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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
教习目标 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。
重点和难点 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。
◆知识点一 电离平衡常数
1.定义
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__________________，与溶液中____________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。
2.表示方法
ABA＋＋B－　 K＝____________
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝____________
NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝____________
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。
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K1、K2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大小比较为Ka1______Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第______步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用后续要学到的难溶物的溶度积常数。
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______，酸(或碱)性越______。
4.影响因素
（1）内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数____________，说明电离常数首先由物质____________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______。
5.计算
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＝＝≈
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______。
（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）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______。
即学即练
1.下列说法正确的是(　　)
A．电离常数受溶液浓度的影响
B．相同条件下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝
2.将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)
A．c(H＋) B．Ka(HF) C. D.
◆知识点二 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，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
__________________。
即学即练
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.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．
一、强酸与弱酸的比较
1.实验探究—【实验3-2】P61
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.思考与讨论—P61 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
实践应用
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
二、一元强酸和一元弱酸的比较
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 ______ ______
实践应用
25℃时，对于pH相同的盐酸与醋酸溶液，下列说法正确的是
A．水的电离程度：盐酸>醋酸
B．加水稀释10倍后pH的大小：盐酸>醋酸
C．与等量Zn粉反应，相同时间内产生的量：盐酸>醋酸
D．与足量NaOH溶液反应，消耗NaOH的量：盐酸>醋酸
2．25℃时，相同pH值的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是
A．同浓度的HA与HB溶液中，c(A－) 小于c(B－)
B．a点溶液的导电性大于b点溶液
C．a点的c(HA)大于b点的c(HB)
D．HA的酸性强于HB
考点一 电离平衡常数的理解
【例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
【变式1-1】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
考点二 电离平衡常数的应用
【例2】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↑
【变式2-1】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 电离常数
HClO K=3×10-8
H2CO3 Ka1=4×10-7 Ka2=6×10-11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋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
【变式2-2】已知：常温下，、，下列说法正确的是
A．同的溶液和溶液，溶质的物质的量浓度：
B．同物质的量浓度的溶液和溶液，溶液pH：
C．向溶液中滴加溶液，反应的离子方程式为：
D．将溶液和溶液混合，反应的离子方程式为；
考点三 强酸与弱酸的比较
【例3】对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是
A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸
B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小
C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多
【变式3-1】常温下，有以下三种溶液：①pH=3的盐酸，②pH=11的氨水，③将溶液①和②等体积混合得到的溶液，下列有关这三种溶液的说法正确的是
A．溶液①和溶液②中由水电离出的c(OH-)相等
B．三种溶液的导电能力：③>②>①
C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液呈碱性
D．将溶液①和溶液②都稀释10倍后，两者pH的差值小于6
基础达标
1.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
2.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
3.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
4.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)5.根据下表数据，比较在相同温度下，下列三种酸的相对强弱，正确的是：
酸 HX HY HZ
浓度mol/L 0.1 0.5 0.9 1 1
电离度% 0.3 0.15 0.1 0.3 10
A．HX＞HY＞HZ； B．HZ＞HX＞HY；
C．HY＞HZ＞HX； D．HZ＞HY＞HX；
6.已知25 ℃时，Ka＝＝1.75×10－5，其中Ka是该温度下CH3COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是(　　)
A．向该溶液中加入一定量的稀硫酸，Ka增大
B．升高温度，Ka增大
C．向CH3COOH溶液中加入少量水，Ka增大
D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，Ka增大
7.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　)
A. B.
C. D．c(OH－)
8.体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　)
A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多
B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多
C．两种溶液的pH相等
D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－)
9.在25 ℃时，0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最大的是
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
10.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
11.已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
下列反应能发生的是
A．
B．
C．
D．
12.已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
下列反应能发生的是
A．
B．
C．
D．
综合应用
13.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)14.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
15.常温下，有以下三种溶液：①pH=3的盐酸，②pH=11的氨水，③将溶液①和②等体积混合得到的溶液，下列有关这三种溶液的说法正确的是
A．溶液①和溶液②中由水电离出的c(OH-)相等
B．三种溶液的导电能力：③>②>①
C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液呈碱性
D．将溶液①和溶液②都稀释10倍后，两者pH的差值小于6
16.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
17.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
18.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是
A．a，b，c三点醋酸的电离程度：cB．由图像可知，醋酸的导电能力与CH3COOH的电离程度没有必然联系
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大
D．a，b，c三点溶液用1mol·L-1的氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液的体积：c19.化学中，酸的电离平衡常数（）是评估酸性强弱的重要依据。已知下列酸的电离平衡常数数据（25℃）：
物质 HClO
电离平 衡常数
回答下列问题：
（1）等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是 。
（2）写出HClO在水中的电离方程式： 。
（3）T℃下，的电离平衡常数为，则T 25℃（选填“>”、“<”或“=”）。
（4）估算T℃下，0.1mol/L 溶液的 mol/L：该溶液中，的电离度（） 。
（5）保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，则电离度是 （填“增大”、“减少”或“不变”）的。
（6）根据以上数据，写出将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式： 。
拓展培优
20.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
21.乙二酸(，俗名草酸)是一种二元弱酸，广泛分布于植物、动物和真菌体内。
（1）乙二酸的电离方程式为 。
（2）常温下，向草酸溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中三种微粒的物质的量分数与溶液的关系如图所示。(注：曲线1代表、曲线2代表、曲线3代表。)
① 。
②c点的 。
（3）某化学探究小组以草酸溶液与酸性高锰酸钾溶液反应为载体，利用色度传感器(检测溶液颜色的变化)探究草酸浓度对反应速率的影响。测得实验Ⅰ~Ⅲ的溶液透光率-时间曲线如下所示。
注：溶液透光率可表征溶液颜色的深浅。颜色越浅，透光率越大。
①实验Ⅰ~Ⅲ中草酸浓度最大的一组是 (填“Ⅰ”“热”或“Ⅲ”)。
②a点和b点的速率大小关系：v(a) 填“>”“<”或“=”)。从影响化学反应速率的因素看，该反应的反应速率，除受浓度影响外，还可能受 、 的影响。
22.草酸钴可用于指示剂和催化剂的制备。用含钴废料(主要成分为Co，含有一定量的CaO、NiO、、Fe、等)制备草酸钴晶体()的流程如下：
已知：①草酸钴晶体难溶于水。
②RH为有机物(难电离)、代表金属离子，。
③流程中部分阳离子以氢氧化物形式沉淀时溶液的pH见下表：
沉淀物
开始沉淀 2.7 7.6 7.6 4.0 7.5
完全沉淀 3.7 9.6 9.2 5.2 8.0
④滤液中Co元素以形式存在。
回答下列问题：
（1）为提高浸出速率，除将含钴废料粉碎外，还可采取的措施有 。
（2）“浸出液”中加入后发生反应的离子方程式为 。
（3）加入氧化钴调节溶液的pH，调节的pH范围是 。
（4）滤渣I主要为 (填化学式)。
（5）操作①为 。
（6）可向溶有的有机层中加入 使从有机相返回水相，实现金属回收利用。
（7）若改用草酸“沉钴”，25℃时溶液中mol/L的草酸溶液中 。[已知：25℃时，，](保留三位有效数字)
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第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数
分层作业
1．将体积均为均为3的盐酸和醋酸加水稀释至和，测得稀释后溶液的均为5，则稀释后溶液的体积
A． B． C． D．
2．（23-24高二上·安徽滁州·阶段练习）一定温度下，向0.1的溶液中加入晶体或加水稀释时，下列各量保持不变的是
A．溶液的pH B．的电离程度
C．溶液的导电能力 D．
3．（24-25高二上·广西·期中）下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则下列说法中不正确的是
A．碳酸的酸性弱于磷酸
B．将少量的气体通入NaClO溶液中反应离子方程式为
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
4．（24-25高二上·四川绵阳·期中）在常温下，有关下列4种溶液的叙述不正确的是
编号 ① ② ③ ④
溶液 醋酸 盐酸 氨水 氢氧化钠溶液
pH 3 3 11 11
A．4种溶液中由水电离出的c(H+)均为1×10-11mol/L
B．等体积的溶液①和②分别与足量锌充分反应，溶液①产生氢气更多
C．将等体积的溶液③和④分别与同浓度的盐酸溶液反应时，消耗的体积相同
D．①和④等体积混合后，溶液呈酸性
5．（24-25高二下·江苏无锡·期中）固载Ru基催化剂催化反应是实现资源化的重要途径。将一定比例的和的混合气体以一定流速通过装有催化剂的反应器，在反应器出口处检测到大量CO。其选择性高达90%以上。下列说法不正确的是
A．HCOOH溶液中存在电离平衡
B．该反应的平衡常数
C．该反应中每消耗，转移电子的数目约为
D．该反应可能经历了以下过程：①、②，且反应①的活化能大于反应②
6．（24-25高二上·内蒙古赤峰·期中）常温下，有关氨水，下列说法正确的是
A． B．
C．可使紫色石蕊试液变红 D．
7．（24-25高二上·广东湛江·期中）常温下，将的溶液加水稀释至的过程中，已知：。下列物理量保持不变的是
A． B．的物质的量
C．的物质的量浓度 D．的物质的量
8．（24-25高二下·上海·期中）常温下，的溶液加水稀释时，下列表达式的数据变小的是
A． B． C． D．
9．（24-25高二上·山西晋城·期中）稀氨水中存在下列平衡：。下列叙述不正确的是
A．将溶液微热，溶液中增大
B．保持温度不变，加水稀释，溶液中增大
C．保持温度不变，加入少量固体，平衡逆向移动
D．保持温度不变，通入少量，的电离平衡常数不变
10．（24-25高二上·广西柳州·期中）下列方法能使醋酸中醋酸的电离平衡正向移动且的浓度增大的是
A．加入NaOH固体 B．加入固体
C．适当降低温度 D．加水稀释
11．（24-25高二上·吉林四平·期中）25℃时，已知部分弱酸的电离平衡常数如表所示：
HClO
下列离子方程式正确的是
A．少量通入NaClO溶液中：
B．少量通入溶液中：
C．相同浓度溶液与溶液等体积混合：
D．相同浓度溶液与溶液等体积混合：
12．（24-25高二上·广东广州·期中）稀氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH+ OH-。室温下，向稀氨水中分别加入(或通入)下列物质，下列正确的是
A．加水稀释，平衡正向移动，溶液中 c(OH- )增大
B．通入NH3，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，恢复至室温电离平衡常数不变
C．加入NaOH固体，平衡逆向移动，恢复至室温，减小
D．通入HCl，平衡正向移动，溶液中 c (NH) 和 c(OH- ) 均减小
13．（24-25高二上·甘肃·期中）甲酸(HCOOH)是一元弱酸，在水溶液中存在如下平衡：，若使溶液中增大且平衡正向移动，可采取的操作是
A．升高温度 B．加入 C．加稀释 D．加入NaOH固体
14．（24-25高二上·湖南·期末）与化学平衡类似，电离平衡的平衡常数，叫做电离常数，几种弱酸的电离常数(25℃)如下表：
化学式
电离常数 (第一步) (第一步)
回答下列问题：
（1）上述4种酸中，酸性最弱的是 (用化学式表示)，往溶液中加入溶液， (填“能”或“不能”)发生反应，若能反应，则写出该反应的离子方程式 。
（2）试写出草酸(H2C2O4)的第一步电离的电离方程式为： 。
15．（24-25高二上·江西·期中）现有下列物质：① Ba(OH)2② BaCO3③蔗糖④ Na2S ⑥镁条⑦盐酸 ⑧KOH溶液⑨ HClO，部分物质25℃时的电离平衡常数如下表：
Ka1 Ka2
H2C2O4 5.9×10-2 6.4×10-5
HClO 4.0×10-8 ——
回答下列问题：
（1）上述物质中是强电解质的有 (填序号，下同) ，能导电的有 。
（2）是二元弱酸，在水溶液中的电离方程式为 。
（3）已知25℃时， 溶质为HClO和NaClO的混合溶液中 则溶液中 ，将 的HClO 溶液加水稀释 10 倍后溶液中氢离子的数目 (填“增大”“减小”或“不变”，下同) ，氢离子的浓度 ， 的值 ， HClO的电离平衡常数 。
（4）25℃， 101kPa时用⑦和⑩的稀溶液发生中和反应生成 时，放出的热量 (填“>”、“<”或“=”) 57.3kJ， 理由是 。
1．（24-25高一下·重庆·期末）在的溶液中存在如下电离平衡：。对于该平衡，下列叙述中正确的是
A．加入固体时，溶液中减小
B．加入少量的NaOH溶液，平衡向逆向移动
C．通入少量HCl气体，溶液中增大
D．降低温度，溶液中增大
2．（24-25高一下·江苏南京·期末）部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是
弱电解质 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11
A．25 ℃时，反应HCOOH＋CN- HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105
B．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者
C．结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO-
D．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋
3．（24-25高二下·河北·期末）在已达到电离平衡的的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的降低，应采取的措施是
A．加少量氯化钠溶液 B．加热
C．加少量的稀硫酸 D．加少量醋酸钠晶体
4．（24-25高二上·山东青岛·期末）已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是
A．液氨中能发生反应：
B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小
C．增加，电离平衡正向移动，增大
D．仅改变温度，可以使液氨中
5．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）某温度下，将pH和体积均相同的两种弱酸(HA和HB)溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是
A．
B．稀释前溶液的浓度：
C．从b点到d点，逐渐减小
D．溶液中水的电离程度：d点点
6．25°C时，三种弱电解质的电离平衡常数如下表：
化学式 HCOOH CH3COOH NH3·H2O
电离平衡常数 1.77×10-4 1.75×10-5 1.76×10-5
（1）下列方法中，可以使0.l0mol L-1CH3COOH溶液中CH3COOH电离程度增大的是 。
a.通入少量HCl气体 b.加入少量冰醋酸 c.加入少量醋酸钠固体 d.加入少量水
（2）常温下，0.lmol L-1的NH3·H2O溶液加水稀释过程，下列表达式的数据一定变小的是 。
a.c(OH-) b. c. c(H+)·c(OH-) d.
