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第37講　電離平衡
【備考目標】　1.理解弱電解質在水溶液中的電離平衡。2.理解電離常數的含義，掌握電離常數的應用并能進行相關計算。
考點1　弱電解質的電離平衡
1．電離平衡的建立和特征
在一定條件(如溫度、濃度等)下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到平衡。平衡建立過程如圖所示：
2．電離平衡的影響因素
(1)內因：弱電解質本身的性質。
(2)外因
以0.5 mol/L CH3COOH溶液為例，完成下表中外界條件對“CH3COOH H＋＋CH3COO－　ΔH>0 ”的影響。
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力
升高溫度 向右 增大 增大 增強
加水稀釋 向右 增大 減小 減弱
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增強
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增強
加入NaOH(s) 向右 減小 減小 增強
加入鎂粉 向右 減小 減小 增強
加入CH3COONa(s) 向左 減小 減小 增強
【基點判斷】(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)強電解質稀溶液中不存在溶質分子，弱電解質稀溶液中存在溶質分子(√ )
(2)氨氣溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(× )
(3)室溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(× )
(4)電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大(× )
(5)25 ℃時，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀釋，各離子濃度均減小(× )
(6)Na2SO3溶液與NaHSO3溶液中所含微粒的種類一定相同(√ )
題組練習
一、弱電解質判斷的實驗設計
1．已知NH3·H2O為弱堿，下列實驗事實能證明某酸HA為弱酸的是(　　)
A．濃度為0.1 mol·L－1 HA的導電性比濃度為0.1 mol·L－1硫酸的導電性弱
B．0.1 mol·L－1 NH 4A溶液的pH等于7
C．0.1 mol·L－1的HA溶液能使甲基橙變紅色
D．等物質的量濃度的NaA和HA混合溶液pH小于7
解析：選B。硫酸為二元強酸，當濃度均為0.1 mol·L－1時，硫酸溶液中的離子濃度一定大于HA溶液中離子的濃度，不能說明HA是否完全電離，A錯誤； NH4A溶液中，由于NH水解使溶液呈酸性，若HA為強酸，NH4A溶液pH＜7，而pH＝7說明A－水解，說明HA為弱酸，B正確；當溶液的pH小于3.1時，甲基橙均能變紅色，不能說明0.1 mol·L－1的HA溶液的pH是否大于1，C錯誤；若HA為強酸，等物質的量濃度的NaA、HA混合溶液pH也小于7，D錯誤。
2．(2021·浙江6月選考)某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)
A．25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸
B．25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，則HR是弱酸
C．25 ℃時，若測得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測得pH＝b，b－a＜1，則HR是弱酸
D．25 ℃時，若測得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，升溫至50 ℃，測得pH＝b，a＞b，則HR是弱酸
解析：選B。25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR為強酸強堿鹽，則HR為強酸，A錯誤； 25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，可知溶液中c(H＋)＜0.01 mol·L－1，所以HR未完全電離，HR為弱酸，B正確；假設HR為強酸，取pH＝6的該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL測得此時溶液pH＜7，C錯誤；假設HR為強酸，則NaR為強酸強堿鹽，溶液呈中性，升溫至50 ℃，促進水的電離，水的離子積常數增大，pH減小，D錯誤。
二、弱電解質溶液導電圖像分析
3．(人教選擇性必修1 P62T4)在一定溫度下，冰醋酸稀釋過程中溶液的導電能力變化如圖所示，請填寫下列空白。
(1)加水前導電能力約為零的原因是______________________________________。
(2)a、b、c三點對應的溶液中，c(H＋)由小到大的順序是________。
(3)a、b、c三點對應的溶液中，CH3COOH電離程度最大的是________。
(4)若使b點對應的溶液中c(CH3COO－)增大、c(H＋)減小，可采用的方法是______(填序號)
①加入H2O　　　　②加入NaOH固體 ③加入濃硫酸 ④加入Na2CO3固體
解析：(1)溶液的導電能力與自由移動的離子濃度有關，離子濃度越大，導電能力越強。冰醋酸中沒有自由移動的離子，所以冰醋酸不導電。
(2)溶液導電能力越強，離子濃度越大，即氫離子濃度越大，則氫離子濃度由小到大的順序為c(3)加水稀釋促進CH3COOH的電離，則CH3COOH電離程度最大的是c
(4)醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，加水稀釋能促進醋酸電離，但醋酸根離子濃度減小，①錯誤；加入NaOH固體，氫氧化鈉和氫離子反應，促進醋酸電離，所以c(CH3COO－)增大，c(H＋)減小，②正確；加入濃硫酸，c(H＋)增大抑制醋酸電離，c(CH3COO－)減小，③錯誤；加入Na2CO3固體，CO與H＋反應，促進醋酸電離，c(CH3COO－)增大，c(H＋)減小，④正確。
答案：(1)冰醋酸中無自由移動的離子　(2)c考點2　電離平衡常數及其應用
1．電離平衡常數
(1)表達式
弱電解質 電離方程式 電離平衡常數表達式
一元弱酸HA HA H＋＋A－ Ka＝
一元弱堿BOH BOH B＋＋OH－ Kb＝
二元弱酸H2A H2A H＋＋HA－ Ka1＝
HA－ H＋＋A2－ Ka2＝
(2)特點
①電離平衡常數只與溫度有關，與濃度等無關，升高溫度，K值增大。
②多元弱酸的各級電離常數的大小關系是K1 K2 K3……，故其酸性取決于第一步。
(3)意義
電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，K越大，表示弱電解質越易電離，酸性或堿性越強。
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“三段式”法求電離平衡常數
以弱電解質HX為例：
　　　　 HX　 　 　 　H＋　＋　X－
c(起始) c(HX) 0 0
c(平衡) c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則Ka＝。
