专题05 电离平衡 （期中复习讲义）高二化学上学期人教版

专题05 电离平衡 考查重点 命题角度 强电解质与弱电解质 能从微观层面理解强、弱电解质的本质区别，并正确书写电离方程式。 弱电解质的电离平衡及影响因素 掌握弱电解质的电离平衡及其特征，理解影响电离平衡的因素。 电离平衡常数及应用 理解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系 水的电离与水的离子积常数 认识水的电离平衡，了解水的离子积常数；能运用弱电解质的电离模型分析水的电离，发展应用模型解决问题的能力。 溶液的酸碱性与pH 认识溶液的酸碱性与pH的关系，会能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液的pH；了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。 酸碱中和滴定 理解利用酸碱中和滴定法测强酸、强碱溶液浓度的原理、方法和误差分析；能通过酸碱中和滴定的方法测定酸或碱的浓度。 一、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 二、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＝＝≈ 5．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性越强。 (2)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 (4)根据电离平衡常数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。 6．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。 题型一 强电解质与弱电解质判断 【典例1】下列物质的分类组合全部正确的是( ) 选项 强电解质 弱电解质 非电解质 A NaCl HF Cl2 B NaHSO4 NaHCO3 CCl4 C Ba(OH)2 HCl Cu D AgCl H2S C2H5OH 【答案】D 【解析】A、C两项中的Cl2和Cu是单质，既不是电解质也不是非电解质，HCl是强电解质；B项中NaHSO4、NaHCO3均为强电解质；D项中AgCl难溶于水，但其溶解部分完全电离，属于强电解质。 方｜法｜点｜拨 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离程度 几乎完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中的粒子种类 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水 【变式1-1】(2024-2025·浙江省台州市山海协作体高二期中)下列属于弱电解质的是( ) A．饱和食盐水 B．冰醋酸 C．C2H5OH D．硫酸钡 【答案】B 【解析】A．饱和食盐水是混合物，混合物既不是电解质也不是非电解质，A错误；B．冰醋酸是弱酸，溶于水时部分电离，属于弱电解质，B正确；C．酒精是有机物，属于非电解质，C错误；D．硫酸钡虽然难溶，但溶解的部分完全电离，属于强电解质，D错误；故选B。 【变式1-2】下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是( ) A．熔化时不导电 B．不是离子化合物，而是共价化合物 C．水溶液的导电能力很差 D．溶液中溶质分子和电离出的离子共存 【答案】D 【解析】A项，熔融状态下能否导电是区分离子化合物和共价化合物的条件，而不是区分强、弱电解质的条件；B项，有许多共价化合物(如HCl、H2SO4等)是强电解质；C项，水溶液的导电能力不仅与电解质的强弱有关，还与溶液的浓度有关；D项，弱电解质的电离是可逆的，溶液中溶质分子和电离出的离子共存，则说明该物质是弱电解质。 【变式1-3】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 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 H2O 【答案】C 【解析】A项，Fe既不是电解质，也不是非电解质；B项，NH3是非电解质，BaSO4是强电解质；D项，H2O是弱电解质，不是非电解质。 题型二 电离方程式 【典例2】(2024-2025·浙江省温州市十校联合体高二期中)在水溶液中，下列电离方程式正确的是( ) A．CH3COOH=CH3COO-+H+ B．NH3·H2ONH4++OH- C．NaHCO3Na++HCO3- D．H2CO32H++CO32-- 【答案】B 【解析】A．醋酸是弱酸，部分电离，其电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+，故A错误；B．一水合氨是弱碱，部分电离，其电离方程式为NH3·H2ONH4++OH-，故B正确；C．NaHCO3是强电解质，在水溶液中完全电离为Na+和HCO3-，其电离方程式为NaHCO3＝Na++HCO3-，故C错误；D．碳酸为二元弱酸，分步电离，以第一步电离为主，第一步电离的方程式为H2CO3H++HCO3--，故D错误；故选B。 强电解质 弱电解质 电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 方｜法｜点｜拨 【变式2-1】下列电离方程式书写正确的是( ) A．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO32- B．HFH＋＋F－ C．H2SO42H＋＋SO42- D．CH3COONH4H3COO－＋NH4+ 【答案】B 【解析】A、C、D项分别应为：NaHCO3===Na＋＋HCO，H2SO4===2H＋＋SO，CH3COONH4===CH3COO－＋NH。 【变式2-2】(2024-2025·浙江省金兰教育合作组织高二期中)下列电离方程式的书写正确的是 A．HCO3-+H2OCO32-+H3O+- B．BaSO4Ba2++SO42- C．NH4++H2O=NH3·H2O+H+ D．H2CO32H++CO32- 【答案】A 【解析】A．碳酸氢根能微弱地电离出碳酸根和氢离子，并且在水分子参与下形成了水合氢离子：HCO3-+H2OCO32-+H3O+-，A正确；B．BaSO4是强电解质，完全电离为SO42-、Ba2+：BaSO4=Ba2++SO42-，B错误；C．铵离子能微弱水解产生氢离子和一水合氨：NH4++H2ONH3·H2O+H+，C错误；D．碳酸是二元弱酸，电离分步进行，以第一步为主：H2CO3H++HCO3-，D错误；故选A。 【变式2-3】在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是( ) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 【答案】C 【解析】因为H2SO4是强酸，所以NaHSO4在水溶液中完全电离，其电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；但HSO中各原子间靠共价键结合，因此熔融状态下HSO不能电离为H＋和SO，故熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO，所以A、D选项均错误；H2CO3作为二元弱酸，不能完全电离，必须使用“”，且多元弱酸的电离分步进行，以第一步为主，其电离方程式为H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，因此B选项错误；Fe(OH)3是多元弱碱，通常以一步电离表示，故选C。 题型三 实验验证强、弱电解质 【典例3】下列关于证明醋酸是弱电解质的实验方法不正确的是( ) A．常温下，测定0.1mol·L-1CH3COOH的pH值，若pH大于1，即可证明为弱电解质 B．等体积的0.1mol·L-1HCl和0.1mol·L-1醋酸溶液，分别与等量的相同颗粒度的Zn反应，观察产生气泡的速率，即可证明 C．等体积的0.1mol·L-1HCl和 0.1mol·L-1醋酸溶液，比较中和这两种酸所需相同物质的量浓度的NaOH溶液的体积，即可证明 D．常温下，测一定浓度的CH3COONa溶液的pH值，若pH大于7，即可证明 【答案】C 【解析】常温下，测定0.1mol·L-1CH3COOH的pH值，若pH大于1，说明醋酸没有完全电离，即可证明为弱电解质，A正确；等体积的0.1mol·L-1HCl和0.1mol·L-1醋酸溶液，分别与等量的相同颗粒度的Zn反应，观察产生气泡的速率，速率快的是盐酸，B正确；等体积的0.1mol·L-1HCl和 0.1mol·L-1醋酸溶液，中和这两种酸所需相同物质的量浓度的NaOH溶液的体积相同，不能证明，C错误；常温下，测一定浓度的CH3COONa溶液的pH值，若pH大于7，说明硝酸根水解，说明是弱酸，D正确。 方｜法｜点｜拨 要判断某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元弱酸HA为例，证明它是弱电解质的常用方法有： 方法 依据(实验设计或现象) 结论 (1)酸溶液的pH ①0.1 mol·L－1的HA溶液的pH＞1(室温下)； ②将pH＝2的HA溶液稀释100倍，稀释后2＜pH ＜4； ③向HA溶液中滴加2滴石蕊试液，溶液呈红色，再加入少量NaA晶体，红色变浅 HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)还能证明HA的酸性比H2CO3弱 (2)盐溶液的pH NaA溶液的pH＞7(室温下) (3)溶液的导电性 0.1 mol·L－1的HCl和HA溶液，前者的导电能力明显更强 (4)与金属反应的速率 相同浓度的HCl与HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的金属或碳酸盐反应，前者的反应速率快 (5)其钠盐能与弱酸反应生成HA CO2通入NaA溶液中有HA生成 (6)不与碳酸氢钠溶液反应 HA溶液不与NaHCO3溶液反应 【变式3-1】下列不能用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法的是( ) A．向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大 B．pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大 C．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液的pH>1 D．相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同 【答案】D 【解析】相同浓度和体积的两溶液中溶质物质的量相同，消耗的金属的量相同，不能说明二者的酸性强弱。 【变式3-2】下列事实不能证明亚硝酸(HNO2)是弱酸的是( ) A．0.01mol·L-1的HNO2溶液的pH=3 B．HNO2溶液的导电能力比盐酸弱 C．25℃时NaNO2溶液的pH大于7 D．