3.1.2 弱电解质的电离平衡
（电离平衡常数和电离度）
基础知识清单
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的 与溶液中未电离的分
子的 之比是一个常数，用符号 K 表示。
2．表示方法
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：
CH3COOH 电离常数的表达式：Ka＝ 。
NH3 H2O 电离平衡常数的表达式：Kb＝ 。
②多元弱酸的电离常数：
c(H＋) c(HCO\o\al(－,3))
H CO H＋ －2 3 ＋HCO3 Ka1＝ c(H2CO3)
c(H＋) c(CO\o\al(2－,3))
HCO－ －3 H＋＋CO23 Ka2＝ c(HCO\o\al(－,3))
多元弱酸各步电离常数的大小比较为 Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由 电离决定。
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值 ，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越 。
4．影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 所决
定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常
数 而增大。
5．电离常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如 Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：
HF CH3COOH。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“ ”规律。如 Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则 NaNO2＋
CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。
c(CH3COO－) c(H＋)
(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于 Ka(CH3COOH)＝ 不变，c(CH3COOH)
c(H＋)
稀释后 c(CH3COO－) ，则 ＝ 。c(CH3COOH)
二、电离度
1．概念
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质 与 的比值来表示电离
的程度，简称为电离度，通常用符号 表示。
2．数学表达式
已电离的弱电解质浓度
α＝ ×100%
弱电解质的起始浓度
已电离的弱电解质分子数
或 α＝ ×100%。
弱电解质的起始分子数
已电离的弱电解质的物质的量
或 α＝ ×100%
弱电解质的初始物质的量
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的 。
(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度 。
4．影响因素
5.电离常数的相关计算(以弱酸 HX 为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/(mol L－1)) c0(HX) 0 0
平衡/(mol L－1)) c0(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(H＋) c(X－) c2(H＋)
则 K＝ ＝ 。
c(HX) c (HX)－c(H＋0 )
(1)已知 c0(HX)和 c(H＋)，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：
c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则 K≈ ，代入数值求解即可。
(2)已知 c0(HX)和电离常数，求 c(H＋)，由于 K 值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H
＋)≈c0(HX)，则 c(H＋)≈ ，代入数值求解即可。
(3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈ 。
6．计算电离度(以一元弱酸 HA 为例)
HA H＋ ＋ A－
起始： c 酸 0 0
平衡： c 酸·(1－α) c 酸·α c 酸·α
Ka＝ ＝ ，因为 α 很小，所以 1－α≈1，即 Ka＝ ，所以 α＝ 。
课后分层练
1．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10 分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下
列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋
NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．K －4a(HF)＝7.2×10
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．三种酸的强弱顺序为 HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)c（CH COO－3 ）·c（H＋）
2．已知在 25 ℃时，K＝ ＝1.8×10－5，其中 K 是该温度下 CH3COOH 的电离平衡c（CH3COOH）
常数。下列说法正确的是( )
A．向该溶液中加入一定量的硫酸，K 增大
B．升高温度，K 增大
C．向 CH3COOH 溶液中加入少量水，K 增大
D．向 CH3COOH 溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K 增大
3．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH －3COO ，下列叙述不正确的是( )
A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数 Ka增大
c(H＋)
B．0.10 mol L－1的 CH3COOH 溶液加水稀释，溶液中 将增大c(CH3COOH)
C．CH3COOH 溶液中加少量的 CH3COONa 固体，平衡逆向移动
D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的 c(H＋)、电离常数 Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