由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可作近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則Ka＝，代入數值求解即可。
2．電離度(α)
(1)概念：一定條件下，當弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經電離的電解質分子數占原來弱電解質總分子數的百分數。
(2)表達式
α＝×100%或α＝×100%
(3)意義：衡量弱電解質的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質的電離度越大，弱電解質的電離程度越大。
(4)影響因素
溫度 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大；降溫相反
濃度 當弱電解質溶液濃度增大時，電離度減小
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α、Ka、Kb與c(H＋)、c(OH－)的關系
設一定溫度下，濃度為c mol·L－1醋酸的電離度為α。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
c(起始) c 0 0
c(變化) cα cα cα
c(平衡) c－cα≈c cα cα
Ka＝＝cα2，α＝ ，c(H＋)＝c·α＝
同理：對于一元弱堿(如NH3·H2O)
Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。
【基點判斷】(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)弱電解質的電離平衡右移，電離平衡常數一定增大(× )
(2)電離常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H＋)大(× )
(3)某一弱電解質，電離度越大，電離常數就越大(× )
(4)相同溫度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小(√ )
(5)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小(× )
(6)室溫下向10 mL 0.1 mol/L 的氨水中加水稀釋后，溶液中 eq \f(c（OH－）·c（NH）,c（NH3·H2O）) 不變(√ )
(7)將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋過程中，電離平衡常數Ka(HF)保持不變，c(F－)/ c(H＋)始終增大(× )
題組練習
一、利用電離常數判斷弱電解質酸堿性的強弱
1．已知25 ℃時有關弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸化學式 HX HY H2CO3
電離平衡常數/(mol·L－1) 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11
下列推斷正確的是(　　)
A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HX＞HY
B．相同條件下溶液的堿性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3
C．結合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
解析：選A。根據電離平衡常數可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，則結合H＋的能力：Y－＞CO＞X－＞HCO，故A正確、C、D錯誤；酸越弱，其對應的鹽的水解能力越強，故相同條件下溶液的堿性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，故B錯誤。
2．根據下表提供的數據，判斷下列離子方程式或化學方程式正確的是(　　)
化學式 電離常數
HClO K＝3×10－8
H2CO3 Ka1＝4×10－7　Ka2＝6×10－11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D．向NaClO溶液中通入過量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
解析：選C。HClO的電離常數小于H2CO3的第一步電離常數，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，應該生成碳酸氫根，A錯誤；向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，產物應為次氯酸，B錯誤；向NaClO溶液中通入過量CO2，反應生成碳酸氫鈉和次氯酸，D錯誤。
二、判斷微粒濃度或濃度比值的大小
3．常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列表達式中的數據變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
(1)________。
(2)________。
(3)________。
(4)________。
(5)________。
解析：(1)將該式變為＝或稀釋時醋酸的電離平衡正向移動，n(CH3COOH)減小，n(H＋)增大，因而其比值變小。
(2)將該式變為＝或稀釋時醋酸的電離平衡正向移動，n(CH3COOH)減小，n(CH3COO－)增大，因而其比值變大。
(5)將該式變為＝，故比值不變。
答案：(1)變小　(2)變大　(3)變小　(4)不變　 (5)不變
【方法指導】　判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法
(1)將濃度之比轉化為物質的量之比進行比較，這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化，只需分析微粒數目的變化即可。
(2)“假設法”，如上述問題(3)，假設無限稀釋，c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨近于10－7 mol·L－1，故比值變小。
(3)“湊常數”，解題時將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉化為一個常數與某種粒子濃度的乘積或相除的關系。
三、電離常數的計算
4．常溫下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等體積的b mol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發)，則醋酸的電離常數Ka＝________________(用含a和b的代數式表示)。
解析：由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOH CH3COO－＋ H＋
　 　 　－　　 10－7
Ka＝＝。
答案：
5．已知草酸為二元弱酸：H2C2O4 HC2O＋H＋　Ka1，HC2O C2O＋H＋　Ka2，常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三種微粒的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7時，溶液中 eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）) ＝________。
