3.1 电离平衡 第2课时 （讲义）化学人教版选择性必修1

本讲义聚焦电离平衡常数与电离度核心知识点，系统梳理概念、表达式（含一元/多元弱酸弱碱）、影响因素（温度、浓度等）及应用，搭建弱电解质电离平衡学习支架，为后续水解平衡等内容奠定基础。 通过三段式计算、实验对比（如镁条与盐酸/醋酸反应）培养科学思维与探究能力，分层练习（基础、素养、迁移）助力课中教学深化，课后学生可通过随学随练查漏补缺，强化对电离平衡规律的理解与应用。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 第2课时 电离平衡常数 课标要点 1．理解电离常数和电离度表达式的意义，了解影响电离常数和电离度大小的因素。 2．理解电离常数和电离度大小与弱电解质相对强弱的关系。 学习重难点 重点：电离常数和电离度表达式的意义，多元弱酸的分步电离。 难点：多元弱酸的分步电离、电离常数和电离度的关系。 知识点 电离平衡常数(重点) 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_________，这个常数叫做电离平衡常数，简称__________________，用_________表示(通常用Ka、Kb分别表示_________、_________的电离平衡常数)。 2．电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH ____________________ ____________________ NH3·H2O ____________________ ____________________ (2)多元弱酸、弱碱 ①多元弱酸：多元弱酸的电离是分步进行的，各步都有平衡常数，通常用K1、K2来表示，如H2CO3 H2CO3 H+ +HCO3- K1＝____________________ HCO3- H+ +CO32- K2＝____________________ ②多元弱碱：多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况类似，但多元弱碱的电离可写成一步，如Cu(OH)2 Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- K＝____________________ 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_________，酸(或碱)性_________。 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_________所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与_________有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而_________。 5．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＝＝≈ 教材延伸 由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为a mol·L－1。 6.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＋)_________，Ka值_________，则_________。 随学随练 1．对于碳酸溶液中的电离平衡，下列电离常数的表达式正确的是(　　) A． B． C． D． 2．(2026·河北衡水高二期中)下列关于电离常数的说法正确的是( ) A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为 C．恒温下，在CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只受温度影响，与浓度无关 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 知识点 电离度 1．概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，_________的电解质分子数占________________的百分比。 2．表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 3．意义 衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越_________。 4．影响因素 (1)内因：弱电解质__________________。 (2)外因： ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越_________，其电离度(α)越_________。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越_________，其电离度(α)越_________。 5.电离度和电离常数的关系 ___________________________。 特别提醒 (1)不能直接认为弱电解质溶液浓度越小，离子浓度就越大，稀释时电离度虽增大，但溶液体积增幅更大，离子浓度反而可能降低。 (2)不能忽略电离度的前提条件，只有温度、浓度相同时，才能用电离度大小直接比较不同弱电解质的相对强弱，脱离温度和浓度直接对比电离度没有意义。 (3)不要混淆电离度和电离常数的影响因素，电离常数仅与温度有关，不受浓度变化影响，但电离度既受温度影响，也会随溶液浓度改变而发生明显变化。 随学随练 1．常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，以下物理量持续变小的是( ) A．c(H+) B．醋酸的电离度 C．醋酸分子的浓度 D．醋酸的电离平衡常数 2．(2026·河北衡水高二期中)图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，)和次磷酸(曲线Ⅱ，)在水中的电离度与浓度关系的是( ) A． B．C． D． 3．(2026·广东东莞高二期中)常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=1.0×10-3，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(①只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液，②胃中pH=1.0，H+浓度为10-1mol·L-1)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是( ) A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．HA属于弱电解质 拓展 强酸与弱酸的比较 1．实验探究 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) 2． 镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。 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 活学活用 1．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　) A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 2．c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是(　　) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H＋)：甲＝乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲＝乙 D．反应所需时间：甲>乙 3．常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，下列说法正确的是( ) A．分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率前者大 B．两溶液导电能力相同 C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，消耗的氢氧化钠的体积前者多 D．稀释10倍后，盐酸的pH比醋酸溶液的pH小 拓展 电离平衡常数及其计算 (1)利用相同条件下不同弱酸的K值大小，可比较酸的相对强弱，K值越大，酸性越强。 (2)多元弱酸只比较第一级电离常数。 (3)电离平衡常数只与温度有关，因为弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡常数一定增大。 (4)有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)。 ①已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数： 　　　　　　　　HX　　　　H+　+　X- 起始(mol·L-1)：c(HX)　　　　　0　　　　0 平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+)　c(H+)　c(H+) 则K=。