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人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡精品课后作业题
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这是一份人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡精品课后作业题，共17页。试卷主要包含了了解电离平衡常数的含义，能利用电离平衡常数进行相关计算，一元强酸和一元弱酸的比较，24×10-4、2，30×10-7，61×10-11，3×10-9，3×10-3等内容，欢迎下载使用。
第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数
课程学习目标
1.了解电离平衡常数的含义。
2.能利用电离平衡常数进行相关计算。
学科核心素养
1.知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，培养变化观念与平衡思想。
2.通过分析、推理等方法认识强弱电解质的本质特征及电离平衡常数的意义，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的证据推理与模型认知。
【新知学习】
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
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数
多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。如：
一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1≫Ka2≫Ka3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。
【注意】
(1)相同温度下，等浓度的弱酸（或弱碱）的电离常数越大，其酸性（或碱性）越强；（对于多元弱酸（或弱碱）来说，通常只考虑第一步电离的电离常数）
(2)相同温度下，弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）越强，其电离常数或第一步电离的电离常数越大。
(3)一定温度下，电离常数越大，弱电解质越容易电离，由此判断弱电解质的相对强弱。
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 ml·L－1的CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/ml·L－1 a 0 0
变化浓度/ml·L－1 x x x
平衡浓度/ml·L－1 a－x x x
则＝eq \f(x2,a－x)≈eq \f(x2,a)
【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(a－x) ml·L－1一般近似为a ml·L－1。
二．电离度
1．定义：弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。
2．表达式：电离度通常用ɑ表示。
3．意义：电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。
特别提示
①温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的a.越大，表示其酸性相对越强。
②同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。
【知识进阶】
一．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 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq \f(Ka,cH＋)，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。
【典例1】（2021·浮梁县第一中学高二月考）已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表：下列说法正确的是
A．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO+SO2+H2O=2HCO+SO
B．相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强
C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO
D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
【答案】A
【分析】
电离平衡常数可以表示酸性强弱，从电离平衡常数可以判断出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。
【详解】
A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因为酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正确；
B．酸性：H2SO3＞H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，前者更强，故B错误；
C．NaClO溶液中通入少量CO2：由于酸性：HClO＞HCO，所以不能生成HClO和CO，应该生成HClO和HCO：ClO-+CO2+H2O=HClO+ HCO，故C错误；
D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，故D错误；
故选A。
（变式训练1）25℃时，0.1ml·L-1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10-3ml·L-1(忽略水的电离)。
（1）该温度下CH3COOH的电离度__。
（2）CH3COOH的电离平衡常数__。
【答案】1% 1.0×10-5
【详解】
(1)由CH3COOHCH3COO－＋H＋，c(H＋)＝c(CH3COOH)已电离＝1.0×10－3ml·L－1，
所以α＝×100%＝×100%＝1%。
(2)c(H＋)＝c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)已电离＝1.0×10－3ml·L－1，溶液中未电离的醋酸浓度＝(0.1－0.001) ml·L－1，减数和被减数相差超过100倍，被减数可忽略不计，Ka＝≈1.0×10－5。
二．强酸与弱酸的比较
1．实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
2.思考与讨论：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 ml·L－1盐酸、2 mL 2 ml·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。
3.一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
(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
【典例2】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 ml·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．c(H＋)＝10－3 ml·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 ml·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 ml·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。
