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选择性必修1第一单元 弱电解质的电离平衡优秀测试题
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这是一份选择性必修1第一单元 弱电解质的电离平衡优秀测试题，文件包含312电离平衡常数和电离度分层练习-原卷版docx、312电离平衡常数和电离度分层练习-解析版docx等2份试卷配套教学资源，其中试卷共29页， 欢迎下载使用。
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂之积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，用符号K表示。
2．表示方法
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：
CH3COOH电离常数的表达式：Ka＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))。
NH3•H2O电离平衡常数的表达式：Kb＝eq \f(c(NHeq \\al(＋,4))•c(OH－),c(NH3•H2O))。
②多元弱酸的电离常数：
H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3) Ka1＝eq \f(c(H＋)•c(HCOeq \\al(－,3)),c(H2CO3))
HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3) Ka2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))
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．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身性质所决定。
(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．电离常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF＞CH3COOH。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。
(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))不变，稀释后c(CH3COO－)减小，则eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝eq \f(Ka,c(CH3COO－))增大。
二、电离度
1．概念
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。
2．数学表达式
α＝eq \f(已电离的弱电解质浓度,弱电解质的起始浓度)×100%
或α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,弱电解质的起始分子数)×100%。
或α＝ eq \f(已电离的弱电解质的物质的量,弱电解质的初始物质的量) ×100%
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。
(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。
4．影响因素
5.电离常数的相关计算(以弱酸HX为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/(ml•L－1)) c0(HX) 0 0
平衡/(ml•L－1)) c0(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则K＝eq \f(c(H＋)•c(X－),c(HX))＝eq \f(c2(H＋),c0(HX)－c(H＋))。
(1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则K≈eq \f(c2(H＋),c0(HX))，代入数值求解即可。
(2)已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈eq \r(K•c0(HX))，代入数值求解即可。
(3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈eq \r(Kb•c0(MOH))。
6．计算电离度(以一元弱酸HA为例)
HA H＋ ＋ A－
起始： c酸 0 0
平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝ eq \f(（c酸·α）2,c酸·（1－α）)＝ eq \f(c酸·α2,1－α)，因为α很小，所以1－α≈1，即Ka＝c酸·α2，所以α＝ eq \r(\f(Ka,c酸))。
课后分层练
1．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．Ka(HF)＝7.2×10－4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)[答案] B
[解析] 相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN，由此可判断：Ka(HF)＞Ka(HNO2)＞Ka(HCN)，其对应数据依次为Ka(HF)＝7.2×10－4、Ka(HNO2)＝4.6×10－4、Ka(HCN)＝4.9×10－10。
2．已知在25 ℃时，K＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)＝1.8×10－5，其中K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硫酸，K增大
B．升高温度，K增大
C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大
D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K增大
[答案] B
[解析] 电离常数与浓度无关，只受温度影响。
3．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( )
A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B．0.10 ml•L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))将增大
C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的c(H＋)、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
[答案] D
[解析] 醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，物质电离需吸收热量，升高温度，电离平衡正向移动，电离常数Ka＝eq \f(c(H＋)•c(CH3COO－),c(CH3COOH))增大，A正确；0.10 ml•L－1的CH3COOH溶液加水稀释，电离常数Ka不变，但c(H＋)、c(CH3COO－)、c(CH3COOH)都减小，溶液中eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝eq \f(Ka,c(CH3COO－))将增大，B正确；醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，向溶液中加入少量的CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，电离平衡逆向移动，C正确；醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，向该溶液中加入少量冰醋酸，溶液中c(H＋)增大，温度不变，醋酸的电离平衡常数Ka不变，D错误。故选D。
4．已知在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 eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(3))===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不能自发进行。
5．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)在水中的电离度和浓度关系的是( )
A B
C D
[答案] B
[解析] 根据甲、乙的电离平衡常数得，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CH3COOH＜CH2ClCOOH，可以排除A、C；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项，故B项正确。
6．下列有关电离常数的说法不正确的是( )
A．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
B．电离常数大的酸中的c(H＋)不一定比电离常数小的酸中的c(H＋)大
C．电离常数不受溶液浓度的影响
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝eq \f(c2(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(H2CO3))
[答案] D
[解析] H2CO3是二元弱酸，分步电离，有Ka1和Ka2两个电离常数，Ka1＝eq \f(c(H＋)•c(HCOeq \\al(－,3)),c(H2CO3))，Ka2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))，故D错，选D。
7．已知下面三个数据：7.2×10－4，4.6×10－4，4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、
NaCN＋HF===HCN＋NaF、
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．从上面反应可知，酸越弱其酸根离子越易结合H＋
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的酸性强弱顺序为HNO2>HF>HCN
D．K(HCN)[答案] C
[解析] 根据较强的酸制备较弱的酸的原理判断，三种酸的酸性由强到弱顺序是HF>HNO2>HCN，故选C。
8．室温下，向0.1 ml•L－1的醋酸溶液中加水，在此稀释过程中，下列说法正确的是( )
A．CH3COOH的电离程度增大，溶液的酸性增强
B．醋酸的电离平衡常数Ka增大
C．eq \f(c(CH3COOH),c(CH3COO－))的值增大
D．溶液中所含的H＋数目增多
[答案] D
[解析] 醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，但溶液中氢离子浓度减小，故A错误；电离平衡常数是温度函数，温度不变，电离平衡常数不变，故B错误；由电离常数可知，eq \f(c(CH3COOH),c(CH3COO－))＝eq \f(c(H＋),Ka)，加水稀释过程中，电离常数不变、氢离子浓度减小，则eq \f(c(CH3COOH),c(CH3COO－))和eq \f(c(H＋),Ka)的值减小，故C错误；醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，溶液中所含氢离子的数目增多，故D正确。故选D。
9．在25 ℃时，0.1 ml·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、Ka1＝4.3×10－7和Ka2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最大的是( )
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
[答案] A
[解析] 相同温度下，相同浓度的酸溶液中酸的电离平衡常数越大，则该酸的酸性越强，酸溶液中氢离子浓度越大，H2CO3以第一步电离为主，根据电离平衡常数知，酸的酸性强弱顺序是HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，所以氢离子浓度最大的酸是HNO2，故选A。
10．已知H2CO3的Ka1＝4.3×10－7，H2S的Ka1＝9.1×10－8，则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C．常温下，加水稀释醋酸， eq \f(c（CH3COO－）,c（H＋）)增大
D．向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
[答案] C
