資源簡介

中小學教育資源及組卷應用平臺
考點5 電離常數及應用
1．概念
在一定條件下，弱電解質達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度(冪次方)的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。
2．表達式
一元弱酸HA 一元弱堿BOH
電離方程式 HA??H＋＋A－ BOH??B＋＋OH－
電離常數表達式 Ka＝ Kb＝
3.特點
(1)電離平衡常數與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K增大。
(2)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。
(3)多元弱酸的各步電離常數的大小關系是K1 K2 K3……，故其酸性取決于第一步的電離。
4．電離度
(1)概念
在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數占原電解質分子總數的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%，
也可表示為α＝×100%。
(3)影響因素
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越小。
②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越大。
1．弱電解質的電離平衡右移，電離常數一定增大(　　)
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．稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度(　　)
答案　1.×　2.×　3.×　4.√　5.×
一、利用電離常數判斷弱電解質的相對強弱
1．部分弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
電離平衡常數(25℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8
按要求回答下列問題：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為
___________________________。
(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為___________________________________________________________________________。
(3)運用上述電離常數及物質的特性判斷下列化學方程式不正確的是________(填序號)。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO
④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
答案　(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
(2)S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－
(3)①②④
二、判斷微粒濃度比值的大小
2．下列關于電解質的說法正確的是______________(填字母)。
A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小
B．室溫下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀釋后，溶液中不變
C．等體積、等物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：＜
D．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，始終增大
答案　B
解析　B項，NH3·H2O的電離常數Kb＝，溫度不變，Kb不變，正確；C項，等體積、等物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合，根據電離常數有Ka1＝、Ka2＝，同一溶液中c(H＋)相等，則c(H＋)＝Ka1·＝Ka2·，而Ka1＞Ka2，則＞，錯誤；D項，0.1 mol·L－1的HF加水稀釋，c(F－)趨近于0，而c(H＋)趨于不變(10－7 mol·L－1)，故變小，錯誤。
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)________。
答案　(1)變小　(2)變大　(3)變小　(4)不變(5)不變
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。
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＋)趨于10－7mol·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、根據電離度求電離常數
4．已知25 ℃時，某濃度為c的一元弱酸HA的電離度為α，求該溫度下的HA的電離常數(Ka)。
答案　　　HA　　??　　H＋　 ＋　 A－
起始 c 0 0
轉化 c·α c·α c·α
平衡 c·(1－α) c·α c·α
Ka＝＝，α很小，可認為1－α≈1，則Ka＝c·α2。
1．(2020·北京，11)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↑
答案　C
解析　醋酸屬于弱電解質，則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；根據元素質量守恒，
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。
2．(2021·河北1月選考模擬，14)H3PO4的電離是分步進行的，常溫下Ka1＝7.6×10－3，Ka2＝6.3×10－8，Ka3＝4.4×10－13。下列說法正確的是(　　)
A．濃度均為0.1 mol·L－1的NaOH溶液和H3PO4溶液按照體積比2∶1混合，混合液的pH<7
B．Na2HPO4溶液中，c(H＋)＋c(H2PO)＋c(H3PO4)＝c(PO)＋c(OH－)