（变式训练2）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)____V(b)(填“大于”“小于”或“等于”，下同)，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CH3COOHCH3COO－＋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。
【效果检测】
1．（2020·贵州高二学业考试）已知25℃时①HNO2、②HClO、③HCN的电离常数依次为7.24×10-4、2.90×10-8、6.17×10-10，该温度下相同浓度的上述三种酸溶液，酸性由强到弱的顺序正确的是
A．③>②>①B．①>②>③C．①>③>②D．②>①>③
【答案】B
【详解】
电离平衡常数越大，弱酸的酸性越强。25℃时①HNO2、②HClO、③HCN的电离常数依次为7.24×10-4、2.90×10-8、6.17×10-10，所以该温度下相同浓度的上述三种酸溶液，酸性由强到弱的顺序是HNO2>HClO>HCN，选B。
2．（2021·南宁市第四中学高二开学考试）已知25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：K==1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是
A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5
B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-4
C．标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5
D．升高到一定温度，K=7.2×10-5
【答案】D
【详解】
K为醋酸的电离常数，只与温度有关，与离子浓度无关，温度不变，平衡常数不变，A、B均错误；
C．由于醋酸电离过程吸热，则升高温度，K增大，降低温度，K减小，所以标准状况下(0 ℃)，K应小于1.75×10-5，C错误；
D．升高温度，平衡常数增大，故K应大于1.75×10-5，D正确；
故答案为：D。
3．一定温度下，将浓度为溶液加水不断稀释，始终保持增大的是
A．B．
C．D．
【答案】D
【详解】
A．HF为弱酸，存在电离平衡：加水稀释，平衡正向移动,但c()减小，故A不符合题意；
B．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，故B不符合题意；
C．当溶液无限稀释时，不断减小，无限接近，减小，故C不符合题意；
D．由于加水稀释,平衡正向移动,所以溶液中增大，减小，增大，故D符合题意；
故答案为D。
4．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是
A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ
B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生
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，1ml·L-1 HX溶液的电离常数大于0.1ml·L-1 HX溶液的电离常数
【答案】B
【详解】
A．相同温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系： ，A判断错误；
B．根据较强酸制较弱酸原理，反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生，B判断正确；
C．由电离平衡常数可以判断，HX、HY、HZ都属于弱酸，C判断错误；
D．电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关，D判断错误。
答案为B。
5．已知的电离平衡常数：和，HClO的电离平衡常数：。在反应达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入
A．NaOHB．HClC．D．
【答案】C
【详解】
A．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，A错误；
B．加入HCl时，平衡左移，减小，B错误；
C．由题给电离平衡常数知，酸性：，故加入时，只与HCl反应，减小溶液中氢离子的浓度，导致化学平衡平衡正向移动，增大，C正确；
D．加水稀释溶液中溶质浓度减小，HClO浓度减小，D错误；
故选：C。
6．HClO4、H2SO4、HNO3和HCl都是强酸，其在水溶液中酸性差别不大。表中是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
由表格中数据判断下列说法不正确的是
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO4=2H++SO
C．在冰醋酸中HClO4是这四种酸中酸性最强的酸
D．水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
【答案】B
【详解】
A．有电离平衡常数可知没有完全电离，故A正确；
B．冰醋酸中硫酸未完全电离，存在电离平衡，应该用可逆号，故B错误；
C．在冰醋酸中，电离平衡常数越大，电离程度越大，酸性越强，由表中数据可知，HClO4电离平衡常数最大，故C正确；
D．在溶剂中完全电离的不能区分酸性强弱，不能完全电离的可以区分，由表中数据可知，可以区分，故D正确；
故答案为：B
7．1 ml·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为
A．1.0×10-4B．1.0×10-5C．1.0×10-2D．1.0×10-6
【答案】A
【详解】
1 ml·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则电离的HA的物质的量浓度为0.01 ml·L-1，可建立以下三段式：
Ka=≈1.0×10-4，故选A。
8．（2021·峨山彝族自治县第一中学高二期中）在0.1ml·L-1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO- + H+，对于该平衡，下列叙述正确的是
A．加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动，溶液的pH减小
B．加入少量NaOH固体，并恢复到室温，电离平衡常数增大
C．加入少量0.1ml·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D．加热时，CH3COOH的电离平衡常数增大
【答案】D
【详解】
A．加入少量CH3COONa固体，溶液中CH3COO-离子浓度增大，则平衡逆向移动，则H+离子浓度减小，pH值增大，故A错误；
B．电离平衡常数只与温度有关，温度不变电离平衡常数不变，即加入少量NaOH固体，并恢复到室温，电离程度增大，但电离平衡常数不变，故B错误；
C．加入少量0.1ml·L-1HCl溶液，虽然平衡逆向移动，但溶液中c(H+)增大，故C错误；
D．CH3COOH的电离为吸热过程，所以加热时，CH3COOH的电离程度增大，电离平衡平衡常数增大，故D正确；
答案选D。
9．已知电离常数：，、。下列离子方程式书写正确的是
A．向KCN(aq)中通入少量的气体：
B．饱和碳酸钠溶液中通入
C．氢氧化铁溶于氢碘酸(强酸)：
D．同浓度同体积的溶液与NaOH溶液混合：
【答案】C
【详解】
