3.1 电离平衡 第2课时（培优讲义）化学人教版选择性必修1

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 考点 1 电离平衡常数 1．电离平衡常数的表示方法 (1)弱酸的电离平衡常数用______表示，弱碱用______表示。 (2)多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝____________； HCOH＋＋CO Ka2＝____________。 多元弱酸各步电离常数的关系：Ka1______Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由____________决定。 (3)由于多元弱碱大多为为难溶碱，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。 2．电离平衡常数的意义 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______。 3．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______过程，所以电离平衡常数随温度升高而______。 【易错提醒】 (1)弱电解质的电离都是微弱的。一般来说已电离的分子是极少数的，绝大多数以分子形式存在。 (2)弱电解质电离平衡后，加水稀释，电离程度增大，但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H＋或OH－)浓度减小。判断离子浓度比值变化时，只考虑物质的量的比值即可。 (3)多元弱酸分步电离，第一步电离出相对较多的H＋，对第二步电离起到抑制作用，第二步电离程度大大减弱。故K1远远大于K2。 【进阶典例】醋酸的电离方程式为CH3COOH(aq)H＋(aq)＋CH3COO－(aq)　ΔΗ>0。25 ℃时，0.1 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝＝1.75×10－5。下列说法正确的是(　　) A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，平衡时溶液中c(H＋)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下，0.01 mol·L－1醋酸溶液的Ka<1.75×10－5 D．升高温度，c(H＋)增大，Ka增大 解题点睛 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 【拔高典例】（26-27高二上·宁夏银川·阶段检测）下列叙述中正确的是 A．CH3COOH和CH3COOK均为弱电解质 B．碳酸的电离方程式为： C．同一温度和浓度下，一元弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强 D．电离平衡常数和化学平衡常数均与温度、压强和浓度等因素有关 【对点练1】（24-25高二上·内蒙古兴安·期中）25 ℃时，醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸电离平衡常数分别为醋酸K=1.75×10-5；次氯酸K=4.0×10-8；碳酸K1=4.5×10-7，K2=4.7×10-11；亚硫酸K1=1.4×10-2，K2=6.0×10-8. (1)写出碳酸的第一级电离平衡常数的表达式K1=________。 (2)在相同条件下，等浓度的CH3COO-、ClO-、C和S溶液中，结合H+能力最强的微粒是___。 (3)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) 考点 2 电离平衡常数的计算及应用 1．电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝__________________×100% 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是______浓度。 2．有关电离平衡常数的计算 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH  CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度______；反之，初始浓度越小，电离度______。 3．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_____。 (2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的______(或______)。 (3)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。 (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______。 【进阶典例】（26-27高二上·广东揭阳·阶段检测）分析表中数据，下列叙述错误的是 弱酸 电离常数 A．中和等体积、等的和溶液消耗的量：前者小于后者 B．不能发生 C．向溶液中通入少量，发生的离子方程式为： D．相同条件下，、、的电离程度依次减弱 解题点睛 电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)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。 【拔高典例】（25-26高二上·四川绵阳·期中）25℃时，向某浓度的草酸()溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数()与溶液pH的关系如图所示，下列说法正确的是 A．图中曲线1所代表的微粒是 B．电离方程式为： C．pH=2时，与的浓度之比等于 D．已知，则该反应的平衡常数 【对点练1】（25-26高二上·江西九江·阶段检测）常见药物阿司匹林的主要成分是乙酰水杨酸(用HA表示，在人体温度下电离平衡常数约为)，某患者服用阿司匹林之后，在人体内存在下列化学平衡(未电离的HA可自由穿过组织薄膜且达到平衡，离子不能穿过组织薄膜)，总药物浓度为HA与浓度之和。下列说法正确的是 A．在胃中， B．血液中HA浓度大于胃中HA浓度 C．血液中HA电离程度小于胃中HA电离程度 D．如果该患者同时服用了治疗胃酸过多，会导致血液中总药物浓度与胃中总药物浓度之比变小 【对点练2】按要求回答下列问题： (1)向醋酸溶液中加入少量水，_____________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，_______________。 (2)已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如表所示： 化学式 HClO HCN 电离平衡常数 以下说法不正确的是_____(填字母)。 A．向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数变大 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．表中四种酸，酸性最强的是 D．向NaClO溶液中通入气体，可以生成HClO (3)向NaCN溶液中通入过量气体，发生反应的离子方程式是________________________________。 考点 3 强酸和弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 一元弱酸 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 一元弱酸 【进阶典例】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中的现象： 相同点是____________________________________，不同点是__________________________，原因是______________________________________。 (2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V(a)____(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)____V(b)，原因是____________________________________________。 (3)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)________v(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)________V(b)。原因是_______________________________________________________。 解题点睛 (1)判断弱电解质的三个角度 ①弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 ②弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 ③弱电解质形成的盐类能水解。 (2)以冰醋酸稀释为例分析稀释过程中pH的变化 ①冰醋酸稀释过程中，pH先减小后增大，其中O→b为冰醋酸溶解并建立平衡过程，b→c为醋酸溶液稀释后平衡移动过程。 ②强酸溶液稀释10倍，pH增大1；弱酸溶液稀释10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀释10倍，4<pH<5。 ③pH相等的弱酸溶液稀释相同倍数，弱酸酸性越弱，pH变化越小。例如体积均为10 mL、pH＝2的HA、HB溶液，分别加水稀释至1 000 mL，则HB的电离常数大于HA的电离常数。 【拔高典例】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 【对点练1】（24-25高二上·湖南长沙·阶段检测）已知常温下，Ka(HCOOH)=1.8×10-4、Ka(CH3COOH)=1.8×10-5。下列叙述错误的是 A．向溶液中加入一定量的盐酸时，平衡逆向移动，变小 B．中和等体积、等物质的量浓度的HCOOH溶液和溶液，所需氢氧化钠的物质的量相同 C．溶液和溶液相比，后者大 D．溶液与溶液相比，前者浓度大 【对点练2】（26-27高二上·辽宁营口·阶段检测）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盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，温度和起始压强相同时，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法正确的是 A．镁和醋酸的反应不利于醋酸的电离 B．两个反应体系中，镁条不足，酸均过量 C．0～100 s内盐酸的平均反应速率比醋酸快 D．反应结束后，盐酸产生的气体比醋酸产生的气体多 1．H2SO3水溶液中存在电离平衡：H2SO3H＋＋HSO和HSOH＋＋SO，若向H2SO3溶液中( ) A．通入氯气，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量H2S，反应后溶液pH减小 C．加入氢氧化钠溶液，平衡向右移动，pH变小 D．加入氯化钡溶液，平衡向右移动，会产生亚硫酸钡沉淀 2．（25-26高二上·陕西汉中·期中）溶液的酸碱性强弱常常通过溶液的大小来比较。已知： ①电解质的电离度； ②时的。 下列说法错误的是 A．在水中的电离方程式为 B．时，氢氟酸中的电离度约为 C．常温下，等体积、等浓度的溶液的导电性比溶液的导电性弱，证明为弱电解质 D．溶液加水稀释后，电离程度减小，溶液中的比值也减小 3．（25-26高二上·吉林长春·阶段检测）稀氨水中存在电离平衡：。室温下，向稀氨水中分别加入（或通入）下列物质，下列说法正确的是 A．加水稀释，平衡向右移动，溶液中c(OH-)增大 B．加入少量NaOH固体（忽略温度变化），平衡向左移动，减小 C．通入NH3，平衡向右移动，的电离程度增大，恢复至室温电离平衡常数不变 D．通入HCl，平衡向右移动，溶液中和c(OH-)均减小 4．某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 5．（25-26高二上·河北石家庄·期中）溶液电导率(k)高低间接体现了电解质溶液中导电粒子的有效浓度。303 K下，硫酸质量分数与其电导率的关系如图所示。下列说法正确的是 已知：纯硫酸的自偶电离方程式为。 A．纯硫酸自偶电离常数 B．硫酸电离程度随质量分数增加而减小 C．H2SO4质量分数为35%～40%的硫酸溶液的导电率较大 D．由于k(a)=k(b)，所以，溶液中pH(a)=pH(b) 6．（25-26高二上·四川成都·阶段检测）已知25℃时有关弱电解质的电离平衡常数如下表： 弱电解质 电离平衡常数 ， 下列说法正确的是 A．相同温度，溶液电离平衡常数大于溶液电离平衡常数 B．NaCN溶液与少量反应的离子反应方程式为 C．结合的能力 D．25℃时，0.1 mol/L的HCN溶液中 7．（25-26高二上·湖南常德·阶段检测）25C时，0.1 molL−1的不同弱电解质的电离度(=×100%)如下表： 弱电解质 HNO2 HF NH3H2O /% 7.0 7.8 1.3 下列叙述错误的是 A．能发生反应 B．分别对、NH3H2O溶液加水稀释可让电离度变为7.8% C． D．等体积、等pH的和HF消耗的物质的量：前者>后者 8．