解析：(1)由圖像可知pH＝1.2時，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，則Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2時，c(HC2O)＝c(C2O)，則Ka2＝10－4.2。(3)由電離常數表達式可知 eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）) ＝＝＝103＝1 000。
答案：(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
6．已知亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，常溫下，向某濃度的亞磷酸溶液中逐滴加入一定物質的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關系如圖所示。
(1)寫出亞磷酸的電離方程式：_________________、_____________________________。
(2)表示pH與lg eq \f(c（HPO）,c（H2PO）) 的變化關系的曲線是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根據圖像計算亞磷酸的Ka1＝________。
解析：Ka1＝ eq \f(c（H2PO）·c（H＋）,c（H3PO3）) ，Ka2＝ eq \f(c（HPO）·c（H＋）,c（H2PO）) ，且Ka1>Ka2，由圖像可知，在相同 eq \f(c（H2PO）,c（H3PO3）) 或 eq \f(c（HPO）,c（H2PO）) 時，曲線Ⅱ對應的c(H＋)較大，為第一步電離(Ka1)，曲線Ⅰ對應的c(H＋)較小，為第二步電離(Ka2)，選用曲線Ⅱ中的特殊點B計算Ka1，Ka1＝ eq \f(c（H2PO）·c（H＋）,c（H3PO3）) ＝10×10－2.4＝10－1.4。
答案：(1)H3PO3 H2PO＋H＋　H2PO HPO＋H＋　(2)Ⅰ　(3)10－1.4
【思維建模】　分布曲線圖像中電離常數的計算
分布曲線指以pH為橫坐標，分布系數(即組分的平衡濃度占總濃度的分數)為縱坐標的關系曲線。
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元弱酸(以H2C2O4為例)
注： pKa為電離常數的負對數
Ka＝交點：c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，故Ka＝c(H＋)＝10－4.76 Ka1＝ eq \f(c（HC2O）·c（H＋）,c（H2C2O4）) A點：c(HC2O)＝c(H2C2O4)，故Ka1＝c(H＋)＝10－1.2；Ka2＝ eq \f(c（C2O）·c（H＋）,c（HC2O）) B點：c(C2O)＝c(HC2O)，故Ka2＝10－4.2
高考真題
1．(2022·湖北高考)根據酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，給出質子的能力越強，酸性越強。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性強弱順序正確的是(　　)
A．N2H>N2H4>NH B．N2H>CH3COOH>NH
C．NH3>N2H4>CH3COO－ D．CH3COOH>N2H>NH
解析：選D。根據復分解反應的規律，強酸能制得弱酸，根據酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，則反應N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2H，反應N2H＋NH3===NH＋N2H4中，酸性：N2H＞NH，故酸性：CH3COOH>N2H>NH。
2．(2022·全國卷乙)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某體系中，H＋與A－離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。設溶液中c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，當達到平衡時，下列敘述正確的是(　　)
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中HA的電離度為
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10－4
解析：選B。常溫下溶液Ⅰ的pH＝7.0，則溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A錯誤；常溫下溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，則＝1.0×10－3，解得＝，B正確；根據題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C錯誤；Ka＝＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，得＝1.0×10－3，解得溶液Ⅰ中c總(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液Ⅱ中c總(HA)＝1.01 c(HA)，溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，故溶液Ⅰ和Ⅱ中c總(HA)之比為[(104＋1)c(HA)]∶[1.01 c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D錯誤。
3．(2020·天津高考節選)已知25 ℃碳酸電離常數為Ka1、Ka2，當溶液pH＝12時，c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶________________∶__________________。
解析：H2CO3是二元弱酸，分步發生電離：H2CO3 HCO＋H＋、HCO CO＋H＋，則有Ka1＝ eq \f(c（HCO）·c（H＋）,c（H2CO3）) 、Ka2＝ eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) ，從而可得Ka1·Ka2＝ eq \f(c（CO）·c2（H＋）,c（H2CO3）) 。當溶液pH＝12時，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，代入Ka1、Ka1·Ka2可得c(H2CO3)∶c(HCO)＝1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶c(CO)＝1∶(1024·Ka1·Ka2)，綜合可得c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。
答案：1012·Ka1　1024·Ka1·Ka2
鞏固練習
一、選擇題(每題5分，共10題，共50分)
1．下列事實或實驗現象不能證明一元酸HX為弱酸的是(　　)
A．測得0.01 mol/L HX溶液的pH＝3.6
B．在KX稀溶液中滴加酚酞試劑，溶液變紅
C．將稀HX溶液滴加到石灰石中，生成CO2