A．电离常数越大，酸性越强，所以酸性：，KCN(aq)中通入少量的气体的反应为：，A错误；
B．饱和碳酸钠溶液中通入会生成碳酸氢钠沉淀，即，B错误；
C．氢氧化铁溶于氢碘酸，生成的会氧化，C正确；
D．同浓度同体积的溶液与NaOH溶液混合，氢氧根离子先与氢离子反应，离子方程式为：，D错误；
答案为：C。
10．下列说法正确的是
A．相同浓度的HCl和CH3COOH，两溶液中c(H+)相同
B．将NaOH和氨水溶液各稀释一倍，两者的OH-浓度均减少到原来的
C．HA、HB均为弱酸，相同条件下若KHA＞KHB，则酸性强弱为HA＞HB
D．溶液中CH3COO-和H+的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
【答案】C
【详解】
A．CH3COOH是弱酸，酸溶液中部分电离，所以相同浓度的HCl和CH3COOH溶液中c(H+)：HCl＞CH3COOH，故A错误；
B．NaOH溶液稀释一倍，OH-浓度减少到原来1/2，但加水稀释促进一水合氨电离，导致稀释后溶液中OH-浓度大于原来的1/2，故B错误；
C．弱酸的电离常数越大，酸的酸性越强，由于弱酸HA、HB的电离常数KA＞KB，所以HA的酸性大于HB，故C正确；
D．平衡状态是电离速率和化合速率相等，且离子浓度不变，(CH3COO-)=c(H+)，不能判断各组分的浓度是否发生变化，则无法判断醋酸溶液是否达到电离平衡状态，故D错误；
故选：C。
11．现有浓度均为的盐酸、硫酸、醋酸溶液，下列判断正确的是
A．若三种酸溶液中分别为、、，则
B．等体积的三种酸溶液分别与过量的NaOH溶液反应，若生成的盐的物质的量依次为，，，则
C．分别用三种酸溶液和一定量的NaOH溶液反应生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为、、，则
D．将完全相同的Zn分别投入等体积的三种酸溶液中，开始时生成的速率分别为、、，则
【答案】D
【详解】
A．HCl、是强电解质，完全电离，是弱电解质，部分电离，三种酸溶液的浓度相等，所以，，A项错误；
B．等浓度、等体积的盐酸、硫酸、醋酸溶液分别与过量NaOH溶液反应生成的盐的物质的量的大小关系为，B项错误：
C．分别用三种酸溶液和一定量的NaOH溶液反应生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为、、，则，C项错误；
D．硫酸中为，盐酸中为，醋酸溶液中小于，则等体积的这三种酸溶液分别与完全相同的Zn反应，开始时生成的速率：，D项正确；
故选D。
12．如图所示，纵轴表示导电能力，横轴表示所加物质的用量。下列说法正确的是
A．曲线A表示NaCl固体中滴加蒸馏水
B．曲线B表示CH3COOH溶液中滴加等浓度的NaOH溶液
C．曲线C表示Ba(OH)2溶液中通入CO2
D．曲线D表示氨水中滴加等浓度的醋酸
【答案】C
【详解】
A．NaCl固体中逐滴加入蒸馏水，溶液中离子浓度逐渐降低，导电性减弱，A项错误；
B．醋酸是弱电解质，醋酸中加入NaOH溶液生成强电解质醋酸钾，溶液中离子浓度增大，溶液导电性增强，B项错误；
C．向Ba(OH)2溶液中通入CO2，显生成BaCO3沉淀，溶液中离子浓度减小，溶液导电性降低，继续通入二氧化碳，生成Ba(HCO3)2，溶液中离子浓度增大，溶液导电性增大，故曲线C表示Ba(OH)2溶液中通入CO2，C项正确；
D．氨水是弱电解质，氨水中滴加等浓度的醋酸生成强电解质醋酸铵，溶液中离子浓度增大，溶液导电性增强，D项错误；
答案选C。
13．已知室温时，0.1 ml·L-1的氨水在水中有 1% 发生电离，回答下列各问题：
(1)该温度下NH3·H2O的电离平衡常数K=___________。
(2)升高温度时，K将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)要使溶液中c(OH-)/c(NH3·H2O)值增大，可以采取的措施是___________ (填序号)。
①通入少量HCl ②升高温度 ③加少量NaOH固体 ④加水
【答案】1×10-5 增大 增大 ②③④
【详解】
(1)K===1×10-5；
(2)弱电解质的电离为吸热过程，升高温度促进电离，K增大，c(OH-)变大，碱性增强，pH变大；
(3)①，通入少量HCl，促进NH3·H2O的电离，c()增大，K不变，则该比值减小，①不符合题意；
②升高温度促进NH3·H2O的电离，c(OH-)变大、c(NH3·H2O)减小，所以该比值增大，②符合题意；
③加入少量NaOH固体，抑制NH3·H2O的电离，c()减小，K不变，则该比值增大，③符合题意；
④加水稀释，c()减小，K不变，则该比值增大，④符合题意；
综上所述答案为②③④。
14．回答下列问题：
(1)已知室温时，0.1 ml∙L−1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c(H＋)=_______ ml∙L−1。
②HA的电离平衡常数K=_______。
③由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的_______倍。
(2)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
①在相同浓度的HCOOH和HClO的溶液中，用“＞”“＜”或“=”填空。
溶液导电能力：HCOOH_______HClO。
②的电离平衡常数表达式为_______
③将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应离子方程式_______。
【答案】 1×10−4 1×10−7 106 ＞ ClO－＋ CO2 ＋ H2O = ＋ HClO
【详解】
(1)已知室温时，0.1 ml∙L−1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，
①HA只有0.1%电离，则0.1%的HA电离出的氢离子浓度c(H＋)= 0.1 ml∙L−1×0.1%=1×10−4 ml∙L−1；故答案为：1×10−4。
②HA的电离平衡常数；故答案为：1×10−7。
③由HA电离出的c(H＋)= 1×10−4 ml∙L−1，c(OH－)= 1×10−10 ml∙L−1，则HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的倍；故答案为：1×106。
(2)①根据电离平衡常数得到酸强弱顺序为HCOOH＞H2CO3＞HClO＞，相同浓度酸越强其电离出的离子浓度越大，溶液导电性越强，因此溶液导电能力：HCOOH＞HClO；故答案为：＞。
②的电离方程式为 H＋＋，其电离平衡常数表达式为；故答案为：。
③根据酸的强弱顺序，将少量CO2气体通入NaClO溶液中，该反应离子方程式ClO－＋ CO2＋ H2O = ＋ HClO；故答案为：ClO－＋ CO2＋ H2O = ＋ HClO。
15．（2021·海南州贵德高级中学高二期中）25℃时，三种酸的电离平衡常数如表所示。
回答下列问题：
(1)浓度均为0.1ml/L的CH3COOH，HClO，H3PO3溶液中，c(H+)最小的是________。
(2)亚磷酸(H3PO3)为二元酸，具有较强的还原性Na2HPO3是______ ___ (填“酸式盐”“碱式盐”或“正盐”)。H3PO3的第二级电离方程式为_______ _____ _____ _。此时的电离平衡常数表达式K=_______ _。
(3)常温下，0.1ml/L的CH3COOH溶液加水稀释的过程中，下列表达式的数值变大的是_____ ___(填字母)。
A．c(H+) B． C．c(CH3COO-) D．c(CH3COOH)
(4)体积均为10mL、c(H+)均为10-2ml/L的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程中c(H+)的变化如图所示测HX的电离平衡常数___(填“大于”、“小于”或“等于”)醋酸的电离平衡常数，理由是______ _____ _____ _____ _____ _____ __。
