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化学选择性必修1第一节 电离平衡第二课时课时练习
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这是一份化学选择性必修1第一节 电离平衡第二课时课时练习，共8页。试卷主要包含了下列关于电离常数的说法正确的是，已知下面三个数据，2×10-4，常温下，将冰醋酸加水稀释成0等内容，欢迎下载使用。
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.恒温下，在CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D.电离常数只受温度影响，与浓度无关
2.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是( )
A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4=2H++SO42-
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
3.已知电离常数K1(H2SO3)>K1(H2CO3)≈K2(H2SO3)>K2(H2CO3),则溶液中不可以大量共存的离子组是 ( )
A.SO32-、HCO3- B.HSO3-、HCO3- C.HSO3-、CO32- D.SO32-、CO32-
4.下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
则下列说法不正确的是（ ）
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.反应HS-+CO32-=S2-+HCO3-可以发生
D.向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变
·L-1HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 ( )
A.1.0×10-5 B.1.0×10-7 C.1.0×10-8 D.1.0×10-9
6.已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数，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.K(HNO2)=4.9×10-10
C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为：HF>HNO2>HCN
D. K(HCN)7、H2CO3和H2S在25℃时的电离常数如下：
则下列反应可能发生的是 ( )
A. NaHCO3+ NaHS=Na2CO3+H2S
B.Na2S+H2O+CO2=NaHS+NaHCO3
C. H2S+2Na2CO3= Na2S+2NaHCO3
D. H2S+NaHCO3= NaHS+H2CO3
8.液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA++B-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14,K(35℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是 ( )
A.c(A+)随着温度升高而降低
B.在35℃时，c(A+)>c(B-)
C.AB的电离程度：25℃>35℃
D.AB的电离是吸热过程
9.已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：K== 1.75×10-5,其中K的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关K的下列说法正确 ( )
A.当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大
B.升高温度，K值增大
C.向醋酸溶液中加水，K值增大
D.向醋酸溶液中加氢氧化钠，K值增大
10.常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01ml·L-1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.醋酸的电离程度
C.醋酸分子的浓度
D.醋酸的电离平衡常数
11.已知室温时，0.1ml·L-1某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10-7,下列叙述错误的是( )
A.该溶液的c(H+)=1×10-4ml/L
B.此溶液中，HA约有0.1%发生电离，
C.加水稀释，HA的电离平衡向右移动，HA的电离平衡常数增大
D.加水或升高温度，HA的电离程度均增大
12.常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法
正确的是 ( )
A.酸性强弱顺序是 HCOOH>HCN>H2CO3
B.向碳酸钠饱和溶液中滴入HCN溶液，始终未见有气产生
C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K= c(HCOOH) /c(HCOO-)•c(H+)
D.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+2CN-=2HCN-+CO32-
13.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是（ ）
A.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相互关系为Ka114.下列说法正确的是（ ）
A.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
B.电离平衡常数受溶液浓度的影响
C.H2CO3的电离常数表达式：K=c(H+)·c(CO32-)/ c(H2CO3)
D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的
15.在25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数为K,用蒸馏水稀释1ml·L-1水至0.01ml·L-1,随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是 ( )
A.c(OH-) B.c(OH-)/c(NH3·H2O)
C.c(NH3·H2O)/ c(NH4+) D.Kb
16.室温下，稀氨水中存在电离平衡NH3·H2ONH4++OH-,下列有关叙述正确的是 ( )
A.加入氯化铵固体，溶液中c(OH-)增大
B.加水不断稀释，溶液碱性一定增强
C.加水稀释，平衡常数Kb增大
D.加入NaOH固体，平衡逆向移动
17.某酸HA是一元弱酸，25℃时的电离平衡常数Ka=4.0×10-8
(1)写出该酸的电离方程式： ,其电离平衡常数表达式Ka=
(2)25℃时，向1ml·L-1HA溶液中加入1ml·L-1盐酸，会 (填“抑制”或“促进”)HA的电离，
c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”),电离平衡常数Ka (填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)25℃时，若HA的起始浓度为0.01ml·L-1,则平衡时c(H+)=