[解析] A.电离平衡常数越大，该酸就越容易电离，溶液的酸性就越强。由于电离平衡常数Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)，所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确；
B．多元弱酸分步电离，存在电离平衡，以第一步电离为主，则多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；C.加水稀释，溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)都减小，在醋酸溶液中存在电离平衡，加水稀释，电离平衡正向移动，使c(H＋)、c(CH3COO－)在减小的基础上又有所增加，但总的来说离子浓度还是减小，由于二者减小倍数相同，故 eq \f(c（CH3COO－）,c（H＋）)不变，C错误；D.弱酸的电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，则向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变，D正确。]
11．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 ml·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 ml·L－1。
(1)写出BOH的电离方程式：_________________________。
(2)BOH的电离度α＝________。
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝________。
[答案] (1)BOHB＋＋OH－ (2)1%
(3)1×10－5
[解析] 因c(BOH)初始＝0.1 ml·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3ml·L－1，则电离度α＝ eq \f(1×10－3 ml·L－1,0.1 ml·L－1) ×100%＝1%，BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－，电离平衡时c(BOH)平衡＝0.1 ml·L－1－1×10－3 ml·L－1≈0.1 ml·L－1，则电离常数Kb＝ eq \f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)＝ eq \f(1×10－3×（1×10－3）,0.1)＝1×10－5。
12．已知在室温时，0.1 ml·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的c(H＋)＝________________________________。
(2)HA的电离平衡常数K＝________。
(3)升高温度时，K将________(选填“增大”“减小”或“不变”)，pH将________(选填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的________倍。
[答案] (1)1×10－4 ml·L－1 (2)1×10－7
(3)增大 减小 (4)106
[解析] (1)HA电离出的c(H＋)＝0.1×0.1% ml·L－1＝1×10－4 ml·L－1。
(2)电离平衡常数K＝ eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝ eq \f(1×10－4×1×10－4,0.1)＝1×10－7。
(3)因为反应HAH＋＋A－，电离过程是吸热的，所以升高温度，c(H＋)、c(A－)均增大，则K增大，而pH减小。
(4)c(H＋)HA＝1×10－4 ml·L－1。c(H＋)水＝c(OH－)＝ eq \f(1×10－14,1×10－4) ml·L－1＝1×10－10ml·L－1，所以c(H＋)HA∶c(H＋)水＝(1×10－4)∶(1×10－10)＝106∶1。
1.下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
A.在相同温度下，电离常数：K5>K4>K3
B．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越小，电离程度越大，且K1>K2>K3
C．室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则eq \f(c(H＋),c(Z－))的值不变
D．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小
[答案] A
[解析] 在相同温度下，弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大，但电离常数不变，所以K1＝K2＝K3，B不正确； 室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则HZ溶液中c(H＋)增大，HZ的电离平衡逆向移动，c(Z－)减小，所以eq \f(c(H＋),c(Z－))的值增大，C不正确； 表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(HX)逐渐增大，虽然电离度不断减小，但电离产生的离子浓度不断增大，所以从左至右c(X－)逐渐增大，D不正确。故选A。
2.根据下表提供的数据可知，室温下在溶液中能大量共存的微粒组是( )
A．HCN、HCOeq \\al(－,3)、CN－、COeq \\al(2－,3)
B．HCN、HCOeq \\al(－,3)、CH3COO－、CN－
C．H2CO3、HCOeq \\al(－,3)、CH3COO－、CN－
D．HCOeq \\al(－,3)、CH3COOH、CN－、COeq \\al(2－,3)
[答案] B
[解析] 因为K(HCN)＞K2(H2CO3)，所以HCN与COeq \\al(2－,3)能发生反应生成CN－和HCOeq \\al(－,3)，则HCN与COeq \\al(2－,3)不能大量共存，A不符合题意； 因为K(HCN)＜K1(H2CO3)，所以H2CO3与CN－不能大量共存，C不符合题意；因为K2(H2CO3)＜K(HCN)＜K1(H2CO3)＜K(CH3COOH)，所以CH3COOH与HCOeq \\al(－,3)、CN－、COeq \\al(2－,3)都不共存，D不符合题意。故选B。
3.已知室温时，0.1 ml•L－1 某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液的酸性增强
B．该溶液的c(H＋)是2 ×10－4 ml•L－1
C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10－7
D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H＋)减小
[答案] C
[解析] 升高温度促进HA电离，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，故A正确；0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，则HA是弱酸，溶液中c(H＋)＝0.1 ml/L×0.2%＝2 ×10－4 ml/L，故B正确；室温时，电离平衡常数K＝eq \f(c(H＋)•c(A－),c(HA))＝eq \f(2×10－4×2×10－4,0.1×(1－0.2%))≈4×10－7，故C错误；越稀越电离，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，n(H＋)增大，由于溶液体积增大程度影响更大，c(H＋)减小，故D正确。故选C。
4.25 ℃时，有关物质的电离平衡常数如下表。下列有关说法中正确的是( )
A．等浓度的CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、CN－中，结合质子能力最强的是CN－
B．将少量CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是CO2＋H2O＋2CN－===2HCN＋COeq \\al(2－,3)
C．向稀醋酸中加水稀释的过程中，eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))的值减小
D．0.2 ml•L－1稀醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈1.9×10－3 ml•L－1
[答案] D
[解析] 酸性越弱，其对应酸根结合氢离子的能力越强，所以等浓度的CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、CN－中，结合质子能力最强的是COeq \\al(2－,3)，故A错误；因为酸性HCN>HCOeq \\al(－,3)，根据强酸制弱酸原理，将少量CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是CO2＋H2O＋CN－===HCN＋HCOeq \\al(－,3)，故B错误；eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq \f(Ka(CH3COOH),c(H＋))，电离常数与温度有关，加水稀释时氢离子浓度减少，所以eq \f(Ka(CH3COOH),c(H＋))增大，故C错误；根据醋酸电离平衡，设发生电离的醋酸的浓度为x ml/L，列三段式：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/(ml•L－1) 0.2 0 0
变化/(ml•L－1) x x x
平衡/(ml•L－1) 0.2－x x x
即Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))＝eq \f(x2,0.2－x)＝1.8×10－5，因其电离程度较小，可近似处理0.2－x≈0.2，解得x≈1.9×10－3 ml/L，即c(CH3COO－)≈1.9×10－3 ml/L，故D正确。故选D。
5．室温时，0.1 ml•L－1某一元酸HA在水中的电离度为2.2%，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液中的c(A－)增大
B．加水稀释过程中，n(H＋)增大，故c(H＋)也增大
C．室温时，向该溶液中滴加少量同浓度的NaOH溶液，该酸的电离常数Ka不变
D．向该HA的溶液中，通HCl气体，溶液中c(H＋)增大，HA的电离平衡逆向移动
[答案] B
[解析] 电离吸热，升高温度，促进电离，溶液中的c(A－)增大，A正确；加水稀释过程中促进电离，n(H＋)增大，但溶液体积增加的更多，所以c(H＋)减小，B错误；电离平衡常数与温度有关系，室温时，向该溶液中滴加少量同浓度的NaOH溶液，促进电离，但该酸的电离常数Ka不变，C正确；盐酸是强酸，向该HA的溶液中，通HCl气体，溶液中c(H＋)增大，抑制电离，所以HA的电离平衡逆向移动，D正确。故选B。
6．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，下列说法有误的是( )
A．“O”点导电能力为0的理由是在“O”点处醋酸未电离，无自由移动的离子
B．A、B、C三点溶液c(H＋)由大到小的顺序为B＞A＞C
C．若使C点溶液中c(CH3COO－)增大，溶液的c(H＋)减小，可加入少量醋酸钠粉末
D．B点导电能力最强说明B点离子物质的量最大
[答案] D
[解析] A.在O点时，冰醋酸中不存在自由移动的离子，所以不导电，故A正确；B.溶液中存在的离子浓度越大，溶液的导电能力越大，A、B、C三点，C点溶液导电能力最小，所以C点时醋酸溶液中H＋浓度最小，B点溶液导电能力最大，所以B点时醋酸溶液中H＋浓度最大，因此三点溶液c(H＋)由大到小的顺序为B＞A＞C，故B正确；C.加入少量醋酸钠粉末，溶液中c(CH3COO－)增大，CH3COOHCH3COO－＋ H＋平衡逆向移动，c(H＋)减小，故C正确；D.B点溶液导电能力最大，所以B点时醋酸溶液中H＋浓度最大，根据n＝cV可知离子物质的量不仅与浓度有关，还与溶液的体积有关，因此无法判断B点离子物质的量是否为最大，故D错误。
7．在一定温度下，弱碱(CH3NH2)在水溶液中的电离方程式为CH3NH2＋H2OCH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3))＋OH－。下列说法正确的是( )
A．电离平衡常数表达式K＝ eq \f(c（CH3NH2）,c（CH3NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(3))）·c（OH－）)
B．加入适量的CH3NH2溶液，电离常数K增大
C．加水稀释，c(OH－)减小，Kw不变
D．升高温度，c(CH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3)))减小
[答案] C