【答案】HClO溶液 正盐 H2POHPO+H+ B 大于 c(H+)相同的醋酸和HX溶液稀释相同的倍数，HX溶液的c(H+)变化更大
【详解】
(1)据电离平衡常数可知，三种酸由强到弱的顺序为亚磷酸、醋酸、次氯酸，所以浓度均为0.1ml/L的CH3COOH，HClO，H3PO3溶液中，c(H+)最小的是HClO溶液，故答案为：HClO溶液；
(2)亚磷酸(H3PO3)为二元酸，分步电离且电离可逆，Na2HPO3不再电离，属于正盐；H3PO3的第二级电离方程式为H2POHPO+H+；根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式为：K=，故答案为：正盐；H2POHPO+H+；；
(3)A．CH3COOH溶液加水稀释过程，促进电离，但溶液酸性减弱，c(H+)减小，故A错误；
B．= ，则稀释过程中比值变大，故B正确；
C．稀释过程，促进电离，但溶液变稀，c(CH3COO-)减小，故C错误；
D．稀释过程，促进电离，c(CH3COOH)减小，故D错误；
答案选B。
(4)由图可知，稀释相同的倍数，HX的pH变化程度大，则酸性HX强，电离平衡常数大，故答案为：大于；c(H+)相同的醋酸和HX溶液稀释相同的倍数，HX溶液的c(H+)变化更大。
16．（2021·内蒙古）下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题：
(1)当温度升高时，值___________(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(2)结合表中给出的电离常数回答下列问题：
①上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是__________________、__________________(用化学式表示)，
②下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________(填序号)，
A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体
③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式______________________________________________。
(3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出草酸的电离方程式___________、___________，试从电离平衡移动的角度解释的原因_________________________。
(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实___________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：_________________________。
【答案】增大 HCN BD 由于一级电离产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡向左移动 能 往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生
【详解】
(1) 弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则值增大；
(2)①K值越大、电离程度越大、酸性越强，上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是HCN、 (用化学式表示)；
②A．弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则值增大，A不满足；
B．越稀越电离。加水稀释，促进电离，温度不变值不变，B满足；
C．加少量的固体，醋酸根离子浓度增大、抑制电离，温度不变值不变，C不满足；
D．加少量冰醋酸，增大反应物浓度、促进电离，温度不变值不变，D满足；
E．加氢氧化钠固体，发生反应、大量放热，温度升高， 值增大，E不满足；
答案为BD。
③醋酸酸性大于次氯酸，醋酸和次氯酸钠溶液能发生复分解反应，生成次氯酸和醋酸根离子。离子方程式为。
(3)多元弱酸分步电离。已知草酸是一种二元弱酸，则草酸的一级电离方程式、二级电离方程式。由于一级电离产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡向左移动，导致。
(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，则水垢中的碳酸钙和食醋发生了反应，故通过该事实能比较：醋酸酸性大于碳酸。实验中可依据强酸制备弱酸的原理来证明酸性强弱。则要通过实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱，方案为往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生，若有气体产生可证明醋酸的酸性大于碳酸。
17．已知在25℃时，醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下所示：
醋酸：
次氯酸：
碳酸：，
亚硫酸：，
(1)写出碳酸第一级电离的平衡常数表达式：___________。
(2)若保持温度不变，在溶液中通入少量HCl，则下列物理量变小的是___________(填序号，下同)。
a． b．c(H+) c．的电离平衡常数
(3)下列离子方程式错误的是___________。
a．少量通入次氯酸钠溶液中：
b．少量通入次氯酸钙溶液中：
c．过量通入澄清石灰水中：
【答案】 a b
【详解】
(1)碳酸是二元弱酸，在溶液中分步电离，一级电离的电离方程式为H2CO3HCO+H+，一级电离的电离常数，故答案为：；
(2)醋酸是弱酸，在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，电离方程式为CH3COOHCH3COO—+H+，向醋酸溶液中通入氯化氢气体后，溶液中氢离子浓度增大，醋酸的电离平衡左移，溶液中醋酸根离子浓度减小；醋酸的电离常数是温度函数，温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，故选a；
(3) a．电离平衡常数越大，酸的酸性越强，由电离常数可知，酸性：，则少量与NaClO反生成HClO和，反应的离子方程式为，故正确；
b．二氧化硫具有还原性，次氯酸根离子具有强氧化性，则少量二氧化硫通入次氯酸钙溶液中不可能有亚硫酸钙生成，应生成硫酸钙，故错误；
c．过量二氧化碳通入澄清石灰水中发生的反应为过量二氧化硫与石灰水反应生成碳酸氢钙，反应的离子方程式为，故正确；
b错误，故选b。
H2CO3
H2SO3
HClO
K1=4.30×10-7
K2=5.61×10-11
K1=1.54×10-2
K2=1.02×10-7
K=2.95×10-8
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)
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
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
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
酸
HX
HY
HZ
电离常数K/(ml·L-1)
9×10-7
9×10-6
1×10-2
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
弱酸
HCOOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数/25 ℃