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：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则K≈，代入数值求解即可。 ②)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)： 　　　　　　　　HX　　　　H+　+　X- 起始(mol·L-1)：c(HX)　　　　　0 　　　0 平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+)　c(H+)　c(H+) 则K=。由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则c(H+)≈，代入数值求解即可。 活学活用 1．在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20 mol/L的醋酸溶液中，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH为1.7×10－3 mol/L，则该温度下CH3COOH的电离常数Ka为(　　) A.1.7×10－6 B.1.0×10－14 C.2.9×10－5 D.1.45×10－5 2．已知氨水在298 K时的电离常数Kb＝1.8×10－5，氨水溶液中c(OH－)＝2.40×10－3 mol·L－1，这种氨水的物质的量浓度(mol·L－1)是(　　) A.5.60 B.0.32 C.3.20 D.1.80 3．已知室温时，0.1 mol·L-1的氨水在水中有 1% 发生电离，回答下列各问题： (1)溶液的pH=___________。 (2)该温度下NH3·H2O的电离平衡常数K=___________。 (3)升高温度时，K将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)。 (4)由0.1 mol·L-1的氨水电离出的c(OH-)约为水电离出的c(OH-)的___________倍。 (5)要使溶液中c(OH-)/c(NH3·H2O)值增大，可以采取的措施是___________ (填序号)。 ①通入少量HCl ②升高温度 ③加少量NaOH固体 ④加水 题型 电离平衡常数的理解 ▌例1 2．(2026·浙江师大附中高二期中)25 ℃时，H2SO3的电离常数Ka1=1.5×10-2 mol·L-1、Ka2=1.0×10-7 mol·L-1，H2S的电离常数Ka1=9.1×10-3 mol·L-1、Ka2=1.1×10-12 mol·L-1，则下列说法正确的是( ) A．H2SO3的酸性弱于H2S B．Na2S溶液中通入过量SO2可反应生成H2S C．多元弱酸第一步电离产生的H＋对第二步电离有促进作用 D．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 解题贴士 与化学平衡常数相似，在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数，叫做电离常数。 1．一元弱酸和一元弱碱的电离平衡常数： CH3COOH CH3COO—+ H＋ NH3·H2O NH4＋+OH— ①电离常数K越小，则电解质的电离程度越小，电解质就越弱。②在稀溶液中，电离常数K不受溶液的浓度、酸碱度的影响，只受温度的影响，且温度升高，K值增大。 2．多元弱酸(碱)分步电离，酸(碱)性主要由第一步电离决定。如H3PO4的电离：H3PO4 H＋ + H2PO4- K1；H2PO4- H＋ + HPO42- K2；HPO42- H＋ + PO43- K3 ①电离常数K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。 ②多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki，所以多元弱酸(碱)分步电离，酸(碱)性主要由第一步电离决定。 ▌对点练1-1 下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只与温度有关，与浓度无关 ▌对点练1-2 已知H2CO3的电离平衡常数：Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11，HClO的电离平衡常数：Ka＝2．95×10－8。在反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入(　　) A．NaOH B．HCl C．NaHCO3 D．H2O 题型 电离平衡常数的应用 ▌例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 H2CO3 HClO 电离常数 Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11 K=3×10-8 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO 解题贴士 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2-1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) ▌对点练2-2 已知：常温下，、，下列说法正确的是( ) A．同pH的HF溶液和HCN溶液，溶质的物质的量浓度：c(HF)>c(HCN) B．同物质的量浓度的溶液和HCN溶液，溶液pH：HF>>HCN C．向NaCN溶液中滴加HF溶液，反应的离子方程式为：CN-+HF=HCN+F- D．将NaF溶液和HCN溶液混合，反应的离子方程式为：F-+HCN=HF+CN- 基础通关 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溶液中大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ 2．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是(　　) A．弱电解质的电离平衡常数就是电解质溶于水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值 B．弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质本身的性质及外界温度有关 C．同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱 D．多元弱酸的各级电离平衡常数相同 3．改变下列条件，能使CH3COOH的电离常数增大的是(　　) A．加入冰醋酸 B．加入少量NaOH溶液 C．加水稀释 D．升高温度 4．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(　　) 5．已知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，则以下反应不能自发进行的是(　　) A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 6．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 7．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 8．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NaOH溶液，会使Ka增大 9．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 10．如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数： 酸 CH3COOH HF HCN 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10 下列说法正确的是(　　) A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大 C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大 D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生 11．已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1．75×10－5。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盐酸时，Ka＝2×10－4 C．标准状况下，醋酸中Ka＝1．75×10－5 D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 12．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是(　　) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 13．已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为：2×10-4mol/L，下列说法错误的是(　　) A．常温下，HA的电离常数约为2×10-8 B．NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA C．该条件下，体系中HA的电离度是1% D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的电离程度减小 14．pH=1的两种酸溶液A、B各1mL，分别加水稀释至1000mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A．稀释后，A溶液中c(H+)比B溶液中c(H+)大 B．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 C．若a<4，则A、B都是弱酸 D．若a=4，则A、B都是强酸 15．已知25℃时，HFF-+H+  Ka=6.3×10-4，25℃时，将1L pH=4的HF溶液加水稀释至10 L，维持稀释过程中的温度不变。下列说法正确的是(　　) A．稀释后溶液的pH大于5 B．稀释过程中，溶液中n(F-)减小 C．稀释过程中，溶液中c(H+)·c(OH-)不变 D．稀释过程中，增大 16．下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数： CH3COOH H2CO3 H2S Ka=1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8，Ka2=1.1×10-12 则下列说法不正确的是(　　) A．常温下，加水稀释醋酸，增大 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．碳酸的酸性强于氢硫酸 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变 17．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”)。 18．25 ℃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： ________________。 素养提升 19．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 20．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是(　　) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 21．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1×10-5 6.2×10-10 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11 下列有关说法正确的是(　　) A．等物质的量浓度的各溶液中c(H+)大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN B．醋酸溶液加水稀释，其电离程度先增大后减小 C．等pH的各溶液中物质的量浓度大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN D．稀释HCN溶液过程中，减小 22．下表是常温下几种常见弱酸的电离平衡常数，回答下列问题： 弱酸 电离平衡常数K CH3COOH K=1．6×10−5 H2C2O4 K1=5.9×10−2 K2=6.4×10−5 H2CO3 K1=4．4×10−7 K2=5.6×10−11 H2S K1=9.1×10−8 K2=1．1×10−15 (1)某温度下，纯水中的 c(H+)=2．0×10−7mol/L，则此时溶液中 c(OH−)为______________mol/L；此时温度________25℃(填“大于”，“小于”或“等于”)，若温度不变，滴入稀硫酸使 c(H+)=8.0×10−6mol/L，则由水电离出的 c(H+)为__________mol/L。 (2)下列四种离子结合H+能力最强的是_________。 A．HCO3- B．C2O42- C．S2− D．CH3COO− (3)该温度下1.0 mol·L−1的CH3COOH溶液中的c(H+)=__________mol·L−1 (4)常温下，加水稀释0.1 mol·L−1的H2C2O4溶液，下列说法正确的是___________。 A．溶液中n(H+)×n(OH−)保持不变 B．溶液中水电离的c(H+)×c(OH−)保持不变 C．溶液中c(HC2O4-)/c(H2C2O4)保持不变 D．溶液中c(OH−)增大 23．25 ℃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_____________________________________________________。 迁移创新 24．(2026·上海二中高二期中)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为7.2×10-4和1．8×10-5，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 表示HNO2，曲线 II 表示CH3COOH B．酸的电离程度：c<d；a点溶液中，c(NO2-)=c(CH3COO-) C．b点酸的总物质的量浓度小于c点酸的总物质的量浓度 D．c、d两点的溶液分别与NaOH恰好中和，溶液中n(Na+)不相同 25．(2026·安徽滁州考前学情检测)常温下，某二元酸H2A、HA-、A2-溶液中H2A、HA-、A2-的分布分数[如]与溶液pH的关系如图所示。常温下，下列说法错误的是( ) A．曲线b代表HA-的分布分数曲线 B．H2A、HA-、A2-的二级电离常数为10-9.77 C．HA-+H2OH2A+OH- 的平衡常数为10-11．67 D．M、N两点溶液中均存在 26．常温下，一元酸的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中，与A-离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示) 设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( ) A．溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)＋c(A-) B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为 C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4 27．(2026·江苏南通高三联考)工业上用氨水吸收SO2和NO2，原理如下图。已知：25℃时，NH3·H2O的Kb=1．7×10-5，H2SO3的Ka1=1．3×10-2，Ka2=6.2×10-8。下列说法正确的是( ) A．向氨水中通入过量SO2的离子方程式：SO2＋2NH3·H2O=2NH4+＋SO32-＋H2O B．向氨水中通入SO2至pH=7：c(HSO3-)>c(SO32-) C．反应NH3·H2O＋H2SO3NH4+＋HSO3-＋H2O的平衡常数K=2．21×10-7 D．NO2被NH4HSO3吸收的离子方程式：2NO＋4SO32-=N2＋4SO42- 28．在一定温度下，向某非水溶剂(自身不电离)中加入指示剂HIn的钾盐KIn(KIn完全电离，HIn的电离常数)，再向该溶液中加入一元弱酸HX或HY，均发生反应(A代表X或Y)。保持KIn的起始量不变，平衡时测得与[代表加入的HA的物质的量]的关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A．a点： B．用该溶剂分别配制等浓度的HX和HY溶液，电离度： C．时， D．反应的平衡常数为 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 第一节 电离平衡 第2课时 电离平衡常数 课标要点 1．理解电离常数和电离度表达式的意义，了解影响电离常数和电离度大小的因素。 2．理解电离常数和电离度大小与弱电解质相对强弱的关系。 学习重难点 重点：电离常数和电离度表达式的意义，多元弱酸的分步电离。 难点：多元弱酸的分步电离、电离常数和电离度的关系。 知识点 电离平衡常数(重点) 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(通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数)。 2．电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH CH3COOHCH3COO- + H+ Ka＝ NH3·H2O NH3·H2ONH4++ OH- Kb = (2)多元弱酸、弱碱 ①多元弱酸：多元弱酸的电离是分步进行的，各步都有平衡常数，通常用K1、K2来表示，如H2CO3 H2CO3 H+ +HCO3- K1＝ HCO3- H+ +CO32- K2＝ ②多元弱碱：多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况类似，但多元弱碱的电离可写成一步，如Cu(OH)2 Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- K＝ 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．