3.1 电离平衡 讲义-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

本讲义聚焦高中化学电离平衡核心知识点，涵盖强电解质与弱电解质的概念及实验探究，弱电解质电离平衡的建立、影响因素，电离平衡常数的概念、计算及应用，形成从分类到实验对比再到定量分析的完整学习支架。 资料通过盐酸与醋酸电离程度的实验探究、镁条反应的宏观微观结合分析，培养科学探究与实践能力。借助表格对比、三段式计算及电离常数应用实例，提升科学思维，课中辅助教学，课后练习助学生查漏补缺。

3.1 电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1、电解质：在水溶液中或 能导电的化合物。 2、非电解质：在水溶液中和 均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。 3、强电解质和弱电解质 （1）实验探究盐酸和醋酸的电离程度 酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸 pH 较 较 导电能力 较 较 与镁条反应的现象 产生无色气泡 产生无色气泡 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋) ，说明盐酸的电离程度 醋酸的电离程度 （2）强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能 电离的电解质 在水溶液中只能 电离的电解质 电解质在溶液中的存在形式 只有 既有 ，又有电解质 化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物 实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ② ，如HCl、H2SO4等； ③ ，如KOH、Ba(OH)2等 ① ，如CH3COOH、HClO等； ② ，如NH3·H2O等； ③水 【对点练习】 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 2.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 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.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 二、弱电解质的电离平衡 1、电离平衡状态 （1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子 与 相等，溶液中各分子和离子的 都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。 （2）建立过程 2、电离方程式的书写 （1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。 （2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“⇄”。 3、电离平衡的影响因素 （1）温度：弱电解质的电离一般是 过程，升高温度使电离平衡向 的方向移动，电离程度 。 （2）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率 ，电离程度 。 （3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度 。 （4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向 方向移动。 【对点练习】 1．下列事实不能证明氢氰酸(HCN)是弱酸的是 A．常温下0.1的氢氰酸pH约为4 B．pH=2的HCN溶液稀释100倍，pH约为3.6 C．用一定浓度的HCN溶液做导电实验，灯泡较暗 D．少量NaCN固体可降低镁粉与稀硫酸的反应速率 2．下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 3．常温下，氨水中存在电离平衡：，下列有关的氨水的说法错误的是 A．升高温度，电离平衡正向移动，增大 B．通入，电离平衡正向移动，电离程度增大 C．加水稀释，电离平衡正向移动，减小 D．保持温度不变，加入固体，电离平衡逆向移动，增大 三、电离平衡常数 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 ，与溶液中 之比是一个常数，简称电离常数，用K表示。 2、电离平衡常数的表示方法 AB＝A＋＋B－　K＝ 3、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 ，酸(或碱)性越 。 4．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为 过程，所以电离平衡常数随 而增大。 5、电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOH ⇄CH3COO－＋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＝＝≈ 6、 实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较 实验操作 实验现象 有 产生 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH) Ka1(H2CO3) 7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 比较项目 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸 盐酸是强酸， 电离，醋酸是弱酸， 电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) ，因而反应速率 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸 ，盐酸的反应速率减小 ，醋酸的反应速率减小 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 ，消耗的氢离子能及时 ，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量 ，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎 ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 ，因而产生的H2的量几乎 。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎 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 【对点练习】 (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] 【课后作业】 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： ______________________________________________________________________。 17．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：___________。 18．25 ℃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_____________________________________________________。 学科网（北京）股份有限公司 $ 3.1 电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1、电解质：在水溶液中或 熔融状态下 能导电的化合物。 2、非电解质：在水溶液中和 熔融状态下 均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。 