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考点6 电离常数计算
1．电离平衡常数的计算
(1)依据电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)
当一元弱酸或一元弱碱的电离常数很小时，可用如下两个公式计算c(H＋)或c(OH－)。
①一元弱酸(以CH3COOH为例)
c(H＋)＝
②一元弱碱(以NH3·H2O为例)
c(OH－)＝
(2)电离常数(K)与电离度(α)的定量关系
电离常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例)
HA　　??　　H＋　 ＋　 A－
起始 c酸 0 0
转化 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡 c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝＝，α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝c酸·α2或α＝。
2.计算电离常数的思维方法
(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。
(2)根据题干信息，结合电荷守恒、元素质量守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。
(3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
例1　已知25 ℃时某弱酸HX的电离常数Ka＝1.75×10－5，则25 ℃时0.1 mol·L－1的HX溶液中H＋浓度是________。
答案　1.32×10－3 mol·L－1
解析　　　HX　 　??　　H＋　＋　X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)
则Ka＝≈，
由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，c(H＋)≈＝
mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1。
例2　常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。
(1)判断HA为强酸还是弱酸。
(2)若HA为弱酸，请计算在P点的电离平衡常数。
答案　(1)纵轴坐标为lg c(OH－)，在M点时，溶液中c(OH－)＝10－10 mol·L－1，常温时c(H＋)＝10－4 mol·L－1，则HA为一元弱酸。
(2)在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。
HA??H＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，
常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
一、混合溶液中电离平衡常数的计算
1．(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝__________________(用含a和b的代数式表示)。
(2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝____________(用含a和b的代数式表示)。
答案　(1)　(2)
解析　(1)由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素质量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
(2)根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
二、利用图像计算电离平衡常数
2．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4??HC2O＋H＋　Ka1，HC2O??C2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中＝____________________。
答案　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
解析　(1)由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可知＝＝＝103＝1 000。
3．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。
(1)写出亚磷酸的电离方程式：
____________________________、_______________________。
(2)表示pH与lg 的变化关系的曲线是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________。
答案　(1)H3PO3??H2PO＋H＋　H2PO??HPO＋H＋　(2)Ⅰ　(3)10－1.4
解析　Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同或时，曲线Ⅱ对应的c(H＋)较大，为第一步电离(Ka1)，曲线Ⅰ对应的c(H＋)较小，为第二步电离(Ka2)，选用曲线Ⅱ中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。
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、电离常数的常规应用
1．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、利用Ka、Kb判断微粒浓度比值的变化
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。
(3)假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，极稀溶液要考虑水的电离，c(H＋)趋近于10－7，因而比值变小。
(5)将该式变为＝，故比值不变。
电离平衡常数的四大应用
(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)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
(4)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，但电离平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
三、电离平衡常数的计算
4．(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝____________(用含a和b的代数式表示)。
(2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝_______(用含a和b的代数式表示)。
答案　(1)　(2)
解析　(1)由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素质量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
(2)根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
5．(1)用K2CO3溶液吸收H2S，其原理为CO＋H2S??HS－＋HCO。该反应的平衡常数K＝________(已知：H2CO3的Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11；H2S的Ka1＝5.6×10－8，Ka2＝1.2×10－15)。
(2)已知常温下H2C2O4的电离平衡常数Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反应NH3·H2O＋HC2O??NH＋C2O＋H2O的平衡常数K＝9.45×104，则NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝______________。
答案　(1)1.0×103　(2)1.75×10－5
解析　(1)该反应的平衡常数K＝＝＝＝1.0×103。
(2)由于Ka2＝，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝，则反应的平衡常数K＝＝＝＝9.45×104，Kb＝1.75×10－5。
四、利用图像计算电离平衡常数
