专题3 第一单元 第2课时 电离平衡常数-【金版新学案】2025-2026学年新教材高二化学选择性必修1同步课堂高效讲义教师用书word（苏教版）

第2课时　电离平衡常数 [学习目标]　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。2.能进行电离平衡常数及电离度的有关计算。 任务一　电离平衡常数 1.电离平衡常数的概念 在一定条件下弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，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.电离平衡常数表示方法 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数： CH3COOH电离常数的表达式： Ka＝。 NH3·H2O电离平衡常数的表达式： Kb＝。 (2)多元弱酸的电离常数： H2CO3H＋＋HC　 Ka1＝； HCH＋＋C　 Ka2＝。 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。 [交流研讨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在某温度下的电离常数，若已知下列反应可以发生： 学生用书⬇第92页 NaCN＋HNO2HCN＋NaNO2 NaCN＋HFHCN＋NaF NaNO2＋HFHNO2＋NaF 则Ka(HCN)　　　　Ka(HNO2)　　　　Ka(HF)(填“＜”或“＞”)。 提示：＜　＜ 4.电离平衡常数的影响因素 (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本身的性质所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 5.电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：在一定温度下，当弱酸(或弱碱)的浓度相同时电离常数越大，弱酸的酸性(或弱碱的碱性)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＋CH3COOHCH3COONa＋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。 (4)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中Ka＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝Ka，Q＜Ka，平衡向电离方向移动。 [交流研讨2]　已知在25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4， HCN：Ka＝4.9×10－10， H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11， 试写出下列反应的化学方程式。 (1)HCOOH和NaCN反应：　　　　　　　　　　　　　。 (2)将CO2通入到NaCN溶液中：　　　　　　　　　　　　　。 (3)将Na2CO3溶液滴到HCOOH溶液中：　　　　　　　　　　　　　。 提示：(1)HCOOH＋NaCNHCOONa＋HCN (2)NaCN＋H2O＋CO2HCN＋NaHCO3 (3)2HCOOH＋Na2CO32HCOONa＋H2O＋CO2↑ 1.下列说法正确的是(　　) A.电离平衡常数受溶液浓度的影响 B.电离平衡常数不可以表示弱电解质的相对强弱 C.电离常数大的酸溶液中c(H＋)一定比电离常数小的酸中大 D.H2CO3的电离常数表达式： K＝ 答案：D 解析：电离平衡常数只与温度有关，A错误；电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，B错误；酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，C错误。 2.稀释0.1 mol·L－1的醋酸溶液时，始终保持增大趋势的是(　　) A.c(H＋ B. C. D. 答案：B 解析：稀释时平衡向电离的方向移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，故保持增大趋势，又＝，所以B正确。 3.已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离常数如下表： 弱电解质 电离常数(Ka) HClO Ka＝4.0×10－8 H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　) A.S、HC B.ClO－、HC C.HS、C D.HClO、HC 答案：C 解析：根据表中电离常数可知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HS＞HClO＞HC；根据“较强酸制取较弱酸”的反应规律，判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HS＞HC，则S、HC不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO＞HC，则ClO－、HC不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HS＞HC，则HS、C反应生成S和HC，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3＞HClO，HClO、HC不能反应，可以大量共存，D不符合题意。 任务二　电离度及有关计算 1.电离度的概念 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。 2.电离度的数学表达式 α＝×100％ 或α＝×100％ 或α＝×100％。 3.电离度的意义 (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。 4.