（3）同浓度的①HCOONa②CH3COONa③CH3COONH4④NH4Cl溶液的pH由大到小的顺序为 。
（4）用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积分别为V1、V2，则V1 V2(填“＞”、“＜“或“＝”)。
1．（24-25高二上·山东潍坊·期中）苯乙酸()在低浓度时具有甜蜂蜜味，是一种重要的香料成分。25℃时，有的溶液，回答下列问题：
（1）的电离平衡常数表达式为 ，溶液中 (的)。
（2）向该溶液中加入一定量的盐酸，溶液中的 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)， ，电离常数 。
（3）25℃时，的，则与溶液 (填“能”或“不能”)反应。若能发生反应，反应的离子方程式，若不能反应，原因是 。
（4）能使溶液中的电离度增大且电离平衡常数保持不变的措施是_______(填标号)。
A．加水稀释 B．升高温度 C．加少量苯乙酸钠 D．加少量苯乙酸
2．（24-25高二上·河北衡水·期中）I．如图所示，一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力曲线图，请回答。
（1）“O”点为什么不导电 。
（2）a、b、c三点的氢离子浓度由小到大的顺序为 。
（3）a、b、c三点中，醋酸的电离程度最大的一点是 。
（4）若使c点溶液中的提高，在如下措施中，可选择_____。
A．加热 B．加水 C．加Zn粒 D．加少量浓盐酸
II．已知25℃时，某些酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3COOH H2CO3 HCN
电离平衡常数K1 1.8×10-5 4.3×10-7 4.9×10-10
电离平衡常数K2 —— 5.6×10-11 ——
（5）完成CH3COOH的电离方程式为 。
（6）向CH3COOH溶液中加入适量CH3COONa晶体以后，溶液中的c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”)
（7）在相同条件下，有物质的量浓度相同、体积相等的HCl溶液、CH3COOH溶液和HCN溶液。
①溶液中，氢离子浓度最大的是 (用化学式表示)。
②同时加入足量的锌，则开始反应时， 速率最慢(用化学式表示)。
（8）则以下反应不能发生的是_____。
A．CH3COOH+NaCN=CH3COONa+HCN
B．NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCN
C．NaCN+CO2+H2O=NaHCO3+HCN
D．2CH3COOH+=2CH3COO-+H2O+CO2↑
3．（24-25高二上·广东清远·期中）按要求填空。
（1）已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中pH= 。
②HA的电离平衡常数K= 。
（2）部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HClO
电离平衡常数(25℃) ； ；
按要求回答下列问题：
①的酸性由强到弱的顺序为 。
②同浓度的、、、、、结合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写出下列反应的离子方程式：过量通入NaClO溶液中 。
（3）已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是 (填标号)。
①加少量烧碱 ②通入少量HCl气体 ③通入少量HF气体 ④加水
（4）体积均为10mL、pH=2的HCOOH溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程的pH变化如图所示。
则相同条件下酸HX的酸性比HCOOH (填“强”或“弱”)。
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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
教习目标 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。
重点和难点 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。
◆知识点一 电离平衡常数
1.定义
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。
2.表示方法
ABA＋＋B－　 K＝
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝
NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。
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K1、K2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大小比较为Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用后续要学到的难溶物的溶度积常数。
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.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本身的性质所决定。
（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.计算
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＝＝≈
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）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。
即学即练
1.下列说法正确的是(　　)
A．电离常数受溶液浓度的影响
B．相同条件下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝
【答案】B
【解析】电离平衡常数是与温度有关的函数，与溶液浓度无关，故A项错误；酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸的浓度有关，故C项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为K1＝，第二步电离常数表达式为K2＝，故D项错误。
2.将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)
A．c(H＋) B．Ka(HF) C. D.
【答案】D
【解析】HF为弱酸，存在电离平衡：HF??H＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka(HF)不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。
◆知识点二 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。
即学即练
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
【分析】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，据以上分析解答。
【解析】A.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.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.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. 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.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。
一、强酸与弱酸的比较
1.实验探究—【实验3-2】P61
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.思考与讨论—P61 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
实践应用
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)乙，D正确。
二、一元强酸和一元弱酸的比较
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
实践应用
25℃时，对于pH相同的盐酸与醋酸溶液，下列说法正确的是
A．水的电离程度：盐酸>醋酸
B．加水稀释10倍后pH的大小：盐酸>醋酸
C．与等量Zn粉反应，相同时间内产生的量：盐酸>醋酸
D．与足量NaOH溶液反应，消耗NaOH的量：盐酸>醋酸
【答案】B
【解析】A．pH相同的盐酸与醋酸溶液中，氢离子浓度相同，对水的电离抑制作用相同，水的电离程度相同，A项错误；
B．pH相同的盐酸与醋酸溶液，醋酸的物质的量浓度更大，且存在电离平衡，加水稀释后溶液的pH更小，B项正确；
C．与等量的Zn粉反应，醋酸边反应边电离，氢离子浓度较大，反应速率较快，相同时间内产生的量更多，C项错误；
D．醋酸为弱酸，pH相同的盐酸与醋酸中醋酸浓度较大，同体积的两种酸与足量NaOH溶液反应消耗NaOH的量醋酸多，D项错误；
故选B。
2．25℃时，相同pH值的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是
A．同浓度的HA与HB溶液中，c(A－) 小于c(B－)
B．a点溶液的导电性大于b点溶液
C．a点的c(HA)大于b点的c(HB)
D．HA的酸性强于HB
【答案】D
【分析】pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH的变化大，酸性较弱的酸的pH的变化小．据此得出酸性：HA＞HB，以此解答。
【解析】A．酸性：HA＞HB，同浓度的HA与HB溶液中，HA的电离程度大于HB，则c(A－) 大于c(B－)，故A错误；
B．在这两种酸溶液中，c(H+)≈c(A－)，c(H+)≈c(B－)，而a点的c(H+)小于b点的c(H+)，故a点的c(A－)小于b点的c(B－)，即a点的离子浓度小于b点的离子浓度，故a点的导电能力小于b点，故B错误；
C．在稀释前两种酸的pH相同，而两种酸的酸性：HA＞HB，故在稀释前两种酸溶液的浓度c(HA)＜c(HB)，故将溶液稀释相同倍数时，酸的浓度仍有：c(HA)＜c(HB)，故C错误；
D．pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH的变化大，酸性较弱的酸的pH的变化小，故HA的酸性强于HB的酸性，故D正确；
故选D。
考点一 电离平衡常数的理解
【例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。
【变式1-1】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。
考点二 电离平衡常数的应用
【例2】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。
【变式2-1】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 电离常数
HClO K=3×10-8
H2CO3 Ka1=4×10-7 Ka2=6×10-11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋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＞，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＞，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；故答案为：D。
【变式2-2】已知：常温下，、，下列说法正确的是
A．同的溶液和溶液，溶质的物质的量浓度：
B．同物质的量浓度的溶液和溶液，溶液pH：
C．向溶液中滴加溶液，反应的离子方程式为：
D．将溶液和溶液混合，反应的离子方程式为；
【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，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。
考点三 强酸与弱酸的比较
【例3】对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是
A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸
B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小
C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多
【答案】C
【解析】A．醋酸中存在电离平衡，盐酸中不存在氯化氢的电离平衡，加水稀释后，促进醋酸的电离，所以盐酸的pH变化程度大，溶液的pH：盐酸>醋酸，故A错误；
B．盐酸是强酸，不存在电离平衡，升高温度不影响盐酸的pH，pH不变，醋酸是弱酸，其水溶液中存在电离平衡，升高温度，促进醋酸电离，导致醋酸溶液中氢离子浓度增大，所以醋酸的pH减小，故B错误；
C．向盐酸中加入醋酸钠晶体，醋酸钠和盐酸反应生成醋酸，导致溶液的pH增大，向醋酸中加入醋酸钠，能抑制醋酸电离，导致其溶液的pH增大，故C正确；
D．pH相同、体积相同的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，所以分别与足量的锌反应，醋酸产生的氢气比盐酸多，故D错误；
故选C。
【变式3-1】常温下，有以下三种溶液：①pH=3的盐酸，②pH=11的氨水，③将溶液①和②等体积混合得到的溶液，下列有关这三种溶液的说法正确的是
A．溶液①和溶液②中由水电离出的c(OH-)相等
B．三种溶液的导电能力：③>②>①
C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液呈碱性
D．将溶液①和溶液②都稀释10倍后，两者pH的差值小于6
【答案】A
【解析】A．pH=3的盐酸和pH=11的氨水中由水电离出的c(OH-)都是10-11mol/L，A项正确；B．溶液①和溶液②中离子浓度相等，导电能力相同，溶液③为氨水和氯化铵的混合溶液，由于体积增大1倍，离子浓度减小，导电能力弱于溶液①和溶液②，B项错误；C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液中溶质为氯化铵，在水中水解使溶液显酸性，C项错误；D．pH=3的盐酸稀释10倍后pH=4，pH=11的氨水稀释10倍后，pH介于10和11之间，两者pH的差值大于6，D项错误；答案选A。
基础达标
1.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.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.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.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.强制弱，CH3COOH比HCN的酸性强，所给反应不易发生，D项正确；
答案选D。
2.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。
3.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。
4.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)【答案】B
【分析】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.。
【解析】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；答案选B。
5.根据下表数据，比较在相同温度下，下列三种酸的相对强弱，正确的是：
酸 HX HY HZ
浓度mol/L 0.1 0.5 0.9 1 1
电离度% 0.3 0.15 0.1 0.3 10
A．HX＞HY＞HZ； B．HZ＞HX＞HY；
C．HY＞HZ＞HX； D．HZ＞HY＞HX；
【答案】D
【解析】根据表格信息，当浓度为0.9mol/L时，HX的电离度为0.1%，若HX的浓度增大为1mol/L，根据变化规律，HX的浓度为1mol/L，其电离度＜0.1%；当浓度都是1mol/L时，HY的电离度为0.3%，HZ的电离度为10%，HX的电离度＜0.1%，根据浓度相同时，酸性越弱，电离度越小，则酸性：HZ＞HY＞HX；
6.已知25 ℃时，Ka＝＝1.75×10－5，其中Ka是该温度下CH3COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是(　　)
A．向该溶液中加入一定量的稀硫酸，Ka增大
B．升高温度，Ka增大
C．向CH3COOH溶液中加入少量水，Ka增大
D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，Ka增大
【答案】B
【解析】电离常数作为一种化学平衡常数，与浓度无关，只受温度影响。
7.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　)