25℃时将pH=2的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，溶液的pH=3.7 【答案】B 【解析】A项，若HNO2为强酸，就属于强电解质，HNO2在溶液中完全电离生成氢离子和亚硝酸根离子，则0.01 mol·L-1的HNO2溶液的c(H+)=0.01 mol·L-1，溶液的pH=-lgc(H+)=2，现0.01mol/L的HNO2溶液的pH=3，说明溶液中c(H+)＜0.01mol/L，氢离子没有完全电离，则亚硝酸(HNO2)是弱酸，故A不符合题意；B项，溶液的导电能力与溶液中离子浓度大小和离子所带电荷多少有关，等物质的量浓度的HNO2溶液导电能力比盐酸弱，可以说明亚硝酸没有完全电离，证明亚硝酸是弱酸，但选项中HNO2溶液和盐酸溶液的物质的量浓度未知，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱，不能说明亚硝酸(HNO2)是弱酸，故B符合题意；C项，25℃时NaNO2溶液的pH大于7，NaNO2溶液显碱性，说明NaNO2是强碱弱酸盐，则说明亚硝酸(HNO2)是弱酸，故C不符合题意；D项，25℃时将pH=2的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，若亚硝酸(HNO2)是强酸，则溶液的pH增大两个单位，pH=4，现溶液的pH=3.7，说明稀释后又电离出氢离子，能说明亚硝酸(HNO2)是弱酸，故D不符合题意；故选B。 【变式3-3】已知NH3·H2O为弱碱，下列实验事实能证明某酸HA为弱酸的是( ) A．浓度为0.1 mol·L－1HA的导电性比浓度为0.1 mol·L－1硫酸的导电性弱 B．0.1 mol·L－1 NH4A溶液的pH等于7 C．0.1 mol·L－1的HA溶液能使甲基橙变红色 D．等物质的量浓度的NaA和HA混合溶液pH小于7 【答案】B 【解析】A项，硫酸为二元强酸，当浓度均为0.1 mol·L－1时，硫酸溶液中的离子浓度一定大于HA溶液中离子的浓度，不能说明HA是否完全电离，A项错误；B项，NH4A溶液中，由于NH4+水解使溶液呈酸性，若HA为强酸，NH4A溶液pH＜7，而pH＝7说明A－水解，说明HA为弱酸，B项正确；C项，当溶液的pH小于3.1时，甲基橙均能变红色，不能说明0.1 mol·L－1的HA溶液pH是否大于1，C项错误；D项， 若HA为强酸，等浓度的NaA、HA混合溶液pH也小于7，D项错误；故选B。 题型四 电离平衡的移动 【典例4】醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-，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Ka增大 B．0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH-)增大 C．向CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 【答案】D 【解析】醋酸的电离是吸热过程，升高温度促进醋酸电离，导致醋酸的电离常数增大；加水稀释促进醋酸电离，但pH增大，c(OH-)增大；醋酸在溶液中存在电离平衡，向醋酸中加入CH3COONa固体，抑制醋酸电离，平衡向逆反应方向移动；温度不变，电离常数不变，所以要使电离常数减小，应该降低温度，D项错误。 方｜法｜点｜拨 (1)浓度。对于同一弱电解质，浓度越大，电离平衡越向右移动，但是电离程度减小；浓度越小，电离程度越大，即溶液加水稀释时，电离平衡向着电离的方向移动，即“越稀越电离”。 (2)温度。由于弱电解质的电离过程一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡向着电离的方向移动。 (3)同离子效应。在弱电解质溶液中加入同弱电解质电离产生相同离子的强电解质时，电离平衡将逆向移动。 (4)化学反应。在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动。 【变式4-1】醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH+＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( ) A．0.1 mol/L 的CH3COOH 溶液加水稀释或加热均可使CH3COO－的物质的量增多 B．0.1 mol/L 的CH3COOH 溶液加水稀释，c(CH3COO－)/［c(CH3COOH) ·c(OH－)］不变 C．向0.1 mol/L CH3COOH溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度增大 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中c(CH3COOH)/c(CH3COO－)的值减小 【答案】C 【解析】A项，0.1 mol/L 的CH3COOH 溶液加水稀释或加热，平衡正向移动，均可使CH3COO－的物质的量增多，故不选A；B项，0.1 mol/L 的CH3COOH 溶液加水稀释，c(CH3COO－)/［c(CH3COOH) ·c(OH－)］=Ka/Kw，只受温度影响，加水稀释不发生变化，故不选B；C项，向0.1 mol/L CH3COOH溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度减小，故选C；D项，0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，平衡正向移动，溶液中c(CH3COOH)/c(CH3COO－)= n(CH3COOH)/n(CH3COO－)的值减小，故不选D。 【变式4-2】在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2ONH3·H2ONH4++ OH— ，对于该平衡，下列叙述正确的是( ) A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的pH减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH— ) 都增大 【答案】A 【解析】A项，加入少量NH4Cl固体，导致溶液中铵根离子浓度增大，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，氢氧根离子浓度减小，溶液的pH减小，A正确；B项，通入少量氨气，导致氨气与水的反应平衡正向移动，c(NH3·H2O)增大，B错误；C项，加入少量NaOH固体，并恢复至室温，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，但NH3·H2O的电离平衡常数与温度有关，温度未变，平衡常数不变，C错误；D项，加水稀释，NH3·H2O的电离平衡正向移动，电离程度增大，但c(OH-)减小，D错误；故选A。 【变式4-3】(2024-2025·浙江省浙里特色联盟高二期中)次氯酸溶液中存在电离平衡：HClO H++ClO-，下列叙述不正确的是( ) A．pH=4的HClO溶液加水稀释10倍，pH＞5 B．降低温度，平衡逆向移动，次氯酸的电离常数Ka减小 C．加入NaOH固体，溶液中的值增大 D．欲使0.1mol·L-1次氯酸溶液的、电离程度都减小，可加入1mol·L-1次氯酸溶液 【答案】A 【解析】A．稀释促进次氯酸电离，稀释10倍，次氯酸的pH增大幅度小于1，则pH=4的HClO溶液加水稀释10倍，pH＜5，A错误；B．次氯酸电离是吸热过程，降低温度，平衡逆向移动，次氯酸的电离常数Ka减小，B正确；C．加入NaOH固体，溶液中氢离子浓度减小、温度不变，次氯酸的电离常数Ka不变，则溶液中的值增大，C正确；D．向0.1mol·L-1次氯酸溶液加入1mol·L-1次氯酸溶液，HClO的浓度增大，其电离程度减小，电离平衡正向移动，H+浓度增大，pH减小，D正确；故选A。 题型五 电离平衡常数的意义及应用 【典例5】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－不能够发生 C．V升HY溶液，加入水使溶液体积为2V，则Q=K(HY)，平衡正向移动，促进HY电离 D．0.1 mol·L－1 HX溶液加水稀释，值变小 【答案】C 【解析】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，则酸根离子水解程度越小，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ＞HY＞HX，故A错误；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，故B错误；K(HY)＝，加水后Q= =K(HY)，Q＜K，平衡正向移动，促进HY电离，故C正确；＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大，故D错误。 方｜法｜点｜拨 电离常数的4大应用 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：常温下，CH3COOH的Ka＝1.8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO 判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa 判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中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↑ 判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大 【变式5-1】已知下面三个数据：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( ) A．Ka(HF)＝6.3×10－4 B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10 C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 【答案】B 【解析】相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN，由此可判断：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，其对应数据依次为Ka(HF)＝6.3×10－4、Ka(HNO2)＝5.6×10－4、Ka(HCN)＝6.2×10－10。 【变式5-2】根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是( ) 化学式 电离常数 HClO K＝3×10－8 H2CO3 Ka1＝4×10－7、Ka2＝6×10－11 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HclO 【答案】C 【解析】HClO的电离常数小于H2CO3的第一步电离，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成碳酸氢根，A项错误；向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的氯化氢和碳酸氢钠反应生成氯化钠、二氧化碳和水，次氯酸不能和碳酸氢钠反应，产物应为次氯酸，B项错误；向NaClO溶液中通入过量CO2，反应生成碳酸氢钠和次氯酸，D项错误。 【变式5-3】填写下列空白。 (1)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO3-+H+的电离常数K1=______________ (已知：10-5.60=2.5×10-6)。 (2)已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，此酸的电离常数约为______________。 (3)在25 ℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4+)=c(Cl-)，则溶液显______________ (填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=______________。 (4)常温下，将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka=______________ (用含a和b的代数式表示)。  (5)25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水，溶液呈中性，则所滴加氨水的浓度为______________ mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5] 【答案】(1)4.2×10-7 (2)1×10-7 (3)中 (4)(5) 【解析】(1)由H2CO3H++HCO3-得K1==≈4.2×10-7。 (2)由电离常数表达式算出Ka=≈1×10-7。 (3)氨水与盐酸等体积混合，电荷守恒关系式为c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，因c(N)=c(Cl-)，故有c(H+)=c(OH-)，溶液显中性。 NH3·H2O N + OH- 浓度/(mol·L-1) - 10-7 Kb==。 (4)根据电荷守恒2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b mol·L-1，所以c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性。 CH3COOHCH3COO-+H+ 浓度/(mol·L-1) -b b 10-7 Ka==。 (5)根据溶液呈中性可知c(OH-)=c(H+)=1×10-7 mol·L-1，n(N)=n(N)=a mol。设加入的氨水的浓度为c mol·L-1，混合溶液的体积为V L，由Kb===2×10-5，得c=。 基础通关练(测试时间：20分钟) 1．下列物质的水溶液能导电，且属于强电解质的是( ) A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO2 【答案】C 【解析】A项，CH3COOH在水溶液中能部分电离出醋酸根离子和氢离子，是弱电解质，错误；B项，Cl2是单质，既不是电解质，也不是非电解质，错误；C项，NH4HCO3在水溶液中能完全电离出自由移动的铵根离子和碳酸氢根离子而导电，正确；D项，SO2在水溶液中与水反应生成亚硫酸，亚硫酸能部分电离出自由移动的氢离子和亚硫酸氢根离子而导电，二氧化硫自身不能电离，是非电解质，错误。 2．下列有关电解质、强电解质、弱电解质的分类正确的是( ) A B C D 电解质 Cu CO2 NaCl NaOH 强电解质 HCl Ba(OH)2 HClO4 BaSO4 弱电解质 CH3COOH H2O Fe(SCN)3 氨水 【答案】C 【解析】A项，Cu是金属单质，而不是化合物，因此不属于电解质，A不符合题意；B项，CO2是化合物，但其溶于水或受热熔化时都不能发生电离而导电，因此属于非电解质，B不符合题意；C项，物质分类合理，C符合题意；D项，氨水是混合物，而不是化合物，因此不属于弱电解质，D不符合题意；故选C。 3．下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是( ) A．熔化时不导电 B．不是离子化合物，而是共价化合物 C．水溶液的导电能力很差 D．溶液中溶质分子和电离出的离子共存 【答案】D 【解析】A选项中，熔融状态下能否导电是区分离子化合物和共价化合物的条件，而不是区分强、弱电解质的条件；B选项，有许多共价化合物(如HCl、H2SO4等)是强电解质；C选项，水溶液的导电能力不仅与电解质的强弱有关，还与溶液的浓度有关；D选项，弱电解质的电离是可逆的，溶液中溶质分子和电离出的离子共存，则说明该物质是弱电解质。 4．在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是( ) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 【答案】C 【解析】因为H2SO4是强酸，所以NaHSO4在水溶液中完全电离，其电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；但HSO中各原子间靠共价键结合，因此熔融状态下HSO不能电离为H＋和SO，故熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO，所以A、D选项均错误；H2CO3作为二元弱酸，不能完全电离，必须使用“”，且多元弱酸的电离分步进行，以第一步为主，其电离方程式为H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，因此B选项错误；Fe(OH)3是多元弱碱，通常以一步电离表示，故C选项正确。 5．下列电离方程式正确的是( ) A．NaHSO4= Na++ HSO4- B．NaHCO3Na++H++CO32- C．H3PO43H++PO43- D．HF H++F- 【答案】D 【解析】A项，NaHSO4是强酸的酸式盐，完全电离产生Na+、H+、SO42-，电离方程式应该为：NaHSO4=Na++ H++ SO42-，A错误；B项，NaHCO3是强酸的酸式盐，完全电离产生Na+、HCO3-，电离方程式为：NaHCO3= Na++ HCO3-，B错误；C项，磷酸是三元弱酸，分步电离，每一步电离存在电离平衡，主要是第一步电离，电离方程式为：H3POH++ H2PO4-，C错误；D项，HF是一元弱酸，存在电离平衡，电离产生H+、F-，电离方程式为：HFH++F-，D正确；故选D。 6．在0.2 mol·L－1的CH3COOH溶液中，当CH3COOHH＋＋CH3COO－已达平衡时，若要使CH3COOH的电离程度减小，溶液中的c(H＋)增大，应加入( ) A．CH3COONa固体 B．氨水 C．HCl D．H2O 【答案】C 【解析】A项，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，CH3COONa溶于水电离出CH3COO－，抑制CH3COOH的电离，CH3COOH的电离程度减小，溶液中的c(H＋)减小，错误；B项，向CH3COOH溶液中加入氨水，氨水和H＋反应，促进CH3COOH的电离，CH3COOH的电离程度增大，但溶液中的c(H＋)减小，错误；C项，向CH3COOH溶液中加入HCl，c(H＋)增大，抑制CH3COOH的电离，CH3COOH的电离程度减小，正确；D项，稀释CH3COOH溶液，促进CH3COOH的电离，CH3COOH的电离程度增大，但c(H＋)减小，错误。 7．对下列图示描述错误的是( ) A．图1为CH3COOH在水中电离示意图 B．图2为HCl在水中电离示意图 C．图3为HI分解反应中分子碰撞时能量不足示意图 D．图4为HI分解反应中分子发生有效碰撞时示意图 【答案】C 【解析】A项，醋酸为弱电解质，在水中部分电离，利用水分子的作用离解成CH3COO-和H3O+，故A正确；B项，HCl为强电解质，在水中全部电离，根据示意图，故B正确；C项，HI分解成H2和I2，根据示意图，应是碰撞的方向不正确，故C错误；D项，HI分解成H2和I2，根据示意图，碰撞方向正确，故D正确；故选C。 8．在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2ONH3·H2ONH4++ OH— ，对于该平衡，下列叙述正确的是( ) A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的pH减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH— ) 都增大 【答案】A 【解析】A项，加入少量NH4Cl固体，导致溶液中铵根离子浓度增大，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，氢氧根离子浓度减小，溶液的pH减小，A正确；B项，通入少量氨气，导致氨气与水的反应平衡正向移动，c(NH3·H2O)增大，B错误；C项，加入少量NaOH固体，并恢复至室温，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，但NH3·H2O的电离平衡常数与温度有关，温度未变，平衡常数不变，C错误；D项，加水稀释，NH3·H2O的电离平衡正向移动，电离程度增大，但c(OH-)减小，D错误；故选A。 9．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离程度和浓度关系的是( ) 【答案】B 【解析】根据甲、乙的电离平衡常数得，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度：CH3COOH＜CH2ClCOOH，可以排除A、C；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项，故B项正确。 10．根据下表数据(均在同温、同压下测定)，可得出弱电解质的强弱顺序为( ) 酸 HX HY HZ 电离常数 7.2×10－4 1.8×10－6 1.8×10－8 A．HX＞HY＞HZ B．HZ＞HY＞HX C．HY＞HZ＞HX D．HZ＞HX＞HY 【答案】A 【解析】在同一情况下，酸的电离常数越大，则酸性越强，故根据表格信息可知，电离常数：HX＞HY＞HZ，则酸性：HX＞HY＞HZ，故选A。 11．在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中溶质的电离常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、Ka1=4.0×10-6、Ka2=4.5×10-7，其中氢离子浓度最小的是( ) A．HNO2溶液 B．HCOOH溶液 C．HCN溶液 D．H2CO3溶液 【答案】C 【解析】酸溶液的电离常数越大，说明该酸在溶液中的电离程度越大，酸性越强，溶液中氢离子浓度越大，反之，溶液中氢离子浓度越小；由电离常数的大小可知，酸性由强到弱的顺序是：，故c(H＋)最小的是HCN溶液。故选C。 12．从植物花汁中提取的一种有机物，可简化表示为HIn，在水溶液中因存在下列电离平衡，故可用作酸、碱指示剂： 在上述溶液中加入适量下列物质，最终能使指示剂显黄色的是( ) A．盐酸 B．NaHCO3溶液 C．NaHSO4溶液 D．NaClO(固体) 【答案】B 【解析】A项，盐酸中含有大量氢离子，会使平衡逆向移动，溶液显红色，A不符合题意；B项，碳酸氢根可以消耗氢离子，使平衡正向移动，溶液显黄色，B符合题意；C项，硫酸氢钠溶液中有大量氢离子，会使平衡逆向移动，溶液显红色，C不符合题意；D项，次氯酸钠溶液具有漂白性，溶液最终会无色，D不符合题意；故选B。 13．在相同温度下，100mL 0.1mol·L-1的醋酸与10mL 1mol·L-1的醋酸相比较，下列说法正确的是( ) A．