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第51讲
弱电解质的电离平衡
1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。
复
习
目
标
内
容
索
引
考点一　　弱电解质的电离平衡及影响因素
考点二　　电离平衡常数及应用
练真题　　明考向
课时精练
弱电解质的电离平衡及影响因素
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考点一
1.电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程如图所示：
2.外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越 ，越易电离。
(2)温度：温度越高，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_______
_______________的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向_____方向移动。
小
越大
结合成
弱电解质分子
电离
1.强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(　　)
2.弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子(　　)
3.氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(　　)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(　　)
4.一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B＋＋OH－(　　)
5.Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同(　　)
6.电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小(　　)
7.25 ℃时，0.1 mol·L－1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小(　　)
√
√
×
×
√
×
×
1.以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)　 　CH3COO－(aq)
＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表：
一、外因对电离平衡移动结果的判断
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力
加水稀释 _______ ______ ______ ______
加入少量冰醋酸 _______ ______ ______ ______
通入HCl(g) _______ ______ ______ ______
加NaOH(s) ________ ______ ______ ______
加CH3COONa(s) ________ ______ ______ ______
升高温度 ________ ______ ______ ______
向右
增大
减小
减弱
向右
增大
增大
增强
向左
增大
增大
增强
向右
减小
减小
增强
增强
增强
向左
向右
减小
增大
减小
增大
2.在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是
A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的
　变化曲线
B.任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速
　率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率
C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
D.1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大
√
2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H＋)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；
从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁已接近反应结束，c(H＋)较小，反应速率较小，故B错误；
由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，用1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故C正确、D错误。
一强一弱的比较
(1)相同浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析
项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率
一元强酸 相同 相同 开始时强酸的反应速率大，一段时间后弱酸的反应速率大
一元弱酸
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析
项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率
一元强酸 小 少 开始时二者相同，一段时间后弱酸的速率保持较大
一元弱酸 大 多
二、多角度证明弱电解质
3.能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是
A.HCOOH溶液与Zn反应放出H2
B.0.1 mol·L－1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红
C.HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D.常温时0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3
√
A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；
C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；
D项，溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，正确。
4.某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是
A.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2，则HR是弱酸
B.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1和0.1 mol·L－1 HR溶液的pH差值等于1，则HR是弱酸
C.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
D.25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，将该溶液升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则　
　HR是弱酸
√
25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2，说明HR在水溶液中部分电离，溶液中存在电离平衡，则HR是弱酸，故A正确；
25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1和0.1 mol·L－1 HR溶液的pH差值等于1，说明稀释十倍，H＋的物质的量没有变化，HR完全电离，是强酸，故B错误；
25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，说明溶液呈中性，NaR为强酸强碱盐，HR为强酸，故C错误；
若HR为强酸，NaR溶液呈中性，升高温度，促进水的电离，pH减小，则a>b，若HR是弱酸，R－水解溶液呈碱性，加热，促进盐的水解，碱性增强，则a判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解。
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电离平衡常数及应用
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考点二
1.电离平衡常数表达式
(1)一元弱酸或弱碱
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离方程式 HA　　H＋＋A－ BOH　　B＋＋OH－
电离常数表达式
第一步电离 第二步电离
电离方程式
电离常数表达式
电离常数关系 Ka1 Ka2(填“>”或“<”)
(2)多元弱酸(以H2CO3为例)
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2.电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数 ，反之，电离常数 。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K 。
3.电离常数的意义
(1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
(2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1 Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑 。
越小
越大
增大
第一步电离
1.同一弱电解质，浓度不同其电离常数一定不同(　　)
2.弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(　　)
3.某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(　　)
