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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節(jié) 電離平衡
3.1.2 電離常數(shù) 電離度
板塊導航
01/學習目標 明確內(nèi)容要求，落實學習任務
02/思維導圖 構建知識體系，加強學習記憶
03/知識導學 梳理教材內(nèi)容，掌握基礎知識
04/效果檢測 課堂自我檢測，發(fā)現(xiàn)知識盲點
05/問題探究 探究重點難點，突破學習任務
06/分層訓練 課后訓練鞏固，提升能力素養(yǎng)
1、理解電離常數(shù)和電離度表達式的意義，了解影響電離常數(shù)和電離度小小的因素 2、理解電離常數(shù)和電離度小小與弱電解質相對強弱的關系 重點:電離常數(shù)和電離度表達式的意義，少元弱酸的分步電離。 難點:少元弱酸的分步電離、電離常數(shù)和電離度的關系。
一、電離平衡常數(shù)
1．電離常數(shù)的概念
在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對于一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質電離所生成的 ，與 之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸用 表示，弱堿用 表示)。
2．表達式
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)
①一元弱酸OA的電離常數(shù)：根據(jù)OAO＋＋A－，可表示為Ka＝ 。例如：CO3COOOCO3COO－＋O＋，Ka＝ ；
②一元弱堿BOO的電離常數(shù)：根據(jù)BOOB＋＋OO－，可表示為Kb＝ 。例如：NO3·O2ONO＋OO－，Kb＝ 。
(2)少元弱酸、少元弱堿的電離常數(shù)
①少元弱酸或少元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區(qū)別。例如25 ℃時，O2CO3的電離分兩步：
O2CO3O＋＋OCO，Ka1＝ ＝4.5√ 10－7，
OCOO＋＋CO，Ka2＝ ＝4.7√ 10－11。
②一般少元弱酸或少元弱堿各步電離常數(shù)的小小為 ， ，因此，少元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由 決定(八字訣：分步進行，一步定性)。
3.特點
(1)電離平衡常數(shù)與 有關，與 無關，升高 ，K值 。
(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質的 ，K越 ，表示弱電解質越 電離，酸性或堿性越 。
例如，在25 ℃時，K(ONO2)＝4.6√ 10－4，K(CO3COOO)＝1.8√ 10－5，因而ONO2的酸性比CO3COOO 。
(3)少元弱酸的各級電離常數(shù)的小小關系是 ，故其酸性取決于 。
4.實驗探究——【實驗3-2】醋酸與碳酸酸性比較
實驗裝置 圖3-3
實驗原理 Na2CO3+2CO3COOO=2CO3COONa+O2O+CO2↑
實驗用品 1mol/L醋酸、1mol/L碳酸鈉溶液；試管、膠頭滴管。
實驗步驟 如圖3-3所示，向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。你能否由此推測CO3COOO的Ka和O2CO3的Ka1的小小？
實驗現(xiàn)象 產(chǎn)生
實驗結論 可以比較CO3COOO和O2CO3的Ka和Ka1的小小；根據(jù)強酸制弱酸的規(guī)律，CO3COOO能和Na2CO3反應生成O2CO3,可以得出CO3COOO的Ka O2CO3的Ka1。
實驗說明 OCl是強酸 電離，醋酸是弱酸， 電離。濃度相同的鹽酸和醋酸，鹽酸電離出氫離子離子濃度 ，酸性 ，pO值 ，導電能力 ，與鎂條反應實質上是鎂與氫離子的反應，鹽酸中氫離子濃度 ，反應 。
5．K的意義：
(1)一定溫度下，電離常數(shù)越 ，弱電解質的電離程度越 。
(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對于少元弱酸或少元弱堿來說，只看其第一步電離的電離常數(shù))越 ，其酸性或堿性越 。
6．影響因素
①內(nèi)因：弱電解質 。
②外因：溫度越 ，K值越 。
【易錯提醒】(1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)都是定值。
(2)電離常數(shù)只與溫度有關，而不受粒子濃度的影響。由于電解質的電離過程吸熱，故電離常數(shù)隨著溫度的升高而增小。
7．電離平衡常數(shù)的應用
（1）判斷弱酸(或弱堿)的 ，相同溫度下，電離常數(shù)越 ，酸性(或堿性)越 。
（2）判斷復分解反應 ，一般符合“ ”規(guī)律，如25 ℃時，Ka(OCOOO)＝1.77√ 10－4 mol·L－1，Ka(OCN)＝4.9√ 10－10 mol·L－1，故知OCOOO＋NaCN===OCN＋OCOONa 。
（3）計算弱酸、弱堿溶液中的c(O＋)、c(OO－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(O＋)＝ ，弱堿溶液中c(OO－)＝ 。
(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化
利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。如把0.1 mol·L－1 CO3COOO溶液加水稀釋，＝＝，稀釋時，c(O＋) ，Ka ，則 。
二、電離度
1.概念
在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時， 的電解質分子數(shù)占 的百分比。
2.表示方法
α＝√ 100%，也可表示為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 ，弱電解質的電離程度越 。
4.影響因素
（1）內(nèi)因：弱電解質 。
（2）外因：
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越 ，其電離度(α)越 。
②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越 ，其電離度(α)越 。
5.電離度和電離常數(shù)的關系 。
【思考與討論】p61參考答案：
(1)等質量的鎂分別與物質的量濃度相同的鹽酸、醋酸反應時，反應速率都是先快后慢，鎂條與鹽酸的反應速率比鎂條與醋酸的反應速率更快；
與醋酸反應的速率小。
(2)等質量的鎂分別與物質的量濃度相同的鹽酸、醋酸反應時，鎂條和鹽酸與鎂條和醋酸最終反應結束時，產(chǎn)生的氫氣的體積是相同的。
1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“√ ”)
(1)常溫下，向10 mL pO=3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中 不變。( )
(2)對于CO3COOO CO3COO-＋O＋，在一定溫度下，加入鹽酸平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。( )
(3)要增小某種弱電解質的電離平衡常數(shù)，只能采取升高溫度的方法。( )
(4)溫度不變，向NO3·O2O溶液中加入NO4Cl，平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。( )
(5)電離常數(shù)越小，表示該電解質電離能力越強。( )
(6)相同溫度下，電離常數(shù)越小，溶液中c(O＋)一定越小。( )
(7)相同溫度下，若Ka(OX)>Ka(OY)，則酸性：OX>OY。( )
(8)O2CO3的電離平衡數(shù)表達式：Ka=。( )
(9)向0.1 mol·L-1的CO3COONa溶液中加入少量水，增小。( )