6．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4??HC2O＋H＋　Ka1，HC2O??C2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中＝____________________。
答案　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
解析　(1)由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可知＝＝＝103＝1 000。
1．(2021·浙江6月选考，2)下列物质属于弱电解质的是(　　)
A．CO2 B．H2O
C．HNO3 D．NaOH
答案　B
解析　CO2在水溶液中或熔融状态下不能够电离，为非电解质；H2O在水溶液中仅能够部分电离，为弱电解质；HNO3在水溶液中能够完全电离，为强电解质；NaOH在水溶液中能够完全电离，为强电解质。
2．(2021·浙江6月选考，19)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 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
答案　B
解析　25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，HR未完全电离，所以HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得此时溶液pH<7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
3．(2017·浙江4月选考，18)室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是(　　)
A．0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH小于7
C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱
D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞溶液变红色
答案　D
解析　室温下，0.1 mol·L－1氨水溶液pH<13，溶液中c(OH－)< mol·L－1＝0.1 mol·L－1＜c(NH3·H2O)，说明NH3·H2O部分电离，为弱电解质，A不符合题意；0.1 mol·L－1NH4Cl溶液的pH小于7，说明氯化铵是强酸弱碱盐，则证明NH3·H2O是弱电解质，B不符合题意；相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱，说明氨水没有完全电离，则证明NH3·H2O是弱电解质，C不符合题意；0.1 mol·L－1NH3·H2O能使无色酚酞溶液变红色，说明NH3·H2O显碱性，电离产生OH－，不能证明是弱电解质，D符合题意。
4．(2016·浙江10月选考，18)为证明醋酸是弱电解质，下列方法错误的是(　　)
A．测定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH
B．测定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性
C．比较浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力
D．比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好完全反应时消耗两溶液的体积
答案　D
解析　A项，测定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH，若其pH大于1，则证明其为弱酸、弱电解质；B项，测定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性，若其呈碱性，则可证明醋酸为弱电解质；C项，比较浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力，若醋酸的导电能力比较弱，则可证明其为弱电解质。
5．(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。
6．一定温度下，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。
7．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。
8．(2022·江西赣州期末)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。
9．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2O??H2CO3??H＋＋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。
10．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
答案　C
解析　加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向左移动，c(OH－)减小，①不合题意；硫酸电离出的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向右移动，②不合题意；加入NaOH固体，c(OH－)增大，平衡向左移动，③符合题意；加入水，稀释溶液，平衡向右移动，且 c(OH－)减小，④不合题意；电离为吸热过程，加热平衡向右移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体，发生反应：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥不合题意。
11．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。
12．(2022·天津河西期末)对比观察下表数据，从中获得的有关结论不正确的是(　　)
25 ℃几种酸的Ka 不同温度下CH3COOH的Ka
HF 6.3×10－4 0 ℃ 1.66×10－5
HClO 4.0×10－8 10 ℃ 1.73×10－5
HCN 6.2×10－10 25 ℃ 1.75×10－5
A.表中的酸都是弱酸
B．相同温度下不同弱酸的Ka不同
C．电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大
D．推测常温下可发生反应：NaClO＋HCN===NaCN＋HClO
答案　D
解析　相同温度下Ka越大，弱酸的酸性越强，Ka(HClO)>Ka(HCN)，酸性：HClO>HCN，故D错误。
13．已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离常数如下表：
弱电解质 电离常数(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　)
A．SO、HCO B．ClO－、HCO
C．HSO、CO D．HClO、HCO
答案　C
解析　由于酸性：HSO＞HCO，则SO、HCO不能反应，可以大量共存；酸性：HClO＞HCO，则ClO－、HCO不能反应，可以大量共存；由于酸性：HSO＞HCO，则HSO、CO反应生成SO和HCO，不能大量共存；由于酸性：H2CO3＞HClO，HClO、HCO不能反应，可以大量共存。
14．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：HF??F－＋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。
15．25 ℃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。
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．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。
17．(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H3PO2??H＋＋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。
18．(1)25 ℃时， 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH约为3。向其中加入CH3COONa晶体，待晶体溶解后发现溶液的pH增大。可能的原因有：
①________________________________________________________________________；