4.常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强(　　)
×
×
×
×
一、弱电解质相对强弱的比较
√
2.下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是
A.氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B.氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C.0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D.氢硫酸的还原性强于亚硫酸
√
3.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为______________________
_________。
HCOOH＞H2CO3＞H2S
＞HClO
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8
(2)相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、　　　　　　、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_________________________________________。
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是_______(填序号)。
①②④
二、微粒浓度比值判断
4.常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
变小
变大
变小
不变
不变
判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
(1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。
(2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7mol·L－1，故比值变小。
(3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
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练真题 明考向
1.(2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是
A.该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为　 　＋2H＋===H2O＋CO2↑
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醋酸属于弱电解质，则含0.1 mol醋酸的溶液中CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A错误；
加入少量CH3COONa固体，抑制醋酸的电离，溶液的pH升高，故B错误；
根据元素守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 mol，故C正确；
醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写，故D错误。
2.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA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－)
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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
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常温下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A错误；
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1012·Ka1
1024·Ka1·Ka2
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课时精练
1.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.0.1 mol·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
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氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中部分电离，因此0.1 mol·L－1 HCN溶液中c(H＋)＜0.1 mol·L－1，pH＞1，故A错误；
氢氰酸为弱电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，故B正确；
弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，故C错误；
加入少量NaOH溶液，电离平衡正向移动，但溶液的温度不变，电离平衡常数不变，故D错误。
2.饱和氨水中存在化学平衡和电离平衡：NH3＋H2O　　NH3·H2O　　　　＋OH－。下列有关说法正确的是
A.常温下饱和氨水的pH＜7
B.向氨水中滴加过量硫酸，上述平衡均正向移动，pH增大
C.电离是吸热过程，升高温度，上述平衡均正向移动
D.向氨水中加入少量NaOH固体，上述平衡均逆向移动，有NH3放出
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常温下饱和氨水呈碱性，pH＞7，A项错误；
加入过量硫酸，H＋浓度增大，pH减小，B项错误；
升温会使NH3逸出，NH3＋H2O　　NH3·H2O平衡逆向移动，C项错误；
加入少量NaOH固体，OH－浓度增大，平衡向生成NH3的方向移动，有NH3放出，D项正确。
3.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是
A.a、b、c三点溶液的pH：cB.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b
C.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D.a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗
　NaOH溶液的体积：c＜a＜b
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A项，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；
B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a；
C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力增强，c(H＋)增大，pH偏小；
D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。
4.下列不能用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法的是
A.向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大
B.pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓
　度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大
C.0.1 mol·L－1CH3COOH溶液的pH>1
D.相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反
　应，消耗金属的量相同
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相同浓度和体积的两溶液中溶质物质的量相同，消耗的金属的量相同，不能说明二者的酸性强弱。
5.已知数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述中不正确的是
A.HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D.HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
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反应①说明酸性：HNO2>HCN，反应③说明酸性：HF>HNO2。
6.硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2O　　　　　＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10－10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。下列说法错误的是
A.H3BO3为一元酸
B.0.01 mol·L－1 H3BO3溶液的pH≈6
C.常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa>NaB(OH)4
D.NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液
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根据题意可知H3BO3只存在一步电离，所以为一元酸，A正确；
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7.电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是