D．在HX稀溶液中加入少許NaX粉末，溶液pH增大
解析：選C。測得0.01 mol/L HX溶液的pH＝3.6，即氫離子物質的量濃度為1×10－3.6 mol·L－1，說明HX是部分電離，即一元酸HX為弱酸，A不符合題意；在KX稀溶液中滴加酚酞試劑，溶液變紅，溶液顯堿性，說明是強堿弱酸鹽，即一元酸HX為弱酸，B不符合題意；將稀HX溶液滴加到石灰石中，生成CO2，說明HX酸性比碳酸強，不能證明一元酸HX為弱酸，C符合題意；在HX稀溶液中加入少許NaX粉末，溶液pH增大，氫離子濃度減小，X－濃度增大，HX電離平衡逆向移動，說明一元酸HX為弱酸，D不符合題意。
2．室溫下，對于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判斷正確的是(　　)
A．該溶液中CH3COO－的粒子數為6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固體后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液過程中，n(CH3COO－)與n(CH3COOH)之和始終為0.1 mol
D．與Na2CO3溶液反應的離子方程式為CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
解析：選C。醋酸屬于弱電解質，則0.1 mol醋酸中CH3COO－的粒子數小于6.02×1022，A錯誤；加入少量CH3COONa固體，抑制醋酸的電離，溶液的pH升高，故B錯誤；根據元素守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 mol，故C正確；醋酸的酸性強于碳酸，則根據強酸制取弱酸，醋酸與Na2CO3溶液反應生成醋酸鈉、二氧化碳和水，醋酸是弱電解質，離子反應中不能拆寫，故D錯誤。
3．在稀氨水中存在下列平衡：NH3＋H2O NH3·H2O NH＋OH—，對于該平衡，下列敘述正確的是(　　)
A．加入少量NH4Cl固體，平衡逆向移動，溶液的pH減小
B．通入少量氨氣，平衡正向移動，c(NH3·H2O) 減小
C．加入少量NaOH固體，并恢復至室溫，平衡逆向移動，NH3·H2O的電離平衡常數減小
D．加水稀釋，NH3·H2O的電離程度及c( OH—) 都增大
解析：選A。加入少量NH4Cl固體，導致溶液中銨根離子濃度增大，NH3·H2O的電離平衡逆向移動，氫氧根離子濃度減小，溶液的pH減小，A正確；通入少量氨氣，導致氨氣與水的反應平衡正向移動，c(NH3·H2O)增大，B錯誤；溫度未變，平衡常數不變，C錯誤；加水稀釋，NH3·H2O的電離平衡正向移動，電離程度增大，但c(OH－)減小，D錯誤。
4．(2023·四川成都期末)為探究濃度對醋酸電離程度的影響，用pH計測定25 ℃時不同濃度醋酸的pH結果如下，下列說法正確的是(　　)
濃度/(mol/L) 0.001 0 0.010 0.020 0.10 0.20
pH 3.88 3.38 3.23 2.88 2.83
A.實驗過程中可以改用廣泛pH試紙
B．0.20 mol/L醋酸溶液稀釋過程中，醋酸電離程度及溶液導電性都增大
C．25 ℃時，電離常數K(CH3COOH)的數量級為10－5
D．CH3COOH溶液稀釋過程中不可能出現c(H＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)
解析：選C。廣泛pH試紙測得溶液的pH為范圍值，不是精確值，所以實驗過程中不能改用廣泛pH試紙測定不同濃度醋酸的pH，A錯誤； 0.20 mol/L醋酸溶液稀釋過程中，溶液中的離子濃度減小，溶液導電性減弱，B錯誤；由表格數據可知，25 ℃時，0.001 0 mol/L醋酸溶液pH為3.88，則電離常數約為＝10－4.76，電離常數的數量級為10－5，C正確；在極稀的醋酸溶液中，氫氧根離子濃度大于醋酸根離子濃度，所以醋酸溶液稀釋過程中可能出現c(H＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)，D錯誤。
5．(2023·山東菏澤期末)室溫下，向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水，在此稀釋過程中，下列說法正確的是(　　)
A．CH3COOH的電離程度增大，溶液的酸性增強 B．醋酸的電離平衡常數Ka增大
C．的值增大 D．溶液中所含的H＋數目增多
解析：選D。醋酸加水稀釋時，電離平衡右移，電離程度增大，但溶液中氫離子濃度減小，A錯誤；電離平衡常數是溫度函數，溫度不變，電離平衡常數不變，所以醋酸加水稀釋時，電離平衡常數不變，B錯誤；由電離常數可知，＝，加水稀釋過程中，電離常數不變、氫離子濃度減小，則和的值減小，C錯誤；醋酸加水稀釋時，電離平衡右移，電離程度增大，溶液中所含氫離子的數目增多，D正確。
6．下表是幾種弱酸在常溫下的電離平衡常數：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝7.5×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝2.2×10－13
則下列說法中不正確的是(　　)
A．碳酸的酸性強于氫硫酸
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，電離平衡常數不變
解析：選D。多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。弱酸的電離平衡常數越大，該酸的酸性就越強。由于碳酸的電離平衡常數Ka1＝4.3×10－7比H2S的電離平衡常數Ka1＝9.1×10－8大，所以碳酸比氫硫酸的酸性強，A正確；多元弱酸一級電離產生的氫離子會抑制二級電離，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，B正確；醋酸是一元弱酸，在溶液中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，加水稀釋，使電離平衡正向移動，導致溶液中n(H＋)有所增加，n(CH3COOH)減小，在同一溶液中，體積相同，所以加水稀釋導致增大，C正確；向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，二者發生中和反應，放出熱量，使溶液的溫度升高，升高溫度，能夠促進電解質的電離，使弱電解質電離平衡正向移動，導致其電離平衡常數增大，D錯誤。
7．硼酸(H3BO3)的電離方程式為H3BO3＋H2O B(OH)＋H＋。已知常溫下，Ka(H3BO3)＝5.4×10－10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。下列說法錯誤的是(　　)
A．H3BO3為一元酸
B．0.01 mol·L－1 H3BO3溶液的pH≈6
C．常溫下，等濃度溶液的pH：CH3COONa>NaB(OH)4
D．NaOH溶液濺到皮膚時，可用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液
解析：選C。根據題意可知H3BO3只存在一步電離，所以為一元酸，A正確；設0.01 mol·L－1H3BO3溶液中c(H＋)＝x，則c[B(OH)]也可近似認為等于x，則有Ka(H3BO3)＝＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6 mol·L－1，所以pH≈6，B正確；Ka(H3BO3)8．(2023·山東菏澤期末)肼(N2H4)又稱聯氨，為二元弱堿，在水中的電離與氨類似。已知常溫下，N2H4第一步電離平衡N2H4＋H2O N2H＋OH－　Kb1＝8.7×10－7。下列說法錯誤的是(　　)