[解析] A.该反应的电离平衡常数表达式为K＝ eq \f(c（CH3NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(3))）·c（OH－）,c（CH3NH2）)，故A项错误；B.电离常数K只与温度有关，加入适量的CH3NH2溶液，K不变，故B项错误；C.加水稀释的过程中，CH3NH2＋H2OCH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3))＋OH－的平衡向右移动，但c(OH－)减小，K只与温度有关，温度不变，Kw不变，故C项正确；D.电离是吸热过程，升高温度，CH3NH2＋H2OCH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3))＋OH－的平衡向右移动，c(CH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3)))增大，故D项错误。
8．已知电离平衡常数：H2CO3>HClO>HCOeq \\al(－,3)，氧化性：HClO>Cl2>Br2>Fe3＋>I2。下列有关离子反应或离子方程式的叙述中，正确的是( )
A．常温下，无色溶液中，Fe3＋、Cl－、Ba2＋、Br－能大量共存
B．向含有0.4 ml FeI2的溶液中通入0.3 ml Cl2充分反应：4Fe2＋＋2I－＋3Cl2===4Fe3＋＋6Cl－＋I2
C．向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCOeq \\al(－,3)
D．向FeBr2溶液中滴加少量氯水，振荡，静置，溶液呈黄色是因为生成了Br2
[答案] C
[解析] Fe3＋呈黄色，A错误；依据还原性强弱，I－优先反应，其次才是Fe2＋，溶液中0.8 ml I－完全反应需消耗0.4 ml Cl2，而现在只通入0.3 ml Cl2，所以Fe2＋没有参与反应，离子反应方程式为2I－＋Cl2===I2＋2Cl－，B错误；从题给信息可知，次氯酸的酸性强于HCOeq \\al(－,3)，所以向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCOeq \\al(－,3)，注意不能生成COeq \\al(2－,3)，因为HClO能与COeq \\al(2－,3)继续反应生成HCOeq \\al(－,3)，C正确；氯气先与Fe2＋反应，再与Br－反应，所以滴加少量氯水，并不会生成溴单质，而是发生反应：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，D错误。
9．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中相差不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数，根据下面表格中的数据判断以下说法中不正确的是( )
A．水对于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
B．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式可表示为H2SO4H＋＋HSOeq \\al(－,4)，HSOeq \\al(－,4)H＋＋SOeq \\al(2－,4)
C．在冰醋酸中，1 ml•L－1 HClO4的电离度约为0.4%
D．在冰醋酸中，H2SO4是这四种酸中酸性最强的酸
[答案] D
[解析] 由表格数据可知，四种酸在冰醋酸中的，电离常数不同，说明冰醋酸可以区分这四种酸的强弱，故A正确；由表中数据可知，硫酸在冰醋酸中分步电离，电离方程式可表示为H2SO4H＋＋HSOeq \\al(－,4)，HSOeq \\al(－,4)H＋＋SOeq \\al(2－,4)，故B正确；由高氯酸在冰醋酸中的电离常数可知，溶液中的氢离子浓度约为eq \r(1.6×10－5×1) ml•L－1＝0．004 ml•L－1，则高氯酸的电离度约为eq \f(0.004 ml•L－1,1 ml•L－1)×100%＝0.4%，故C正确；电离平衡常数越大，酸在冰醋酸中的酸性越强，由表格数据可知，高氯酸的电离常数最大，酸性最强，故D错误。故选D。
10．25 ℃时，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ
B．HZ和Y－不共存
C．25 ℃时，0.1 ml•L－1的HZ溶液的c(H＋)＝0.000 1 ml•L－1
D．相同温度下，1 ml•L－1 HX溶液的电离程度大于0.1 ml•L－1 HX溶液的电离程度
[答案] B
[解析] 由电离常数可知，这三种酸的强弱顺序是HZ＞HY＞HX，故A错误；由于HZ＞HY，所以HZ与Y－反应生成HY，故HZ和Y－不共存，故B正确；HZ溶液Ka＝eq \f(c(H＋)•c(Z－),c(HZ))＝1.0×10－3，由于c(H＋)近似等于c(Z－)，0.1 ml•L－1的HZ溶液中c(H＋)＝eq \r(Ka×c(HZ))＝eq \r(1.0×10－3×0.1)＝0.01 ml•L－1，故C错误；相同温度下，弱酸的浓度越小，电离程度越大，故D错误。故选B。
11．将两份浓度均为0.1 ml•L－1的氨水分别稀释2倍、温度升高2 ℃，得到P、Q两份溶液，下列关于P、Q的比较正确的是( )
A．c(OH－)：P>Q
B．c(NHeq \\al(＋,4))：P>Q
C．NH3•H2O的电离程度：P中增大，Q中减小
D．电离平衡常数K：P[答案] D
[解析] 氨水电离，NH3•H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－ ΔH>0，加水稀释，电离程度增大，但c(NH3•H2O)、c(NHeq \\al(＋,4))、c(OH－)因稀释而减小；温度升高，平衡正向移动，c(NH3•H2O)减小，c(NHeq \\al(＋,4))、c(OH－)增大。由分析可知，两溶液中c(NHeq \\al(＋,4))：P＜Q，B错误；c(OH－)：P＜Q，A错误；NH3•H2O的电离程度：P、Q中均增大，C错误；NH3•H2O的电离是吸热反应，温度越高，电离平衡常数越大，故电离平衡常数K：P＜Q，D正确。故选D。
12．25 ℃，醋酸溶液中CH3COOH、CH3COO－的分布系数δ与pH的关系如图。其中，δ(CH3COO－)＝eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COO－)＋c(CH3COOH))。下列叙述错误的是( )
A．曲线2代表δ(CH3COO－)
B．25 ℃，CH3COOH的电离常数Ka＝10－4.74
C．δ(CH3COOH)＝eq \f(c(H＋),Ka＋c(H＋))
D．该关系图不适用于CH3COOH、CH3COONa混合溶液
[答案] D
[解析] 已知δ(CH3COO－)＝eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COO－)＋c(CH3COOH))，等式上下同除c(CH3COO－)可得δ(CH3COO－)＝eq \f(1,1＋\f(c(H＋),Ka))＝eq \f(Ka,Ka＋c(H＋))，随着pH增大，氢离子浓度减小，eq \f(Ka,Ka＋c(H＋))增大，即随着pH增大，δ(CH3COO－)增大，则曲线2代表δ(CH3COO－)，A正确；pH＝4.74时，c(H＋)＝10－4.74，此时
c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，Ka＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))＝c(H＋)＝10－4.74，B正确；eq \f(c(H＋),Ka＋c(H＋))＝eq \f(c(H＋),\f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))＋c(H＋))＝eq \f(c(CH3COOH),c(CH3COO－)＋c(CH3COOH))＝δ(CH3COOH)，故C正确；根据选项A中推导可知，δ(CH3COO－)与pH正相关，此关系图同样适用于醋酸和醋酸钠的混合溶液，D错误。故选D。
13．一元弱酸HA(aq)中存在下列电离平衡：HAA－＋H＋。将1.0 ml HA分子加入1.0 L水中，如图所示，表示溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
A B
C D
[答案] C
[解析] A项不正确，原因多种：(1)c(H＋)平衡≠c(A－)平衡，(2)c(A－)平衡＝1.0 ml·L－1；B项不正确，因为c(A－)平衡＝c(H＋)平衡＝1.2 ml·L－1>1.0 ml·L－1；D项不正确，原因多种：(1)c(H＋)起始＝c(A－)起始＝1.0 ml·L－1，(2)c(HA)起始＝0。
14．二甲胺[(CH3)2NH]可用作橡胶硫化促进剂，是一元弱碱，在水中的电离与氨相似，可与盐酸反应生成(CH3)2NH2Cl。下列说法错误的是( )
A．二甲胺属于一元弱碱
B．往二甲胺溶液中加入NaOH固体会抑制二甲胺的电离(不考虑温度的变化)
C．往其水溶液中再加入二甲胺，eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)],c[(CH3)2NH])减小
D．二甲胺的电离方程式为(CH3)2NH＋H2O(CH3)2NHeq \\al(＋,2)＋OH－则其Kb＝eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)]•c(OH－),c[(CH3)2NH]•c(H2O))
[答案] D
[解析] 二甲胺[(CH3)2NH]是一元弱碱，A正确；在二甲胺溶液中存在如下电离平衡：(CH3)2NH＋H2O(CH3)2NHeq \\al(＋,2)＋OH－，加入NaOH固体后，平衡逆向移动，从而抑制二甲胺的电离，B正确；根据电离常数Kb＝eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)]•c(OH－),c[(CH3)2NH])，则eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)],c[(CH3)2NH])＝eq \f(K,c(OH－))，再加二甲胺，c(OH－)增大，则eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)],c[(CH3)2NH])减小，C正确；在二甲胺溶液中存在如下电离平衡：(CH3)2NH＋H2O(CH3)2NHeq \\al(＋,2)＋OH－，其电离常数表达式Kb＝eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)•c(OH－)],c[(CH3)2NH])，D错误。故选D。
15．相同温度下，三种酸在一定物质的量浓度下的电离度如表所示，下列说法正确的是( )
A．HD是强酸
B．该温度下Ka：HBC．在相同温度下，HA酸浓度越大其电离度越小因而溶液酸性越弱
D．由表可知在相同温度下，弱酸HB浓度越小其电离平衡常数越大
[答案] B
[解析] 当浓度是1 ml•L－1时，HD的电离度为10%，说明HD是弱酸，故A错误；分析可知相同浓度的酸溶液电离度越小，酸性越弱，所以酸性：HB16.现有c(H＋)＝0.01 ml•L－1的X、Y、Z三种酸的溶液各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的变化关系如图所示，下列说法正确的是[已知：pH＝－lg c(H＋)，忽略水的电离]( )
A．X是强酸，Y和Z是弱酸
B．稀释前的浓度大小为c(Y)>c(Z)>c(X)
C．稀释前电离程度大小为Y>X>Z
D．稀释前X、Y、Z都是稀溶液
[答案] A
[解析] 由题图可知，三种酸的溶液稀释1 000倍后，X中c(H＋)变为1×10－5ml•L－1，则X为强酸，Y、Z的c(H＋)均大于1×10－5 ml•L－1，则Y、Z为弱酸，A项正确；c(H＋)相等时，强酸浓度小，弱酸浓度大，故稀释前c(X)最小，在稀释的初始阶段，Y的pH增大，即溶液中c(H＋)减小，符合稀溶液稀释规律，说明Y是稀溶液，Z的pH减小，即溶液中c(H＋)增大，说明Z是浓度较大的酸，故c(Z)>c(Y)>c(X)，B项错误；由Z在初始阶段的pH降低说明稀释前Z的电离程度最小，故稀释前电离程度为X>Y>Z，C项错误；由B项分析可知Z为浓溶液，D项错误。
17．电离度可表示电解质的相对强弱，电离度α＝(已电离的电解质/原有电解质)×100%。已知在25 ℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 ml·L－1)如表所示：
(1)在25 ℃ 时，上述几种溶液中c(H＋)从大到小的顺序是________(填序号)。
(2)在25 ℃ 时，0.1 ml·L－1硫酸溶液中HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))的电离度小于相同温度下0.1 ml·L－1硫酸氢钠溶液中HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))的电离度，其原因是____________________。
