka1(H2X)=，，Ka2(H2X)=，，且Ka1> Ka2，当pH相等时，，即，则纵坐标数值大的表示曲线与pH值的关系，即图中曲线Ⅰ表示与pH的变化关系，曲线Ⅱ表示与pH的变化关系，曲线Ⅲ表示与pH的变化关系，根据c点计算Ka2(H2X)==10-4.2，以此分析该题。 【解析】：A．由上述分析可知，图中曲线Ⅰ表示与pH的变化关系，A正确； B．根据c点计算Ka2(H2X)==10-4.2，数量级为，B正确； C．交点b表示=，即，C错误； D．当pH等于4.2时(c点)，=0，即，>0，即，交点c符合，D正确； 故选C。 15．实验室通过下列过程制取草酸亚铁晶体： 已知：、。下列说法不正确的是 A．的溶液中： B．“酸化”后的溶液中： C．“沉淀”后的上层清液中： D．水洗后，再用乙醇洗涤有利于晶体快速干燥 【答案】C 【分析】(NH4)2Fe(SO4)2加入硫酸酸化得到Fe2+，加入草酸生成FeC2O4沉淀，过滤、洗涤得到草酸亚铁晶体，据此回答。 【解析】A．的溶液中，，，即，即，A正确； B．根据电荷守恒：，溶液显酸性，，则，B正确； C．“沉淀”后的上层清液中溶质为(NH4)2SO4、H2SO4和过量的，硫酸根不仅与铵根离子结合，还与氢离子结合，故不存在的等量关系，C错误； D．乙醇与水互溶，且乙醇易挥发，用乙醇洗可带走水分，有利于晶体快速干燥，D正确； 故选C。 拓展培优 16．25℃时，四种酸的电离平衡常数如表所示。 化学式 名称 醋酸 次氯酸 亚磷酸 碳酸 电离平衡常数 回答下列问题： （1）浓度均为0.1的、、溶液中，由大到小的排列是 。(用化学式表示) （2）A．、B．、C．结合的能力由大到小的顺序是 (填字母)，向溶液中通入少量，反应的离子方程式为 ； （3）常温下将的，溶液和的溶液混合，充分混合后所得溶液的，则溶液与溶液的体积比为 ； （4）亚磷酸()为二元酸，具有较强的还原性，是 (填“酸式盐”“碱式盐”或“正盐”)，亚磷酸的第二步电离平衡常数表达式 。 （5）常温下，0.1的溶液加水稀释的过程中，下列表达式的数值变大的是___________(填字母)。 A． B． C． D． （6）体积为10、的醋酸溶液与一元酸分别加水稀释至1000，稀释过程变化如图，则的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”，下同)醋酸的电离平衡常数。稀释后，溶中水电离出来的 醋酸溶液中水电离出来的。 【答案】（1） （2）CBA （3）10:1 （4）正盐 （5）BD （6）大于 大于 【解析】（1）电离平衡常数衡量弱电解质电离程度大小，电离平衡常数越大，电离程度越大，根据表中数据可知，酸性强弱：，因此浓度为的三种酸中，由大到小顺序是：； （2）酸性越弱，对应的酸根离子结合的能力越强，结合电离常数，所以由大到小的顺序是CBA，向溶液中通入少量，反应的离子方程式为； （3）常温下，的即c(H+)=10-3mol/L和的即c(OH-)=10-2mol/L溶液混合，假设体积分别为V1、V2，充分混合后所得溶液的，即10-3mol/L V1=10-2mol/L V2，则溶液与溶液的体积比为10:1； （4）亚磷酸()为二元酸，具有较强的还原性，两个氢离子完全反应生成，所以是正盐，亚磷酸的第二步电离平衡常数表达式； （5）醋酸为弱酸，存在，加水稀释促进醋酸的电离： A．加水稀释虽然促进醋酸的电离，但c(H+)减小，故A不符合题意； B．加水稀释，促进醋酸的电离，n(H+)增大，n(CH3COOH)减小，同一溶液中，，该比值增大，故B符合题意； C．加水稀释虽然促进醋酸的电离，但减小，故C不符合题意； D．加水氢离子浓度减小，增大，故D符合题意； 答案选BD。 （6）pH相同时，加水稀释相同倍数，pH变化大的酸，其酸性较强，根据图像可知，HX的酸性强于CH3COOH，即HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数；酸抑制水的电离，c(H+)越大，对水电离抑制能力越强，因此稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H+)大于醋酸溶液中电离出来的c(H+)。 