A．N2H4的水溶液中存在：c(N2H)＋2c(N2H)＋c(H＋)＝c(OH－)
B．反應N2H4＋H＋ N2H的平衡常數K＝8.7×107
C．聯氨與硫酸形成酸式鹽的化學式為N2H6(HSO4)2
D．向N2H4的水溶液中加水， eq \f(c2（N2H）,c（N2H4）·c（N2H）) 減小
解析：選D。N2H4在水溶液中發生電離，生成N2H、N2H、OH－，則溶液中存在電荷守恒：c(N2H)＋2c(N2H)＋c(H＋)＝c(OH－)，A正確；反應N2H4＋H＋ N2H的平衡常數K＝ eq \f(c（N2H）,c（N2H4）·c（H＋）) ＝ eq \f(c（N2H）·c（OH－）,c（N2H4）·Kw) ＝＝8.7×107，B正確；聯氨與硫酸形成酸式鹽時，發生反應N2H4＋2H2SO4===N2H6(HSO4)2，則產物的化學式為N2H6(HSO4)2，C正確； N2H4溶于水后發生兩步電離，Kb1＝ eq \f(c（N2H）·c（OH－）,c（N2H4）) 、Kb2＝ eq \f(c（N2H）·c（OH－）,c（N2H）) ，則＝ eq \f(c2（N2H）,c（N2H4）·c（N2H）) ，向N2H4的水溶液中加水，N2H4的電離常數不變，則 eq \f(c2（N2H）,c（N2H4）·c（N2H）) 不變，D錯誤。
9．常溫下，次氯酸電離平衡體系中各成分的組成分數δ[δ(X)＝，X為HClO或ClO－]與pH的關系如圖所示。下列有關說法正確的是(　　)
A．次氯酸的電離方程式為HClO===H＋＋ClO－
B．曲線a、b依次表示δ(ClO－)、δ(HClO)的變化
C．次氯酸電離常數Ka的數量級為10－7
D．向次氯酸溶液中加NaOH溶液，將減小
解析：選D。次氯酸是弱電解質，電離方程式為HClO H＋＋ClO－，A錯誤；次氯酸是弱酸，隨著pH的增大，HClO逐漸減少，ClO－逐漸增多，但兩者之和不變，故曲線a、b依次表示δ(HClO)、δ(ClO－)的變化，B錯誤；次氯酸的Ka＝，在a、b的交點處，c(ClO－)＝c(HClO)，Ka＝10－7.5＝100.5×10－8，所以Ka的數量級為10－8，C錯誤；向次氯酸溶液中加NaOH溶液，隨著堿性增強，HClO逐漸減少，ClO－逐漸增多，故將減小，D正確。
二、非選擇題(共2題，共30分)
10．(18分)食醋(主要成分為CH3COOH)、純堿(Na2CO3)和小蘇打(NaHCO3)均為家庭廚房中常用的物質。已知：
弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN
電離常數 Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10
請回答下列問題：
(1)CH3COO－、HCO、CO、NO、CN－結合質子(H＋)的能力由小到大的順序為______________________________________。(2分)
(2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2？________(填“能”或“否”)，理由是____________________________________。(5分)
(3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反應的離子方程式為____________________________________________________。(3分)
(4)常溫下，將20 mL 0.10 mol·L－1CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HNO2溶液分別與20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合(混合后溶液體積變化忽略不計)。
①反應開始時，v(CH3COOH)________v(HNO2)(填“＞”“＜”或“＝”，下同)。(2分)
②充分反應后，兩溶液中c(CH3COO－)________c(NO)。(2分)
(5)25 ℃時，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得溶液的pH＝6，則混合液中＝________。(2分)
(6)常溫下，下列方法可以使0.1 mol·L－1CH3COOH的電離程度增大的是________(填字母)。(2分)
a．加入少量的稀鹽酸　　b．加熱溶液 c．加水稀釋 d．加入少量冰醋酸
答案：(1)NO＜CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO
(2)否　H2CO3的Ka1小于HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性弱
(3)CO2＋H2O＋CN－===HCN＋HCO
(4)①＜　②＜　(5)18　(6)bc
11．(12分)已知：
酸 H2C2O4 HF H2CO3 H3BO3
Ka Ka1＝5.9×10－2Ka2＝6.4×10－5 未知 Ka1＝4.2×10－7Ka2＝5.6×10－11 5.8×10－10
(1)為了證明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同學分別設計以下實驗進行探究。
①甲同學取一定體積的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊試液，顯紅色，再加入NaF固體觀察到的現象是__________________，則證明HF為弱酸。(2分)
②乙同學取10 mL未知濃度的HF溶液，測其pH為a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，再測其pH為b。若要認為HF為弱酸，則a、b應滿足的關系是b<________(用含a的代數式表示)。(2分)
③丙同學用pH試紙測得室溫下0.10 mol·L－1的HF溶液的pH為2，則測定HF為弱酸，由丙同學的實驗數據可得室溫下HF的電離常數約為________。(2分)
(2)25 ℃時，調節2.0×10－3 mol·L－1氫氟酸水溶液的pH(忽略體積變化)，得到c(HF)、c(F－)與溶液pH的變化關系如圖所示。請結合圖中信息回答下列問題：
HF電離平衡常數的表達式：Ka______________________。
室溫下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH＝3.4時，c(F－)∶c(HF)＝________。(6分)
解析：(1)①HF在溶液中電離出氫離子和氟離子，溶液顯酸性，滴入2滴紫色石蕊試液，顯紅色，再加入NaF固體，HF的電離平衡向逆反應方向移動，氫離子濃度減小，溶液的紅色變淺，證明HF存在電離平衡，即HF為弱酸；②乙同學取10 mL未知濃度的HF溶液，測其pH為a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，體積增大102倍，弱酸加水稀釋會促進弱酸的電離，稀釋102倍，pH變化小于2個單位，所以稀釋后pH＝b答案：(1)①紅色變淺　②a＋2　③1.0×10－3(2)　1∶1
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第37講　電離平衡
【備考目標】　1.理解弱電解質在水溶液中的電離平衡。2.理解電離常數的含義，掌握電離常數的應用并能進行相關計算。
