资源简介

第一单元　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.理解电离平衡常数，掌握电离平衡常数的相关计算。3.理解电离平衡常数的相关应用。
考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素
1．弱电解质的电离平衡概念
(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。
(2)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
2．影响电离平衡的因素
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。
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
1．弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子(　　)
2．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(　　)
3．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(　　)
4．25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小(　　)
5．电离平衡向右移动，弱电解质的电离度一定增大(　　)
6．电离平衡向右移动，电解质分子的浓度一定减小(　　)
答案　1.√　2.×　3.×　4.×　5.×　6.×
电离平衡移动结果的分析
1．分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。
答案
2．常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”填写下列问题。
(1)c(CH3COO－)：①________②。
(2)电离程度：①________②。
(3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率：①________②，反应结束生成相同状况下H2的体积：①________②。
(4)与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积：①________②。
答案　(1)＜　(2)＞　(3)＜　＝　(4)＝
3．H2S水溶液中存在电离平衡：H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中 (　　)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
答案　C
解析　加水促进电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入过量SO2气体发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应：Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。
考点二　电离平衡常数及应用
1．概念
在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
2．表达式
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＝
3.特点
(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
(3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1 K2 K3……，故其酸性取决于第一步的电离。
4．电离度
(1)概念
电离达到平衡时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称电离度。
(2)表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
(3)影响因素
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。
1．弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(　　)
2．电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(　　)
3．某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(　　)
4．相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(　　)
5．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度(　　)
答案　1.×　2.×　3.×　4.√　5.×
一、利用电离常数判断弱电解质的相对强弱
1．部分弱酸的电离平衡常数如下：
电离平衡常数(25 ℃)
HCOOH：Ka＝1.77×10－4
H2S：Ka1＝1.1×10－7，Ka2＝1.3×10－13
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
HClO：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、判断微粒浓度比值的大小
2．下列关于电解质的说法正确的是_________________________________________(填字母)。
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，等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合，根据电离常数有Ka1＝、Ka2＝，同一溶液中c(H＋)相等，则c(H＋)＝Ka1·＝Ka2·，而Ka1＞Ka2，则＞，错误；D项，0.1 mol·L－1的HF加水稀释，c(F－)趋近于0，而c(H＋)趋于不变(10－7 mol·L－1)，故变小，错误。
3．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＋)增大因而其比值变小。
(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－)增大因而其比值变大。
(5)将该式变为＝，故比值不变。
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。
三、根据电离度求电离常数
4．已知25 ℃时，某浓度为c的一元弱酸HA的电离度为α，求该温度下的HA的电离常数(Ka)。
答案　　　HA　　　H＋　 ＋　 A－
起始 c 0 0
转化 c·α c·α c·α
平衡 c·(1－α) c·α c·α
Ka＝＝，α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝c·α2。
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；根据元素质量守恒，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．(2021·河北1月选考模拟，14)H3PO4的电离是分步进行的，常温下Ka1＝7.6×10－3，Ka2＝6.3×10－8，Ka3＝4.4×10－13。下列说法正确的是(　　)
A．浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH溶液和H3PO4溶液按照体积比2∶1混合，混合液的pH<7
B．Na2HPO4溶液中，c(H＋)＋c(H2PO)＋c(H3PO4)＝c(PO)＋c(OH－)
C．向0.1 mol·L－1的H3PO4溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)，溶液pH＝1时，溶液中大约有7.1%的H3PO4电离
D．在H3PO4溶液中加入NaOH溶液，随着NaOH的加入，溶液的pH增大，当溶液的pH＝11时，c(PO)>c(HPO)
答案　C