（25-26高二上·湖北·期中）在25℃时，H2A溶液中存在H2AHA-+ H+，HA-A2-+ H+，H2A、HA-和A2-的分布分数，即组分的平衡浓度占总浓度的分数【如】与溶液关系如图。下列说法错误的是 A．HA-不能在强酸性环境大量存在也不能在强碱性环境下大量存在 B．曲线c代表A2- C．H2AHA-+ H+的平衡常数Ka1=10-2.35 D．c2(HA-)<c(H2A)c(A2-) 9．常温下，有c(H＋)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，采取以下措施： (1)加适量醋酸钠晶体后，两溶液中的c(H＋)变化是醋酸溶液中c(H＋)________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，盐酸中c(H＋)________。 (2)加水稀释10倍后，醋酸溶液中的c(H＋)________(填“＞”“＝”或“＜”，下同)盐酸中的c(H＋)。 (3)加等浓度的NaOH溶液至恰好中和，所需NaOH溶液的体积：醋酸________盐酸。 (4)使温度都升高20 ℃，溶液中c(H＋)：醋酸______盐酸。 (5)分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是____________(填字母)。(①表示盐酸，②表示醋酸) 10．（26-27高二上·吉林长春·阶段检测）Ⅰ．常温下，将10mL、c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H+)随溶液体积变化的曲线如图所示。 (1)曲线Ⅱ表示的是___________(填“盐酸”“醋酸”)的变化曲线。 (2)取等体积的a点、b点、c点对应的溶液，分别与0.01mol/LNaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积最大的是：___________(填“a”、“b”或“c”)。 Ⅱ．已知：pH=-lgc(H+)。25℃时，K(HCN)=1×10-9.2、K(HClO)=1×10-7.5、K(H2CO3)1=1×10-6.4、K(H2CO3)2=1×10-10.2。 (3)在25℃、相同浓度时，CN-、ClO-、中，结合氢离子能力最强的是___________。 (4)在25℃的碳酸溶液中，当pH=5.6时，c()___________(填“>”“=”或“<”)c(H2CO3)。 (5)在25℃时，反应CN-(aq)+(aq)HCN(aq)+(aq)的平衡常数K=___________。 1．（26-27高二上·浙江·阶段检测）溶于水存在多步平衡：① ；② ；③ 。其中、、为各步反应的平衡常数，且[表示的平衡压强]，下列说法正确的是 A．恒温加压，增大，减小 B．通入少量，溶液中减小 C．恒温条件下加入少量水，反应②平衡逆向移动 D．数值是，，则溶液中 2．（26-27高二上·辽宁沈阳·阶段检测）常温下，几种弱酸的电离常数如下表所示。 弱酸 电离常数 下列说法正确的是 A．等物质的量浓度的溶液pH关系： B．向纯净的中逐滴加水，溶液的导电性、的电离度均先增大后减小 C．向溶液中通入过量，发生反应 D．常温下0.1 mol/L 溶液中的电离度约为32.8% 3．（24-25高二下·浙江衢州·期末）血液中存在酸碱平衡，从而维持血液的pH基本不变，可表示如下： ①； ②； 血红蛋白分子（Hb）也有调节酸碱平衡的作用，可表示为： ③。 已知碳酸的，。下列说法不正确的是 A．若血液pH为7.4，则血液中浓度比大 B．当血液pH降低时，会促进人体更快更多地排出 C．随pH增大，先增大后减小 D．高氧环境中，血红蛋白与结合形成，促使释放 4．（24-25高二上·湖北武汉·期末）室温下，某化学反应可以经过两种机理进行，其示意图如下： 已知是一元弱酸，，溶液中和X始终处于酸碱平衡。反应(1)、(2)均不可逆，总反应速率为(其中和为速率常数)。实验开始时，溶液中X和Y的总浓度均为，在不同pH下测定反应的初始总速率v，结果如下表： 初始溶液pH 0 12 初始总速率 下列说法错误的是 A．时，体系中的X几乎全部以形式存在 B． C．时，反应初始总速率约为 D．增加体系中的浓度，该反应的总速率增加 5．(1)25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝________________。 (2)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生气体的体积(V)随时间(t)变化的示意图如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__________________________________________。 (3)下表是几种弱酸常温下的电离常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13 ①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为_______________。 ②同浓度的CH3COO－、HCO、CO、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为__________________。 1 / 10 学科网（北京）股份有限公司zxxk.com 学科网（北京）股份有限公司zxxk.com 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 考点 1 电离平衡常数 1．电离平衡常数的表示方法 (1)弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱用Kb表示。 (2)多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝； HCOH＋＋CO Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的关系：Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 (3)由于多元弱碱大多为为难溶碱，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。 2．电离平衡常数的意义 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。 3．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。 【易错提醒】 (1)弱电解质的电离都是微弱的。一般来说已电离的分子是极少数的，绝大多数以分子形式存在。 (2)弱电解质电离平衡后，加水稀释，电离程度增大，但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H＋或OH－)浓度减小。