A.①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1
B.溶液温度高低为①>③>②
C.③点溶液有c(Cl－)>c(CH3COO－)
D.③点后因离子数目减少使电导率略减小
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醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)<0.200 mol·L－1，故A错误；
酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，故B错误；
③点时恰好完全反应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c(Cl－)>
c(CH3COO－)，故C正确；
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③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，故D错误。
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次氯酸是弱电解质，电离方程式为HClO　　H＋＋ClO－，故A错误；
次氯酸是弱酸，随着pH的增大，HClO逐渐减少，ClO－逐渐增多，故曲线a、b依次表示δ(HClO)、δ(ClO－)的变化，故B错误；
9.下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是
A.因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定
　等于V2
B.若V1>V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸
C.若实验①中，V＝V1，则混合溶液中
　c(Na＋)＝c(A－)
D.实验②的混合溶液，可能pH<7
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因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相对大小，故A错误；
若V1>V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法说明HA是强酸，故B错误；
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若实验①中，V＝V1，则HA的物质的量浓度也为0.01 mol·L－1，HA溶液pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合溶液中c(Na＋)＝c(A－)，故C正确；
恰好完全中和后实验②的混合溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，故D错误。
10.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是
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HCOOH H2CO3 HCN
Ka＝1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝6.2×10－10
C.物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液，pH前者大
D.酸性强弱顺序是HCOOH>HCN>H2CO3
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11.下列关于电解质的说法正确的是
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12.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示，据此分析，下列说法不正确的是
A.曲线a代表H2C2O4，曲线b代表
B.常温下0.1 mol·L－1的NaHC2O4溶液显酸性
C.常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2＝10－4.30
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随着pH的增大，草酸分子的浓度逐渐减小，草酸氢根离子的浓度逐渐增大，pH继续升高，草酸氢根离子的浓度又逐渐减小，而草酸根离子的浓度逐渐增大，因此曲线a代表H2C2O4，曲线b代表 　　，A正确；
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13.磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1H3PO2与20 mL 1 mol·
L－1的NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题：
①NaH2PO2属于________(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
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正盐
NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电离出的氢离子，因而NaH2PO2是正盐。
②若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝_____。
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设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1。
　　　　　　　　H3PO2　　H＋＋
初始/(mol·L－1)　　0.02　　 0　　0
平衡/(mol·L－1)　　0.02－x　 x　　x
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：_________________________________
_______________________、_______________________________________________
__________________________________________________________。
1
2
3
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5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
测NaH2PO2溶液的pH，若pH>7，
则证明次磷酸为弱酸
向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴
石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为________(Ka2＝2×10－7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计)。
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1×10－3
(3)亚磷酸的结构式为 　　　　　　　(结构式中P→O表示成键电子对全部由磷原子
提供)，含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有_____个“O—H”。
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1
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH_____(填“>”“<”或“＝”)7。
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>
14.25 ℃ 时，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1，lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO－)、lg c(H＋)和lg c(OH－)随pH变化的关系如图所示。
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根据以上情境，解答下列有关问题。
(1)写出CH3COOH的电离方程式：___________________________，若0.010 mol·L－1、0.10 mol·L－1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，试比较α1和α2大小：______，并分
析两溶液中H＋浓度的比值　　　 ____(填“>”“<”或“＝”)10。
CH3COOH　　H＋＋CH3COO－
α1>α2
<
(2)已知100.2＝1.6，试计算CH3COOH的电离常数Ka(写出计算过程)。
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(3)pH＝5时，该体系中CH3COOH分子的浓度为_________________。
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0.038 mol·L－1
返回1．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．0.1 mol·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
2．饱和氨水中存在化学平衡和电离平衡：NH3＋H2O??NH3·H2O??NH＋OH－。下列有关说法正确的是(　　)
A．常温下饱和氨水的pH＜7
B．向氨水中滴加过量硫酸，上述平衡均正向移动，pH增大
C．电离是吸热过程，升高温度，上述平衡均正向移动
D．向氨水中加入少量NaOH固体，上述平衡均逆向移动，有NH3放出
3．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．a、b、c三点溶液的pH：cB．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b
