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考點(diǎn)6 電離常數(shù)計(jì)算
1．電離平衡常數(shù)的計(jì)算
(1)依據(jù)電離平衡常數(shù)計(jì)算c(H＋)或c(OH－)
當(dāng)一元弱酸或一元弱堿的電離常數(shù)很小時(shí)，可用如下兩個(gè)公式計(jì)算c(H＋)或c(OH－)。
①一元弱酸(以CH3COOH為例)
c(H＋)＝
②一元弱堿(以NH3·H2O為例)
c(OH－)＝
(2)電離常數(shù)(K)與電離度(α)的定量關(guān)系
電離常數(shù)與電離度(α)的關(guān)系(以一元弱酸為例)
HA　　??　　H＋　 ＋　 A－
起始 c酸 0 0
轉(zhuǎn)化 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡 c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝＝，α很小，可認(rèn)為1－α≈1，則Ka＝c酸·α2或α＝。
2.計(jì)算電離常數(shù)的思維方法
(1)根據(jù)電離方程式，寫(xiě)出電離平衡常數(shù)表達(dá)式。
(2)根據(jù)題干信息，結(jié)合電荷守恒、元素質(zhì)量守恒，找出各微粒的濃度，代入表達(dá)式即可。
(3)若有圖像信息，可選擇曲線上特殊點(diǎn)(能準(zhǔn)確讀出縱、橫坐標(biāo)的數(shù)值)，確定各微粒的濃度，最后代入平衡常數(shù)表達(dá)式計(jì)算。
例1　已知25 ℃時(shí)某弱酸HX的電離常數(shù)Ka＝1.75×10－5，則25 ℃時(shí)0.1 mol·L－1的HX溶液中H＋濃度是________。
答案　1.32×10－3 mol·L－1
解析　　　HX　 　??　　H＋　＋　X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)
則Ka＝≈，
由于弱電解質(zhì)的電離程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，c(H＋)≈＝
mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1。
例2　常溫下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中l(wèi)g c(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關(guān)系如圖。
(1)判斷HA為強(qiáng)酸還是弱酸。
(2)若HA為弱酸，請(qǐng)計(jì)算在P點(diǎn)的電離平衡常數(shù)。
答案　(1)縱軸坐標(biāo)為lg c(OH－)，在M點(diǎn)時(shí)，溶液中c(OH－)＝10－10 mol·L－1，常溫時(shí)c(H＋)＝10－4 mol·L－1，則HA為一元弱酸。
(2)在相同溫度下，M、P點(diǎn)的電離常數(shù)相同，用M點(diǎn)計(jì)算電離常數(shù)。
HA??H＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，
常溫下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
一、混合溶液中電離平衡常數(shù)的計(jì)算
1．(1)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(fā))，則醋酸的電離常數(shù)Ka＝__________________(用含a和b的代數(shù)式表示)。
(2)常溫下，將a mol·L－1的醋酸與b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝____________(用含a和b的代數(shù)式表示)。
答案　(1)　(2)
解析　(1)由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素質(zhì)量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
(2)根據(jù)2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
二、利用圖像計(jì)算電離平衡常數(shù)
2．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(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7時(shí)，溶液中＝____________________。
答案　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
解析　(1)由圖像可知pH＝1.2時(shí)，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，則Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2時(shí)，c(HC2O)＝c(C2O)，則Ka2＝10－4.2。(3)由電離常數(shù)表達(dá)式可知＝＝＝103＝1 000。
3．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(zhì)的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關(guān)系如圖所示。
(1)寫(xiě)出亞磷酸的電離方程式：
____________________________、_______________________。
(2)表示pH與lg 的變化關(guān)系的曲線是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根據(jù)圖像計(jì)算亞磷酸的Ka1＝________。
答案　(1)H3PO3??H2PO＋H＋　H2PO??HPO＋H＋　(2)Ⅰ　(3)10－1.4
解析　Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由圖像可知，在相同或時(shí)，曲線Ⅱ?qū)?yīng)的c(H＋)較大，為第一步電離(Ka1)，曲線Ⅰ對(duì)應(yīng)的c(H＋)較小，為第二步電離(Ka2)，選用曲線Ⅱ中的特殊點(diǎn)B計(jì)算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。
1．弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大(　　)
2．電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大(　　)
3．某一弱電解質(zhì)，電離度越大，電離常數(shù)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、電離常數(shù)的常規(guī)應(yīng)用
1．部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
電離平衡常數(shù)(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(wèn)題：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)____________________。
(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)____________________________________________________。