18.已知：
(1)在相同浓度的H2SO3和H2CO3的溶液中，用“>”“<”或“=”填空。
c(H+): H2SO3 H2CO3
c(H2SO3) c(H2CO3)。
(2)HSO3-的电离平衡常数表达式为
(3)H2SO3溶液与 NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为
19.电离度可表示电解质的相对强弱，电离度a=(已电离的电解质的浓度/溶液中原有电解质的浓度)×100%。已知25℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1ml·L-1)如表所示：
(1)25℃时，上述几种溶液中c(H+)从大到小的顺序是 (填序号)。
(2)25℃,0.1ml·L-1硫酸溶液中HSO4-的电离度小于相同温度下0.1ml·L-1硫酸氢钠溶液中HSO4-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cml·L-1的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度a的关系为Ka= (用含c、a的代数式表示)
20.25℃时，部分物质的电离常数如下表所示：
请回答下列问题：
(1)若把CH3COOH、H2C2O4、HC2O4-、H2S、HS-都看作是酸，其中酸性最弱的是
(2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为
(3)NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为
(4)0.1ml·L-1H2S溶液中c(H+)= ml·L-1
第二节 电离平衡常数基础练习题解析版
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.恒温下，在CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D.电离常数只受温度影响，与浓度无关
解析：电离常数只受温度影响，与弱电解质的浓度无关，故A项错误，D项正确；B项，CH3COOH的电离常数表达式为Ka=，故B项错误；C项，CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，温度不变，电离常数不变，故C项错误。 答案：D
2.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是( )
A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4=2H++SO42-
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
解析：C项，由H2SO4的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部电离，故错误。答案：C
3.已知电离常数K1(H2SO3)>K1(H2CO3)≈K2(H2SO3)>K2(H2CO3),则溶液中不可以大量共存的离子组是 ( )
A.SO32-、HCO3- B.HSO3-、HCO3- C.HSO3-、CO32- D.SO32-、CO32-
解析：由K1(H2SO3)>K1(H2CO3)≈K2(H2SO3)>K2(H2CO3)可知，酸性：H2SO3>H2CO3≈HSO3->HCO3-。由强酸制弱酸的原理可知，A项，SO32-与HCO3-不反应，能大量共存；B项，HSO3-与HCO3-不反应，能大量共存；C项，由于酸性HSO3->HCO3-,则HSO3-与CO32-能反应生成HCO3-,不能大量共存；D项，SO32-与CO32-不反应，能大量共存。答案：C
4.下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
则下列说法不正确的是（ ）
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.反应HS-+CO32-=S2-+HCO3-可以发生
D.向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变
解析：因为碳酸的Ka1大于氢硫酸的Ka1,所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A项正确；多元弱酸的Ka1远远大于Ka2,所以其酸性主要由第一步电离决定，B项正确；因HS-的电离常数小于HCO3-的电离常数，故不能发生该反应，C项错误；电离常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变，D项正确。答案：C
·L-1HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 ( )
A.1.0×10-5 B.1.0×10-7 C.1.0×10-8 D.1.0×10-9
解析：发生电离的HA的物质的量浓度为(HA)=0.10ml·L-1×1%=1.0×10-3ml·L-1,根据HAH++A-,则平衡时c(H+)=c(A-)=1.0×10-3ml·L-1,c(HA)=0.10ml·L-1-1.0×10-3ml·L-1≈1.0×10-1ml·L-1,将有关数据代入电离平衡常数表达式得K=[c(H+)·c(A-)]÷c平(HA)=1.0×10-5。 答案：A
6.已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数，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.K(HNO2)=4.9×10-10
C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为：HF>HNO2>HCN
D. K(HCN)解析：根据较强的酸制备较弱酸的原理判断，三种酸的酸性强弱顺序是HF>HNO2>HCN。酸性越强电离常数越大，因此亚硝酸的电离常数应是4.6×10-4,B项不正确。答案：B
7、H2CO3和H2S在25℃时的电离常数如下：
则下列反应可能发生的是 ( )
A. NaHCO3+ NaHS=Na2CO3+H2S
B.Na2S+H2O+CO2=NaHS+NaHCO3
C. H2S+2Na2CO3= Na2S+2NaHCO3
D. H2S+NaHCO3= NaHS+H2CO3
解析： Ka2(H2CO3)Ka2(H2S),即B项反应可能发生；C项可能发生：H2S+Na2CO3=NaHS+NaHCO3;D项H2S不可能生成H2CO3。答案：B
8.液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA++B-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14,K(35℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是 ( )
A.c(A+)随着温度升高而降低
B.在35℃时，c(A+)>c(B-)
C.AB的电离程度：25℃>35℃
D.AB的电离是吸热过程
解析：根据25℃和35℃的电离平衡常数可知，AB的电离是吸热过程，即随温度升高，c(A+)逐渐增大，A项错误，D项正确；由电离方程式可知，35℃时溶液中c(A+)=c(B-),B项错误；电离程度：25℃<35℃,C项错误。答案：D