K=1.77×10-4
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
3.0×10-8
化学式
CH3COOH
HClO
H3PO3
名称
醋酸
次氯酸
亚磷酸
电离平衡常数
1.8×10-5
3.0×10-8
Ki=8.3×10-3
K2=5.6×10-6
酸
HCN
HClO
电离平衡常数()
第一节 电离平衡
第2课时 电离平衡常数
课程学习目标
1.了解电离平衡常数的含义。
2.能利用电离平衡常数进行相关计算。
学科核心素养
1.知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，培养变化观念与平衡思想。
2.通过分析、推理等方法认识强弱电解质的本质特征及电离平衡常数的意义，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的证据推理与模型认知。
【新知学习】
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
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数
多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。如：
一般多元弱酸各步电离常数的大小为Ka1≫Ka2≫Ka3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。
【注意】
(1)相同温度下，等浓度的弱酸（或弱碱）的电离常数越大，其酸性（或碱性）越强；（对于多元弱酸（或弱碱）来说，通常只考虑第一步电离的电离常数）
(2)相同温度下，弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）越强，其电离常数或第一步电离的电离常数越大。
(3)一定温度下，电离常数越大，弱电解质越容易电离，由此判断弱电解质的相对强弱。
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 ml·L－1的CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/ml·L－1 a 0 0
变化浓度/ml·L－1 x x x
平衡浓度/ml·L－1 a－x x x
则＝eq \f(x2,a－x)≈eq \f(x2,a)
【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(a－x) ml·L－1一般近似为a ml·L－1。
二．电离度
1．定义：弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。
2．表达式：电离度通常用ɑ表示。
3．意义：电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。
特别提示
①温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的a.越大，表示其酸性相对越强。
②同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。
【知识进阶】
一．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 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq \f(Ka,cH＋)，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。
【典例1】（2021·浮梁县第一中学高二月考）已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表：下列说法正确的是
A．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO+SO2+H2O=2HCO+SO
B．相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强
C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO
D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
【答案】A
【分析】
电离平衡常数可以表示酸性强弱，从电离平衡常数可以判断出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。
【详解】
A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因为酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正确；
B．酸性：H2SO3＞H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，前者更强，故B错误；
C．NaClO溶液中通入少量CO2：由于酸性：HClO＞HCO，所以不能生成HClO和CO，应该生成HClO和HCO：ClO-+CO2+H2O=HClO+ HCO，故C错误；
D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，故D错误；
故选A。
（变式训练1）25℃时，0.1ml·L-1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10-3ml·L-1(忽略水的电离)。
（1）该温度下CH3COOH的电离度__。
（2）CH3COOH的电离平衡常数__。
【答案】1% 1.0×10-5
【详解】
(1)由CH3COOHCH3COO－＋H＋，c(H＋)＝c(CH3COOH)已电离＝1.0×10－3ml·L－1，
所以α＝×100%＝×100%＝1%。
(2)c(H＋)＝c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)已电离＝1.0×10－3ml·L－1，溶液中未电离的醋酸浓度＝(0.1－0.001) ml·L－1，减数和被减数相差超过100倍，被减数可忽略不计，Ka＝≈1.0×10－5。
二．强酸与弱酸的比较
1．实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
2.思考与讨论：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 ml·L－1盐酸、2 mL 2 ml·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。
3.一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
(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
【典例2】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 ml·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．c(H＋)＝10－3 ml·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 ml·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 ml·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。