判断离子浓度比值变化时，只考虑物质的量的比值即可。 (3)多元弱酸分步电离，第一步电离出相对较多的H＋，对第二步电离起到抑制作用，第二步电离程度大大减弱。故K1远远大于K2。 【进阶典例】醋酸的电离方程式为CH3COOH(aq)H＋(aq)＋CH3COO－(aq)　ΔΗ>0。25 ℃时，0.1 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝＝1.75×10－5。下列说法正确的是(　　) A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，平衡时溶液中c(H＋)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下，0.01 mol·L－1醋酸溶液的Ka<1.75×10－5 D．升高温度，c(H＋)增大，Ka增大 【答案】D 【解析】A项，向该溶液中滴加几滴浓盐酸，H＋浓度增大，平衡逆向移动，平衡时溶液中c(H＋)增大，错误；B项，向该溶液中加少量CH3COONa固体，CH3COO－浓度增大，平衡逆向移动，错误；C项，电离平衡常数只与温度有关，该温度下0.01 mol·L－1醋酸溶液的Ka＝1.75×10－5，错误；D项，电离吸热，升高温度平衡正向移动，c(H＋)增大，Ka增大，正确。 解题点睛 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 【拔高典例】（26-27高二上·宁夏银川·阶段检测）下列叙述中正确的是 A．CH3COOH和CH3COOK均为弱电解质 B．碳酸的电离方程式为： C．同一温度和浓度下，一元弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强 D．电离平衡常数和化学平衡常数均与温度、压强和浓度等因素有关 【答案】C 【解析】A．是弱电解质，但CH3COOK在水溶液中完全电离，属于强电解质，A错误； B．碳酸是二元弱酸，分步电离，第一步电离为，第二步电离为，不能一步电离生成和，B错误； C．同一温度和浓度下，一元弱酸的电离平衡常数越大，说明其电离程度越大，电离出的浓度越高，酸性越强，C正确； D．电离平衡常数和化学平衡常数均只与温度有关，与压强、浓度无关，D错误； 故选C。 【对点练1】（24-25高二上·内蒙古兴安·期中）25 ℃时，醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸电离平衡常数分别为醋酸K=1.75×10-5；次氯酸K=4.0×10-8；碳酸K1=4.5×10-7，K2=4.7×10-11；亚硫酸K1=1.4×10-2，K2=6.0×10-8. (1)写出碳酸的第一级电离平衡常数的表达式K1=________。 (2)在相同条件下，等浓度的CH3COO-、ClO-、C和S溶液中，结合H+能力最强的微粒是___。 (3)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】(1) (2)C (3)B 【解析】（1）碳酸的第一级电离方程式为：，则碳酸的第一级电离平衡常数表达式为 ； （2）电离平衡常数越小，越难电离；电离出H+剩下的离子，其结合H+能力越强；因最小，所以等浓度的CH3COO-、ClO-、和溶液中结合H+能力最强的是； （3）结合题中反应，根据相对强的酸制取相对弱的酸可知三种一元弱酸的酸性：HF>HNO2>HCN，则，所以，据此分析； A．，A正确； B．，B错误； C．三种酸的强弱顺序为：HF>HNO2>HCN，C正确； D．电离平衡常数：，D正确； 故答案选B。 考点 2 电离平衡常数的计算及应用 1．电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 2．有关电离平衡常数的计算 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH  CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 3．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)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。 (3)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。 (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。 【进阶典例】（26-27高二上·广东揭阳·阶段检测）分析表中数据，下列叙述错误的是 弱酸 电离常数 A．中和等体积、等的和溶液消耗的量：前者小于后者 B．不能发生 C．向溶液中通入少量，发生的离子方程式为： D．相同条件下，、、的电离程度依次减弱 【答案】C 【解析】A．等的和溶液，酸性更弱，因此的物质的量浓度更大，等体积时的物质的量更大，中和消耗的量更多，即前者小于后者，A正确； B．酸性：，弱酸不能制强酸，因此反应不能发生，B正确； C．酸性：，根据强酸制弱酸规律，向溶液中通入少量，应生成，离子方程式为，选项给出的离子方程式错误，C错误； D．相同温度下，弱酸的电离常数越大，电离程度越大，由表中数据可知电离常数：，因此三者电离程度依次减弱，D正确； 故选C。 解题点睛 电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)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。 【拔高典例】（25-26高二上·四川绵阳·期中）25℃时，向某浓度的草酸()溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数()与溶液pH的关系如图所示，下列说法正确的是 A．图中曲线1所代表的微粒是 B．电离方程式为： C．pH=2时，与的浓度之比等于 D．已知，则该反应的平衡常数 【答案】C 【分析】草酸溶液中主要存在的微粒为H2C2O4，故1为H2C2O4的分布分数，随着KOH溶液的滴入，草酸的含量逐渐降低，草酸氢根的含量逐渐升高，故曲线2为草酸氢根的分布分数，随着KOH的滴加，草酸氢根的含量降低，草酸根的含量增加，故3代表草酸根的分布分数。 【解析】A．曲线1代表微粒为H2C2O4，A错误； B．草酸为二元弱酸，应分两步电离：，B错误； C．pH=1.2时，草酸分子和草酸氢根离子含量相等，则，同理，pH=4.2时，可得，由得，pH=2时，，C正确； D．已知，该反应平衡常数为，D错误； 故答案选C。 【对点练1】（25-26高二上·江西九江·阶段检测）常见药物阿司匹林的主要成分是乙酰水杨酸(用HA表示，在人体温度下电离平衡常数约为)，某患者服用阿司匹林之后，在人体内存在下列化学平衡(未电离的HA可自由穿过组织薄膜且达到平衡，离子不能穿过组织薄膜)，总药物浓度为HA与浓度之和。