9.已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：K== 1.75×10-5,其中K的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关K的下列说法正确 ( )
A.当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大
B.升高温度，K值增大
C.向醋酸溶液中加水，K值增大
D.向醋酸溶液中加氢氧化钠，K值增大
解析:K只与温度有关，其他外界条件改变，均不影响K,醋酸电离为吸热过程，故升高温度，电离平衡正向移动，K增大，B项说法正确。答案：B
10.常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01ml·L-1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.醋酸的电离程度
C.醋酸分子的浓度
D.醋酸的电离平衡常数
解析:加水稀释时，c(H+)先增大后减小，与题意不符，中A错误；加水稀释时，醋酸的电离程度逐渐增大，与题意不符，B错误；加水稀释时，醋酸分子的物质的量逐渐减小，体积逐渐增多，则浓度逐渐减小，符合题意，C正确；加水稀释时，温度未变，则醋酸的电离平衡常数不变，与题意不符，D错误。答案：C
11.已知室温时，0.1ml·L-1某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10-7,下列叙述错误的是( )
A.该溶液的c(H+)=1×10-4ml/L
B.此溶液中，HA约有0.1%发生电离，
C.加水稀释，HA的电离平衡向右移动，HA的电离平衡常数增大
D.加水或升高温度，HA的电离程度均增大
解析:HA=H++A-,则c2/ (0.1-c)= K=1×10-7,因c很小，故0.1-c可看作0.1,解得c=1×10-4ml·L-1,A项正确；HA有1×10-4/0.1×100%=0.1%发生电离，B正确；电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，C错误；加水或升温，弱电解质的电离平衡正向移动，电离程度增大，D正确。答案：C
12.常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法
正确的是 ( )
A.酸性强弱顺序是 HCOOH>HCN>H2CO3
B.向碳酸钠饱和溶液中滴入HCN溶液，始终未见有气产生
C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K= c(HCOOH) /c(HCOO-)•c(H+)
D.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+2CN-=2HCN-+CO32-
解析:根据酸的电离平衡常数HCOOH>H2CO3>HCN可知，酸性强弱顺序为:HCOOH>H2CO3>HCN,A错误；H2CO3的酸性大于HCN,故不可能产生二氧化碳气体，B正确； HCOOH的电离平衡常数表达式为K=c(HCOO-)•c(H+) /c(HCOOH),C错误；根据酸的电离平衡常数HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-可知，酸性强弱顺序为： HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-,所以H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为：H2CO3+CN-=HCN+HCO3-,D错误。答案：B
13.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是（ ）
A.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相互关系为Ka1解析:相同条件下K越大，酸的电离程度越大，所以相同条件下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，A正确；电离平衡常数(K)是温度的函数，随温度的增大而增大，B错误；电离平衡常数(K)是温度的函数，随温度的增大而增大，不随浓度的变化而变化，C错误；多元弱酸分步电离，电离程度依次减小，所以多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1>Ka2>Ka3,D错误。答案：A
14.下列说法正确的是（ ）
A.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
B.电离平衡常数受溶液浓度的影响
C.H2CO3的电离常数表达式：K=c(H+)·c(CO32-)/ c(H2CO3)
D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的
解析:电离平衡常数可以表示弱电解质电离程度大小,所以可以表示弱电解质的相对强弱，A正确；电离平衡 数只与温度有关，与溶液浓度无关，B错误；碳酸是二元弱酸，分步电离，其第一步电离平衡常数K=c(H+)·c(HCO3-)/ c(H2CO3),C错误；酸溶液中c(H+)与溶液浓度及电离程度有关，所以电离常数大的酸溶液中c(H+)不一定比电离常数小的酸中大，D错误。答案：A
15.在25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数为K,用蒸馏水稀释1ml·L-1水至0.01ml·L-1,随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是 ( )
A.c(OH-) B.c(OH-)/c(NH3·H2O)
C.c(NH3·H2O)/ c(NH4+) D.Kb
解析：加水稀释促进NH3·H2O电离，则溶液中n(OH-)增大，但n(OH-)增大程度小于溶液体积增大程度，所以c(OH-)减小，A错误；加水稀释促进一水合氨电离，则溶液中氢氧根离子、铵根离子的物质的量增大，一水合氨分子的物质的量减小，所以c(OH-)/ c(NH3·H2O) 增大，B正确；加水稀释促进NH3·H2O电离，则溶液中n(OH-)增大，n(NH4+)增大，n(NH3·H2O)减小，所以 c(NH3·H2O)/ c(NH4+)=n(NH3·H2O) / n(NH4+)变小，C错误；电离平衡常数只受温度影响，温度不变，加水稀释，K不变，D错误。答案：B
16.室温下，稀氨水中存在电离平衡NH3·H2ONH4++OH-,下列有关叙述正确的是 ( )
A.加入氯化铵固体，溶液中c(OH-)增大
B.加水不断稀释，溶液碱性一定增强
C.加水稀释，平衡常数Kb增大
D.加入NaOH固体，平衡逆向移动
解析:加入的氯化铵属于易强电解质，固体解后，电离平衡中生成物浓度增大，电离平衡将逆向移动，溶液中c(OH-)将减小，A错误；加水稀释，溶液中c(OH-)将减小，溶液的碱性将减弱，B错误；平衡常数K只与温度有关，温度不变，平衡常数K不变，C错误；加入的NaOH属于易滚强电解质，固体溶解后，电离平衡中生成物浓度增大，电离平衡将逆向移动，D正确。答案：D
17.某酸HA是一元弱酸，25℃时的电离平衡常数Ka=4.0×10-8
(1)写出该酸的电离方程式： ,其电离平衡常数表达式Ka=
(2)25℃时，向1ml·L-1HA溶液中加入1ml·L-1盐酸，会 (填“抑制”或“促进”)HA的电离，