(3)運(yùn)用上述電離常數(shù)及物質(zhì)的特性判斷下列化學(xué)方程式不正確的是________(填序號(hào))。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應(yīng)：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、利用Ka、Kb判斷微粒濃度比值的變化
2．下列關(guān)于電解質(zhì)的說(shuō)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(zhì)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(guò)程中，電離平衡常數(shù)Ka(HF)保持不變，始終增大
答案　B
解析　B項(xiàng)，NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝，溫度不變，Kb不變，正確；C項(xiàng)，等體積、等物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合，根據(jù)電離常數(shù)有Ka1＝、Ka2＝，同一溶液中c(H＋)相等，則c(H＋)＝Ka1·＝Ka2·，而Ka1＞Ka2，則＞，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，0.1 mol·L－1的HF加水稀釋?zhuān)琧(F－)趨近于0，而c(H＋)趨于不變(10－7 mol·L－1)，故變小，錯(cuò)誤。
3．常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋?zhuān)?qǐng)?zhí)顚?xiě)下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)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?yōu)椋交蛳♂寱r(shí)醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，n(CH3COOH)減小，n(H＋)增大因而其比值變小。
(2)將該式變?yōu)椋交蛳♂寱r(shí)醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，n(CH3COOH)減小，n(CH3COO－)增大因而其比值變大。
(3)假設(shè)無(wú)限稀釋?zhuān)琧(CH3COO－)趨近于0，極稀溶液要考慮水的電離，c(H＋)趨近于10－7，因而比值變小。
(5)將該式變?yōu)椋剑时戎挡蛔儭?br/>電離平衡常數(shù)的四大應(yīng)用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。
(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。
(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。
(4)判斷微粒濃度比值的變化
弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離平衡常數(shù)不變，題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
三、電離平衡常數(shù)的計(jì)算
4．(1)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(fā))，則醋酸的電離常數(shù)Ka＝____________(用含a和b的代數(shù)式表示)。
(2)常溫下，將a mol·L－1的醋酸與b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝_______(用含a和b的代數(shù)式表示)。
答案　(1)　(2)
解析　(1)由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素質(zhì)量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
(2)根據(jù)2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
5．(1)用K2CO3溶液吸收H2S，其原理為CO＋H2S??HS－＋HCO。該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝________(已知：H2CO3的Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11；H2S的Ka1＝5.6×10－8，Ka2＝1.2×10－15)。
(2)已知常溫下H2C2O4的電離平衡常數(shù)Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反應(yīng)NH3·H2O＋HC2O??NH＋C2O＋H2O的平衡常數(shù)K＝9.45×104，則NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝______________。
答案　(1)1.0×103　(2)1.75×10－5
解析　(1)該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝＝＝＝1.0×103。
(2)由于Ka2＝，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝，則反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝＝＝＝9.45×104，Kb＝1.75×10－5。
四、利用圖像計(jì)算電離平衡常數(shù)
6．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(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7時(shí)，溶液中＝____________________。
答案　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
解析　(1)由圖像可知pH＝1.2時(shí)，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，則Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2時(shí)，c(HC2O)＝c(C2O)，則Ka2＝10－4.2。(3)由電離常數(shù)表達(dá)式可知＝＝＝103＝1 000。
1．(2021·浙江6月選考，2)下列物質(zhì)屬于弱電解質(zhì)的是(　　)
A．CO2 B．H2O
C．HNO3 D．NaOH
答案　B
解析　CO2在水溶液中或熔融狀態(tài)下不能夠電離，為非電解質(zhì)；H2O在水溶液中僅能夠部分電離，為弱電解質(zhì)；HNO3在水溶液中能夠完全電離，為強(qiáng)電解質(zhì)；NaOH在水溶液中能夠完全電離，為強(qiáng)電解質(zhì)。
2．(2021·浙江6月選考，19)某同學(xué)擬用pH計(jì)測(cè)定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質(zhì)。下列說(shuō)法正確的是(　　)
A．25 ℃時(shí)，若測(cè)得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸
B．25 ℃時(shí)，若測(cè)得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，則HR是弱酸
C．25 ℃時(shí)，若測(cè)得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測(cè)得pH＝b，b－a<1，則HR是弱酸