解析　NaOH和H3PO4按物质的量之比2∶1混合，恰好反应产生Na2HPO4，在HPO溶液中，存在HPO的电离平衡和水解平衡，电离平衡常数Ka3＝4.4×10－13，水解平衡常数Kh2＝＝≈1.59×10－7，Kh2＞Ka3，水解程度大于电离程度，因此溶液显碱性，pH＞7，A错误；在Na2HPO4溶液中，根据质子守恒可得c(H＋)＋c(H2PO)＋2c(H3PO4)＝c(PO)＋c(OH－)，B错误；设电离出的c(H2PO)＝x，Ka1＝＝＝7.6×10－3，x≈0.007 1 mol·L－1，溶液中大约电离的H3PO4有×100%＝7.1%，C正确；当溶液的pH＝11时，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，Ka3＝＝＝4.4×10－13，则 ＝4.4×10－2，则c(PO)＜c(HPO)，D错误。
3．(2020·海南，12)某弱酸HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。下列说法错误的是(　　)
A．该酸－lg Ka ≈4.7
B．NaA的水解平衡常数Kh＝
C．当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)D．某c(HA)∶c(A－)＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4
答案　B
解析　观察曲线的交点为c(HA)＝c(A－)时，此时溶液的pH≈4.7，该酸Ka＝＝c(H＋)
≈10－4.7，故－lg Ka≈4.7，A说法正确；NaA的水解平衡常数Kh＝＝，B说法错误；根据图像可知，当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)＜c(A－ )，C说法正确；根据图像可知，c(HA)为0.8，c(A－)为0.2时，pH约为4，故某c(HA)∶c(A－ )＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4，D说法正确。
4．(2019·全国卷Ⅰ，11)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是(　　)
A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关
B．Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的
C．b点的混合溶液pH＝7
D．c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
答案　C
解析　滴定至终点时发生反应：2NaOH＋2KHA===K2A＋Na2A＋2H2O。溶液导电能力与溶液中离子浓度和种类有关，离子浓度越大、所带电荷越多，其导电能力越强，A项正确；图像中纵轴表示“相对导电能力”，随着NaOH溶液的滴加，溶液中c(K＋)、c(HA－)逐渐减小，而Na＋、A2－的物质的量逐渐增大，由题图可知，溶液的相对导电能力逐渐增强，说明Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的，B项正确；本实验默认在常温下进行，滴定终点时，溶液中的溶质为邻苯二甲酸钠和邻苯二甲酸钾，由于邻苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈碱性，pH>7，C项错误；滴定终点时，c(K＋)＝c(Na＋)，a点到b点加入NaOH溶液的体积大于b点到c点的，故c点时c(K＋)>c(OH－)，所以c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)，D项正确。
课时精练
1．一定温度下，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，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。
2．由于血液中存在如下平衡过程： CO2(g)CO2(aq)、CO2(aq)＋H2O(l)H2CO3(aq)、H2CO3(aq)H＋(aq)＋HCO(aq)，使血液的pH维持在7.35～7.45。如超出这个范围会造成酸中毒(pH过低)或碱中毒(pH过高)，急性中毒时需静脉注射NH4Cl或NaHCO3进行治疗。下列叙述正确的是(　　)
A．血液中CO2浓度过高会导致酸中毒，使血液中的值增大
B．治疗碱中毒时，患者需降低呼吸频率，以增加血液中CO2浓度
C．急性酸中毒时，救治方式是静脉注射NH4Cl溶液
D．酸或碱中毒时，会导致血液中的酶发生水解
答案　B
解析　血液中CO2浓度过高，氢离子浓度增大，会导致酸中毒，其中＝＝的值减小，A错误；急性酸中毒时，救治方式是静脉注射NaHCO3溶液，C错误；酸或碱中毒时，会导致血液中的酶发生变性而不是水解，D错误。
3．(2022·江西赣州模拟)硼酸(H3BO3)大量用于玻璃工业，可以改善玻璃制品的耐热、透明性能，提高机械强度等。硼酸水溶液呈弱酸性，原因是其能够结合水电离出来的氢氧根离子从而释放出氢离子。以下说法正确的是(　　)
A．往纯水中加入少许硼酸，水的电离程度增加
B．等浓度的硼酸与碳酸相比，硼酸酸性强
C．H3BO3为三元酸
D．1 mol H3BO3最多能和1 mol甲醇发生酯化反应
答案　D
解析　往纯水中加入少许硼酸，水的电离程度会受到抑制，故A错误；非金属性：硼＜碳，最高价氧化物对应水化物的酸性：碳酸强，故B错误；根据题给信息，硼酸在水溶液中的电离平衡表达式为H3BO3＋H2O??B(OH)＋ H＋，H3BO3为一元酸，故C错误；H3BO3为一元酸，1 mol H3BO3最多能和1 mol甲醇发生酯化反应，故D正确。
4．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是(　　)
A．当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定
B．当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定
C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小
D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
答案　C
解析　若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H＋)减小，体液的pH增大。
5．某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－(25 ℃时，Ka＝1.0×10－2)，下列有关说法正确的是(　　)
A．常温下NaHA溶液的pH＞7
B．稀释0.1 mol·L－1 H2A溶液，因电离平衡向右移动而导致c(H＋)增大
C．在0.1 mol·L－1的H2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol·L－1
D．若0.1 mol·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，则0.1 mol·L－1的H2A中c(H＋)<0.12 mol·L－1
答案　D
解析　B项，加水稀释电离平衡右移，但是c(H＋)减小，错误；C项，第一步完全电离，第二步部分电离，设电离的HA－为x mol·L－1，则有＝1.0×10－2，解得x≈0.008 4，所以在0.1 mol·L－1的H2A溶液中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1＋0.008 4 mol·L－1＝0.108 4 mol·L－1，错误；D项，若0.1 mol·L－1的 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1,0.1 mol·L－1的H2A溶液中第一步电离出的氢离子抑制了第二步电离，所以c(H＋)<0.12 mol·L－1，正确。
6．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN
D．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，结合强酸制取弱酸分析可知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸而小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10－4，故B错误。
7．(2022·深圳一模)硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2OB(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，可用大量清水冲洗，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，产生一个氢离子，所以为一元酸，A正确；设0.01 mol·L－1 H3BO3溶液中c(H＋)＝x，则c[B(OH)]也可近似认为等于x，则有Ka(H3BO3)＝＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6 mol·L－1，所以pH≈6，B正确；Ka(H3BO3)<　Ka(CH3COOH)，所以B(OH)的水解程度更大，浓度相同时硼酸钠碱性更强，则等浓度溶液的pH：CH3COONa＜NaB(OH)4，C错误；NaOH溶液溅到皮肤上，用水冲洗后涂上酸性较弱的硼酸溶液，可中和残留的碱，D正确。
8．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离常数分别为1.7×10－5、1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的说法正确的是(　　)
A．c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞CH3COOH
C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H＋＋OH－===H2O
D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变
答案　D
解析　等浓度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性强，电离程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A错误；等浓度等体积的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物质的量相等，分别加入过量的镁，产生氢气的体积相等，故B错误；HCOOH是弱酸，与NaOH发生反应：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C错误。
9．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是(　　)
①c(H＋)　②c(F－)　③c(OH－)　④Ka(HF)　⑤Kw　⑥　⑦
A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤
答案　C
解析　HF溶液中存在电离平衡：HFF－＋H＋，加水稀释时，平衡正向移动，由于溶液体积的增大程度大于n(F－)、n(H＋)的增大程度，则溶液中c(F－)、c(H＋)均减小，①②错误；由于溶液的温度不变，则Kw、Ka(HF)不变，④⑤错误；由于Kw＝c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)减小且Kw不变，则c(OH－)增大，③正确；Ka(HF)＝，＝，Ka(HF)不变，c(F－)减小，则的值增大，⑦正确。
10．25 ℃时，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时引起的溶液体积的变化，下列关系式正确的是(　　)
A．Ka＝ B．V＝
C．Ka＝ D．Ka＝
答案　A
解析　混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈ mol·L－1，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝ mol·L－1，则Ka＝＝，A项正确。
11．(2022·临汾模拟)现取20 mL c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，测得溶液导电能力的变化如图所示，则加入氨水前CH3COOH的电离度为(　　)
A．0.5% B．1.5% C．0.1% D．1%
答案　D
解析　由题图可知，当加入10 mL氨水时，溶液的导电能力最强，即此时二者恰好完全反应，则有20 mL×c(CH3COOH)＝0.2 mol·L－1×10 mL，则c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，故CH3COOH的电离度为×100%＝1%。
12．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．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，电离常数不变
答案　C
解析　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，A正确；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；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，则电离平衡常数不变，D正确。
13．(2022·河南罗山模拟)磷是重要的元素，能形成多种含氧酸和含氧酸盐。回答下列问题：
Ⅰ. 亚磷酸(H3PO3)是二元酸，H3PO3溶液存在电离平衡：H3PO3??H＋＋H2PO。亚磷酸与足量NaOH溶液反应，生成水和Na2HPO3。
(1)写出亚磷酸钠(Na2HPO3)中磷的化合价：____________________。
(2)亚磷酸与少量NaOH溶液反应的离子方程式为_______________________________。
(3)亚磷酸具有强还原性，可使碘水褪色，该反应的化学方程式为_______________________。
Ⅱ.已知：①次磷酸(H3PO2)是一种一元弱酸；②常温下，电离平衡常数Ka(H3PO2)＝5.9×10－2，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5。
(4)下列说法正确的是__________(填字母)。
A．次磷酸的电离方程式为H3PO2H＋＋H2PO
B．NaH2PO2属于酸式盐
C．浓度均为0.1 mol·L－1的次磷酸(H3PO2)与盐酸相比前者导电能力强
D．0.1 mol·L－1 NaH2PO2溶液的pH比0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH小
答案　(1)＋3　(2)H3PO3＋OH－===H2PO＋H2O　(3)H3PO3＋I2＋H2O===2HI＋H3PO4　(4)AD
解析　(4)次磷酸为一元弱酸，则电离方程式为H3PO2??H＋＋H2PO，A正确；NaH2PO2属于正盐，B错误；次磷酸为一元弱酸，则浓度均为0.1 mol·L－1的次磷酸(H3PO2)与盐酸相比前者导电能力弱，C错误；由信息②可知H3PO2的酸性比醋酸强，则0.1 mol·L－1 NaH2PO2溶液的pH比0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH小，D正确。
14．(1)已知酸性：H2SO3>＞HSO＞，水杨酸()与Na2SO3溶液反应，生成物为________(填字母)。
A． B．SO2
C．NaHCO3 D．
(2)亚硫酸电离常数为Ka1、Ka2，改变0.1 mol·L－1亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图，＝__________________________________。
答案　(1)A　(2)105
解析　(2)c(H2SO3)＝c(HSO)时，Ka1(H2SO3)＝10－2，当c(SO)＝c(HSO)时，Ka2(H2SO3)＝10－7，＝＝105。

展开更多......

收起↑