下列说法正确的是 A．在胃中， B．血液中HA浓度大于胃中HA浓度 C．血液中HA电离程度小于胃中HA电离程度 D．如果该患者同时服用了治疗胃酸过多，会导致血液中总药物浓度与胃中总药物浓度之比变小 【答案】D 【解析】A．胃中，，代入得： ，因此： 　，故A错误； B．HA可自由穿过组织薄膜，达到平衡后，两侧浓度相等，故B错误； C．HA电离：，浓度越低越促进电离；血液更高[更小]，因此血液中HA电离程度大于胃中HA电离程度，故C错误； D．设平衡后两侧，总浓度，因此血液和胃总浓度之比为： ， 服用会中和胃酸，使减小，分母增大，分子（血液pH基本不变）不变，因此比值变小，故D正确； 故选D。 【对点练2】按要求回答下列问题： (1)向醋酸溶液中加入少量水，_____________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，_______________。 (2)已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如表所示： 化学式 HClO HCN 电离平衡常数 以下说法不正确的是_____(填字母)。 A．向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数变大 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．表中四种酸，酸性最强的是 D．向NaClO溶液中通入气体，可以生成HClO (3)向NaCN溶液中通入过量气体，发生反应的离子方程式是________________________________。 【答案】(1) 减小 增大 (2)A (3) 【解析】（1）醋酸溶液中存在，加入少量水，根据越稀越电离可知平衡正向移动，减小，减小，温度不变不变，根据知增大； （2）A．弱酸电离平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加入少量溶液，温度不变常数不变，A错误； B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确； C．表中四种酸根据电离常数的比较，酸性强弱顺序是，C正确； D．根据较强酸可制较弱酸，向溶液中通入气体会发生反应：，可生成，D正确； 故答案选A； （3）因为，根据强酸制弱酸，与过量反应方程式为。 考点 3 强酸和弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 【进阶典例】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中的现象： 相同点是____________________________________，不同点是__________________________，原因是______________________________________。 (2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V(a)____(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)____V(b)，原因是____________________________________________。 (3)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)________v(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)________V(b)。原因是_______________________________________________________。 【答案】(1)都产生无色气泡，Zn粒逐渐溶解　a中反应速率较大　盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸中c(H＋)大 (2)大于　等于　反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等 (3)等于　小于　开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大 【解析】(2)锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋发生置换反应产生H2，c(H＋)越大，产生H2的速率越大。而在分析产生H2的体积时，要注意醋酸的电离平衡的移动。反应开始时，醋酸产生H2的速率比盐酸小，因Zn与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋反应，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，在起始物质的量浓度相同时，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)。反应完毕后，两者产生H2的体积是相等的。因醋酸存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，Zn与H＋发生反应，c(H＋)减小，使醋酸的电离平衡向电离方向移动，继续发生H＋与Zn的反应，足量的Zn可使醋酸中的H＋全部电离出来与Zn反应生成H2，又因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，因而最终产生H2的量相等。 解题点睛 (1)判断弱电解质的三个角度 ①弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 ②弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 ③弱电解质形成的盐类能水解。 (2)以冰醋酸稀释为例分析稀释过程中pH的变化 ①冰醋酸稀释过程中，pH先减小后增大，其中O→b为冰醋酸溶解并建立平衡过程，b→c为醋酸溶液稀释后平衡移动过程。 ②强酸溶液稀释10倍，pH增大1；弱酸溶液稀释10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀释10倍，4<pH<5。 ③pH相等的弱酸溶液稀释相同倍数，弱酸酸性越弱，pH变化越小。例如体积均为10 mL、pH＝2的HA、HB溶液，分别加水稀释至1 000 mL，则HB的电离常数大于HA的电离常数。 【拔高典例】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；由反应的化学方程式可知B正确；醋酸稀释过程中平衡向电离的方向移动，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。 