溶液中H＋的物质的量前者大于后者 B．前者的电离程度小于后者 C．发生中和反应时所需NaOH的量前者大于后者 D．溶液中CH3COOH的物质的量前者大于后者 【答案】A 【解析】A项，前者电离程度大于后者，所含H＋的物质的量大于后者，故A正确；B项，前者浓度小，CH3COOH的电离程度前者大于后者，故B错误；C项，两种溶液所含溶质物质的量相等，故发生中和反应时所需NaOH的量相同，故C错误；D项，前者浓度小，CH3COOH的电离程度大，所含CH3COOH的物质的量前者小于后者，故D错误；故选C。 14．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pH＜1 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。 15．回答下列问题： (1)为了证明醋酸是弱电解质，某同学分别取pH=3醋酸和盐酸各1mL，分别用蒸馏水稀释到100mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是_______。 (2)已知室温时，0.1 mol∙L−1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题： ①该溶液中c(H＋)=_______ mol∙L−1。 ②HA的电离平衡常数K=_______。 ③由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的_______倍。 (3)部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2CO3 HClO 电离平衡常数/25 ℃ K=1.77×10-4 K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11 3.0×10-8 ①在相同浓度的HCOOH和HClO的溶液中，用“＞”“＜”或“=”填空。 溶液导电能力：HCOOH_______HClO。 ②HCO3-的电离平衡常数表达式为_______ ③将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应离子方程式_______。 (4)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O NH4+＋OH－，如想增大NH4+的浓度而不增大OH－的浓度，应采取的措施是_______ (填字母)。 A．适当升高温度 B．加入NH4Cl固体 C．通入NH3 D．加入少量浓盐酸 【答案】(1)盐酸稀释后的pH=5，而醋酸溶液稀释100倍后溶液的pH＜5 (2)1×10−4 1×10−7 106 (3)＞ ClO－＋ CO2 ＋ H2O = HCO3- ＋ HClO (4)bd 【解析】(1)为了证明醋酸是弱电解质，某同学分别取pH=3醋酸和盐酸各1mL，分别用蒸馏水稀释到100mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，根据强酸稀释10n倍，pH变化n个单位，弱酸变化不到n个单位，因此判断的依据是盐酸稀释后的pH=5，而醋酸溶液稀释100倍后溶液的pH＜5；故答案为：盐酸稀释后的pH=5，而醋酸溶液稀释100倍后溶液的pH＜5。(2)已知室温时，0.1 mol∙L−1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，①HA只有0.1%电离，则0.1%的HA电离出的氢离子浓度c(H＋)= 0.1 mol∙L−1×0.1%=1×10−4 mol∙L−1；②HA的电离平衡常数；③由HA电离出的c(H＋)= 1×10−4 mol∙L−1，c(OH－)= 1×10−10 mol∙L−1，则HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的倍；(3)①根据电离平衡常数得到酸强弱顺序为HCOOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3-，相同浓度酸越强其电离出的离子浓度越大，溶液导电性越强，因此溶液导电能力：HCOOH＞HClO；②HCO3-的电离方程式为HCO3- H＋＋CO32-，其电离平衡常数表达式为；③根据酸的强弱顺序，将少量CO2气体通入NaClO溶液中，该反应离子方程式ClO－＋ CO2＋ H2O = HCO3- ＋ HClO；(4)a．适当升高温度，平衡正向移动铵根浓度、氢氧根浓度增大，故a不符合题意；b．加入NH4Cl固体，铵根离子浓度增大，平衡逆向移动，氢氧根浓度减小，故b符合题意；c．通入NH3，氨水浓度增大，平衡正向移动，铵根离子浓度、氢氧根浓度增大，故c不符合题意；d．加入少量浓盐酸，氢离子消耗氢氧根，平衡正向移动，铵根离子浓度增大，故d符合题意；答案为bd。 16．25 ℃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－、HCO、CO、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 【解析】(1)酸的电离常数越大其酸性越强，CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为CH3COOH＞H2CO3＞HClO。(2)酸的电离常数越小，同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力越强，即结合H＋由强到弱的顺序为CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－。(3)酸性强弱顺序H2CO3>HClO>HCO，故少量CO2气体与NaClO溶液反应只能生成NaHCO3。 重难突破练(测试时间：20分钟) 1．如图表示常温下稀释pH均为11的AOH溶液和BOH溶液时pH的变化，下列说法不正确的是 A．碱性强弱：BOH>AOH B．若，时可说明BOH为强碱 C．稀释之前两溶液的导电性相同 D．稀释之前等体积两溶液中和相同浓度盐酸的能力：BOH>AOH 【答案】D 【解析】从图中可以看出，稀释相同倍数后，AOH的pH大，则表明AOH中n(OH-)的物质的量大，AOH中存在电离平衡，所以AOH为弱碱。A项，由于稀释时BOH的pH变化幅度更大，所以BOH的碱性强于AOH，A正确；B项，对BOH来说，当溶液稀释100倍时，其pH减小2，说明BOH在溶液中不存在电离平衡，则BOH为强碱，B正确；C项，稀释之前，由于其pH相同，则两份溶液中的阴、阳离子的总浓度相同，导电性相同，C正确；D项，根据分析可知，稀释前，c(AOH)>c(BOH)，则等体积两溶液中和相同浓度盐酸的能力AOH强，D不正确；故选D。 2．已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是( ) 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 K a＝1.75×10－5 K a＝2.98×10－8 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 A．25℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3 四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3 B．将0.1 mol·L－1的醋酸加水不断稀释，所有离子浓度均减小 C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－＝CaSO3↓＋2HClO D．少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为：CO2＋H2O＋2ClO－＝CO32－＋2HClO 【答案】A 【解析】这四种盐都是强碱弱酸盐，溶液显碱性，酸性越弱，越水解，根据电离平衡常数，HCO3－的电离平衡常数最小，则CO32－的水解程度最强，碱性最强的是Na2CO3，A正确；醋酸加水稀释，促进电离，但是pH增大，根据水的离子积Kw=c(H＋)×c(OH－)，c(OH－)增大，B错误； HClO具有强氧化性，CaSO3中的＋4价S具有还原性，两者发生氧化还原反应，生成CaSO4，C错误；根据电离平衡常数，HClO的电离平衡常数大于HCO3－的，因此反应方程式：CO2＋H2O＋ClO－=HCO3－＋HClO，D错误。 3．下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13 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NaOH溶液，电离平衡常数不变 【答案】D 【解析】A项，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。弱酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。由于碳酸的电离平衡常数Ka1=4.3×10-7比H2S氢硫酸的电离平衡常数Ka1= Ka1=9.1×10-8大，所以酸性：碳酸比氢硫酸的酸性强，A正确；B项，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项，醋酸是一元弱酸，在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释，使电离平衡正向移动，导致溶液中n(H+)有所增加，n(CH3COOH)减小，在同一溶液中，体积相同，所以加水稀释导致增大，C正确；D项，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，二者发生中和反应，放出热量，使溶液的温度升高；升高温度，能够促进电解质的电离，使弱电解质电离平衡正向移动，导致其电离平衡常数增大，D错误；故选D。 4．某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为和。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( ) A． 曲线Ⅰ代表HNO2溶液 B． 溶液中水的电离程度：b点＞c点 C． 从c点到d点，溶液中保持不变(其中、分别代表相应的酸和酸根离子) D． 相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同 【答案】C 【解析】A、由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的变化大，则Ⅱ的酸性比I的酸性强，Ⅱ代表HNO2，I代表CH3COOH，故A错误；B、酸抑制水电离，b点pH小，酸性强，对水电离抑制程度大，故B错误；C、Ⅱ代表HNO2，c(HNO2)c(OH-)/c(NO2-)=c(H+)·c(HNO2)c(OH-)/[c(H+)·c(NO2-)]=kw/k(HNO2)，kw为水的离子积常数，k(HNO2)为HNO2的电离常数，只与温度有关，温度不变，则不变，故C正确；D、体积和pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c(CH3COOH)＞c(HNO2)，分别滴加同浓度的NaOH溶液至中性，CH3COOH消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO2消耗的NaOH少，故D错误；故选C。 