4．下列不能用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法的是(　　)
A．向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大
B．pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大
C．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液的pH>1
D．相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同
5．已知数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
6．硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2O??B(OH)＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10－10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。下列说法错误的是(　　)
A．H3BO3为一元酸
B．0.01 mol·L－1 H3BO3溶液的pH≈6
C．常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa>NaB(OH)4
D．NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液
7.电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1
B．溶液温度高低为①>③>②
C．③点溶液有c(Cl－)>c(CH3COO－)
D．③点后因离子数目减少使电导率略减小
8．(2023·南京模拟)常温下，次氯酸电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。下列有关说法正确的是(　　)
A．次氯酸的电离方程式为HClO===H＋＋ClO－
B．曲线a、b依次表示δ(ClO－)、δ(HClO)的变化
C．次氯酸电离常数Ka的数量级为10－7
D．向次氯酸溶液中加NaOH溶液，将减小
9．下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是(　　)
A．因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2
B．若V1>V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸
C．若实验①中，V＝V1，则混合溶液中c(Na＋)＝c(A－)
D．实验②的混合溶液，可能pH<7
10．25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是(　　)
HCOOH H2CO3 HCN
Ka＝1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝6.2×10－10
A.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3＋CN－===HCO＋HCN
B．HCOOH的电离平衡常数表达式为Ka＝
C．物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液，pH前者大
D．酸性强弱顺序是HCOOH>HCN>H2CO3
11．下列关于电解质的说法正确的是(　　)
A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀释后，溶液中不变
C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：＜
D．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，始终增大
12.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示，据此分析，下列说法不正确的是(　　)
A．曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2O
B．常温下0.1 mol·L－1的NaHC2O4溶液显酸性
C．常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2＝10－4.30
D．pH从1.30～4.30时，先增大后减小
13．磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1H3PO2与20 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题：
①NaH2PO2属于____________(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
②若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝________。
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：________________________________________
______________________________________________________________________________、
______________________________________________________________________________。
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为________(Ka2＝2×10－7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计)。
(3)亚磷酸的结构式为(结构式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供)，含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有____个“O—H”。
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH__________(填“>”“<”或“＝”)7。
14．25 ℃ 时，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1，lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO－)、lg c(H＋)和lg c(OH－)随pH变化的关系如图所示。
根据以上情境，解答下列有关问题。
(1)写出CH3COOH的电离方程式：________________________________________________
______________________________________________________________________________，
若0.010 mol·L－1、0.10 mol·L－1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，试比较α1和α2大小：__________，并分析两溶液中H＋浓度的比值________(填“>”“<”或“＝”)10。
(2)已知100.2＝1.6，试计算CH3COOH的电离常数Ka(写出计算过程)。
(3)pH＝5时，该体系中CH3COOH分子的浓度为________________。
1．B　2.D　
3．C　[A项，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力增强，c(H＋)增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。]
4．D　5.B　
6．C　[根据题意可知H3BO3只存在一步电离，所以为一元酸，A正确；设0.01 mol·L－1 H3BO3溶液中c(H＋)＝x mol·L－1，则c[B(OH)]也可近似认为等于x mol·L－1，则有Ka(H3BO3)＝＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6，所以pH≈6，B正确；Ka(H3BO3)7．C　[醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)<0.200 mol·L－1，故A错误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，故B错误；③点时恰好完全反应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c(Cl－)>c(CH3COO－)，故C正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，故D错误。]
8．D　[次氯酸是弱电解质，电离方程式为HClO??H＋＋ClO－，故A错误；次氯酸是弱酸，随着pH的增大，HClO逐渐减少，ClO－逐渐增多，故曲线a、b依次表示δ(HClO)、δ(ClO－)的变化，故B错误；次氯酸的Ka＝，在a、b的交点处，c(ClO－)＝c(HClO)，Ka＝10－7.5，所以Ka的数量级为10－8，故C错误；向次氯酸溶液中加NaOH溶液，随着碱性增强，HClO逐渐减少，ClO－逐渐增多，故将减小，故D正确。]
9．C　10.A
11．B　[B项，NH3·H2O的电离常数Kb＝，温度不变，Kb不变，正确；C项，H2CO3电离常数Ka1＝、Ka2＝，同一溶液中c(H＋)相等，而Ka1＞Ka2，则＞，错误；D项，0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，c(F－)趋近于0，而c(H＋)趋于10－7 mol·L－1，故变小，错误。]
12．D　[随着pH的增大，草酸分子的浓度逐渐减小，草酸氢根离子的浓度逐渐增大，pH继续升高，草酸氢根离子的浓度又逐渐减小，而草酸根离子的浓度逐渐增大，因此曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2O，A正确；根据图像可知当草酸氢根离子和草酸根离子浓度相等时，pH＝4.30，所以草酸的第二步电离平衡常数Ka2＝＝10－4.30，C正确；根据图像可知pH从1.30～4.30时，逐渐减小，D项错误。]