A. B.
C. D．c(OH－)
【答案】A
【解析】一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的电离平衡右移，n(OH－)和n(NH)增大，n(NH3·H2O)减小，但c(OH－)和c(NH)减小。A、B、C各项中，分子、分母同乘溶液体积，浓度之比等于物质的量之比。
8.体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是(　　)
A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多
B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多
C．两种溶液的pH相等
D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－)
【答案】B
【解析】体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c(H＋)相同，故pH相等，C项正确；由于CH3COOH不能完全电离，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故与NaOH完全中和时，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸参与的反应放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。
9.在25 ℃时，0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最大的是
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
【答案】A
【解析】电离平衡常数越大，酸性越强，相同浓度电离出氢离子浓度越大。根据题中电离平衡常数信息可知酸性：HNO2＞HCOOH＞H2CO3＞HCN，其中氢离子浓度最大的是HNO2。
故选A。
10.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。
11.已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
下列反应能发生的是
A．
B．
C．
D．
【答案】B
【分析】根据表中提供的电离平衡常数可知，酸性强弱大小为，强酸制弱酸，据此分析解题。
【解析】A．酸性，反应不能发生，故A错误；B．酸性，反应能发生，故B正确；C．有氧化性，将氧化为，反应不能发生，故C错误；D．酸性，反应不能发生，故D错误；故答案选B。
12.已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
下列反应能发生的是
A．
B．
C．
D．
【答案】B
【分析】根据表中提供的电离平衡常数可知，酸性强弱大小为，强酸制弱酸，据此分析解题。
【解析】A．酸性，反应不能发生，故A错误；B．酸性，反应能发生，故B正确；C．有氧化性，将氧化为，反应不能发生，故C错误；D．酸性，反应不能发生，故D错误；故答案选B。
综合应用
13.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)【答案】B
【分析】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.。
【解析】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；答案选B。
14.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
【详解】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；
答案选C。
15.常温下，有以下三种溶液：①pH=3的盐酸，②pH=11的氨水，③将溶液①和②等体积混合得到的溶液，下列有关这三种溶液的说法正确的是
A．溶液①和溶液②中由水电离出的c(OH-)相等
B．三种溶液的导电能力：③>②>①
C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液呈碱性
D．将溶液①和溶液②都稀释10倍后，两者pH的差值小于6
【答案】A
【解析】A．pH=3的盐酸和pH=11的氨水中由水电离出的c(OH-)都是10-11mol/L，A项正确；B．溶液①和溶液②中离子浓度相等，导电能力相同，溶液③为氨水和氯化铵的混合溶液，由于体积增大1倍，离子浓度减小，导电能力弱于溶液①和溶液②，B项错误；C．0.01mol/L的盐酸与0.01mol/L的氨水等体积混合后，溶液中溶质为氯化铵，在水中水解使溶液显酸性，C项错误；D．pH=3的盐酸稀释10倍后pH=4，pH=11的氨水稀释10倍后，pH介于10和11之间，两者pH的差值大于6，D项错误；答案选A。
16.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。
17.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
【分析】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。
【解析】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；
故答案为：C。
18.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是
A．a，b，c三点醋酸的电离程度：cB．由图像可知，醋酸的导电能力与CH3COOH的电离程度没有必然联系
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大
D．a，b，c三点溶液用1mol·L-1的氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液的体积：c【答案】B
【解析】A．加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a，A错误；
B．由图像可知，醋酸的导电能力b点最大，电离程度c点最大，故醋酸的导电能力与CH3COOH的电离程度没有必然联系，B正确；
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，结合图像可知导电能力增强，则c(H＋)增大，pH偏小，C错误；
D．a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a=b=c，D错误；
故选B。
19.化学中，酸的电离平衡常数（）是评估酸性强弱的重要依据。已知下列酸的电离平衡常数数据（25℃）：
物质 HClO
电离平 衡常数
回答下列问题：
（1）等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是 。
（2）写出HClO在水中的电离方程式： 。
（3）T℃下，的电离平衡常数为，则T 25℃（选填“>”、“<”或“=”）。
（4）估算T℃下，0.1mol/L 溶液的 mol/L：该溶液中，的电离度（） 。
（5）保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，则电离度是 （填“增大”、“减少”或“不变”）的。
（6）根据以上数据，写出将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式： 。
【答案】（1）
（2）
（3）＜
（4） 1%
（5）增大
（6）
【解析】（1）根据电离平衡常数分析，同浓度，电离常数越大，酸越强，则等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是；故答案为：。
（2）HClO是弱酸，部分电离，HClO在水中的电离方程式：；故答案为; 。
（3）25℃，醋酸的，T℃下，的电离平衡常数为，电离常数减小，说明降低温度，则T＜25℃；故答案为：＜。
（4）估算T℃下，0.1mol/L 溶液的：该溶液中，的电离度；故答案为：；1%。
（5）保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，平衡正向移动，则电离度是增大的；故答案为：增大。
（6）根据以上数据，，则将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式：；故答案为：。
拓展培优
20.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。
21.乙二酸(，俗名草酸)是一种二元弱酸，广泛分布于植物、动物和真菌体内。
（1）乙二酸的电离方程式为 。
（2）常温下，向草酸溶液中逐滴加入溶液，所得溶液中三种微粒的物质的量分数与溶液的关系如图所示。(注：曲线1代表、曲线2代表、曲线3代表。)
① 。
②c点的 。
（3）某化学探究小组以草酸溶液与酸性高锰酸钾溶液反应为载体，利用色度传感器(检测溶液颜色的变化)探究草酸浓度对反应速率的影响。测得实验Ⅰ~Ⅲ的溶液透光率-时间曲线如下所示。
注：溶液透光率可表征溶液颜色的深浅。颜色越浅，透光率越大。
①实验Ⅰ~Ⅲ中草酸浓度最大的一组是 (填“Ⅰ”“热”或“Ⅲ”)。
②a点和b点的速率大小关系：v(a) 填“>”“<”或“=”)。从影响化学反应速率的因素看，该反应的反应速率，除受浓度影响外，还可能受 、 的影响。
【答案】（1）
（2）1000
（3）Ⅰ < 温度 催化剂(后两空顺序可调换)
【解析】（1）乙二酸是二元弱酸，电离方程式为。
（2）向草酸溶液中逐滴加入KOH溶液，随着氢氧化钾溶液体积的增大，草酸和氢氧化钾反应先生成草酸氢钾，浓度由最大逐渐减小，浓度在反应的开始阶段会增大，后发生反应：的浓度又逐渐减小、的浓度逐渐增大，所以曲线1代表草酸、曲线2代表、曲线3代表。
①为二元弱酸，，，，，由图可知，a点且，则点且，。
②c点，故c点。
（3）①高锰酸钾溶液为紫红色，完全反应后为无色，结合图可知，褪色时间越短则反应速率越快，对应物质的浓度越大，即Ⅰ组实验草酸浓度最大。
②由图可知，点曲线的斜率更大，则反应速率更快，故a点和b点的速率大小关系：；该反应在溶液中进行，从浓度影响因素看，反应速率应该逐渐减小，事实是反应速率增大，故该反应可能放热，导致溶液温度上升，反应速率增大，也可能是催化剂的影响，但开始时反应速率小，不久后增大，说明催化剂是反应过程中生成的。
22.草酸钴可用于指示剂和催化剂的制备。用含钴废料(主要成分为Co，含有一定量的CaO、NiO、、Fe、等)制备草酸钴晶体()的流程如下：
已知：①草酸钴晶体难溶于水。
②RH为有机物(难电离)、代表金属离子，。
③流程中部分阳离子以氢氧化物形式沉淀时溶液的pH见下表：
沉淀物
开始沉淀 2.7 7.6 7.6 4.0 7.5
完全沉淀 3.7 9.6 9.2 5.2 8.0
④滤液中Co元素以形式存在。
回答下列问题：
（1）为提高浸出速率，除将含钴废料粉碎外，还可采取的措施有 。
（2）“浸出液”中加入后发生反应的离子方程式为 。
（3）加入氧化钴调节溶液的pH，调节的pH范围是 。
（4）滤渣I主要为 (填化学式)。
（5）操作①为 。
（6）可向溶有的有机层中加入 使从有机相返回水相，实现金属回收利用。
（7）若改用草酸“沉钴”，25℃时溶液中mol/L的草酸溶液中 。[已知：25℃时，，](保留三位有效数字)
【答案】（1）适当提高酸浸温度、适当增加硫酸浓度、搅拌等(答案合理即可)
（2）
（3）5.2≤pH＜7.5 (或5.2~7.5)
（4）、
（5）分液
（6）硫酸或盐酸
（7）
【解析】由题干工艺流程图可知，对含钴废料进行粉碎，加入硫酸进行酸浸，因为SiO2不溶于硫酸，生成的CaSO4微溶于水，则滤渣Ⅰ为SiO2、CaSO4；浸出液中含有CoSO4、NiSO4、Al2(SO4)3、FeSO4及过量的硫酸，浸出液中加入H2O2和CoO，将Fe2+转化为Fe3+，同时调节pH，使Fe3+、Al3+转化为沉淀氢氧化铁和氢氧化铝而除去；向滤液中加入RH，Ni2+溶于有机层，分液后向水层加入草酸铵得到草酸钴晶体，据此分析解题。
（1）根据影响化学反应速率的因素及影响结果可知，为提高浸出速率，除将含钴废料粉碎外，还可以适当提高酸浸温度、适当增加硫酸浓度等。
（2）由分析可知，“浸出液”中加入H2O2的目的是将亚铁离子氧化变为铁离子，反应的离子方程式为。
（3）由分析可知，加入氧化钴，发生CoO+2H+=Co2++H2O，使Fe3+和Al3+水解平衡正向移动，根据阳离子以氢氧化物形式沉淀时溶液的pH可知，调节溶液的pH为5.2≤pH＜7.5，使Fe3+和Al3+完全转化为沉淀Fe(OH)3、Al(OH)3，同时不能影响到镍和钴。
（4）由分析可知，滤渣Ⅰ主要为、。
（5）操作①得到水层和有机层，该操作为分液。
（6）“反萃取”原理是用反萃取剂使被萃取物从有机相返回水相的过程，向操作①后溶有NiR2的有机层中加入硫酸(或其他非氧化性无机强酸，合理即可)，根据反应原理，平衡逆向移动，使Ni2+从有机相返回水相，同时重新得到RH，循环使用。
（7）25℃时溶液中mol/L的草酸溶液中==。
1第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数
一、知识目标
理解电离平衡常数的定义，能正确书写一元弱酸、一元弱碱及多元弱酸的电离平衡常数表达式。
掌握电离平衡常数的计算方法，能根据给定数据计算弱电解质的电离平衡常数。
了解影响电离平衡常数大小的因素，能根据电离平衡常数判断弱酸（弱碱）的相对强弱、判断复分解反应能否发生、判断溶液中某些离子浓度的变化以及计算弱酸、弱碱溶液中的和。
理解相同物质的量浓度、相同体积以及相同、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）在与物质反应、加水稀释等方面的差异。
二、素养目标
宏观辨识与微观探析：通过分析不同弱电解质的电离平衡常数，从宏观上认识弱酸（弱碱）酸性（碱性）的相对强弱，从微观上理解弱电解质的电离过程和影响因素。
证据推理与模型认知：通过对电离平衡常数的计算和应用，建立分析弱电解质电离平衡的思维模型，培养逻辑推理和归纳总结能力。
科学探究与创新意识：通过实验探究和思考讨论，培养探究精神和创新思维，提高解决实际问题的能力。
一、教学重点
电离平衡常数表达式的书写、影响电离平衡常数大小的因素、电离平衡常数的应用以及强酸（碱）与弱酸（碱）的比较。
二、教学难点
电离平衡常数的应用和强酸（碱）与弱酸（碱）在不同条件下性质差异的理解。
本节教学内容源自人教版高中化学选择性必修第一册第三章《水溶液中的离子反应与平衡》第一节《电离平衡》的第 2 课时。本章内容是高中化学的重要组成部分，对于学生理解化学反应的本质和规律具有重要意义。电离平衡是水溶液中离子反应与平衡的基础，而电离平衡常数则是定量描述电离平衡的关键概念。 教材首先通过问题引导学生思考如何定量表示弱电解质电离程度的大小，从而引出电离平衡常数的概念。接着详细讲解了电离平衡常数表达式的书写，并通过具体例子进行巩固。之后深入探究影响电离常数大小的因素，包括弱电解质的性质、温度以及多元弱酸的分步电离等。最后介绍了电离平衡常数的具体应用，如判断弱酸（弱碱）的相对强弱、判断复分解反应能否发生、判断溶液中离子浓度的变化以及计算弱酸、弱碱溶液中(H+)、(OH-)的浓度等。此外，教材还对比了强酸（碱）与弱酸（碱）在不同条件下的性质差异。通过这些内容的编排，有助于学生系统地掌握电离平衡的相关知识，培养学生的逻辑思维和分析问题的能力。
教学对象为高二学生，他们在之前的化学学习中已经掌握了化学平衡的基本原理，对弱电解质的电离有了初步的认识，这为本节课的学习奠定了一定的基础。然而，电离平衡常数是一个相对抽象的概念，对于学生来说理解起来可能存在一定的困难。 在思维能力方面，高二学生正处于从形象思维向抽象思维过渡的阶段，他们能够进行一定的逻辑推理和分析，但对于复杂的概念和理论还需要更多的实例和引导。在学习习惯上，部分学生可能缺乏自主探究和总结归纳的能力，需要教师在教学过程中加以引导和培养。 此外，学生在学习过程中可能会受到之前所学知识的干扰，例如对化学平衡常数和电离平衡常数的概念容易混淆。因此，在教学过程中，教师应注重引导学生对比两者的异同，加深对电离平衡常数的理解。同时，要结合具体的实验和实例，帮助学生将抽象的概念具体化，提高学生的学习兴趣和学习效果。
教学环节一 课堂导入
【展示化工生产图片】同学们，老师先给大家展示几张化工生产的图片。这里有醋酸生产车间，还有一些使用氨水作为原料的化工场景。在这些生产过程中，醋酸和氨水都扮演着重要角色。醋酸和氨水都属于弱电解质，它们在溶液中会发生电离。大家有没有想过，在化工生产中，如何精确控制这些弱电解质的电离程度，以达到最佳的生产效果呢？
【提出问题，引导思考】现在，请大家阅读教材57页，思考一下：如何定量地表示弱电解质电离程度的大小呢？这就好比我们要知道一个人跑步的速度，需要用具体的数值（如米/秒）来衡量。那么对于弱电解质的电离程度，我们又该用什么数值来准确描述呢？
【设计意图】
激发学生兴趣：通过展示化工生产图片，让学生了解化学知识在实际生产中的应用，将抽象的弱电解质电离知识与具体的化工场景相联系，使学生感受到化学的实用性和重要性，从而激发他们的学习兴趣。
引发思考，导入新课：提出如何定量表示弱电解质电离程度大小的问题，引发学生的思考，自然地过渡到本节课关于电离平衡常数的主题，让学生明确学习目标，带着问题去探索新知识，提高学习的主动性和积极性。
培养应用意识：让学生思考化工生产中如何控制弱电解质电离程度，培养学生将化学知识应用于实际生产的意识，提高学生解决实际问题的能力。
教学任务一 电离平衡常数表达式的书写
活动一 引入电离平衡常数的概念
【引入】同学们，我们阅读教材 57 页，思考一个问题：如何定量的表示弱电解质电离程度的大小呢？这就是我们接下来要学习的电离平衡常数。
【问题】对于一元弱酸或一元弱碱，怎样用数学表达式来表示它们的电离平衡状态呢？
【学生思考】学生自主思考，尝试结合之前学过的化学平衡知识，去构建一元弱酸和一元弱碱电离平衡的表达式。
【讲解】对一元弱酸或一元弱碱来说，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。对于一元弱酸(HA)，其电离方程式为(HA A- + H+)，电离平衡常数(Ka)；对于一元弱碱(BOH)，其电离方程式为(BOH B + + OH-)，电离平衡常数(Kb)。