C．向0.1 mol·L－1的H3PO4溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)，溶液pH＝1時，溶液中大約有7.1%的H3PO4電離
D．在H3PO4溶液中加入NaOH溶液，隨著NaOH的加入，溶液的pH增大，當溶液的pH＝11時，c(PO)>c(HPO)
答案　C
解析　NaOH和H3PO4按物質的量之比2∶1混合，恰好反應產生Na2HPO4，在HPO溶液中，存在HPO的電離平衡和水解平衡，電離平衡常數Ka3＝4.4×10－13，水解平衡常數Kh2＝＝≈1.59×10－7，Kh2＞Ka3，水解程度大于電離程度，因此溶液顯堿性，pH＞7，A錯誤；在Na2HPO4溶液中，根據質子守恒可得c(H＋)＋c(H2PO)＋2c(H3PO4)＝c(PO)＋c(OH－)，B錯誤；設電離出的c(H2PO)＝x，Ka1＝＝＝7.6×10－3，x≈0.007 1 mol·L－1，溶液中大約電離的H3PO4有×100%＝7.1%，C正確；當溶液的pH＝11時，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，Ka3＝＝＝4.4×10－13，則 ＝4.4×10－2，則c(PO)＜c(HPO)，D錯誤。
3．(2020·海南，12)某弱酸HA溶液中主要成分的分布分數隨pH的變化如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．該酸－lg Ka ≈4.7
B．NaA的水解平衡常數Kh＝
C．當該溶液的pH＝7.0時，c(HA)D．某c(HA)∶c(A－)＝4∶1的緩沖溶液，pH≈4
答案　B
解析　觀察曲線的交點為c(HA)＝c(A－)時，此時溶液的pH≈4.7，該酸Ka＝＝c(H＋)≈10－4.7，故－lg Ka≈4.7，A說法正確；NaA的水解平衡常數Kh＝＝，B說法錯誤；根據圖像可知，當該溶液的pH＝7.0時，c(HA)＜c(A－ )，C說法正確；根據圖像可知，c(HA)為0.8，c(A－)為0.2時，pH約為4，故某c(HA)∶c(A－ )＝4∶1的緩沖溶液，pH≈4，D說法正確。
4．(2019·全國卷Ⅰ，11)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是(　　)
A．混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關
B．Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的
C．b點的混合溶液pH＝7
D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
答案　C
解析　滴定至終點時發生反應：2NaOH＋2KHA===K2A＋Na2A＋2H2O。溶液導電能力與溶液中離子濃度和種類有關，離子濃度越大、所帶電荷越多，其導電能力越強，A項正確；圖像中縱軸表示“相對導電能力”，隨著NaOH溶液的滴加，溶液中c(K＋)、c(HA－)逐漸減小，而Na＋、A2－的物質的量逐漸增大，由題圖可知，溶液的相對導電能力逐漸增強，說明Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的，B項正確；本實驗默認在常溫下進行，滴定終點時，溶液中的溶質為鄰苯二甲酸鈉和鄰苯二甲酸鉀，由于鄰苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈堿性，pH>7，C項錯誤；滴定終點時，c(K＋)＝c(Na＋)，a點到b點加入NaOH溶液的體積大于b點到c點的，故c點時c(K＋)>c(OH－)，所以c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)，D項正確。
5．一定溫度下，將一定質量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A．a、b、c三點溶液的pH：cB．a、b、c三點CH3COOH的電離程度：c＜a＜b
C．用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結果偏小
D．a、b、c三點溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積：c＜a＜b
答案　C
解析　A項，由導電能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B項，加水越多，越利于CH3COOH電離，故電離程度：c＞b＞a；C項，用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，相當于稀釋a點溶液，c(H＋)增大，pH偏小；D項，a、b、c三點n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時消耗n(NaOH)相同，即體積相同。
6．由于血液中存在如下平衡過程： CO2(g)??CO2(aq)、CO2(aq)＋H2O(l)??H2CO3(aq)、H2CO3(aq)??H＋(aq)＋HCO(aq)，使血液的pH維持在7.35～7.45。如超出這個范圍會造成酸中毒(pH過低)或堿中毒(pH過高)，急性中毒時需靜脈注射NH4Cl或NaHCO3進行治療。下列敘述正確的是(　　)
A．血液中CO2濃度過高會導致酸中毒，使血液中的值增大
B．治療堿中毒時，患者需降低呼吸頻率，以增加血液中CO2濃度
C．急性酸中毒時，救治方式是靜脈注射NH4Cl溶液
D．酸或堿中毒時，會導致血液中的酶發生水解
答案　B
解析　血液中CO2濃度過高，氫離子濃度增大，會導致酸中毒，其中＝＝的值減小，A錯誤；急性酸中毒時，救治方式是靜脈注射NaHCO3溶液，C錯誤；酸或堿中毒時，會導致血液中的酶發生變性而不是水解，D錯誤。
7．(2022·江西贛州模擬)硼酸(H3BO3)大量用于玻璃工業，可以改善玻璃制品的耐熱、透明性能，提高機械強度等。硼酸水溶液呈弱酸性，原因是其能夠結合水電離出來的氫氧根離子從而釋放出氫離子。以下說法正確的是(　　)
A．往純水中加入少許硼酸，水的電離程度增加
B．等濃度的硼酸與碳酸相比，硼酸酸性強
C．H3BO3為三元酸
D．1 mol H3BO3最多能和1 mol甲醇發生酯化反應
答案　D