13．(1)①正盐　②2　③测NaH2PO2溶液的pH，若pH>7，则证明次磷酸为弱酸　向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸　(2)1×10－3　(3)1　(4)>
14．(1)CH3COOH??H＋＋CH3COO－　α1>α2　<
(2)由图像可知：a代表H＋，b代表CH3COO－，c代表CH3COOH，d代表OH－，N点pH＝4.8，lg c(CH3COO－)＝lg c(CH3COOH)，即c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，Ka＝＝1×10－4.8＝1.6×10－5
(3)0.038 mol·L－1
解析　(3)pH＝5时c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，相同温度下电离常数不变，Ka＝＝10－4.8，＝＝100.2＝1.6，由于c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，解得c(CH3COOH)≈0.038 mol·L－1。第51讲　弱电解质的电离平衡
[复习目标]　1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。
考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素
1．电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程如图所示：
2．外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，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。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
1．强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(　　)
2．弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子(　　)
3．氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(　　)
4．一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B＋＋OH－(　　)
5．Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同(　　)
6．电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小(　　)
7．25 ℃时，0.1 mol·L－1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小(　　)
答案　1.√　2.√　3.×　4.×　5.√　6.×　7．×
一、外因对电离平衡移动结果的判断
1．以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)??CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表：
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力
加水稀释 向右 增大 减小 减弱
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强
加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强
加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强
升高温度 向右 增大 增大 增强
2.在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　)
A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线
B．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率
C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
D．1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大
答案　C
解析　2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H＋)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁已接近反应结束，c(H＋)较小，反应速率较小，故B错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，用1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故C正确、D错误。
一强一弱的比较
(1)相同浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析
项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率
一元强酸 相同 相同 开始时强酸的反应速率大，一段时间后弱酸的反应速率大
一元弱酸
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析
项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率
一元强酸 小 少 开始时二者相同，一段时间后弱酸的速率保持较大
一元弱酸 大 多
二、多角度证明弱电解质
3．能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是(　　)
A．HCOOH溶液与Zn反应放出H2
B．0.1 mol·L－1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红
C．HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D．常温时0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3
答案　D
解析　A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；D项，溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，正确。
4．某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　)
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1和0.1 mol·L－1 HR溶液的pH差值等于1，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，将该溶液升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
答案　A
解析　25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2，说明HR在水溶液中部分电离，溶液中存在电离平衡，则HR是弱酸，故A正确；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1和0.1 mol·L－1 HR溶液的pH差值等于1，说明稀释十倍，H＋的物质的量没有变化，HR完全电离，是强酸，故B错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，说明溶液呈中性，NaR为强酸强碱盐，HR为强酸，故C错误；若HR为强酸，NaR溶液呈中性，升高温度，促进水的电离，pH减小，则a>b，若HR是弱酸，R－水解溶液呈碱性，加热，促进盐的水解，碱性增强，则a判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解。
考点二　电离平衡常数及应用
1．电离平衡常数表达式
(1)一元弱酸或弱碱
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离方程式 HA??H＋＋A－ BOH??B＋＋OH－
电离常数表达式 Ka＝ Kb＝
(2)多元弱酸(以H2CO3为例)
第一步电离 第二步电离
电离方程式 H2CO3??H＋＋HCO HCO??H＋＋CO
电离常数表达式 Ka1＝ Ka2＝
电离常数关系 Ka1>Ka2(填“>”或“<”)
2.电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
3．电离常数的意义
(1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
(2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1 Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
1．同一弱电解质，浓度不同其电离常数一定不同(　　)
2．弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(　　)
3．某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(　　)
4．常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强(　　)
答案　1.×　2.×　3.×　4.×
一、弱电解质相对强弱的比较
1．(2022·湖北，12)根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性强弱顺序正确的是(　　)
A．N2H>N2H4>NH
B．N2H>CH3COOH>NH