c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”),电离平衡常数Ka (填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)25℃时，若HA的起始浓度为0.01ml·L-1,则平衡时c(H+)=
参考答案：(1)HAH++A-
（2）抑制 增大 不变 （3）2.0×10-5ml·L-1
[解析](1)HA是一元弱酸，电离时分子与离子共存，则电离方程式为HA=H++A-;K=c(H+)c(A-) c(HA) i(2)25℃时，向1ml·L-1HA溶液中加入1ml·L-1盐酸，导致溶液中的氢离子浓度增大，则平衡向氢离子浓度减小的方向移动，即抑制HA的电离，但c(H+)增大；温度未变，则K不变；(3)K=c(H+)·c(A-),c(HA)= (HA)
0.01ml·L-1,c(H+)=c(A-),则c2(H+)=Kc(HA)=0.01×4.0×10-8=4.0×10-10,c(H+)=2.010-5ml·L-1
18.已知：
(1)在相同浓度的H2SO3和H2CO3的溶液中，用“>”“<”或“=”填空。
c(H+): H2SO3 H2CO3
c(H2SO3) c(H2CO3)。
(2)HSO3-的电离平衡常数表达式为
(3)H2SO3溶液与 NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为
参考答案：(1)> <
(2)Ka=
(3)H2SO3 +HCO3-=H2O+CO2↑+HSO3-
19.电离度可表示电解质的相对强弱，电离度a=(已电离的电解质的浓度/溶液中原有电解质的浓度)×100%。已知25℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1ml·L-1)如表所示：
(1)25℃时，上述几种溶液中c(H+)从大到小的顺序是 (填序号)。
(2)25℃,0.1ml·L-1硫酸溶液中HSO4-的电离度小于相同温度下0.1ml·L-1硫酸氢钠溶液中HSO4-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cml·L-1的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度a的关系为Ka= (用含c、a的代数式表示)
参考答案：(1)ADBC
(2)硫酸的第一步电离抑制了硫酸氢根离子的电离
(3)Ka=c(CH3COO-)• c(H+)/ c(CH3COOH) ca2/(1-a)
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-1=0.11ml·L-1，硫酸氢钠溶液中c(H+)=(0.1×29%)ml·L-1=0.029ml·L-1;醋酸中c(H+)=(0.1×1.33%)ml·L-1=0.00133ml·L-1;盐酸中 c(H+)=0.1ml·L-1,所以c(H+)由大到小的顺序是ADBC (2)硫酸溶液中，硫酸第一步电离出氢离子，第二步又电离出氢离子，第一步电离出的氢离子抑制了第二步的电离，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子的电离不受抑制，所以0.1ml·L-1H2SO4溶液中HSO4-的电离度小于0.1ml·L-1 NaHSO4溶液中HSO4-的电离度。 (3)CH3COOH在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+,则Ka=;醋酸中c(H+)= =ca,则Ka=c(CH3COO-)• c(H+)/ c(CH3COOH)=ca•ca/(c-ca)=ca2/(1-a)
20.25℃时，部分物质的电离常数如下表所示：
请回答下列问题：
(1)若把CH3COOH、H2C2O4、HC2O4-、H2S、HS-都看作是酸，其中酸性最弱的是
(2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为
(3)NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为
(4)0.1ml·L-1H2S溶液中c(H+)= ml·L-1
参考答案：(1)HS- (2)H2C2O4>CH3COOH>H2S (3)HS-+H2CO4-=H2S+C2O42-
(4)1.0×10-4
解析：(1)同一温度下，酸的电离常数越大其酸性越强，根据电离常数可知酸性强弱顺序：H2C2O4>HC2O4-> CH3COOH >H2S>HS-,即酸性最弱的是HS-。(2)根据电离常数可知酸性强弱的顺序：H2C2O4>CH3COOH>H2S。(3)由于酸性HC2O4->H2S>HS-,即NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应生成H2S和C2O42-,离子方程式为HS-+HC2O4-=H2S↑+C2O42-(4)H2S为弱酸，电离程度较小，以第一步电离为主；已知H2S HS-+H+,Ka1=1.0×10-7,设。0.1ml·L-1H2S溶液中c(H+)为xml·L-1,则根据电离平衡常数可知：Ka1=c(H+)·c(HS-) /c(H2S) ,由于c(H+)≈c(HS-),即c2(H+)/0.1=1.0×10-7,则c(H+)=10-4ml·L-1
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
CH3COOH
H2CO3
H2S
H3PO4
Ka =1.75×10-5
Kal=4.5×10-7
Ka2=4.7×10-11
Kal=1.1×10-7
Ka2=1.3×10-13
Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
电离常数
Ka1
Ka2
H2CO3
4.5×10-7
4.7×10-11
H2S
1.1×10-7
1.3×10-13
化学式
HCOOH
H2CO3
HCN
电离平衡常数
K=1.8×10-4
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
K=4.9×10-10
Kal
Ka2
H2SO3
1.54×10-2
1.02×10-7
H2CO3
4.3×10-7
5.6×10-11
编号
物质(微粒)
电离度a
A
硫酸溶液(第一步完全电离):第二步
HSO4-SO42-+ H+
10%
B
硫酸氢钠溶液：HSO4-SO42-+ H+
29%
C
醋酸：CH3COOHCH3COO-+H+
1.33%
D
盐酸；HCl=H++Cl-
100%
化学式
CH3COOH
H2C2O4
H2S
电离常数
1.8×10-5
Ka1=5.4×10-2
Ka2=5.4×10-5
Ka1=1.0×10-7
Ka2=1.3×10-13
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
CH3COOH
H2CO3
H2S
H3PO4
Ka =1.75×10-5
Kal=4.5×10-7
Ka2=4.7×10-11
Kal=1.1×10-7
Ka2=1.3×10-13
Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
电离常数
Ka1
Ka2
H2CO3
4.5×10-7
4.7×10-11
H2S
1.1×10-7
1.3×10-13
化学式
HCOOH
H2CO3
HCN
电离平衡常数
K=1.8×10-4