5．在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)与0.01 mol·L－1 的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.75×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________ mol·L－1(用含a的代数式表示)。[提示：此时a比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋)、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向①溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________ mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________c2(H＋)(填“大于”“小于”或“等于”)。 【答案】(1)小于 (2)① ②1.75a×10－5/b ③大于 【解析】(1)对于相同的弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中电离程度比0.01 mol·L－1的醋酸溶液电离程度小，则二者c(H＋)之比小于10。(2)醋酸的电离平衡常数K＝c(CH3COO－)·c(H＋)/c(CH3COOH)＝1.75×10－5，则：c(H＋)＝1．75×10－5×a(mol·L－1)2，c1(H＋)＝ mol·L－1。根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝1．75a×10－5/b mol·L－1。在醋酸溶液中加入醋酸铵会抑制醋酸的电离，使氢离子浓度减小。 6．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题： 酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO 电离平衡常数() (1)当温度升高时，K值___________(填“增大”、“减小”或“不变”)； (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，酸性最弱、最强的酸分别是___________、__________(用化学式表示)， ②下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________(填序号)， A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体 ③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式__________________。 (3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出草酸的电离方程式___________、___________，试从电离平衡移动的角度解释K1＞＞K2的原因___________。 (4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实___________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：___________。 【答案】(1)增大 (2) HCN HNO2 BD (3)ClO-+CH3COOH=CH3COOH+HClO H2C2O4H++ HC2O4- 、HC2O4-H++ C2O42- 由于一级电离H2C2O4H++ HC2O4- 产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡HC2O4-H++ C2O42-向左移动 (4)能 往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生 【解析】(1) 弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则K值增大；(2)①K值越大、电离程度越大、酸性越强，上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是HCN、HNO2 (用化学式表示)；②A项，弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则K值增大，A不满足；B项，越稀越电离。加水稀释，促进电离，温度不变K值不变，B满足；C项，加少量的CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大、抑制电离，温度不变K值不变，C不满足； D项，加少量冰醋酸，增大反应物浓度、促进电离，温度不变K值不变，D满足；E项，加氢氧化钠固体，发生反应、大量放热，温度升高， K值增大，E不满足；答案为BD。③醋酸酸性大于次氯酸，醋酸和次氯酸钠溶液能发生复分解反应，生成次氯酸和醋酸根离子。离子方程式为ClO-+CH3COOH=CH3COOH+HClO。(3)多元弱酸分步电离。已知草酸是一种二元弱酸，则草酸的一级电离方程式H2C2O4H++ HC2O4- 、二级电离方程式HC2O4-H++ C2O42-。由于一级电离H2C2O4H++ HC2O4- 产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡HC2O4-H++ C2O42-向左移动，导致K1＞＞K2。(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，则水垢中的碳酸钙和食醋发生了反应，故通过该事实能比较：醋酸酸性大于碳酸。实验中可依据强酸制备弱酸的原理来证明酸性强弱。则要通过实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱，方案为往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生，若有气体产生可证明醋酸的酸性大于碳酸。 7．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO NH3·H2O H2SO3 电离平衡常数 1.8×10－5 K1＝4.2×10－7 K2＝5.6×10－11 4.7×10－8 1.8×10－5 Ka1＝1.3×10－2 Ka2＝6.2×10－8 (1)25 ℃时，等浓度的Na2CO3溶液、CH3COONa溶液、Na2SO3溶液，3种溶液的pH由大到小的顺序为________________。 (2)工业上可用氨水除去尾气SO2。 ①若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________ mol·L－1。向该氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明矾，溶液中NH的浓度________(填“增大”或“减小”)。 ②将SO2通入氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝__________。 (3)若某溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)c(NH3·H2O)；混合前酸中c(H＋)和碱中c(OH－)的关系为c(H＋)________c(OH－)。 (4)根据表中所给的信息，向NaClO溶液中通入少量CO2气体，发生反应的离子方程式为_____________________________________________________。 【答案】(1)Na2CO3溶液>Na2SO3溶液>CH3COONa溶液 (2)①6.0×10－3 降低 增大 ②0.62 (3)小于 大于 (4)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO 【解析】(1)依据表中数据分析，电离常数：CH3COOH＞HSO>HCO，所以等浓度的Na2CO3溶液、CH3COONa溶液、Na2SO3溶液水解程度：Na2CO3溶液＞Na2SO3溶液＞CH3COONa溶液，溶液pH为Na2CO3溶液＞Na2SO3溶液＞CH3COONa溶液。(2)①若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，根据电离常数可知，溶液中的c(OH－)＝＝ mol·L－1＝6.0×10－3 mol·L－1；向该氨水中加入少量NH4Cl固体，铵根离子浓度增大，抑制氨水的电离，氢氧根离子浓度减小，溶液的pH降低；若加入少量明矾，铝离子的水解促进氨水的电离，溶液中NH的浓度增大；②根据H2SO3的Ka2＝6.2×10－8可知，＝6.2×10－8，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝0.62。(3)25 ℃时，将a mol·L－1稀盐酸和b mol·L－1氨水等体积混合后，溶液呈中性，则混合后溶液的pH＝7，当a＝b时，两溶液恰好反应生成氯化铵，溶液显酸性，若使溶液的pH＝7，则一水合氨的浓度应该稍大一些，即a<b，故c(HCl) 小于c(NH3·H2O)；酸是强酸完全电离，碱是弱碱不完全电离且反应后促进碱的电离后氢氧根离子浓度等于氢离子浓度，故混合前酸中c(H＋)大于碱中c(OH－)。(4)根据表中所给的信息，电离常数H2CO3>HClO > HCO，故向NaClO溶液中通入少量CO2气体，发生反应的离子方程式为：ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO。 8．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题： 酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO 电离平衡常数() (1)当温度升高时，K值___________(填“增大”、“减小”或“不变”)； (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，酸性最弱、最强的酸分别是___________、__________(用化学式表示)， ②下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________(填序号)， A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体 ③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式__________________。 (3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出草酸的电离方程式___________、___________，试从电离平衡移动的角度解释K1＞＞K2的原因___________。 (4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实___________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：___________。 【答案】(1)增大 (2) HCN HNO2 BD (3)ClO-+CH3COOH=CH3COOH+HClO H2C2O4H++ HC2O4- 、HC2O4-H++ C2O42- 由于一级电离H2C2O4H++ HC2O4- 产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡HC2O4-H++ C2O42-向左移动 (4)能 往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生 【解析】(1) 弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则K值增大；(2)①K值越大、电离程度越大、酸性越强，上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是HCN、HNO2 (用化学式表示)；②A项，弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则K值增大，A不满足；B项，越稀越电离。加水稀释，促进电离，温度不变K值不变，B满足；C项，加少量的CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大、抑制电离，温度不变K值不变，C不满足； D项，加少量冰醋酸，增大反应物浓度、促进电离，温度不变K值不变，D满足；E项，加氢氧化钠固体，发生反应、大量放热，温度升高， K值增大，E不满足；答案为BD。③醋酸酸性大于次氯酸，醋酸和次氯酸钠溶液能发生复分解反应，生成次氯酸和醋酸根离子。离子方程式为ClO-+CH3COOH=CH3COOH+HClO。(3)多元弱酸分步电离。已知草酸是一种二元弱酸，则草酸的一级电离方程式H2C2O4H++ HC2O4- 、二级电离方程式HC2O4-H++ C2O42-。由于一级电离H2C2O4H++ HC2O4- 产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡HC2O4-H++ C2O42-向左移动，导致K1＞＞K2。(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，则水垢中的碳酸钙和食醋发生了反应，故通过该事实能比较：醋酸酸性大于碳酸。实验中可依据强酸制备弱酸的原理来证明酸性强弱。则要通过实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱，方案为往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生，若有气体产生可证明醋酸的酸性大于碳酸。 4 / 25 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题05 电离平衡 考查重点 命题角度 强电解质与弱电解质 能从微观层面理解强、弱电解质的本质区别，并正确书写电离方程式。 弱电解质的电离平衡及影响因素 掌握弱电解质的电离平衡及其特征，理解影响电离平衡的因素。 电离平衡常数及应用 理解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系 水的电离与水的离子积常数 认识水的电离平衡，了解水的离子积常数；能运用弱电解质的电离模型分析水的电离，发展应用模型解决问题的能力。 溶液的酸碱性与pH 认识溶液的酸碱性与pH的关系，会能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液的pH；了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。 酸碱中和滴定 理解利用酸碱中和滴定法测强酸、强碱溶液浓度的原理、方法和误差分析；能通过酸碱中和滴定的方法测定酸或碱的浓度。 一、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_____________ 不同点 电离程度 ________电离 ________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_____________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 ________：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 ________：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_____________ 等 电离速率与离子结合成分子的速率________ 动 离子、分子的浓度保持________ 动 电离过程与离子结合成分子过程________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) ________，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。 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________，离子结合成分子机会________，越________电离 温度 电解质电离要断键，即电离是________的，故_____________ 同离子效应 即加入与弱电解质具有_____________的强电解质，则能________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 ________ ________ ________ ________ 加入少量冰醋酸 ________ ________ ________ ________ 通入HCl(g) ________ ________ ________ ________ 加NaOH(s) ________ ________ ________ ________ 加CH3COONa(s) ________ ________ ________ ________ 升高温度 ________ ________ ________ ________ 二、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＝＝≈ 5．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数________，酸性(或碱性________。 (2)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 (4)根据电离平衡常数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。 6．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________。 (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________。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越________。 题型一 强电解质与弱电解质判断 【典例1】下列物质的分类组合全部正确的是( ) 选项 强电解质 弱电解质 非电解质 A NaCl HF Cl2 B NaHSO4 NaHCO3 CCl4 C Ba(OH)2 HCl Cu D AgCl H2S C2H5OH 方｜法｜点｜拨 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离程度 几乎完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中的粒子种类 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水 【变式1-1】(2024-2025·浙江省台州市山海协作体高二期中)下列属于弱电解质的是( ) A．饱和食盐水 B．冰醋酸 C．C2H5OH D．硫酸钡 【变式1-2】下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是( ) A．熔化时不导电 B．不是离子化合物，而是共价化合物 C．水溶液的导电能力很差 D．溶液中溶质分子和电离出的离子共存 【变式1-3】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 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 H2O 题型二 电离方程式 【典例2】(2024-2025·浙江省温州市十校联合体高二期中)在水溶液中，下列电离方程式正确的是( ) A．CH3COOH=CH3COO-+H+ B．NH3·H2ONH4++OH- C．NaHCO3Na++HCO3- D．H2CO32H++CO32-- 强电解质 弱电解质 电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 方｜法｜点｜拨 【变式2-1】下列电离方程式书写正确的是( ) A．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO32- B．HFH＋＋F－ C．H2SO42H＋＋SO42- D．CH3COONH4H3COO－＋NH4+ 【变式2-2】(2024-2025·浙江省金兰教育合作组织高二期中)下列电离方程式的书写正确的是 A．HCO3-+H2OCO32-+H3O+- B．BaSO4Ba2++SO42- C．NH4++H2O=NH3·H2O+H+ D．H2CO32H++CO32- 【变式2-3】在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是( ) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 题型三 实验验证强、弱电解质 【典例3】下列关于证明醋酸是弱电解质的实验方法不正确的是( ) A．常温下，测定0.1mol·L-1CH3COOH的pH值，若pH大于1，即可证明为弱电解质 B．等体积的0.1mol·L-1HCl和0.1mol·L-1醋酸溶液，分别与等量的相同颗粒度的Zn反应，观察产生气泡的速率，即可证明 C．等体积的0.1mol·L-1HCl和 0.1mol·L-1醋酸溶液，比较中和这两种酸所需相同物质的量浓度的NaOH溶液的体积，即可证明 D．常温下，测一定浓度的CH3COONa溶液的pH值，若pH大于7，即可证明 方｜法｜点｜拨 要判断某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元弱酸HA为例，证明它是弱电解质的常用方法有： 方法 依据(实验设计或现象) 结论 (1)酸溶液的pH ①0.1 mol·L－1的HA溶液的pH＞1(室温下)； ②将pH＝2的HA溶液稀释100倍，稀释后2＜pH ＜4； ③向HA溶液中滴加2滴石蕊试液，溶液呈红色，再加入少量NaA晶体，红色变浅 HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)还能证明HA的酸性比H2CO3弱 (2)盐溶液的pH NaA溶液的pH＞7(室温下) (3)溶液的导电性 0.1 mol·L－1的HCl和HA溶液，前者的导电能力明显更强 (4)与金属反应的速率 相同浓度的HCl与HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的金属或碳酸盐反应，前者的反应速率快 (5)其钠盐能与弱酸反应生成HA CO2通入NaA溶液中有HA生成 (6)不与碳酸氢钠溶液反应 HA溶液不与NaHCO3溶液反应 【变式3-1】下列不能用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法的是( ) A．