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 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＝＝≈ 教材延伸 由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为a mol·L－1。 6.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。 随学随练 1．对于碳酸溶液中的电离平衡，下列电离常数的表达式正确的是(　　) A． B． C． D． 【答案】C 【解析】碳酸是分步电离的，H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-，其中以第一步电离为主，故碳酸的第一步电离的平衡常数，第二步电离的平衡常数。故选C。 2．(2026·河北衡水高二期中)下列关于电离常数的说法正确的是( ) A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为 C．恒温下，在CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只受温度影响，与浓度无关 【答案】D 【解析】A项，电离常数只与温度和弱电解质本身性质有关，与弱电解质的浓度无关，A错误；B项，CH3COOH的电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+，电离常数表达式应为，B错误；C项，电离常数只受温度影响，恒温下电离常数不变，加入CH3COONa固体不会改变电离常数，C错误；D电离常数是温度的函数，只受温度影响，与弱电解质、离子的浓度均无关，D正确；故选D。 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。 知识点 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总数的百分比。 2．表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 3．意义 衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。 4．影响因素 (1)内因：弱电解质本身的性质。 (2)外因： 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。 5.电离度和电离常数的关系 α≈或K≈cα2。 特别提醒 (1)不能直接认为弱电解质溶液浓度越小，离子浓度就越大，稀释时电离度虽增大，但溶液体积增幅更大，离子浓度反而可能降低。 (2)不能忽略电离度的前提条件，只有温度、浓度相同时，才能用电离度大小直接比较不同弱电解质的相对强弱，脱离温度和浓度直接对比电离度没有意义。 (3)不要混淆电离度和电离常数的影响因素，电离常数仅与温度有关，不受浓度变化影响，但电离度既受温度影响，也会随溶液浓度改变而发生明显变化。 随学随练 1．常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，以下物理量持续变小的是( ) A．c(H+) B．醋酸的电离度 C．醋酸分子的浓度 D．醋酸的电离平衡常数 【答案】C 【解析】冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，促进了醋酸的电离，随着水量的增加，醋酸的电离度增大，c(H+)先增大，醋酸分子的浓度减小，但当达到酸的电离程度小于溶液体积增大程度时，溶液中氢离子浓度又逐渐减少；由于温度不变，醋酸的电离平衡常数不变。A项，醋酸是弱电解质，加水稀释促进醋酸电离， c(H+)先增大，但当达到酸的电离程度小于溶液体积增大程度时，溶液中氢离子浓度又逐渐减少，故A不符合题意；B项，冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，醋酸分子不断电离，醋酸的电离度不断增大，故B不符合题意；C项，冰醋酸加水稀释成0.01mol/L的稀醋酸溶液的过程中，醋酸分子不断电离，醋酸分子的浓度持续不断地减小，故C符合题意；D项，温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，故D不符合题意； 综上所述，本题选C。 2．(2026·河北衡水高二期中)图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，)和次磷酸(曲线Ⅱ，)在水中的电离度与浓度关系的是( ) A． B．C． D． 【答案】B 【解析】电离度的影响因素是酸的浓度越大电离度越小，相同浓度时酸性越强电离度越大，故B项符合题意。 3．(2026·广东东莞高二期中)常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=1.0×10-3，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(①只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液，②胃中pH=1.0，H+浓度为10-1mol·L-1)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是( ) A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．HA属于弱电解质 【答案】B 【解析】药物乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=1.0×10-3)，因此HA为弱酸，属于弱电解质。A项，HA的电离方程式为HAH++A-，酸性增强，平衡逆向移动，有利于药物吸收，A正确；B项，HA的电离方程式为HAH++A-，血液中pH=7.4，呈弱碱性，促进HA电离，胃中pH=1.0，呈酸性，抑制HA的电离，血液中HA的电离程度比胃中大，B错误；C项，，胃中pH=1.0， c(H＋)=.0×10-1mol·L-1，则胃中，C正确；D项，由分析可知，HA为弱酸，属于弱电解质，D正确；故选B。 拓展 强酸与弱酸的比较 1．实验探究 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) 2． 镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况。 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 活学活用 1．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　) A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 【答案】B 【解析】相同浓度的两溶液，醋酸部分电离，故醋酸中c(H＋)比盐酸的小，故A错误；由反应方程式可知B正确；醋酸稀释过程中平衡向电离方向移动，故稀释后醋酸的c(H＋)大于10－5 mol·L－1，故C错误；醋酸中加入醋酸钠，由于增大了溶液中醋酸根离子的浓度，抑制了醋酸电离，使c(H＋)明显减小，而盐酸中加入氯化钠，对溶液中c(H＋)无影响，故D错误。 2．c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是(　　) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H＋)：甲＝乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲＝乙 D．反应所需时间：甲>乙 【答案】D 【解析】盐酸(甲)和醋酸(乙)，两种溶液中氢离子浓度相等，所以反应开始时的速率相等，A错误；若最后锌全部溶解且放出气体一样多，可能是盐酸恰好反应而醋酸过量，也可能是盐酸和醋酸都过量，如果盐酸恰好反应而醋酸过量，则反应后溶液的c(H＋)大小为乙>甲，B错误；c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，醋酸是弱电解质，氯化氢是强电解质，所以c(HCl)<c(CH3COOH)，C错误；反应过程中，醋酸不断电离，导致醋酸中氢离子浓度减小速率小于盐酸中氢离子浓度减小速率，盐酸中的氢离子浓度小于醋酸中氢离子浓度，盐酸反应速率小于醋酸，所以反应所需时间长短为甲>乙，D正确。 3．常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，下列说法正确的是( ) A．分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率前者大 B．两溶液导电能力相同 C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，消耗的氢氧化钠的体积前者多 D．稀释10倍后，盐酸的pH比醋酸溶液的pH小 【答案】B 【解析】A．等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，醋酸存在电离平衡，醋酸溶质浓度大于盐酸，随反应进行此时又电离出氢离子，分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率后者大，A错误；B．