(3)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是_______________，则物质的量浓度为c ml·L－1的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度α的关系为Ka＝____________(用含c、α的代数式表示)。
(4)在25 ℃时，纯水密度约为1 g/mL。纯水的电离度约为________________。
[答案] (1)ADBC (2)硫酸的第一步电离抑制了硫酸氢根离子的电离
(3) eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）) eq \f(cα2,1－α)
(4)1.8×10－7%
[解析] (1)硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，硫酸中c(H＋)＝(0.1＋0.1×10%)ml/L＝0.11 ml/L；硫酸氢钠溶液中，c(H＋)＝(0.1×29%)ml/L＝0.029 ml/L；醋酸溶液中，c(H＋)＝(0.1×1.33%)ml/L＝0.00 133 ml/L；盐酸溶液中，c(H＋)＝0.1 ml/L；所以c(H＋)由大到小的顺序是ADBC；答案为ADBC。
(2)硫酸溶液中，硫酸第一步完全电离出氢离子，即H2SO4===H＋＋HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))，第二步部分电离出氢离子，即HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))SO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(4))＋H＋，第一步电离出的氢离子使第二步的电离平衡向左移动，即抑制了第二步的电离，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子只有一步电离，即HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))SO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(4))＋H＋，所以0.1 ml/L H2SO4中的HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))的电离度小于0.1 ml/L NaHSO4中HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))的电离度。
(3)醋酸在溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，则Ka＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)；醋酸溶液中c(H＋)＝c(CH3COO－)＝cα，则由
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/(ml/L) c 0 0
变化浓度/(ml/L) cα cα cα
平衡浓度/(ml/L) c－cα cα cα
可知，Ka＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)＝ eq \f(cα×cα,c－cα)＝ eq \f(cα2,1－α)。
(4)在25 ℃时，纯水密度约为1 g/mL，设水的质量为1 g，体积为1 mL，c(H2O)＝ eq \f(\f(1 g,18 g/ml),1×10－3 L)≈55.6 ml/L，在25 ℃时Kw＝1×10－14，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7ml/L，即已电离的水为1×10－7ml/L，由电离度α＝ eq \f(已电离的电解质,原有电解质)×100%＝ eq \f(1×10－7 ml/L,55.6 ml/L)×100%＝1.8×10－7%。
18．已知：25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示：
回答下列问题：
(1)HClO的电离方程式为 。
(2)上述三种酸分子的酸性由强到弱的顺序为 (用分子式填写)。
(3)向H2SO3溶液中加入Ba(OH)2溶液时，溶液中c(H＋) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(SOeq \\al(2－,3)) 。
(4)用蒸馏水稀释0.01 ml•L－1的HClO溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而减小的是 (填序号)。
A．eq \f(c(HClO),c(H＋))B．eq \f(c(ClO－),c(HClO))
C．eq \f(c(H＋),Ka(HClO))D．eq \f(c(HClO),c(H＋)•c(ClO－))
(5)将SO2通入饱和NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为 ；将SO2通入NaClO溶液中，发生反应的离子方程式为 。
(6)向0.1 ml•L－1的HClO溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时测得溶液中的c(H＋)＝0.05 ml•L－1，则溶液中c(ClO－)＝ ml•L－1。
[答案] (1)HClOH＋＋ClO－
H2SO3>H2CO3>HClO
减小 减小
AC
SO2＋HCOeq \\al(－,3)===CO2＋HSOeq \\al(－,3) SO2＋ClO－＋H2O===SOeq \\al(2－,4)＋Cl－＋2H＋(或SO2＋3ClO－＋H2O===Cl－＋SOeq \\al(2－,4)＋2HClO)。
4.0×10－8
[解析] (1)HClO属于一元弱酸，不完全电离，其电离方程式为HClOH＋＋ClO－。(2)电离常数大的弱酸，酸性强，以上三种酸分子的酸性强弱顺序为H2SO3>H2CO3>HClO。(3)向H2SO3溶液中加入Ba(OH)2溶液时，发生反应H2SO3＋Ba(OH)2===BaSO3↓＋2H2O，所以溶液中氢离子浓度和c(SOeq \\al(2－,3))均减小。(4)稀释时，电离平衡HClOH＋＋ClO－向右移动，溶液中HClO、H＋、ClO－浓度减小，H＋、ClO－数目增大。eq \f(c(HClO),c(H＋))＝eq \f(n(HClO),n(H＋))，其中n(H＋)增大，n(HClO)减小，比值减小，故A正确；eq \f(c(ClO－),c(HClO))＝eq \f(n(ClO－),n(HClO))，其中n(HClO)减小，n(ClO－)增大，比值增大，故B错误；eq \f(c(H＋),Ka(HClO))中，c(H＋)减小，Ka(HClO)只与温度有关，不变，比值减小，故C正确；eq \f(c(HClO),c(H＋)•c(ClO－))＝eq \f(1,Ka(HClO))，其中Ka(HClO)只与温度有关，比值不变，故D错误。故选AC。(5)根据表中数据，酸性H2SO3>H2CO3>HSOeq \\al(－,3)>HClO>HCOeq \\al(－,3)，所以将SO2通入饱和NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为SO2＋HCOeq \\al(－,3)===CO2＋HSOeq \\al(－,3)；将SO2通入NaClO溶液中，发生氧化还原反应，反应的离子方程式为SO2＋ClO－＋H2O===SOeq \\al(2－,4)＋Cl－＋2H＋或SO2＋3ClO－＋H2O===2HClO＋SOeq \\al(2－,4)＋Cl－。(6)根据电离平衡HClOH＋＋ClO－，平衡常数K(HClO)＝eq \f(c(ClO－)c(H＋),c(HClO))，其中c(H＋)＝0.05 ml•L－1、c(HClO)＝0.05 ml•L－1，K(HClO)＝4.0×10－8，解得c(ClO－)＝4.0×10－8 ml•L－1。
19．已知25 ℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示，请回答下列问题：
(1)H2CO3的第二级电离平衡常数的表达式K2＝ 。
(2)室温下，浓度均为0.1 ml•L－1醋酸和一水合氨溶液，它们的电离度 (填“相等”或“不相等”)。
(3)下列方法中，可以使0.10 ml•L－1 CH3COOH溶液中CH3COOH电离程度增大的是 。
A．通入少量NH3
B．加入少量冰醋酸
C．加入少量醋酸钠固体
D．加入少量水
(4)向Na2CO3溶液中加入足量的NaHSO3溶液，反应的离子方程式为 。
(5)现取20 mL c(H＋)＝0.001 ml•L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 ml•L－1的氨水，测得溶液导电性变化如图，则加入氨水前CH3COOH的电离度为 。
[答案] (1) eq \f(c(H＋)c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))
相等
AD
HSOeq \\al(－,3)＋COeq \\al(2－,3)===HCOeq \\al(－,3)＋SOeq \\al(2－,3)
1%
[解析] (1)H2CO3的二级电离方程式为HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)，平衡常数表达式为K2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))。(2)由于醋酸和一水合氨的电离常数相等，所以等浓度的醋酸和一水合氨的电离度相等。(3)醋酸电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋，通入少量氨气，消耗氢离子，平衡正向移动，CH3COOH电离程度增大，A正确；加入少量冰醋酸，CH3COOH的浓度增大，CH3COOH电离程度减小，B错误；加入少量醋酸钠固体，醋酸根离子浓度增大，平衡逆向移动，CH3COOH电离程度减小，C错误；加少量水稀释，促进电离，CH3COOH电离程度增大，D正确。故选AD。(4)根据表格数据可知，HSOeq \\al(－,3)的电离常数为K2＝6.3×10－8，与H2CO3的两个电离常数K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11相比，介于两者之间，故酸性H2CO3>HSOeq \\al(－,3)>HCOeq \\al(－,3)，故向Na2CO3溶液中加入足量的NaHSO3溶液，反应的离子方程式为HSOeq \\al(－,3)＋COeq \\al(2－,3)===HCOeq \\al(－,3)＋SOeq \\al(2－,3)。(5)CH3COOH与NH3•H2O反应的化学方程式为CH3COOH＋NH3•H2O===CH3COONH4＋H2O，根据表格可知，当加入氨水的体积为10 mL时，溶液的导电能力最强，此时溶质为CH3COONH4，即CH3COOH与NH3•H2O恰好完全反应，设CH3COOH的浓度为c ml•L－1，可列出关系式：20×10－3×c＝10×10－3×0.2，解得c＝0.1，此时溶液的c(H＋)＝0.001 ml•L－1，醋酸的电离度为eq \f(0.001 ml•L－1,0.1 ml•L－1)×100%＝1%。
酸
HX
HY
HZ
浓度/(ml •L－1)
0.12
0.2
0.9
0.9
0.9
电离度
0.25
0.2
0.1
0.3
0.5
电离常数
K1
K2
K3
K4
K5
化学式
HCN
H2CO3
CH3COOH
电离平
衡常数
4.9×10－10
K1＝4.5×10－7
K2＝4.7×10－11
1.75×10－5
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数
Ka＝1.8×10－5
Ka＝6.2×10－10
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10－5
6.3×10－9
1.6×10－9
4.2×10－10
酸
HX
HY
HZ
电离常数Ka
9×10－8
1×10－5
1×10－3
酸
HA
HB
HD
浓度/(ml•L－1)
1
0.1
0.5
0.9
1
电离度/%
0.3
0.3
0.15
0.1
10
编号
物质(微粒)
电离度α
A
硫酸溶液(第一步完全电离)：第二步HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))SO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(4))＋H＋
10%
B
硫酸氢钠溶液：HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))SO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(4))＋H＋
29%
C
醋酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋
1.33%
D
盐酸：HCl===H＋＋Cl－
100%
化学式
H2SO3
H2CO3
HClO