向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大 B．pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大 C．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液的pH>1 D．相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同 【变式3-2】下列事实不能证明亚硝酸(HNO2)是弱酸的是( ) A．0.01mol·L-1的HNO2溶液的pH=3 B．HNO2溶液的导电能力比盐酸弱 C．25℃时NaNO2溶液的pH大于7 D．25℃时将pH=2的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，溶液的pH=3.7 【变式3-3】已知NH3·H2O为弱碱，下列实验事实能证明某酸HA为弱酸的是( ) A．浓度为0.1 mol·L－1HA的导电性比浓度为0.1 mol·L－1硫酸的导电性弱 B．0.1 mol·L－1 NH4A溶液的pH等于7 C．0.1 mol·L－1的HA溶液能使甲基橙变红色 D．等物质的量浓度的NaA和HA混合溶液pH小于7 题型四 电离平衡的移动 【典例4】醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-，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Ka增大 B．0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH-)增大 C．向CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 方｜法｜点｜拨 (1)浓度。对于同一弱电解质，浓度越大，电离平衡越向右移动，但是电离程度减小；浓度越小，电离程度越大，即溶液加水稀释时，电离平衡向着电离的方向移动，即“越稀越电离”。 (2)温度。由于弱电解质的电离过程一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡向着电离的方向移动。 (3)同离子效应。在弱电解质溶液中加入同弱电解质电离产生相同离子的强电解质时，电离平衡将逆向移动。 (4)化学反应。在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动。 【变式4-1】醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH+＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( ) A．0.1 mol/L 的CH3COOH 溶液加水稀释或加热均可使CH3COO－的物质的量增多 B．0.1 mol/L 的CH3COOH 溶液加水稀释，c(CH3COO－)/［c(CH3COOH) ·c(OH－)］不变 C．向0.1 mol/L CH3COOH溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度增大 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中c(CH3COOH)/c(CH3COO－)的值减小 【变式4-2】在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2ONH3·H2ONH4++ OH— ，对于该平衡，下列叙述正确的是( ) A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的pH减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH— ) 都增大 【变式4-3】(2024-2025·浙江省浙里特色联盟高二期中)次氯酸溶液中存在电离平衡：HClO H++ClO-，下列叙述不正确的是( ) A．pH=4的HClO溶液加水稀释10倍，pH＞5 B．降低温度，平衡逆向移动，次氯酸的电离常数Ka减小 C．加入NaOH固体，溶液中的值增大 D．欲使0.1mol·L-1次氯酸溶液的、电离程度都减小，可加入1mol·L-1次氯酸溶液 题型五 电离平衡常数的意义及应用 【典例5】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－不能够发生 C．V升HY溶液，加入水使溶液体积为2V，则Q=K(HY)，平衡正向移动，促进HY电离 D．0.1 mol·L－1 HX溶液加水稀释，值变小 方｜法｜点｜拨 电离常数的4大应用 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：常温下，CH3COOH的Ka＝1.8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO 判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa 判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中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↑ 判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大 【变式5-1】已知下面三个数据：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( ) A．Ka(HF)＝6.3×10－4 B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10 C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 【变式5-2】根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是( ) 化学式 电离常数 HClO K＝3×10－8 H2CO3 Ka1＝4×10－7、Ka2＝6×10－11 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HclO 【变式5-3】填写下列空白。 (1)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO3-+H+的电离常数K1=______________ (已知：10-5.60=2.5×10-6)。 (2)已知室温时，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，此酸的电离常数约为______________。 (3)在25 ℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4+)=c(Cl-)，则溶液显______________ (填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=______________。 (4)常温下，将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka=______________ (用含a和b的代数式表示)。  (5)25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水，溶液呈中性，则所滴加氨水的浓度为______________ mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5] 基础通关练(测试时间：20分钟) 1．下列物质的水溶液能导电，且属于强电解质的是( ) A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO2 2．下列有关电解质、强电解质、弱电解质的分类正确的是( ) A B C D 电解质 Cu CO2 NaCl NaOH 强电解质 HCl Ba(OH)2 HClO4 BaSO4 弱电解质 CH3COOH H2O Fe(SCN)3 氨水 3．下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是( ) A．熔化时不导电 B．不是离子化合物，而是共价化合物 C．水溶液的导电能力很差 D．溶液中溶质分子和电离出的离子共存 4．在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是( ) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 5．下列电离方程式正确的是( ) A．NaHSO4= Na++ HSO4- B．NaHCO3Na++H++CO32- C．H3PO43H++PO43- D．HF H++F- 6．在0.2 mol·L－1的CH3COOH溶液中，当CH3COOHH＋＋CH3COO－已达平衡时，若要使CH3COOH的电离程度减小，溶液中的c(H＋)增大，应加入( ) A．CH3COONa固体 B．氨水 C．HCl D．H2O 7．对下列图示描述错误的是( ) A．图1为CH3COOH在水中电离示意图 B．图2为HCl在水中电离示意图 C．图3为HI分解反应中分子碰撞时能量不足示意图 D．图4为HI分解反应中分子发生有效碰撞时示意图 8．在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2ONH3·H2ONH4++ OH— ，对于该平衡，下列叙述正确的是( ) A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的pH减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH— ) 都增大 9．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离程度和浓度关系的是( ) 10．根据下表数据(均在同温、同压下测定)，可得出弱电解质的强弱顺序为( ) 酸 HX HY HZ 电离常数 7.2×10－4 1.8×10－6 1.8×10－8 A．HX＞HY＞HZ B．HZ＞HY＞HX C．HY＞HZ＞HX D．HZ＞HX＞HY 11．在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3溶液中溶质的电离常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、Ka1=4.0×10-6、Ka2=4.5×10-7，其中氢离子浓度最小的是( ) A．HNO2溶液 B．HCOOH溶液 C．HCN溶液 D．H2CO3溶液 12．从植物花汁中提取的一种有机物，可简化表示为HIn，在水溶液中因存在下列电离平衡，故可用作酸、碱指示剂： 在上述溶液中加入适量下列物质，最终能使指示剂显黄色的是( ) A．