D．25 ℃時(shí)，若測(cè)得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，升溫至50 ℃，測(cè)得pH＝b，a>b，則HR是弱酸
答案　B
解析　25 ℃時(shí)，若測(cè)得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，則HR為強(qiáng)酸，A錯(cuò)誤；25 ℃時(shí)，若測(cè)得0.01 mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，HR未完全電離，所以HR為弱酸，B正確；假設(shè)HR為強(qiáng)酸，取pH＝6的該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測(cè)得此時(shí)溶液pH<7，C錯(cuò)誤；假設(shè)HR為強(qiáng)酸，則NaR為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，溶液呈中性，升溫至50 ℃，促進(jìn)水的電離，水的離子積常數(shù)增大，pH減小，D錯(cuò)誤。
3．(2017·浙江4月選考，18)室溫下，下列事實(shí)不能說(shuō)明NH3·H2O為弱電解質(zhì)的是(　　)
A．0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH小于7
C．相同條件下，濃度均為0.1 mol·L－1 NaOH溶液和氨水，氨水的導(dǎo)電能力弱
D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使無(wú)色酚酞溶液變紅色
答案　D
解析　室溫下，0.1 mol·L－1氨水溶液pH<13，溶液中c(OH－)< mol·L－1＝0.1 mol·L－1＜c(NH3·H2O)，說(shuō)明NH3·H2O部分電離，為弱電解質(zhì)，A不符合題意；0.1 mol·L－1NH4Cl溶液的pH小于7，說(shuō)明氯化銨是強(qiáng)酸弱堿鹽，則證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)，B不符合題意；相同條件下，濃度均為0.1 mol·L－1NaOH溶液和氨水，氨水的導(dǎo)電能力弱，說(shuō)明氨水沒(méi)有完全電離，則證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)，C不符合題意；0.1 mol·L－1NH3·H2O能使無(wú)色酚酞溶液變紅色，說(shuō)明NH3·H2O顯堿性，電離產(chǎn)生OH－，不能證明是弱電解質(zhì)，D符合題意。
4．(2016·浙江10月選考，18)為證明醋酸是弱電解質(zhì)，下列方法錯(cuò)誤的是(　　)
A．測(cè)定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH
B．測(cè)定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸堿性
C．比較濃度均為0.1 mol·L－1鹽酸和醋酸溶液的導(dǎo)電能力
D．比較相同物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好完全反應(yīng)時(shí)消耗兩溶液的體積
答案　D
解析　A項(xiàng)，測(cè)定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH，若其pH大于1，則證明其為弱酸、弱電解質(zhì)；B項(xiàng)，測(cè)定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸堿性，若其呈堿性，則可證明醋酸為弱電解質(zhì)；C項(xiàng)，比較濃度均為0.1 mol·L－1鹽酸和醋酸溶液的導(dǎo)電能力，若醋酸的導(dǎo)電能力比較弱，則可證明其為弱電解質(zhì)。
5．(2020·北京，11)室溫下，對(duì)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(shù)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(guò)程中，n(CH3COO－)與n(CH3COOH)之和始終為0.1 mol
D．與Na2CO3溶液反應(yīng)的離子方程式為CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
答案　C
解析　醋酸屬于弱電解質(zhì)，則CH3COO－的粒子數(shù)小于6.02×1022，A錯(cuò)誤；加入少量CH3COONa固體，抑制醋酸的電離，溶液的pH升高，故B錯(cuò)誤；根據(jù)元素質(zhì)量守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 mol，故C正確；醋酸的酸性強(qiáng)于碳酸，則根據(jù)強(qiáng)酸制取弱酸，醋酸與Na2CO3溶液反應(yīng)生成醋酸鈉、二氧化碳和水，醋酸是弱電解質(zhì)，離子反應(yīng)中不能拆寫(xiě)，故D錯(cuò)誤。
6．一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過(guò)程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，下列說(shuō)法正確的是(　　)
A．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的pH：cB．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)CH3COOH的電離程度：c＜a＜b
C．用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH，測(cè)量結(jié)果偏小
D．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)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(xiàng)，由導(dǎo)電能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B項(xiàng)，加水越多，越利于CH3COOH電離，故電離程度：c＞b＞a；C項(xiàng)，用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH，相當(dāng)于稀釋a點(diǎn)溶液，c(H＋)增大，pH偏小；D項(xiàng)，a、b、c三點(diǎn)n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時(shí)消耗n(NaOH)相同，即體積相同。
7．由于血液中存在如下平衡過(guò)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(gè)范圍會(huì)造成酸中毒(pH過(guò)低)或堿中毒(pH過(guò)高)，急性中毒時(shí)需靜脈注射N(xiāo)H4Cl或NaHCO3進(jìn)行治療。下列敘述正確的是(　　)
A．血液中CO2濃度過(guò)高會(huì)導(dǎo)致酸中毒，使血液中的值增大
B．治療堿中毒時(shí)，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(shí)，救治方式是靜脈注射N(xiāo)H4Cl溶液
D．酸或堿中毒時(shí)，會(huì)導(dǎo)致血液中的酶發(fā)生水解
答案　B