（变式训练2）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)____V(b)(填“大于”“小于”或“等于”，下同)，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CH3COOHCH3COO－＋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。
【效果检测】
1．（2020·贵州高二学业考试）已知25℃时①HNO2、②HClO、③HCN的电离常数依次为7.24×10-4、2.90×10-8、6.17×10-10，该温度下相同浓度的上述三种酸溶液，酸性由强到弱的顺序正确的是
A．③>②>①B．①>②>③C．①>③>②D．②>①>③
【答案】B
【详解】
电离平衡常数越大，弱酸的酸性越强。25℃时①HNO2、②HClO、③HCN的电离常数依次为7.24×10-4、2.90×10-8、6.17×10-10，所以该温度下相同浓度的上述三种酸溶液，酸性由强到弱的顺序是HNO2>HClO>HCN，选B。
2．（2021·南宁市第四中学高二开学考试）已知25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：K==1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是
A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5
B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-4
C．标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5
D．升高到一定温度，K=7.2×10-5
【答案】D
【详解】
K为醋酸的电离常数，只与温度有关，与离子浓度无关，温度不变，平衡常数不变，A、B均错误；
C．由于醋酸电离过程吸热，则升高温度，K增大，降低温度，K减小，所以标准状况下(0 ℃)，K应小于1.75×10-5，C错误；
D．升高温度，平衡常数增大，故K应大于1.75×10-5，D正确；
故答案为：D。
3．一定温度下，将浓度为溶液加水不断稀释，始终保持增大的是
A．B．
C．D．
【答案】D
【详解】
A．HF为弱酸，存在电离平衡：加水稀释，平衡正向移动,但c()减小，故A不符合题意；
B．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，故B不符合题意；
C．当溶液无限稀释时，不断减小，无限接近，减小，故C不符合题意；
D．由于加水稀释,平衡正向移动,所以溶液中增大，减小，增大，故D符合题意；
故答案为D。
4．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是
A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ
B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生
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，1ml·L-1 HX溶液的电离常数大于0.1ml·L-1 HX溶液的电离常数
【答案】B
【详解】
A．相同温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系： ，A判断错误；
B．根据较强酸制较弱酸原理，反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生，B判断正确；
C．由电离平衡常数可以判断，HX、HY、HZ都属于弱酸，C判断错误；
D．电离平衡常数只与温度有关，与酸的浓度无关，D判断错误。
答案为B。
5．已知的电离平衡常数：和，HClO的电离平衡常数：。在反应达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入
A．NaOHB．HClC．D．
【答案】C
【详解】
A．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，A错误；
B．加入HCl时，平衡左移，减小，B错误；
C．由题给电离平衡常数知，酸性：，故加入时，只与HCl反应，减小溶液中氢离子的浓度，导致化学平衡平衡正向移动，增大，C正确；
D．加水稀释溶液中溶质浓度减小，HClO浓度减小，D错误；
故选：C。
6．HClO4、H2SO4、HNO3和HCl都是强酸，其在水溶液中酸性差别不大。表中是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
由表格中数据判断下列说法不正确的是
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中H2SO4的电离方程式为H2SO4=2H++SO
C．在冰醋酸中HClO4是这四种酸中酸性最强的酸
D．水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
【答案】B
【详解】
A．有电离平衡常数可知没有完全电离，故A正确；
B．冰醋酸中硫酸未完全电离，存在电离平衡，应该用可逆号，故B错误；
C．在冰醋酸中，电离平衡常数越大，电离程度越大，酸性越强，由表中数据可知，HClO4电离平衡常数最大，故C正确；
D．在溶剂中完全电离的不能区分酸性强弱，不能完全电离的可以区分，由表中数据可知，可以区分，故D正确；
故答案为：B
7．1 ml·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为
A．1.0×10-4B．1.0×10-5C．1.0×10-2D．1.0×10-6
【答案】A
【详解】
1 ml·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则电离的HA的物质的量浓度为0.01 ml·L-1，可建立以下三段式：
Ka=≈1.0×10-4，故选A。
8．（2021·峨山彝族自治县第一中学高二期中）在0.1ml·L-1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO- + H+，对于该平衡，下列叙述正确的是
A．加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动，溶液的pH减小
B．加入少量NaOH固体，并恢复到室温，电离平衡常数增大
C．加入少量0.1ml·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D．加热时，CH3COOH的电离平衡常数增大
【答案】D
【详解】
A．加入少量CH3COONa固体，溶液中CH3COO-离子浓度增大，则平衡逆向移动，则H+离子浓度减小，pH值增大，故A错误；
B．电离平衡常数只与温度有关，温度不变电离平衡常数不变，即加入少量NaOH固体，并恢复到室温，电离程度增大，但电离平衡常数不变，故B错误；
C．加入少量0.1ml·L-1HCl溶液，虽然平衡逆向移动，但溶液中c(H+)增大，故C错误；
D．CH3COOH的电离为吸热过程，所以加热时，CH3COOH的电离程度增大，电离平衡平衡常数增大，故D正确；
答案选D。
9．已知电离常数：，、。下列离子方程式书写正确的是
A．向KCN(aq)中通入少量的气体：
B．饱和碳酸钠溶液中通入
C．氢氧化铁溶于氢碘酸(强酸)：
D．同浓度同体积的溶液与NaOH溶液混合：
【答案】C
【详解】
A．电离常数越大，酸性越强，所以酸性：，KCN(aq)中通入少量的气体的反应为：，A错误；
B．饱和碳酸钠溶液中通入会生成碳酸氢钠沉淀，即，B错误；
C．氢氧化铁溶于氢碘酸，生成的会氧化，C正确；
D．同浓度同体积的溶液与NaOH溶液混合，氢氧根离子先与氢离子反应，离子方程式为：，D错误；
答案为：C。
10．下列说法正确的是
A．相同浓度的HCl和CH3COOH，两溶液中c(H+)相同
B．将NaOH和氨水溶液各稀释一倍，两者的OH-浓度均减少到原来的
C．HA、HB均为弱酸，相同条件下若KHA＞KHB，则酸性强弱为HA＞HB