解析　往純水中加入少許硼酸，水的電離程度會受到抑制，故A錯誤；非金屬性：硼＜碳，最高價氧化物對應水化物的酸性：碳酸強，故B錯誤；根據題給信息，硼酸在水溶液中的電離平衡表達式為H3BO3＋H2O??B(OH)＋ H＋，H3BO3為一元酸，故C錯誤；H3BO3為一元酸，1 mol H3BO3最多能和1 mol甲醇發生酯化反應，故D正確。
8．已知人體體液中存在如下平衡：CO2＋H2O??H2CO3??H＋＋HCO，以維持體液pH的相對穩定。下列說法不合理的是(　　)
A．當強酸性物質進入體液后，上述平衡向左移動，以維持體液pH的相對穩定
B．當強堿性物質進入體液后，上述平衡向右移動，以維持體液pH的相對穩定
C．若靜脈滴注大量生理鹽水，則體液的pH減小
D．進行呼吸活動時，如果CO2進入血液，會使體液的pH減小
答案　C
解析　若靜脈滴注大量生理鹽水，則血液被稀釋，平衡雖然正向移動，但根據勒夏特列原理，c(H＋)減小，體液的pH增大。
9．某二元酸(H2A)在水中的電離方程式為H2A===H＋＋HA－，HA－??H＋＋A2－(25 ℃時，Ka＝1.0×10－2)，下列有關說法正確的是(　　)
A．常溫下NaHA溶液的pH＞7
B．稀釋0.1 mol·L－1 H2A溶液，因電離平衡向右移動而導致c(H＋)增大
C．在0.1 mol·L－1的H2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol·L－1
D．若0.1 mol·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，則0.1 mol·L－1的H2A中c(H＋)<0.12 mol·L－1
答案　D
解析　B項，加水稀釋電離平衡右移，但是c(H＋)減小，錯誤；C項，第一步完全電離，第二步部分電離，設電離的HA－為x mol·L－1，則有＝1.0×10－2，解得x≈0.008 4，所以在0.1 mol·L－1的H2A溶液中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1＋0.008 4 mol·L－1＝0.108 4 mol·L－1，錯誤；D項，若0.1 mol·L－1的 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，0.1 mol·L－1的H2A溶液中第一步電離出的氫離子抑制了第二步電離，所以c(H＋)<0.12 mol·L－1，正確。
10．已知下面三個數據：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關的三種酸的電離常數(25 ℃)，若已知下列反應可以發生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．根據兩個反應即可得出一元弱酸的強弱順序為HF＞HNO2＞HCN
D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
答案　B
解析　相同溫度下，酸的電離常數越大，該酸的酸性越強，結合強酸制取弱酸分析可知，亞硝酸的酸性大于氫氰酸而小于氫氟酸，所以亞硝酸的電離平衡常數為4.6×10－4，故B錯誤。
11．(2022·深圳一模)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，可用大量清水沖洗，再涂上硼酸溶液
答案　C
解析　根據題意可知H3BO3只存在一步電離，產生一個氫離子，所以為一元酸，A正確；設0.01 mol·L－1 H3BO3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)<
Ka(CH3COOH)，所以B(OH)的水解程度更大，濃度相同時硼酸鈉堿性更強，則等濃度溶液的pH：CH3COONa＜NaB(OH)4，C錯誤；NaOH溶液濺到皮膚上，用水沖洗后涂上酸性較弱的硼酸溶液，可中和殘留的堿，D正確。
12．常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離常數分別為1.7×10－5、1.8×10－4，以下關于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的說法正確的是(　　)
A．c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B．等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOH
C．HCOOH可能與NaOH發生反應：H＋＋OH－===H2O
D．將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變
答案　D
解析　等濃度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性強，電離程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A錯誤；等濃度等體積的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物質的量相等，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積相等，故B錯誤；HCOOH是弱酸，與NaOH發生反應：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C錯誤。
13．將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀釋，下列各量保持增大的是(　　)
①c(H＋)　②c(F－)　③c(OH－)　④Ka(HF)　⑤Kw　⑥　⑦
A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤
答案　C
解析　HF溶液中存在電離平衡：HF??F－＋H＋，加水稀釋時，平衡正向移動，由于溶液體積的增大程度大于n(F－)、n(H＋)的增大程度，則溶液中c(F－)、c(H＋)均減小，①②錯誤；由于溶液的溫度不變，則Kw、Ka(HF)不變，④⑤錯誤；由于Kw＝c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)減小且Kw不變，則c(OH－)增大，③正確；Ka(HF)＝，＝，Ka(HF)不變，c(F－)減小，則的值增大，⑦正確。
14．25 ℃時，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，當滴加V mL CH3COOH溶液時，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的電離常數為Ka，忽略混合時引起的溶液體積的變化，下列關系式正確的是(　　)