C．NH3>N2H4>CH3COO－
D．CH3COOH>N2H>NH
答案　D
解析　根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，则反应N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2H，反应N2H＋NH3===NH＋N2H4中，酸性：N2H＞NH，故酸性：CH3COOH>N2H>NH。
2．下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是(　　)
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
答案　D
3．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为____________________。
(2)相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO
④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
答案　(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
(2)S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－
(3)①②④
二、微粒浓度比值判断
4．常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________；
(5)________。
答案　(1)变小　(2)变大　(3)变小　(4)不变
(5)不变
解析　(1)将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增大，因此其比值变小。
(2)将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大，因此其比值变大。
(5)将该式变为＝，故其比值不变。
判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
(1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。
(2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7mol·L－1，故比值变小。
(3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
1．(2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是(　　)
A．该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D．与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
答案　C
解析　醋酸属于弱电解质，则含0.1 mol醋酸的溶液中CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A错误；加入少量CH3COONa固体，抑制醋酸的电离，溶液的pH升高，故B错误；根据元素守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 mol，故C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写，故D错误。
2．(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA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　常温下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A错误；常温下，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，Ka(HA)＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，则＝1.0×10－3，解得＝，B正确；常温下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，Ka(HA)＝＝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中，由B项解析可知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，C、D错误。
3．[2020·天津，16(5)节选]已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH＝12时，c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶________∶______________________。
答案　1012·Ka1　1024·Ka1·Ka2
解析　H2CO3是二元弱酸，分步发生电离：H2CO3??HCO＋H＋、HCO??CO＋H＋，则有Ka1＝、Ka2＝，从而可得Ka1·Ka2＝。当溶液pH＝12时，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，代入Ka1、Ka1·Ka2可得c(H2CO3)∶c(HCO)＝1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶c(CO)＝1∶(1024·Ka1·Ka2)，综合可得c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。
课时精练
1．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．0.1 mol·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　氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中部分电离，因此0.1 mol·L－1 HCN溶液中c(H＋)＜0.1 mol·L－1，pH＞1，故A错误；氢氰酸为弱电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，故B正确；弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，故C错误；加入少量NaOH溶液，电离平衡正向移动，但溶液的温度不变，电离平衡常数不变，故D错误。
2．饱和氨水中存在化学平衡和电离平衡：NH3＋H2O??NH3·H2O??NH＋OH－。下列有关说法正确的是(　　)
A．常温下饱和氨水的pH＜7
B．向氨水中滴加过量硫酸，上述平衡均正向移动，pH增大
C．电离是吸热过程，升高温度，上述平衡均正向移动
D．向氨水中加入少量NaOH固体，上述平衡均逆向移动，有NH3放出
答案　D
解析　常温下饱和氨水呈碱性，pH＞7，A项错误；加入过量硫酸，H＋浓度增大，pH减小，B项错误；升温会使NH3逸出，NH3＋H2O??NH3·H2O平衡逆向移动，C项错误；加入少量NaOH固体，OH－浓度增大，平衡向生成NH3的方向移动，有NH3放出，D项正确。
3．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．a、b、c三点溶液的pH：cB．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b
答案　C
解析　A项，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力增强，c(H＋)增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。
4．下列不能用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法的是(　　)
A．向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大
B．pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大
C．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液的pH>1
D．相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同
答案　D
解析　相同浓度和体积的两溶液中溶质物质的量相同，消耗的金属的量相同，不能说明二者的酸性强弱。
5．已知数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
答案　B
解析　反应①说明酸性：HNO2>HCN，反应③说明酸性：HF>HNO2。
6．硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2O??B(OH)＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10－10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。下列说法错误的是(　　)
A．H3BO3为一元酸
B．0.01 mol·L－1 H3BO3溶液的pH≈6
C．常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa>NaB(OH)4
D．NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液
答案　C
解析　根据题意可知H3BO3只存在一步电离，所以为一元酸，A正确；设0.01 mol·L－1 H3BO3溶液中c(H＋)＝x mol·L－1，则c[B(OH)]也可近似认为等于x mol·L－1，则有Ka(H3BO3)＝＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6，所以pH≈6，B正确；Ka(H3BO3)7.电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1
B．溶液温度高低为①>③>②
C．③点溶液有c(Cl－)>c(CH3COO－)