17．乙二酸(，俗名草酸)是一种二元弱酸，广泛分布于植物、动物和真菌体内。 （1）乙二酸的电离方程式为 。 （2）常温下，向草酸溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中三种微粒的物质的量分数与溶液的关系如图所示。(注：曲线1代表、曲线2代表、曲线3代表。) ① 。 ②c点的 。 （3）某化学探究小组以草酸溶液与酸性高锰酸钾溶液反应为载体，利用色度传感器(检测溶液颜色的变化)探究草酸浓度对反应速率的影响。测得实验Ⅰ~Ⅲ的溶液透光率-时间曲线如下所示。 注：溶液透光率可表征溶液颜色的深浅。颜色越浅，透光率越大。 ①实验Ⅰ~Ⅲ中草酸浓度最大的一组是 (填“Ⅰ”“热”或“Ⅲ”)。 ②a点和b点的速率大小关系：v(a) 填“>”“<”或“=”)。从影响化学反应速率的因素看，该反应的反应速率，除受浓度影响外，还可能受 、 的影响。 【答案】（1） （2）1000 （3）Ⅰ < 温度 催化剂(后两空顺序可调换) 【解析】（1）乙二酸是二元弱酸，电离方程式为。 （2）向草酸溶液中逐滴加入KOH溶液，随着氢氧化钾溶液体积的增大，草酸和氢氧化钾反应先生成草酸氢钾，浓度由最大逐渐减小，浓度在反应的开始阶段会增大，后发生反应：的浓度又逐渐减小、的浓度逐渐增大，所以曲线1代表草酸、曲线2代表、曲线3代表。 ①为二元弱酸，，，，，由图可知，a点且，则点且，。 ②c点，故c点。 （3）①高锰酸钾溶液为紫红色，完全反应后为无色，结合图可知，褪色时间越短则反应速率越快，对应物质的浓度越大，即Ⅰ组实验草酸浓度最大。 ②由图可知，点曲线的斜率更大，则反应速率更快，故a点和b点的速率大小关系：；该反应在溶液中进行，从浓度影响因素看，反应速率应该逐渐减小，事实是反应速率增大，故该反应可能放热，导致溶液温度上升，反应速率增大，也可能是催化剂的影响，但开始时反应速率小，不久后增大，说明催化剂是反应过程中生成的。 18．二氧化碳的捕集和利用是寻找双碳解决之策最重要的部分。 （1）室温下在1L的KOH溶液中通入，溶液中含碳物种的浓度(不考虑通入所引起的溶液体积变化和的挥发)。已知：电离常数分别为、。 ①KOH恰好完全转化为时，溶液中所含离子浓度由小到大的顺序为 ， (用含碳微粒和氢离子浓度表示)。 ②若吸收0.1mol，则溶液中 (填“>”“<”或“=”)，原因是 (用必要的计算数据和文字说明)。 ③(草木灰)与铵态氮肥不能混合施用，其原因是 。(用文字说明) ④常温下，溶液的，则该溶液中 。 （2）肼()为二元弱碱，在水中的电离与氨类似。常温下，的第一步电离平衡：   ①第二步电离平衡方程式为 。 ②反应的平衡常数 。 （3）常温时，用的NaOH溶液滴定二元酸溶液。溶液中，pH、分布系数随滴加V(NaOH)的变化关系如图所示。[比如的分布系数：]。 ①常温时，用酚酞作d点的指示剂时，溶液颜色的变化为 。 ②常温时，滴定至时，假设浓度为1，则 。 【答案】（1） ＞ 所得溶液为溶液，的水解常数，的电离常数，，的水解程度大于电离程度 水解显碱性，铵态氮肥中的水解显酸性，二者混合时与的水解相互促进，会产生氨气，降低肥效 6.25 （2） （3）由无色变为浅红色 100.1：101.2：1 【解析】（1）①恰好完全转化为时，水解使溶液显碱性，且分步水解以第一步为主。所以溶液中离子浓度大小顺序为。根据质子守恒。 ②1L 0.1mol/L的溶液中物质的量为0.1mol，吸收0.1mol恰好生成。的水解常数，的电离常数，，所以的水解程度大于电离程度，溶液中。 ③水解显碱性，铵态氮肥中的水解显酸性，二者混合时与的水解相互促进，会产生氨气，降低肥效。 ④常温下，溶液的，，。 （2）①为二元弱碱，第一步电离产生和，第二步电离方程式为。 ②反应的平衡常数。 （3）①常温时，d点为反应终点2，溶液溶质为，溶液显碱性，酚酞变色范围为8.2 - 10.0，用酚酞作指示剂，溶液由无色变为浅红色。 ②pH=5.5时，计算c(A2-)=，利用计算c(H2A)= ，所以c(H2A)：c(HA-)：c(A2-)=10-1.1：1：10-1.2=100.1：101.2：1。 19．回答下列问题。 （1）已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8，若氨水的浓度为2.0 mol·L-1，溶液中的c(OH-)= mol·L-1，将SO2通入该氨水中，当c(OH-)降至1.0×10-7 mol·L-1时，溶液中的= 。 （2）CO2是一种廉价的碳资源，可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH=13，CO2主要转化为 (写离子符号)；若所得溶液c(HC)∶c(C)=2∶1，溶液pH= 。(室温下，H2CO3的K1=4×10-7，K2=5×10-11) （3）已知水在25 ℃和95 ℃时的电离平衡曲线如图所示： 25℃时水的电离平衡曲线应为 (填“A”或“B”)；若在B点温度下，盐酸中c(H+)=5×10-4 mol·L-1，则由水电离产生的c(H+)= mol·L-1；25 ℃时，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为 。 （4）已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O+H+　Ka1，HC2OC2O+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，则常温下：Ka1= 、Ka2= ，pH=2.7时，溶液中= 。 （5）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写出亚磷酸的第一步电离方程式： 。 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= 。 【答案】（1）6.0×10-3 0.62 （2）C 10 （3）A 2×10-9 10：1 （4）10-1.2 10-4.2 1000 （5）H3PO3H2P+H+ Ⅰ 10-1.4 【解析】（1）由电离常数可知，2.0mol/L氨水中氢氧根离子浓度为=6.0×10-3mol/L；25 ℃，溶液中氢氧根离子浓度为1×10-7 mol/L溶液中，氢离子浓度为=1×10-7 mol/L ，则溶液中===0.62； （2）由电离常数可知，溶液中碳酸氢根离子和碳酸根离子浓度相等时，Ka2(H2CO3)== c(H+)= 5×10-11mol/L ，溶液pH小于13，则溶液pH为13时，二氧化碳主要转化为碳酸根离子；溶液中=时，溶液中氢离子浓度为5×10-11×2mol/L=10-10 mol/L，则溶液pH为10； （3）水的电离为吸热过程，升高温度，电离平衡右移，水中氢离子浓度、氢氧根离子浓度增大，Kw增大，曲线A的Kw=10-7×10-7=10-14，曲线B的Kw=10-6×10-6=10-12，则25℃时水的电离平衡曲线为A；在B点温度下，水的离子积常数Kw=10-12，水电离出的氢离子浓度总是等于水电离出的氢氧根离子浓度，则5×10-4 mol/L盐酸中，由水电离产生的氢离子浓度为=2×10-9 mol/L；25 ℃时，水的离子积常数Kw=10-14，设氢氧化钠溶液的体积为V1L、硫酸溶液的体积为V2L，由反应所得混合溶液pH为7可得：10-5V1=10-4 V2，解得V1：V2= 