A．Ka＝ B．V＝ C．Ka＝ D．Ka＝
答案　A
解析　混合溶液的pH＝7，說明醋酸過量，c(CH3COOH)≈ mol·L－1，根據電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝ mol·L－1，則Ka＝＝，A項正確。
15．(2022·臨汾模擬)現取20 mL c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·
L－1的氨水，測得溶液導電能力的變化如圖所示，則加入氨水前CH3COOH的電離度為(　　)
A．0.5% B．1.5% C．0.1% D．1%
答案　D
解析　由題圖可知，當加入10 mL氨水時，溶液的導電能力最強，即此時二者恰好完全反應，則有20 mL×c(CH3COOH)＝0.2 mol·L－1×10 mL，則c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，故CH3COOH的電離度為×100%＝1%。
16．下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數：
CH3COOH H2CO3 H2S
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－12
則下列說法不正確的是(　　)
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，電離常數不變
答案　C
解析　由表中H2CO3和H2S的電離平衡常數可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，則碳酸的酸性強于氫硫酸，A正確；多元弱酸分步發生電離，第一步電離產生的H＋抑制第二步、第三步的電離，故多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，B正確；電離平衡常數只與溫度有關，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，溶液溫度不變，則電離平衡常數不變，D正確。
17．(2022·河南羅山模擬)磷是重要的元素，能形成多種含氧酸和含氧酸鹽。回答下列問題：Ⅰ. 亞磷酸(H3PO3)是二元酸，H3PO3溶液存在電離平衡：H3PO3??H＋＋H2PO。亞磷酸與足量NaOH溶液反應，生成水和Na2HPO3。
(1)寫出亞磷酸鈉(Na2HPO3)中磷的化合價：_______________________________________。
(2)亞磷酸與少量NaOH溶液反應的離子方程式為__________________________________。
(3)亞磷酸具有強還原性，可使碘水褪色，該反應的化學方程式為_____________。
Ⅱ.已知：①次磷酸(H3PO2)是一種一元弱酸；②常溫下，電離平衡常數Ka(H3PO2)＝5.9×10－2，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5。
(4)下列說法正確的是__________(填字母)。
A．次磷酸的電離方程式為H3PO2??H＋＋H2PO
B．NaH2PO2屬于酸式鹽
C．濃度均為0.1 mol·L－1的次磷酸(H3PO2)與鹽酸相比前者導電能力強
D．0.1 mol·L－1 NaH2PO2溶液的pH比0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH小
答案　(1)＋3　(2)H3PO3＋OH－===H2PO＋H2O　(3)H3PO3＋I2＋H2O===2HI＋H3PO4　(4)AD
解析　(4)次磷酸為一元弱酸，則電離方程式為H3PO2??H＋＋H2PO，A正確；NaH2PO2屬于正鹽，B錯誤；次磷酸為一元弱酸，則濃度均為0.1 mol·L－1的次磷酸(H3PO2)與鹽酸相比前者導電能力弱，C錯誤；由信息②可知H3PO2的酸性比醋酸強，則0.1 mol·L－1 NaH2PO2溶液的pH比0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH小，D正確。
18．(1)已知酸性：H2SO3> ＞HSO＞，水楊酸()與Na2SO3溶液反應，生成物為________(填字母)。
A． B．SO2
C．NaHCO3 D．
(2)亞硫酸電離常數為Ka1、Ka2，改變0.1 mol·L－1亞硫酸溶液的pH，其平衡體系中含硫元素微粒物質的量分數δ與pH的關系如圖，＝___________________________。
答案　(1)A　(2)105
解析　(2)c(H2SO3)＝c(HSO)時，Ka1(H2SO3)＝10－2，當c(SO)＝c(HSO)時，Ka2(H2SO3)＝10－7，＝＝105。
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考點5 電離常數及應用
1．概念
在一定條件下，弱電解質達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度(冪次方)的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。
2．表達式
一元弱酸HA 一元弱堿BOH
電離方程式 HA??H＋＋A－ BOH??B＋＋OH－
電離常數表達式 Ka＝ Kb＝
3.特點
(1)電離平衡常數與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K增大。
(2)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。
(3)多元弱酸的各步電離常數的大小關系是K1 K2 K3……，故其酸性取決于第一步的電離。
4．電離度
(1)概念
在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數占原電解質分子總數的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%，
也可表示為α＝×100%。
(3)影響因素
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越小。