【设计意图】通过问题引导，让学生自主思考，培养学生的思维能力，同时引入电离平衡常数的概念，为后续学习电离常数表达式的书写做铺垫。
【对应训练 1】写出醋酸((CH3COOH))和一水合氨(NH3·H2O)的电离常数表达式。
【答案】醋酸((CH3COOH))的电离方程式为(CH3COOH CH3COO - + H+)，电离常数(Ka)；一水合氨(NH3·H2O)的电离方程式为(NH3·H2O NH4+ + OH-)，电离常数(Kb)。
【解析】根据电离平衡常数的定义，分别找出弱电解质电离生成的离子浓度和未电离分子的浓度，代入公式即可得到电离常数表达式。
【对应训练 2】已知某一元弱酸(HX)的电离方程式为(HX H + + X -)，在某温度下达到电离平衡时，(c(H + ) =1×10- 3mol/L)，(c(X - ) =1×10 - 3mol/L)，(c(HX) = 0.1mol/L)，求该温度下(HX)的电离常数(Ka)。
【答案】(Ka=10 - 5)。
【解析】直接将题目中给出的离子浓度和未电离分子的浓度代入电离平衡常数表达式进行计算。
教学任务二 影响电离常数大小的因素
活动一 分析相同温度下一元弱酸的电离常数
【引入】我们已经知道了电离平衡常数的表达式，那么电离常数的大小会受到哪些因素的影响呢？下面我们先来分析相同温度下(25℃)一元弱酸的电离常数。
【问题】展示表格，让学生分析相同温度下(25℃)一元弱酸的电离常数，如醋酸(CH3COOH)，(Ka = 1.75×10- 5)；亚硝酸(HNO2)，(Ka = 5.60×10 - 4)等，问学生有什么发现？
【学生活动】学生仔细观察表格中的数据，进行小组讨论，然后派代表发言。
【讲解】从表格数据可以看出，相同温度下，不同的一元弱酸电离常数不同，这说明电离常数首先由弱电解质的性质决定。
【设计意图】通过分析表格数据，培养学生的数据分析能力和归纳总结能力，让学生自主发现电离常数与弱电解质性质的关系。
【对应训练 1】在相同温度下，(HA)的电离常数(Ka =1×10 - 4)，(HB)的电离常数(Ka = 2×10 - 5)，则酸性较强的是（ ）
A. (HA) B. (HB) C. 一样强 D. 无法比较
【答案】A
【解析】同一温度下，电离常数越大，酸性越强，因为(1×10 - 4>2×10 - 5)，所以(HA)的酸性较强。
【对应训练 2】已知(25℃)时，(HCN)的电离常数(Ka = 6.20×10 - 10)，(HF)的电离常数(Ka = 6.30×10 - 4)，判断(HCN)和(HF)哪种酸的酸性更弱。
【答案】(HCN)的酸性更弱。
【解析】因为(6.20×10 - 10<6.30×10 - 4)，同一温度下，电离常数越小，酸性越弱，所以(HCN)的酸性更弱。
活动二 分析不同温度下醋酸的(pH)变化
【引入】除了弱电解质的性质，温度对电离常数是否有影响呢？我们来分析不同温度下(0.05mol/L)醋酸的(pH)的大小。
【问题】展示不同温度下(0.05mol/L)醋酸的(pH)数据，如(20℃)时(pH = 3.05)，(24℃)时(pH = 3.03)，问学生能得出什么结论？
【学生活动】学生思考，结合电离平衡移动原理，分析温度对醋酸电离平衡的影响，进而得出温度对电离常数的影响。
【讲解】升高温度，(pH)减小，说明溶液中氢离子浓度增大，电离平衡正向移动。根据电离常数表达式(Ka)，分子变大，分母变小，所以电离常数增大，这表明电离常数大小受温度影响，同一弱电解质，温度越高，电离常数越大。
【设计意图】通过分析温度对醋酸(pH)的影响，让学生理解温度对电离平衡的影响，从而得出温度对电离常数的影响，培养学生的逻辑推理能力。
【对应训练 1】对于某一元弱酸(HA)，升高温度，其电离常数(Ka)（ ）
A. 增大 B. 减小 C. 不变 D. 无法确定
【答案】A
【解析】升高温度，电离平衡正向移动，根据电离常数表达式，离子浓度乘积增大，未电离分子浓度减小，所以电离常数增大。
【对应训练 2】已知某弱碱(BOH)在(25℃)时的电离常数(Kb =1×10 - 5)，升高温度后，其电离常数(Kb)可能变为（ ）
A. (1×10 - 6) B. (1×10 - 5) C. (1×10 - 4) D. 无法确定
【答案】C
【解析】升高温度，弱电解质的电离平衡正向移动，电离常数增大，所以(K_b)可能变为(1^{ - 4})。
教学任务三 电离常数的具体应用
活动一 判断弱酸（弱碱）的相对强弱
【引入】我们了解了电离常数的定义和影响因素，那么电离常数在实际中有哪些应用呢？首先我们来看如何利用电离常数判断弱酸（弱碱）的相对强弱。
【问题】展示一些一元弱酸在相同条件下的电离常数，如醋酸(CH3COOH)，(Ka = 1.75×10 - 5)；亚硝酸(HNO2)，(Ka= 5.60×10 - 4)等，让学生根据这些数据判断酸性强弱顺序。
【学生活动】学生根据电离常数越大，酸性越强的规律，对这些弱酸的酸性进行排序。
【讲解】同一条件下，电离常数越大，酸性（碱性）越强，所以酸性顺序为(HNO2>CH3COOH)等。
【设计意图】通过实际例子，让学生掌握利用电离常数判断弱酸（弱碱）相对强弱的方法，加深对电离常数应用的理解。
【对应训练 1】已知(25℃)时，(H2CO3)的(Ka1=4.50×10 - 7)，(H2SO3)的(Ka1=1.54×10 - 2)，比较(H2CO3)和(H2SO3)的酸性强弱。
【答案】(H2SO3)的酸性强于(H2CO3)。
【解析】因为(1.54×10 - 2>4.50×10 - 7)，同一条件下，电离常数越大，酸性越强，所以(H2SO3)酸性更强。
【对应训练 2】已知(25℃)时，(NH3·H2O)的(Kb = 1.77×10 - 5)，(Mg(OH)2)的(Kb1=1.8×10 - 11)，比较(NH3·H2O)和(Mg(OH)2)的碱性强弱。
【答案】(NH3·H2O)的碱性强于(Mg(OH)2)。
【解析】同一条件下，电离常数越大，碱性越强，因为(1.77×10 - 5>1.8×10 - 11)，所以(NH_3H_2O)碱性更强。
活动二 判断复分解反应能否发生
【引入】接下来我们看看电离常数在判断复分解反应能否发生方面的应用。
【实验】向盛有(2mL1mol/L)醋酸的试管中滴加(1mol/LNa2CO3)溶液，让学生观察现象。
【问题】根据实验现象，推测(Ka(CH3COOH))与(Ka1(H2CO3))的大小关系。
【学生活动】学生观察实验现象，看到有大量气泡生成，写出化学方程式(2CH3COOH + Na2CO3 = 2CH3COONa + CO2↑+ H2O)，然后根据“强酸制弱酸”规律进行分析。
【讲解】实验中发生了反应，说明醋酸能制得碳酸，根据“强酸制弱酸”规律，可知(Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3))。
【设计意图】通过实验让学生直观地感受复分解反应的发生，培养学生的观察能力和分析问题的能力，同时加深对“强酸制弱酸”规律的理解。
【对应训练 1】已知(H2S)的(Ka1=1.3×10 - 7)，(HCl)是强酸，判断反应(FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S)能否发生，并说明理由。
【答案】能发生。理由：(HCl)是强酸，(H2S)是弱酸，符合“强酸制弱酸”规律，所以该反应能发生。
【解析】根据“强酸制弱酸”规律，比较反应物和生成物的酸性强弱，判断反应能否发生。
【对应训练 2】已知(H3PO4)的(Ka1=7.52×10 - 3)，(H2CO3)的(Ka1=4.50×10 - 7)，判断反应(2H3PO4 + 3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3CO2↑+ 3H2O)能否发生，并说明理由。
【答案】能发生。理由：(H3PO4)的(Ka1> H2CO3)的(Ka1)，即(H3PO4)酸性强于(H2CO3)，符合“强酸制弱酸”规律，所以该反应能发生。
【解析】通过比较两种酸的一级电离常数大小，根据“强酸制弱酸”规律判断反应的可行性。
教学任务四 强酸（碱）与弱酸（碱）的比较
活动一 相同物质的量浓度、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）比较
【引入】在实际应用中，我们还经常会遇到强酸（碱）与弱酸（碱）的比较问题，下面我们先来看相同物质的量浓度、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）有什么不同。
【问题】以盐酸和醋酸为例，让学生思考相同物质的量浓度、相同体积的盐酸和醋酸溶液分别与物质反应时，在c(H+)、(pH)、与金属反应速率、中和碱的能力、与足量活泼金属反应产生(H_2)的量等方面有什么不同。
【学生活动】学生结合之前学过的知识，进行小组讨论，然后派代表发言。
【讲解】
①盐酸是强酸，完全电离，c(H+)大、(pH)小，开始与金属反应的速率大；醋酸是弱酸，部分电离，c(H+)小、(pH)大，开始与金属反应的速率小。
②盐酸和醋酸溶液中和碱的能力相同，因为它们的物质的量相同；与足量活泼金属反应产生(H_2)的量也相等，因为它们所含的(H+)总量相同。
【设计意图】通过对比分析，让学生清楚地了解相同物质的量浓度、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）的性质差异，培养学生的对比分析能力。
【对应训练 1】相同物质的量浓度、相同体积的盐酸和醋酸溶液，分别与足量的锌反应，下列说法正确的是（ ）
A. 盐酸产生氢气的速率快，产生氢气的量多
B. 醋酸产生氢气的速率快，产生氢气的量多
C. 盐酸产生氢气的速率快，但产生氢气的量一样多
D. 醋酸产生氢气的速率快，但产生氢气的量一样多
【答案】C
【解析】盐酸是强酸，完全电离，(c(H^ + ))大，与锌反应速率快；醋酸是弱酸，部分电离，(c(H^ + ))小，与锌反应速率慢。但两者物质的量相同，所含(H^ +)总量相同，所以与足量锌反应产生氢气的量一样多。
【对应训练 2】相同物质的量浓度、相同体积的(NaOH)溶液和(NH3·H2O)溶液，分别与相同浓度的盐酸反应，下列说法正确的是（ ）
A. (NaOH)溶液消耗盐酸的体积多 B. (NH3·H2O)溶液消耗盐酸的体积多
C. 两者消耗盐酸的体积一样多 D. 无法比较
【答案】C
【解析】(NaOH)是强碱，完全电离；(NH3·H2O)是弱碱，部分电离，但两者物质的量相同，中和酸的能力相同，所以消耗盐酸的体积一样多。
活动二 相同(pH)、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）比较
【引入】除了相同物质的量浓度、相同体积的情况，我们还需要了解相同(pH)、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）的区别。
【问题】还是以盐酸和醋酸为例，让学生思考相同(pH)、相同体积的盐酸和醋酸溶液分别与物质反应时，在(c)（酸）、中和碱的能力、与足量活泼金属反应产生(H2)的量、开始与活泼金属反应产生
第一节 电离平衡
第1课时 电离平衡常数
一、电离平衡常数
定义
表达式
o一元弱酸：(Ka)
o一元弱碱：(Kb)
影响因素
o弱电解质性质
o温度
o多元弱酸分步电离：(Ka1>Ka2>Ka3>……)
意义
二、电离平衡常数的应用
判断弱酸（弱碱）相对强弱
判断复分解反应能否发生
判断溶液中离子浓度变化
计算弱酸、弱碱溶液中(H{+})、(OH{-})浓度
三、强酸（碱）与弱酸（碱）的比较
相同物质的量浓度、相同体积
相同pH、相同体积
1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是 ()
A. 相同条件下，电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B. 电离平衡常数(K)与温度无关
C. 相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D. 多元弱酸各步电离平衡常数大小关系为K(a1)【答案】A
【解析】电离平衡常数是衡量弱电解质电离能力的物理量，相同条件下，电离平衡常数越小，说明弱电解质越难电离，电离能力越弱，A选项正确；电离平衡常数与温度有关，温度改变，电离平衡常数会发生变化，B选项错误；电离平衡常数只与温度和弱电解质的性质有关，与浓度无关，相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数相同，C选项错误；多元弱酸分步电离，且各步电离常数相差很大，一般有K(a1)>K(a2)>K(a3)>……，D选项错误。
2.已知室温时，0.1mol·L 某一元酸HA在水中有0.2%发生电离。下列叙述错误的()
A. 升高温度，溶液的酸性增强
B. 该溶液的c(H )是2×10 mol·L
C. 该一元酸的电离平衡常数约为1×10
D. 向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡正向移动，但c(H )减小
【答案】C
【解析】弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，A选项正确；已知HA的浓度为0.1mol·L ，电离度为0.2%，则溶液中c(H )=0.1mol·L ×0.2% = 2×10 mol·L ，B选项正确；HA的电离方程式为HA H + A ，平衡时c(H )=c(A )=2×10 mol·L ，c(HA)=(0.1 - 2×10 )mol·L ≈0.1mol·L ，则电离平衡常数K = 4×10 ，C选项错误；加水稀释，HA的电离平衡正向移动，但溶液体积增大的倍数大于氢离子物质的量增大的倍数，所以c(H )减小，D选项正确。
3.常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是()
酸 HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 5×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A. 三种酸的酸性强弱:HCN>CH COOH>H PO
B. 反应H PO + CH COO == CH COOH + H PO 能够发生
C. 由电离常数可以判断，H PO 属于强酸，HCN和CH COOH属于弱酸
D. 等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，与足量锌粉反应，H PO 产生H 最多
酸 HCN CH COOH H PO
电离常数 5×10 1.75×10 5.9×10
【答案】B
【解析】相同条件下，电离平衡常数越大，酸性越强，根据表中数据可知，酸性强弱顺序为H PO >CH COOH>HCN，A选项错误；因为H PO 的酸性强于CH COOH，所以反应H PO + CH COO == CH COOH + H PO 能够发生，符合“强酸制弱酸”的规律，B选项正确；H PO 的电离常数小于1，说明它是弱酸，C选项错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，三种酸都是一元酸，与足量锌粉反应，产生H 的量相等，D选项错误。
4.常温下,向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条,塞紧橡胶塞,用注射器向其中一个锥形瓶中注入2mL1mol·L 草酸溶液(H C O 的K(a )=5.0×10 ，K(a )=5.4×10 )，向另一个锥形瓶中注入2mL2mol·L CH COOH溶液(CH COOH的Ka = 1.8×10 )，分别测得两个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. 曲线②表示醋酸与镁条的反应
B. 当反应停止时，醋酸产生的气体比草酸产生的气体多
C. 反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短
D. 草酸的电离方程式为H C O 2H + C O
【答案】C
【解析】草酸的一级电离常数大于醋酸的电离常数，说明草酸溶液中氢离子浓度比醋酸溶液中氢离子浓度大，反应速率快，所以曲线①表示醋酸与镁条的反应，曲线②表示草酸与镁条的反应，A选项错误；等物质的量的草酸和醋酸，草酸能提供的氢离子物质的量更多，所以草酸产生的气体比醋酸产生的气体多，B选项错误；草酸溶液中氢离子浓度大，反应速率快，所以反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短，C选项正确；草酸是二元弱酸，分步电离，电离方程式为H C O H + HC O ，HC O H + C O ，D选项错误。
5.常温下，分别向体积相同、浓度均为1mol·L 的HA、HB两种弱酸溶液中不断加水稀释，酸溶液的1/2pH与酸溶液浓度的对数(lgc)的关系如图。下列对该过程相关分析正确的是()
A. HB的电离常数(Ka)数量级为10
B. 酸性：HA>HB
C. 加水稀释过程中，HA的电离常数减小
D. 常温下，当lgc=-7时，两种酸溶液的pH均为7
【答案】B
【解析】根据图像无法直接得出HB的电离常数数量级，A选项错误；相同浓度时，HA溶液的1/2pH小，说明HA溶液中氢离子浓度大，酸性强，即酸性：HA>HB，B选项正确；电离常数只与温度有关，加水稀释过程中，温度不变，HA的电离常数不变，C选项错误；当lgc = -7时，酸溶液的浓度非常小，此时不能忽略水的电离，溶液的pH不是7，D选项错误。
在本次教学中，通过引导学生探究电离平衡常数的相关知识，学生对弱电解质的电离有了更深入的理解。在讲解电离平衡常数的表达式和计算时，结合具体的例子，学生能够较好地掌握。但在分析影响电离平衡常数的因素以及应用电离平衡常数解决实际问题时，部分学生理解存在困难。在今后的教学中，应多联系生活实际和化学实验，帮助学生更好地理解抽象的概念。同时，要加强对学生解题思路的指导，提高学生运用知识解决问题的能力。另外，在课堂互动环节，可以增加更多学生的参与度，及时了解学生的学习情况并进行调整。
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第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数
一、知识目标
1.理解电离平衡常数的定义，能正确书写一元弱酸、一元弱碱及多元弱酸的电离平衡常数表达式。