电离平衡常数
Ka1＝1.4×10－2
Ka2＝6.0×10－8
Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
Ka1＝4.0×10－8
物质
CH3COOH
NH3•H2O
H2CO3
H2SO3
电离常数(K)
1.8×10－5
1.8×10－5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
K1＝1.3×10－2
K2＝6.3×10－8
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂之积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，用符号K表示。
2．表示方法
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：
CH3COOH电离常数的表达式：Ka＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))。
NH3•H2O电离平衡常数的表达式：Kb＝eq \f(c(NHeq \\al(＋,4))•c(OH－),c(NH3•H2O))。
②多元弱酸的电离常数：
H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3) Ka1＝eq \f(c(H＋)•c(HCOeq \\al(－,3)),c(H2CO3))
HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3) Ka2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))
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．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身性质所决定。
(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．电离常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF＞CH3COOH。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。
(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))不变，稀释后c(CH3COO－)减小，则eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝eq \f(Ka,c(CH3COO－))增大。
二、电离度
1．概念
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。
2．数学表达式
α＝eq \f(已电离的弱电解质浓度,弱电解质的起始浓度)×100%
或α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,弱电解质的起始分子数)×100%。
或α＝ eq \f(已电离的弱电解质的物质的量,弱电解质的初始物质的量) ×100%
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。
(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。
4．影响因素
5.电离常数的相关计算(以弱酸HX为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/(ml•L－1)) c0(HX) 0 0
平衡/(ml•L－1)) c0(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则K＝eq \f(c(H＋)•c(X－),c(HX))＝eq \f(c2(H＋),c0(HX)－c(H＋))。
(1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则K≈eq \f(c2(H＋),c0(HX))，代入数值求解即可。
(2)已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈eq \r(K•c0(HX))，代入数值求解即可。
(3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈eq \r(Kb•c0(MOH))。
6．计算电离度(以一元弱酸HA为例)
HA H＋ ＋ A－
起始： c酸 0 0
平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝ eq \f(（c酸·α）2,c酸·（1－α）)＝ eq \f(c酸·α2,1－α)，因为α很小，所以1－α≈1，即Ka＝c酸·α2，所以α＝ eq \r(\f(Ka,c酸))。
课后分层练
1．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．Ka(HF)＝7.2×10－4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)
[解析] 相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN，由此可判断：Ka(HF)＞Ka(HNO2)＞Ka(HCN)，其对应数据依次为Ka(HF)＝7.2×10－4、Ka(HNO2)＝4.6×10－4、Ka(HCN)＝4.9×10－10。
2．已知在25 ℃时，K＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)＝1.8×10－5，其中K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硫酸，K增大
B．升高温度，K增大
C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大
D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K增大
[答案] B
[解析] 电离常数与浓度无关，只受温度影响。
3．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( )
A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B．0.10 ml•L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))将增大
C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的c(H＋)、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
[答案] D
[解析] 醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，物质电离需吸收热量，升高温度，电离平衡正向移动，电离常数Ka＝eq \f(c(H＋)•c(CH3COO－),c(CH3COOH))增大，A正确；0.10 ml•L－1的CH3COOH溶液加水稀释，电离常数Ka不变，但c(H＋)、c(CH3COO－)、c(CH3COOH)都减小，溶液中eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝eq \f(Ka,c(CH3COO－))将增大，B正确；醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，向溶液中加入少量的CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，电离平衡逆向移动，C正确；醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，向该溶液中加入少量冰醋酸，溶液中c(H＋)增大，温度不变，醋酸的电离平衡常数Ka不变，D错误。故选D。
4．已知在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 eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(3))===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不能自发进行。
5．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)在水中的电离度和浓度关系的是( )
A B
C D
[答案] B
[解析] 根据甲、乙的电离平衡常数得，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CH3COOH＜CH2ClCOOH，可以排除A、C；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项，故B项正确。
6．下列有关电离常数的说法不正确的是( )
A．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
B．电离常数大的酸中的c(H＋)不一定比电离常数小的酸中的c(H＋)大
C．电离常数不受溶液浓度的影响
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝eq \f(c2(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(H2CO3))
[答案] D
[解析] H2CO3是二元弱酸，分步电离，有Ka1和Ka2两个电离常数，Ka1＝eq \f(c(H＋)•c(HCOeq \\al(－,3)),c(H2CO3))，Ka2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))，故D错，选D。
7．已知下面三个数据：7.2×10－4，4.6×10－4，4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、
NaCN＋HF===HCN＋NaF、
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．从上面反应可知，酸越弱其酸根离子越易结合H＋
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的酸性强弱顺序为HNO2>HF>HCN
D．K(HCN)
[解析] 根据较强的酸制备较弱的酸的原理判断，三种酸的酸性由强到弱顺序是HF>HNO2>HCN，故选C。
8．室温下，向0.1 ml•L－1的醋酸溶液中加水，在此稀释过程中，下列说法正确的是( )
A．CH3COOH的电离程度增大，溶液的酸性增强
B．醋酸的电离平衡常数Ka增大
C．eq \f(c(CH3COOH),c(CH3COO－))的值增大
D．溶液中所含的H＋数目增多
[答案] D
[解析] 醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，但溶液中氢离子浓度减小，故A错误；电离平衡常数是温度函数，温度不变，电离平衡常数不变，故B错误；由电离常数可知，eq \f(c(CH3COOH),c(CH3COO－))＝eq \f(c(H＋),Ka)，加水稀释过程中，电离常数不变、氢离子浓度减小，则eq \f(c(CH3COOH),c(CH3COO－))和eq \f(c(H＋),Ka)的值减小，故C错误；醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，溶液中所含氢离子的数目增多，故D正确。故选D。
9．在25 ℃时，0.1 ml·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、4.9×10－10、Ka1＝4.3×10－7和Ka2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最大的是( )
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
[答案] A
[解析] 相同温度下，相同浓度的酸溶液中酸的电离平衡常数越大，则该酸的酸性越强，酸溶液中氢离子浓度越大，H2CO3以第一步电离为主，根据电离平衡常数知，酸的酸性强弱顺序是HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，所以氢离子浓度最大的酸是HNO2，故选A。
10．已知H2CO3的Ka1＝4.3×10－7，H2S的Ka1＝9.1×10－8，则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C．常温下，加水稀释醋酸， eq \f(c（CH3COO－）,c（H＋）)增大
D．向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
[答案] C