②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越大。
1．弱電解質的電離平衡右移，電離常數一定增大(　　)
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．稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度(　　)
一、利用電離常數判斷弱電解質的相對強弱
1．部分弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
電離平衡常數(25℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8
按要求回答下列問題：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為
___________________________。
(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為__________________________________________________________________________。
(3)運用上述電離常數及物質的特性判斷下列化學方程式不正確的是________(填序號)。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO
④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
二、判斷微粒濃度比值的大小
2．下列關于電解質的說法正確的是______________(填字母)。
A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小
B．室溫下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀釋后，溶液中不變
C．等體積、等物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：＜
D．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，始終增大
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)________。
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＋)趨于10－7mol·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、根據電離度求電離常數
4．已知25 ℃時，某濃度為c的一元弱酸HA的電離度為α，求該溫度下的HA的電離常數(Ka)。
答案　　　HA　　??　　H＋　 ＋　 A－
起始 c 0 0
轉化 c·α c·α c·α
平衡 c·(1－α) c·α c·α
Ka＝＝，α很小，可認為1－α≈1，則Ka＝c·α2。
1．(2020·北京，11)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↑
2．(2021·河北1月選考模擬，14)H3PO4的電離是分步進行的，常溫下Ka1＝7.6×10－3，Ka2＝6.3×10－8，Ka3＝4.4×10－13。下列說法正確的是(　　)
A．濃度均為0.1 mol·L－1的NaOH溶液和H3PO4溶液按照體積比2∶1混合，混合液的pH<7
B．Na2HPO4溶液中，c(H＋)＋c(H2PO)＋c(H3PO4)＝c(PO)＋c(OH－)
C．向0.1 mol·L－1的H3PO4溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)，溶液pH＝1時，溶液中大約有7.1%的H3PO4電離
D．在H3PO4溶液中加入NaOH溶液，隨著NaOH的加入，溶液的pH增大，當溶液的pH＝11時，c(PO)>c(HPO)
3．(2020·海南，12)某弱酸HA溶液中主要成分的分布分數隨pH的變化如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．該酸－lg Ka ≈4.7
B．NaA的水解平衡常數Kh＝
C．當該溶液的pH＝7.0時，c(HA)D．某c(HA)∶c(A－)＝4∶1的緩沖溶液，pH≈4
4．(2019·全國卷Ⅰ，11)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是(　　)
A．混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關
B．Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的
C．b點的混合溶液pH＝7
D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
5．一定溫度下，將一定質量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A．a、b、c三點溶液的pH：cB．a、b、c三點CH3COOH的電離程度：c＜a＜b
C．用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結果偏小
D．a、b、c三點溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積：c＜a＜b
6．由于血液中存在如下平衡過程： CO2(g)??CO2(aq)、CO2(aq)＋H2O(l)??H2CO3(aq)、H2CO3(aq)??H＋(aq)＋HCO(aq)，使血液的pH維持在7.35～7.45。如超出這個范圍會造成酸中毒(pH過低)或堿中毒(pH過高)，急性中毒時需靜脈注射NH4Cl或NaHCO3進行治療。下列敘述正確的是(　　)
A．血液中CO2濃度過高會導致酸中毒，使血液中的值增大
B．治療堿中毒時，患者需降低呼吸頻率，以增加血液中CO2濃度
C．急性酸中毒時，救治方式是靜脈注射NH4Cl溶液
D．酸或堿中毒時，會導致血液中的酶發生水解
7．(2022·江西贛州模擬)硼酸(H3BO3)大量用于玻璃工業，可以改善玻璃制品的耐熱、透明性能，提高機械強度等。硼酸水溶液呈弱酸性，原因是其能夠結合水電離出來的氫氧根離子從而釋放出氫離子。以下說法正確的是(　　)
A．往純水中加入少許硼酸，水的電離程度增加