2.掌握电离平衡常数的计算方法，能根据给定数据计算弱电解质的电离平衡常数。
3.了解影响电离平衡常数大小的因素，能根据电离平衡常数判断弱酸（弱碱）的相对强弱、判断复分解反应能否发生、判断溶液中某些离子浓度的变化以及计算弱酸、弱碱溶液中的和。
4.理解相同物质的量浓度、相同体积以及相同、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）在与物质反应、加水稀释等方面的差异。
二、核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：通过分析不同弱电解质的电离平衡常数，从宏观上认识弱酸（弱碱）酸性（碱性）的相对强弱，从微观上理解弱电解质的电离过程和影响因素。
2.证据推理与模型认知：通过对电离平衡常数的计算和应用，建立分析弱电解质电离平衡的思维模型，培养逻辑推理和归纳总结能力。
3.科学探究与创新意识：通过实验探究和思考讨论，培养探究精神和创新思维，提高解决实际问题的能力。
一、学习重点
1.电离平衡常数表达式的书写。
2.影响电离平衡常数大小的因素。
3.电离平衡常数的应用。
4.强酸（碱）与弱酸（碱）的比较。
二、学习难点
1.电离平衡常数的应用。
2.强酸（碱）与弱酸（碱）在不同条件下性质差异的理解。
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的 ，与溶液中 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。
2．电离平衡常数的表示方法
AB A＋＋B－　K＝。
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOH CH3COO－＋H＋ Ka＝；
NH3·H2O NH＋OH－ Kb＝。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
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，
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝；HCO H＋＋CO Ka2＝。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，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。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越 ，弱电解质的电离程度越 ，酸(或碱)性越 。
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 ，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 而增大。
5．电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
　　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋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＝＝≈。
6.电离度(α) α＝
注意：温度越高电离度越大；稀释溶液，电离度变大。弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。
二、强酸与弱酸的比较
1．实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
实验操作
实验现象 有 产生
实验结论 CH3COOH酸性 碳酸
Ka大小比较 Ka(CH3COOH) Ka1(H2CO3)
2.思考与讨论：镁条与等浓度、等体积的盐酸、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 盐酸是强酸， 电离，醋酸是弱酸， 电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) ，因而反应速率 。
反应 过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸 ，盐酸的反应速率减小 ，醋酸的反应速率减小 。 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 ，消耗的氢离子能及时 ，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 ，速率几乎都变为 。 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 ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 ，因而产生的H2的量几乎 。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎 。
（一）问题探究
1.阅读教材 57 页，思考如何定量地表示弱电解质电离程度的大小？
2.结合教材和课堂内容，分析多元弱酸分步电离时，各步电离平衡常数的大小关系及原因。
（二）问题思考
1.对于一元弱酸，若已知其电离方程式为，在某温度下达到电离平衡时，，，，求该温度下的电离常数。
2.已知时，的，的，比较和的酸性强弱，并说明理由。
（三）归纳总结
1.分析相同温度下不同一元弱酸的电离常数，总结影响电离常数大小的因素。
2.总结相同物质的量浓度、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）在与物质反应时的差异。
1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是 ()
A. 相同条件下，电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B. 电离平衡常数(K)与温度无关
C. 相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D. 多元弱酸各步电离平衡常数大小关系为K(a1)2.已知室温时，0.1mol·L 某一元酸HA在水中有0.2%发生电离。下列叙述错误的()
A. 升高温度，溶液的酸性增强
B. 该溶液的c(H )是2×10 mol·L
C. 该一元酸的电离平衡常数约为1×10
D. 向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡正向移动，但c(H )减小
3.常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是()
酸 HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 5×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A. 三种酸的酸性强弱:HCN>CH COOH>H PO
B. 反应H PO + CH COO == CH COOH + H PO 能够发生
C. 由电离常数可以判断，H PO 属于强酸，HCN和CH COOH属于弱酸
D. 等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，与足量锌粉反应，H PO 产生H 最多
酸 HCN CH COOH H PO
电离常数 5×10 1.75×10 5.9×10
4.常温下,向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条,塞紧橡胶塞,用注射器向其中一个锥形瓶中注入2mL1mol·L 草酸溶液(H C O 的K(a )=5.0×10 ，K(a )=5.4×10 )，向另一个锥形瓶中注入2mL2mol·L CH COOH溶液(CH COOH的Ka = 1.8×10 )，分别测得两个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. 曲线②表示醋酸与镁条的反应
B. 当反应停止时，醋酸产生的气体比草酸产生的气体多
C. 反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短
D. 草酸的电离方程式为H C O 2H + C O
5.常温下，分别向体积相同、浓度均为1mol·L 的HA、HB两种弱酸溶液中不断加水稀释，酸溶液的1/2pH与酸溶液浓度的对数(lgc)的关系如图。下列对该过程相关分析正确的是()
A. HB的电离常数(Ka)数量级为10
B. 酸性：HA>HB
C. 加水稀释过程中，HA的电离常数减小
D. 常温下，当lgc=-7时，两种酸溶液的pH均为7
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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，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、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOH CH3COO－＋H＋ Ka＝；
NH3·H2O NH＋OH－ Kb＝。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝；
HCO H＋＋CO Ka2＝。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
注意　一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到难溶物的溶度积常数。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K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，不同弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由弱电解质的性质所决定。
（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。
二、电离常数的计算和应用
1．电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOH??CH3COO－＋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＝＝≈。
注意：由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度为(a－x) mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。
2．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）根据电离平衡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)可以制相对弱的酸(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不变，则增大。
3．电离度(α)
α＝×100%或α＝×100%
（1）意义：表示弱电解质的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。
（2）电离度的影响因素
注意：电离度与化学平衡的转化率类似。
三、强酸与弱酸的比较
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
考点一　电离常数的概念及表达式
1．下列关于电离常数的说法正确的是(　　)
A．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)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
2．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氢氧化钠时，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
3．25 ℃时，0.10 mol·L－1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为________。
4．已知T ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。
（1）当向醋酸中加入一定量的盐酸时，CH3COOH的电离常数__________(填“变大”或“变小”或“不变”)，理由是_________________________________________________。
（2）T ℃时，将该溶液加水稀释10倍，则CH3COOH的Ka＝__________。
5．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
CH3COOH HNO2 HCN H2CO3
电离常数 1.75×10－5 5.6×10－4 6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
（1）试比较相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱。
（2）向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡向哪个方向移动？此时HNO2的电离常数是否发生变化？为什么？
（3）判断反应NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2是否正确？向NaCN溶液中通入少量CO2，反应能否进行？若能进行，写出反应的化学方程式。
考点二　电离平衡常数和电离度
1．下列说法正确的是(　　)
A．向浓度为0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加冰醋酸，则增大
B．浓度为0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大
C．浓度为0.1 mol·L－1 H2SO3溶液，加水稀释，亚硫酸的电离程度增大，SO浓度也增大
D．向浓度为0.1 mol·L－1 H2SO3溶液中通入少量氯气，pH会增大
2．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(　　)
3．相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是(　　)
酸 HX HY HZ
电离平衡常数Ka 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－不能发生
C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数
4．常温下，对下列两组溶液的判断错误的是(　　)
组别 浓度 体积
① 0.1 mol·L－1醋酸 V1 L
② 0.01 mol·L－1醋酸 V2 L
A.醋酸的电离程度：①<②
B．溶液中各种离子浓度均有：①>②
C．醋酸的电离平衡常数：①＝②
D．若V2＝10V1，中和NaOH的能力：①＝②
5.在一定温度下，已知b mol·L－1的一元弱酸HA溶液中，电离度为α，电离平衡常数为Ka，试推导b、α、Ka三者之间关系：________________。
6．弱酸、弱碱的电离程度可以分别用它们的电离常数(Ka、Kb)或电离度(α)表示，请根据下列情景列式计算。
（1）乙酰水杨酸是一种一元弱酸(可用HA表示)，在一定温度下，0.1 mol·L－1的乙酰水杨酸的水溶液中，乙酰水杨酸的电离常数Ka为3.4×10－4，求该酸的电离度为______。
（2）已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%，求NH3·H2O的电离常数Kb＝__________。
考点三　强酸和弱酸的比较
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．相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)
3.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点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强
C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗NaOH的量相同
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
4．在体积都为1 L，c(H＋)都为0.01 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下列图示符合客观事实的是(　　)
5．对室温下c(H＋)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施后，有关叙述正确的是(　　)
A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的c(H＋)均减小
B．使温度升高20 ℃后，两溶液的c(H＋)均不变
C．加水稀释两倍后，两溶液的c(H＋)均增大
D．加足量的锌充分反应后，两溶液产生的氢气一样多
6．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_______________________________________________________。
考点四　弱酸溶液离子浓度比值变化的判断
1．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)
A．c(H＋) B．Ka(HF)
C. D.
2．在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　)