常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液中离子浓度相同，导电能力相同，B正确；C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，醋酸浓度大于盐酸，消耗的氢氧化钠溶液的体积后者多，C错误；D．稀释10倍后，醋酸又电离出氢离子，盐酸的pH比醋酸溶液的pH大，D错误；故选B。 拓展 电离平衡常数及其计算 (1)利用相同条件下不同弱酸的K值大小，可比较酸的相对强弱，K值越大，酸性越强。 (2)多元弱酸只比较第一级电离常数。 (3)电离平衡常数只与温度有关，因为弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡常数一定增大。 (4)有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)。 ①已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数： 　　　　　　　　HX　　　　H+　+　X- 起始(mol·L-1)：c(HX)　　　　　0　　　　0 平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+)　c(H+)　c(H+) 则K=。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：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则K≈，代入数值求解即可。 ②)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)： 　　　　　　　　HX　　　　H+　+　X- 起始(mol·L-1)：c(HX)　　　　　0 　　　0 平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+)　c(H+)　c(H+) 则K=。由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则c(H+)≈，代入数值求解即可。 活学活用 1．在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20 mol/L的醋酸溶液中，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH为1.7×10－3 mol/L，则该温度下CH3COOH的电离常数Ka为(　　) A.1.7×10－6 B.1.0×10－14 C.2.9×10－5 D.1.45×10－5 【答案】D 【解析】醋酸溶液中，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH生成CH3COO－和H＋，且c(CH3COO－)＝c(H＋)，Ka＝≈＝1.45×10－5，D正确。 2．已知氨水在298 K时的电离常数Kb＝1.8×10－5，氨水溶液中c(OH－)＝2.40×10－3 mol·L－1，这种氨水的物质的量浓度(mol·L－1)是(　　) A.5.60 B.0.32 C.3.20 D.1.80 【答案】B 【解析】根据NH3·H2ONH＋OH－，假设原氨水的浓度为x mol·L－1，则平衡时，c(OH－)＝c(NH)＝2.40×10－3 mol·L－1，c(NH3·H2O)＝(x－2.40×10－3) mol·L－1，代入平衡常数表达式得：Kb＝＝＝1.8×10－5，解得x≈0.32。 3．已知室温时，0.1 mol·L-1的氨水在水中有 1% 发生电离，回答下列各问题： (1)溶液的pH=___________。 (2)该温度下NH3·H2O的电离平衡常数K=___________。 (3)升高温度时，K将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)。 (4)由0.1 mol·L-1的氨水电离出的c(OH-)约为水电离出的c(OH-)的___________倍。 (5)要使溶液中c(OH-)/c(NH3·H2O)值增大，可以采取的措施是___________ (填序号)。 ①通入少量HCl ②升高温度 ③加少量NaOH固体 ④加水 【答案】(1)11 (2)1×10-5 (3)增大 增大 (4)108 (5)②③④ 【解析】(1)0.1 mol·L-1的氨水在水中有 1%发生电离，则c(NH4+)=c(OH-)=0.1 mol·L-1×1%=1×10-3mol/L，则溶液中c(H+)=10-11mol/L，所以溶液的pH=11；(2)K===1×10-5；(3)弱电解质的电离为吸热过程，升高温度促进电离，K增大，c(OH-)变大，碱性增强，pH变大；(4)由0.1 mol·L-1的氨水电离出的c(OH-)=10-3mol/L，溶液中c水(OH-)=c水(H+)=10-11mol/L，所以氨水电离出的c(OH-)约为水电离出的c(OH-)的=108倍；(5)①，通入少量HCl，促进NH3·H2O的电离，c(NH4+)增大，K不变，则该比值减小，①不符合题意；②升高温度促进NH3·H2O的电离，c(OH-)变大、c(NH3·H2O)减小，所以该比值增大，②符合题意；③加入少量NaOH固体，抑制NH3·H2O的电离，c(NH4+)减小，K不变，则该比值增大，③符合题意；④加水稀释，c(NH4+)减小，K不变，则该比值增大，④符合题意；综上所述故选②③④。 题型 电离平衡常数的理解 ▌例1 2．(2026·浙江师大附中高二期中)25 ℃时，H2SO3的电离常数Ka1=1.5×10-2 mol·L-1、Ka2=1.0×10-7 mol·L-1，H2S的电离常数Ka1=9.1×10-3 mol·L-1、Ka2=1.1×10-12 mol·L-1，则下列说法正确的是( ) A．H2SO3的酸性弱于H2S B．Na2S溶液中通入过量SO2可反应生成H2S C．多元弱酸第一步电离产生的H＋对第二步电离有促进作用 D．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 【答案】D 【解析】A项，相同温度下，H2SO3的一级电离常数大于H2S的一级电离常数，说明H2SO3的酸性比H2S的酸性强，A错误；B项，Na2S溶液中通入过量SO2，二者发生氧化还原反应生成单质硫，不能生成H2S，B错误；C项，多元弱酸第一步电离产生的H+会使溶液中H+浓度升高，根据勒夏特列原理，会抑制第二步的电离平衡正向移动，C错误；D项，多元弱酸的Ka1远大于后续的Ka2、Ka3等，第一步电离出的H+浓度远大于后续步骤电离出的H+，因此酸性主要由第一步电离决定，D正确；故选D。 解题贴士 与化学平衡常数相似，在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数，叫做电离常数。 1．一元弱酸和一元弱碱的电离平衡常数： CH3COOH CH3COO—+ H＋ NH3·H2O NH4＋+OH— ①电离常数K越小，则电解质的电离程度越小，电解质就越弱。②在稀溶液中，电离常数K不受溶液的浓度、酸碱度的影响，只受温度的影响，且温度升高，K值增大。 2．多元弱酸(碱)分步电离，酸(碱)性主要由第一步电离决定。如H3PO4的电离：H3PO4 H＋ + H2PO4- K1；H2PO4- H＋ + HPO42- K2；HPO42- H＋ + PO43- K3 ①电离常数K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。 ②多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki，所以多元弱酸(碱)分步电离，酸(碱)性主要由第一步电离决定。 ▌对点练1-1 下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只与温度有关，与浓度无关 【答案】D 【解析】电离常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关，故A项错误、D项正确；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，故B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，故C项错误。 ▌对点练1-2 已知H2CO3的电离平衡常数：Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11，HClO的电离平衡常数：Ka＝2．95×10－8。在反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入(　　) A．NaOH B．HCl C．NaHCO3 D．H2O 【答案】C 【解析】要使HClO的浓度增大，必须使该平衡右移，且加入的物质与HClO不反应。加入NaOH时，平衡虽然右移，但HClO也参与了反应，导致HClO的浓度减小；加入HCl时，平衡左移，HClO的浓度减小；加水稀释时，HClO的浓度也减小；由题给电离平衡常数知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，故加入NaHCO3时，NaHCO3只与HCl反应，使平衡右移，HClO的浓度增大。 题型 电离平衡常数的应用 ▌例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 H2CO3 HClO 电离常数 Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11 K=3×10-8 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO 【答案】D 【解析】A．