[解析] A.电离平衡常数越大，该酸就越容易电离，溶液的酸性就越强。由于电离平衡常数Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)，所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确；
B．多元弱酸分步电离，存在电离平衡，以第一步电离为主，则多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；C.加水稀释，溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)都减小，在醋酸溶液中存在电离平衡，加水稀释，电离平衡正向移动，使c(H＋)、c(CH3COO－)在减小的基础上又有所增加，但总的来说离子浓度还是减小，由于二者减小倍数相同，故 eq \f(c（CH3COO－）,c（H＋）)不变，C错误；D.弱酸的电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，则向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变，D正确。]
11．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 ml·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 ml·L－1。
(1)写出BOH的电离方程式：_________________________。
(2)BOH的电离度α＝________。
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝________。
[答案] (1)BOHB＋＋OH－ (2)1%
(3)1×10－5
[解析] 因c(BOH)初始＝0.1 ml·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3ml·L－1，则电离度α＝ eq \f(1×10－3 ml·L－1,0.1 ml·L－1) ×100%＝1%，BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－，电离平衡时c(BOH)平衡＝0.1 ml·L－1－1×10－3 ml·L－1≈0.1 ml·L－1，则电离常数Kb＝ eq \f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)＝ eq \f(1×10－3×（1×10－3）,0.1)＝1×10－5。
12．已知在室温时，0.1 ml·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的c(H＋)＝________________________________。
(2)HA的电离平衡常数K＝________。
(3)升高温度时，K将________(选填“增大”“减小”或“不变”)，pH将________(选填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的________倍。
[答案] (1)1×10－4 ml·L－1 (2)1×10－7
(3)增大 减小 (4)106
[解析] (1)HA电离出的c(H＋)＝0.1×0.1% ml·L－1＝1×10－4 ml·L－1。
(2)电离平衡常数K＝ eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝ eq \f(1×10－4×1×10－4,0.1)＝1×10－7。
(3)因为反应HAH＋＋A－，电离过程是吸热的，所以升高温度，c(H＋)、c(A－)均增大，则K增大，而pH减小。
(4)c(H＋)HA＝1×10－4 ml·L－1。c(H＋)水＝c(OH－)＝ eq \f(1×10－14,1×10－4) ml·L－1＝1×10－10ml·L－1，所以c(H＋)HA∶c(H＋)水＝(1×10－4)∶(1×10－10)＝106∶1。
1.下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
A.在相同温度下，电离常数：K5>K4>K3
B．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越小，电离程度越大，且K1>K2>K3
C．室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则eq \f(c(H＋),c(Z－))的值不变
D．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小
[答案] A
[解析] 在相同温度下，弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大，但电离常数不变，所以K1＝K2＝K3，B不正确； 室温时，若在HZ溶液中加少量盐酸，则HZ溶液中c(H＋)增大，HZ的电离平衡逆向移动，c(Z－)减小，所以eq \f(c(H＋),c(Z－))的值增大，C不正确； 表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(HX)逐渐增大，虽然电离度不断减小，但电离产生的离子浓度不断增大，所以从左至右c(X－)逐渐增大，D不正确。故选A。
2.根据下表提供的数据可知，室温下在溶液中能大量共存的微粒组是( )
A．HCN、HCOeq \\al(－,3)、CN－、COeq \\al(2－,3)
B．HCN、HCOeq \\al(－,3)、CH3COO－、CN－
C．H2CO3、HCOeq \\al(－,3)、CH3COO－、CN－
D．HCOeq \\al(－,3)、CH3COOH、CN－、COeq \\al(2－,3)
[答案] B
[解析] 因为K(HCN)＞K2(H2CO3)，所以HCN与COeq \\al(2－,3)能发生反应生成CN－和HCOeq \\al(－,3)，则HCN与COeq \\al(2－,3)不能大量共存，A不符合题意； 因为K(HCN)＜K1(H2CO3)，所以H2CO3与CN－不能大量共存，C不符合题意；因为K2(H2CO3)＜K(HCN)＜K1(H2CO3)＜K(CH3COOH)，所以CH3COOH与HCOeq \\al(－,3)、CN－、COeq \\al(2－,3)都不共存，D不符合题意。故选B。
3.已知室温时，0.1 ml•L－1 某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液的酸性增强
B．该溶液的c(H＋)是2 ×10－4 ml•L－1
C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10－7
D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H＋)减小
[答案] C
[解析] 升高温度促进HA电离，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，故A正确；0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，则HA是弱酸，溶液中c(H＋)＝0.1 ml/L×0.2%＝2 ×10－4 ml/L，故B正确；室温时，电离平衡常数K＝eq \f(c(H＋)•c(A－),c(HA))＝eq \f(2×10－4×2×10－4,0.1×(1－0.2%))≈4×10－7，故C错误；越稀越电离，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，n(H＋)增大，由于溶液体积增大程度影响更大，c(H＋)减小，故D正确。故选C。
4.25 ℃时，有关物质的电离平衡常数如下表。下列有关说法中正确的是( )
A．等浓度的CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、CN－中，结合质子能力最强的是CN－
B．将少量CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是CO2＋H2O＋2CN－===2HCN＋COeq \\al(2－,3)
C．向稀醋酸中加水稀释的过程中，eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))的值减小
D．0.2 ml•L－1稀醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈1.9×10－3 ml•L－1
[答案] D
[解析] 酸性越弱，其对应酸根结合氢离子的能力越强，所以等浓度的CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、CN－中，结合质子能力最强的是COeq \\al(2－,3)，故A错误；因为酸性HCN>HCOeq \\al(－,3)，根据强酸制弱酸原理，将少量CO2通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是CO2＋H2O＋CN－===HCN＋HCOeq \\al(－,3)，故B错误；eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq \f(Ka(CH3COOH),c(H＋))，电离常数与温度有关，加水稀释时氢离子浓度减少，所以eq \f(Ka(CH3COOH),c(H＋))增大，故C错误；根据醋酸电离平衡，设发生电离的醋酸的浓度为x ml/L，列三段式：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/(ml•L－1) 0.2 0 0
变化/(ml•L－1) x x x
平衡/(ml•L－1) 0.2－x x x
即Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))＝eq \f(x2,0.2－x)＝1.8×10－5，因其电离程度较小，可近似处理0.2－x≈0.2，解得x≈1.9×10－3 ml/L，即c(CH3COO－)≈1.9×10－3 ml/L，故D正确。故选D。
5．室温时，0.1 ml•L－1某一元酸HA在水中的电离度为2.2%，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液中的c(A－)增大
B．加水稀释过程中，n(H＋)增大，故c(H＋)也增大
C．室温时，向该溶液中滴加少量同浓度的NaOH溶液，该酸的电离常数Ka不变
D．向该HA的溶液中，通HCl气体，溶液中c(H＋)增大，HA的电离平衡逆向移动
[答案] B
[解析] 电离吸热，升高温度，促进电离，溶液中的c(A－)增大，A正确；加水稀释过程中促进电离，n(H＋)增大，但溶液体积增加的更多，所以c(H＋)减小，B错误；电离平衡常数与温度有关系，室温时，向该溶液中滴加少量同浓度的NaOH溶液，促进电离，但该酸的电离常数Ka不变，C正确；盐酸是强酸，向该HA的溶液中，通HCl气体，溶液中c(H＋)增大，抑制电离，所以HA的电离平衡逆向移动，D正确。故选B。
6．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，下列说法有误的是( )
A．“O”点导电能力为0的理由是在“O”点处醋酸未电离，无自由移动的离子
B．A、B、C三点溶液c(H＋)由大到小的顺序为B＞A＞C
C．若使C点溶液中c(CH3COO－)增大，溶液的c(H＋)减小，可加入少量醋酸钠粉末
D．B点导电能力最强说明B点离子物质的量最大
[答案] D
[解析] A.在O点时，冰醋酸中不存在自由移动的离子，所以不导电，故A正确；B.溶液中存在的离子浓度越大，溶液的导电能力越大，A、B、C三点，C点溶液导电能力最小，所以C点时醋酸溶液中H＋浓度最小，B点溶液导电能力最大，所以B点时醋酸溶液中H＋浓度最大，因此三点溶液c(H＋)由大到小的顺序为B＞A＞C，故B正确；C.加入少量醋酸钠粉末，溶液中c(CH3COO－)增大，CH3COOHCH3COO－＋ H＋平衡逆向移动，c(H＋)减小，故C正确；D.B点溶液导电能力最大，所以B点时醋酸溶液中H＋浓度最大，根据n＝cV可知离子物质的量不仅与浓度有关，还与溶液的体积有关，因此无法判断B点离子物质的量是否为最大，故D错误。
7．在一定温度下，弱碱(CH3NH2)在水溶液中的电离方程式为CH3NH2＋H2OCH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3))＋OH－。下列说法正确的是( )
A．电离平衡常数表达式K＝ eq \f(c（CH3NH2）,c（CH3NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(3))）·c（OH－）)
B．加入适量的CH3NH2溶液，电离常数K增大
C．加水稀释，c(OH－)减小，Kw不变
D．升高温度，c(CH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3)))减小
[答案] C