A. B.
C. D．c(OH－)
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第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数
分层作业
1．将体积均为均为3的盐酸和醋酸加水稀释至和，测得稀释后溶液的均为5，则稀释后溶液的体积
A． B． C． D．
【答案】C
【解析】醋酸是弱电解质，在水溶液里只有部分电离，加水稀释促进醋酸电离，氯化氢是强电解质，在水溶液里完全电离；pH都等于3的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大于盐酸，加水稀释后醋酸还能电离出氢离子，要使稀释后的溶液pH仍然相等，则醋酸溶液中加入的水要大于盐酸溶液中加入的水，所以稀释后醋酸的体积大于盐酸，即a故选C。
2．（23-24高二上·安徽滁州·阶段练习）一定温度下，向0.1的溶液中加入晶体或加水稀释时，下列各量保持不变的是
A．溶液的pH B．的电离程度
C．溶液的导电能力 D．
【答案】D
【解析】A．向0.1mol/L CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，醋酸根离子浓度增大，醋酸电离平衡逆向移动，氢离子浓度减小，溶液的pH增大，故A错误；
B．CH3COONa抑制CH3COOH电离，加入醋酸钠晶体，CH3COOH的电离程度减小，故B错误；
C．CH3COONa是强电解质，加入CH3COONa，离子浓度增大，溶液的导电能力增强，故C错误；
D．醋酸的电离平衡常数，电离常数只受温度影响，温度不变，Ka不变，只与温度有关，温度不变，不变，故D正确；
故答案为D。
3．（24-25高二上·广西·期中）下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则下列说法中不正确的是
A．碳酸的酸性弱于磷酸
B．将少量的气体通入NaClO溶液中反应离子方程式为
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】C
【解析】A．碳酸的Ka1小于磷酸的Ka1，所以碳酸的酸性弱于磷酸，故A正确；
B．根据电离平衡常数，可知酸性，根据“强酸制弱酸”，将少量的气体通入NaClO溶液中生成碳酸氢钠和次氯酸，反应离子方程式为，故B正确；
C．醋酸溶液中存在电离平衡：，常温下，加水稀释醋酸，减小，故C错误；
D．平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变，故D正确；
选C。
4．（24-25高二上·四川绵阳·期中）在常温下，有关下列4种溶液的叙述不正确的是
编号 ① ② ③ ④
溶液 醋酸 盐酸 氨水 氢氧化钠溶液
pH 3 3 11 11
A．4种溶液中由水电离出的c(H+)均为1×10-11mol/L
B．等体积的溶液①和②分别与足量锌充分反应，溶液①产生氢气更多
C．将等体积的溶液③和④分别与同浓度的盐酸溶液反应时，消耗的体积相同
D．①和④等体积混合后，溶液呈酸性
【答案】C
【解析】A．酸溶液中氢氧根离子来自水的电离，碱溶液中氢离子来自水的电离，由pH可知四种溶液中水电离c(H+)均为1×10-11mol/L，A正确；
B．等pH值得强酸和弱酸，弱酸因不完全电离，因此弱酸浓度大于强酸，等体积时，醋酸的物质的量大于盐酸，与足量锌反应生成的氢气醋酸多，B正确；
C．③和④的pH均为11，c(OH-)均为10-3mol/L，③是氨水属于弱碱，部分电离，氨水浓度大于NaOH浓度，将等体积的溶液③和④分别与同浓度的盐酸溶液反应时，氨水消耗的NaOH体积多，C错误；
D．①是醋酸属于弱酸，部分电离，④是NaOH溶液，属于强碱，全部电离，二者等体积混合后，醋酸过量，溶液呈酸性，D正确；
答案选C。
5．（24-25高二下·江苏无锡·期中）固载Ru基催化剂催化反应是实现资源化的重要途径。将一定比例的和的混合气体以一定流速通过装有催化剂的反应器，在反应器出口处检测到大量CO。其选择性高达90%以上。下列说法不正确的是
A．HCOOH溶液中存在电离平衡
B．该反应的平衡常数
C．该反应中每消耗，转移电子的数目约为
D．该反应可能经历了以下过程：①、②，且反应①的活化能大于反应②
【答案】D
【解析】A．HCOOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离，存在电离平衡：，A正确；
B．在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值为平衡常数，则该反应的平衡常数，B正确；
C．在反应中，H元素化合价从0价升高至HCOOH中的+1价，1个H2分子反应时失去2个电子，则每消耗1molH2，转移2mol电子，其数目约为，C正确；
D．将一定比例的和的混合气体以一定流速通过装有催化剂的反应器，在反应器出口处检测到大量CO，可知反应①为快反应，反应②为慢反应，活化能越低，化学反应速率越快，则反应①的活化能小于反应②，D错误；
故选D。
6．（24-25高二上·内蒙古赤峰·期中）常温下，有关氨水，下列说法正确的是
A． B．
C．可使紫色石蕊试液变红 D．
【答案】D
【解析】A．一水合氨为弱碱，水溶液中部分电离，氨水中，A错误；
B．结合A分析，，B错误；
C．溶液显碱性，可使紫色石蕊试液变蓝，C错误；
D．一水合氨为弱碱，水溶液中部分电离，主要以分子存在，则，D正确；
故选D。
7．（24-25高二上·广东湛江·期中）常温下，将的溶液加水稀释至的过程中，已知：。下列物理量保持不变的是
A． B．的物质的量
C．的物质的量浓度 D．的物质的量
【答案】A
【解析】A．=Ka(HClO)，Ka只与温度有关，所以次氯酸溶液加水稀释的过程中不变，故选A；
B．根据“越稀越电离”， 次氯酸溶液加水稀释的过程中，次氯酸电离程度增大，电离出的氢离子物质的量增大，故不选B；
C．次氯酸溶液加水稀释的过程中，酸性减弱，氢离子浓度减小，所以的物质的量浓度增大，故不选C；
D．根据“越稀越电离”， 次氯酸溶液加水稀释的过程中，次氯酸电离程度增大，的物质的量减小，故不选D；
选A。
8．（24-25高二下·上海·期中）常温下，的溶液加水稀释时，下列表达式的数据变小的是
A． B． C． D．
【答案】C
【解析】A．稀释时，NH3·H2O电离程度增加，n(OH-)增大，A错误；
B．根据电离常数Kb=，可得，稀释时减小，Kb不变，因此比值增大，B错误；
C．Kb=，加水稀释促进NH3·H2O电离，所以n()减小，n(OH-)增大，增大，减小，C正确；
D．为水的离子积Kw，常温下为定值，D错误；
故选C。
9．（24-25高二上·山西晋城·期中）稀氨水中存在下列平衡：。下列叙述不正确的是
A．将溶液微热，溶液中增大
B．保持温度不变，加水稀释，溶液中增大
C．保持温度不变，加入少量固体，平衡逆向移动
D．保持温度不变，通入少量，的电离平衡常数不变
【答案】B
【解析】A．微热时，的电离平衡正向移动，溶液的体积变化忽略不计，则溶液中的增大，A正确。
B．恒温加水稀释时，的电离平衡正向移动，但溶液的体积变大，溶液中减小，B错误。
C．恒温加入少量固体，增大，平衡逆向移动，C正确。
D．温度不变，的电离常数不变，D正确。
故选B。
10．（24-25高二上·广西柳州·期中）下列方法能使醋酸中醋酸的电离平衡正向移动且的浓度增大的是
A．加入NaOH固体 B．加入固体
C．适当降低温度 D．加水稀释
【答案】A
【分析】醋酸中存在电离平衡：CH3COOHH+＋CH3COO-；
【解析】A．加入少量NaOH固体，OH-浓度增大，消耗H＋，电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－正向移动，CH3COO－的浓度增大，A符合题意；
B．加入CH3COONa固体，CH3COO－的浓度，平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－逆向移动，B不符合题意；
C．适当降低温度，电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－逆向移动，CH3COO－的浓度降低，C不符合题意；
D．加水稀释，越稀越电离，则平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－正向移动，但水的体积变大，CH3COO－的浓度降低，D不符合题意；
故选A。
11．（24-25高二上·吉林四平·期中）25℃时，已知部分弱酸的电离平衡常数如表所示：
HClO
下列离子方程式正确的是
A．少量通入NaClO溶液中：
B．少量通入溶液中：
C．相同浓度溶液与溶液等体积混合：
D．相同浓度溶液与溶液等体积混合：
【答案】B
【解析】A．少量通入NaClO溶液中发生氧化还原反应，离子方程式：，A错误；
B．Ka1(H2SO3)＞Ka1(H2CO3)＞Ka2(H2SO3)＞Ka2(H2CO3)，根据碳酸钠和酸反应的实质，因为SO2是少量的，因此发生的反应为：，B正确；
C．Ka1(H2C2O4)＞Ka2(H2C2O4)＞Ka1(H2CO3)＞Ka2(H2CO3)，相同浓度溶液与溶液等体积混合，会生成二氧化碳，离子方程式为：，C错误；
D．电离平衡常数：，则同浓度溶液与溶液等体积混合，不发生反应，D错误；
故选B。
12．（24-25高二上·广东广州·期中）稀氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH+ OH-。室温下，向稀氨水中分别加入(或通入)下列物质，下列正确的是
A．加水稀释，平衡正向移动，溶液中 c(OH- )增大
B．通入NH3，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，恢复至室温电离平衡常数不变
C．加入NaOH固体，平衡逆向移动，恢复至室温，减小
D．通入HCl，平衡正向移动，溶液中 c (NH) 和 c(OH- ) 均减小
【答案】C
【解析】A．氨水显碱性，加水稀释，碱性减弱，氢氧根离子浓度减小，A错误；
B．温度不变时，通入氨气，NH3·H2O浓度变大导致电离平衡正向移动，电离平衡常数只受温度影响不会改变，但由于氨水浓度增大导致NH3·H2O的电离程度减小，B错误；
C．加入NaOH固体，溶液中氢氧根离子浓度变大，导致平衡逆向移动，减小，NH3·H2O的浓度增大，则减小，C正确；
D．通入HCl，HCl和氢氧根离子反应生成水，导致平衡正向移动，溶液中c(NH)变大，氢氧根离子被中和，c(OH-)减小，D错误；
故选C。
13．（24-25高二上·甘肃·期中）甲酸(HCOOH)是一元弱酸，在水溶液中存在如下平衡：，若使溶液中增大且平衡正向移动，可采取的操作是
A．升高温度 B．加入 C．加稀释 D．加入NaOH固体
【答案】A
【解析】A．甲酸电离为吸热过程，升高温度电离平衡正向移动，溶液中增大，A符合题意；
B．在甲酸溶液中加入溶液会使溶液中增大，但平衡逆向移动，B不符合题意；
C．加水稀释，平衡正向移动，但溶液中减小，C不符合题意；
D．加入NaOH固体会使减小，平衡正向移动，D不符合题意；
故选A。
14．（24-25高二上·湖南·期末）与化学平衡类似，电离平衡的平衡常数，叫做电离常数，几种弱酸的电离常数(25℃)如下表：
化学式
电离常数 (第一步) (第一步)
回答下列问题：
（1）上述4种酸中，酸性最弱的是 (用化学式表示)，往溶液中加入溶液， (填“能”或“不能”)发生反应，若能反应，则写出该反应的离子方程式 。
（2）试写出草酸(H2C2O4)的第一步电离的电离方程式为： 。
【答案】（1） 能
（2）
【解析】（1）电离常数越大，对应的酸酸性越强，上述4种酸中，酸性最弱的是；由于，酸性：，则往溶液中加入溶液，二者可反应生成二氧化碳气体和醋酸钠，该反应的离子方程式：。
（2）草酸为弱酸，部分电离，其第一步电离的电离方程式：。
15．（24-25高二上·江西·期中）现有下列物质：① Ba(OH)2② BaCO3③蔗糖④ Na2S ⑥镁条⑦盐酸 ⑧KOH溶液⑨ HClO，部分物质25℃时的电离平衡常数如下表：
Ka1 Ka2
H2C2O4 5.9×10-2 6.4×10-5
HClO 4.0×10-8 ——
回答下列问题：
（1）上述物质中是强电解质的有 (填序号，下同) ，能导电的有 。
（2）是二元弱酸，在水溶液中的电离方程式为 。
（3）已知25℃时， 溶质为HClO和NaClO的混合溶液中 则溶液中 ，将 的HClO 溶液加水稀释 10 倍后溶液中氢离子的数目 (填“增大”“减小”或“不变”，下同) ，氢离子的浓度 ， 的值 ， HClO的电离平衡常数 。
（4）25℃， 101kPa时用⑦和⑩的稀溶液发生中和反应生成 时，放出的热量 (填“>”、“<”或“=”) 57.3kJ， 理由是 。
【答案】（1）①②④ ⑥⑦⑧
（2）
（3） 增大 减小 增大 不变
（4）< NH3·H2O为弱碱， 电离吸热
【解析】（1）强电解质是指在水中能够全部电离的电解质，单质和混合物不属于电解质，难溶于水的盐如碳酸钡是强电解质，故十种物质中属于强电解质的有：①②④。可导电的物质有电解质的水溶液或者熔融态的电解质以及金属单质、石墨等，故十种物质中可以导电的物质有：⑥⑦⑧；
（2）草酸结构简式是HOOC-COOH，分子中含有两个羧基能够电离产生H+，具有酸的通性，草酸是二元弱酸，存在电离平衡，电离分步进行，其电离方程式为：；
（3）已知25℃时， 溶质为HClO和NaClO的混合溶液中HClO的电离常数Ka ==4.0×10-8，溶液中 则可得溶液中 。将 的HClO溶液加水稀释 10 倍后，HClO的电离平衡正向移动，故溶液中氢离子的数目增大，但氢离子的浓度减小， =，Ka不变，减小，故=的值增大，温度不变， HClO的电离平衡常数不变。
（4）因为NH3·H2O是弱碱，电离时需吸收热量，25℃、 101kPa时用盐酸和稀氨水发生中和反应生成 时，放出的热量小于57.3kJ。
1．（24-25高一下·重庆·期末）在的溶液中存在如下电离平衡：。对于该平衡，下列叙述中正确的是
A．加入固体时，溶液中减小
B．加入少量的NaOH溶液，平衡向逆向移动
C．通入少量HCl气体，溶液中增大
D．降低温度，溶液中增大
【答案】A
【解析】A．加入NH4Cl固体，c(NH)增大，电离平衡逆向移动，但电离常数Kb不变。根据，比值，c(NH)增大导致该比值减小，A正确；
B．加入pH=11的NaOH溶液（OH-浓度低于原溶液），混合后OH-浓度降低，平衡正向移动，而非逆向，B错误；
C．通入HCl气体，H+与OH-反应，c(OH-)减少，同时NH3·H2O电离补充OH-，但总体c(OH-)仍减小，C错误；
D．降低温度，电离平衡逆向移动（电离为吸热反应），c(NH)减少，D错误；
故答案选A。
2．（24-25高一下·江苏南京·期末）部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是
弱电解质 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11
A．25 ℃时，反应HCOOH＋CN- HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105
B．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者
C．结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO-
D．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋
【答案】A
【解析】A．根据表格中电离常数的数据，反应HCOOH+CN HCN+HCOO 的平衡常数，A正确；
B．等体积、等浓度的HCOOH和HCN溶液，溶质物质的量相同，则中和所需NaOH的量相等，B错误；
C．酸的电离常数Ka越小，酸性越弱，其对应酸根离子结合H 能力越强，故结合H＋的能力：>CN->>HCOO-，C错误；
D．根据表格中电离常数的数据，酸性：H2CO3>HCN>，则反应生成，离子方程式为CN-＋H2O＋CO2=HCN＋，D错误；
答案选A。
3．（24-25高二下·河北·期末）在已达到电离平衡的的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的降低，应采取的措施是
A．加少量氯化钠溶液 B．加热
C．加少量的稀硫酸 D．加少量醋酸钠晶体
【答案】B
【解析】A．加氯化钠溶液会稀释溶液，虽然促进电离，但H+浓度降低，pH升高，故A不符合题意；
B．因为弱酸的电离吸热，所以加热使醋酸的电离平衡向右移动，H+浓度增大，pH降低，故B符合题意；
C．加稀硫酸，H+浓度增大，醋酸的电离平衡向左移动，抑制电离，但H+浓度增大使pH降低，故C不符合题意；
D．加醋酸钠晶体增加CH3COO 浓度，平衡向左移动，抑制电离，H+浓度降低，pH升高，故D不符合题意；
故答案选B。
4．（24-25高二上·山东青岛·期末）已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是
A．液氨中能发生反应：
B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小
C．增加，电离平衡正向移动，增大
D．仅改变温度，可以使液氨中
【答案】A
【解析】A．KNH2提供，NH4Cl提供，两者在液氨中反应生成KCl和NH3，符合酸碱中和规律，反应式正确，A正确；
B．加入NH4Cl会增加浓度，根据勒夏特列原理，平衡逆向移动，但总浓度仍会因外加而增大，而非减小，B错误；
C．液氨为溶剂，其浓度视为常数，增加NH3的量不会改变其浓度，因此电离平衡不移动，c()不变，C错误；
D．电离反应中和的浓度始终相等(1:1生成)，仅改变温度无法使两者浓度不等，D错误；
故答案为：A。
5．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）某温度下，将pH和体积均相同的两种弱酸(HA和HB)溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是
A．
B．稀释前溶液的浓度：
C．从b点到d点，逐渐减小
D．溶液中水的电离程度：d点点
【答案】A
【分析】相同体积、相同pH的两种酸稀释相同倍数后，相对较强的酸pH变化较大，则HA酸性强于HB。起始时pH相同，则HB的浓度比HA大。
【解析】A．由分析可知，HA的酸性强于HB，则Ka(HA)>Ka(HB)，A正确；
B．HA酸性强于HB，起始时pH相同，则HB的浓度比HA大，B错误；
C．从b点到d点，溶液的温度不变，故KW不变，C错误；
D．溶液中d点的pH小于e点，表明d点时溶液中HB电离产生的c(H+)大，则对水电离的抑制作用大，所以水的电离程度：d点＜e点，D错误；
故选A。
6．25°C时，三种弱电解质的电离平衡常数如下表：
化学式 HCOOH CH3COOH NH3·H2O
电离平衡常数 1.77×10-4 1.75×10-5 1.76×10-5
（1）下列方法中，可以使0.l0mol L-1CH3COOH溶液中CH3COOH电离程度增大的是 。
a.通入少量HCl气体 b.加入少量冰醋酸 c.加入少量醋酸钠固体 d.加入少量水
（2）常温下，0.lmol L-1的NH3·H2O溶液加水稀释过程，下列表达式的数据一定变小的是 。
a.c(OH-) b. c. c(H+)·c(OH-) d.