D．③点后因离子数目减少使电导率略减小
答案　C
解析　醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)<0.200 mol·L－1，故A错误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，故B错误；③点时恰好完全反应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c(Cl－)>c(CH3COO－)，故C正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，故D错误。
8．(2023·南京模拟)常温下，次氯酸电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。下列有关说法正确的是(　　)
A．次氯酸的电离方程式为HClO===H＋＋ClO－
B．曲线a、b依次表示δ(ClO－)、δ(HClO)的变化
C．次氯酸电离常数Ka的数量级为10－7
D．向次氯酸溶液中加NaOH溶液，将减小
答案　D
解析　次氯酸是弱电解质，电离方程式为HClO??H＋＋ClO－，故A错误；次氯酸是弱酸，随着pH的增大，HClO逐渐减少，ClO－逐渐增多，故曲线a、b依次表示δ(HClO)、δ(ClO－)的变化，故B错误；次氯酸的Ka＝，在a、b的交点处，c(ClO－)＝c(HClO)，Ka＝10－7.5，所以Ka的数量级为10－8，故C错误；向次氯酸溶液中加NaOH溶液，随着碱性增强，HClO逐渐减少，ClO－逐渐增多，故将减小，故D正确。
9．下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是(　　)
A．因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2
B．若V1>V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸
C．若实验①中，V＝V1，则混合溶液中c(Na＋)＝c(A－)
D．实验②的混合溶液，可能pH<7
答案　C
解析　因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相对大小，故A错误；若V1>V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法说明HA是强酸，故B错误；若实验①中，V＝V1，则HA的物质的量浓度也为0.01 mol·L－1，HA溶液pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合溶液中c(Na＋)＝c(A－)，故C正确；恰好完全中和后实验②的混合溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，故D错误。
10．25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是(　　)
HCOOH H2CO3 HCN
Ka＝1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝6.2×10－10
A.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3＋CN－===HCO＋HCN
B．HCOOH的电离平衡常数表达式为Ka＝
C．物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液，pH前者大
D．酸性强弱顺序是HCOOH>HCN>H2CO3
答案　A
11．下列关于电解质的说法正确的是(　　)
A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀释后，溶液中不变
C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：＜
D．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，始终增大
答案　B
解析　B项，NH3·H2O的电离常数Kb＝，温度不变，Kb不变，正确；C项，H2CO3电离常数Ka1＝、Ka2＝，同一溶液中c(H＋)相等，而Ka1＞Ka2，则＞，错误；D项，0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，c(F－)趋近于0，而c(H＋)趋于10－7 mol·L－1，故变小，错误。
12.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示，据此分析，下列说法不正确的是(　　)
A．曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2O
B．常温下0.1 mol·L－1的NaHC2O4溶液显酸性
C．常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2＝10－4.30
D．pH从1.30～4.30时，先增大后减小
答案　D
解析　随着pH的增大，草酸分子的浓度逐渐减小，草酸氢根离子的浓度逐渐增大，pH继续升高，草酸氢根离子的浓度又逐渐减小，而草酸根离子的浓度逐渐增大，因此曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2O，A正确；根据图像可知当草酸氢根离子和草酸根离子浓度相等时，pH＝4.30，所以草酸的第二步电离平衡常数Ka2＝＝10－4.30，C正确；根据图像可知pH从1.30～4.30时，逐渐减小，D项错误。
13．磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1H3PO2与20 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题：
①NaH2PO2属于____________(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
②若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝________。
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：_________________________________、
________________________________________________________________________。
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为________(Ka2＝2×10－7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计)。
(3)亚磷酸的结构式为(结构式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供)，含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有__________个“O—H”。
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH__________(填“>”“<”或“＝”)7。
答案　(1)①正盐　②2　③测NaH2PO2溶液的pH，若pH>7，则证明次磷酸为弱酸　向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸　(2)1×10－3　(3)1　(4)>
解析　(1)①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电离出的氢离子，因而NaH2PO2是正盐。②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1。
　　　　　　　H3PO2??H＋＋H2PO
初始/(mol·L－1)　0.02　　0　　0
平衡/(mol·L－1)　0.02－x　x　　x
Ka(H3PO2)＝＝1×10－2[注意由于Ka(H3PO2)比较大，不能近似计算]，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。(2)忽略H3PO3的第二步电离和水的电离，则溶液中c(H2PO)≈c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，c(H3PO3)＝(0.11－1×10－2) mol·L－1＝0.1 mol·L－1，H3PO3的电离平衡常数Ka1＝＝＝1×10－3。(4)Na2HPO3溶液中，HPO水解，溶液呈碱性。
14．25 ℃ 时，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1，lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO－)、lg c(H＋)和lg c(OH－)随pH变化的关系如图所示。
根据以上情境，解答下列有关问题。
(1)写出CH3COOH的电离方程式：__________________________________________，
若0.010 mol·L－1、0.10 mol·L－1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，试比较α1和α2大小：______，并分析两溶液中H＋浓度的比值________(填“>”“<”或“＝”)10。
(2)已知100.2＝1.6，试计算CH3COOH的电离常数Ka(写出计算过程)。
(3)pH＝5时，该体系中CH3COOH分子的浓度为________。
答案　(1)CH3COOH??H＋＋CH3COO－
α1>α2　<
(2)由图像可知：a代表H＋，b代表CH3COO－，c代表CH3COOH，d代表OH－，N点pH＝4.8，lg c(CH3COO－)＝lg c(CH3COOH)，即c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，Ka＝＝1×10－4.8＝1.6×10－5
(3)0.038 mol·L－1