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
K=4.9×10-10
Kal
Ka2
H2SO3
1.54×10-2
1.02×10-7
H2CO3
4.3×10-7
5.6×10-11
编号
物质(微粒)
电离度a
A
硫酸溶液(第一步完全电离):第二步
HSO4-SO42-+ H+
10%
B
硫酸氢钠溶液：HSO4-SO42-+ H+
29%
C
醋酸：CH3COOHCH3COO-+H+
1.33%
D
盐酸；HCl=H++Cl-
100%
化学式
CH3COOH
H2C2O4
H2S
电离常数
1.8×10-5
Ka1=5.4×10-2
Ka2=5.4×10-5
Ka1=1.0×10-7
Ka2=1.3×10-13
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.恒温下，在CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D.电离常数只受温度影响，与浓度无关
2.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是( )
A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4=2H++SO42-
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
3.已知电离常数K1(H2SO3)>K1(H2CO3)≈K2(H2SO3)>K2(H2CO3),则溶液中不可以大量共存的离子组是 ( )
A.SO32-、HCO3- B.HSO3-、HCO3- C.HSO3-、CO32- D.SO32-、CO32-
4.下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
则下列说法不正确的是（ ）
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.反应HS-+CO32-=S2-+HCO3-可以发生
D.向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变
·L-1HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 ( )
A.1.0×10-5 B.1.0×10-7 C.1.0×10-8 D.1.0×10-9
6.已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数，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.K(HNO2)=4.9×10-10
C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为：HF>HNO2>HCN
D. K(HCN)
则下列反应可能发生的是 ( )
A. NaHCO3+ NaHS=Na2CO3+H2S
B.Na2S+H2O+CO2=NaHS+NaHCO3
C. H2S+2Na2CO3= Na2S+2NaHCO3
D. H2S+NaHCO3= NaHS+H2CO3
8.液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA++B-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14,K(35℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是 ( )
A.c(A+)随着温度升高而降低
B.在35℃时，c(A+)>c(B-)
C.AB的电离程度：25℃>35℃
D.AB的电离是吸热过程
9.已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：K== 1.75×10-5,其中K的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关K的下列说法正确 ( )
A.当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大
B.升高温度，K值增大
C.向醋酸溶液中加水，K值增大
D.向醋酸溶液中加氢氧化钠，K值增大
10.常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01ml·L-1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.醋酸的电离程度
C.醋酸分子的浓度
D.醋酸的电离平衡常数
11.已知室温时，0.1ml·L-1某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10-7,下列叙述错误的是( )
A.该溶液的c(H+)=1×10-4ml/L
B.此溶液中，HA约有0.1%发生电离，
C.加水稀释，HA的电离平衡向右移动，HA的电离平衡常数增大
D.加水或升高温度，HA的电离程度均增大
12.常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法
正确的是 ( )
A.酸性强弱顺序是 HCOOH>HCN>H2CO3
B.向碳酸钠饱和溶液中滴入HCN溶液，始终未见有气产生
C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K= c(HCOOH) /c(HCOO-)•c(H+)
D.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+2CN-=2HCN-+CO32-
13.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是（ ）
A.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相互关系为Ka1
A.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
B.电离平衡常数受溶液浓度的影响
C.H2CO3的电离常数表达式：K=c(H+)·c(CO32-)/ c(H2CO3)
D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的
15.在25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数为K,用蒸馏水稀释1ml·L-1水至0.01ml·L-1,随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是 ( )
A.c(OH-) B.c(OH-)/c(NH3·H2O)
C.c(NH3·H2O)/ c(NH4+) D.Kb
16.室温下，稀氨水中存在电离平衡NH3·H2ONH4++OH-,下列有关叙述正确的是 ( )
A.加入氯化铵固体，溶液中c(OH-)增大
B.加水不断稀释，溶液碱性一定增强
C.加水稀释，平衡常数Kb增大
D.加入NaOH固体，平衡逆向移动
17.某酸HA是一元弱酸，25℃时的电离平衡常数Ka=4.0×10-8
(1)写出该酸的电离方程式： ,其电离平衡常数表达式Ka=
(2)25℃时，向1ml·L-1HA溶液中加入1ml·L-1盐酸，会 (填“抑制”或“促进”)HA的电离，