（3）同浓度的①HCOONa②CH3COONa③CH3COONH4④NH4Cl溶液的pH由大到小的顺序为 。
（4）用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积分别为V1、V2，则V1 V2(填“＞”、“＜“或“＝”)。
【答案】 d a ②①③④ ＜
【分析】（1）醋酸为弱酸，溶液中部分电离，电离方程式为CH3COOHH＋+CH3COO－，根据对电离平衡的影响分析；
（2）根据影响氨水电离平衡的因素分析；
（3）根据盐的水解规律判断；
（4）pH均为3的HCOOH和CH3COOH，醋酸酸性更弱，酸浓度大。
【解析】（1）醋酸为弱酸，溶液中部分电离，电离方程式为CH3COOHH＋+CH3COO－，a.通入少量HCl气体，增大氢离子浓度，抑制醋酸电离，故a不选；b.加入少量冰醋酸，增大醋酸浓度，电离程度减小，故b不选； c.加入少量醋酸钠固体，增大醋酸根离子浓度，抑制醋酸电离，故c不选；d.加入少量水，促进醋酸电离，故d选；故答案为：d；
（2）a.碱加水稀释溶液浓度变稀，c(OH-)一定变小，故a选； b. 电离平衡常数只受温度的影响，加水稀释溶液，铵根离子浓度减小，= 增大，故b不选； c. c(H+)·c(OH-)=Kw， 只受温度的影响，故c不选；d.加水稀释溶液浓度变稀，c(OH-)一定变小，c(H+)增大，增大，故d不选；故答案为：a；
（3）①HCOONa②CH3COONa均为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，醋酸比甲酸酸性弱，溶液碱性②＞①；醋酸和一水合氨的电离平衡常数相差很小，③CH3COONH4几乎呈中性，④NH4Cl是强酸弱碱盐，铵根离子水解后溶液呈酸性，同浓度的①HCOONa②CH3COONa③CH3COONH4④NH4Cl溶液的pH由大到小的顺序为②①③④。故答案为：②①③④；
（4）用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，前者酸性强，酸中未电离酸浓度小，消耗的NaOH少，消耗NaOH溶液的体积分别为V1、V2，则V1＜V2。故答案为：＜。
1．（24-25高二上·山东潍坊·期中）苯乙酸()在低浓度时具有甜蜂蜜味，是一种重要的香料成分。25℃时，有的溶液，回答下列问题：
（1）的电离平衡常数表达式为 ，溶液中 (的)。
（2）向该溶液中加入一定量的盐酸，溶液中的 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)， ，电离常数 。
（3）25℃时，的，则与溶液 (填“能”或“不能”)反应。若能发生反应，反应的离子方程式，若不能反应，原因是 。
（4）能使溶液中的电离度增大且电离平衡常数保持不变的措施是_______(填标号)。
A．加水稀释 B．升高温度 C．加少量苯乙酸钠 D．加少量苯乙酸
【答案】（1）
（2）增大 减小 不变
（3）能
（4）A
【解析】（1）的电离方程式：，其电离平衡常数表达式：；的溶液中设为，，，解得：；
（2）向该溶液中加入一定量的盐酸，盐酸完全电离，导致溶液中增大；平衡逆向移动，减小；温度不变，电离平衡常数不变；
（3）的，的，说明酸性更强，根据强酸制弱酸反应原理，与溶液能发生反应：；
（4）A．根据“越稀越电离”可知，加水稀释，的电离度增大，温度不变，电离平衡常数不变，A正确；
B．升高温度，电离平衡正向移动，电离平衡常数增大，B错误；
C．加少量苯乙酸钠，导致电离平衡逆向移动，电离程度减小，C错误；
D．加少量苯乙酸，苯乙酸浓度增大，电离程度减小，温度不变，电离平衡常数不变，D错误；
答案选A。
2．（24-25高二上·河北衡水·期中）I．如图所示，一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力曲线图，请回答。
（1）“O”点为什么不导电 。
（2）a、b、c三点的氢离子浓度由小到大的顺序为 。
（3）a、b、c三点中，醋酸的电离程度最大的一点是 。
（4）若使c点溶液中的提高，在如下措施中，可选择_____。
A．加热 B．加水 C．加Zn粒 D．加少量浓盐酸
II．已知25℃时，某些酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3COOH H2CO3 HCN
电离平衡常数K1 1.8×10-5 4.3×10-7 4.9×10-10
电离平衡常数K2 —— 5.6×10-11 ——
（5）完成CH3COOH的电离方程式为 。
（6）向CH3COOH溶液中加入适量CH3COONa晶体以后，溶液中的c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”)
（7）在相同条件下，有物质的量浓度相同、体积相等的HCl溶液、CH3COOH溶液和HCN溶液。
①溶液中，氢离子浓度最大的是 (用化学式表示)。
②同时加入足量的锌，则开始反应时， 速率最慢(用化学式表示)。
（8）则以下反应不能发生的是_____。
A．CH3COOH+NaCN=CH3COONa+HCN
B．NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCN
C．NaCN+CO2+H2O=NaHCO3+HCN
D．2CH3COOH+=2CH3COO-+H2O+CO2↑
【答案】（1）因为冰醋酸未电离，无离子
（2）c（3）c
（4）AC
（5）CH3COOHCH3COO-+H+
（6）减小
（7）HCl HCN
（8）B
【分析】冰醋酸为纯醋酸，醋酸未电离，无离子，故O点不导电，随着水的加入，醋酸电离，溶液中离子浓度先增大，溶液导电性增强，b点时离子浓度最大，溶液导电性最强，继续加水，离子浓度降低，溶液导电性减弱。
【解析】（1）根据分析，O点不导电：因为冰醋酸未电离，无离子；
（2）醋酸电离产生氢离子和醋酸根，溶液中离子浓度大时溶液导电能力强，导电性强弱c（3）溶液越稀，醋酸电离程度越大，故a、b、c三点中，醋酸的电离程度最大的一点是c；
（4）A. 加热能促进醋酸电离，故增大，A正确；
B. 加水促进醋酸电离，最终结果减小，B错误；
C. 加Zn粒，消耗氢离子，促进醋酸电离，故增大，C正确；
D. 加少量浓盐酸，氢离子浓度增大，抑制醋酸电离，减小，D错误；
故选AC；
（5）醋酸为弱酸，电离方程式为：CH3COOHCH3COO-+H+；
（6）向CH3COOH溶液中加入适量CH3COONa晶体以后，醋酸根浓度增大，醋酸电离平衡逆向移动，溶液中的c(H+)减小；
（7）弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，故酸性：CH3COOH>HCN。在相同条件下，有物质的量浓度相同、体积相等的HCl溶液、CH3COOH溶液和HCN溶液，氢离子浓度由大到小顺序为：HCl溶液、CH3COOH溶液和HCN溶液。
①溶液中，氢离子浓度最大的是HCl；
②同时加入足量的锌，氢离子浓度小的反应速率满，故则开始反应时，HCN速率最慢；
（8）A.酸性CH3COOH>HCN，故CH3COOH+NaCN=CH3COONa+HCN能发生，A不符合题意；
B.由表格可知酸性：H2CO3>HCN>HCO，故NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCN不能发生，B符合题意；
C. 由表格可知酸性：H2CO3>HCN，故NaCN+CO2+H2O=NaHCO3+HCN能发生，C不符合题意；
D. 由表格可知酸性CH3COOH> H2CO3，2CH3COOH+=2CH3COO-+H2O+CO2↑能发生，D不符合题意；
故选B。
3．（24-25高二上·广东清远·期中）按要求填空。
（1）已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中pH= 。
②HA的电离平衡常数K= 。
（2）部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HClO
电离平衡常数(25℃) ； ；
按要求回答下列问题：
①的酸性由强到弱的顺序为 。
②同浓度的、、、、、结合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写出下列反应的离子方程式：过量通入NaClO溶液中 。
（3）已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是 (填标号)。
①加少量烧碱 ②通入少量HCl气体 ③通入少量HF气体 ④加水
（4）体积均为10mL、pH=2的HCOOH溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程的pH变化如图所示。
则相同条件下酸HX的酸性比HCOOH (填“强”或“弱”)。
【答案】（1）4 1×10-7
（2）
（3）②④
（4）强
【解析】（1）根据三段式计算：，①=1×10-4，pH=4；
②；
（2）①根据平衡常数的大小，判断酸性强弱，对于二元弱酸，根据一级电离常数判断酸性强弱。电离常数：，所以酸性强弱：；
②酸性越弱，酸根离子结合能力越强。根据电离常数的大小，可以判断酸性的强弱：，所以酸根离子结合的能力的强弱：；
③因为，过量通入溶液中，发生反应：；
（3）已知：，所以，①加少量使增大，K不变，减小；②通入少量HCl气体，使增大，增大；③通入少量HF气体，使增大，减小；④加水，减小，增大，故选②④；
（4）酸性越弱稀释时氢离子的浓度变化越慢，pH变化越慢，所以HX的酸性比醋酸强。
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第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数
一、知识目标
1.理解电离平衡常数的定义，能正确书写一元弱酸、一元弱碱及多元弱酸的电离平衡常数表达式。
2.掌握电离平衡常数的计算方法，能根据给定数据计算弱电解质的电离平衡常数。
3.了解影响电离平衡常数大小的因素，能根据电离平衡常数判断弱酸（弱碱）的相对强弱、判断复分解反应能否发生、判断溶液中某些离子浓度的变化以及计算弱酸、弱碱溶液中的和。
4.理解相同物质的量浓度、相同体积以及相同、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）在与物质反应、加水稀释等方面的差异。
二、核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：通过分析不同弱电解质的电离平衡常数，从宏观上认识弱酸（弱碱）酸性（碱性）的相对强弱，从微观上理解弱电解质的电离过程和影响因素。
2.证据推理与模型认知：通过对电离平衡常数的计算和应用，建立分析弱电解质电离平衡的思维模型，培养逻辑推理和归纳总结能力。
3.科学探究与创新意识：通过实验探究和思考讨论，培养探究精神和创新思维，提高解决实际问题的能力。
一、学习重点
1.电离平衡常数表达式的书写。
2.影响电离平衡常数大小的因素。
3.电离平衡常数的应用。
4.强酸（碱）与弱酸（碱）的比较。
二、学习难点
1.电离平衡常数的应用。
2.强酸（碱）与弱酸（碱）在不同条件下性质差异的理解。
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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。
2．电离平衡常数的表示方法
AB A＋＋B－　K＝。
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOH CH3COO－＋H＋ Ka＝；
NH3·H2O NH＋OH－ Kb＝。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
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，
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝；HCO H＋＋CO Ka2＝。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，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。
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
　　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋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＝＝≈。
6.电离度(α) α＝
注意：温度越高电离度越大；稀释溶液，电离度变大。弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。
二、强酸与弱酸的比较
1．实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
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.思考与讨论：镁条与等浓度、等体积的盐酸、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
（一）问题探究
1.阅读教材 57 页，思考如何定量地表示弱电解质电离程度的大小？
答案：用电离平衡常数来定量表示弱电解质电离程度的大小。对于一元弱酸或一元弱碱，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。对于一元弱酸，其电离方程式为，电离平衡常数；对于一元弱碱，其电离方程式为，电离平衡常数。
2.结合教材和课堂内容，分析多元弱酸分步电离时，各步电离平衡常数的大小关系及原因。
答案：多元弱酸分步电离，且各步电离常数相差很大，一般有。原因是第一步电离产生的会抑制第二步及后续的电离，使得后续电离越来越困难，所以电离常数逐渐减小。
（二）问题思考
1.对于一元弱酸，若已知其电离方程式为，在某温度下达到电离平衡时，，，，求该温度下的电离常数。
答案：根据电离平衡常数的表达式，将，，代入可得：
。
2.已知时，的，的，比较和的酸性强弱，并说明理由。
答案：同一条件下，电离常数越大，酸性越强。因为，即的一级电离常数大于的一级电离常数，所以的酸性强于。
（三）归纳总结
1.分析相同温度下不同一元弱酸的电离常数，总结影响电离常数大小的因素。
答案：通过分析相同温度下不同一元弱酸的电离常数，如醋酸，；亚硝酸，等，可以发现相同温度下，不同的一元弱酸电离常数不同，这说明电离常数首先由弱电解质的性质决定。此外，温度也会影响电离常数，升高温度，电离平衡正向移动，电离常数增大。
2.总结相同物质的量浓度、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）在与物质反应时的差异。
答案：以盐酸和醋酸为例，相同物质的量浓度、相同体积的盐酸和醋酸溶液分别与物质反应时： - 和：盐酸是强酸，完全电离，大、小；醋酸是弱酸，部分电离，小、大。 - 与金属反应速率：盐酸开始与金属反应的速率大；醋酸开始与金属反应的速率小。 - 中和碱的能力：盐酸和醋酸溶液中和碱的能力相同，因为它们的物质的量相同。 - 与足量活泼金属反应产生的量：两者产生的量相等，因为它们所含的总量相同。
1.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是 ()
A. 相同条件下，电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B. 电离平衡常数(K)与温度无关
C. 相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D. 多元弱酸各步电离平衡常数大小关系为K(a1)【答案】A
【解析】电离平衡常数是衡量弱电解质电离能力的物理量，相同条件下，电离平衡常数越小，说明弱电解质越难电离，电离能力越弱，A选项正确；电离平衡常数与温度有关，温度改变，电离平衡常数会发生变化，B选项错误；电离平衡常数只与温度和弱电解质的性质有关，与浓度无关，相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数相同，C选项错误；多元弱酸分步电离，且各步电离常数相差很大，一般有K(a1)>K(a2)>K(a3)>……，D选项错误。
2.已知室温时，0.1mol·L 某一元酸HA在水中有0.2%发生电离。下列叙述错误的()
A. 升高温度，溶液的酸性增强
B. 该溶液的c(H )是2×10 mol·L
C. 该一元酸的电离平衡常数约为1×10
D. 向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡正向移动，但c(H )减小
【答案】C
【解析】弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，A选项正确；已知HA的浓度为0.1mol·L ，电离度为0.2%，则溶液中c(H )=0.1mol·L ×0.2% = 2×10 mol·L ，B选项正确；HA的电离方程式为HA H + A ，平衡时c(H )=c(A )=2×10 mol·L ，c(HA)=(0.1 - 2×10 )mol·L ≈0.1mol·L ，则电离平衡常数K = 4×10 ，C选项错误；加水稀释，HA的电离平衡正向移动，但溶液体积增大的倍数大于氢离子物质的量增大的倍数，所以c(H )减小，D选项正确。
3.常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是()
酸 HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 5×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A. 三种酸的酸性强弱:HCN>CH COOH>H PO
B. 反应H PO + CH COO == CH COOH + H PO 能够发生
C. 由电离常数可以判断，H PO 属于强酸，HCN和CH COOH属于弱酸
D. 等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，与足量锌粉反应，H PO 产生H 最多
酸 HCN CH COOH H PO
电离常数 5×10 1.75×10 5.9×10
【答案】B
【解析】相同条件下，电离平衡常数越大，酸性越强，根据表中数据可知，酸性强弱顺序为H PO >CH COOH>HCN，A选项错误；因为H PO 的酸性强于CH COOH，所以反应H PO + CH COO == CH COOH + H PO 能够发生，符合“强酸制弱酸”的规律，B选项正确；H PO 的电离常数小于1，说明它是弱酸，C选项错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，三种酸都是一元酸，与足量锌粉反应，产生H 的量相等，D选项错误。