【对点练1】（24-25高二上·湖南长沙·阶段检测）已知常温下，Ka(HCOOH)=1.8×10-4、Ka(CH3COOH)=1.8×10-5。下列叙述错误的是 A．向溶液中加入一定量的盐酸时，平衡逆向移动，变小 B．中和等体积、等物质的量浓度的HCOOH溶液和溶液，所需氢氧化钠的物质的量相同 C．溶液和溶液相比，后者大 D．溶液与溶液相比，前者浓度大 【答案】A 【解析】A．电离常数与温度有关，温度不变，不变，A项错误； B．中和等体积、等物质的量浓度的HCOOH溶液和溶液，所需氢氧化钠的物质的量相同，B项正确； C．弱酸越稀越电离，两溶液中溶质物质的量相等，后者溶液稀，酸的电离程度更大，更大，C项正确； D．电离常数越大，弱电解质越易电离，溶液与溶液相比，前者浓度大，D项正确。 故选A。 【对点练2】（26-27高二上·辽宁营口·阶段检测）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盐酸、2 mL 2 mol/L醋酸，温度和起始压强相同时，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法正确的是 A．镁和醋酸的反应不利于醋酸的电离 B．两个反应体系中，镁条不足，酸均过量 C．0～100 s内盐酸的平均反应速率比醋酸快 D．反应结束后，盐酸产生的气体比醋酸产生的气体多 【答案】C 【分析】镁与两种酸反应的化学方程式分别为、，均为每消耗2 mol酸生成1 mol氢气，可据此判断反应物是否过量并计算氢气的总量。在本实验的相同条件下，密闭容器内气体压强的增量反映生成氢气的量。同一时间段内，压强增量越大，生成氢气的量越多，平均生成速率越大；反应结束时的压强增量则反映生成氢气的总量。 【解析】A．醋酸溶液中存在电离平衡。镁与氢离子发生反应，消耗，使醋酸的电离平衡正向移动，促进醋酸电离，A错误； B．两份溶液中酸的物质的量均为。根据上述反应，镁与酸按物质的量之比1∶2反应，使每份酸完全反应所需镁的质量为，小于所加入的0.05 g，因此两个体系中均为镁过量、酸不足，B错误； C．由曲线可知，0～100 s内盐酸体系的气体压强增量较大，说明该时间段内盐酸体系生成氢气的物质的量更多。两种反应消耗酸与生成氢气的物质的量之比均为2∶1，且两份溶液的体积和反应时间相同，因此盐酸的平均反应速率比醋酸快，C正确； D．两个体系中镁均过量，两种酸的物质的量均为，且每消耗2 mol酸均生成1 mol氢气，所以反应结束后生成氢气的物质的量均为。两条曲线最终达到相同的压强也与此一致，因此两者产生的气体一样多，D错误； 故选C。 1．H2SO3水溶液中存在电离平衡：H2SO3H＋＋HSO和HSOH＋＋SO，若向H2SO3溶液中( ) A．通入氯气，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量H2S，反应后溶液pH减小 C．加入氢氧化钠溶液，平衡向右移动，pH变小 D．加入氯化钡溶液，平衡向右移动，会产生亚硫酸钡沉淀 答案 A 解析　Cl2和H2SO3发生氧化还原反应，离子反应方程式为Cl2＋H2SO3＋H2O===4H＋＋SO＋2Cl－，溶液中c(H＋)增大，故A正确；H2SO3和H2S发生氧化还原反应方程式为H2SO3＋2H2S===3S↓＋3H2O，通入过量H2S过程中，溶液pH先增大后减小，反应后溶液pH与原溶液相比无法确定，故B错误；加入氢氧化钠溶液，平衡向正反应方向移动，但溶液中c(H＋)减小，溶液的pH增大，故C错误；氯化钡和亚硫酸不反应，且氯化钡是强酸强碱盐，不水解，所以不影响亚硫酸电离，且不会产生亚硫酸钡沉淀，故D错误。 2．（25-26高二上·陕西汉中·期中）溶液的酸碱性强弱常常通过溶液的大小来比较。已知： ①电解质的电离度； ②时的。 下列说法错误的是 A．在水中的电离方程式为 B．时，氢氟酸中的电离度约为 C．常温下，等体积、等浓度的溶液的导电性比溶液的导电性弱，证明为弱电解质 D．溶液加水稀释后，电离程度减小，溶液中的比值也减小 【答案】D 【解析】A．HF为弱酸，属于弱电解质，在水中部分电离，电离方程式为，A正确； B．时氢氟酸中电离出，，，的，解得，的电离度，B正确； C．常温下，等体积、等浓度的溶液的导电性比溶液的导电性弱，说明HF部分电离，证明为弱电解质，C正确； D．溶液加水稀释，电离平衡正向移动，HF电离程度增大，减小，溶液中，温度不变，不变，减小，比值增大，D错误； 故选D。 3．（25-26高二上·吉林长春·阶段检测）稀氨水中存在电离平衡：。室温下，向稀氨水中分别加入（或通入）下列物质，下列说法正确的是 A．加水稀释，平衡向右移动，溶液中c(OH-)增大 B．加入少量NaOH固体（忽略温度变化），平衡向左移动，减小 C．通入NH3，平衡向右移动，的电离程度增大，恢复至室温电离平衡常数不变 D．通入HCl，平衡向右移动，溶液中和c(OH-)均减小 【答案】B 【解析】A．加水稀释时，虽然电离平衡正向移动，物质的量增大，但溶液体积增大的影响占主导，溶液中减小，A错误； B．加入NaOH固体，溶液中增大，平衡逆向移动，温度不变时电离常数为定值，因此随增大而减小，B正确； C．通入，与水反应使浓度升高，平衡正向移动，但弱电解质浓度越大电离程度越小，故的电离程度减小，电离平衡常数仅与温度有关，室温下不变，C错误； D．通入，与反应使减小，平衡正向移动，溶液中增大，D错误； 故选B。 4．某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 【答案】B 【解析】醋酸属于弱电解质，在稀释时会电离出H＋，故稀释相同倍数时醋酸溶液中c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸，曲线Ⅱ表示醋酸，A项错误；溶液的导电性与溶液中离子的浓度有关，离子浓度b＞c，故导电性b＞c，B项正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，溶质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀释前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项错误。 5．（25-26高二上·河北石家庄·期中）溶液电导率(k)高低间接体现了电解质溶液中导电粒子的有效浓度。303 K下，硫酸质量分数与其电导率的关系如图所示。下列说法正确的是 已知：纯硫酸的自偶电离方程式为。 A．纯硫酸自偶电离常数 B．硫酸电离程度随质量分数增加而减小 C．H2SO4质量分数为35%～40%的硫酸溶液的导电率较大 D．由于k(a)=k(b)，所以，溶液中pH(a)=pH(b) 【答案】C 【解析】A．纯为纯液体，浓度视为常数不写入电离平衡常数表达式，正确表达式为，选项表达式错误，A错误； B．硫酸质量分数从0升高到左右时，电导率随质量分数增大而升高，说明离子有效浓度增大，并非电离程度随质量分数增加一直减小，B错误； C．