B．等濃度的硼酸與碳酸相比，硼酸酸性強
C．H3BO3為三元酸
D．1 mol H3BO3最多能和1 mol甲醇發生酯化反應
8．已知人體體液中存在如下平衡：CO2＋H2O??H2CO3??H＋＋HCO，以維持體液pH的相對穩定。下列說法不合理的是(　　)
A．當強酸性物質進入體液后，上述平衡向左移動，以維持體液pH的相對穩定
B．當強堿性物質進入體液后，上述平衡向右移動，以維持體液pH的相對穩定
C．若靜脈滴注大量生理鹽水，則體液的pH減小
D．進行呼吸活動時，如果CO2進入血液，會使體液的pH減小
9．某二元酸(H2A)在水中的電離方程式為H2A===H＋＋HA－，HA－??H＋＋A2－(25 ℃時，Ka＝1.0×10－2)，下列有關說法正確的是(　　)
A．常溫下NaHA溶液的pH＞7
B．稀釋0.1 mol·L－1 H2A溶液，因電離平衡向右移動而導致c(H＋)增大
C．在0.1 mol·L－1的H2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol·L－1
D．若0.1 mol·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，則0.1 mol·L－1的H2A中c(H＋)<0.12 mol·L－1
10．已知下面三個數據：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關的三種酸的電離常數(25 ℃)，若已知下列反應可以發生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．根據兩個反應即可得出一元弱酸的強弱順序為HF＞HNO2＞HCN
D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
11．(2022·深圳一模)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，可用大量清水沖洗，再涂上硼酸溶液
12．常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離常數分別為1.7×10－5、1.8×10－4，以下關于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的說法正確的是(　　)
A．c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH
B．等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOH
C．HCOOH可能與NaOH發生反應：H＋＋OH－===H2O
D．將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變
13．將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀釋，下列各量保持增大的是(　　)
①c(H＋)　②c(F－)　③c(OH－)　④Ka(HF)　⑤Kw　⑥　⑦
A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤
14．25 ℃時，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，當滴加V mL CH3COOH溶液時，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的電離常數為Ka，忽略混合時引起的溶液體積的變化，下列關系式正確的是(　　)
A．Ka＝ B．V＝ C．Ka＝ D．Ka＝
15．(2022·臨汾模擬)現取20 mL c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·
L－1的氨水，測得溶液導電能力的變化如圖所示，則加入氨水前CH3COOH的電離度為(　　)
A．0.5% B．1.5% C．0.1% D．1%
16．下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數：
CH3COOH H2CO3 H2S
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－12
則下列說法不正確的是(　　)
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，電離常數不變
17．(2022·河南羅山模擬)磷是重要的元素，能形成多種含氧酸和含氧酸鹽。回答下列問題：
Ⅰ. 亞磷酸(H3PO3)是二元酸，H3PO3溶液存在電離平衡：H3PO3??H＋＋H2PO。亞磷酸與足量NaOH溶液反應，生成水和Na2HPO3。
(1)寫出亞磷酸鈉(Na2HPO3)中磷的化合價：_______________________________________。
(2)亞磷酸與少量NaOH溶液反應的離子方程式為__________________________________。
(3)亞磷酸具有強還原性，可使碘水褪色，該反應的化學方程式為_____________。
Ⅱ.已知：①次磷酸(H3PO2)是一種一元弱酸；②常溫下，電離平衡常數Ka(H3PO2)＝5.9×10－2，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5。
(4)下列說法正確的是__________(填字母)。
A．次磷酸的電離方程式為H3PO2??H＋＋H2PO
B．NaH2PO2屬于酸式鹽
C．濃度均為0.1 mol·L－1的次磷酸(H3PO2)與鹽酸相比前者導電能力強
D．0.1 mol·L－1 NaH2PO2溶液的pH比0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH小
18．(1)已知酸性：H2SO3> ＞HSO＞，水楊酸()與Na2SO3溶液反應，生成物為________(填字母)。
A． B．SO2
C．NaHCO3 D．
(2)亞硫酸電離常數為Ka1、Ka2，改變0.1 mol·L－1亞硫酸溶液的pH，其平衡體系中含硫元素微粒物質的量分數δ與pH的關系如圖，＝___________________________。
21世紀教育網 www.21cnjy.com 精品試卷·第 2 頁 （共 2 頁）
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