D．溶液中CH3COO-和H+的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
【答案】C
【详解】
A．CH3COOH是弱酸，酸溶液中部分电离，所以相同浓度的HCl和CH3COOH溶液中c(H+)：HCl＞CH3COOH，故A错误；
B．NaOH溶液稀释一倍，OH-浓度减少到原来1/2，但加水稀释促进一水合氨电离，导致稀释后溶液中OH-浓度大于原来的1/2，故B错误；
C．弱酸的电离常数越大，酸的酸性越强，由于弱酸HA、HB的电离常数KA＞KB，所以HA的酸性大于HB，故C正确；
D．平衡状态是电离速率和化合速率相等，且离子浓度不变，(CH3COO-)=c(H+)，不能判断各组分的浓度是否发生变化，则无法判断醋酸溶液是否达到电离平衡状态，故D错误；
故选：C。
11．现有浓度均为的盐酸、硫酸、醋酸溶液，下列判断正确的是
A．若三种酸溶液中分别为、、，则
B．等体积的三种酸溶液分别与过量的NaOH溶液反应，若生成的盐的物质的量依次为，，，则
C．分别用三种酸溶液和一定量的NaOH溶液反应生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为、、，则
D．将完全相同的Zn分别投入等体积的三种酸溶液中，开始时生成的速率分别为、、，则
【答案】D
【详解】
A．HCl、是强电解质，完全电离，是弱电解质，部分电离，三种酸溶液的浓度相等，所以，，A项错误；
B．等浓度、等体积的盐酸、硫酸、醋酸溶液分别与过量NaOH溶液反应生成的盐的物质的量的大小关系为，B项错误：
C．分别用三种酸溶液和一定量的NaOH溶液反应生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为、、，则，C项错误；
D．硫酸中为，盐酸中为，醋酸溶液中小于，则等体积的这三种酸溶液分别与完全相同的Zn反应，开始时生成的速率：，D项正确；
故选D。
12．如图所示，纵轴表示导电能力，横轴表示所加物质的用量。下列说法正确的是
A．曲线A表示NaCl固体中滴加蒸馏水
B．曲线B表示CH3COOH溶液中滴加等浓度的NaOH溶液
C．曲线C表示Ba(OH)2溶液中通入CO2
D．曲线D表示氨水中滴加等浓度的醋酸
【答案】C
【详解】
A．NaCl固体中逐滴加入蒸馏水，溶液中离子浓度逐渐降低，导电性减弱，A项错误；
B．醋酸是弱电解质，醋酸中加入NaOH溶液生成强电解质醋酸钾，溶液中离子浓度增大，溶液导电性增强，B项错误；
C．向Ba(OH)2溶液中通入CO2，显生成BaCO3沉淀，溶液中离子浓度减小，溶液导电性降低，继续通入二氧化碳，生成Ba(HCO3)2，溶液中离子浓度增大，溶液导电性增大，故曲线C表示Ba(OH)2溶液中通入CO2，C项正确；
D．氨水是弱电解质，氨水中滴加等浓度的醋酸生成强电解质醋酸铵，溶液中离子浓度增大，溶液导电性增强，D项错误；
答案选C。
13．已知室温时，0.1 ml·L-1的氨水在水中有 1% 发生电离，回答下列各问题：
(1)该温度下NH3·H2O的电离平衡常数K=___________。
(2)升高温度时，K将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)要使溶液中c(OH-)/c(NH3·H2O)值增大，可以采取的措施是___________ (填序号)。
①通入少量HCl ②升高温度 ③加少量NaOH固体 ④加水
【答案】1×10-5 增大 增大 ②③④
【详解】
(1)K===1×10-5；
(2)弱电解质的电离为吸热过程，升高温度促进电离，K增大，c(OH-)变大，碱性增强，pH变大；
(3)①，通入少量HCl，促进NH3·H2O的电离，c()增大，K不变，则该比值减小，①不符合题意；
②升高温度促进NH3·H2O的电离，c(OH-)变大、c(NH3·H2O)减小，所以该比值增大，②符合题意；
③加入少量NaOH固体，抑制NH3·H2O的电离，c()减小，K不变，则该比值增大，③符合题意；
④加水稀释，c()减小，K不变，则该比值增大，④符合题意；
综上所述答案为②③④。
14．回答下列问题：
(1)已知室温时，0.1 ml∙L−1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c(H＋)=_______ ml∙L−1。
②HA的电离平衡常数K=_______。
③由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的_______倍。
(2)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
①在相同浓度的HCOOH和HClO的溶液中，用“＞”“＜”或“=”填空。
溶液导电能力：HCOOH_______HClO。
②的电离平衡常数表达式为_______
③将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应离子方程式_______。
【答案】 1×10−4 1×10−7 106 ＞ ClO－＋ CO2 ＋ H2O = ＋ HClO
【详解】
(1)已知室温时，0.1 ml∙L−1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，
①HA只有0.1%电离，则0.1%的HA电离出的氢离子浓度c(H＋)= 0.1 ml∙L−1×0.1%=1×10−4 ml∙L−1；故答案为：1×10−4。
②HA的电离平衡常数；故答案为：1×10−7。
③由HA电离出的c(H＋)= 1×10−4 ml∙L−1，c(OH－)= 1×10−10 ml∙L−1，则HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的倍；故答案为：1×106。
(2)①根据电离平衡常数得到酸强弱顺序为HCOOH＞H2CO3＞HClO＞，相同浓度酸越强其电离出的离子浓度越大，溶液导电性越强，因此溶液导电能力：HCOOH＞HClO；故答案为：＞。
②的电离方程式为 H＋＋，其电离平衡常数表达式为；故答案为：。
③根据酸的强弱顺序，将少量CO2气体通入NaClO溶液中，该反应离子方程式ClO－＋ CO2＋ H2O = ＋ HClO；故答案为：ClO－＋ CO2＋ H2O = ＋ HClO。
15．（2021·海南州贵德高级中学高二期中）25℃时，三种酸的电离平衡常数如表所示。
回答下列问题：
(1)浓度均为0.1ml/L的CH3COOH，HClO，H3PO3溶液中，c(H+)最小的是________。
(2)亚磷酸(H3PO3)为二元酸，具有较强的还原性Na2HPO3是______ ___ (填“酸式盐”“碱式盐”或“正盐”)。H3PO3的第二级电离方程式为_______ _____ _____ _。此时的电离平衡常数表达式K=_______ _。
(3)常温下，0.1ml/L的CH3COOH溶液加水稀释的过程中，下列表达式的数值变大的是_____ ___(填字母)。
A．c(H+) B． C．c(CH3COO-) D．c(CH3COOH)
(4)体积均为10mL、c(H+)均为10-2ml/L的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程中c(H+)的变化如图所示测HX的电离平衡常数___(填“大于”、“小于”或“等于”)醋酸的电离平衡常数，理由是______ _____ _____ _____ _____ _____ __。
【答案】HClO溶液 正盐 H2POHPO+H+ B 大于 c(H+)相同的醋酸和HX溶液稀释相同的倍数，HX溶液的c(H+)变化更大
【详解】
(1)据电离平衡常数可知，三种酸由强到弱的顺序为亚磷酸、醋酸、次氯酸，所以浓度均为0.1ml/L的CH3COOH，HClO，H3PO3溶液中，c(H+)最小的是HClO溶液，故答案为：HClO溶液；