由图像可知，电导率峰值对应硫酸质量分数为，该区间硫酸溶液导电率较大，C正确； D．为低浓度硫酸，含水量多，电离程度大，为高浓度硫酸，含水量少，电离程度小，二者导电粒子总浓度相同但浓度不同，故，D错误； 故选C。 6．（25-26高二上·四川成都·阶段检测）已知25℃时有关弱电解质的电离平衡常数如下表： 弱电解质 电离平衡常数 ， 下列说法正确的是 A．相同温度，溶液电离平衡常数大于溶液电离平衡常数 B．NaCN溶液与少量反应的离子反应方程式为 C．结合的能力 D．25℃时，0.1 mol/L的HCN溶液中 【答案】D 【解析】A．电离平衡常数是温度的函数，它只与弱电解质的性质以及温度有关，和弱电解质溶液的浓度没有关系，所以在相同温度下，不管是的溶液，还是的溶液，其电离平衡常数都是一样的，A错误； B．已知的电离平衡常数，，的电离平衡常数为，电离平衡常数越大，酸性越强，故酸性强弱顺序为，根据相对较强酸制相对较弱酸的复分解反应规律，溶液中通入少量时，只能生成和，离子方程式为，B错误； C．酸根离子结合的能力与对应酸的酸性强弱有关，酸性越弱，其酸根离子结合的能力越强，由前面分析可知酸性，所以结合的能力，C错误； D．对于的溶液，是弱电解质，存在电离平衡，电离平衡常数，由于的电离程度很小，所以，且，则==，D正确； 故选D。 7．（25-26高二上·湖南常德·阶段检测）25C时，0.1 molL−1的不同弱电解质的电离度(=×100%)如下表： 弱电解质 HNO2 HF NH3H2O /% 7.0 7.8 1.3 下列叙述错误的是 A．能发生反应 B．分别对、NH3H2O溶液加水稀释可让电离度变为7.8% C． D．等体积、等pH的和HF消耗的物质的量：前者>后者 【答案】A 【解析】A．的电离度（7.0%）小于HF（7.8%），说明的酸性弱于HF。根据强酸制弱酸的规律，无法将F⁻转化为HF，因此反应不能发生，A错误； B．稀释弱电解质溶液时，电离度会增大。的初始电离度为7.0%，稀释后可能达到7.8%；的初始电离度为1.3%，通过足够稀释，其电离度也可达到7.8%，B正确； C．的，C正确； D．等pH时，酸性较弱的浓度更高，因此等体积下其物质的量更多，消耗的更多，D正确； 故答案选A。 8．（25-26高二上·湖北·期中）在25℃时，H2A溶液中存在H2AHA-+ H+，HA-A2-+ H+，H2A、HA-和A2-的分布分数，即组分的平衡浓度占总浓度的分数【如】与溶液关系如图。下列说法错误的是 A．HA-不能在强酸性环境大量存在也不能在强碱性环境下大量存在 B．曲线c代表A2- C．H2AHA-+ H+的平衡常数Ka1=10-2.35 D．c2(HA-)<c(H2A)c(A2-) 【答案】D 【分析】25℃时，H2A溶液中存在H2AHA-+ H+、HA-A2-+ H+，随pH升高，H2A的分布分数减小，为曲线a，HA-的分布分数先增大后减小，为曲线b，A2-的分布分数增大，为曲线c；根据图示，ab交点，pH=2.35且，，同理，由bc交点可知，； 【解析】A．HA-能与H+反应生成H2A，能与OH-反应生成A2-和H2O，则HA-不能在强酸性环境大量存在也不能在强碱性环境下大量存在，故A正确； B．由分析，曲线c表示A2-的分布分数随溶液pH的变化，故B正确； C．由分析，H2AHA-+ H+的平衡常数Ka1=10-2.35，故C正确； D．由分析，Ka2=，，则，即，故D错误； 故选D。 9．常温下，有c(H＋)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，采取以下措施： (1)加适量醋酸钠晶体后，两溶液中的c(H＋)变化是醋酸溶液中c(H＋)________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，盐酸中c(H＋)________。 (2)加水稀释10倍后，醋酸溶液中的c(H＋)________(填“＞”“＝”或“＜”，下同)盐酸中的c(H＋)。 (3)加等浓度的NaOH溶液至恰好中和，所需NaOH溶液的体积：醋酸________盐酸。 (4)使温度都升高20 ℃，溶液中c(H＋)：醋酸______盐酸。 (5)分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是____________(填字母)。(①表示盐酸，②表示醋酸) 【答案】(1)减小　减小　(2)＞　(3)＞　(4)＞　(5)c 【解析】(1)加适量CH3COONa晶体，CH3COOH溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋平衡向左移动，c(H＋)减小，盐酸中发生反应：CH3COO－＋H＋===CH3COOH，c(H＋)减小。 (2)加水稀释10倍，CH3COOH电离平衡向右移动，n(H＋)增多，HCl不存在电离平衡，HCl电离出的n(H＋)不变。 (3)加NaOH溶液，CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O，HCl＋NaOH===NaCl＋H2O，由于CH3COOH是部分电离，反应过程中CH3COOH的电离平衡向电离方向移动且反应前c(CH3COOH)＞c(HCl)，故中和时CH3COOH所需NaOH的体积多。 (4)升高温度，CH3COOH电离平衡向电离方向移动，c(H＋)增大，HCl已全部电离。 (5)反应开始两溶液pH相同，即c(H＋)相同，所以开始与Zn反应速率相同，随反应的进行，CH3COOH电离平衡向电离方向移动，故反应速率：v(CH3COOH)＞v(HCl)，又因为反应开始时c(CH3COOH)＞c(HCl)，所以与足量锌反应，CH3COOH生成H2的量多。 10．（26-27高二上·吉林长春·阶段检测）Ⅰ．常温下，将10mL、c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H+)随溶液体积变化的曲线如图所示。 (1)曲线Ⅱ表示的是___________(填“盐酸”“醋酸”)的变化曲线。 (2)取等体积的a点、b点、c点对应的溶液，分别与0.01mol/LNaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积最大的是：___________(填“a”、“b”或“c”)。 Ⅱ．已知：pH=-lgc(H+)。25℃时，K(HCN)=1×10-9.2、K(HClO)=1×10-7.5、K(H2CO3)1=1×10-6.4、K(H2CO3)2=1×10-10.2。 (3)在25℃、相同浓度时，CN-、ClO-、中，结合氢离子能力最强的是___________。 (4)在25℃的碳酸溶液中，当pH=5.6时，c()___________(填“>”“=”或“<”)c(H2CO3)。 (5)在25℃时，反应CN-(aq)+(aq)HCN(aq)+(aq)的平衡常数K=___________。 