4.常温下,向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条,塞紧橡胶塞,用注射器向其中一个锥形瓶中注入2mL1mol·L 草酸溶液(H C O 的K(a )=5.0×10 ，K(a )=5.4×10 )，向另一个锥形瓶中注入2mL2mol·L CH COOH溶液(CH COOH的Ka = 1.8×10 )，分别测得两个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. 曲线②表示醋酸与镁条的反应
B. 当反应停止时，醋酸产生的气体比草酸产生的气体多
C. 反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短
D. 草酸的电离方程式为H C O 2H + C O
【答案】C
【解析】草酸的一级电离常数大于醋酸的电离常数，说明草酸溶液中氢离子浓度比醋酸溶液中氢离子浓度大，反应速率快，所以曲线①表示醋酸与镁条的反应，曲线②表示草酸与镁条的反应，A选项错误；等物质的量的草酸和醋酸，草酸能提供的氢离子物质的量更多，所以草酸产生的气体比醋酸产生的气体多，B选项错误；草酸溶液中氢离子浓度大，反应速率快，所以反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短，C选项正确；草酸是二元弱酸，分步电离，电离方程式为H C O H + HC O ，HC O H + C O ，D选项错误。
5.常温下，分别向体积相同、浓度均为1mol·L 的HA、HB两种弱酸溶液中不断加水稀释，酸溶液的1/2pH与酸溶液浓度的对数(lgc)的关系如图。下列对该过程相关分析正确的是()
A. HB的电离常数(Ka)数量级为10
B. 酸性：HA>HB
C. 加水稀释过程中，HA的电离常数减小
D. 常温下，当lgc=-7时，两种酸溶液的pH均为7
【答案】B
【解析】根据图像无法直接得出HB的电离常数数量级，A选项错误；相同浓度时，HA溶液的1/2pH小，说明HA溶液中氢离子浓度大，酸性强，即酸性：HA>HB，B选项正确；电离常数只与温度有关，加水稀释过程中，温度不变，HA的电离常数不变，C选项错误；当lgc = -7时，酸溶液的浓度非常小，此时不能忽略水的电离，溶液的pH不是7，D选项错误。
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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，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、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOH CH3COO－＋H＋ Ka＝；
NH3·H2O NH＋OH－ Kb＝。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝；
HCO H＋＋CO Ka2＝。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
注意　一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到难溶物的溶度积常数。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K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，不同弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由弱电解质的性质所决定。
（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。
二、电离常数的计算和应用
1．电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOH??CH3COO－＋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＝＝≈。
注意：由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度为(a－x) mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。
2．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）根据电离平衡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)可以制相对弱的酸(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不变，则增大。
3．电离度(α)
α＝×100%或α＝×100%
（1）意义：表示弱电解质的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。
（2）电离度的影响因素
注意：电离度与化学平衡的转化率类似。
三、强酸与弱酸的比较
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
考点一　电离常数的概念及表达式
1．下列关于电离常数的说法正确的是(　　)
A．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)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　酸溶液中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，A项错误；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，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。
2．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氢氧化钠时，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。
3．25 ℃时，0.10 mol·L－1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为________。
答案　1.0×10－5
解析　发生电离的HA的物质的量浓度为c(HA)＝0.10 mol·L－1×1%＝1.0×10－3 mol·L－1，根据HA??H＋＋A－，则平衡时c(H＋)＝c(A－)＝1.0×10－3 mol·L－1，c(HA)＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3 mol·L－1≈1.0×10－1 mol·L－1，将有关数据代入电离平衡常数表达式得Ka＝＝1.0×10－5。
4．已知T ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。
（1）当向醋酸中加入一定量的盐酸时，CH3COOH的电离常数__________(填“变大”或“变小”或“不变”)，理由是_________________________________________________。
（2）T ℃时，将该溶液加水稀释10倍，则CH3COOH的Ka＝__________。
答案　（1）不变　电离常数只与温度有关　（2）1.75×10－5
5．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
CH3COOH HNO2 HCN H2CO3
电离常数 1.75×10－5 5.6×10－4 6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
（1）试比较相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱。
电离常数越大，酸性越强，故酸性：HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN。
（2）向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡向哪个方向移动？此时HNO2的电离常数是否发生变化？为什么？
HNO2溶液中存在电离平衡：HNO2 H＋＋NO，加入盐酸，上述平衡逆向移动；此时HNO2的电离常数不变；原因是溶液的温度不变。
（3）判断反应NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2是否正确？向NaCN溶液中通入少量CO2，反应能否进行？若能进行，写出反应的化学方程式。
不正确。原因是HNO2的酸性强于CH3COOH，故反应不能发生。因酸性：H2CO3＞HCN＞HCO，故向NaCN溶液中通入CO2，不论CO2是否过量，产物均为HCN和NaHCO3，反应的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。
考点二　电离平衡常数和电离度
1．下列说法正确的是(　　)
A．向浓度为0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加冰醋酸，则增大
B．浓度为0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大
C．浓度为0.1 mol·L－1 H2SO3溶液，加水稀释，亚硫酸的电离程度增大，SO浓度也增大
D．向浓度为0.1 mol·L－1 H2SO3溶液中通入少量氯气，pH会增大
答案　B
解析　向浓度为0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加冰醋酸，电离平衡正向移动，c(H＋)增大，但Ka不变，则＝减小，A不正确；CH3COOH在溶液中的电离过程需要吸收热量，升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离程度增大，B正确；浓度为0.1 mol·L－1 H2SO3溶液，加水稀释，虽然亚硫酸的电离程度增大，SO的物质的量增大，但溶液体积增大占主导地位，所以SO浓度减小，C不正确；向浓度为0.1 mol·L－1 H2SO3溶液中通入少量氯气，发生反应：H2SO3＋Cl2＋H2O===2HCl＋H2SO4，溶液的pH减小，D不正确。
2．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、乙的电离平衡常数可知，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：乙酸＜一氯乙酸，排除A、C选项；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项。
3．相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是(　　)
酸 HX HY HZ
电离平衡常数Ka 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－不能发生
C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数
答案　D
解析　A项，酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据可知，酸的电离平衡常数：HZ>HY>HX，则酸性强弱：HZ>HY>HX，错误；B项，根据强酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生，错误；C项，完全电离的为强酸、部分电离的为弱酸，这三种酸都部分电离，均为弱酸，错误；D项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，正确。
4．常温下，对下列两组溶液的判断错误的是(　　)
组别 浓度 体积
① 0.1 mol·L－1醋酸 V1 L
② 0.01 mol·L－1醋酸 V2 L
A.醋酸的电离程度：①<②
B．溶液中各种离子浓度均有：①>②
C．醋酸的电离平衡常数：①＝②
D．若V2＝10V1，中和NaOH的能力：①＝②
答案　B
解析　醋酸浓度越小，电离程度越大，A项正确；将①加水稀释可得到②，醋酸加水稀释，c(CH3COO－)、c(H＋)均减小，但c(OH－)增大，B项错误；温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，C项正确；若V2＝10V1，两种醋酸的物质的量相同，中和NaOH的能力相同，D项正确。
5.在一定温度下，已知b mol·L－1的一元弱酸HA溶液中，电离度为α，电离平衡常数为Ka，试推导b、α、Ka三者之间关系：________________。
答案　Ka＝
解析　　　　　HA??H＋＋A－
平衡时　　　b－bα　bα　　bα
Ka＝＝。
6．弱酸、弱碱的电离程度可以分别用它们的电离常数(Ka、Kb)或电离度(α)表示，请根据下列情景列式计算。
（1）乙酰水杨酸是一种一元弱酸(可用HA表示)，在一定温度下，0.1 mol·L－1的乙酰水杨酸的水溶液中，乙酰水杨酸的电离常数Ka为3.4×10－4，求该酸的电离度为______。
（2）已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%，求NH3·H2O的电离常数Kb＝__________。
答案　（1）5.8%　（2）1.77×10－5
解析　（1）设初始浓度为0.1 mol·L－1的HA的电离度约为x，则电离平衡时c(H＋)、c(A－)的浓度为0.1x mol·L－1，c(HA)为(0.1－0.1x)mol·L－1，则Ka＝＝＝3.4×10－4
计算得出：x≈0.05 8＝5.8%。
（2）已知在25 ℃时，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离度为0.42%，则
c(NH)＝c(OH－)＝0.004 2 mol·L－1，则
Kb＝＝≈1.77×10－5。
考点三　强酸和弱酸的比较
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。
2．相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)
答案　C
解析　相同体积、相同c(H＋)的一元强酸和一元弱酸，刚开始与锌粉反应的速率是相同的，随着反应进行，弱酸能继续电离出H＋，故其反应速率比强酸的大，排除B、D项；弱酸的物质的量浓度大于强酸的，所以弱酸与足量的锌粉反应生成氢气的量较多，排除A项。
3.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点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强
C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗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表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误；溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，离子浓度：b＞c，故导电能力：b＞c，B项正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，溶质的物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。
4．在体积都为1 L，c(H＋)都为0.01 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下列图示符合客观事实的是(　　)
答案　C
解析　B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。
5．对室温下c(H＋)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施后，有关叙述正确的是(　　)
A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的c(H＋)均减小
B．使温度升高20 ℃后，两溶液的c(H＋)均不变
C．加水稀释两倍后，两溶液的c(H＋)均增大
D．加足量的锌充分反应后，两溶液产生的氢气一样多
答案　A
解析　加入醋酸钠，CH3COO－可结合H＋，c(H＋)均降低，A正确；升温有利于CH3COOH的电离，所以CH3COOH溶液中c(H＋)增大，B错误；加水稀释，两种溶液的酸性均减弱，C错误；两种溶液中c(H＋)相同，但是CH3COOH溶液中还有未电离的CH3COOH，所以最终醋酸产生的氢气比盐酸多，D错误。
6．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。
考点四　弱酸溶液离子浓度比值变化的判断
1．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)
A．c(H＋) B．Ka(HF)
C. D.
答案　D
解析　HF为弱酸，存在电离平衡：HF??H＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件时，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；电离常数只受温度的影响，温度不变，电离常数Ka(HF)不变，B错误；当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近
10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。
2．在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　)
A. B.
C. D．c(OH－)
答案　A
解析　方法一：一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的电离平衡右移，n(OH－)和n(NH)增大，n(NH3·H2O)减小，但c(OH－)和c(NH)减小。A、B、C各项中，浓度之比等于物质的量之比。方法二：根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
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