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，故A错误；B．据表中电离平衡常数可知酸性强弱HClO＞HCO3-，向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的H+和碳酸氢根反应生成二氧化碳和水，次氯酸不能和碳酸氢钠反应，产物应为次氯酸，故B错误；C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2，由于二氧化碳过量，产物应为碳酸氢钙，故C错误；D．据表中电离平衡常数可知酸性强弱H2CO3＞HClO＞HCO3-，向NaClO溶液中通入少量CO2生成次氯酸和碳酸氢钠，反应的化学方程式为CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO，故D正确；故选D。 解题贴士 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2-1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。 ▌对点练2-2 已知：常温下，、，下列说法正确的是( ) A．同pH的HF溶液和HCN溶液，溶质的物质的量浓度：c(HF)>c(HCN) B．同物质的量浓度的溶液和HCN溶液，溶液pH：HF>>HCN C．向NaCN溶液中滴加HF溶液，反应的离子方程式为：CN-+HF=HCN+F- D．将NaF溶液和HCN溶液混合，反应的离子方程式为：F-+HCN=HF+CN- 【答案】C 【解析】A．由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，在溶液中的电离程度大于氢氰酸，则pH相同的氢氟酸溶液的浓度小于氢氰酸溶液，故A错误；B．由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，在溶液中的电离程度大于氢氰酸，则浓度相同的氢氟酸溶液中的氢离子浓度大于氢氰酸溶液，溶液pH小于氢氰酸溶液，故B错误；C．由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，由强酸制弱酸的原理可知，氰酸钠溶液与氢氟酸溶液反应生成氟化钠和氢氰酸，反应的离子方程式为CN-+HF=HCN+F-，故C正确；D．由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，由强酸制弱酸的原理可知，氢氰酸溶液与氟化钠溶液不能反应生成氢氟酸和氰酸钠，故D错误；故选C。 基础通关 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溶液中大 D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ 【答案】B 【解析】A项，电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，A项错误；B项，电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，B项正确；C项，酸中c(H+)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，C项错误；D项，H2CO3属于二元弱酸，其电离方程式为：H2CO3HCO3−+H+、HCO3−H++CO32−，K1=，K2=，电离以第一步为主，D项错误；故选B。 2．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是(　　) A．弱电解质的电离平衡常数就是电解质溶于水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值 B．弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质本身的性质及外界温度有关 C．同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱 D．多元弱酸的各级电离平衡常数相同 【答案】B 【解析】电离平衡常数的比值必须是达到电离平衡后的，而不是任意时刻的。弱电解质的电离平衡常数是由弱电解质自身的性质决定的，并且受外界温度的影响，同一温度和浓度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；同样，弱碱的电离平衡常数越大，碱性越强。对于同一弱电解质，温度越高，电离平衡常数越大。多元弱酸是分步电离的，其各级电离平衡常数逐级减小且差别很大。 3．改变下列条件，能使CH3COOH的电离常数增大的是(　　) A．加入冰醋酸 B．加入少量NaOH溶液 C．加水稀释 D．升高温度 【答案】D 【解析】电离常数主要由弱电解质本身的性质决定，当弱电解质一定时只受温度影响，与溶液的浓度无关。电离是一个吸热过程，升温，K值增大。 4．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。 5．已知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，则以下反应不能自发进行的是(　　) A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 【答案】B 【解析】由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有反应B不能进行。 6．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。 7．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。 8．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NaOH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。 9．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。 10．如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数： 酸 CH3COOH HF HCN 电离平衡常数(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10 下列说法正确的是(　　) A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大 C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大 D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生 【答案】D 【解析】A项，根据电离平衡常数：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最强的是HF，A项错误；B项，氢氟酸能腐蚀玻璃是它的特性，与其电离常数大小无关，B项错误；C项，加少量冰醋酸，醋酸的浓度增大，电离平衡正向移动，但电离程度反而减小，C项错误；D项，强制弱，CH3COOH比HCN的酸性强，所给反应不易发生，D项正确；故选D。 11．已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1．75×10－5。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盐酸时，Ka＝2×10－4 C．标准状况下，醋酸中Ka＝1．75×10－5 D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 【答案】D 【解析】醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，题中Ka为醋酸的电离常数，由于电离常数不随浓度的变化而变化，只随温度的变化而变化，所以排除A、B两项；因为醋酸的电离是吸热过程，所以升高温度，Ka增大，降低温度，Ka减小，标准状况下(0 ℃)温度低于25 ℃，则Ka小于1．75×10－5，所以C项不成立，D项可能成立。 12．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是(　　) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 【答案】B 【解析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较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K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 mol/L，A项正确；B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误；C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确；D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确；故选B。 