【答案】(1)醋酸 (2)a (3) (4)< (5) 【解析】（1）盐酸是强酸，在水中完全电离；醋酸是弱酸，在水中部分电离。加水稀释会促进醋酸的电离，因此稀释相同倍数时，醋酸溶液中的减小幅度小于盐酸。由图可知，曲线Ⅱ的下降较慢（即较大），故曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线。 （2）初始时盐酸和醋酸的体积和均相等，由于醋酸是弱酸，仅部分电离，故初始醋酸的物质的量浓度远大于盐酸，即醋酸的总物质的量远大于盐酸。a、b两点溶液体积相同，说明稀释倍数相同，稀释过程中溶质的物质的量不变，故a点醋酸的物质的量远大于b点盐酸的物质的量；c点为盐酸进一步稀释得到，其酸的物质的量与b点相同，中和反应消耗NaOH的量取决于酸的总物质的量，故a点消耗NaOH溶液的体积最大。 （3）酸的电离常数越小，说明其酸性越弱，其对应的共轭碱结合的能力就越强。已知电离常数，即的酸性最弱，故其共轭碱结合的能力最强。 （4）碳酸的第一步电离常数。当时，溶液中，则，因此。 （5）反应的平衡常数表达式为，将分子分母同时乘以，可得。 1．（26-27高二上·浙江·阶段检测）溶于水存在多步平衡：① ；② ；③ 。其中、、为各步反应的平衡常数，且[表示的平衡压强]，下列说法正确的是 A．恒温加压，增大，减小 B．通入少量，溶液中减小 C．恒温条件下加入少量水，反应②平衡逆向移动 D．数值是，，则溶液中 【答案】D 【解析】A．平衡常数仅由温度和反应本身性质决定，温度不变时，无论压强如何变化，都保持不变，A错误； B．由反应③的平衡常数表达式可得：，通入少量，会中和使减小，温度不变不变，因此该比值会增大，B错误； C．反应②的平衡常数可写为，恒温加水时，所有粒子浓度同等程度减小，此时浓度商，平衡会向粒子数增多的正向移动，C错误； D．将三步平衡常数相乘：，代入、，整理可得，D正确； 故选D。 2．（26-27高二上·辽宁沈阳·阶段检测）常温下，几种弱酸的电离常数如下表所示。 弱酸 电离常数 下列说法正确的是 A．等物质的量浓度的溶液pH关系： B．向纯净的中逐滴加水，溶液的导电性、的电离度均先增大后减小 C．向溶液中通入过量，发生反应 D．常温下0.1 mol/L 溶液中的电离度约为32.8% 【答案】D 【解析】A．由表中数据可知，、、的电离常数依次减小。相同温度、相同物质的量浓度的一元弱酸，电离常数越大，电离产生的浓度越大，溶液的pH越小，因此三种溶液的pH关系应为，A错误； B．甲酸的电离平衡为。向纯净的甲酸中逐滴加水，起初甲酸电离产生的离子增多，离子浓度增大，导电性增强；继续大量加水，离子浓度因稀释而减小，导电性减弱，所以导电性先增强后减弱。但加水稀释促进甲酸电离，甲酸的电离度不断增大，不会先增大后减小，B错误； C．具有强氧化性，具有还原性，二者发生氧化还原反应。氯元素的化合价由+1价降低到−1价，硫元素的化合价由+4价升高到+6价，因此生成和。根据原子守恒和电荷守恒，正确的离子方程式为，C错误； D．碘酸的电离平衡为。设碘酸的电离度为，忽略水的电离，则平衡时，。由电离常数表达式，代入各平衡浓度的数值得，整理得。由于，取符合实际的根，得，D正确； 故选D。 3．（24-25高二下·浙江衢州·期末）血液中存在酸碱平衡，从而维持血液的pH基本不变，可表示如下： ①； ②； 血红蛋白分子（Hb）也有调节酸碱平衡的作用，可表示为： ③。 已知碳酸的，。下列说法不正确的是 A．若血液pH为7.4，则血液中浓度比大 B．当血液pH降低时，会促进人体更快更多地排出 C．随pH增大，先增大后减小 D．高氧环境中，血红蛋白与结合形成，促使释放 【答案】C 【解析】A．由题知Ka1==4.5×10-7，当pH=7.4时，c(H+)=1×10-7.4，则c()/c(H2CO3)=4.5×100.4>1，说明浓度更大，A正确； B．pH降低（酸性增强）时，H+增加会通过反应①和②促进CO2生成，身体通过加快呼吸排出CO2以缓解酸中毒，B正确； C．Ka1=，Ka2=，故原式可化简为Ka1/Ka2≈9574，为常数，与pH无关，因此比值不随pH变化，C错误； D．高氧环境中，反应③向右移动，HbO2生成并释放H+，D正确； 故选C。 4．（24-25高二上·湖北武汉·期末）室温下，某化学反应可以经过两种机理进行，其示意图如下： 已知是一元弱酸，，溶液中和X始终处于酸碱平衡。反应(1)、(2)均不可逆，总反应速率为(其中和为速率常数)。实验开始时，溶液中X和Y的总浓度均为，在不同pH下测定反应的初始总速率v，结果如下表： 初始溶液pH 0 12 初始总速率 下列说法错误的是 A．时，体系中的X几乎全部以形式存在 B． C．时，反应初始总速率约为 D．增加体系中的浓度，该反应的总速率增加 【答案】C 【解析】A．时，，根据，得，X几乎全部以形式存在，A正确； B．时，，总速率近似等于，代入，得，B正确； C．时，，由的数据得，总速率，远小于，C错误； D．浓度升高时平衡逆向移动，增大，因，总速率随浓度升高而增大，D正确； 故选C。 5．(1)25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝________________。 (2)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生气体的体积(V)随时间(t)变化的示意图如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__________________________________________。 (3)下表是几种弱酸常温下的电离常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13 ①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为_______________。 ②同浓度的CH3COO－、HCO、CO、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为__________________。 【答案】(1) (2)Ka(CH3COOH)<Ka(HSCN)，在相同温度、相同物质的量浓度和体积的两溶液中，HSCN溶液的c(H＋)大于CH3COOH溶液的c(H＋)，故HSCN与NaHCO3反应速率快 (3)①H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S ②S2－>CO>HCO>CH3COO－ 【解析】(1)Ka＝＝＝。 (3)①根据第一步电离常数可知，四种酸的酸性由强到弱的顺序为H3PO4>CH3COOH> H2CO3>H2S。②酸越弱，其对应酸根离子结合H＋的能力越强，故结合H＋的能力由强到弱的顺序为S2－>CO>HCO> CH3COO－。 1 / 10 学科网（北京）股份有限公司zxxk.com 学科网（北京）股份有限公司zxxk.com 学科网（北京）股份有限公司 $