c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”),电离平衡常数Ka (填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)25℃时，若HA的起始浓度为0.01ml·L-1,则平衡时c(H+)=
18.已知：
(1)在相同浓度的H2SO3和H2CO3的溶液中，用“>”“<”或“=”填空。
c(H+): H2SO3 H2CO3
c(H2SO3) c(H2CO3)。
(2)HSO3-的电离平衡常数表达式为
(3)H2SO3溶液与 NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为
19.电离度可表示电解质的相对强弱，电离度a=(已电离的电解质的浓度/溶液中原有电解质的浓度)×100%。已知25℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1ml·L-1)如表所示：
(1)25℃时，上述几种溶液中c(H+)从大到小的顺序是 (填序号)。
(2)25℃,0.1ml·L-1硫酸溶液中HSO4-的电离度小于相同温度下0.1ml·L-1硫酸氢钠溶液中HSO4-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cml·L-1的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度a的关系为Ka= (用含c、a的代数式表示)
20.25℃时，部分物质的电离常数如下表所示：
请回答下列问题：
(1)若把CH3COOH、H2C2O4、HC2O4-、H2S、HS-都看作是酸，其中酸性最弱的是
(2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为
(3)NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为
(4)0.1ml·L-1H2S溶液中c(H+)= ml·L-1
第二节 电离平衡常数基础练习题解析版
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.恒温下，在CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D.电离常数只受温度影响，与浓度无关
解析：电离常数只受温度影响，与弱电解质的浓度无关，故A项错误，D项正确；B项，CH3COOH的电离常数表达式为Ka=，故B项错误；C项，CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，温度不变，电离常数不变，故C项错误。 答案：D
2.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是( )
A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4=2H++SO42-
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
解析：C项，由H2SO4的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部电离，故错误。答案：C
3.已知电离常数K1(H2SO3)>K1(H2CO3)≈K2(H2SO3)>K2(H2CO3),则溶液中不可以大量共存的离子组是 ( )
A.SO32-、HCO3- B.HSO3-、HCO3- C.HSO3-、CO32- D.SO32-、CO32-
解析：由K1(H2SO3)>K1(H2CO3)≈K2(H2SO3)>K2(H2CO3)可知，酸性：H2SO3>H2CO3≈HSO3->HCO3-。由强酸制弱酸的原理可知，A项，SO32-与HCO3-不反应，能大量共存；B项，HSO3-与HCO3-不反应，能大量共存；C项，由于酸性HSO3->HCO3-,则HSO3-与CO32-能反应生成HCO3-,不能大量共存；D项，SO32-与CO32-不反应，能大量共存。答案：C
4.下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
则下列说法不正确的是（ ）
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.反应HS-+CO32-=S2-+HCO3-可以发生
D.向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变
解析：因为碳酸的Ka1大于氢硫酸的Ka1,所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A项正确；多元弱酸的Ka1远远大于Ka2,所以其酸性主要由第一步电离决定，B项正确；因HS-的电离常数小于HCO3-的电离常数，故不能发生该反应，C项错误；电离常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变，D项正确。答案：C
·L-1HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 ( )
A.1.0×10-5 B.1.0×10-7 C.1.0×10-8 D.1.0×10-9
解析：发生电离的HA的物质的量浓度为(HA)=0.10ml·L-1×1%=1.0×10-3ml·L-1,根据HAH++A-,则平衡时c(H+)=c(A-)=1.0×10-3ml·L-1,c(HA)=0.10ml·L-1-1.0×10-3ml·L-1≈1.0×10-1ml·L-1,将有关数据代入电离平衡常数表达式得K=[c(H+)·c(A-)]÷c平(HA)=1.0×10-5。 答案：A
6.已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数，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.K(HNO2)=4.9×10-10
C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为：HF>HNO2>HCN
D. K(HCN)
7、H2CO3和H2S在25℃时的电离常数如下：
则下列反应可能发生的是 ( )
A. NaHCO3+ NaHS=Na2CO3+H2S
B.Na2S+H2O+CO2=NaHS+NaHCO3
C. H2S+2Na2CO3= Na2S+2NaHCO3
D. H2S+NaHCO3= NaHS+H2CO3
解析： Ka2(H2CO3)
8.液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA++B-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-14,K(35℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是 ( )
A.c(A+)随着温度升高而降低
B.在35℃时，c(A+)>c(B-)
C.AB的电离程度：25℃>35℃
D.AB的电离是吸热过程
解析：根据25℃和35℃的电离平衡常数可知，AB的电离是吸热过程，即随温度升高，c(A+)逐渐增大，A项错误，D项正确；由电离方程式可知，35℃时溶液中c(A+)=c(B-),B项错误；电离程度：25℃<35℃,C项错误。答案：D