13．已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为：2×10-4mol/L，下列说法错误的是(　　) A．常温下，HA的电离常数约为2×10-8 B．NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA C．该条件下，体系中HA的电离度是1% D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的电离程度减小 【答案】C 【解析】A．已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为2×10-4mol/L，则平衡时c(A-)=2×10-4mol/L，c(HA)2mol/L，则电离常数Ka==2×10-8，A正确；B．根据强酸制弱酸，NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA，B正确；C．该条件下，体系中HA的电离度是=0.01%，C错误；D．HA溶液中存在电离平衡，HAH++ A-，加入少量2mol/L的NaA溶液，A-浓度增大，平衡逆向移动，HA的电离程度减小，D正确；故选C。 14．pH=1的两种酸溶液A、B各1mL，分别加水稀释至1000mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A．稀释后，A溶液中c(H+)比B溶液中c(H+)大 B．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 C．若a<4，则A、B都是弱酸 D．若a=4，则A、B都是强酸 【答案】C 【解析】等体积等pH的强酸和弱酸加水稀释，由于弱酸存在电离平衡，加水电离平衡正向移动，所以弱酸的pH变化小，强酸的pH变化大，从图中可以看出，A的酸性比B强。A．从图中可以看出，稀释后，A酸溶液的pH大，则A酸溶液的c(H+)小，A错误；B．稀释前，两溶液的pH相同，但两酸的酸性强弱不同，所以两溶液的物质的量浓度一定不相等，B错误； C．若酸为强酸，加水稀释至原来的1000倍，则c(H+)降低为原来的千分之一，pH增大3，若a＜4，则A、B都是弱酸，C正确；D．若a=4，则A是强酸，B是弱酸，D错误；故选C。 15．已知25℃时，HFF-+H+  Ka=6.3×10-4，25℃时，将1L pH=4的HF溶液加水稀释至10 L，维持稀释过程中的温度不变。下列说法正确的是(　　) A．稀释后溶液的pH大于5 B．稀释过程中，溶液中n(F-)减小 C．稀释过程中，溶液中c(H+)·c(OH-)不变 D．稀释过程中，增大 【答案】C 【解析】A．HF为弱酸，稀释促进离解，但H⁺浓度不会达到稀释10倍后的强酸水平(pH=5)。实际pH介于4和5之间，A错误；B．稀释使HF离解度增大，F⁻的总物质的量增加，B错误；C．水的离子积Kw仅与温度相关，温度不变则Kw不变，C正确；D．由可知，稀释过程中减小，不变，故减小，D错误 故选C。 16．下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数： CH3COOH H2CO3 H2S Ka=1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8，Ka2=1.1×10-12 则下列说法不正确的是(　　) A．常温下，加水稀释醋酸，增大 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．碳酸的酸性强于氢硫酸 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变 【答案】A 【解析】A．已知醋酸的电离平衡常数，温度不变，Ka不变，因，故常温下加水稀释醋酸，不变，A错误；B．多元弱酸分步发生电离，第一步电离产生的H+抑制第二步、第三步的电离，故多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；C．由表中H2CO3和H2S的电离平衡常数可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，则碳酸的酸性强于氢硫酸，C正确；D．电离平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液温度不变，则电离常数不变，D正确；故选A。 17．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。 18．25 ℃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。 素养提升 19．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。 20．常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF  ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是(　　) A．常温下，0.1mol的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B．常温下，K(HNO2)6.310-4 C．根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D．常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 【答案】B 【解析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较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K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 mol/L，A项正确；B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误；C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确；D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确；故选B。 21．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1×10-5 6.2×10-10 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11 下列有关说法正确的是(　　) A．等物质的量浓度的各溶液中c(H+)大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN B．醋酸溶液加水稀释，其电离程度先增大后减小 C．等pH的各溶液中物质的量浓度大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN D．稀释HCN溶液过程中，减小 【答案】C 【解析】A．电离平衡常数越大，酸性越强，所以酸性CH3COOH＞H2CO3＞HCN，则物质的量浓度相同的弱酸电离的c(H+)：CH3COOH>H2CO3>HCN，故A错误；B．弱电解质的浓度越小，电离程度越大，即加水稀释，电离程度增大，故B错误；C．等物质的量浓度的三种弱酸中c(H+)大小：CH3COOH>H2CO3>HCN，则等pH的三种弱酸溶液，物质的量浓度大小关系：CH3COOH < H2CO3 < HCN，故C正确；D．，加水稀释酸性减弱，氢离子浓度减小，由于电离常数不变，则增大，故D错误；故选C。 22．下表是常温下几种常见弱酸的电离平衡常数，回答下列问题： 弱酸 电离平衡常数K CH3COOH K=1．6×10−5 H2C2O4 K1=5.9×10−2 K2=6.4×10−5 H2CO3 K1=4．4×10−7 K2=5.6×10−11 H2S K1=9.1×10−8 K2=1．1×10−15 (1)某温度下，纯水中的 c(H+)=2．0×10−7mol/L，则此时溶液中 c(OH−)为______________mol/L；此时温度________25℃(填“大于”，“小于”或“等于”)，若温度不变，滴入稀硫酸使 c(H+)=8.0×10−6mol/L，则由水电离出的 c(H+)为__________mol/L。 (2)下列四种离子结合H+能力最强的是_________。 A．HCO3- B．C2O42- C．S2− D．CH3COO− (3)该温度下1.0 mol·L−1的CH3COOH溶液中的c(H+)=__________mol·L−1 (4)常温下，加水稀释0.1 mol·L−1的H2C2O4溶液，下列说法正确的是___________。 A．溶液中n(H+)×n(OH−)保持不变 B．溶液中水电离的c(H+)×c(OH−)保持不变 C．溶液中c(HC2O4-)/c(H2C2O4)保持不变 D．溶液中c(OH−)增大 【答案】(1)2．0×10−7 大于 5.0×10−9 (2)C (3)4．0×10−3 (14)D 【解析】(1)水电离产生的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，某温度下，纯水中的c(H+)=2．0×10−7mol/L，则此时溶液中 c(OH−)=2．