电离度的影响因素 [交流研讨1]　正误判断 (1)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(×) (2)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×) (3)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(×) (4)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(√) 5.电离常数的相关计算(以弱酸HX为例) 　　　　　　　　　HX　　　　　H＋　＋　X－ 起始/(mol·L－1) c0(HX) 0 0 平衡/(mol·L－1) c0(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 则Ka＝＝。 (1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则Ka≈，代入数值求解即可。 (2)已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于Ka值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈，代入数值求解即可。 (3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈。 [交流研讨2]　以一元弱酸HA为例试推导电离常数和电离度的关系。 提示：　　HA　　　 H＋　＋　A－ 起始： c酸 0 0 平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α Ka＝＝，因为α很小，所以1－α≈1，即Ka＝c酸·α2，所以α＝。 1.0.10 mol·L－1HA溶液中有1％的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为(　　) A.1.0×10－5 B.1.0×10－7 C.1.0×10－8 D.1.0×10－9 答案：A 解析：电离的HA的物质的量浓度为c(HA)＝0.10 mol·L－1×1％＝1.0×10－3mol·L－1，根据：HAH＋＋A－，则平衡时：c(H＋)＝c(A－)＝1.0×10－3mol·L－1，c(HA)平＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3mol·L－1≈1.0×10－1mol·L－1，将有关数据代入平衡常数表达式得：Ka＝＝1.0×10－5。 2.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：　　　　　　　。 (2)BOH的电离度α＝　　　　。 (3)BOH的电离平衡常数Kb＝　　　　。 答案：(1)BOHB＋＋OH－　(2)1％　 (3)1×10－5 解析：(2)因c(BOH)初始＝0.1 mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝×100％＝1％，(1)BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－，(3)电离平衡时c(BOH)平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。 1.已知在25 ℃时，K＝＝1.8×10－5，其中K是该温度下CH3COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是(　　) A.向该溶液中加入一定量的硫酸，K增大 B.升高温度，K增大 C.向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大 D.向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K增大 答案：B 解析：电离常数与浓度无关，只受温度影响。 2.在25 ℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、Ka1＝4.3×10－7和Ka2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最大的是(　　) A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3 答案：A 解析：相同温度下，相同浓度的酸溶液中酸的电离平衡常数越大，则该酸的酸性越强，酸溶液中氢离子浓度越大，H2CO3以第一步电离为主，根据电离平衡常数知，酸的酸性强弱顺序是HNO2＞HCOOH＞H2CO3＞HCN，所以氢离子浓度最大的酸是HNO2。 3.已知某温度下H2CO3的电离常数：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11，HClO的电离常数：2.95×10－8。反应：Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO浓度增大可加入(　　) A.NaOH固体 B.浓盐酸 C.NaHCO3固体 D.水 答案：C 解析：要使HClO浓度增大，必须使平衡右移，且加入的物质不与HClO反应，加入NaOH固体时，平衡虽然右移，但HClO也参与反应，导致c(HClO)减小；加入浓盐酸时，平衡左移，c(HClO)减小；加水稀释时，c(HClO)也减小；因K1＞K(HClO)，加入NaHCO3固体时，NaHCO3只与盐酸反应不与HClO反应，使平衡右移，c(HClO)增大，所以选C。 4.已知25 ℃，醋酸溶液中各微粒存在下述关系：K＝＝1.8×10－5，下列有关说法可能成立的是(　　) A.25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5 B.25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝2×10－4 C.标准状况下，醋酸溶液中K＝1.8×10－5 D.升高到一定温度，K＝7.2×10－5 答案：D 解析：题中K为醋酸电离常数的表达式，由于电离常数不随浓度变化而变化，只随温度变化而变化，所以排除A、B项；醋酸的电离是吸热的，所以升高温度，K增大，降低温度，K减小。标准状况下(0 ℃)，温度低于25 ℃，则K小于1.8×10－5，所以C项错误。 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1.8×10－5。 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：此时电离度比较小，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若该温度时向该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＋)　　　(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 答案：(1)小于　(2)①　 ②　③大于 解析：(1)对于弱电解质溶液，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)①醋酸的电离平衡常数K＝＝1.8×10－5，则(H＋)＝1.8×10－5×a mol·L－1，c1(H＋)＝ mol·L－1。②根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝ mol·L－1。③在醋酸溶液中加入醋酸铵，使c(CH3COO－)增大，醋酸的电离平衡左移，使氢离子浓度减小。 课时测评21　电离平衡常数 (时间：45分钟　满分：60分) (本栏目内容，在学生用书中以独立形式分册装订！) 1－9题，每小题4分，共36分。 题点1　电离常数及其应用 1.将两份浓度均为0.1 mol·L－1的氨水分别稀释2倍、温度升高2 ℃，得到P、Q两份溶液，下列关于P、Q的比较正确的是(　　) A.c(OH－)：P＞Q B.c(N)：P＞Q C.NH3·H2O的电离程度：P中增大，Q中减小 D.电离平衡常数K：P＜Q 答案：D 解析：氨水电离，NH3·H2ON＋OH－　ΔH＞0，加水稀释，电离程度增大，但c(NH3·H2O)、c(N)、c(OH－)因稀释而减小；温度升高，平衡正向移动，c(NH3·H2O)减小，c(N)、c(OH－)增大。由分析可知，两溶液中c(N)：P＜Q，B错误；c(OH－)：P＜Q，A错误；NH3·H2O的电离程度：P、Q中均增大，C错误；NH3·H2O的电离是吸热反应，温度越高，电离平衡常数越大，故电离平衡常数K：P＜Q，D正确。 2.已知H2CO3的Ka1＝4.3×10－7，H2S的Ka1＝9.1×10－8，CH3COOH的Ka＝1.8×10－5，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.向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 答案：C 解析：电离平衡常数越大，该酸就越容易电离，溶液的酸性就越强。由于电离平衡常数Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)，所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确；多元弱酸分步电离，存在电离平衡，以第一步电离为主，则多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；由溶液呈电中性可知：c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，稀释过程中，c(H＋)和c(CH3COO－)减小，c(OH－)增大，则＝的值会减小，C错误；弱酸的电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，则向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变，D正确。 3.某些弱酸在25 ℃时的电离常数(Ka)如下： 化学式 CH3COOH HCN HClO H2CO3 电离常数(Ka) 1.8×10－5 4.9×10－10 3.0×10－8 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 下列反应不能发生的是(　　) A.CH3COOH＋NaCNCH3COONa＋HCN B.NaHCO3＋HCNNaCN＋CO2＋H2O C.CH3COOH＋Na2CO3NaHCO3＋CH3COONa D.CO2＋H2O＋NaClONaHCO3＋HClO 答案：B 解析：根据弱酸电离平衡常数可知，酸性强弱：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞HC；根据强酸制弱酸原理，反应CH3COOH＋NaCNCH3COONa＋HCN可以发生，A不符合题意；酸性：H2CO3＞HCN，根据强酸制弱酸原理，反应NaHCO3＋HCNNaCN＋CO2＋H2O不能发生，B符合题意；根据强酸制弱酸原理，反应CH3COOH＋Na2CO3NaHCO3＋CH3COONa可以发生，C不符合题意；根据强酸制弱酸原理，反应CO2＋H2O＋NaClONaHCO3＋HClO可以发生，D不符合题意。 4.根据下表提供的数据可知，室温下在溶液中能大量共存的微粒组是(　　) 化学式 HCN H2CO3 CH3COOH 电离平衡常数 4.9×10－10 K1＝4.5×10－7 K2＝4.7×10－11 1.75×10－5 A.HCN、HC、CN－、C B.HCN、HC、CH3COO－、CN－ C.H2CO3、HC、CH3COO－、CN－ D.HC、CH3COOH、CN－、C 答案：B 解析：因为K(HCN)＞K2(H2CO3)，所以HCN与C能发生反应生成CN－和HC，则HCN与C不能大量共存，A不符合题意； 因为K(HCN)＜K1(H2CO3)，所以H2CO3与CN－不能大量共存，C不符合题意；因为K2(H2CO3)＜K(HCN)＜K1(H2CO3)＜K(CH3COOH)，所以CH3COOH与HC、CN－、C都不共存，D不符合题意。 5.25 ℃时，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 9×10－8 1×10－5 1×10－3 A.三种酸的酸性强弱关系：HX＞HY＞HZ B.HZ和Y－不共存 C.25 ℃时，0.1 mol·L－1的HZ溶液的c(H＋)＝0.000 1 mol·L－1 D.相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离程度大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离程度 答案：B 解析：由电离常数可知，这三种酸的强弱顺序是HZ＞HY＞HX，故A错误；由于酸性：HZ＞HY，所以HZ与Y－反应生成HY，故HZ和Y－不共存，故B正确；HZ溶液Ka＝＝1.0×10－3，由于c(H＋)近似等于c(Z－)，0.1 mol·L－1的HZ溶液中c(H＋)＝＝＝0.01 mol·L－1，故C错误；相同温度下，弱酸的浓度越小，电离程度越大，故D错误。 题点2　电离常数、电离度的有关计算 6.已知室温时，0.1 mol·L－1 某一元酸HA在水中有0.2％发生电离，下列叙述错误的是(　　) A.升高温度，溶液的酸性增强 B.该溶液的c(H＋)是2×10－4 mol·L－1 C.此一元酸的电离平衡常数约为1×10－7 D.向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H＋)减小 答案：C 解析：升高温度促进HA电离，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，故A正确；0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.2％发生电离，则HA是弱酸，溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1×0.2％＝2×10－4 mol·L－1，故B正确；室温时，电离平衡常数K＝＝≈4×10－7，故C错误；越稀越电离，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，n(H＋)增大，由于溶液体积增大程度影响更大，c(H＋)减小，故D正确。 7.常温下，一种解释阿司匹林有效成分乙酰水杨酸(用HA表示，Ka＝1×10－3.0)药物在人体吸收模式如下： 该膜允许HA分子自由通过而不能通过离子。下列说法错误的是(　　) A.血浆中c(A－)比胃中大 B.在血浆中，＞1×10－4.4 C.在胃中，＝1×10－2.0 D.总药量之比≈1×104.4 答案：B 解析：如图可知，胃液酸性强，H＋浓度大，抑制HA的电离，故血浆中HA电离程度比胃中大，A正确；在血浆中＝＝＝＜＝＝1×10－4.4，B错误；在胃中c(H＋)＝1.0×10－1.0 mol·L－1，根据Ka＝＝1×10－3.0 可得＝1×10－2.0，C正确；未电离的HA可自由穿过该膜且达到平衡，血浆和胃中c(HA)相等，＝＝＝＝≈1×104.4，D正确。 8.25 ℃时，有关物质的电离平衡常数如下表。下列有关说法中正确的是(　　) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 电离常数 Ka＝1.8×10－5 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 A.等浓度的CH3COO－、HC、C、CN－中，结合质子能力最强的是CN－ B.将少量CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是CO2＋H2O＋2CN－2HCN＋C C.向稀醋酸中加水稀释的过程中，的值减小 D.0.2 mol·L－1稀醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈1.9×10－3 mol·L－1 答案：D 解析：Ka越小，酸性越弱，其对应酸根结合氢离子的能力越强，所以等浓度的CH3COO－、HC、C、CN－中，结合质子能力最强的是C，故A错误；因为酸性HCN＞HC，根据强酸制弱酸原理，将少量CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是CO2＋H2O＋CN－HCN＋HC，故B错误；＝，电离常数不变，加水稀释时氢离子浓度减小，所以增大，故C错误；根据醋酸电离平衡方程式，设发生电离的醋酸的浓度为x mol·L－1，列三段式： 　　　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始/(mol·L－1) 0.2　　　　　　0　　　　　0 变化/(mol·L－1) x　　　　　　　x　　　 　x 平衡/(mol·L－1) 0.2－x　　　　 x　　　 　x 即Ka(CH3COOH)＝＝＝1.8×10－5，因其电离程度较小，可近似处理0.2－x≈0.2，解得x≈1.9×10－3 mol·L－1，即c(CH3COO－)≈1.9×10－3 mol·L－1，故D正确。 9.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：K5＞K4＞K3 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，电离程度越大，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溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小 答案：A 解析：在相同温度下，弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大，但电离常数不变，所以K1＝K2＝K3，B不正确； 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； 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不正确。 10.