②________________________________________________________________________；
为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量下列物质中的__________(填字母)，然后测定溶液的pH。
a．CH3COOK固体 b．CH3COONH4固体
c．NH3 d．NaHCO3固体
(2)25 ℃时，体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和醋酸与镁条反应，开始时两者产生气体的速率盐酸________(填“大”“小”或“一样大”)，镁条最先消失的是______________；如果镁条足量时，选pH相同、等体积的盐酸和醋酸反应，产生气体较多的是______________。
(3)已知N2H4在水中的电离方式与NH3相似，若将NH3视为一元弱碱，则N2H4是一种二元弱碱，下列关于N2H4的说法不正确的是______(填字母)。
A．它与硫酸形成的酸式盐可以表示为N2H5HSO4
B．它溶于水所得的溶液中共有4种离子
C．它溶于水发生电离的第一步可表示为N2H4＋H2O??N2H＋OH－
D．室温下，向0.1 mol·L－1的N2H4溶液加水稀释时，n(H＋)·n(OH－)会增大
答案　(1)①醋酸钠水解，溶液呈碱性，c(OH－)增大　②醋酸钠溶于水电离出大量的醋酸根离子，抑制了醋酸的电离，使c(H＋)减小　b　(2)大　盐酸　醋酸　(3)A
解析　(1)CH3COONH4溶液中，CH3COO－和NH都发生水解，且水解程度相等，CH3COONH4溶液呈中性，将CH3COONH4固体加入到0.1 mol·L－1醋酸中，如pH增大，说明CH3COO－抑制了醋酸的电离，其他物质的水溶液都呈碱性，加入后，溶液的pH一定会增大，不能用于证明。(2)相同温度、体积、浓度的盐酸和醋酸，盐酸中氢离子浓度大于醋酸中氢离子浓度，所以开始时，盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率，反应过程中盐酸的反应速率一直大于醋酸，则镁条最先消失的是盐酸；如果镁条足量时，选pH相同、等体积的盐酸和醋酸，醋酸的物质的量大于盐酸的物质的量，与足量镁条反应，生成氢气较多的是醋酸。(3)N2H4＋H2O??N2H＋OH－、N2H＋H2O??N2H＋OH－，它属于二元弱碱，和硫酸反应形成的酸式盐应为N2H6(HSO4)2，A项不正确，C项正确；它溶于水所得溶液中含有N2H、N2H、OH－、H＋四种离子，B项正确；Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在一定温度下为定值，因加水体积增大，故n(H＋)·n(OH－)会增大，D项正确。
19．(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。
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考点6 电离常数计算
1．电离平衡常数的计算
(1)依据电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)
当一元弱酸或一元弱碱的电离常数很小时，可用如下两个公式计算c(H＋)或c(OH－)。
①一元弱酸(以CH3COOH为例)
c(H＋)＝
②一元弱碱(以NH3·H2O为例)
c(OH－)＝
(2)电离常数(K)与电离度(α)的定量关系
电离常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例)
HA　　??　　H＋　 ＋　 A－
起始 c酸 0 0
转化 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡 c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝＝，α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝c酸·α2或α＝。
2.计算电离常数的思维方法
(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。
(2)根据题干信息，结合电荷守恒、元素质量守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。
(3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
例1　已知25 ℃时某弱酸HX的电离常数Ka＝1.75×10－5，则25 ℃时0.1 mol·L－1的HX溶液中H＋浓度是________。
答案　1.32×10－3 mol·L－1
解析　　　HX　 　??　　H＋　＋　X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)
则Ka＝≈，
由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，c(H＋)≈＝
mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1。
例2　常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。
(1)判断HA为强酸还是弱酸。
(2)若HA为弱酸，请计算在P点的电离平衡常数。
答案　(1)纵轴坐标为lg c(OH－)，在M点时，溶液中c(OH－)＝10－10 mol·L－1，常温时c(H＋)＝10－4 mol·L－1，则HA为一元弱酸。
(2)在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。
HA??H＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，
常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
一、混合溶液中电离平衡常数的计算
1．(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝__________________(用含a和b的代数式表示)。
(2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝____________(用含a和b的代数式表示)。
答案　(1)　(2)
解析　(1)由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素质量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
(2)根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
二、利用图像计算电离平衡常数
2．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4??HC2O＋H＋　Ka1，HC2O??C2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中＝____________________。
答案　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
解析　(1)由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可知＝＝＝103＝1 000。
3．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。
(1)写出亚磷酸的电离方程式：
____________________________、_______________________。
(2)表示pH与lg 的变化关系的曲线是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________。
答案　(1)H3PO3??H2PO＋H＋　H2PO??HPO＋H＋　(2)Ⅰ　(3)10－1.4
解析　Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同或时，曲线Ⅱ对应的c(H＋)较大，为第一步电离(Ka1)，曲线Ⅰ对应的c(H＋)较小，为第二步电离(Ka2)，选用曲线Ⅱ中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。
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(　　)
一、电离常数的常规应用
1．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、利用Ka、Kb判断微粒浓度比值的变化
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