考點1　弱電解質的電離平衡
1．電離平衡的建立和特征
在一定條件(如溫度、濃度等)下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到平衡。平衡建立過程如圖所示：
2．電離平衡的影響因素
(1)內因：弱電解質本身的性質。
(2)外因
以0.5 mol/L CH3COOH溶液為例，完成下表中外界條件對“CH3COOH H＋＋CH3COO－　ΔH>0 ”的影響。
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力
升高溫度 向右 增大 增大 增強
加水稀釋 ； ； ； ；
加入少量冰醋酸 ； ； ； ；
通入HCl(g) ； ； ； ；
加入NaOH(s) ； ； ； ；
加入鎂粉 ； ； ； ；
加入CH3COONa(s) ； ； ； ；
【基點判斷】(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)強電解質稀溶液中不存在溶質分子，弱電解質稀溶液中存在溶質分子( )
(2)氨氣溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態( )
(3)室溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－( )
(4)電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大( )
(5)25 ℃時，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀釋，各離子濃度均減小( )
(6)Na2SO3溶液與NaHSO3溶液中所含微粒的種類一定相同( )
題組練習
一、弱電解質判斷的實驗設計
1．已知NH3·H2O為弱堿，下列實驗事實能證明某酸HA為弱酸的是(　　)
A．濃度為0.1 mol·L－1 HA的導電性比濃度為0.1 mol·L－1硫酸的導電性弱
B．0.1 mol·L－1 NH 4A溶液的pH等于7
C．0.1 mol·L－1的HA溶液能使甲基橙變紅色
D．等物質的量濃度的NaA和HA混合溶液pH小于7
2．(2021·浙江6月選考)某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)
A．25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸
B．25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，則HR是弱酸
C．25 ℃時，若測得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測得pH＝b，b－a＜1，則HR是弱酸
D．25 ℃時，若測得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，升溫至50 ℃，測得pH＝b，a＞b，則HR是弱酸
二、弱電解質溶液導電圖像分析
3．(人教選擇性必修1 P62T4)在一定溫度下，冰醋酸稀釋過程中溶液的導電能力變化如圖所示，請填寫下列空白。
(1)加水前導電能力約為零的原因是____________________________________________________。
(2)a、b、c三點對應的溶液中，c(H＋)由小到大的順序是________。
(3)a、b、c三點對應的溶液中，CH3COOH電離程度最大的是________。
(4)若使b點對應的溶液中c(CH3COO－)增大、c(H＋)減小，可采用的方法是______(填序號)
①加入H2O　　　　②加入NaOH固體 ③加入濃硫酸 ④加入Na2CO3固體
考點2　電離平衡常數及其應用
1．電離平衡常數
(1)表達式
弱電解質 電離方程式 電離平衡常數表達式
一元弱酸HA HA H＋＋A－ Ka ；
一元弱堿BOH BOH B＋＋OH－ ；
二元弱酸H2A H2A H＋＋HA－ ；
HA－ H＋＋A2－ ；
(2)特點
①電離平衡常數只與溫度有關，與濃度等無關，升高溫度，K值增大。
②多元弱酸的各級電離常數的大小關系是 ，故其酸性取決于第一步。
(3)意義
電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，K越大，表示弱電解質越易 ，酸性或堿性 。
INCLUDEPICTURE "ZZ箭頭灰.TIF" INCLUDEPICTURE "ZZ箭頭灰.TIF" \* MERGEFORMAT [深化理解]
“三段式”法求電離平衡常數
以弱電解質HX為例：
　　　　 HX　 　 　 　H＋　＋　X－
c(起始) c(HX) 0 0
c(平衡) c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則Ka＝。
由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可作近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則Ka＝，代入數值求解即可。
2．電離度(α)
(1)概念：一定條件下，當弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經電離的電解質分子數占原來弱電解質總分子數的百分數。
(2)表達式
α＝×100%或α＝×100%
(3)意義：衡量弱電解質的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質的電離度越大，弱電解質的電離程度越大。
(4)影響因素
溫度 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度 ；降溫相反
濃度 當弱電解質溶液濃度增大時，電離度 ；
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α、Ka、Kb與c(H＋)、c(OH－)的關系
設一定溫度下，濃度為c mol·L－1醋酸的電離度為α。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
c(起始) c 0 0
c(變化) cα cα cα
c(平衡) c－cα≈c cα cα
Ka＝＝cα2，α＝ ，c(H＋)＝c·α＝
同理：對于一元弱堿(如NH3·H2O)
Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。
【基點判斷】(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)弱電解質的電離平衡右移，電離平衡常數一定增大( )
(2)電離常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H＋)大( )
(3)某一弱電解質，電離度越大，電離常數就越大( )
(4)相同溫度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小( )
(5)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小( )
(6)室溫下向10 mL 0.1 mol/L 的氨水中加水稀釋后，溶液中 eq \f(c（OH－）·c（NH）,c（NH3·H2O）) 不變( )
(7)將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋過程中，電離平衡常數Ka(HF)保持不變，c(F－)/ c(H＋)始終增大( )