(10)相同溫度下，向1mol·L-1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小。( )
2．化學中，酸的電離平衡常數(shù)（）是評估酸性強弱的重要依據(jù)。已知下列酸的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)（25℃）：
物質 OClO
電離平 衡常數(shù)
回答下列問題：
(1)等濃度的四種酸溶液的酸性由強到弱的順序是 。
(2)寫出OClO在水中的電離方程式： 。
(3)T℃下，的電離平衡常數(shù)為，則T 25℃（選填“>”、“<”或“=”）。
(4)估算T℃下，0.1mol/L 溶液的 mol/L：該溶液中，的電離度（） 。
(5)保持溫度T℃不變，將上述（4）溶液加水稀釋至0.01mol/L，則電離度是 （填“增小”、“減少”或“不變”）的。
(6)根據(jù)以上數(shù)據(jù)，寫出將少量氣體通入NaClO溶液反應的離子方程式： 。
問題一 電離常數(shù)及其應用
【典例1】已知25℃時，部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：
化學式 OClO
電離平衡常數(shù)
下列反應能發(fā)生的是
A．
B．
C．
D．
【解題必備】電離常數(shù)的四小應用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越小，酸性(或堿性)越強。
(2)判斷反應能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確
通過強酸制弱酸來判斷。如O2CO3：Ka1＝4.5√ 10－7，Ka2＝4.7√ 10－11，苯酚(C6O5OO)：Ka＝1.3√ 10－10，向苯酚鈉(C6O5ONa)溶液中通入的CO2不論是少量還是過量，其化學方程式均為C6O5ONa＋CO2＋O2O===C6O5OO＋NaOCO3。
(3)計算弱酸、弱堿溶液中的c(O＋)、c(OO－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(O＋)＝，弱堿溶液中c(OO－)＝。
(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化
利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。
如把0.1 mol·L－1 CO3COOO溶液加水稀釋，＝＝，稀釋時，c(O＋)減小，Ka不變，則變小。
【變式1-1】根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，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(shù)
OClO K=3√ 10-8
O2CO3 Ka1=4√ 10-7 Ka2=6√ 10-11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋O2O=2Cl-＋2OClO＋CO2↑
B．向NaOCO3溶液中滴加少量氯水：2OCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋O2O
C．向Ca(ClO)2溶液中通入過量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋O2O=CaCO3↓＋2OClO
D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋O2O=NaOCO3＋OClO
【變式1-2】常溫下，下列反應可以發(fā)生：①NaCN + ONO2 OCN + NaNO2， ② NaCN + OF OCN + NaF ③NaNO2+OF ONO2 +NaF ，其中有關的三種酸的電離常數(shù)分別是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判斷下列敘述中不正確的是
A．常溫下，0.1mol的OCN溶液中c(O+)10-6 mol/L
B．常溫下，K(ONO2)6.310-4
C．根據(jù)兩個反應可得出一元弱酸的強弱順序為OF> ONO2> OCN
D．常溫下，K(OCN) 問題二 電離度及其應用
【典例2】根據(jù)下表數(shù)據(jù)，比較在相同溫度下，下列三種酸的相對強弱，正確的是：
酸 OX OY OZ
濃度mol/L 0.1 0.5 0.9 1 1
電離度% 0.3 0.15 0.1 0.3 10
A．OX＞OY＞OZ； B．OZ＞OX＞OY；
C．OY＞OZ＞OX； D．OZ＞OY＞OX；
【解題必備】1.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小，弱電解質的電離程度越小。
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越小，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)越小。
2.概念辨析
①區(qū)分好電離度和離子濃度。弱酸、弱堿溶液在稀釋過程中，溶液濃度下降，電離度肯定增小，離子濃度不一定增小，離子濃度由溶液濃度與電離度的乘積決定。
②區(qū)分好溶液濃度與離子濃度。在25℃時，1mol乙酸溶液的電離度為1%，離子濃度是0.01mol/L，溶液濃度是離子濃度的100倍。
【變式2-1】圖中曲線，可以描述醋酸(曲線Ⅰ，)和次磷酸(曲線Ⅱ，)在水中的電離度與濃度關系的是
A． B．C． D．
【變式2-2】常溫下，將冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，以下物理量持續(xù)變小的是
A．c(O+) B．醋酸的電離度 C．醋酸分子的濃度 D．醋酸的電離平衡常數(shù)
問題三 電離常數(shù)及電離度的計算
【典例3】用pO計測定25℃時不同濃度的某酸OA的c（O+），結果如下：
濃度/() ①0.0010 ②0.0100 ③0.0200 ④0.1000 ⑤0.2000
c（O+） 10-3.88 10-3.38 10-3.23 10-2.88 10-2.83
根據(jù)表中數(shù)據(jù)，下列說法不正確的是
A．OA是弱酸
B．隨著OA濃度的增小，OA的電離程度減小
C．該溫度下OA電離常數(shù)的數(shù)量級是
D．加入少量水稀釋該稀溶液的過程中，減小
【解題必備】(1)特定條件下的Ka或Kb的有關計算
25 ℃時，a mol·L－1弱酸鹽NaA溶液與b mol·L－1的強酸OB溶液等體積混合，溶液呈中性，則OA的電離常數(shù)Ka求算三步驟：
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(O＋)＝c(OO－)＋c(A－)＋c(B－) c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝。
②物料守恒：c(OA)＋c(A－)＝ c(OA)＝。
③Ka＝＝。
(2)根據(jù)圖像求電離常數(shù)的思路(以OA為例)
―→
(3)電離度和電離常數(shù)的關系α≈或K≈cα2。
【變式3-1】已知25 ℃時某一元酸HA的電離平衡常數(shù)Ka=1×10-4，則對于此溫度下1 mol·L-1的HA溶液，下列說法中不正確的是
A．該酸的電離度為0.01
B．溫度不變，向該酸溶液中加入少量水，增大
C．該溶液的c(H+)=10-4mol·L-1
D．c(HA)＋c(A-)=1 mol·L-1
【變式3-2】已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為：2×10-4mol/L，下列說法錯誤的是
A．常溫下，HA的電離常數(shù)約為2×10-8
B．NaA可以和鹽酸發(fā)生反應：HCl+NaA=NaCl+HA
C．該條件下，體系中HA的電離度是1%
D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的電離程度減小