3、强电解质和弱电解质 （1）实验探究盐酸和醋酸的电离程度 酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸 pH 较 小 较 大 导电能力 较 强 较 弱 与镁条反应的现象 产生无色气泡 较快 产生无色气泡 较慢 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋) 更大 ，说明盐酸的电离程度 大于 醋酸的电离程度 （2）强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能 全部 电离的电解质 在水溶液中只能 部分 电离的电解质 电解质在溶液中的存在形式 只有 阴、阳离子 既有 阴、阳离子 ，又有电解质 分子 化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物 实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ② 强酸 ，如HCl、H2SO4等； ③ 强碱 ，如KOH、Ba(OH)2等 ① 弱酸 ，如CH3COOH、HClO等； ② 弱碱 ，如NH3·H2O等； ③水 【对点练习】 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。 2.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。 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。 4.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。 二、弱电解质的电离平衡 1、电离平衡状态 （1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子 电离成离子的速率 与 离子结合成弱电解质分子的速率 相等，溶液中各分子和离子的 浓度 都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。 （2）建立过程 2、电离方程式的书写 （1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。 （2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“⇄”。 3、电离平衡的影响因素 （1）温度：弱电解质的电离一般是 吸热 过程，升高温度使电离平衡向 电离 的方向移动，电离程度 增大 。 （2）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率 越小 ，电离程度 越大 。 （3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度 减小 。 （4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向 电离 方向移动。 【对点练习】 1．下列事实不能证明氢氰酸(HCN)是弱酸的是 A．常温下0.1的氢氰酸pH约为4 B．pH=2的HCN溶液稀释100倍，pH约为3.6 C．用一定浓度的HCN溶液做导电实验，灯泡较暗 D．少量NaCN固体可降低镁粉与稀硫酸的反应速率 【答案】C 【详解】A．0.1 mol/L的HCN溶液pH约为4，说明其未完全电离，能证明HCN是弱酸，A不符合题意； B．稀释后pH变化小于2个单位，说明HCN存在电离平衡，能证明其是弱酸，B不符合题意； C．导电性弱可能因溶液浓度低或电离度低，无法单独证明HCN是弱酸，C符合题意； D．加入NaCN降低反应速率，说明CN⁻与H+结合生成HCN，存在电离平衡，能证明HCN是弱酸，D不符合题意； 故选C。 2．下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】D 【详解】A．NH3·H2O是弱碱，部分电离应使用可逆箭头，，A错误； B．H2S为弱酸，应分步电离：H2SH++HS-、HS-H++S2-，B错误； C．碳酸氢钠为强电解质，完全电离，电离方程式：NaHCO3═+Na+，C错误； D．H2SO4为强酸，完全电离为2和，D正确； 故选D。 3．常温下，氨水中存在电离平衡：，下列有关的氨水的说法错误的是 A．升高温度，电离平衡正向移动，增大 B．通入，电离平衡正向移动，电离程度增大 C．加水稀释，电离平衡正向移动，减小 D．保持温度不变，加入固体，电离平衡逆向移动，增大 【答案】B 【详解】A．电离过程是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，增大，A正确； B．通入增加反应物浓度，平衡正向移动，但电离程度（电离度）因浓度增大而减小，B错误； C．稀释时电离平衡正向移动，但浓度因稀释效应仍减小，C正确； D．加入，增大，电离平衡逆向移动，增大，减小，，温度不变Kb(NH3H2O)不变，则增大，D正确； 故选B。 三、电离平衡常数 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，简称电离常数，用K表示。 2、电离平衡常数的表示方法 AB＝A＋＋B－　K＝ 3、弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越 大 ，酸(或碱)性越 强 。 4．电离常数的影响因素 (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的 本性 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、电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOH ⇄CH3COO－＋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＝＝≈ 6、 实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较 实验操作 实验现象 有 气泡 产生 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH) 大于 Ka1(H2CO3) 7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 比较项目 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸 大 盐酸是强酸， 完全 电离，醋酸是弱酸， 部分 电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) 较大 ，因而反应速率 较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸 大，盐酸的反应速率减小 明显 ，醋酸的反应速率减小 不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 正向移动 ，消耗的氢离子能及时 电离补充 ，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量 相同 ，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎 消耗完全 ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 相同 ，因而产生的H2的量几乎 相同 。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎 都变为0 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 【对点练习】 (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=。 【课后作业】 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A。 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。 17．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。 18．25 ℃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。 学科网（北京）股份有限公司 $