題組練習
一、利用電離常數判斷弱電解質酸堿性的強弱
1．已知25 ℃時有關弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸化學式 HX HY H2CO3
電離平衡常數/(mol·L－1) 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11
下列推斷正確的是(　　)
A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HX＞HY
B．相同條件下溶液的堿性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3
C．結合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
2．根據下表提供的數據，判斷下列離子方程式或化學方程式正確的是(　　)
化學式 電離常數
HClO K＝3×10－8
H2CO3 Ka1＝4×10－7　Ka2＝6×10－11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D．向NaClO溶液中通入過量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
二、判斷微粒濃度或濃度比值的大小
3．常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列表達式中的數據變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
(1)________。
(2)________。
(3)________。
(4)________。
(5)________。
【方法指導】　判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法
(1)將濃度之比轉化為物質的量之比進行比較，這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化，只需分析微粒數目的變化即可。
(2)“假設法”，如上述問題(3)，假設無限稀釋，c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨近于10－7 mol·L－1，故比值變小。
(3)“湊常數”，解題時將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉化為一個常數與某種粒子濃度的乘積或相除的關系。
三、電離常數的計算
4．常溫下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等體積的b mol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發)，則醋酸的電離常數Ka＝________________(用含a和b的代數式表示)。
5．已知草酸為二元弱酸：H2C2O4 HC2O＋H＋　Ka1，HC2O C2O＋H＋　Ka2，常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三種微粒的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7時，溶液中 eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）) ＝________。
6．已知亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，常溫下，向某濃度的亞磷酸溶液中逐滴加入一定物質的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關系如圖所示。
(1)寫出亞磷酸的電離方程式：_________________、_____________________________。
(2)表示pH與lg eq \f(c（HPO）,c（H2PO）) 的變化關系的曲線是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根據圖像計算亞磷酸的Ka1＝________。
【思維建模】　分布曲線圖像中電離常數的計算
分布曲線指以pH為橫坐標，分布系數(即組分的平衡濃度占總濃度的分數)為縱坐標的關系曲線。
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元弱酸(以H2C2O4為例)
注： pKa為電離常數的負對數
Ka＝交點：c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，故Ka＝c(H＋)＝10－4.76 Ka1＝ eq \f(c（HC2O）·c（H＋）,c（H2C2O4）) A點：c(HC2O)＝c(H2C2O4)，故Ka1＝c(H＋)＝10－1.2；Ka2＝ eq \f(c（C2O）·c（H＋）,c（HC2O）) B點：c(C2O)＝c(HC2O)，故Ka2＝10－4.2
高考真題
1．(2022·湖北高考)根據酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，給出質子的能力越強，酸性越強。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性強弱順序正確的是(　　)
A．N2H>N2H4>NH B．N2H>CH3COOH>NH
C．NH3>N2H4>CH3COO－ D．CH3COOH>N2H>NH
2．(2022·全國卷乙)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某體系中，H＋與A－離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。設溶液中c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，當達到平衡時，下列敘述正確的是(　　)
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中HA的電離度為
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10－4
鞏固練習
一、選擇題(每題5分，共10題，共50分)
1．下列事實或實驗現象不能證明一元酸HX為弱酸的是(　　)
A．測得0.01 mol/L HX溶液的pH＝3.6
B．在KX稀溶液中滴加酚酞試劑，溶液變紅
C．將稀HX溶液滴加到石灰石中，生成CO2
D．在HX稀溶液中加入少許NaX粉末，溶液pH增大
2．室溫下，對于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判斷正確的是(　　)
A．該溶液中CH3COO－的粒子數為6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固體后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液過程中，n(CH3COO－)與n(CH3COOH)之和始終為0.1 mol
D．與Na2CO3溶液反應的離子方程式為CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
3．在稀氨水中存在下列平衡：NH3＋H2O NH3·H2O NH＋OH—，對于該平衡，下列敘述正確的是(　　)