[解析] A.该反应的电离平衡常数表达式为K＝ eq \f(c（CH3NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(3))）·c（OH－）,c（CH3NH2）)，故A项错误；B.电离常数K只与温度有关，加入适量的CH3NH2溶液，K不变，故B项错误；C.加水稀释的过程中，CH3NH2＋H2OCH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3))＋OH－的平衡向右移动，但c(OH－)减小，K只与温度有关，温度不变，Kw不变，故C项正确；D.电离是吸热过程，升高温度，CH3NH2＋H2OCH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3))＋OH－的平衡向右移动，c(CH3NH eq \\al(\s\up11(＋),\s\d4(3)))增大，故D项错误。
8．已知电离平衡常数：H2CO3>HClO>HCOeq \\al(－,3)，氧化性：HClO>Cl2>Br2>Fe3＋>I2。下列有关离子反应或离子方程式的叙述中，正确的是( )
A．常温下，无色溶液中，Fe3＋、Cl－、Ba2＋、Br－能大量共存
B．向含有0.4 ml FeI2的溶液中通入0.3 ml Cl2充分反应：4Fe2＋＋2I－＋3Cl2===4Fe3＋＋6Cl－＋I2
C．向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCOeq \\al(－,3)
D．向FeBr2溶液中滴加少量氯水，振荡，静置，溶液呈黄色是因为生成了Br2
[答案] C
[解析] Fe3＋呈黄色，A错误；依据还原性强弱，I－优先反应，其次才是Fe2＋，溶液中0.8 ml I－完全反应需消耗0.4 ml Cl2，而现在只通入0.3 ml Cl2，所以Fe2＋没有参与反应，离子反应方程式为2I－＋Cl2===I2＋2Cl－，B错误；从题给信息可知，次氯酸的酸性强于HCOeq \\al(－,3)，所以向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCOeq \\al(－,3)，注意不能生成COeq \\al(2－,3)，因为HClO能与COeq \\al(2－,3)继续反应生成HCOeq \\al(－,3)，C正确；氯气先与Fe2＋反应，再与Br－反应，所以滴加少量氯水，并不会生成溴单质，而是发生反应：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，D错误。
9．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中相差不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数，根据下面表格中的数据判断以下说法中不正确的是( )
A．水对于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
B．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式可表示为H2SO4H＋＋HSOeq \\al(－,4)，HSOeq \\al(－,4)H＋＋SOeq \\al(2－,4)
C．在冰醋酸中，1 ml•L－1 HClO4的电离度约为0.4%
D．在冰醋酸中，H2SO4是这四种酸中酸性最强的酸
[答案] D
[解析] 由表格数据可知，四种酸在冰醋酸中的，电离常数不同，说明冰醋酸可以区分这四种酸的强弱，故A正确；由表中数据可知，硫酸在冰醋酸中分步电离，电离方程式可表示为H2SO4H＋＋HSOeq \\al(－,4)，HSOeq \\al(－,4)H＋＋SOeq \\al(2－,4)，故B正确；由高氯酸在冰醋酸中的电离常数可知，溶液中的氢离子浓度约为eq \r(1.6×10－5×1) ml•L－1＝0．004 ml•L－1，则高氯酸的电离度约为eq \f(0.004 ml•L－1,1 ml•L－1)×100%＝0.4%，故C正确；电离平衡常数越大，酸在冰醋酸中的酸性越强，由表格数据可知，高氯酸的电离常数最大，酸性最强，故D错误。故选D。
10．25 ℃时，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ
B．HZ和Y－不共存
C．25 ℃时，0.1 ml•L－1的HZ溶液的c(H＋)＝0.000 1 ml•L－1
D．相同温度下，1 ml•L－1 HX溶液的电离程度大于0.1 ml•L－1 HX溶液的电离程度
[答案] B
[解析] 由电离常数可知，这三种酸的强弱顺序是HZ＞HY＞HX，故A错误；由于HZ＞HY，所以HZ与Y－反应生成HY，故HZ和Y－不共存，故B正确；HZ溶液Ka＝eq \f(c(H＋)•c(Z－),c(HZ))＝1.0×10－3，由于c(H＋)近似等于c(Z－)，0.1 ml•L－1的HZ溶液中c(H＋)＝eq \r(Ka×c(HZ))＝eq \r(1.0×10－3×0.1)＝0.01 ml•L－1，故C错误；相同温度下，弱酸的浓度越小，电离程度越大，故D错误。故选B。
11．将两份浓度均为0.1 ml•L－1的氨水分别稀释2倍、温度升高2 ℃，得到P、Q两份溶液，下列关于P、Q的比较正确的是( )
A．c(OH－)：P>Q
B．c(NHeq \\al(＋,4))：P>Q
C．NH3•H2O的电离程度：P中增大，Q中减小
D．电离平衡常数K：P
[解析] 氨水电离，NH3•H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－ ΔH>0，加水稀释，电离程度增大，但c(NH3•H2O)、c(NHeq \\al(＋,4))、c(OH－)因稀释而减小；温度升高，平衡正向移动，c(NH3•H2O)减小，c(NHeq \\al(＋,4))、c(OH－)增大。由分析可知，两溶液中c(NHeq \\al(＋,4))：P＜Q，B错误；c(OH－)：P＜Q，A错误；NH3•H2O的电离程度：P、Q中均增大，C错误；NH3•H2O的电离是吸热反应，温度越高，电离平衡常数越大，故电离平衡常数K：P＜Q，D正确。故选D。
12．25 ℃，醋酸溶液中CH3COOH、CH3COO－的分布系数δ与pH的关系如图。其中，δ(CH3COO－)＝eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COO－)＋c(CH3COOH))。下列叙述错误的是( )
A．曲线2代表δ(CH3COO－)
B．25 ℃，CH3COOH的电离常数Ka＝10－4.74
C．δ(CH3COOH)＝eq \f(c(H＋),Ka＋c(H＋))
D．该关系图不适用于CH3COOH、CH3COONa混合溶液
[答案] D
[解析] 已知δ(CH3COO－)＝eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COO－)＋c(CH3COOH))，等式上下同除c(CH3COO－)可得δ(CH3COO－)＝eq \f(1,1＋\f(c(H＋),Ka))＝eq \f(Ka,Ka＋c(H＋))，随着pH增大，氢离子浓度减小，eq \f(Ka,Ka＋c(H＋))增大，即随着pH增大，δ(CH3COO－)增大，则曲线2代表δ(CH3COO－)，A正确；pH＝4.74时，c(H＋)＝10－4.74，此时
c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，Ka＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))＝c(H＋)＝10－4.74，B正确；eq \f(c(H＋),Ka＋c(H＋))＝eq \f(c(H＋),\f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))＋c(H＋))＝eq \f(c(CH3COOH),c(CH3COO－)＋c(CH3COOH))＝δ(CH3COOH)，故C正确；根据选项A中推导可知，δ(CH3COO－)与pH正相关，此关系图同样适用于醋酸和醋酸钠的混合溶液，D错误。故选D。
13．一元弱酸HA(aq)中存在下列电离平衡：HAA－＋H＋。将1.0 ml HA分子加入1.0 L水中，如图所示，表示溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
A B
C D
[答案] C
[解析] A项不正确，原因多种：(1)c(H＋)平衡≠c(A－)平衡，(2)c(A－)平衡＝1.0 ml·L－1；B项不正确，因为c(A－)平衡＝c(H＋)平衡＝1.2 ml·L－1>1.0 ml·L－1；D项不正确，原因多种：(1)c(H＋)起始＝c(A－)起始＝1.0 ml·L－1，(2)c(HA)起始＝0。
14．二甲胺[(CH3)2NH]可用作橡胶硫化促进剂，是一元弱碱，在水中的电离与氨相似，可与盐酸反应生成(CH3)2NH2Cl。下列说法错误的是( )
A．二甲胺属于一元弱碱
B．往二甲胺溶液中加入NaOH固体会抑制二甲胺的电离(不考虑温度的变化)
C．往其水溶液中再加入二甲胺，eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)],c[(CH3)2NH])减小
D．二甲胺的电离方程式为(CH3)2NH＋H2O(CH3)2NHeq \\al(＋,2)＋OH－则其Kb＝eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)]•c(OH－),c[(CH3)2NH]•c(H2O))
[答案] D
[解析] 二甲胺[(CH3)2NH]是一元弱碱，A正确；在二甲胺溶液中存在如下电离平衡：(CH3)2NH＋H2O(CH3)2NHeq \\al(＋,2)＋OH－，加入NaOH固体后，平衡逆向移动，从而抑制二甲胺的电离，B正确；根据电离常数Kb＝eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)]•c(OH－),c[(CH3)2NH])，则eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)],c[(CH3)2NH])＝eq \f(K,c(OH－))，再加二甲胺，c(OH－)增大，则eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)],c[(CH3)2NH])减小，C正确；在二甲胺溶液中存在如下电离平衡：(CH3)2NH＋H2O(CH3)2NHeq \\al(＋,2)＋OH－，其电离常数表达式Kb＝eq \f(c[(CH3)2NHeq \\al(＋,2)•c(OH－)],c[(CH3)2NH])，D错误。故选D。
15．相同温度下，三种酸在一定物质的量浓度下的电离度如表所示，下列说法正确的是( )
A．HD是强酸
B．该温度下Ka：HB
D．由表可知在相同温度下，弱酸HB浓度越小其电离平衡常数越大
[答案] B
[解析] 当浓度是1 ml•L－1时，HD的电离度为10%，说明HD是弱酸，故A错误；分析可知相同浓度的酸溶液电离度越小，酸性越弱，所以酸性：HB
A．X是强酸，Y和Z是弱酸
B．稀释前的浓度大小为c(Y)>c(Z)>c(X)
C．稀释前电离程度大小为Y>X>Z
D．稀释前X、Y、Z都是稀溶液
[答案] A
[解析] 由题图可知，三种酸的溶液稀释1 000倍后，X中c(H＋)变为1×10－5ml•L－1，则X为强酸，Y、Z的c(H＋)均大于1×10－5 ml•L－1，则Y、Z为弱酸，A项正确；c(H＋)相等时，强酸浓度小，弱酸浓度大，故稀释前c(X)最小，在稀释的初始阶段，Y的pH增大，即溶液中c(H＋)减小，符合稀溶液稀释规律，说明Y是稀溶液，Z的pH减小，即溶液中c(H＋)增大，说明Z是浓度较大的酸，故c(Z)>c(Y)>c(X)，B项错误；由Z在初始阶段的pH降低说明稀释前Z的电离程度最小，故稀释前电离程度为X>Y>Z，C项错误；由B项分析可知Z为浓溶液，D项错误。
17．电离度可表示电解质的相对强弱，电离度α＝(已电离的电解质/原有电解质)×100%。已知在25 ℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 ml·L－1)如表所示：
(1)在25 ℃ 时，上述几种溶液中c(H＋)从大到小的顺序是________(填序号)。
(2)在25 ℃ 时，0.1 ml·L－1硫酸溶液中HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))的电离度小于相同温度下0.1 ml·L－1硫酸氢钠溶液中HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))的电离度，其原因是____________________。
(3)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是_______________，则物质的量浓度为c ml·L－1的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度α的关系为Ka＝____________(用含c、α的代数式表示)。
(4)在25 ℃时，纯水密度约为1 g/mL。纯水的电离度约为________________。
[答案] (1)ADBC (2)硫酸的第一步电离抑制了硫酸氢根离子的电离
(3) eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）) eq \f(cα2,1－α)