解析　(3)pH＝5时c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，相同温度下电离常数不变，Ka＝＝10－4.8，＝＝100.2＝1.6，由于c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，解得c(CH3COOH)≈0.038 mol·L－1。第51讲　弱电解质的电离平衡
[复习目标]　1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。
考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素
1．电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程如图所示：
2．外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越____，越易电离。
(2)温度：温度越高，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____________________的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向________方向移动。
1．强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(　　)
2．弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子(　　)
3．氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(　　)
4．一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B＋＋OH－(　　)
5．Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同(　　)
6．电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小(　　)
7．25 ℃时，0.1 mol·L－1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小(　　)
一、外因对电离平衡移动结果的判断
1．以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)??CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表：
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力
加水稀释
加入少量冰醋酸
通入HCl(g)
加NaOH(s)
加CH3COONa(s)
升高温度
2.在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　)
A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线
B．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率
C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
D．1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大
一强一弱的比较
(1)相同浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析
项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率
一元强酸 相同 相同 开始时强酸的反应速率大，一段时间后弱酸的反应速率大
一元弱酸
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析
项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率
一元强酸 小 少 开始时二者相同，一段时间后弱酸的速率保持较大
一元弱酸 大 多
二、多角度证明弱电解质
3．能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是(　　)
A．HCOOH溶液与Zn反应放出H2
B．0.1 mol·L－1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红
C．HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D．常温时0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3
4．某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　)
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1和0.1 mol·L－1 HR溶液的pH差值等于1，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，将该溶液升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解。
考点二　电离平衡常数及应用
1．电离平衡常数表达式
(1)一元弱酸或弱碱
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离方程式 HA??H＋＋A－ BOH??B＋＋OH－
电离常数表达式 Ka＝ Kb＝
(2)多元弱酸(以H2CO3为例)
第一步电离 第二步电离
电离方程式 H2CO3??H＋＋HCO HCO??H＋＋CO
电离常数表达式 Ka1＝ Ka2＝
电离常数关系 Ka1____Ka2(填“>”或“<”)
2.电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数______，反之，电离常数______。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K______。
3．电离常数的意义
(1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
(2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1 Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑____________。
1．同一弱电解质，浓度不同其电离常数一定不同(　　)
2．弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(　　)
3．某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(　　)
4．常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强(　　)
一、弱电解质相对强弱的比较
1．(2022·湖北，12)根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性强弱顺序正确的是(　　)
A．N2H>N2H4>NH
B．N2H>CH3COOH>NH
C．NH3>N2H4>CH3COO－
D．CH3COOH>N2H>NH
2．下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是(　　)
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
3．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为____________________________
______________________________________________________________________________。
(2)相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为
______________________________________________________________________________。
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO
④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
二、微粒浓度比值判断
4．常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________；
(5)________。
判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
(1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。
(2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7mol·L－1，故比值变小。
(3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
1．(2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是(　　)
A．该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D．与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
2．(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA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
3．[2020·天津，16(5)节选]已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH＝12时，c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶______∶____________________。

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