10：1； （4）由图可知，溶液中草酸溶液浓度大于草酸氢根离子浓度时，溶液pH为1.2，则电离常数Ka1(H2C2O4)= = c(H+)=10-1.2，同理可知，电离常数Ka2(H2C2O4)= = c(H+)=10-4.2；溶液中====1000； （5）亚磷酸为二元弱酸，一级电离抑制二级电离，一级电离常数大于二级电离常数，H3PO3H2P+H+，，H2P+H+，，，则氢离子浓度相等时，溶液中=＞=，则曲线Ⅰ、Ⅱ分别表示pH与lg、lg)的变化关系的曲线，由图可知，溶液中lg=1时，溶液pH为2.4，则电离常数Ka1==10×10-2.4=10-1.4； ①亚磷酸是二元弱酸，在溶液中分步电离使溶液呈酸性，第一步电离方程式为H3PO3H2P+H+； ②由分析可知，线Ⅰ、Ⅱ分别表示pH与lg、lg)的变化关系的曲线； ③H3PO3H2P+H+，，时，pH=2.4，电离常数=10×10-2.4=10-1.4。 20．25℃时，电离常数： 化学式 电离常数    请回答下列问题： （1）下列哪些措施能够使醋酸溶液中增大 。 A．通入HCl气体　　　B．加入NaOH固体　　　C．加入固体 （2）常温时的醋酸溶液中由水的电离为 mol/L。 （3）25℃时，与的混合溶液，若测得混合液，则溶液中， 。 （4）25℃时，将的醋酸与氢氧化钠等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离常数为 。 （5）根据上表中的电离平衡常数，写出溶液中加入过量的醋酸时，发生反应的离子方程式： 。 （6）取等体积的pH均为a的醋酸和碳酸两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液恰好中和，消耗的NaOH溶液的体积分别为，，则大小关系为： (填“>”、“＜”或“=”)。 （7）常温下，某研究性学习小组设计了如下方案证明醋酸为弱电解质，你认为方案可行的是 (填序号) ①配制一定量的0.10mol/L溶液，然后测溶液的pH，若pH大于1，则证明醋酸为弱电解质。 ②用醋酸溶液和盐酸做导电性实验，若醋酸溶液导电性弱，则证明醋酸为弱电解质。 ③将pH=2的溶液加水稀释100倍后，若pH>4，则证明醋酸为弱电解质。 ④配制一定量的溶液，测其pH，若pH大于7，则证明醋酸为弱电解质。 【答案】（1）AC （2） （3）18 （4） （5） （6）＜ （7）①④ 【解析】（1）A.通入HCl气体能够增大氢离子浓度，使增大，A正确； B.加入NaOH固体氢离子浓度减小，，使减小，B错误； C.加入固体能够增大氢离子浓度，使增大， C正确； 故选AC； （2）当，则溶液中c(H+)=10-4mol/L，c(OH-)溶液= c(OH-)水电离=10-10mol/L= c(H+)水电离= ； （3）溶液的pH=6，c(H+)=10-6mol/L，Ka=，则==18； （4）溶液呈中性，则c(H+)=c(OH−)=10−7mol/L，混合后溶液体积增大一倍导致离子浓度降为原来的一半，结合电荷守恒得混合溶液中c(CH3COO−)=c(Na+)=0.5bmol/L，结合电荷守恒得c(CH3COOH)=(0.5a−0.5b)mol/L，电离平衡常数Ka= =； （5）根据表中数据，K1(H3AsO4)＞K(CH3COOH)＞K2(H3AsO4)，溶液中加入过量的醋酸时，生成NaH2AsO4，反应的离子方程式为：； （6）由电离常数可知，醋酸的酸性较碳酸强，相同pH的两种酸，醋酸的浓度较碳酸小，故中和相同体积和相同pH的两种酸溶液，所用到的NaOH的量关系为：碳酸大于醋酸，故V1＜V2； （7）①0.10 mol/L CH3COOH溶液，醋酸是一元酸，如果醋酸是强电解质，溶液的pH是1，如果大于1，则证明醋酸是弱电解质，①正确； ②因两种溶液的浓度未知，无法证明醋酸是否完全电离，所以不能证明电解质的强弱，②错误； ③将pH=2的CH3COOH溶液加水稀释100倍后，两者pH的相差小于2个单位，即pH<4，则证明醋酸为弱电解质，③错误； ④如果醋酸是强电解质，则CH3COONa是强酸强碱盐，其水溶液呈中性，若常温下醋酸钠溶液pH>7，则可证明醋酸是弱电解质，④正确。 故选①④； 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $