資源簡(jiǎn)介

中小學(xué)教育資源及組卷應(yīng)用平臺(tái)
第14講 電離平衡常數(shù)　強(qiáng)酸與弱酸比較
1.構(gòu)建電離平衡常數(shù)模型，并能應(yīng)用模型解釋弱電解質(zhì)在水中發(fā)生的變化。
2.建立判斷強(qiáng)弱電解質(zhì)和“強(qiáng)酸制弱酸”的思維模型。
一、電離平衡常數(shù)
1．概念
在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)于一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的 ，與溶液中 之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。
2．電離平衡常數(shù)的表示方法
ABA＋＋B－　K＝。
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝；
NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝。
(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)
多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如，
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝；
HCOH＋＋CO Ka2＝。
多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由 電離決定。由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。
3．電離常數(shù)的意義
表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度 ，酸(或堿)性 。
4．電離常數(shù)的影響因素
(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù) ，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的 所決定。
(2)外因：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與 有關(guān)，由于電離為 過程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而 。
5．電離常數(shù)的計(jì)算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
　　　　　　 CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始濃度/(mol·L－1) a 0 0
變化濃度/(mol·L－1) x x x
平衡濃度/(mol·L－1) a－x x x
則Ka＝＝≈。
【特別提醒】由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時(shí)弱電解質(zhì)的濃度(a－x) mol·L－1一般近似為a mol·L－1。
電離度(α)＝
注意：溫度越高電離度越大；稀釋溶液，電離度變大。弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的另一種參數(shù)。
6.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用
(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。
(2)根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，相同條件下相對(duì)強(qiáng)的酸(或堿)制相對(duì)弱的酸(或堿)。
(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對(duì)大小判斷電離平衡的移動(dòng)方向。
(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋，＝＝，加水稀釋時(shí)，c(H＋)減小，Ka值不變，則增大。
二、強(qiáng)酸與弱酸的比較
1．實(shí)驗(yàn)探究：CH3COOH與H2CO3酸性強(qiáng)弱比較
實(shí)驗(yàn)操作
實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象 有 產(chǎn)生
實(shí)驗(yàn)結(jié)論 CH3COOH酸性大于碳酸
Ka大小比較 Ka(CH3COOH) Ka1(H2CO3)
2.思考與討論：鎂條與等濃度、等體積的鹽酸、醋酸的反應(yīng)
向兩個(gè)錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，蓋緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol·L－1鹽酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，測(cè)得錐形瓶?jī)?nèi)氣體的壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化如圖所示：
由上述圖像分析兩種反應(yīng)的反應(yīng)速率的變化情況
宏觀辨識(shí) 微觀探析
反應(yīng)初期 鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸 鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋) ，因而反應(yīng)速率
反應(yīng) 過程中 鹽酸的反應(yīng)速率始終比醋酸 ，鹽酸的反應(yīng)速率減小 ，醋酸的反應(yīng)速率減 小 醋酸中存在電離平衡，隨反應(yīng)的進(jìn)行，電離平衡 ，消耗的氫離子能及時(shí) ，所以一段時(shí)間速率變化不明顯
最終 二者產(chǎn)生的氫氣的量基本 ，速率幾乎都變?yōu)? 鎂條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量 ，隨醋酸電離，平衡正向移動(dòng)，醋酸幾乎 ，最終二者與鎂條反應(yīng)的氫離子的物質(zhì)的量幾乎 ，因而產(chǎn)生的H2的量幾乎相同。兩種酸都幾乎消耗完全，反應(yīng)停止，因而反應(yīng)速率幾乎
3.一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較
(1)相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項(xiàng)目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量 與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率
一元強(qiáng)酸
一元弱酸
(2)相同體積、相同c(H＋)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項(xiàng)目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量 與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率
一元強(qiáng)酸
一元弱酸
考點(diǎn)01 電離常數(shù)的概念及表達(dá)式
【例1】下列有關(guān)電離常數(shù)的表達(dá)式錯(cuò)誤的是（ ）
A．：
B．：
C．：
D．：
【變式1-1】已知25℃時(shí)，K==1.75×10-5，其中K是該溫度下CH3COOH的電離平衡常數(shù)。下列說法正確的是（ ）
A．向該溶液中加入一定量的硫酸，K增大
B．升高溫度，K增大
C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大
D．向CH3COOH溶液中加入少量氫氧化鈉溶液，K增大
考點(diǎn)02 利用Ka比較弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱
【例2】時(shí)，的電離常數(shù)，的電離常數(shù)。下列說法正確的是
A．的酸性弱于
B．的酸性弱于
C．多元弱酸第一步電離產(chǎn)生的對(duì)第二步電離有促進(jìn)作用
D．多元弱酸的酸性主要由第二步電離決定
【變式2-1】如表是25℃時(shí)，幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)：
酸 CH3COOH HF HCN
電離平衡常數(shù)(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10
下列說法正確的是
A．三種酸中酸性最強(qiáng)的是CH3COOH
B．三種酸中HF能腐蝕玻璃是因?yàn)槠潆婋x平衡常數(shù)最大
C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的電離程度增大
D．在溶液中反應(yīng)HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易發(fā)生
【變式2-2】已知時(shí)有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如表：
弱酸 HCN
電離平衡常數(shù)
則時(shí)，下列有關(guān)說法正確的是
A．相同的三種溶液，濃度關(guān)系：
B．將均為4的溶液和HCN溶液稀釋相同的倍數(shù)后，前者的小于后者
C．向溶液中通入少量所發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)為
D．將等濃度的HCN溶液和溶液等體積混合，所得溶液呈酸性
考點(diǎn)03 弱酸溶液離子濃度比值變化的判斷
【例3】56．下表是幾種弱酸在常溫下的電離平衡常數(shù)：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 K1=7.5×10-3 K2=6.2×10-8 K3=2.2×10-13
則下列說法中不正確的是
A．碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定
C．常溫下，加水稀釋醋酸，增大
D．向弱酸溶液中加少量 NaOH 溶液，電離常數(shù)不變
【變式3-1】25 ℃時(shí)，的鹽酸和醋酸溶液各分別加水稀釋，溶液導(dǎo)電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法不正確的是

A．曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程
B．a(chǎn)點(diǎn)溶液中的比b點(diǎn)溶液中的大
C．b點(diǎn)溶液中和氫氧化鈉的能力強(qiáng)于a點(diǎn)溶液
D．將a、b兩點(diǎn)所示溶液加熱至30 ℃，的值變小
考點(diǎn)04 強(qiáng)酸、弱酸的比較
【例4】下列敘述可說明屬于弱酸的是
A．能與水以任意比互溶
B．溶液中約為
C．能與溶液反應(yīng)，產(chǎn)生氣體
D．溶液能使紫色石蕊溶液變紅
【變式4-1】3.的兩種酸溶液A、B各，分別加水稀釋到，其與溶液體積(V)的關(guān)系如圖示，下列說法錯(cuò)誤的是
A．若，則A是強(qiáng)酸，B是弱酸
B．若，則A、B都是弱酸
C．稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱
D．A、B兩種酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等
1．下列有關(guān)電離常數(shù)的敘述正確的是（ ）
A．電離常數(shù)受溶液中電解質(zhì)濃度的影響
B．電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱
C．電離常數(shù)大的酸溶液中c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H+)大
D．常溫下，0.1mol/L的醋酸溶液中有1%的醋酸發(fā)生電離，則醋酸的電離常數(shù)Ka=10-4
2．下列事實(shí)可以證明NH3·H2O是弱堿的是
A．氨水能跟CuCl2溶液反應(yīng)生成Cu(OH)2沉淀
B．銨鹽受熱易分解，放出氨氣
C．0.1mol·L-1的氨水可以使酚酞溶液變紅
D．0.1mol·L-1的氨水中，c(OH-)約為0.001mol·L-1
3．下列事實(shí)能證明HA是弱酸的是
①0.1 mol·LHA溶液中通入HCl，減小
②0.1 mol·LHA溶液可以使石蕊溶液變紅
③常溫下，0.1 mol·LHA溶液中 mol·L
④相同溫度下，0.1 mol·LHA溶液的導(dǎo)電能力比0.1 mol·L 溶液弱
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
4．溶液中有1%的電離，則的電離平衡常數(shù)為
A． B． C． D．
5．1 mol·L-1 HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為
A．1.0×10-4 B．1.0×10-5 C．1.0×10-2 D．1.0×10-6
6.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
電離平衡常數(shù)(25℃) Ki=1.77×10-4 Ki=4.9×10-10 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11
下列選項(xiàng)錯(cuò)誤的是
A．2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO
B．2HCOOH+CO→2HCOO-+H2O+CO2↑
C．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．等pH的HCOOH和HCN稀釋相同的倍數(shù)后pH前者大于后者
7．已知常溫下的電離平衡常數(shù)，；的電離平衡常數(shù)，。下列說法不正確的是
A．稀釋溶液，減小
B．酸性：
C．用溶液吸收，當(dāng)溶液呈中性時(shí)，
D．的溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后與的比值為1∶10
8．已知，時(shí)溶液中存在以下平衡：
①
②
③
時(shí)，溶液中，隨的變化關(guān)系如圖所示。下列說法錯(cuò)誤的是

A．溶液中，加入少量的氣體，增大
B．溶液顏色不再變化，可以判斷該體系達(dá)到平衡狀態(tài)
C．a(chǎn)點(diǎn)溶液中離子濃度關(guān)系：
D．反應(yīng)③的化學(xué)平衡常數(shù)
9.常溫下碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離平衡常數(shù)如下表。下列說法正確的是
A．向溶液中通入少量：
B．常溫下，相同濃度的溶液和溶液的酸性，后者更強(qiáng)
C．向溶液中通入少量：
D．向氯水中分別加入等濃度的溶液和溶液，均可提高氯水中HClO的濃度
10．由表格中的電離常數(shù)判斷下列反應(yīng)可以發(fā)生的是（ ）
弱酸 HClO H2CO3
電離常數(shù)(25℃) K=3.2×10-8 K1=4.3×10-7 K2=4.7×10-11
A．NaClO+NaHCO3=HClO+Na2CO3
B．NaClO+CO2+H2O=HClO+NaHCO3
C．2NaClO+CO2+H2O=2HClO+Na2CO3
D．HClO+NaHCO3=NaClO+CO2↑+H2O
11．已知：25℃時(shí)，CH3COOH的電離常數(shù)K=1.75×10-5，H2CO3的電離常數(shù)K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11。下列說法不正確的是（ ）
A．向Na2CO3溶液中加入乙酸有氣泡產(chǎn)生
B．25℃時(shí)，向乙酸中加入NaOH溶液，CH3COOH的電離程度和K均增大
C．向0.1mol/LCH3COOH溶液中加入蒸餾水，c(H+)減小
D．向H2CO3溶液中加入NaHCO3固體，c(H+)減小
12．室溫下將體積相同、濃度均為0.1mol·L-l的鹽酸和醋酸分別采取下列措施，有關(guān)敘述一定正確的是
A．分別加入足量鋅粉，充分反應(yīng)后產(chǎn)生的H2一樣多
B．分別加入足量鋅粉，反應(yīng)開始時(shí)產(chǎn)生H2的速率相等
C．分別加入NaOH固體恰好中和后，兩溶液的pH相同
D．分別加水稀釋100倍后，兩溶液的pH：鹽酸大于醋酸
13．高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強(qiáng)酸，其酸性在水溶液中差別不大。下表是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)，由表格數(shù)據(jù)判斷以下說法中不正確的是
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
A．相同條件下在冰醋酸中，硝酸是這四種酸中最弱的酸
B．在冰醋酸中，這四種酸都沒有完全電離
C．在冰醋酸中，硫酸的電離方程式為H2SO4 H++、 H++
D．電解質(zhì)的強(qiáng)弱與所處的溶劑無關(guān)
14．常溫下，幾種弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示，向20mL0.1mol/L的鹽酸溶液中逐滴滴加0.1mol/L的氨水，溶液的pH變化曲線如圖所示。
弱電解質(zhì) K
H2CO3 Ka1=4×10-7 Ka2=4×10-11
NH3·H2O Kb=1.75×10-5
CH3COOH Ka=1.75×10-5
下列說法正確的是（ ）
A．CH3COONH4溶液中c(OH-)=c(H+)≠l0-7mol/L
B．和能發(fā)生徹底水解反應(yīng)
C．曲線上水的電離程度最大的點(diǎn)為b點(diǎn)
D．d點(diǎn)時(shí)，c(OH-)-c(H+)=[c()-2c(NH3·H2O)］
15．已知電離常數(shù)：，、。下列離子方程式書寫正確的是
A．向KCN(aq)中通入少量的氣體：
B．飽和碳酸鈉溶液中通入
C．氫氧化鐵溶于氫碘酸(強(qiáng)酸)：
D．同濃度同體積的溶液與NaOH溶液混合：
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第14講 電離平衡常數(shù)　強(qiáng)酸與弱酸比較
1.構(gòu)建電離平衡常數(shù)模型，并能應(yīng)用模型解釋弱電解質(zhì)在水中發(fā)生的變化。
2.建立判斷強(qiáng)弱電解質(zhì)和“強(qiáng)酸制弱酸”的思維模型。
一、電離平衡常數(shù)
1．概念
在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)于一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。
2．電離平衡常數(shù)的表示方法
ABA＋＋B－　K＝。
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝；
NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝。
(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)
多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如，
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝；
HCOH＋＋CO Ka2＝。
多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。
3．電離常數(shù)的意義
表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。
4．電離常數(shù)的影響因素
(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性所決定。
(2)外因：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。
5．電離常數(shù)的計(jì)算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
　　　　　　 CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始濃度/(mol·L－1) a 0 0
變化濃度/(mol·L－1) x x x
平衡濃度/(mol·L－1) a－x x x
則Ka＝＝≈。
【特別提醒】由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時(shí)弱電解質(zhì)的濃度(a－x) mol·L－1一般近似為a mol·L－1。
電離度(α)＝
注意：溫度越高電離度越大；稀釋溶液，電離度變大。弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的另一種參數(shù)。
6.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用
(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。
(2)根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，相同條件下相對(duì)強(qiáng)的酸(或堿)制相對(duì)弱的酸(或堿)。
(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對(duì)大小判斷電離平衡的移動(dòng)方向。
(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋，＝＝，加水稀釋時(shí)，c(H＋)減小，Ka值不變，則增大。
二、強(qiáng)酸與弱酸的比較
1．實(shí)驗(yàn)探究：CH3COOH與H2CO3酸性強(qiáng)弱比較
實(shí)驗(yàn)操作
實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象 有氣泡產(chǎn)生
實(shí)驗(yàn)結(jié)論 CH3COOH酸性大于碳酸
Ka大小比較 Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3)
2.思考與討論：鎂條與等濃度、等體積的鹽酸、醋酸的反應(yīng)
向兩個(gè)錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，蓋緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol·L－1鹽酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，測(cè)得錐形瓶?jī)?nèi)氣體的壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化如圖所示：
由上述圖像分析兩種反應(yīng)的反應(yīng)速率的變化情況
宏觀辨識(shí) 微觀探析
反應(yīng)初期 鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸大 鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋)較大，因而反應(yīng)速率較大
反應(yīng) 過程中 鹽酸的反應(yīng)速率始終比醋酸大，鹽酸的反應(yīng)速率減小明顯，醋酸的反應(yīng)速率減小不明顯 醋酸中存在電離平衡，隨反應(yīng)的進(jìn)行，電離平衡正向移動(dòng)，消耗的氫離子能及時(shí)電離補(bǔ)充，所以一段時(shí)間速率變化不明顯
最終 二者產(chǎn)生的氫氣的量基本相等，速率幾乎都變?yōu)榱?鎂條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量相同，隨醋酸電離，平衡正向移動(dòng)，醋酸幾乎消耗完全，最終二者與鎂條反應(yīng)的氫離子的物質(zhì)的量幾乎相同，因而產(chǎn)生的H2的量幾乎相同。兩種酸都幾乎消耗完全，反應(yīng)停止，因而反應(yīng)速率幾乎都變?yōu)?
3.一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較
(1)相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項(xiàng)目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量 與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率
一元強(qiáng)酸 大 強(qiáng) 相同 相同 大
一元弱酸 小 弱 小
(2)相同體積、相同c(H＋)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項(xiàng)目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量 與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率
一元強(qiáng)酸 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 大 多
考點(diǎn)01 電離常數(shù)的概念及表達(dá)式
【例1】下列有關(guān)電離常數(shù)的表達(dá)式錯(cuò)誤的是（ ）
A．：
B．：
C．：
D．：
【答案】C
【解析】A．是一元弱酸，，A正確；
B．是一元弱堿，，B正確；
C．多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離均有自己的電離常數(shù)，，，，，C項(xiàng)錯(cuò)誤；
D．是二元弱酸，分兩步電離，第二步電離的平衡常數(shù)為：，D正確；
答案選C。
【變式1-1】已知25℃時(shí)，K==1.75×10-5，其中K是該溫度下CH3COOH的電離平衡常數(shù)。下列說法正確的是（ ）
A．向該溶液中加入一定量的硫酸，K增大
B．升高溫度，K增大
C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大
D．向CH3COOH溶液中加入少量氫氧化鈉溶液，K增大
【答案】B
【分析】電離平衡常數(shù)只受溫度的影響，醋酸的電離是吸熱過程，溫度升高，K增大，溫度降低，K減小，據(jù)此回答判斷。
【解析】A. 向該溶液中加入一定量的硫酸時(shí)，若加入濃硫酸，濃硫酸溶于水放熱，K增大，若為稀硫酸，K不變，硫酸濃度未知，故A錯(cuò)誤；
B. 醋酸的電離是吸熱過程，溫度升高，K增大，故B正確
C. 向醋酸溶液中加水，溫度不變，K不變，故C錯(cuò)誤；
D. 向醋酸溶液中加氫氧化鈉，溫度不變，K不變，故D錯(cuò)誤。
答案選B。
考點(diǎn)02 利用Ka比較弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱
【例2】時(shí)，的電離常數(shù)，的電離常數(shù)。下列說法正確的是
A．的酸性弱于
B．的酸性弱于
C．多元弱酸第一步電離產(chǎn)生的對(duì)第二步電離有促進(jìn)作用
D．多元弱酸的酸性主要由第二步電離決定
【答案】B
【解析】A．相同溫度下，的一級(jí)電離常數(shù)大于的一級(jí)電離常數(shù)，說明的酸性比的酸性強(qiáng)，A項(xiàng)錯(cuò)誤，
B．由A可知，B項(xiàng)正確；
C．多元弱酸第一步電離產(chǎn)生的對(duì)第二步電離有抑制作用，C項(xiàng)錯(cuò)誤；
D．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，D項(xiàng)錯(cuò)誤；
故選B。
【變式2-1】如表是25℃時(shí)，幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)：
酸 CH3COOH HF HCN
電離平衡常數(shù)(Ka) 1.8×10-5 7.2×10-4 5.0×10-10
下列說法正確的是
A．三種酸中酸性最強(qiáng)的是CH3COOH
B．三種酸中HF能腐蝕玻璃是因?yàn)槠潆婋x平衡常數(shù)最大
C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的電離程度增大
D．在溶液中反應(yīng)HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易發(fā)生
【答案】D
【解析】A.根據(jù)電離平衡常數(shù)：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最強(qiáng)的是HF，A項(xiàng)錯(cuò)誤；
B.氫氟酸能腐蝕玻璃是它的特性，與其電離常數(shù)大小無關(guān)，B項(xiàng)錯(cuò)誤；
C.加少量冰醋酸，醋酸的濃度增大，電離平衡正向移動(dòng)，但電離程度反而減小，C項(xiàng)錯(cuò)誤；
D.強(qiáng)制弱，CH3COOH比HCN的酸性強(qiáng)，所給反應(yīng)不易發(fā)生，D項(xiàng)正確；
答案選D。
【變式2-2】已知時(shí)有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如表：
弱酸 HCN
電離平衡常數(shù)
則時(shí)，下列有關(guān)說法正確的是
A．相同的三種溶液，濃度關(guān)系：
B．將均為4的溶液和HCN溶液稀釋相同的倍數(shù)后，前者的小于后者
C．向溶液中通入少量所發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)為
D．將等濃度的HCN溶液和溶液等體積混合，所得溶液呈酸性
【答案】C
【解析】A．弱酸電離常數(shù)越小弱酸酸性越弱，相同的三種溶液，均為強(qiáng)堿弱酸鹽，對(duì)應(yīng)酸根越弱越水解，則溶液濃度關(guān)系：，A錯(cuò)誤；
B．將均為4的溶液和HCN溶液稀釋相同的倍數(shù)后，電離平衡常數(shù)越小越水解，前者的大于后者，B錯(cuò)誤；
C．酸性：H2CO3＞HCN＞HCO，則向溶液中通入少量所發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)為，C正確；
D．將等濃度的HCN溶液和溶液等體積混合，，所得溶液呈堿性，D錯(cuò)誤；
答案選C。
考點(diǎn)03 弱酸溶液離子濃度比值變化的判斷
【例3】56．下表是幾種弱酸在常溫下的電離平衡常數(shù)：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 K1=7.5×10-3 K2=6.2×10-8 K3=2.2×10-13
則下列說法中不正確的是
A．碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定
C．常溫下，加水稀釋醋酸，增大
D．向弱酸溶液中加少量 NaOH 溶液，電離常數(shù)不變
【答案】C
【解析】A．從碳酸和氫硫酸的第一電離平衡常數(shù)分析，碳酸的酸性大于氫硫酸，A正確；
B．多元弱酸分步電離，酸性主要取決于第一步電離，B正確；
C．常溫下加水稀釋醋酸，醋酸繼續(xù)電離，醋酸根離子濃度減小，氫離子濃度也減小，水的電離程度增大，水電離出清離子，故比值減小，C錯(cuò)誤；
D．電離平衡常數(shù)取決于溫度，溫度不變，電離常數(shù)不變，D正確；
故選C。
【變式3-1】25 ℃時(shí)，的鹽酸和醋酸溶液各分別加水稀釋，溶液導(dǎo)電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法不正確的是

A．曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程
B．a(chǎn)點(diǎn)溶液中的比b點(diǎn)溶液中的大
C．b點(diǎn)溶液中和氫氧化鈉的能力強(qiáng)于a點(diǎn)溶液
D．將a、b兩點(diǎn)所示溶液加熱至30 ℃，的值變小
【答案】B
【分析】鹽酸是強(qiáng)酸，在溶液中完全電離，醋酸是弱酸，在溶液中部分電離，存在電離平衡， pH相同的醋酸和鹽酸稀釋相同倍數(shù)，鹽酸溶液中離子濃度變化大，導(dǎo)電性變化大，由題圖可知，曲線I的導(dǎo)電變化大于曲線II，則曲線I代表鹽酸的稀釋過程，曲線II代表醋酸溶液的稀釋過程。
【解析】A．由分析可知，曲線I代表鹽酸的稀釋過程，曲線II代表醋酸溶液的稀釋過程，故A正確；
B．由題圖可知，a點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力小于b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力，則a點(diǎn)溶液中氫離子濃度小于b點(diǎn)溶液，故B錯(cuò)誤；
C．起始時(shí)鹽酸和醋酸溶液的pH都等于3，由于鹽酸為強(qiáng)酸、醋酸為弱酸，起始時(shí)鹽酸的物質(zhì)的量濃度小于醋酸的物質(zhì)的量濃度，并且起始時(shí)兩溶液的體積相同，故醋酸溶液中醋酸的物質(zhì)的量大于鹽酸中氯化氫的物質(zhì)的量，稀釋過程中溶質(zhì)的物質(zhì)的量不變，所以b點(diǎn)溶液中和的能力強(qiáng)于a點(diǎn)溶液，故C正確；
D．鹽酸是強(qiáng)酸，將a點(diǎn)溶液加熱，鹽酸溶液中氯離子濃度不變，醋酸是弱酸，在溶液中的電離過程是吸熱過程，將b點(diǎn)溶液加熱，促進(jìn)醋酸的電離，溶液中醋酸根離子濃度增大，則的值變小，故D正確；
故選B。
考點(diǎn)04 強(qiáng)酸、弱酸的比較
【例4】下列敘述可說明屬于弱酸的是
A．能與水以任意比互溶
B．溶液中約為
C．能與溶液反應(yīng)，產(chǎn)生氣體
D．溶液能使紫色石蕊溶液變紅
【答案】B
【解析】A．醋酸能與水以任意比互溶不能說明醋酸在溶液中部分電離出醋酸根離子和氫離子，不能證明醋酸是弱酸，故A錯(cuò)誤；
B．1mol/L醋酸溶液中氫離子濃度約為0.01mol/L說明醋酸在溶液中部分電離出醋酸根離子和氫離子，證明醋酸是弱酸，故B正確；
C．醋酸溶液能與碳酸鈉溶液反應(yīng)生成二氧化碳?xì)怏w說明醋酸的酸性比碳酸強(qiáng)，不能證明醋酸是弱酸，故C錯(cuò)誤；
D．1mol/L醋酸溶液能使紫色石蕊溶液變紅說明醋酸溶液呈酸性，不能證明醋酸是弱酸，故D錯(cuò)誤；
故選B。
【變式4-1】3.的兩種酸溶液A、B各，分別加水稀釋到，其與溶液體積(V)的關(guān)系如圖示，下列說法錯(cuò)誤的是
A．若，則A是強(qiáng)酸，B是弱酸
B．若，則A、B都是弱酸
C．稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱
D．A、B兩種酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等
【答案】D
【分析】的兩種酸溶液A、B各，分別加水稀釋到，稀釋過程中A酸溶液的pH變化快，B酸溶液的pH變化慢，說明B酸的酸性更弱，稀釋過程，B酸的電離平衡正向移動(dòng)，使得B酸溶液中H+濃度降低的緩慢；
【解析】A．若，稀釋1000倍后，A酸的pH增加了3，說明A是強(qiáng)酸，B是弱酸，故A正確；
B．若，稀釋1000倍后，A、B酸溶液的pH增加的數(shù)值小于3，，則A、B都是弱酸，故B正確；
C．稀釋后，A酸溶液H+濃度更小，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱，故C正確；
D．A、B兩種酸溶液的pH相同，由于A、B酸的強(qiáng)弱不同，電離程度不同，則A、B酸的物質(zhì)的量濃度不同，故D錯(cuò)誤；
故選D。
1．下列有關(guān)電離常數(shù)的敘述正確的是（ ）
A．電離常數(shù)受溶液中電解質(zhì)濃度的影響
B．電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱
C．電離常數(shù)大的酸溶液中c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H+)大
D．常溫下，0.1mol/L的醋酸溶液中有1%的醋酸發(fā)生電離，則醋酸的電離常數(shù)Ka=10-4
【答案】B
【解析】A．電離常數(shù)只受溫度影響，與溶液濃度無關(guān)，A敘述錯(cuò)誤；
B．電離常數(shù)的大小可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，B敘述正確；
C．酸溶液中c(H+)既跟酸的電離常數(shù)有關(guān)，又跟酸的濃度有關(guān)，C敘述錯(cuò)誤；
D．0.1mol/L的醋酸溶液中有1%的醋酸發(fā)生電離，c(H+)=c(CH3COO-)=10-3mol/L，c(CH3COOH)≈0.1mol/L，，D敘述錯(cuò)誤。
答案為B。
2．下列事實(shí)可以證明NH3·H2O是弱堿的是
A．氨水能跟CuCl2溶液反應(yīng)生成Cu(OH)2沉淀
B．銨鹽受熱易分解，放出氨氣
C．0.1mol·L-1的氨水可以使酚酞溶液變紅
D．0.1mol·L-1的氨水中，c(OH-)約為0.001mol·L-1
【答案】D
【解析】A．氨水能與CuCl2溶液反應(yīng)生成Cu(OH)2沉淀，只能說明氨水呈堿性，不能說明NH3·H2O部分電離、是弱堿，A項(xiàng)不符合題意；
B．銨鹽受熱易分解放出氨氣，描述的是物質(zhì)的穩(wěn)定性，與NH3·H2O的電離程度無關(guān)，不能說明NH3·H2O是弱堿，B項(xiàng)不符合題意；
C．0.1mol·L-1的氨水可以使酚酞溶液變紅，只能說明氨水呈堿性，不能說明NH3·H2O部分電離、是弱堿，C項(xiàng)不符合題意；
D．0.1mol·L-1的氨水中，c(OH-)約為0.001mol/L＜0.1mol/L，說明NH3·H2O部分電離、是弱堿，D項(xiàng)符合題意；
答案選D。
3．下列事實(shí)能證明HA是弱酸的是
①0.1 mol·LHA溶液中通入HCl，減小
②0.1 mol·LHA溶液可以使石蕊溶液變紅
③常溫下，0.1 mol·LHA溶液中 mol·L
④相同溫度下，0.1 mol·LHA溶液的導(dǎo)電能力比0.1 mol·L 溶液弱
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
【答案】B
【解析】①0.1 mol·LHA溶液中通入HCl，減小,說明HA是弱酸，通入HCl抑制了它的電離，才會(huì)使減小,故選①；
②使石蕊溶液變紅只能說明溶液顯酸性，不能證明HA是弱酸，故不選②；
③常溫下，0.1 mol·LHA如果是強(qiáng)酸，完全電離,如果是弱酸才會(huì)部分電離使 mol·L，故選③；
④是二元強(qiáng)酸，HA即使是一元強(qiáng)酸，在相同溫度下，0.1 mol·L的HA溶液的導(dǎo)電能力也會(huì)比0.1 mol·L 溶液弱，所以該事實(shí)不能說明HA的強(qiáng)弱，故不選④；
綜上所述，能證明HA是弱酸的是①③；
故選B
4．溶液中有1%的電離，則的電離平衡常數(shù)為
A． B． C． D．
【答案】A
【解析】發(fā)生電離的的物質(zhì)的量濃度為，根據(jù)，則平衡時(shí)，，將有關(guān)數(shù)據(jù)代入電離平衡常數(shù)表達(dá)式得。
答案選A。
5．1 mol·L-1 HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為
A．1.0×10-4 B．1.0×10-5 C．1.0×10-2 D．1.0×10-6
【答案】A
【解析】1 mol·L-1 HA溶液中有1%的HA電離，則電離的HA的物質(zhì)的量濃度為0.01 mol·L-1，可建立以下三段式：
Ka=≈1.0×10-4，故選A。
6.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
電離平衡常數(shù)(25℃) Ki=1.77×10-4 Ki=4.9×10-10 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11
下列選項(xiàng)錯(cuò)誤的是
A．2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO
B．2HCOOH+CO→2HCOO-+H2O+CO2↑
C．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．等pH的HCOOH和HCN稀釋相同的倍數(shù)后pH前者大于后者
【答案】A
【分析】根據(jù)電離平衡常數(shù)知，酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐COOH>H2CO3>HCN>HCO，據(jù)此分析解答。
【解析】A．酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強(qiáng)，強(qiáng)酸能夠制取弱酸，由于酸性：HCN>HCO，所以CO2通入NaCN溶液中生成HCN和HCO，離子方程式為 CN-+H2O+CO2═HCN+HCO，故A錯(cuò)誤；
B．酸的電離常數(shù)越大，酸的酸性越強(qiáng)，HCOOH>HCO，所以過量的甲酸可以與CO反應(yīng)制取二氧化碳，B正確；
C．由于酸性：HCOOH>HCN，等體積、等pH的HCOOH和HCN溶液中，前者的溶質(zhì)的物質(zhì)的量小于后者，所以消耗NaOH的量前者小于后者，C正確；
D．由于酸性：HCOOH>HCN，稀釋相同倍數(shù)時(shí)，酸性較弱的pH變化小于酸性較強(qiáng)的，所以稀釋相同的倍數(shù)后pH前者大于后者，D正確；
答案選A。
7．已知常溫下的電離平衡常數(shù)，；的電離平衡常數(shù)，。下列說法不正確的是
A．稀釋溶液，減小
B．酸性：
C．用溶液吸收，當(dāng)溶液呈中性時(shí)，
D．的溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后與的比值為1∶10
【答案】A
【解析】A．稀釋溶液，的電離程度增大，溶液中、增大，增大數(shù)值大于，因此將增大，故A項(xiàng)錯(cuò)誤；
B．多元弱酸分步電離，每一步都形成酸式鹽對(duì)應(yīng)的酸根離子，電離平衡常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)酸的酸性越強(qiáng)，所以酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋海蔅項(xiàng)正確；
C．用溶液吸收，當(dāng)溶液呈中性時(shí)，，，故C項(xiàng)正確；
D．的溶液中，，，加水稀釋到500倍，則稀釋后，，則稀釋后與的比值為1∶10，故D項(xiàng)正確；
綜上所述，選A項(xiàng)。
8．已知，時(shí)溶液中存在以下平衡：
①
②
③
時(shí)，溶液中，隨的變化關(guān)系如圖所示。下列說法錯(cuò)誤的是

A．溶液中，加入少量的氣體，增大
B．溶液顏色不再變化，可以判斷該體系達(dá)到平衡狀態(tài)
C．a(chǎn)點(diǎn)溶液中離子濃度關(guān)系：
D．反應(yīng)③的化學(xué)平衡常數(shù)
【答案】A
【解析】A．溶液中，加入少量的氣體，與發(fā)生氧化還原反應(yīng)，減小，A錯(cuò)誤；
B．為橙色，為黃色，顏色不一樣，當(dāng)溶液顏色不再變化時(shí)，可以判斷該體系達(dá)到平衡狀態(tài)，B正確；
C．溶液中，最大，點(diǎn)溶液中，，，則；，，解得，故a點(diǎn)溶液中離子濃度關(guān)系：，C正確；
D．，由反應(yīng)可得反應(yīng)③，故反應(yīng)③的化學(xué)平衡常數(shù)，D正確；
故選A。
9.常溫下碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離平衡常數(shù)如下表。下列說法正確的是
A．向溶液中通入少量：
B．常溫下，相同濃度的溶液和溶液的酸性，后者更強(qiáng)
C．向溶液中通入少量：
D．向氯水中分別加入等濃度的溶液和溶液，均可提高氯水中HClO的濃度
【答案】A
【分析】電離平衡常數(shù)可以表示酸性強(qiáng)弱，從電離平衡常數(shù)可以判斷出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO，以此解題。
【解析】A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因?yàn)樗嵝裕篐2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正確；
B．H2SO3的第一電離平衡常數(shù)為K1=1.29×10-2，而H2CO3的第一電離平衡常數(shù)為K1=4.4×10-7，所以相同條件下，同濃度的H2SO3溶液的酸性強(qiáng)于H2CO3溶液的酸性，故B錯(cuò)誤；
C．H2CO3＞HClO＞HCO，所以少量的CO2通入NaClO溶液中碳酸氫根離子和次氯酸，正確的離子方程式為：CO2+H2O+ClO-═HCO+HClO，故C錯(cuò)誤；
D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO發(fā)生氧化還原反應(yīng)而降低HClO的濃度，故D錯(cuò)誤；
故選A。
10．由表格中的電離常數(shù)判斷下列反應(yīng)可以發(fā)生的是（ ）
弱酸 HClO H2CO3
電離常數(shù)(25℃) K=3.2×10-8 K1=4.3×10-7 K2=4.7×10-11
A．NaClO+NaHCO3=HClO+Na2CO3
B．NaClO+CO2+H2O=HClO+NaHCO3
C．2NaClO+CO2+H2O=2HClO+Na2CO3
D．HClO+NaHCO3=NaClO+CO2↑+H2O
【答案】B
【分析】K1(H2CO3)>K(HClO)> K2(H2CO3)，所以酸性H2CO3>HClO>HCO，結(jié)合強(qiáng)酸可以制弱酸判斷。
【解析】A．HClO的酸性比碳酸氫根強(qiáng)，所以該反應(yīng)不能發(fā)生，故A錯(cuò)誤；
B．酸性H2CO3>HClO>HCO，所以次氯酸鈉溶液中通入二氧化碳只能生成次氯酸和碳酸氫鈉，該反應(yīng)可以發(fā)生，故B正確；
C．酸性H2CO3>HClO>HCO，所以次氯酸鈉溶液中通入二氧化碳只能生成次氯酸和碳酸氫鈉，該反應(yīng)不能發(fā)生，故C錯(cuò)誤；
D．次氯酸酸性比碳酸弱，所以該反應(yīng)不能發(fā)生，故D錯(cuò)誤；
綜上所述答案為B。
11．已知：25℃時(shí)，CH3COOH的電離常數(shù)K=1.75×10-5，H2CO3的電離常數(shù)K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11。下列說法不正確的是（ ）
A．向Na2CO3溶液中加入乙酸有氣泡產(chǎn)生
B．25℃時(shí)，向乙酸中加入NaOH溶液，CH3COOH的電離程度和K均增大
C．向0.1mol/LCH3COOH溶液中加入蒸餾水，c(H+)減小
D．向H2CO3溶液中加入NaHCO3固體，c(H+)減小
【答案】B
【解析】A．弱酸的電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，故乙酸的酸性強(qiáng)于碳酸，強(qiáng)酸可以制弱酸，所以向Na2CO3溶液中加入乙酸有二氧化碳?xì)怏w生成，A說法正確；