9.已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：K== 1.75×10-5,其中K的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关K的下列说法正确 ( )
A.当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大
B.升高温度，K值增大
C.向醋酸溶液中加水，K值增大
D.向醋酸溶液中加氢氧化钠，K值增大
解析:K只与温度有关，其他外界条件改变，均不影响K,醋酸电离为吸热过程，故升高温度，电离平衡正向移动，K增大，B项说法正确。答案：B
10.常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01ml·L-1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.醋酸的电离程度
C.醋酸分子的浓度
D.醋酸的电离平衡常数
解析:加水稀释时，c(H+)先增大后减小，与题意不符，中A错误；加水稀释时，醋酸的电离程度逐渐增大，与题意不符，B错误；加水稀释时，醋酸分子的物质的量逐渐减小，体积逐渐增多，则浓度逐渐减小，符合题意，C正确；加水稀释时，温度未变，则醋酸的电离平衡常数不变，与题意不符，D错误。答案：C
11.已知室温时，0.1ml·L-1某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10-7,下列叙述错误的是( )
A.该溶液的c(H+)=1×10-4ml/L
B.此溶液中，HA约有0.1%发生电离，
C.加水稀释，HA的电离平衡向右移动，HA的电离平衡常数增大
D.加水或升高温度，HA的电离程度均增大
解析:HA=H++A-,则c2/ (0.1-c)= K=1×10-7,因c很小，故0.1-c可看作0.1,解得c=1×10-4ml·L-1,A项正确；HA有1×10-4/0.1×100%=0.1%发生电离，B正确；电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，C错误；加水或升温，弱电解质的电离平衡正向移动，电离程度增大，D正确。答案：C
12.常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法
正确的是 ( )
A.酸性强弱顺序是 HCOOH>HCN>H2CO3
B.向碳酸钠饱和溶液中滴入HCN溶液，始终未见有气产生
C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K= c(HCOOH) /c(HCOO-)•c(H+)
D.H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3+2CN-=2HCN-+CO32-
解析:根据酸的电离平衡常数HCOOH>H2CO3>HCN可知，酸性强弱顺序为:HCOOH>H2CO3>HCN,A错误；H2CO3的酸性大于HCN,故不可能产生二氧化碳气体，B正确； HCOOH的电离平衡常数表达式为K=c(HCOO-)•c(H+) /c(HCOOH),C错误；根据酸的电离平衡常数HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-可知，酸性强弱顺序为： HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-,所以H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为：H2CO3+CN-=HCN+HCO3-,D错误。答案：B
13.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是（ ）
A.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相互关系为Ka1
14.下列说法正确的是（ ）
A.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
B.电离平衡常数受溶液浓度的影响
C.H2CO3的电离常数表达式：K=c(H+)·c(CO32-)/ c(H2CO3)
D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的
解析:电离平衡常数可以表示弱电解质电离程度大小,所以可以表示弱电解质的相对强弱，A正确；电离平衡 数只与温度有关，与溶液浓度无关，B错误；碳酸是二元弱酸，分步电离，其第一步电离平衡常数K=c(H+)·c(HCO3-)/ c(H2CO3),C错误；酸溶液中c(H+)与溶液浓度及电离程度有关，所以电离常数大的酸溶液中c(H+)不一定比电离常数小的酸中大，D错误。答案：A
15.在25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数为K,用蒸馏水稀释1ml·L-1水至0.01ml·L-1,随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是 ( )
A.c(OH-) B.c(OH-)/c(NH3·H2O)
C.c(NH3·H2O)/ c(NH4+) D.Kb
解析：加水稀释促进NH3·H2O电离，则溶液中n(OH-)增大，但n(OH-)增大程度小于溶液体积增大程度，所以c(OH-)减小，A错误；加水稀释促进一水合氨电离，则溶液中氢氧根离子、铵根离子的物质的量增大，一水合氨分子的物质的量减小，所以c(OH-)/ c(NH3·H2O) 增大，B正确；加水稀释促进NH3·H2O电离，则溶液中n(OH-)增大，n(NH4+)增大，n(NH3·H2O)减小，所以 c(NH3·H2O)/ c(NH4+)=n(NH3·H2O) / n(NH4+)变小，C错误；电离平衡常数只受温度影响，温度不变，加水稀释，K不变，D错误。答案：B
16.室温下，稀氨水中存在电离平衡NH3·H2ONH4++OH-,下列有关叙述正确的是 ( )
A.加入氯化铵固体，溶液中c(OH-)增大
B.加水不断稀释，溶液碱性一定增强
C.加水稀释，平衡常数Kb增大
D.加入NaOH固体，平衡逆向移动
解析:加入的氯化铵属于易强电解质，固体解后，电离平衡中生成物浓度增大，电离平衡将逆向移动，溶液中c(OH-)将减小，A错误；加水稀释，溶液中c(OH-)将减小，溶液的碱性将减弱，B错误；平衡常数K只与温度有关，温度不变，平衡常数K不变，C错误；加入的NaOH属于易滚强电解质，固体溶解后，电离平衡中生成物浓度增大，电离平衡将逆向移动，D正确。答案：D
17.某酸HA是一元弱酸，25℃时的电离平衡常数Ka=4.0×10-8
(1)写出该酸的电离方程式： ,其电离平衡常数表达式Ka=
(2)25℃时，向1ml·L-1HA溶液中加入1ml·L-1盐酸，会 (填“抑制”或“促进”)HA的电离，
c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”),电离平衡常数Ka (填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)25℃时，若HA的起始浓度为0.01ml·L-1,则平衡时c(H+)=
参考答案：(1)HAH++A-
（2）抑制 增大 不变 （3）2.0×10-5ml·L-1
[解析](1)HA是一元弱酸，电离时分子与离子共存，则电离方程式为HA=H++A-;K=c(H+)c(A-) c(HA) i(2)25℃时，向1ml·L-1HA溶液中加入1ml·L-1盐酸，导致溶液中的氢离子浓度增大，则平衡向氢离子浓度减小的方向移动，即抑制HA的电离，但c(H+)增大；温度未变，则K不变；(3)K=c(H+)·c(A-),c(HA)= (HA)