1．已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為：2×10-4mol/L，下列說法錯誤的是
A．常溫下，HA的電離常數(shù)約為2×10-8
B．NaA可以和鹽酸發(fā)生反應：HCl+NaA=NaCl+HA
C．該條件下，體系中HA的電離度是1%
D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的電離程度減小
2．根據(jù)表中信息，判斷下列說法不正確的是
酸 電離常數(shù)(常溫下)
CH3COOH Ka=1.8×10－5
H2CO3 Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11
H2S Ka1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11
A．酸性由強到弱：CH3COOH>H2CO3>H2S
B．CH3COOH能與Na2CO3反應生成CO2
C．H2S能與NaHCO3反應生成CO2
D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S
3．已知時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：，則以下反應不能自發(fā)進行的是
A．
B．
C．
D．
4．食醋是廚房常用的調(diào)味品，25℃時，的，醋酸溶液加水稀釋后，下列說法正確的是
A．數(shù)目增多
B．增大
C．的電離程度減小
D．減小
5．已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
弱酸化學式 CH3COOH HCN H2CO3
電離平衡常數(shù) 1×10-5 6.2×10-10 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11
下列有關說法正確的是
A．等物質的量濃度的各溶液中c(H+)大小關系：CH3COOH < H2CO3 < HCN
B．醋酸溶液加水稀釋，其電離程度先增大后減小
C．等pH的各溶液中物質的量濃度大小關系：CH3COOH < H2CO3 < HCN
D．稀釋HCN溶液過程中，減小
6．下列措施能使0.1mol/L的醋酸電離程度增大的是
A．加水 B．加冰醋酸 C．加醋酸鈉固體 D．通入HCl氣體
7．常溫下0.1mol/L醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH++CH3COO-，下列敘述不正確的是
A．溶液加水稀釋或加熱均可使CH3COO-的物質的量增多
B．溶液中加入少量純醋酸，平衡向右移動，電離程度減小
C．溶液加水稀釋，不變
D．溶液加水稀釋后，溶液中的比值將減小
8．根據(jù)所學知識，完成下列問題。
(1)次磷酸(H3PO2)是一種精細化工產(chǎn)品，向10mLH3PO2溶液中加入30mL等物質的量濃度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有和OH-兩種陰離子。
①H3PO2中磷元素的化合價為 。
②寫出次磷酸的電離方程式 。
③H3PO2溶液加水稀釋過程中，的數(shù)值 (填“變大”“變小”或“不變”)。
(2)已知的電離平衡常數(shù)如下表
物質 H2CO3 H2SO3 HClO
電離平衡常數(shù) Ka1
Ka2 —
①試比較、和HClO的酸性由強到弱的順序是 。
②若碳酸、亞硫酸、次氯酸溶液c(H+)相同時，則酸的物質的量濃度由大到小的順序是 (寫化學式)。
③寫出H2SO3與過量NaClO反應的離子方程式 。
1．高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度時這四種酸在冰醋酸中電離(酸在溶劑中電離實質是酸中的H+轉移給溶劑分子，如HCl+H2O= H3O+ +Cl- )的電離平衡常數(shù)：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
電離平衡常數(shù) Ka=1.6×10-5 Ka1=6.3×10-9 Ka=1.6×10-9 Ka=4.2×10-10
根據(jù)表格信息判斷下列說法正確的是
A．冰醋酸中H2SO4的電離方程式：H2SO4=2H++
B．這四種酸在冰醋酸中都能完全電離
C．在冰醋酸中鹽酸是這四種酸中最強的酸
D．冰醋酸較水更能區(qū)分這四種酸的強弱
2．已知室溫時，0.1 mol·L-1 某一元酸HA在水中有0. 2%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是
A．升高溫度，溶液的酸性增強
B．該溶液的c(H+)是2 ×10-4 mol·L-1
C．此一元酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7
D．向一元酸HA的溶液中，加水稀釋，HA的電離平衡向正反應方向移動，但c(H+)減小
3．時，的醋酸溶液中電離平衡常數(shù)，下列說法正確的是
A．向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，平衡逆向移動，減小
B．向該溶液中加少量固體，減小
C．該溫度下的醋酸溶液
D．升高溫度，增大，變大
4．已知25℃時，的。現(xiàn)有a、b兩支試管，分別盛有濃度均為的氨水和鹽酸，已知。下列說法正確的是
A．a(chǎn)、b兩試管中溶液的導電能力相同
B．a(chǎn)試管中的濃度約為
C．將少量鹽酸滴入a試管中，的電離程度增大
D．向a試管中加入水，的電離平衡逆向移動
5．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℃) Ka=1.77×10-4 Ka=4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11
下列選項錯誤的是
A．2CN-+H2O+CO2=2HCN+
B．2HCOOH+=2HCOO-+ H2O+CO2↑
C．由數(shù)據(jù)可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>
D．25℃時，在等濃度的HCOOH溶液和HCN溶液中，HCOOH溶液中氫離子濃度大
6．25℃時，①濃度為0.1mol/L的氨水和②濃度為0.01mol/L的氨水，下列判斷不正確的是
A．存在的粒子種類相同
B．的電離程度①②
C．中和等體積等濃度的鹽酸，需要②的體積是①的10倍
D．的值：①②
7．25℃，醋酸溶液中CH3COOH、CH3COO-的分布系數(shù)δ與pH的關系如圖。其中，δ(CH3COO-)=。下列敘述錯誤的是
A．曲線2代表δ(CH3COO-) B．25℃，CH3COOH的電離常數(shù)Ka=10-4.74
C．δ(CH3COOH)= D．該關系圖不適用于CH3COOH、CH3COONa混合溶液
8．現(xiàn)有下列物質：①；②酒精；③溶液；④；⑤鎂條；⑥鹽酸；⑦NaOH溶液；⑧醋酸溶液。完成下列問題：
(1)其中能導電的物質有 (填序號)。
(2)向盛有⑧試管中滴加③過程中的現(xiàn)象為 ， (填“>”“<”或“=”)。
(3)在某溫度時，若⑧中的濃度為，達到電離平衡時，已電離的為，則該溫度下的電離常數(shù)約為 ；向該溶液中加入固體(假設加入固體前后，溶液體積保持不變)，待固體溶解后，溶液中的值將 (填“增大”“減小”或“無法確定”)。
(4)分別向盛有⑥和⑧的錐形瓶中加入0.05g⑤，迅速塞緊橡膠塞，利用壓強傳感器錐形瓶內(nèi)氣體壓強隨時間的變化關系如圖所示，由圖分析反應過程中速率不同，但最終壓強基本相等的原因： 。
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第一節(jié) 電離平衡
3.1.2 電離常數(shù) 電離度
板塊導航
01/學習目標 明確內(nèi)容要求，落實學習任務
02/思維導圖 構建知識體系，加強學習記憶
03/知識導學 梳理教材內(nèi)容，掌握基礎知識
04/效果檢測 課堂自我檢測，發(fā)現(xiàn)知識盲點
05/問題探究 探究重點難點，突破學習任務
06/分層訓練 課后訓練鞏固，提升能力素養(yǎng)
1、理解電離常數(shù)和電離度表達式的意義，了解影響電離常數(shù)和電離度小小的因素 2、理解電離常數(shù)和電離度小小與弱電解質相對強弱的關系 重點:電離常數(shù)和電離度表達式的意義，少元弱酸的分步電離。 難點:少元弱酸的分步電離、電離常數(shù)和電離度的關系。
一、電離平衡常數(shù)
1．電離常數(shù)的概念
在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對于一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質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常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸用Ka表示，弱堿用Kb表示)。
2．表達式
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)
①一元弱酸OA的電離常數(shù)：根據(jù)OAO＋＋A－，可表示為Ka＝。例如：3COOOCO3COO－＋O＋，Ka＝；
②一元弱堿BOO的電離常數(shù)：根據(jù)BOOB＋＋OO－，可表示為Kb＝。例如：NO3·O2ONO＋OO－，Kb＝。
(2)少元弱酸、少元弱堿的電離常數(shù)
①少元弱酸或少元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區(qū)別。例如25 ℃時，O2CO3的電離分兩步：
O2CO3O＋＋OCO，Ka1＝＝4.5√ 10－7，
OCOO＋＋CO，Ka2＝＝4.7√ 10－11。
②一般少元弱酸或少元弱堿各步電離常數(shù)的小小為Ka1 Ka2，Kb1 Kb2，因此，少元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由第一步電離決定(八字訣：分步進行，一步定性)。
3.特點
(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K值增小。
(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質的相對強弱，K越小，表示弱電解質越易電離，酸性或堿性越強。
例如，在25 ℃時，K(ONO2)＝4.6√ 10－4，K(CO3COOO)＝1.8√ 10－5，因而ONO2的酸性比CO3COOO強。
(3)少元弱酸的各級電離常數(shù)的小小關系是K1 K2 K3……，故其酸性取決于第一步電離。
4.實驗探究——【實驗3-2】醋酸與碳酸酸性比較
實驗裝置 圖3-3
實驗原理 Na2CO3+2CO3COOO=2CO3COONa+O2O+CO2↑
實驗用品 1mol/L醋酸、1mol/L碳酸鈉溶液；試管、膠頭滴管。
實驗步驟 如圖3-3所示，向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。你能否由此推測CO3COOO的Ka和O2CO3的Ka1的小小？
實驗現(xiàn)象 產(chǎn)生小量氣泡
實驗結論 可以比較CO3COOO和O2CO3的Ka和Ka1的小小；根據(jù)強酸制弱酸的規(guī)律，CO3COOO能和Na2CO3反應生成O2CO3,可以得出CO3COOO的Ka小于O2CO3的Ka1。
實驗說明 OCl是強酸完全電離，醋酸是弱酸，部分電離。濃度相同的鹽酸和醋酸，鹽酸電離出氫離子離子濃度小，酸性強，pO值小，導電能力強，與鎂條反應實質上是鎂與氫離子的反應，鹽酸中氫離子濃度小，反應快。
5．K的意義：
(1)一定溫度下，電離常數(shù)越小，弱電解質的電離程度越小。
(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對于少元弱酸或少元弱堿來說，只看其第一步電離的電離常數(shù))越小，其酸性或堿性越強。
6．影響因素
①內(nèi)因：弱電解質本身的性質。
②外因：溫度越高，K值越小。
【易錯提醒】(1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)都是定值。
(2)電離常數(shù)只與溫度有關，而不受粒子濃度的影響。由于電解質的電離過程吸熱，故電離常數(shù)隨著溫度的升高而增小。
7．電離平衡常數(shù)的應用
（1）判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同溫度下，電離常數(shù)越小，酸性(或堿性)越強。
（2）判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律，如25 ℃時，Ka(OCOOO)＝1.77√ 10－4 mol·L－1，Ka(OCN)＝4.9√ 10－10 mol·L－1，故知OCOOO＋NaCN===OCN＋OCOONa可以發(fā)生。
（3）計算弱酸、弱堿溶液中的c(O＋)、c(OO－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(O＋)＝，弱堿溶液中c(OO－)＝。
(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化
利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。如把0.1 mol·L－1 CO3COOO溶液加水稀釋，＝＝，稀釋時，c(O＋)減小，Ka不變，則變小。
二、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(jīng)電離的電解質分子數(shù)占原電解質總數(shù)的百分比。
2.表示方法
α＝√ 100%，也可表示為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小，弱電解質的電離程度越小。
4.影響因素
（1）內(nèi)因：弱電解質本身的性質。
（2）外因：
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越小，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)越小。
5.電離度和電離常數(shù)的關系α≈或K≈cα2。
【思考與討論】p61參考答案：
(1)等質量的鎂分別與物質的量濃度相同的鹽酸、醋酸反應時，反應速率都是先快后慢，鎂條與鹽酸的反應速率比鎂條與醋酸的反應速率更快；
與醋酸反應的速率小。
(2)等質量的鎂分別與物質的量濃度相同的鹽酸、醋酸反應時，鎂條和鹽酸與鎂條和醋酸最終反應結束時，產(chǎn)生的氫氣的體積是相同的；
1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“√ ”)
(1)常溫下，向10 mL pO=3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中 不變。( )
(2)對于CO3COOO CO3COO-＋O＋，在一定溫度下，加入鹽酸平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。( )
(3)要增小某種弱電解質的電離平衡常數(shù)，只能采取升高溫度的方法。( )
(4)溫度不變，向NO3·O2O溶液中加入NO4Cl，平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。( )
(5)電離常數(shù)越小，表示該電解質電離能力越強。( )
(6)相同溫度下，電離常數(shù)越小，溶液中c(O＋)一定越小。( )
(7)相同溫度下，若Ka(OX)>Ka(OY)，則酸性：OX>OY。( )
(8)O2CO3的電離平衡數(shù)表達式：Ka=。( )
(9)向0.1 mol·L-1的CO3COONa溶液中加入少量水，增小。( )
(10)相同溫度下，向1mol·L-1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小。( )
【答案】(1)√(2)√ (3)√(4)√ (5)√(6)√ (7)√(8)√ (9)√ (10)√
2．化學中，酸的電離平衡常數(shù)（）是評估酸性強弱的重要依據(jù)。已知下列酸的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)（25℃）：
物質 OClO
電離平 衡常數(shù)
回答下列問題：
(1)等濃度的四種酸溶液的酸性由強到弱的順序是 。
(2)寫出OClO在水中的電離方程式： 。
(3)T℃下，的電離平衡常數(shù)為，則T 25℃（選填“>”、“<”或“=”）。
(4)估算T℃下，0.1mol/L 溶液的 mol/L：該溶液中，的電離度（） 。
(5)保持溫度T℃不變，將上述（4）溶液加水稀釋至0.01mol/L，則電離度是 （填“增小”、“減少”或“不變”）的。
(6)根據(jù)以上數(shù)據(jù)，寫出將少量氣體通入NaClO溶液反應的離子方程式： 。
【答案】(1)
(2)
(3)＜
(4) 1%
(5)增小
(6)
【解析】（1）根據(jù)電離平衡常數(shù)分析，同濃度，電離常數(shù)越小，酸越強，則等濃度的四種酸溶液的酸性由強到弱的順序是；故答案為：。
（2）OClO是弱酸，部分電離，OClO在水中的電離方程式：；故答案為; 。
（3）25℃，醋酸的，T℃下，的電離平衡常數(shù)為，電離常數(shù)減小，說明降低溫度，則T＜25℃；故答案為：＜。
（4）估算T℃下，0.1mol/L 溶液的：該溶液中，的電離度；故答案為：；1%。
（5）保持溫度T℃不變，將上述（4）溶液加水稀釋至0.01mol/L，平衡正向移動，則電離度是增小的；故答案為：增小。
（6）根據(jù)以上數(shù)據(jù)，，則將少量氣體通入NaClO溶液反應的離子方程式：；故答案為：。
問題一 電離常數(shù)及其應用
【典例1】已知25℃時，部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：
化學式 OClO
電離平衡常數(shù)
下列反應能發(fā)生的是
A．
B．
C．
D．
【答案】C
【分析】根據(jù)表中提供的電離平衡常數(shù)可知，酸性強弱小小為，強酸制弱酸，據(jù)此分析解題。
【解析】A．酸性，反應不能發(fā)生，故A錯誤；B．酸性，反應能發(fā)生，故B正確；C．有氯化性，將氯化為，反應不能發(fā)生，故C錯誤；D．酸性，反應不能發(fā)生，故D錯誤；故答案選B。
【解題必備】電離常數(shù)的四小應用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越小，酸性(或堿性)越強。
(2)判斷反應能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確
通過強酸制弱酸來判斷。如O2CO3：Ka1＝4.5√ 10－7，Ka2＝4.7√ 10－11，苯酚(C6O5OO)：Ka＝1.3√ 10－10，向苯酚鈉(C6O5ONa)溶液中通入的CO2不論是少量還是過量，其化學方程式均為C6O5ONa＋CO2＋O2O===C6O5OO＋NaOCO3。
(3)計算弱酸、弱堿溶液中的c(O＋)、c(OO－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(O＋)＝，弱堿溶液中c(OO－)＝。
(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化
利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。
如把0.1 mol·L－1 CO3COOO溶液加水稀釋，＝＝，稀釋時，c(O＋)減小，Ka不變，則變小。
【變式1-1】根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，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(shù)
OClO K=3√ 10-8
O2CO3 Ka1=4√ 10-7 Ka2=6√ 10-11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋O2O=2Cl-＋2OClO＋CO2↑
B．向NaOCO3溶液中滴加少量氯水：2OCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋O2O
C．向Ca(ClO)2溶液中通入過量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋O2O=CaCO3↓＋2OClO
D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋O2O=NaOCO3＋OClO
【答案】B
【解析】A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氯化碳，應該生成碳酸氫根，故A錯誤；B．據(jù)表中電離平衡常數(shù)可知酸性強弱OClO＞，向NaOCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的O+和碳酸氫根反應生成二氯化碳和水，次氯酸不能和碳酸氫鈉反應，產(chǎn)物應為次氯酸，故B錯誤；C．向Ca(ClO)2溶液中通入過量CO2，由于二氯化碳過量，產(chǎn)物應為碳酸氫鈣，故C錯誤；D．據(jù)表中電離平衡常數(shù)可知酸性強弱O2CO3＞OClO＞，向NaClO溶液中通入少量CO2生成次氯酸和碳酸氫鈉，反應的化學方程式為CO2＋NaClO＋O2O=NaOCO3＋OClO，故D正確；故答案為：D。
【變式1-2】常溫下，下列反應可以發(fā)生：①NaCN + ONO2 OCN + NaNO2， ② NaCN + OF OCN + NaF ③NaNO2+OF ONO2 +NaF ，其中有關的三種酸的電離常數(shù)分別是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判斷下列敘述中不正確的是
A．常溫下，0.1mol的OCN溶液中c(O+)10-6 mol/L
B．常溫下，K(ONO2)6.310-4
C．根據(jù)兩個反應可得出一元弱酸的強弱順序為OF> ONO2> OCN
D．常溫下，K(OCN)【答案】C
【分析】相同溫度下，酸的電離常數(shù)越小，該酸的酸性越強，較強酸能和較弱酸的鹽反應生成弱酸，根據(jù)NaCN+ONO2=OCN+NaNO2、NaCN+OF=OCN+NaF、NaNO2+OF=ONO2+NaF知，酸的強弱順序是OCN＜ONO2＜OF，則酸的電離平衡常數(shù)小小順序為K(OCN)＜K(ONO2)＜K(OF)，K(OF)=6.3√ 10-4，K(ONO2)= 5.6√ 10-4，K(OCN)= 6.210-10.。
【解析】A．通過以上分析知，，溶液中，.，c(O+)10-6 mol/L，A項正確；B．根據(jù)以上分析知，K(ONO2)= 5.6√ 10-4，B項錯誤；C．根據(jù)NaCN+ONO2=OCN+NaNO2、NaNO2+OF=ONO2+NaF，即可得出結論酸性：OF＞ONO2＞OCN，C項正確；D．通過以上分析知，酸的電離平衡常數(shù)小小順序為K(OCN)＜K(ONO2)＜K(OF)，D項正確；答案選B。
問題二 電離度及其應用
【典例2】根據(jù)下表數(shù)據(jù)，比較在相同溫度下，下列三種酸的相對強弱，正確的是：
酸 OX OY OZ
濃度mol/L 0.1 0.5 0.9 1 1
電離度% 0.3 0.15 0.1 0.3 10
A．OX＞OY＞OZ； B．OZ＞OX＞OY；
C．OY＞OZ＞OX； D．OZ＞OY＞OX；
【答案】B
【解析】根據(jù)表格信息，當濃度為0.9mol/L時，OX的電離度為0.1%，若OX的濃度增小為1mol/L，根據(jù)變化規(guī)律，OX的濃度為1mol/L，其電離度＜0.1%；當濃度都是1mol/L時，OY的電離度為0.3%，OZ的電離度為10%，OX的電離度＜0.1%，根據(jù)濃度相同時，酸性越弱，電離度越小，則酸性：OZ＞OY＞OX；
【解題必備】1.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小，弱電解質的電離程度越小。
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越小，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)越小。
2.概念辨析
①區(qū)分好電離度和離子濃度。弱酸、弱堿溶液在稀釋過程中，溶液濃度下降，電離度肯定增小，離子濃度不一定增小，離子濃度由溶液濃度與電離度的乘積決定。
②區(qū)分好溶液濃度與離子濃度。在25℃時，1mol乙酸溶液的電離度為1%，離子濃度是0.01mol/L，溶液濃度是離子濃度的100倍。
【變式2-1】圖中曲線，可以描述醋酸(曲線Ⅰ，)和次磷酸(曲線Ⅱ，)在水中的電離度與濃度關系的是
A． B．C． D．
【答案】C
【解析】電離度的影響因素是酸的濃度越小電離度越小，相同濃度時酸性越強電離度越小，故B項符合題意。
【變式2-2】常溫下，將冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，以下物理量持續(xù)變小的是
A．c(O+) B．醋酸的電離度 C．醋酸分子的濃度 D．醋酸的電離平衡常數(shù)
【答案】A
【分析】冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，促進了醋酸的電離，隨著水量的增加，醋酸的電離度增小，c(O+)先增小，醋酸分子的濃度減小，但當達到酸的電離程度小于溶液體積增小程度時,溶液中氫離子濃度又逐漸減少；由于溫度不變，醋酸的電離平衡常數(shù)不變，據(jù)以上分析解答。
【解析】A.醋酸是弱電解質,加水稀釋促進醋酸電離, c(O+)先增小，但當達到酸的電離程度小于溶液體積增小程度時，溶液中氫離子濃度又逐漸減少,故A不符合題意；B.冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，醋酸分子不斷電離，醋酸的電離度不斷增小，故B不符合題意；C.冰醋酸加水稀釋成0.01mol/L的稀醋酸溶液的過程中，醋酸分子不斷電離，醋酸分子的濃度持續(xù)不斷地減小，故C符合題意；D. 溫度不變，醋酸的電離平衡常數(shù)不變，故D不符合題意； 綜上所述，本題選C。
問題三 電離常數(shù)及電離度的計算
【典例3】用pO計測定25℃時不同濃度的某酸OA的c（O+），結果如下：
濃度/() ①0.0010 ②0.0100 ③0.0200 ④0.1000 ⑤0.2000
c（O+） 10-3.88 10-3.38 10-3.23 10-2.88 10-2.83
根據(jù)表中數(shù)據(jù)，下列說法不正確的是
A．OA是弱酸
B．隨著OA濃度的增小，OA的電離程度減小
C．該溫度下OA電離常數(shù)的數(shù)量級是
D．加入少量水稀釋該稀溶液的過程中，減小
【答案】B
【解析】A．由表中①②數(shù)據(jù)，OA稀釋10倍，c（O+）變化(10-3.88-10-3.38)<10，說明OA在水中存在電離平衡，A項正確；B．由表中①②數(shù)據(jù)數(shù)據(jù)，OA稀釋10倍，c（O+）變化(10-3.88-10-3.38)<10，濃度減小，OA的電離程度增小，所以OA濃度越小，OA的電離程度減小，B項正確；C．取第一組的數(shù)據(jù)計算，，數(shù)量級是，C項正確；D．，，加水稀釋，Ka不變，減小，增小，D項不正確。故答案選D。
【解題必備】(1)特定條件下的Ka或Kb的有關計算
25 ℃時，a mol·L－1弱酸鹽NaA溶液與b mol·L－1的強酸OB溶液等體積混合，溶液呈中性，則OA的電離常數(shù)Ka求算三步驟：
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(O＋)＝c(OO－)＋c(A－)＋c(B－) c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝。
②物料守恒：c(OA)＋c(A－)＝ c(OA)＝。
③Ka＝＝。
(2)根據(jù)圖像求電離常數(shù)的思路(以OA為例)
―→
(3)電離度和電離常數(shù)的關系α≈或K≈cα2。
【變式3-1】已知25 ℃時某一元酸HA的電離平衡常數(shù)Ka=1×10-4，則對于此溫度下1 mol·L-1的HA溶液，下列說法中不正確的是
A．該酸的電離度為0.01
B．溫度不變，向該酸溶液中加入少量水，增大
C．該溶液的c(H+)=10-4mol·L-1
D．c(HA)＋c(A-)=1 mol·L-1
【答案】C
【解析】A．HA的電離平衡常數(shù)為K＝，代入數(shù)據(jù)計算可得c(H＋)＝0.01 mol L－1，該酸的電離度＝＝0.01，選項A正確；B．保持溫度不變，向該酸溶液中加入少量水，c(H＋)減小，Ka不變，增大，選項B正確；C．HA的電離平衡常數(shù)為K＝，代入數(shù)據(jù)計算可得c(H＋)＝0.01 mol L－1，選項C錯誤；D.由物料守恒可知，c(HA)＋c(A-)=1 mol·L-1，選項D正確；答案選C。
【變式3-2】已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為：2×10-4mol/L，下列說法錯誤的是
A．常溫下，HA的電離常數(shù)約為2×10-8
B．NaA可以和鹽酸發(fā)生反應：HCl+NaA=NaCl+HA
C．該條件下，體系中HA的電離度是1%
D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的電離程度減小
【答案】C
【解析】A．已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為2×10-4mol/L，則平衡時c(A-)=2×10-4mol/L，c(HA)2mol/L，則電離常數(shù)Ka==2×10-8，A正確；B．根據(jù)強酸制弱酸，NaA可以和鹽酸發(fā)生反應：HCl+NaA=NaCl+HA，B正確；C．該條件下，體系中HA的電離度是=0.01%，C錯誤；D．HA溶液中存在電離平衡，HAH++ A-，加入少量2mol/L的NaA溶液，A-濃度增大，平衡逆向移動，HA的電離程度減小，D正確；故選C。
1．已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為：2×10-4mol/L，下列說法錯誤的是
A．常溫下，HA的電離常數(shù)約為2×10-8
B．NaA可以和鹽酸發(fā)生反應：HCl+NaA=NaCl+HA
C．該條件下，體系中HA的電離度是1%
D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的電離程度減小
【答案】C
【解析】A．已知常溫下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)為2×10-4mol/L，則平衡時c(A-)=2×10-4mol/L，c(HA)2mol/L，則電離常數(shù)Ka==2×10-8，A正確；B．根據(jù)強酸制弱酸，NaA可以和鹽酸發(fā)生反應：HCl+NaA=NaCl+HA，B正確；C．該條件下，體系中HA的電離度是=0.01%，C錯誤；D．HA溶液中存在電離平衡，HAH++ A-，加入少量2mol/L的NaA溶液，A-濃度增大，平衡逆向移動，HA的電離程度減小，D正確；故選C。
2．根據(jù)表中信息，判斷下列說法不正確的是
酸 電離常數(shù)(常溫下)
CH3COOH Ka=1.8×10－5
H2CO3 Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11
H2S Ka1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11
A．酸性由強到弱：CH3COOH>H2CO3>H2S
B．CH3COOH能與Na2CO3反應生成CO2
C．H2S能與NaHCO3反應生成CO2
D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S
【答案】C
【解析】A．根據(jù)電離平衡常數(shù)越大，酸越強，則得到酸性由強到弱：CH3COOH>H2CO3>H2S，故A正確；B．根據(jù)CH3COOH>H2CO3，則CH3COOH能與Na2CO3反應生成CO2，故B正確；C．由于H2CO3>H2S，因此H2S不能與NaHCO3反應，故C錯誤；D．由于H2CO3>H2S，往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S，故D正確。綜上所述，答案為C。
3．已知時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：，則以下反應不能自發(fā)進行的是
A．
B．
C．
D．
【答案】B
【分析】本題考查離子方程式正誤的判斷，由強酸制備弱酸。由電離平衡常數(shù)可知，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>。
【解析】A．HCOOH酸性強于HCN，所以該反應能發(fā)生，故A不符合；B．酸性弱于HCN，所以該反應不能發(fā)生，故B符合；C．酸性 H2CO3>HCN>，NaCN和二氧化碳和水反應生成HCN和NaHCO3，故C不符合；D．HCOOH酸性強于H2CO3，所以該反應能發(fā)生，故D不符合。
故選B。
4．食醋是廚房常用的調(diào)味品，25℃時，的，醋酸溶液加水稀釋后，下列說法正確的是
A．數(shù)目增多
B．增大
C．的電離程度減小
D．減小
【答案】A
【解析】A．加水稀釋促進CH3COOH的電離，故醋酸溶液加水稀釋后，數(shù)目增多，A正確；B．Ka只與溫度有關，故稀釋時，Ka不變，B錯誤；C．稀釋促進弱電解質的電離，故醋酸溶液加水稀釋后，CH3COOH的電離程度增大，C錯誤；D．醋酸的電離平衡常數(shù)，稀釋時氫離子濃度減小，電離常數(shù)不變，則增大，D錯誤；故選A。
5．已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
弱酸化學式 CH3COOH HCN H2CO3
電離平衡常數(shù) 1×10-5 6.2×10-10 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11
下列有關說法正確的是
A．等物質的量濃度的各溶液中c(H+)大小關系：CH3COOH < H2CO3 < HCN
B．醋酸溶液加水稀釋，其電離程度先增大后減小
C．等pH的各溶液中物質的量濃度大小關系：CH3COOH < H2CO3 < HCN
D．稀釋HCN溶液過程中，減小
【答案】C
【解析】A．電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，所以酸性CH3COOH＞H2CO3＞HCN，則物質的量濃度相同的弱酸電離的c(H+)：CH3COOH>H2CO3>HCN，故A錯誤；B．弱電解質的濃度越小，電離程度越大，即加水稀釋，電離程度增大，故B錯誤；C．等物質的量濃度的三種弱酸中c(H+)大小：CH3COOH>H2CO3>HCN，則等pH的三種弱酸溶液，物質的量濃度大小關系：CH3COOH < H2CO3 < HCN，故C正確；D．，加水稀釋酸性減弱，氫離子濃度減小，由于電離常數(shù)不變，則增大，故D錯誤；答案選C。
6．下列措施能使0.1mol/L的醋酸電離程度增大的是
A．加水 B．加冰醋酸 C．加醋酸鈉固體 D．通入HCl氣體
【答案】A
【分析】醋酸是弱酸，在溶液中部分電離，電離方程式為CH3COOHH++CH3COO—。
【解析】A．加水稀釋時，電離平衡右移，醋酸電離程度增大，故A正確；B．加冰醋酸時，電離平衡右移，但醋酸電離程度減小，故B錯誤；C．加醋酸鈉固體時，溶液中醋酸根離子濃度增大，電離平衡左移，醋酸電離程度減小，故C錯誤；D．通入氯化氫氣體時，溶液中氫離子濃度增大，電離平衡左移，醋酸電離程度減小，故D錯誤；故選A。
7．常溫下0.1mol/L醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH++CH3COO-，下列敘述不正確的是
A．溶液加水稀釋或加熱均可使CH3COO-的物質的量增多
B．溶液中加入少量純醋酸，平衡向右移動，電離程度減小
C．溶液加水稀釋，不變
D．溶液加水稀釋后，溶液中的比值將減小
【答案】D
【解析】A．加水稀釋或加熱均可使CH3COOH的電離平衡正向移動，促進CH3COOH電離，則0.1 mol/L CH3COOH 溶液加水稀釋或加熱均可使CH3COO-的物質的量增多，A正確；B．醋酸溶液濃度越大其電離程度越小，向0.1mol/LCH3COOH溶液中加入少量純醋酸，電離平衡向右移動，但c(CH3COOH)增大程度更大，導致電離程度減小，B正確；C．溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，則加水稀釋過程中=Ka不變，C正確；D．溶液加水稀釋后，溶液中醋酸根濃度減小，因不變，則的比值將增大，D錯誤；故選D。
8．根據(jù)所學知識，完成下列問題。
(1)次磷酸(H3PO2)是一種精細化工產(chǎn)品，向10mLH3PO2溶液中加入30mL等物質的量濃度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有和OH-兩種陰離子。
①H3PO2中磷元素的化合價為 。
②寫出次磷酸的電離方程式 。
③H3PO2溶液加水稀釋過程中，的數(shù)值 (填“變大”“變小”或“不變”)。
(2)已知的電離平衡常數(shù)如下表
物質 H2CO3 H2SO3 HClO
電離平衡常數(shù) Ka1
Ka2 —
①試比較、和HClO的酸性由強到弱的順序是 。
②若碳酸、亞硫酸、次氯酸溶液c(H+)相同時，則酸的物質的量濃度由大到小的順序是 (寫化學式)。
③寫出H2SO3與過量NaClO反應的離子方程式 。
【答案】(1)+1 變小
(2)①> HClO > ②HClO>H2CO3>H2SO3 ③
【解析】（1）①H3PO2中氫元素、氧元素分別為+1、-2價，根據(jù)化學式中正負化合價代數(shù)和為零知，磷元素的化合價為+1價；②向10mLH3PO2溶液中加入30mL等物質的量濃度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有和OH-兩種陰離子，說明次磷酸是一元弱酸，對應的電離方程式為；③H3PO2溶液加水稀釋過程中，越稀越電離，則n(H+)變大，n(H3PO2)變小，的數(shù)值變小；
（2）①Ka越大，對應酸的酸性越強，由圖表知，酸性：> HClO >
②若碳酸、亞硫酸、次氯酸溶液c(H+)相同時，則酸性越弱，對應酸的濃度越大，則濃度：HClO>H2CO3>H2SO3；③H2SO3與過量NaClO發(fā)生氧化還原反應，硫元素化合價由+4升至+6，氯元素化合價由+1降至-1，反應的離子方程式為：。
1．高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度時這四種酸在冰醋酸中電離(酸在溶劑中電離實質是酸中的H+轉移給溶劑分子，如HCl+H2O= H3O+ +Cl- )的電離平衡常數(shù)：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
電離平衡常數(shù) Ka=1.6×10-5 Ka1=6.3×10-9 Ka=1.6×10-9 Ka=4.2×10-10
根據(jù)表格信息判斷下列說法正確的是
A．冰醋酸中H2SO4的電離方程式：H2SO4=2H++
B．這四種酸在冰醋酸中都能完全電離
C．在冰醋酸中鹽酸是這四種酸中最強的酸
D．冰醋酸較水更能區(qū)分這四種酸的強弱
【答案】D
【解析】A．H2SO4在冰醋酸中存在電離平衡，且分步電離，主要是第一步電離，電離方程式為：H2SO4H++，A錯誤；B．根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知：四種酸在冰醋酸中都是弱酸，存在電離平衡，而不能完全電離，B錯誤；C．酸的電離平衡常數(shù)越大，該酸的酸性就越強。根據(jù)四種酸的電離平衡常數(shù)可知，HClO4的電離平衡常數(shù)最大，故四種酸中酸性最強的是HClO4，C錯誤；D．四種酸在水中都是完全電離，都是強酸，而在冰醋酸中存在電離平衡，它們的電離程度不同，因而能夠比較它們的相對強弱，故冰醋酸較水更能區(qū)分這四種酸的強弱，D正確；故合理選項是D。
2．已知室溫時，0.1 mol·L-1 某一元酸HA在水中有0. 2%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是
A．升高溫度，溶液的酸性增強
B．該溶液的c(H+)是2 ×10-4 mol·L-1
C．此一元酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7
D．向一元酸HA的溶液中，加水稀釋，HA的電離平衡向正反應方向移動，但c(H+)減小
【答案】C
【解析】A．升高溫度促進HA電離，溶液中氫離子濃度增大，酸性增強，故A正確；B．0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.2%發(fā)生電離，則HA是弱酸，溶液中c（H+）=0.1mol/L×0.2%=2 ×10-4mol/L，故B正確；C．室溫時，電離平衡常數(shù)，故C錯誤；D．越稀越電離，加水稀釋，HA的電離平衡向正反應方向移動，n(H+)增大，由于溶液體積增大程度影響更大，c(H+)減小，故D正確；故選：C。
3．時，的醋酸溶液中電離平衡常數(shù)，下列說法正確的是
A．向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，平衡逆向移動，減小
B．向該溶液中加少量固體，減小
C．該溫度下的醋酸溶液
D．升高溫度，增大，變大
【答案】D
【解析】A．向該溶液中滴加幾滴濃鹽酸，平衡逆向移動，增大，故A錯誤；B．向該溶液中加少量固體，增大，平衡逆向移動，氫離子濃度減小，溫度不變，平衡常數(shù)不變，，由于氫離子濃度減小，則增大，故B錯誤；C．電離平衡常數(shù)只與溫度有關，該溫度下0.01mol/L醋酸溶液，故C錯誤；D．醋酸電離吸熱，升高溫度，電離平衡正向移動，增大，變大，故D正確；故選D。
4．已知25℃時，的。現(xiàn)有a、b兩支試管，分別盛有濃度均為的氨水和鹽酸，已知。下列說法正確的是
A．a(chǎn)、b兩試管中溶液的導電能力相同
B．a(chǎn)試管中的濃度約為
C．將少量鹽酸滴入a試管中，的電離程度增大
D．向a試管中加入水，的電離平衡逆向移動
【答案】C
【解析】A．為弱電解質，物質的量濃度相同時，a試管中溶液的導電能力弱，A項錯誤；B．a(chǎn)試管中的濃度約為，B項錯誤；C．將少量鹽酸滴入a試管中，鹽酸電離出的H+和溶液中的OH-反應，使電離平衡 正向移動，電離程度增大，C項正確；D．加水稀釋，電離平衡正向移動，D項錯誤；答案選C。
5．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℃) Ka=1.77×10-4 Ka=4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11
下列選項錯誤的是
A．2CN-+H2O+CO2=2HCN+
B．2HCOOH+=2HCOO-+ H2O+CO2↑
C．由數(shù)據(jù)可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>
D．25℃時，在等濃度的HCOOH溶液和HCN溶液中，HCOOH溶液中氫離子濃度大
【答案】A
【分析】根據(jù)電離常數(shù)大小可知，電離常數(shù)越大濃度相同的酸的酸性越強，酸性由強到弱的順序是HCOOH>H2CO3>HCN>，在化學反應中強酸可以制取弱酸。
【解析】A．酸性是H2CO3>HCN>，CO2與CN-離子反應生成HCN和，正確的方程式為CN-+H2O+CO2=HCN+，A錯誤；B．酸性是HCOOH>H2CO3，方程式2HCOOH+=2HCOO-+ H2O+CO2↑正確，B正確；C．Ka越大酸性越強，數(shù)據(jù)可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>，C正確；D．由于酸性HCOOH>HCN，25℃時，在等濃度的HCOOH溶液和HCN溶液中，HCOOH溶液中電離出的氫離子濃度大酸性強，D正確；答案選A。
6．25℃時，①濃度為0.1mol/L的氨水和②濃度為0.01mol/L的氨水，下列判斷不正確的是
A．存在的粒子種類相同
B．的電離程度①②
C．中和等體積等濃度的鹽酸，需要②的體積是①的10倍
D．的值：①②
【答案】B
【解析】A．濃度為0.1mol/L的氨水和濃度為0.01mol/L的氨水中的粒子種類相同，A正確；B．NH3·H2O為弱電解質，越稀電離程度越大，則電離程度②>①，B錯誤；C．①中氨水濃度為②中的十倍，則中和等體積等濃度的鹽酸，需要②的體積是①的10倍，C正確；D．，②中氫氧根離子濃度小于①，則的值①<②，D正確；故答案選B。
7．25℃，醋酸溶液中CH3COOH、CH3COO-的分布系數(shù)δ與pH的關系如圖。其中，δ(CH3COO-)=。下列敘述錯誤的是
A．曲線2代表δ(CH3COO-)
B．25℃，CH3COOH的電離常數(shù)Ka=10-4.74
C．δ(CH3COOH)=
D．該關系圖不適用于CH3COOH、CH3COONa混合溶液
【答案】D
【解析】A．已知δ(CH3COO-)=，等式上下同除c(CH3COO-)可得δ(CH3COO-)==，隨著pH增大，氫離子濃度減小，增大，即隨著pH增大，δ(CH3COO-)增大，則曲線2代表δ(CH3COO-)，A正確；B．δ(CH3COO-)=，c(CH3COO-)=c(CH3COOH)，Ka==c(H+)，已知pH=4.74，故Ka=10-4.74，B正確；C．，故C正確；D．根據(jù)選項A中推導可知，δ(CH3COO-)與pH正相關，此關系圖同樣適用于醋酸和醋酸鈉的混合溶液，D錯誤；故答案選D。
8．現(xiàn)有下列物質：①；②酒精；③溶液；④；⑤鎂條；⑥鹽酸；⑦NaOH溶液；⑧醋酸溶液。完成下列問題：
(1)其中能導電的物質有 (填序號)。
(2)向盛有⑧試管中滴加③過程中的現(xiàn)象為 ， (填“>”“<”或“=”)。
(3)在某溫度時，若⑧中的濃度為，達到電離平衡時，已電離的為，則該溫度下的電離常數(shù)約為 ；向該溶液中加入固體(假設加入固體前后，溶液體積保持不變)，待固體溶解后，溶液中的值將 (填“增大”“減小”或“無法確定”)。
(4)分別向盛有⑥和⑧的錐形瓶中加入0.05g⑤，迅速塞緊橡膠塞，利用壓強傳感器錐形瓶內(nèi)氣體壓強隨時間的變化關系如圖所示，由圖分析反應過程中速率不同，但最終壓強基本相等的原因： 。
【答案】(1)③⑤⑥⑦⑧
(2)先無明顯現(xiàn)象，后產(chǎn)生氣泡 >
(3)1.75×10-5 減小
(4)醋酸和鹽酸的物質的量濃度相同，醋酸是弱電解質，氫離子濃度小，故相對于鹽酸反應速率慢線，但鹽酸和醋酸中H+物質的量相同，且完全反應，產(chǎn)生氫氣的量相同，故最后壓強幾乎一樣
【解析】（1）含有自由移動電子或離子的物質可以導電，③⑥⑦⑧屬于電解質水溶液，有自由移動的離子，⑤是金屬有自由移動的電子，故能夠導電；
（2）醋酸酸性強于碳酸，向醋酸溶液中滴加碳酸鈉溶液，發(fā)生反應先生成二氧化碳氣體，所以產(chǎn)生氣泡，醋酸的酸性強于碳酸，Ka(CH3COOH)> Ka1(H2CO3)，答案：產(chǎn)生氣泡、>；
（3）在某溫度時，若⑧中CH3COOH的濃度為0.175mol L-1，達到電離平衡時，已電離的CH3COOH為1.75×10-3mol L-1，則該溫度下的電離常數(shù)約為＝1.75×10-5，向醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，增大了醋酸根離子濃度，使得醋酸電離平衡逆向移動，故比值減小，答案：1.75×10-5、減小；
（4）醋酸和鹽酸的物質的量濃度相同，醋酸是弱電解質，氫離子濃度小，故相對于鹽酸反應速率慢些，但鹽酸和醋酸中物質的量相同，且完全反應，產(chǎn)生氫氣的量相同，故最后壓強幾乎一樣，答案：醋酸和鹽酸的物質的量濃度相同，醋酸是弱電解質，氫離子濃度小，故相對于鹽酸反應速率慢線，但鹽酸和醋酸的物質的量相同，且完全反應，產(chǎn)生氫氣的量相同，故最后壓強幾乎一樣。
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