B．25℃時(shí)，向乙酸中加入NaOH溶液，c(H+)減小，平衡正向移動(dòng)，CH3COOH的電離程度增大，電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，CH3COOH的K不變，B說法錯(cuò)誤；
C．向0.1mol/LCH3COOH溶液中加入蒸餾水，促進(jìn)乙酸的電離，n(H+)增大，但溶液的體積也增大，且體積增大程度更大，所以c(H+)減小，C說法正確；
D．NaHCO3在溶液中電離出的會(huì)抑制H2CO3的電離，導(dǎo)致H2CO3溶液中c(H+)減小，D說法正確；
答案為B。
12．室溫下將體積相同、濃度均為0.1mol·L-l的鹽酸和醋酸分別采取下列措施，有關(guān)敘述一定正確的是
A．分別加入足量鋅粉，充分反應(yīng)后產(chǎn)生的H2一樣多
B．分別加入足量鋅粉，反應(yīng)開始時(shí)產(chǎn)生H2的速率相等
C．分別加入NaOH固體恰好中和后，兩溶液的pH相同
D．分別加水稀釋100倍后，兩溶液的pH：鹽酸大于醋酸
【答案】A
【解析】A．體積相同，濃度均為0.1mol·L-l的鹽酸和醋酸兩種溶液溶質(zhì)物質(zhì)的量相同，都是一元酸，和Zn充分反應(yīng)生成氫氣相同，故A正確；
B．體積相同，濃度均為0.1mol·L-l的鹽酸和醋酸兩種溶液中，醋酸是弱電解質(zhì)存在電離平衡，溶液中的氫離子濃度小于鹽酸中的氫離子濃度，所以開始加入鋅時(shí)，鹽酸的反應(yīng)速率要快于醋酸，故B錯(cuò)誤；
C．室溫下，加入NaOH固體恰好中和鹽酸后是氯化鈉溶液，pH=7，中和醋酸后得到的是醋酸鈉溶液，醋酸鈉會(huì)發(fā)生水解反應(yīng)，pH＞7，故C錯(cuò)誤；
D．加水稀釋100倍后，鹽酸溶液的pH增大2個(gè)單位，醋酸是弱酸，氫離子濃度小，醋酸溶液的pH增大不到2個(gè)單位，所以鹽酸的pH小于醋酸，故D錯(cuò)誤；
答案選A。
13．高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強(qiáng)酸，其酸性在水溶液中差別不大。下表是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)，由表格數(shù)據(jù)判斷以下說法中不正確的是
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
A．相同條件下在冰醋酸中，硝酸是這四種酸中最弱的酸
B．在冰醋酸中，這四種酸都沒有完全電離
C．在冰醋酸中，硫酸的電離方程式為H2SO4 H++、 H++
D．電解質(zhì)的強(qiáng)弱與所處的溶劑無關(guān)
【答案】D
【解析】A．相同條件下在冰醋酸中，硝酸的電離常數(shù)最小，故其是這四種酸中最弱的酸，A說法正確；
B．在冰醋酸中，這四種酸的電離常數(shù)均較小，故其都沒有完全電離，B說法正確；
C．在冰醋酸中，硫酸存在電離平衡，其電離方程式為H2SO4 H++、 H++，C說法正確；
D．這四種酸在水溶液中均為強(qiáng)酸，但在冰醋酸中卻是弱酸，故電解質(zhì)的強(qiáng)弱與所處的溶劑有關(guān)，D說法不正確。
綜上所述，相關(guān)說法中不正確的是D。
14．常溫下，幾種弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示，向20mL0.1mol/L的鹽酸溶液中逐滴滴加0.1mol/L的氨水，溶液的pH變化曲線如圖所示。
弱電解質(zhì) K
H2CO3 Ka1=4×10-7 Ka2=4×10-11
NH3·H2O Kb=1.75×10-5
CH3COOH Ka=1.75×10-5
下列說法正確的是（ ）
A．CH3COONH4溶液中c(OH-)=c(H+)≠l0-7mol/L
B．和能發(fā)生徹底水解反應(yīng)
C．曲線上水的電離程度最大的點(diǎn)為b點(diǎn)
D．d點(diǎn)時(shí)，c(OH-)-c(H+)=[c()-2c(NH3·H2O)］
【答案】D
【解析】A. 氨水和醋酸的電離常數(shù)相同，銨根離子和醋酸根離子都發(fā)生水解，促進(jìn)水的電離，且二者水解程度相同，所以CH3COONH4溶液中：c(OH-)=c(H+)=10-7mol/L，溶液的pH=7，A錯(cuò)誤；
B. 和可以雙水解，但因水解產(chǎn)物溶解度較大，無法脫離溶液，所以反應(yīng)不徹底， B錯(cuò)誤；
C. 鹽類水解促進(jìn)水的電離，酸或堿抑制水的電離，加入氨水20mL，恰好生成氯化銨，所以曲線上水的電離程度最大的點(diǎn)為c點(diǎn)，C錯(cuò)誤；
D. d點(diǎn)加入30mL氨水，溶液中存在的氯化銨和氨水比為：2:1，根據(jù)電荷守恒：c（H+）+c（）=c（OH-）+c（Cl-），根據(jù)物料守恒：2c[（NH3·H2O）+c（）］=3c（Cl-），c（OH-）-c（H+）=c（）-c（Cl-），所以c（OH-）-c（H+）=[c（）-2c（NH3·H2O）］，D正確；故答案為：D。
15．已知電離常數(shù)：，、。下列離子方程式書寫正確的是
A．向KCN(aq)中通入少量的氣體：
B．飽和碳酸鈉溶液中通入
C．氫氧化鐵溶于氫碘酸(強(qiáng)酸)：
D．同濃度同體積的溶液與NaOH溶液混合：
【答案】C
【解析】A．電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，所以酸性：，KCN(aq)中通入少量的氣體的反應(yīng)為：，A錯(cuò)誤；
B．飽和碳酸鈉溶液中通入會(huì)生成碳酸氫鈉沉淀，即，B錯(cuò)誤；
C．氫氧化鐵溶于氫碘酸，生成的會(huì)氧化，C正確；
D．同濃度同體積的溶液與NaOH溶液混合，氫氧根離子先與氫離子反應(yīng)，離子方程式為：，D錯(cuò)誤；
答案為：C。
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