(2)亚磷酸(H3PO3)为二元酸，分步电离且电离可逆，Na2HPO3不再电离，属于正盐；H3PO3的第二级电离方程式为H2POHPO+H+；根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式为：K=，故答案为：正盐；H2POHPO+H+；；
(3)A．CH3COOH溶液加水稀释过程，促进电离，但溶液酸性减弱，c(H+)减小，故A错误；
B．= ，则稀释过程中比值变大，故B正确；
C．稀释过程，促进电离，但溶液变稀，c(CH3COO-)减小，故C错误；
D．稀释过程，促进电离，c(CH3COOH)减小，故D错误；
答案选B。
(4)由图可知，稀释相同的倍数，HX的pH变化程度大，则酸性HX强，电离平衡常数大，故答案为：大于；c(H+)相同的醋酸和HX溶液稀释相同的倍数，HX溶液的c(H+)变化更大。
16．（2021·内蒙古）下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题：
(1)当温度升高时，值___________(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(2)结合表中给出的电离常数回答下列问题：
①上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是__________________、__________________(用化学式表示)，
②下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________(填序号)，
A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体
③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式______________________________________________。
(3)已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出草酸的电离方程式___________、___________，试从电离平衡移动的角度解释的原因_________________________。
(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实___________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案：_________________________。
【答案】增大 HCN BD 由于一级电离产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡向左移动 能 往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生
【详解】
(1) 弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则值增大；
(2)①K值越大、电离程度越大、酸性越强，上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是HCN、 (用化学式表示)；
②A．弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则值增大，A不满足；
B．越稀越电离。加水稀释，促进电离，温度不变值不变，B满足；
C．加少量的固体，醋酸根离子浓度增大、抑制电离，温度不变值不变，C不满足；
D．加少量冰醋酸，增大反应物浓度、促进电离，温度不变值不变，D满足；
E．加氢氧化钠固体，发生反应、大量放热，温度升高， 值增大，E不满足；
答案为BD。
③醋酸酸性大于次氯酸，醋酸和次氯酸钠溶液能发生复分解反应，生成次氯酸和醋酸根离子。离子方程式为。
(3)多元弱酸分步电离。已知草酸是一种二元弱酸，则草酸的一级电离方程式、二级电离方程式。由于一级电离产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，使电离平衡向左移动，导致。
(4)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，则水垢中的碳酸钙和食醋发生了反应，故通过该事实能比较：醋酸酸性大于碳酸。实验中可依据强酸制备弱酸的原理来证明酸性强弱。则要通过实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱，方案为往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生，若有气体产生可证明醋酸的酸性大于碳酸。
17．已知在25℃时，醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下所示：
醋酸：
次氯酸：
碳酸：，
亚硫酸：，
(1)写出碳酸第一级电离的平衡常数表达式：___________。
(2)若保持温度不变，在溶液中通入少量HCl，则下列物理量变小的是___________(填序号，下同)。
a． b．c(H+) c．的电离平衡常数
(3)下列离子方程式错误的是___________。
a．少量通入次氯酸钠溶液中：
b．少量通入次氯酸钙溶液中：
c．过量通入澄清石灰水中：
【答案】 a b
【详解】
(1)碳酸是二元弱酸，在溶液中分步电离，一级电离的电离方程式为H2CO3HCO+H+，一级电离的电离常数，故答案为：；
(2)醋酸是弱酸，在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，电离方程式为CH3COOHCH3COO—+H+，向醋酸溶液中通入氯化氢气体后，溶液中氢离子浓度增大，醋酸的电离平衡左移，溶液中醋酸根离子浓度减小；醋酸的电离常数是温度函数，温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，故选a；
(3) a．电离平衡常数越大，酸的酸性越强，由电离常数可知，酸性：，则少量与NaClO反生成HClO和，反应的离子方程式为，故正确；
b．二氧化硫具有还原性，次氯酸根离子具有强氧化性，则少量二氧化硫通入次氯酸钙溶液中不可能有亚硫酸钙生成，应生成硫酸钙，故错误；
c．过量二氧化碳通入澄清石灰水中发生的反应为过量二氧化硫与石灰水反应生成碳酸氢钙，反应的离子方程式为，故正确；
b错误，故选b。
H2CO3
H2SO3
HClO
K1=4.30×10-7
K2=5.61×10-11
K1=1.54×10-2
K2=1.02×10-7
K=2.95×10-8
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)
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
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
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
酸
HX
HY
HZ
电离常数K/(ml·L-1)
9×10-7
9×10-6
1×10-2
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
弱酸
HCOOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数/25 ℃
K=1.77×10-4
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
3.0×10-8
化学式
CH3COOH
HClO
H3PO3
名称
醋酸
次氯酸
亚磷酸
电离平衡常数
1.8×10-5
3.0×10-8
Ki=8.3×10-3
K2=5.6×10-6
酸
HCN
HClO
电离平衡常数()
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