A．加入少量NH4Cl固體，平衡逆向移動，溶液的pH減小
B．通入少量氨氣，平衡正向移動，c(NH3·H2O) 減小
C．加入少量NaOH固體，并恢復至室溫，平衡逆向移動，NH3·H2O的電離平衡常數減小
D．加水稀釋，NH3·H2O的電離程度及c( OH—) 都增大
4．(2023·四川成都期末)為探究濃度對醋酸電離程度的影響，用pH計測定25 ℃時不同濃度醋酸的pH結果如下，下列說法正確的是(　　)
濃度/(mol/L) 0.001 0 0.010 0.020 0.10 0.20
pH 3.88 3.38 3.23 2.88 2.83
A.實驗過程中可以改用廣泛pH試紙
B．0.20 mol/L醋酸溶液稀釋過程中，醋酸電離程度及溶液導電性都增大
C．25 ℃時，電離常數K(CH3COOH)的數量級為10－5
D．CH3COOH溶液稀釋過程中不可能出現c(H＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)
5．(2023·山東菏澤期末)室溫下，向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水，在此稀釋過程中，下列說法正確的是(　　)
A．CH3COOH的電離程度增大，溶液的酸性增強 B．醋酸的電離平衡常數Ka增大
C．的值增大 D．溶液中所含的H＋數目增多
6．下表是幾種弱酸在常溫下的電離平衡常數：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝7.5×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝2.2×10－13
則下列說法中不正確的是(　　)
A．碳酸的酸性強于氫硫酸
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，電離平衡常數不變
7．硼酸(H3BO3)的電離方程式為H3BO3＋H2O B(OH)＋H＋。已知常溫下，Ka(H3BO3)＝5.4×10－10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。下列說法錯誤的是(　　)
A．H3BO3為一元酸
B．0.01 mol·L－1 H3BO3溶液的pH≈6
C．常溫下，等濃度溶液的pH：CH3COONa>NaB(OH)4
D．NaOH溶液濺到皮膚時，可用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液
8．(2023·山東菏澤期末)肼(N2H4)又稱聯氨，為二元弱堿，在水中的電離與氨類似。已知常溫下，N2H4第一步電離平衡N2H4＋H2O N2H＋OH－　Kb1＝8.7×10－7。下列說法錯誤的是(　　)
A．N2H4的水溶液中存在：c(N2H)＋2c(N2H)＋c(H＋)＝c(OH－)
B．反應N2H4＋H＋ N2H的平衡常數K＝8.7×107
C．聯氨與硫酸形成酸式鹽的化學式為N2H6(HSO4)2
D．向N2H4的水溶液中加水， eq \f(c2（N2H）,c（N2H4）·c（N2H）) 減小
9．常溫下，次氯酸電離平衡體系中各成分的組成分數δ[δ(X)＝，X為HClO或ClO－]與pH的關系如圖所示。下列有關說法正確的是(　　)
A．次氯酸的電離方程式為HClO===H＋＋ClO－
B．曲線a、b依次表示δ(ClO－)、δ(HClO)的變化
C．次氯酸電離常數Ka的數量級為10－7
D．向次氯酸溶液中加NaOH溶液，將減小
二、非選擇題(共2題，共30分)
10．(18分)食醋(主要成分為CH3COOH)、純堿(Na2CO3)和小蘇打(NaHCO3)均為家庭廚房中常用的物質。已知：
弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN
電離常數 Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10
請回答下列問題：
(1)CH3COO－、HCO、CO、NO、CN－結合質子(H＋)的能力由小到大的順序為______________________________________。(2分)
(2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2？________(填“能”或“否”)，理由是___________________________。(5分)
(3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反應的離子方程式為__________________________________。(3分)
(4)常溫下，將20 mL 0.10 mol·L－1CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HNO2溶液分別與20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合(混合后溶液體積變化忽略不計)。
①反應開始時，v(CH3COOH)________v(HNO2)(填“＞”“＜”或“＝”，下同)。(2分)
②充分反應后，兩溶液中c(CH3COO－)________c(NO)。(2分)
(5)25 ℃時，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得溶液的pH＝6，則混合液中＝________。(2分)
(6)常溫下，下列方法可以使0.1 mol·L－1CH3COOH的電離程度增大的是________(填字母)。(2分)
a．加入少量的稀鹽酸　　b．加熱溶液 c．加水稀釋 d．加入少量冰醋酸
11．(12分)已知：
酸 H2C2O4 HF H2CO3 H3BO3
Ka Ka1＝5.9×10－2Ka2＝6.4×10－5 未知 Ka1＝4.2×10－7Ka2＝5.6×10－11 5.8×10－10
(1)為了證明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同學分別設計以下實驗進行探究。
①甲同學取一定體積的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊試液，顯紅色，再加入NaF固體觀察到的現象是__________________，則證明HF為弱酸。(2分)
②乙同學取10 mL未知濃度的HF溶液，測其pH為a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，再測其pH為b。若要認為HF為弱酸，則a、b應滿足的關系是b<________(用含a的代數式表示)。(2分)
③丙同學用pH試紙測得室溫下0.10 mol·L－1的HF溶液的pH為2，則測定HF為弱酸，由丙同學的實驗數據可得室溫下HF的電離常數約為________。(2分)
(2)25 ℃時，調節2.0×10－3 mol·L－1氫氟酸水溶液的pH(忽略體積變化)，得到c(HF)、c(F－)與溶液pH的變化關系如圖所示。請結合圖中信息回答下列問題：
HF電離平衡常數的表達式：Ka______________________。
室溫下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH＝3.4時，c(F－)∶c(HF)＝________。(6分)
21世紀教育網 www.21cnjy.com 精品試卷·第 2 頁 （共 2 頁）
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