盐酸 B．NaHCO3溶液 C．NaHSO4溶液 D．NaClO(固体) 13．在相同温度下，100mL 0.1mol·L-1的醋酸与10mL 1mol·L-1的醋酸相比较，下列说法正确的是( ) A．溶液中H＋的物质的量前者大于后者 B．前者的电离程度小于后者 C．发生中和反应时所需NaOH的量前者大于后者 D．溶液中CH3COOH的物质的量前者大于后者 14．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pH＜1 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 15．回答下列问题： (1)为了证明醋酸是弱电解质，某同学分别取pH=3醋酸和盐酸各1mL，分别用蒸馏水稀释到100mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是_______。 (2)已知室温时，0.1 mol∙L−1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题： ①该溶液中c(H＋)=_______ mol∙L−1。 ②HA的电离平衡常数K=_______。 ③由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的_______倍。 (3)部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2CO3 HClO 电离平衡常数/25 ℃ K=1.77×10-4 K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11 3.0×10-8 ①在相同浓度的HCOOH和HClO的溶液中，用“＞”“＜”或“=”填空。 溶液导电能力：HCOOH_______HClO。 ②HCO3-的电离平衡常数表达式为_______ ③将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应离子方程式_______。 (4)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O NH4+＋OH－，如想增大NH4+的浓度而不增大OH－的浓度，应采取的措施是_______ (填字母)。 A．适当升高温度 B．加入NH4Cl固体 C．通入NH3 D．加入少量浓盐酸 16．25 ℃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－、HCO、CO、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： ______________________________________________________________________。 重难突破练(测试时间：20分钟) 1．如图表示常温下稀释pH均为11的AOH溶液和BOH溶液时pH的变化，下列说法不正确的是 A．碱性强弱：BOH>AOH B．若，时可说明BOH为强碱 C．稀释之前两溶液的导电性相同 D．稀释之前等体积两溶液中和相同浓度盐酸的能力：BOH>AOH 2．已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是( ) 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 K a＝1.75×10－5 K a＝2.98×10－8 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 A．25℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3 四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3 B．将0.1 mol·L－1的醋酸加水不断稀释，所有离子浓度均减小 C．少量的SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－＝CaSO3↓＋2HClO D．少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为：CO2＋H2O＋2ClO－＝CO32－＋2HClO 3．下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8 Ka2=1.1×10-12 Ka1=7.5×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=2.2×10-13 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NaOH溶液，电离平衡常数不变 4．某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为和。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( ) A． 曲线Ⅰ代表HNO2溶液 B． 溶液中水的电离程度：b点＞c点 C． 从c点到d点，溶液中保持不变(其中、分别代表相应的酸和酸根离子) D． 相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同 5．在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)与0.01 mol·L－1 的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.75×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________ mol·L－1(用含a的代数式表示)。[提示：此时a比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋)、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向①溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________ mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________c2(H＋)(填“大于”“小于”或“等于”)。 6．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题： 酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO 电离平衡常数() (1)当温度升高时，K值___________(填“增大”、“减小”或“不变”)； (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，酸性最弱、最强的酸分别是___________、__________(用化学式表示)， ②下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________(填序号)， A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体 ③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式__________________。 (3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出草酸的电离方程式___________、___________，试从电离平衡移动的角度解释K1＞＞K2的原因___________。 (4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实___________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：___________。 7．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO NH3·H2O H2SO3 电离平衡常数 1.8×10－5 K1＝4.2×10－7 K2＝5.6×10－11 4.7×10－8 1.8×10－5 Ka1＝1.3×10－2 Ka2＝6.2×10－8 (1)25 ℃时，等浓度的Na2CO3溶液、CH3COONa溶液、Na2SO3溶液，3种溶液的pH由大到小的顺序为________________。 (2)工业上可用氨水除去尾气SO2。 ①若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________ mol·L－1。向该氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明矾，溶液中NH的浓度________(填“增大”或“减小”)。 ②将SO2通入氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝__________。 (3)若某溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)c(NH3·H2O)；混合前酸中c(H＋)和碱中c(OH－)的关系为c(H＋)________c(OH－)。 (4)根据表中所给的信息，向NaClO溶液中通入少量CO2气体，发生反应的离子方程式为_____________________________________________________。 8．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题： 酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO 电离平衡常数() (1)当温度升高时，K值___________(填“增大”、“减小”或“不变”)； (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，酸性最弱、最强的酸分别是___________、__________(用化学式表示)， ②下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________(填序号)， A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体 ③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式__________________。 (3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出草酸的电离方程式___________、___________，试从电离平衡移动的角度解释K1＞＞K2的原因___________。 (4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实___________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：___________。 16 / 17 学科网（北京）股份有限公司 $