(4)1.8×10－7%
[解析] (1)硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，硫酸中c(H＋)＝(0.1＋0.1×10%)ml/L＝0.11 ml/L；硫酸氢钠溶液中，c(H＋)＝(0.1×29%)ml/L＝0.029 ml/L；醋酸溶液中，c(H＋)＝(0.1×1.33%)ml/L＝0.00 133 ml/L；盐酸溶液中，c(H＋)＝0.1 ml/L；所以c(H＋)由大到小的顺序是ADBC；答案为ADBC。
(2)硫酸溶液中，硫酸第一步完全电离出氢离子，即H2SO4===H＋＋HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))，第二步部分电离出氢离子，即HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))SO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(4))＋H＋，第一步电离出的氢离子使第二步的电离平衡向左移动，即抑制了第二步的电离，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子只有一步电离，即HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))SO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(4))＋H＋，所以0.1 ml/L H2SO4中的HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))的电离度小于0.1 ml/L NaHSO4中HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))的电离度。
(3)醋酸在溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，则Ka＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)；醋酸溶液中c(H＋)＝c(CH3COO－)＝cα，则由
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/(ml/L) c 0 0
变化浓度/(ml/L) cα cα cα
平衡浓度/(ml/L) c－cα cα cα
可知，Ka＝ eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)＝ eq \f(cα×cα,c－cα)＝ eq \f(cα2,1－α)。
(4)在25 ℃时，纯水密度约为1 g/mL，设水的质量为1 g，体积为1 mL，c(H2O)＝ eq \f(\f(1 g,18 g/ml),1×10－3 L)≈55.6 ml/L，在25 ℃时Kw＝1×10－14，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7ml/L，即已电离的水为1×10－7ml/L，由电离度α＝ eq \f(已电离的电解质,原有电解质)×100%＝ eq \f(1×10－7 ml/L,55.6 ml/L)×100%＝1.8×10－7%。
18．已知：25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示：
回答下列问题：
(1)HClO的电离方程式为 。
(2)上述三种酸分子的酸性由强到弱的顺序为 (用分子式填写)。
(3)向H2SO3溶液中加入Ba(OH)2溶液时，溶液中c(H＋) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(SOeq \\al(2－,3)) 。
(4)用蒸馏水稀释0.01 ml•L－1的HClO溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而减小的是 (填序号)。
A．eq \f(c(HClO),c(H＋))B．eq \f(c(ClO－),c(HClO))
C．eq \f(c(H＋),Ka(HClO))D．eq \f(c(HClO),c(H＋)•c(ClO－))
(5)将SO2通入饱和NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为 ；将SO2通入NaClO溶液中，发生反应的离子方程式为 。
(6)向0.1 ml•L－1的HClO溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时测得溶液中的c(H＋)＝0.05 ml•L－1，则溶液中c(ClO－)＝ ml•L－1。
[答案] (1)HClOH＋＋ClO－
H2SO3>H2CO3>HClO
减小 减小
AC
SO2＋HCOeq \\al(－,3)===CO2＋HSOeq \\al(－,3) SO2＋ClO－＋H2O===SOeq \\al(2－,4)＋Cl－＋2H＋(或SO2＋3ClO－＋H2O===Cl－＋SOeq \\al(2－,4)＋2HClO)。
4.0×10－8
[解析] (1)HClO属于一元弱酸，不完全电离，其电离方程式为HClOH＋＋ClO－。(2)电离常数大的弱酸，酸性强，以上三种酸分子的酸性强弱顺序为H2SO3>H2CO3>HClO。(3)向H2SO3溶液中加入Ba(OH)2溶液时，发生反应H2SO3＋Ba(OH)2===BaSO3↓＋2H2O，所以溶液中氢离子浓度和c(SOeq \\al(2－,3))均减小。(4)稀释时，电离平衡HClOH＋＋ClO－向右移动，溶液中HClO、H＋、ClO－浓度减小，H＋、ClO－数目增大。eq \f(c(HClO),c(H＋))＝eq \f(n(HClO),n(H＋))，其中n(H＋)增大，n(HClO)减小，比值减小，故A正确；eq \f(c(ClO－),c(HClO))＝eq \f(n(ClO－),n(HClO))，其中n(HClO)减小，n(ClO－)增大，比值增大，故B错误；eq \f(c(H＋),Ka(HClO))中，c(H＋)减小，Ka(HClO)只与温度有关，不变，比值减小，故C正确；eq \f(c(HClO),c(H＋)•c(ClO－))＝eq \f(1,Ka(HClO))，其中Ka(HClO)只与温度有关，比值不变，故D错误。故选AC。(5)根据表中数据，酸性H2SO3>H2CO3>HSOeq \\al(－,3)>HClO>HCOeq \\al(－,3)，所以将SO2通入饱和NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为SO2＋HCOeq \\al(－,3)===CO2＋HSOeq \\al(－,3)；将SO2通入NaClO溶液中，发生氧化还原反应，反应的离子方程式为SO2＋ClO－＋H2O===SOeq \\al(2－,4)＋Cl－＋2H＋或SO2＋3ClO－＋H2O===2HClO＋SOeq \\al(2－,4)＋Cl－。(6)根据电离平衡HClOH＋＋ClO－，平衡常数K(HClO)＝eq \f(c(ClO－)c(H＋),c(HClO))，其中c(H＋)＝0.05 ml•L－1、c(HClO)＝0.05 ml•L－1，K(HClO)＝4.0×10－8，解得c(ClO－)＝4.0×10－8 ml•L－1。
19．已知25 ℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示，请回答下列问题：
(1)H2CO3的第二级电离平衡常数的表达式K2＝ 。
(2)室温下，浓度均为0.1 ml•L－1醋酸和一水合氨溶液，它们的电离度 (填“相等”或“不相等”)。
(3)下列方法中，可以使0.10 ml•L－1 CH3COOH溶液中CH3COOH电离程度增大的是 。
A．通入少量NH3
B．加入少量冰醋酸
C．加入少量醋酸钠固体
D．加入少量水
(4)向Na2CO3溶液中加入足量的NaHSO3溶液，反应的离子方程式为 。
(5)现取20 mL c(H＋)＝0.001 ml•L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 ml•L－1的氨水，测得溶液导电性变化如图，则加入氨水前CH3COOH的电离度为 。
[答案] (1) eq \f(c(H＋)c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))
相等
AD
HSOeq \\al(－,3)＋COeq \\al(2－,3)===HCOeq \\al(－,3)＋SOeq \\al(2－,3)
1%
[解析] (1)H2CO3的二级电离方程式为HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)，平衡常数表达式为K2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))。(2)由于醋酸和一水合氨的电离常数相等，所以等浓度的醋酸和一水合氨的电离度相等。(3)醋酸电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋，通入少量氨气，消耗氢离子，平衡正向移动，CH3COOH电离程度增大，A正确；加入少量冰醋酸，CH3COOH的浓度增大，CH3COOH电离程度减小，B错误；加入少量醋酸钠固体，醋酸根离子浓度增大，平衡逆向移动，CH3COOH电离程度减小，C错误；加少量水稀释，促进电离，CH3COOH电离程度增大，D正确。故选AD。(4)根据表格数据可知，HSOeq \\al(－,3)的电离常数为K2＝6.3×10－8，与H2CO3的两个电离常数K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11相比，介于两者之间，故酸性H2CO3>HSOeq \\al(－,3)>HCOeq \\al(－,3)，故向Na2CO3溶液中加入足量的NaHSO3溶液，反应的离子方程式为HSOeq \\al(－,3)＋COeq \\al(2－,3)===HCOeq \\al(－,3)＋SOeq \\al(2－,3)。(5)CH3COOH与NH3•H2O反应的化学方程式为CH3COOH＋NH3•H2O===CH3COONH4＋H2O，根据表格可知，当加入氨水的体积为10 mL时，溶液的导电能力最强，此时溶质为CH3COONH4，即CH3COOH与NH3•H2O恰好完全反应，设CH3COOH的浓度为c ml•L－1，可列出关系式：20×10－3×c＝10×10－3×0.2，解得c＝0.1，此时溶液的c(H＋)＝0.001 ml•L－1，醋酸的电离度为eq \f(0.001 ml•L－1,0.1 ml•L－1)×100%＝1%。
酸
HX
HY
HZ
浓度/(ml •L－1)
0.12
0.2
0.9
0.9
0.9
电离度
0.25
0.2
0.1
0.3
0.5
电离常数
K1
K2
K3
K4
K5
化学式
HCN
H2CO3
CH3COOH
电离平
衡常数
4.9×10－10
K1＝4.5×10－7
K2＝4.7×10－11
1.75×10－5
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数
Ka＝1.8×10－5
Ka＝6.2×10－10
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10－5
6.3×10－9
1.6×10－9
4.2×10－10
酸
HX
HY
HZ
电离常数Ka
9×10－8
1×10－5
1×10－3
酸
HA
HB
HD
浓度/(ml•L－1)
1
0.1
0.5
0.9
1
电离度/%
0.3
0.3
0.15
0.1
10
编号
物质(微粒)
电离度α
A
硫酸溶液(第一步完全电离)：第二步HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))SO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(4))＋H＋
10%
B
硫酸氢钠溶液：HSO eq \\al(\s\up11(－),\s\d4(4))SO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(4))＋H＋
29%
C
醋酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋
1.33%
D
盐酸：HCl===H＋＋Cl－
100%
化学式
H2SO3
H2CO3
HClO
电离平衡常数
Ka1＝1.4×10－2
Ka2＝6.0×10－8
Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
Ka1＝4.0×10－8
物质
CH3COOH
NH3•H2O
H2CO3
H2SO3
电离常数(K)
1.8×10－5
1.8×10－5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
K1＝1.3×10－2
K2＝6.3×10－8
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