(14分)已知：25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 H2SO3 H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 回答下列问题： (1)HClO的电离方程式为　　　　　　　　　　　　　。 (2)上述三种酸的酸性由强到弱的顺序为　　　　　　　　(用分子式填写)。 (3)向H2SO3溶液中加入Ba(OH)2溶液时，溶液中c(H＋)　　　　(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(S)　　　　　。 (4)用蒸馏水稀释0.01 mol·L－1的HClO溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而减小的是　　　　(填字母)。 A. B. C. D. (5)将SO2通入饱和NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为　　 　　　　　 　　　　　；将SO2通入NaClO溶液中，发生反应的离子方程式为　　　　　　　 　　　　　　　。 (6)向0.1 mol·L－1的HClO溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时测得溶液中的c(H＋)＝0.05 mol·L－1，则溶液中c(ClO－)＝　　　　　mol·L－1。 答案： (1)HClOH＋＋ClO－ (2)H2SO3＞H2CO3＞HClO 　(3)减小　减小 (4)AC　(5)SO2＋HCCO2＋HS　SO2＋ClO－＋H2OS＋Cl－＋2H＋(或SO2＋3ClO－＋H2OCl－＋S＋2HClO) (6)4.0×10－8 解析：(1)HClO属于一元弱酸，不完全电离，其电离方程式为HClOH＋＋ClO－。(2)电离常数大的弱酸，酸性强，以上三种酸的酸性强弱顺序为H2SO3＞H2CO3＞HClO。(3)向H2SO3溶液中加入Ba(OH)2溶液时，发生反应H2SO3＋Ba(OH)2BaSO3↓＋2H2O，所以溶液中c(H＋)和c(S)均减小。(4)稀释时，电离平衡HClOH＋＋ClO－向右移动，溶液中HClO、H＋、ClO－浓度减小，H＋、ClO－数目增大。＝，其中n(H＋)增大，n(HClO)减小，比值减小，故A正确；＝，其中n(HClO)减小，n(ClO－)增大，比值增大，故B错误；中，c(H＋)减小，Ka(HClO)不变，比值减小，故C正确；＝，其中Ka(HClO)不变，比值不变，故D错误。故选AC。(5)根据表中数据，酸性H2SO3＞H2CO3＞HS＞HClO＞HC，所以将SO2通入饱和NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为SO2＋HCCO2＋HS；将SO2通入NaClO溶液中，发生氧化还原反应，反应的离子方程式为SO2＋ClO－＋H2OS＋Cl－＋2H＋或SO2＋3ClO－＋H2O2HClO＋S＋Cl－。(6)根据电离平衡HClOH＋＋ClO－，平衡常数Ka(HClO)＝，其中c(H＋)＝0.05 mol·L－1、c(HClO)＝0.05 mol·L－1，Ka(HClO)＝4.0×10－8，解得c(ClO－)＝4.0×10－8 mol·L－1。 11.(10分)已知25 ℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示，请回答下列问题： 物质 CH3COOH NH3·H2O H2CO3 H2SO3 电离常数(K) 1.8×10－5 1.8×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 K1＝1.3×10－2 K2＝6.3×10－8 (1)H2CO3的第二级电离平衡常数的表达式K2＝　　　　　　　　　。 (2)室温下，浓度均为0.1 mol·L－1醋酸和一水合氨溶液，它们的电离度　　　　　　(填“相等”或“不相等”)。 (3)下列方法中，可以使0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液中CH3COOH电离程度增大的是　　　　(填字母)。 A.通入少量NH3 B.加入少量冰醋酸 C.加入少量醋酸钠固体 D.加入少量水 (4)向Na2CO3溶液中加入足量的NaHSO3溶液，反应的离子方程式为　　　　　　　　。 (5)现取20 mL c(H＋)＝0.001 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，测得溶液导电性变化如图，则加入氨水前CH3COOH的电离度为　　　　。 答案：(1)　(2)相等　(3)AD (4)HS＋CHC＋S　(5)1％ 解析：(1)H2CO3的二级电离方程式为HCH＋＋C，平衡常数表达式为K2＝。(2)由于醋酸和一水合氨的电离常数相等，所以等浓度的醋酸和一水合氨的电离度相等。(3)醋酸电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋，通入少量氨气，消耗氢离子，平衡正向移动，CH3COOH电离程度增大，A正确；加入少量冰醋酸，CH3COOH的浓度增大，CH3COOH电离程度减小，B错误；加入少量醋酸钠固体，醋酸根离子浓度增大，平衡逆向移动，CH3COOH电离程度减小，C错误；加少量水稀释，促进电离，CH3COOH电离程度增大，D正确。故选AD。(4)根据表格数据可知，HS的电离常数为K2＝6.3×10－8，与H2CO3的两个电离常数K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11相比，介于两者之间，故酸性H2CO3＞HS＞HC，故向Na2CO3溶液中加入足量的NaHSO3溶液，反应的离子方程式为HS＋CHC＋S。(5)CH3COOH与NH3·H2O反应的化学方程式为CH3COOH＋NH3·H2OCH3COONH4＋H2O，根据表格可知，当加入氨水的体积为10 mL时，溶液的导电能力最强，此时溶质为CH3COONH4，即CH3COOH与NH3·H2O恰好完全反应，设CH3COOH的浓度为c mol·L－1，可列出关系式：20×10－3×c＝10×10－3×0.2，解得c＝0.1，此时溶液的c(H＋)＝0.001 mol·L－1，醋酸的电离度为×100％＝1％。 学科网（北京）股份有限公司 $