解析　血液中CO2濃度過(guò)高，氫離子濃度增大，會(huì)導(dǎo)致酸中毒，其中＝＝的值減小，A錯(cuò)誤；急性酸中毒時(shí)，救治方式是靜脈注射N(xiāo)aHCO3溶液，C錯(cuò)誤；酸或堿中毒時(shí)，會(huì)導(dǎo)致血液中的酶發(fā)生變性而不是水解，D錯(cuò)誤。
8．(2022·江西贛州期末)硼酸(H3BO3)大量用于玻璃工業(yè)，可以改善玻璃制品的耐熱、透明性能，提高機(jī)械強(qiáng)度等。硼酸水溶液呈弱酸性，原因是其能夠結(jié)合水電離出來(lái)的氫氧根離子從而釋放出氫離子。以下說(shuō)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(qiáng)
C．H3BO3為三元酸
D．1 mol H3BO3最多能和1 mol甲醇發(fā)生酯化反應(yīng)
答案　D
解析　往純水中加入少許硼酸，水的電離程度會(huì)受到抑制，故A錯(cuò)誤；非金屬性：硼＜碳，最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性：碳酸強(qiáng)，故B錯(cuò)誤；根據(jù)題給信息，硼酸在水溶液中的電離平衡表達(dá)式為H3BO3＋H2O??B(OH)＋ H＋，H3BO3為一元酸，故C錯(cuò)誤；H3BO3為一元酸，1 mol H3BO3最多能和1 mol甲醇發(fā)生酯化反應(yīng)，故D正確。
9．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(duì)穩(wěn)定。下列說(shuō)法不合理的是(　　)
A．當(dāng)強(qiáng)酸性物質(zhì)進(jìn)入體液后，上述平衡向左移動(dòng)，以維持體液pH的相對(duì)穩(wěn)定
B．當(dāng)強(qiáng)堿性物質(zhì)進(jìn)入體液后，上述平衡向右移動(dòng)，以維持體液pH的相對(duì)穩(wěn)定
C．若靜脈滴注大量生理鹽水，則體液的pH減小
D．進(jìn)行呼吸活動(dòng)時(shí)，如果CO2進(jìn)入血液，會(huì)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?zhuān)胶怆m然正向移動(dòng)，但根據(jù)勒夏特列原理，c(H＋)減小，體液的pH增大。
10．稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，若要使平衡逆向移動(dòng)，同時(shí)使c(OH－)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固體　②硫酸　③NaOH固體　④水　⑤加熱　⑥加入少量MgSO4固體
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
答案　C
解析　加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向左移動(dòng)，c(OH－)減小，①不合題意；硫酸電離出的H＋與OH－反應(yīng)，使c(OH－)減小，平衡向右移動(dòng)，②不合題意；加入NaOH固體，c(OH－)增大，平衡向左移動(dòng)，③符合題意；加入水，稀釋溶液，平衡向右移動(dòng)，且 c(OH－)減小，④不合題意；電離為吸熱過(guò)程，加熱平衡向右移動(dòng)，c(OH－)增大，⑤不合題意；加入少量MgSO4固體，發(fā)生反應(yīng)：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，⑥不合題意。
11．已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25 ℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)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(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F＞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(shù)越大，該酸的酸性越強(qiáng)，結(jié)合強(qiáng)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(shù)為4.6×10－4，故B錯(cuò)誤。
12．(2022·天津河西期末)對(duì)比觀察下表數(shù)據(jù)，從中獲得的有關(guān)結(jié)論不正確的是(　　)
25 ℃幾種酸的Ka 不同溫度下CH3COOH的Ka
HF 6.3×10－4 0 ℃ 1.66×10－5
HClO 4.0×10－8 10 ℃ 1.73×10－5
HCN 6.2×10－10 25 ℃ 1.75×10－5
A.表中的酸都是弱酸
B．相同溫度下不同弱酸的Ka不同
C．電離常數(shù)Ka與溫度有關(guān)，但Ka隨溫度的變化不大
D．推測(cè)常溫下可發(fā)生反應(yīng)：NaClO＋HCN===NaCN＋HClO
答案　D
解析　相同溫度下Ka越大，弱酸的酸性越強(qiáng)，Ka(HClO)>Ka(HCN)，酸性：HClO>HCN，故D錯(cuò)誤。
13．已知：在25 ℃時(shí)，次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離常數(shù)如下表：
弱電解質(zhì) 電離常數(shù)(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　)
A．SO、HCO B．ClO－、HCO
C．HSO、CO D．HClO、HCO
答案　C
解析　由于酸性：HSO＞HCO，則SO、HCO不能反應(yīng)，可以大量共存；酸性：HClO＞HCO，則ClO－、HCO不能反應(yīng)，可以大量共存；由于酸性：HSO＞HCO，則HSO、CO反應(yīng)生成SO和HCO，不能大量共存；由于酸性：H2CO3＞HClO，HClO、HCO不能反應(yīng)，可以大量共存。
14．將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀釋?zhuān)铝懈髁勘３衷龃蟮氖?　　)
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(shí)，平衡正向移動(dòng)，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(cuò)誤；由于溶液的溫度不變，則Kw、Ka(HF)不變，④⑤錯(cuò)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。
15．25 ℃時(shí)，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，當(dāng)?shù)渭覸 mL CH3COOH溶液時(shí)，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的電離常數(shù)為Ka，忽略混合時(shí)引起的溶液體積的變化，下列關(guān)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(shuō)明醋酸過(guò)量，c(CH3COOH)≈ mol·L－1，根據(jù)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(xiàng)正確。
16．下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數(shù)：
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(shuō)法不正確的是(　　)
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　由表中H2CO3和H2S的電離平衡常數(shù)可知，H2CO3的Ka1大于H2S的Ka1，則碳酸的酸性強(qiáng)于氫硫酸，A正確；多元弱酸分步發(fā)生電離，第一步電離產(chǎn)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(shù)只與溫度有關(guān)，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(shù)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(wèn)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(yīng)，生成水和Na2HPO3。
(1)寫(xiě)出亞磷酸鈉(Na2HPO3)中磷的化合價(jià)：____________________。
(2)亞磷酸與少量NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)_____________________________。
(3)亞磷酸具有強(qiáng)還原性，可使碘水褪色，該反應(yīng)的化學(xué)方程式為_(kāi)_________________。
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(shù) Ka(H3PO2)＝5.9×10－2，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5。
(4)下列說(shuō)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(dǎo)電能力強(qiáng)
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＋I(xiàn)2＋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(cuò)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(dǎo)電能力弱，C錯(cuò)誤；由信息②可知H3PO2的酸性比醋酸強(qiáng)，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)25 ℃時(shí)， 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH約為3。向其中加入CH3COONa晶體，待晶體溶解后發(fā)現(xiàn)溶液的pH增大。可能的原因有：
①________________________________________________________________________；
②________________________________________________________________________；
為了驗(yàn)證上述哪種解釋正確，繼續(xù)做如下實(shí)驗(yàn)：向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量下列物質(zhì)中的__________(填字母)，然后測(cè)定溶液的pH。
a．CH3COOK固體 b．CH3COONH4固體
c．NH3 d．NaHCO3固體
(2)25 ℃時(shí)，體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和醋酸與鎂條反應(yīng)，開(kāi)始時(shí)兩者產(chǎn)生氣體的速率鹽酸________(填“大”“小”或“一樣大”)，鎂條最先消失的是______________；如果鎂條足量時(shí)，選pH相同、等體積的鹽酸和醋酸反應(yīng)，產(chǎn)生氣體較多的是______________。
(3)已知N2H4在水中的電離方式與NH3相似，若將NH3視為一元弱堿，則N2H4是一種二元弱堿，下列關(guān)于N2H4的說(shuō)法不正確的是______(填字母)。
A．它與硫酸形成的酸式鹽可以表示為N2H5HSO4
B．它溶于水所得的溶液中共有4種離子
C．它溶于水發(fā)生電離的第一步可表示為N2H4＋H2O??N2H＋OH－
D．室溫下，向0.1 mol·L－1的N2H4溶液加水稀釋時(shí)，n(H＋)·n(OH－)會(huì)增大
答案　(1)①醋酸鈉水解，溶液呈堿性，c(OH－)增大　②醋酸鈉溶于水電離出大量的醋酸根離子，抑制了醋酸的電離，使c(H＋)減小　b　(2)大　鹽酸　醋酸　(3)A
解析　(1)CH3COONH4溶液中，CH3COO－和NH都發(fā)生水解，且水解程度相等，CH3COONH4溶液呈中性，將CH3COONH4固體加入到0.1 mol·L－1醋酸中，如pH增大，說(shuō)明CH3COO－抑制了醋酸的電離，其他物質(zhì)的水溶液都呈堿性，加入后，溶液的pH一定會(huì)增大，不能用于證明。(2)相同溫度、體積、濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中氫離子濃度大于醋酸中氫離子濃度，所以開(kāi)始時(shí)，鹽酸的反應(yīng)速率大于醋酸的反應(yīng)速率，反應(yīng)過(guò)程中鹽酸的反應(yīng)速率一直大于醋酸，則鎂條最先消失的是鹽酸；如果鎂條足量時(shí)，選pH相同、等體積的鹽酸和醋酸，醋酸的物質(zhì)的量大于鹽酸的物質(zhì)的量，與足量鎂條反應(yīng)，生成氫氣較多的是醋酸。(3)N2H4＋H2O??N2H＋OH－、N2H＋H2O??N2H＋OH－，它屬于二元弱堿，和硫酸反應(yīng)形成的酸式鹽應(yīng)為N2H6(HSO4)2，A項(xiàng)不正確，C項(xiàng)正確；它溶于水所得溶液中含有N2H、N2H、OH－、H＋四種離子，B項(xiàng)正確；Kw＝c(H＋)·c(OH－)，在一定溫度下為定值，因加水體積增大，故n(H＋)·n(OH－)會(huì)增大，D項(xiàng)正確。
19．(1)已知酸性：H2SO3>＞HSO＞，水楊酸()與Na2SO3溶液反應(yīng)，生成物為_(kāi)_______(填字母)。
A． B．SO2
C．NaHCO3 D．
(2)亞硫酸電離常數(shù)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(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ與pH的關(guān)系如圖，＝___________________。
答案　(1)A　(2)105
解析　(2)c(H2SO3)＝c(HSO)時(shí)，Ka1(H2SO3)＝10－2，當(dāng)c(SO)＝c(HSO)時(shí)，Ka2(H2SO3)＝10－7，＝＝105。
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考點(diǎn)6 電離常數(shù)計(jì)算
1．電離平衡常數(shù)的計(jì)算
(1)依據(jù)電離平衡常數(shù)計(jì)算c(H＋)或c(OH－)
當(dāng)一元弱酸或一元弱堿的電離常數(shù)很小時(shí)，可用如下兩個(gè)公式計(jì)算c(H＋)或c(OH－)。
①一元弱酸(以CH3COOH為例)
c(H＋)＝
②一元弱堿(以NH3·H2O為例)
c(OH－)＝
(2)電離常數(shù)(K)與電離度(α)的定量關(guān)系
電離常數(shù)與電離度(α)的關(guān)系(以一元弱酸為例)
HA　　??　　H＋　 ＋　 A－
起始 c酸 0 0
轉(zhuǎn)化 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡 c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝＝，α很小，可認(rèn)為1－α≈1，則Ka＝c酸·α2或α＝。
2.計(jì)算電離常數(shù)的思維方法
(1)根據(jù)電離方程式，寫(xiě)出電離平衡常數(shù)表達(dá)式。
(2)根據(jù)題干信息，結(jié)合電荷守恒、元素質(zhì)量守恒，找出各微粒的濃度，代入表達(dá)式即可。
(3)若有圖像信息，可選擇曲線上特殊點(diǎn)(能準(zhǔn)確讀出縱、橫坐標(biāo)的數(shù)值)，確定各微粒的濃度，最后代入平衡常數(shù)表達(dá)式計(jì)算。
例1　已知25 ℃時(shí)某弱酸HX的電離常數(shù)Ka＝1.75×10－5，則25 ℃時(shí)0.1 mol·L－1的HX溶液中H＋濃度是________。
答案　1.32×10－3 mol·L－1
解析　　　HX　 　??　　H＋　＋　X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)
則Ka＝≈，
由于弱電解質(zhì)的電離程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，c(H＋)≈＝
mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1。
例2　常溫下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中l(wèi)g c(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關(guān)系如圖。
(1)判斷HA為強(qiáng)酸還是弱酸。
(2)若HA為弱酸，請(qǐng)計(jì)算在P點(diǎn)的電離平衡常數(shù)。
答案　(1)縱軸坐標(biāo)為lg c(OH－)，在M點(diǎn)時(shí)，溶液中c(OH－)＝10－10 mol·L－1，常溫時(shí)c(H＋)＝10－4 mol·L－1，則HA為一元弱酸。
(2)在相同溫度下，M、P點(diǎn)的電離常數(shù)相同，用M點(diǎn)計(jì)算電離常數(shù)。
HA??H＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，
常溫下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
一、混合溶液中電離平衡常數(shù)的計(jì)算
1．(1)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(fā))，則醋酸的電離常數(shù)Ka＝__________________(用含a和b的代數(shù)式表示)。
(2)常溫下，將a mol·L－1的醋酸與b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝____________(用含a和b的代數(shù)式表示)。
答案　(1)　(2)
解析　(1)由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素質(zhì)量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
(2)根據(jù)2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
二、利用圖像計(jì)算電離平衡常數(shù)
2．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(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7時(shí)，溶液中＝____________________。
答案　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
解析　(1)由圖像可知pH＝1.2時(shí)，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，則Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2時(shí)，c(HC2O)＝c(C2O)，則Ka2＝10－4.2。(3)由電離常數(shù)表達(dá)式可知＝＝＝103＝1 000。
3．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(zhì)的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關(guān)系如圖所示。
(1)寫(xiě)出亞磷酸的電離方程式：
____________________________、_______________________。
(2)表示pH與lg 的變化關(guān)系的曲線是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根據(jù)圖像計(jì)算亞磷酸的Ka1＝________。
答案　(1)H3PO3??H2PO＋H＋　H2PO??HPO＋H＋　(2)Ⅰ　(3)10－1.4
解析　Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由圖像可知，在相同或時(shí)，曲線Ⅱ?qū)?yīng)的c(H＋)較大，為第一步電離(Ka1)，曲線Ⅰ對(duì)應(yīng)的c(H＋)較小，為第二步電離(Ka2)，選用曲線Ⅱ中的特殊點(diǎn)B計(jì)算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。
1．弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大(　　)
2．電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大(　　)
3．某一弱電解質(zhì)，電離度越大，電離常數(shù)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、電離常數(shù)的常規(guī)應(yīng)用
1．部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
電離平衡常數(shù)(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(wèn)題：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)____________________。
(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)____________________________________________________。
(3)運(yùn)用上述電離常數(shù)及物質(zhì)的特性判斷下列化學(xué)方程式不正確的是________(填序號(hào))。
①次氯酸與NaHCO3溶液的反應(yīng)：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、利用Ka、Kb判斷微粒濃度比值的變化
2．下列關(guān)于電解質(zhì)的說(shuō)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(zhì)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(guò)程中，電離平衡常數(shù)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?zhuān)?qǐng)?zhí)顚?xiě)下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________；
(5)________。
電離平衡常數(shù)的四大應(yīng)用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。
(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。
(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。
(4)判斷微粒濃度比值的變化
弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離平衡常數(shù)不變，題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
三、電離平衡常數(shù)的計(jì)算
4．(1)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(fā))，則醋酸的電離常數(shù)Ka＝____________(用含a和b的代數(shù)式表示)。
(2)常溫下，將a mol·L－1的醋酸與b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝_______(用含a和b的代數(shù)式表示)。
5．(1)用K2CO3溶液吸收H2S，其原理為CO＋H2S??HS－＋HCO。該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝________(已知：H2CO3的Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11；H2S的Ka1＝5.6×10－8，Ka2＝1.2×10－15)。
(2)已知常溫下H2C2O4的電離平衡常數(shù)Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反應(yīng)NH3·H2O＋HC2O??NH＋C2O＋H2O的平衡常數(shù)K＝9.45×104，則NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝______________。
四、利用圖像計(jì)算電離平衡常數(shù)
6．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(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7時(shí)，溶液中＝____________________。
1．(2021·浙江6月選考，2)下列物質(zhì)屬于弱電解質(zhì)的是(　　)
A．CO2 B．H2O
C．HNO3 D．NaOH
2．(2021·浙江6月選考，19)某同學(xué)擬用pH計(jì)測(cè)定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質(zhì)。下列說(shuō)法正確的是(　　)
A．25 ℃時(shí)，若測(cè)得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸
B．25 ℃時(shí)，若測(cè)得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，則HR是弱酸
C．25 ℃時(shí)，若測(cè)得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測(cè)得pH＝b，b－a<1，則HR是弱酸
D．25 ℃時(shí)，若測(cè)得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，升溫至50 ℃，測(cè)得pH＝b，a>b，則HR是弱酸
3．(2017·浙江4月選考，18)室溫下，下列事實(shí)不能說(shuō)明NH3·H2O為弱電解質(zhì)的是(　　)
A．0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH小于7
C．相同條件下，濃度均為0.1 mol·L－1 NaOH溶液和氨水，氨水的導(dǎo)電能力弱
D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使無(wú)色酚酞溶液變紅色
4．(2016·浙江10月選考，18)為證明醋酸是弱電解質(zhì)，下列方法錯(cuò)誤的是(　　)
A．測(cè)定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH
B．測(cè)定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸堿性
C．比較濃度均為0.1 mol·L－1鹽酸和醋酸溶液的導(dǎo)電能力
D．比較相同物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好完全反應(yīng)時(shí)消耗兩溶液的體積
5．(2020·北京，11)室溫下，對(duì)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(shù)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(guò)程中，n(CH3COO－)與n(CH3COOH)之和始終為0.1 mol
D．與Na2CO3溶液反應(yīng)的離子方程式為CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
6．一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過(guò)程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，下列說(shuō)法正確的是(　　)
A．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的pH：cB．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)CH3COOH的電離程度：c＜a＜b
C．用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH，測(cè)量結(jié)果偏小
D．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積：c＜a＜b
7．由于血液中存在如下平衡過(guò)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(gè)范圍會(huì)造成酸中毒(pH過(guò)低)或堿中毒(pH過(guò)高)，急性中毒時(shí)需靜脈注射N(xiāo)H4Cl或NaHCO3進(jìn)行治療。下列敘述正確的是(　　)
A．血液中CO2濃度過(guò)高會(huì)導(dǎo)致酸中毒，使血液中的值增大
B．治療堿中毒時(shí)，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(shí)，救治方式是靜脈注射N(xiāo)H4Cl溶液
D．酸或堿中毒時(shí)，會(huì)導(dǎo)致血液中的酶發(fā)生水解
8．(2022·江西贛州期末)硼酸(H3BO3)大量用于玻璃工業(yè)，可以改善玻璃制品的耐熱、透明性能，提高機(jī)械強(qiáng)度等。硼酸水溶液呈弱酸性，原因是其能夠結(jié)合水電離出來(lái)的氫氧根離子從而釋放出氫離子。以下說(shuō)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(qiáng)
C．H3BO3為三元酸
D．1 mol H3BO3最多能和1 mol甲醇發(fā)生酯化反應(yīng)
9．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(duì)穩(wěn)定。下列說(shuō)法不合理的是(　　)
A．當(dāng)強(qiáng)酸性物質(zhì)進(jìn)入體液后，上述平衡向左移動(dòng)，以維持體液pH的相對(duì)穩(wěn)定
B．當(dāng)強(qiáng)堿性物質(zhì)進(jìn)入體液后，上述平衡向右移動(dòng)，以維持體液pH的相對(duì)穩(wěn)定
C．若靜脈滴注大量生理鹽水，則體液的pH減小
D．進(jìn)行呼吸活動(dòng)時(shí)，如果CO2進(jìn)入血液，會(huì)使體液的pH減小
10．稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，若要使平衡逆向移動(dòng)，同時(shí)使c(OH－)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固體　②硫酸　③NaOH固體　④水　⑤加熱　⑥加入少量MgSO4固體
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
11．已知下面三個(gè)數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25 ℃)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)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(jù)兩個(gè)反應(yīng)即可得出一元弱酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F＞HNO2＞HCN
D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
12．(2022·天津河西期末)對(duì)比觀察下表數(shù)據(jù)，從中獲得的有關(guān)結(jié)論不正確的是(　　)
25 ℃幾種酸的Ka 不同溫度下CH3COOH的Ka
HF 6.3×10－4 0 ℃ 1.66×10－5
HClO 4.0×10－8 10 ℃ 1.73×10－5
HCN 6.2×10－10 25 ℃ 1.75×10－5
A.表中的酸都是弱酸
B．相同溫度下不同弱酸的Ka不同
C．電離常數(shù)Ka與溫度有關(guān)，但Ka隨溫度的變化不大
D．推測(cè)常溫下可發(fā)生反應(yīng)：NaClO＋HCN===NaCN＋HClO
13．已知：在25 ℃時(shí)，次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離常數(shù)如下表：
弱電解質(zhì) 電離常數(shù)(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　)
A．SO、HCO B．ClO－、HCO
C．HSO、CO D．HClO、HCO
14．將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀釋?zhuān)铝懈髁勘３衷龃蟮氖?　　)
①c(H＋)　②c(F－)　③c(OH－)　④Ka(HF)　⑤Kw　⑥　⑦
A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤
15．25 ℃時(shí)，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，當(dāng)?shù)渭覸 mL CH3COOH溶液時(shí)，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的電離常數(shù)為Ka，忽略混合時(shí)引起的溶液體積的變化，下列關(guān)系式正確的是(　　)
A．Ka＝ B．V＝
C．Ka＝ D．Ka＝
16．下表是幾種弱酸常溫下的電離平衡常數(shù)：
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(shuō)法不正確的是(　　)
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
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(wèn)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(yīng)，生成水和Na2HPO3。
(1)寫(xiě)出亞磷酸鈉(Na2HPO3)中磷的化合價(jià)：____________________。
(2)亞磷酸與少量NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)_____________________________。
(3)亞磷酸具有強(qiáng)還原性，可使碘水褪色，該反應(yīng)的化學(xué)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(shù)Ka(H3PO2)＝5.9×10－2，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5。
(4)下列說(shuō)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(dǎo)電能力強(qiáng)
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)25 ℃時(shí)， 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH約為3。向其中加入CH3COONa晶體，待晶體溶解后發(fā)現(xiàn)溶液的pH增大。可能的原因有：
①________________________________________________________________________；
②________________________________________________________________________；
為了驗(yàn)證上述哪種解釋正確，繼續(xù)做如下實(shí)驗(yàn)：向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量下列物質(zhì)中的__________(填字母)，然后測(cè)定溶液的pH。
a．CH3COOK固體 b．CH3COONH4固體
c．NH3 d．NaHCO3固體
(2)25 ℃時(shí)，體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和醋酸與鎂條反應(yīng)，開(kāi)始時(shí)兩者產(chǎn)生氣體的速率鹽酸________(填“大”“小”或“一樣大”)，鎂條最先消失的是______________；如果鎂條足量時(shí)，選pH相同、等體積的鹽酸和醋酸反應(yīng)，產(chǎn)生氣體較多的是______________。
(3)已知N2H4在水中的電離方式與NH3相似，若將NH3視為一元弱堿，則N2H4是一種二元弱堿，下列關(guān)于N2H4的說(shuō)法不正確的是______(填字母)。
A．它與硫酸形成的酸式鹽可以表示為N2H5HSO4
B．它溶于水所得的溶液中共有4種離子
C．它溶于水發(fā)生電離的第一步可表示為N2H4＋H2O??N2H＋OH－
D．室溫下，向0.1 mol·L－1的N2H4溶液加水稀釋時(shí)，n(H＋)·n(OH－)會(huì)增大
19．(1)已知酸性：H2SO3>＞HSO＞，水楊酸()與Na2SO3溶液反應(yīng)，生成物為_(kāi)_______(填字母)。
A． B．SO2
C．NaHCO3 D．
(2)亞硫酸電離常數(shù)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(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ與pH的關(guān)系如圖，＝___________________。
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