0.01ml·L-1,c(H+)=c(A-),则c2(H+)=Kc(HA)=0.01×4.0×10-8=4.0×10-10,c(H+)=2.010-5ml·L-1
18.已知：
(1)在相同浓度的H2SO3和H2CO3的溶液中，用“>”“<”或“=”填空。
c(H+): H2SO3 H2CO3
c(H2SO3) c(H2CO3)。
(2)HSO3-的电离平衡常数表达式为
(3)H2SO3溶液与 NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为
参考答案：(1)> <
(2)Ka=
(3)H2SO3 +HCO3-=H2O+CO2↑+HSO3-
19.电离度可表示电解质的相对强弱，电离度a=(已电离的电解质的浓度/溶液中原有电解质的浓度)×100%。已知25℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1ml·L-1)如表所示：
(1)25℃时，上述几种溶液中c(H+)从大到小的顺序是 (填序号)。
(2)25℃,0.1ml·L-1硫酸溶液中HSO4-的电离度小于相同温度下0.1ml·L-1硫酸氢钠溶液中HSO4-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cml·L-1的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度a的关系为Ka= (用含c、a的代数式表示)
参考答案：(1)ADBC
(2)硫酸的第一步电离抑制了硫酸氢根离子的电离
(3)Ka=c(CH3COO-)• c(H+)/ c(CH3COOH) ca2/(1-a)
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-1=0.11ml·L-1，硫酸氢钠溶液中c(H+)=(0.1×29%)ml·L-1=0.029ml·L-1;醋酸中c(H+)=(0.1×1.33%)ml·L-1=0.00133ml·L-1;盐酸中 c(H+)=0.1ml·L-1,所以c(H+)由大到小的顺序是ADBC (2)硫酸溶液中，硫酸第一步电离出氢离子，第二步又电离出氢离子，第一步电离出的氢离子抑制了第二步的电离，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子的电离不受抑制，所以0.1ml·L-1H2SO4溶液中HSO4-的电离度小于0.1ml·L-1 NaHSO4溶液中HSO4-的电离度。 (3)CH3COOH在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+,则Ka=;醋酸中c(H+)= =ca,则Ka=c(CH3COO-)• c(H+)/ c(CH3COOH)=ca•ca/(c-ca)=ca2/(1-a)
20.25℃时，部分物质的电离常数如下表所示：
请回答下列问题：
(1)若把CH3COOH、H2C2O4、HC2O4-、H2S、HS-都看作是酸，其中酸性最弱的是
(2)CH3COOH、H2C2O4、H2S的酸性由强到弱的顺序为
(3)NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应的离子方程式为
(4)0.1ml·L-1H2S溶液中c(H+)= ml·L-1
参考答案：(1)HS- (2)H2C2O4>CH3COOH>H2S (3)HS-+H2CO4-=H2S+C2O42-
(4)1.0×10-4
解析：(1)同一温度下，酸的电离常数越大其酸性越强，根据电离常数可知酸性强弱顺序：H2C2O4>HC2O4-> CH3COOH >H2S>HS-,即酸性最弱的是HS-。(2)根据电离常数可知酸性强弱的顺序：H2C2O4>CH3COOH>H2S。(3)由于酸性HC2O4->H2S>HS-,即NaHS溶液与NaHC2O4溶液反应生成H2S和C2O42-,离子方程式为HS-+HC2O4-=H2S↑+C2O42-(4)H2S为弱酸，电离程度较小，以第一步电离为主；已知H2S HS-+H+,Ka1=1.0×10-7,设。0.1ml·L-1H2S溶液中c(H+)为xml·L-1,则根据电离平衡常数可知：Ka1=c(H+)·c(HS-) /c(H2S) ,由于c(H+)≈c(HS-),即c2(H+)/0.1=1.0×10-7,则c(H+)=10-4ml·L-1
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
CH3COOH
H2CO3
H2S
H3PO4
Ka =1.75×10-5
Kal=4.5×10-7
Ka2=4.7×10-11
Kal=1.1×10-7
Ka2=1.3×10-13
Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
电离常数
Ka1
Ka2
H2CO3
4.5×10-7
4.7×10-11
H2S
1.1×10-7
1.3×10-13
化学式
HCOOH
H2CO3
HCN
电离平衡常数
K=1.8×10-4
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
K=4.9×10-10
Kal
Ka2
H2SO3
1.54×10-2
1.02×10-7
H2CO3
4.3×10-7
5.6×10-11
编号
物质(微粒)
电离度a
A
硫酸溶液(第一步完全电离):第二步
HSO4-SO42-+ H+
10%
B
硫酸氢钠溶液：HSO4-SO42-+ H+
29%
C
醋酸：CH3COOHCH3COO-+H+
1.33%
D
盐酸；HCl=H++Cl-
100%
化学式
CH3COOH
H2C2O4
H2S
电离常数
1.8×10-5
Ka1=5.4×10-2
Ka2=5.4×10-5
Ka1=1.0×10-7
Ka2=1.3×10-13
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
CH3COOH
H2CO3
H2S
H3PO4
Ka =1.75×10-5
Kal=4.5×10-7
Ka2=4.7×10-11
Kal=1.1×10-7
Ka2=1.3×10-13
Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
电离常数
Ka1
Ka2
H2CO3
4.5×10-7
4.7×10-11
H2S
1.1×10-7
1.3×10-13
化学式
HCOOH
H2CO3
HCN
电离平衡常数
K=1.8×10-4
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
K=4.9×10-10
Kal
Ka2
H2SO3
1.54×10-2
1.02×10-7
H2CO3
4.3×10-7
5.6×10-11
编号
物质(微粒)
电离度a
A
硫酸溶液(第一步完全电离):第二步
HSO4-SO42-+ H+
10%
B
硫酸氢钠溶液：HSO4-SO42-+ H+
29%
C
醋酸：CH3COOHCH3COO-+H+
1.33%
D
盐酸；HCl=H++Cl-
100%
化学式
CH3COOH
H2C2O4
H2S
电离常数
1.8×10-5
Ka1=5.4×10-2
Ka2=5.4×10-5
Ka1=1.0×10-7
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