0×10−7mol/L；Kw=c(OH−)×c(H+)=2．0×10−7mol/L×2．0×10−7mol/L=4．0×10−14；而常温下，Kw=1．0×10−14，水的电离过程吸热，升高温度，促进电离，所以此时温度大于25℃；酸抑制水电离，酸溶液中的氢氧根离子浓度与水电离出的 c(H+)相等，即酸溶液中c(H+)=8.0×10−6mol/L，根据Kw=c(OH−)×c(H+)可知，c(OH−)==5.0×10−9 mol/L，所以水电离出的 c(H+)为5.0×10−9 mol/L；(2)电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，溶液的酸性越强；根据表中数据，酸性：HC2O4->CH3COOH >H2CO3 >HS-，酸的酸性越弱，对应的酸根离子结合氢离子能力越强，所以结合氢离子能力最强的是硫离子，C正确；(3) CH3COOH的电离平衡常数：K=1．6×10−5；设达到电离平衡时，c(H+)=x mol·L−1，则c(CH3COO−)≈c(H+)，c(CH3COOH) ≈1.0 mol·L−1，根据K= 可知，x2=1×1．6×10−5，x=4．0×10−3 mol/L；(4) A．常温下，加水稀释，Kw=c(OH−)×c(H+)保持不变，但是稀释后溶液的体积变大，n(H+)×n(OH−)= c(H+)×V×c(OH−)×V= c(H+)c(OH−)×V2，该数值变大，故A错误；B．酸抑制水电离，加水稀释后，c(H+)减小，对水的电离抑制程度减小，所以水的电离程度增大，溶液中水电离的c(H+)×c(OH−)增大，故B错误；C．加水稀释后，c(H+)减小，但是平衡常数不变，所以，该值变大，故C错误；D．加水稀释后，c(H+)减小，Kw=c(OH−)×c(H+)保持不变，所以溶液中c(OH−)增大，故D正确；故选D。 23．25 ℃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。 迁移创新 24．(2026·上海二中高二期中)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为7.2×10-4和1．8×10-5，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 表示HNO2，曲线 II 表示CH3COOH B．酸的电离程度：c<d；a点溶液中，c(NO2-)=c(CH3COO-) C．b点酸的总物质的量浓度小于c点酸的总物质的量浓度 D．c、d两点的溶液分别与NaOH恰好中和，溶液中n(Na+)不相同 【答案】B 【解析】酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，酸性：HNO2>CH3COOH，加水稀释相同倍数时，酸性越强，溶液的pH变化越大，曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，曲线Ⅱ代表HNO2溶液。A项，由上述分析可知，曲线Ⅰ表示CH3COOH，曲线Ⅱ表示HNO2，故A错误；B项，其他条件相同时，酸的浓度越小其电离程度越大，则酸的电离程度：c<d，a点溶液中两种酸的pH相同，溶液中c(H+)、c(OH-)对应相等，则c(NO2-)=c(CH3COO-)=c(H+)-c(OH-)，故B正确；C项，酸性：HNO2>CH3COOH，pH相同时c(CH3COOH)>c(HNO2)，则pH和体积均相同的两种酸溶液中n(CH3COOH)>n(HNO2)，稀释稀释相同倍数时仍然存在c(CH3COOH)>c(HNO2)，即b点酸的总物质的量浓度大于c点酸的总物质的量浓度，故C错误；D项，c点和d点的两溶液中n(HNO2)相等，两溶液分别与NaOH恰好中和后溶液中n(Na+)相同，故D错误；故选B。 25．(2026·安徽滁州考前学情检测)常温下，某二元酸H2A、HA-、A2-溶液中H2A、HA-、A2-的分布分数[如]与溶液pH的关系如图所示。常温下，下列说法错误的是( ) A．曲线b代表HA-的分布分数曲线 B．H2A、HA-、A2-的二级电离常数为10-9.77 C．HA-+H2OH2A+OH- 的平衡常数为10-11．67 D．M、N两点溶液中均存在 【答案】D 【解析】A项，pH越小，微粒中H元素含量越高，故曲线a、b、c依次代表H2A、HA-、A2-的分布分数曲线，A正确；B项，N点处c(HA-)=c(A2-)，由N点坐标可知，H2A的，B正确；C项，M点处c(HA-)=c(H2A)，由M点坐标可知，H2A的，HA-水解反应的平衡常数，C正确；D项，HA-存在反应2HA-H2A+A2-，其平衡常数，故M、N两点溶液中均满足，D错误；故选D。 26．常温下，一元酸的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中，与A-离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示) 设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( ) A．溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)＋c(A-) B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为 C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4 【答案】B 【解析】A项，常温下溶液I的pH=7.0，则溶液I中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L，c(H+)＜c(OH-)＋c(A-)，A错误；B项，常温下溶液II的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1mol/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，则=1.0×10-3，解得=，B正确；C项，根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，C错误；D项，常温下溶液I的pH=7.0，溶液I中c(H+)=1×10-7mol/L，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液I中c总(HA)=(104+1)c(HA)，溶液II的pH=1．0，溶液II中c(H+)=0.1mol/L，Ka==1．0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液II中c总(HA)=1．01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，溶液I和II中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1．01c(HA)]=(104+1)∶1．01≈104，D错误；故选B。 27．(2026·江苏南通高三联考)工业上用氨水吸收SO2和NO2，原理如下图。已知：25℃时，NH3·H2O的Kb=1．7×10-5，H2SO3的Ka1=1．3×10-2，Ka2=6.2×10-8。下列说法正确的是( ) A．向氨水中通入过量SO2的离子方程式：SO2＋2NH3·H2O=2NH4+＋SO32-＋H2O B．向氨水中通入SO2至pH=7：c(HSO3-)>c(SO32-) C．反应NH3·H2O＋H2SO3NH4+＋HSO3-＋H2O的平衡常数K=2．21×10-7 D．NO2被NH4HSO3吸收的离子方程式：2NO＋4SO32-=N2＋4SO42- 【答案】B 【解析】工业上采用氨水联合吸收二氧化硫与二氧化氮废气，先向氨水中通入SO2，二者反应生成亚硫酸氢铵溶液；再向亚硫酸氢铵溶液中通入NO2，NO2作为氧化剂将HSO3-氧化，自身被还原为氮气释放出去，最终体系转化为铵盐溶液，以此同步脱除烟气中的硫、氮氧化物污染物。A项，向氨水中通入过量SO2反应生成亚硫酸氢铵，反应离子方程式：SO2+NH3·H2O=NH4++HSO3-，A错误；B项，向氨水中通入SO2至pH=7：，，则溶液中，B正确；C项，反应的平衡常数，C错误；D项，NO2被NH4HSO3吸收生成氮气和硫酸根离子，其反应的离子方程式：2NO2+4HSO3-=N2+4H++4SO42-，D错误；故选B。 28．在一定温度下，向某非水溶剂(自身不电离)中加入指示剂HIn的钾盐KIn(KIn完全电离，HIn的电离常数)，再向该溶液中加入一元弱酸HX或HY，均发生反应(A代表X或Y)。保持KIn的起始量不变，平衡时测得与[代表加入的HA的物质的量]的关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A．a点： B．用该溶剂分别配制等浓度的HX和HY溶液，电离度： C．时， D．反应的平衡常数为 【答案】B 【解析】A．向KIn该溶液中一元弱酸HX，发生反应、，由系数关系可知，a点时溶液中，A正确；B．由图可知，当相等时，HX的更小，说明生成等物质的量HIn，消耗HX的物质的量更小，说明HX的酸性更强，电离程度更大，则用该溶剂分别配制等浓度的HX和HY溶液，电离度：，B错误；C．HIn的电离常数，时，，由图可知，此时>1，根据物料守恒可知，，C正确；D．由图可知，当=3．0时，=1．0，溶液中，反应的平衡常数为=，D正确；故选B。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $