資源簡介

第2課時　電離平衡常數
[課程標準]　1.了解電離平衡常數的含義。2.能從電離、離子反應等角度分析溶液的性質。
任務一　電離平衡常數
1.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，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，通常用Ka、Kb分別表示弱酸、弱堿的電離平衡常數。
2.電離平衡常數的表示方法
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數
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
多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離都有電離平衡常數，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。
注意：一般多元弱堿為難溶堿，不用電離平衡常數，以后要學到難溶物的溶度積常數。
3.意義
表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K越大，弱電解質的電離程度越大，酸(或堿)性越強。
4.電離常數的影響因素
(1)內因：同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，說明電離常數首先由弱電解質的性質所決定。
(2)外因：對于同一弱電解質，電離平衡常數只與溫度有關，由于電離為吸熱過程，所以電離平衡常數隨溫度升高而增大。
【交流研討】
閱讀教材，結合“電離平衡常數”內容，交流討論下列問題。
1.寫出弱電解質H2X、ROH的電離平衡常數表達式。
提示：Ka1(H2X)＝、Ka2(H2X)＝；Kb(ROH)＝。
2.增大c(H2X)、升高溫度對弱酸H2X的電離平衡有什么影響？電離平衡常數Ka1(H2X)如何變化？
提示：增大c(H2X)，H2X的電離平衡正向移動，Ka1(H2X)不變；升高溫度，H2X的電離平衡正向移動，Ka1(H2X)增大。
3.25 ℃時，0.1 mol/L弱酸H2X溶液中，達到電離平衡時，c(H＋)≈1.1×10－4 mol/L，試計算H2X的電離常數Ka1(H2X)。
提示：在溶液中，H2X分步電離，第一步電離方程式及有關粒子的濃度如下：
　　　　　　H2X　　　 　H＋　　＋　　HX－
始/(mol/L)　 0.1　　　　　　　0　　　　　　0
變/(mol/L) 1.1×10－4 1.1×10－4 1.1×10－4
平/(mol/L) 0.1－1.1×10－4 1.1×10－4 1.1×10－4
c(H2X)＝( 0.1－1.1×10－4) mol/L≈0.1 mol/L，則H2X的電離常數：
Ka1(H2X)＝
＝＝1.21×10－7。
1.判斷正誤，錯誤的說明其原因。
(1)改變條件，電離平衡正向移動，電離平衡常數一定增大。
________________________________________________________________________
答案：錯誤，電離平衡常數只與溫度有關，溫度不變電離平衡常數不變。
(2)同一弱電解質，濃度大的電離平衡常數大。
________________________________________________________________________
答案：錯誤，同一弱電解質的電離平衡常數只與溫度有關，與濃度無關。
(3)H2CO3的電離常數表達式為Ka＝。
________________________________________________________________________
答案：錯誤，H2CO3是多元弱酸，電離平衡常數要分步寫。
2.食醋(主要成分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＝4.3×10－7 Ka2＝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＋)的能力從小到大的順序為________________________________________________________________________。
(2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2？________理由是_____________________
________________________________________________________________________。
(3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反應的離子方程式為___________________________
________________________________________________________________________。
(4)常溫下，將20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH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“＝”)。
②充分反應后，兩溶液中c(CH3COO－)________c(NO)(填“>”、“<”或“＝”)。(5)25 ℃時，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得混合液的pH＝6，則混合液中＝________。
(6)常溫下，下列方法可以使0.1 mol·L－1 CH3COOH的電離程度增大的是________(填字母)。
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(2)否　H2CO3的Ka1(3)CO2＋H2O＋CN－===HCN＋HCO
(4)①<　②<　(5)18　(6)bc
解析：(1)以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例，CH3COOH的電離平衡常數越大，即正向進行的程度越大，逆向進行程度越小，逆向即CH3COO－結合H＋能力。(3)考查強酸制弱酸，雖然是通入少量CO2，但是不能生成CO和HCN，所以CO和HCN不共存。(5)＝＝＝18。(6)a.加入鹽酸，增加c(H＋)，平衡向逆反應方向移動，抑制CH3COOH的電離，故錯誤；b.弱電解質的電離是吸熱過程，因此升高溫度，促進電離，故正確；c.加水稀釋，促進電離，故正確；d.加入冰醋酸，電離程度減小，故錯誤。
知識拓展
電離度(α)
α＝×100%
弱電解質電離程度相對大小的另一種參數。
注意：溫度越高電離度越大；稀釋溶液，電離度變大。　　
任務二　電離常數的應用與計算
已知硼酸(H3BO3)溶液中存在：H3BO3(aq)＋H2O(l)===[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下表是三種弱酸的電離常數。
化學名稱 電離常數(298 K)
硼酸 Ka＝5.7×10－10
碳酸 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11
醋酸 Ka＝1.6×10－5
1.能否根據電離常數直接判斷出三者的酸性強弱？
提示：可以。根據電離平衡常數可知三者的酸性：醋酸＞碳酸＞硼酸。
2.現將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中，一定能觀察到有氣泡產生嗎？如果將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中呢？
提示：不能。因為碳酸的一級電離＞硼酸＞碳酸的二級電離，則碳酸鈉和硼酸反應生成碳酸氫鈉而不是二氧化碳，所以觀察不到有氣泡產生。后者也不一定，因為醋酸和碳酸鈉反應先生成碳酸氫鈉，碳酸氫鈉再和醋酸反應生成二氧化碳，所以將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中也不一定能觀察到有氣泡產生。
3.試計算25 ℃時0.01 mol·L－1的醋酸溶液中氫離子濃度的大小。
提示：4×10－4mol·L－1。設醋酸達到電離平衡后，電離出氫離子濃度為x mol/L，則電離出的c(CH3COO－)＝x mol/L，剩余的c(CH3COOH)＝(0.01－x) mol·L－1；根據醋酸的電離平衡常數Ka＝＝＝1.6×10－5，計算出x＝4×10－4 mol·L－1。
1.電離常數的應用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，電離常數越大，酸性(或堿性)越強。
(2)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，c(H＋)減小，Ka值不變，則增大。
(3)判斷復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”規律。如利用上述電離常數的數值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的離子方程式為CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑。
2.有關電離常數的計算(以弱酸HX為例)
(1)已知起始時c(HX)和電離產生的c(H＋)，求電離常數。
HX　 　 H＋　 ＋　 X－
起始： c(HX)　　　　 0　　　　　0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
則Ka＝＝
由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則Ka＝，代入數值求解即可。
(2)已知起始時c(HX)和電離常數，求溶液中c(H＋)。
　　　HX　　　　H＋　＋　X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
則Ka＝＝
由于c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則c(H＋)＝，代入數值求解即可。
1.弱酸、弱堿的電離程度可以分別用它們的電離常數(Ka、Kb)或電離度(α)表示，請根據下列情景列式計算。
(1)乙酰水楊酸是一種一元弱酸(可用HA表示)，在一定溫度下，0.1 mol·L－1的乙酰水楊酸的水溶液中，乙酰水楊酸的電離常數Ka為3.4×10－4，求該酸的電離度為________(保留2位有效數字)。
(2)已知在25 ℃時，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%，求NH3·H2O的電離常數Kb為________(保留3位有效數字)。
答案：(1)5.8%　(2)1.76×10－5
解析：(1)設初始濃度為0.1 mol·L－1的HA的電離度為α，則電離平衡時c(H＋)、c(A－)的濃度為0.1α mol·L－1，c(HA)為(0.1－0.1α) mol·L－1，則Ka＝＝＝3.4×10－4，計算得出：α≈0.058＝5.8%。
(2)已知在25 ℃時，1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的電離度為0.42%，則c(NH)＝c(OH－)＝0.004 2 mol·L－1，則Kb＝＝≈1.76×10－5。
2.在一定溫度下，加水逐漸稀釋1 mol·L－1氨水的過程中，隨著水量的增加，請說明溶液中下列含量的變化：
(1)n(OH－)________(填“增大”、“減小”或“不變”，下同)。
(2)________。
(3)________。
答案：(1)增大　(2)增大　(3)不變
解析：加水稀釋，NH3·H2O的電離平衡向電離方向移動，n(OH－)逐漸增大，n(NH3·H2O)逐漸減小，＝，所以逐漸增大；電離平衡常數Kb＝，只與溫度有關，所以加水稀釋時不變。
任務三　強酸與弱酸的比較
向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol/L鹽酸、2 mL 2 mol/L醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強p隨時間的變化如圖所示：
1.由上圖可知，反應初期哪種酸與鎂條反應的速率大？其原因是什么？
提示：鹽酸的反應速率大；原因是鹽酸是強酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離；同濃度的鹽酸和醋酸中，鹽酸的c(H＋)大，因而反應速率大。
2.上述反應過程中，鹽酸的反應速率減小明顯，而醋酸的反應速率減小不明顯，其原因是什么？
提示：醋酸中存在電離平衡，隨反應的進行，電離平衡正向移動，消耗的H＋及時電離補充，溶液中c(H＋)降低的慢，故一段時間速率變化不明顯。
3.由上圖可知，二者最終產生氫氣的量基本相等，容器中氣體的壓強最終幾乎相等的原因是什么？
提示：由計算可知鎂條過量，因鹽酸和醋酸的物質的量相等，二者與過量鎂條反應生成H2的物質的量相等，故最終容器中氣體壓強幾乎相等。
1.相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
　　比較項目 　酸　　 c(H＋) 酸性 中和堿的 能力 與足量活潑 金屬反應產 生H2的總量 與同一金屬 反應時的起 始反應速率
一元強酸 大 強 相同 相同 大
一元弱酸 小 弱 小
2.相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
　　比較項目 　 　酸　　 c(H＋) 酸性 中和堿的 能力 與足量活潑 金屬反應產 生H2的總量 與同一金屬 反應時的起 始反應速率
一元強酸 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 大 多
1.在a、b兩支試管中分別裝入形態相同、質量相等的一顆鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：
(1)a、b兩支試管中生成氣體的速率v(a)________(填“大于”、“小于”或“等于”，下同) v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)______V(b)，原因是___________________________
________________________________________________________________________。
(2)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)________(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積V(a)________V(b)，原因是____________________________
________________________________________________________________________。
答案：(1)大于　等于　反應開始時，鹽酸中所含H＋的濃度較大，但二者最終能電離出的H＋的總物質的量相等　(2)等于　小于　開始時c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱電解質，最終電離出的H＋的總物質的量大
解析：(1)物質的量濃度相同時，鹽酸是強酸，醋酸是弱酸，鹽酸電離出的c(H＋)遠大于醋酸電離出的c(H＋)，醋酸產生H2的速率比鹽酸小。反應完畢后，因為n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最終產生H2的量相等。(2)c(H＋)相同時，反應開始時產生H2的速率相等。反應完畢后，因c(H＋)相同，醋酸濃度大，則n(HCl)2.25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
(1)CH3COOH、H2CO3、HCO、HClO的酸性由強到弱的順序：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)CH3COO－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化學方程式：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：(1)CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO
(2)CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－
(3)NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
解析：(1)根據電離平衡常數分析，三種酸的酸性由強到弱的順序為CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO。(2)越弱的酸對應的酸根離子結合H＋的能力越強。(3)根據題給電離平衡常數可知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，根據強酸制弱酸原理，向NaClO溶液中通入少量CO2反應的化學方程式為NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3，且CH3COONa和CO2不反應。
1.下列關于電離平衡常數(K)的說法中正確的是(　　)
A.組成相似時電離平衡常數(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱
B.電離平衡常數(K)與溫度無關
C.不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同
D.多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為K1答案：A
解析：電離平衡常數K是溫度的函數，所以B錯誤。只要溫度一定，不同濃度的同一弱電解質電離平衡常數K相同，所以C錯誤。多元弱酸各步電離平衡常數相互關系應為K1>K2>K3，所以D錯誤。
2.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.常溫下，加水稀釋醋酸，增大
B.多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定
C.碳酸的酸性強于氫硫酸
D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離常數不變
答案：A
解析：已知醋酸的電離平衡常數Ka＝，溫度不變，Ka不變，因＝，故常溫下加水稀釋醋酸，不變，A錯誤；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；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，C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，則電離常數不變，D正確；故選A。
3.已知常溫下，2 mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)為2×10－4 mol/L，下列說法錯誤的是(　　)
A.常溫下，HA的電離常數約為2×10－8
B.NaA可以和鹽酸發生反應：HCl＋NaA===NaCl＋HA
C.該條件下，體系中HA的電離度是1%
D.向2 mol/L的HA溶液中加入少量2 mol/L的NaA溶液，HA的電離程度減小
答案：C
解析：已知常溫下，2 mol/L的一元酸HA溶液中c(H＋)為2×10－4 mol/L，則平衡時c(A－)＝2×10－4 mol/L，c(HA)≈2 mol/L，則電離常數Ka＝＝＝2×10－8，A正確；根據強酸制弱酸，NaA可以和鹽酸發生反應：HCl＋NaA===NaCl＋HA，B正確；該條件下，體系中HA的電離度是×100%＝0.01%，C錯誤；HA溶液中存在電離平衡，HA??H＋＋A－，加入少量2 mol/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。
4.歐盟委員會發布條例，修訂芥酸和氫氰酸在部分食品中的最大含量。氫氰酸及部分弱酸的電離常數如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
電離常數 (25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
(1)依據表格中三種酸的電離常數，判斷三種酸酸性強弱的順序為________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？________。若能，寫出反應的化學方程式：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)同濃度的HCOO－、HCO、CO、CN－結合H＋的能力由強到弱的順序是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)①升高0.1 mol·L－1HCN溶液的溫度，HCN的電離程度如何變化？________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②加水稀釋，如何變化？___________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：(1)HCOOH>H2CO3>HCN　(2)能　NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3　
(3)CO>CN－>HCO>HCOO－
(4)①升高溫度，能促進HCN的電離　②加水稀釋，增大
解析：(1)電離常數越大酸性越強，依據表格中三種酸的電離常數，判斷三種酸酸性強弱的順序為HCOOH>H2CO3>HCN。(2)由于Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2氣體可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。因為CO和HCN不共存，會生成HCO和CN－。(3)電離常數越大，逆反應的常數越小，即結合H＋的能力越小。(4)①升高溫度促進電離，HCN的電離程度增大。②加水稀釋，c(CN－)減小，由于電離常數不變，則＝增大。
課時測評14　電離平衡常數
(本欄目內容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)
題點一　電離常數的概念及表達式
1.如表是25 ℃時，幾種常見弱酸的電離平衡常數：
弱酸 CH3COOH HF HCN
電離平衡常數(Ka) 1.8×10－5 7.2×10－4 5.0×10－10
下列說法正確的是(　　)
A.三種酸中酸性最強的是CH3COOH
B.三種酸中HF能腐蝕玻璃是因為其電離平衡常數最大
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HCN＋CH3COONa===NaCN＋CH3COOH不易發生
答案：D
解析：根據電離平衡常數：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最強的是HF，A項錯誤；氫氟酸能腐蝕玻璃是它的特性，與其電離平衡常數大小無關，B項錯誤；加少量冰醋酸，醋酸的濃度增大，電離平衡正向移動，但電離程度反而減小，C項錯誤；強酸制弱酸，CH3COOH比HCN的酸性強，所給反應不易發生，D項正確；答案選D。
2.已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的濃度存在以下關系：Ka＝＝1.75×10－5。下列有關結論可能成立的是(　　)
A.25 ℃下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時，Ka＝8×10－5
B.25 ℃下，向該溶液中加入一定量的氫氧化鈉溶液時，Ka＝2×10－4
C.標準狀況下，醋酸中Ka＝1.75×10－5
D.升高到一定溫度，Ka＝7.2×10－5
答案：D
解析：醋酸中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，題中Ka為醋酸的電離常數，由于電離常數只隨溫度的變化而變化，所以排除A、B兩項；因為醋酸的電離是吸熱過程，所以升高溫度，Ka增大，降低溫度，Ka減小，標準狀況下(0 ℃)溫度低于25 ℃，則Ka小于1.75×10－5，所以C項不成立、D項可能成立。
題點二　Ka的應用及計算
3.部分弱酸的電離平衡常數如表，根據表中數據判斷下列方程式一定錯誤的是(　　)
酸 電離平衡常數Ka
CH3COOH 1.75×10－5
HClO 4.0×10－8
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7　Ka2＝4.7×10－11
H3PO4 Ka1＝6.9×10－3　Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13
A.Na2CO3＋CH3COOH===NaHCO3＋CH3COONa
B.CO2＋H2O＋NaClO===HClO＋ NaHCO3
C.H3PO4＋CH3COONa===NaH2PO4＋ CH3COOH
D.NaH2PO4＋NaHCO3===Na2HPO4＋H2O＋CO2↑
答案：D
解析：Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2CO3)，則少量醋酸與Na2CO3可發生Na2CO3＋CH3COOH===NaHCO3＋CH3COONa，A正確；Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，因此二氧化碳與NaClO溶液反應生成HClO和NaHCO3，即CO2＋H2O＋NaClO===HClO＋NaHCO3，B正確；Ka1(H3PO4)>Ka(CH3COOH)，少量CH3COONa與H3PO4反應生成NaH2PO4和CH3COOH，即H3PO4＋CH3COONa===NaH2PO4＋CH3COOH，C正確；Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，即H2CO3酸性強于H2PO，不能發生NaH2PO4＋NaHCO3===Na2HPO4＋H2O＋CO2↑，D錯誤；選D。
4.(2023·濟南高二期中)將濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　)
A.c(H＋) B.Ka(HF)
C. D.
答案：D
解析：HF為弱酸，存在電離平衡：HFH＋＋F－。根據勒夏特列原理，加水稀釋，平衡正向移動，但c(H＋)減小，A錯誤；電離常數只受溫度的影響，溫度不變，電離常數Ka(HF)不變，B錯誤；當溶液無限稀釋時，c(F－)不斷減小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以減小，C錯誤；＝，由于加水稀釋，平衡正向移動，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)減小，所以增大，D正確。
5.在25 ℃時，用蒸餾水稀釋1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，隨溶液的稀釋，下列各項中始終保持增大趨勢的是(　　)
A. B.
C. D.c(OH－)
答案：A
解析：方法一：一水合氨是弱電解質，加水稀釋，一水合氨的電離平衡右移，n(OH－)和n(NH)增大，n(NH3·H2O)減小，但c(OH－)和c(NH)減小。A、B、C各項中，濃度之比等于物質的量之比。方法二：根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
6.已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA溶液中HA的電離度為0.1%，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，下列敘述錯誤的是(　　)
A.該溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1
B.升高溫度，溶液的pH增大
C.此酸的電離平衡常數約為1×10－7
D.此酸的酸性比醋酸弱
答案：B
解析：由題意有：HA　　H＋　　＋　A－
起始濃度/
(mol·L－1) 0.1 0 0
轉化濃度/
(mol·L－1) 0.1×0.1% 0.1×0.1% 0.1×0.1%
平衡濃度/
(mol·L－1) 0.1－10－4 10－4 10－4
則Ka＝≈1×10－7題點三　強酸、弱酸的比較
7. (2023·青島高二期中)某溫度下，等體積、c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中的c(H＋)隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據圖判斷下列說法正確的是(　　)
A.曲線Ⅱ表示的是鹽酸的變化曲線
B.b點溶液的導電能力比c點溶液的導電能力強
C.取等體積的a點、b點對應的溶液，消耗的NaOH的量相同
D.b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度
答案：B
解析：醋酸屬于弱電解質，在稀釋時會電離出H＋，故稀釋相同倍數時醋酸溶液中c(H＋)的變化要比鹽酸中c(H＋)的變化小一些，即曲線Ⅰ表示鹽酸，曲線Ⅱ表示醋酸，A項錯誤；溶液的導電能力與溶液中離子的濃度有關，離子濃度：b＞c，故導電能力：b＞c，B項正確；a點、b點表示溶液稀釋相同倍數，溶質的量沒有發生變化，都等于稀釋前的物質的量，稀釋前兩溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH為弱酸，則c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀釋前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C項錯誤；a點酸的總濃度大于b點酸的總濃度，D項錯誤。
8.體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列敘述錯誤的是(　　)
A.與NaOH完全中和時，醋酸所消耗的NaOH多
B.分別與足量CaCO3反應時，放出的CO2一樣多
C.兩種溶液的pH相等
D.分別用水稀釋相同倍數時，n(Cl－)＜n(CH3COO－)
答案：B
解析：體積相同的鹽酸和醋酸兩種溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根據二者的電離方程式可知，二者電離出的c(H＋)相同，故pH相等，C項正確；由于CH3COOH不能完全電離，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故與NaOH完全中和時，醋酸消耗的NaOH多，分別與足量CaCO3反應時，醋酸放出的CO2多，A項正確、B項錯誤；分別用水稀釋相同倍數時，醋酸的電離程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不變，D項正確。
9.常溫下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的電離平衡常數分別為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，增大
答案：A
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正確；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；＝＝，將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變，故D錯誤。
10.現有常溫下，pH＝2的鹽酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，請根據下列操作回答問題。
(1)常溫下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列各量的數值一定變小的是______(填字母)。
A.c(H＋) B.
C. D.n(CH3COO－)
(2)取10 mL的乙溶液，加入等體積的水，醋酸的電離平衡________(填“向左”、“向右”或“不”)移動；另取10 mL的乙溶液，加入少量無水醋酸鈉固體(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”)。
(3)相同條件下，取等體積的甲、乙兩溶液，分別加水稀釋100倍，所得溶液的pH大小關系為pH(甲)________pH(乙)(填“>”、“<”或“＝”)。
(4)取等體積的甲、乙兩溶液，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和，則消耗的NaOH溶液的體積大小關系為V(甲)________(填“>”、“<”或“＝”)V(乙)。
答案：(1)A　(2)向右　減小　(3)>　(4)<
11.電離度可表示電解質的相對強弱，電離度α＝×100%。已知25 ℃時幾種物質(微粒)的電離度(溶液濃度均為0.1 mol·L－1)如表所示：
編號 物質(微粒) 電離度α
A 硫酸溶液(第一步完全電離)： 第二步HSOSO＋H＋ 10%
B 硫酸氫鈉溶液： HSOSO＋H＋ 29%
C 醋酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.33%
D 鹽酸：HCl===H＋＋Cl－ 100%
(1)25 ℃時，上述幾種溶液中c(H＋)從大到小的順序是________(填字母)。
(2)25 ℃時，0.1 mol·L－1硫酸溶液中HSO的電離度小于相同溫度下0.1 mol·L－1硫酸氫鈉溶液中HSO的電離度，其原因是_________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)醋酸的電離平衡常數Ka的表達式是________，則物質的量濃度為c的醋酸的電離平衡常數Ka與電離度α的關系為Ka＝__________(用含c、α的代數式表示)。
答案：(1)ADBC　(2)硫酸的第一步電離抑制了硫酸氫根離子的電離
(3)Ka＝　
解析：(1)硫酸第一步完全電離，第二步部分電離，硫酸中c(H＋)＝(0.1＋0.1×10%) mol·L－1＝0.11 mol·L－1；硫酸氫鈉溶液中c(H＋)＝0.1×29% mol·L－1＝0.029 mol·L－1；醋酸中c(H＋)＝0.1×1.33% mol·L－1＝0.001 33 mol·L－1；鹽酸中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，所以c(H＋)由大到小的順序是ADBC。(2)硫酸溶液中，硫酸第一步、第二步均電離出氫離子，第一步電離出的氫離子抑制了第二步的電離，而硫酸氫鈉溶液中硫酸氫根離子的電離不受抑制，所以0.1 mol·L－1 H2SO4溶液中HSO的電離度小于0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中HSO的電離度。(3)CH3COOH在溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，則Ka＝；醋酸中c(H＋)＝c(CH3COO－)＝cα，則K＝＝＝。
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