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)________。
电离平衡常数的四大应用
(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)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
(4)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，但电离平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
三、电离平衡常数的计算
4．(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝____________(用含a和b的代数式表示)。
(2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝_______(用含a和b的代数式表示)。
5．(1)用K2CO3溶液吸收H2S，其原理为CO＋H2S??HS－＋HCO。该反应的平衡常数K＝________(已知：H2CO3的Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11；H2S的Ka1＝5.6×10－8，Ka2＝1.2×10－15)。
(2)已知常温下H2C2O4的电离平衡常数Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反应NH3·H2O＋HC2O??NH＋C2O＋H2O的平衡常数K＝9.45×104，则NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝______________。
四、利用图像计算电离平衡常数
6．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4??HC2O＋H＋　Ka1，HC2O??C2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中＝____________________。
1．(2021·浙江6月选考，2)下列物质属于弱电解质的是(　　)
A．CO2 B．H2O
C．HNO3 D．NaOH
2．(2021·浙江6月选考，19)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 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
3．(2017·浙江4月选考，18)室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是(　　)
A．0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH小于7
C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱
D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞溶液变红色
4．(2016·浙江10月选考，18)为证明醋酸是弱电解质，下列方法错误的是(　　)
A．测定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH
B．测定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性
C．比较浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力
D．比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好完全反应时消耗两溶液的体积
5．(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↑
6．一定温度下，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
7．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
8．(2022·江西赣州期末)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
9．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2O??H2CO3??H＋＋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
10．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
11．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)
12．(2022·天津河西期末)对比观察下表数据，从中获得的有关结论不正确的是(　　)
25 ℃几种酸的Ka 不同温度下CH3COOH的Ka
HF 6.3×10－4 0 ℃ 1.66×10－5
HClO 4.0×10－8 10 ℃ 1.73×10－5
HCN 6.2×10－10 25 ℃ 1.75×10－5
A.表中的酸都是弱酸
B．相同温度下不同弱酸的Ka不同
C．电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大
D．推测常温下可发生反应：NaClO＋HCN===NaCN＋HClO
13．已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离常数如下表：
弱电解质 电离常数(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　)
A．SO、HCO B．ClO－、HCO
C．HSO、CO D．HClO、HCO
14．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
15．25 ℃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＝
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．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
17．(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H3PO2??H＋＋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
18．(1)25 ℃时， 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH约为3。向其中加入CH3COONa晶体，待晶体溶解后发现溶液的pH增大。可能的原因有：
①________________________________________________________________________；
②________________________________________________________________________；
为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量下列物质中的__________(填字母)，然后测定溶液的pH。
a．CH3COOK固体 b．CH3COONH4固体
c．NH3 d．NaHCO3固体
(2)25 ℃时，体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和醋酸与镁条反应，开始时两者产生气体的速率盐酸________(填“大”“小”或“一样大”)，镁条最先消失的是______________；如果镁条足量时，选pH相同、等体积的盐酸和醋酸反应，产生气体较多的是______________。
(3)已知N2H4在水中的电离方式与NH3相似，若将NH3视为一元弱碱，则N2H4是一种二元弱碱，下列关于N2H4的说法不正确的是______(填字母)。
A．它与硫酸形成的酸式盐可以表示为N2H5HSO4
B．它溶于水所得的溶液中共有4种离子
C．它溶于水发生电离的第一步可表示为N2H4＋H2O??N2H＋OH－
D．室温下，向0.1 mol·L－1的N2H4溶液加水稀释时，n(H＋)·n(OH－)会增大
19．(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，＝___________________。
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