4．已知在 25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
HCOOH：Ka＝1.77×10－4，
HCN：Ka＝4.9×10－10，
H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，
则以下反应不能自发进行的是( )
A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN
B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN
C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
2－
D．2HCOOH＋CO ===2HCOO
－＋H2O＋CO2↑
3
5．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度和浓度
关系的是( )
A B
C D
6．下列有关电离常数的说法不正确的是( )
A．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
B．电离常数大的酸中的 c(H＋)不一定比电离常数小的酸中的 c(H＋)大
C．电离常数不受溶液浓度的影响
c2(H＋) c(CO\o\al(2－,3))
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ c(H2CO3)
7．已知下面三个数据：7.2×10－4，4.6×10－4，4.9×10－10 分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下
列反应可以发生：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、
NaCN＋HF===HCN＋NaF、
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．从上面反应可知，酸越弱其酸根离子越易结合 H＋
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的酸性强弱顺序为 HNO2>HF>HCN
D．K(HCN)8．室温下，向 0.1 mol L－1的醋酸溶液中加水，在此稀释过程中，下列说法正确的是( )
A．CH3COOH 的电离程度增大，溶液的酸性增强
B．醋酸的电离平衡常数 Ka增大
c(CH3COOH)
C． 的值增大
c(CH COO－3 )
D．溶液中所含的 H＋数目增多
9．在 25 ℃时，0.1 mol·L－1的 HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为 4.6×10
－4、1.8×10－4、4.9×10－10、Ka1＝4.3×10－7和 Ka2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最大的是( )
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
10．已知 H2CO3的 Ka1＝4.3×10－7，H2S 的 Ka1＝9.1×10－8，则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
c（CH COO－3 ）
C．常温下，加水稀释醋酸， 增大
c（H＋）
D．向弱酸溶液中加入少量 NaOH 溶液，电离平衡常数不变
11．已知 25 ℃时，测得浓度为 0.1 mol·L－1的 BOH 溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)写出 BOH 的电离方程式：_________________________。
(2)BOH 的电离度 α＝________。
(3)BOH 的电离平衡常数 Kb＝________。
12．已知在室温时，0.1 mol·L－1某一元酸 HA 在水中有 0.1%发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的 c(H＋)＝________________________________。
(2)HA 的电离平衡常数 K＝________。
(3)升高温度时，K 将________(选填“增大”“减小”或“不变”)，pH 将________(选填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)由 HA 电离出的 c(H＋)约为水电离出的 c(H＋)的________倍。
1.下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
浓度/(mol L－1) 0.12 0.2 0.9 0.9 0.9
电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
电离常数 K1 K2 K3 K4 K5
A.在相同温度下，电离常数：K5>K4>K3
B．在相同温度下，从 HX 的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越小，电离程度越大，且 K1>K2>K3
c(H＋)
C．室温时，若在 HZ 溶液中加少量盐酸，则 的值不变
c(Z－)
D．表格中三种浓度的 HX 溶液中，从左至右 c(X－)逐渐减小
2.根据下表提供的数据可知，室温下在溶液中能大量共存的微粒组是( )
化学式 HCN H2CO3 CH3COOH
电离平 K －71＝4.5×10
4.9×10－10 1.75×10－5
衡常数 K ＝4.7×10－112
A．HCN、HCO－3 、CN－、CO2－3
B．HCN、HCO－3 、CH3COO－、CN－
C．H2CO3、HCO－3 、CH3COO－、CN－
D．HCO－3 、CH3COOH、CN－、CO2－3
3.已知室温时，0.1 mol L－1 某一元酸 HA 在水中有 0.2%发生电离，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液的酸性增强
B．该溶液的 c(H＋)是 2 ×10－4 mol L－1
C．此一元酸的电离平衡常数约为 1×10－7
D．向一元酸 HA 的溶液中，加水稀释，HA 的电离平衡向正反应方向移动，但 c(H＋)减小
4.25 ℃时，有关物质的电离平衡常数如下表。下列有关说法中正确的是( )
弱酸 CH3COOH HCN H2CO3
Ka1＝4.4×10－7
电离常数 K －5 －10a＝1.8×10 Ka＝6.2×10
K ＝4.7×10－11a2
A．等浓度的 CH COO－、HCO－3 、CO32－、CN－中，结合质子能力最强的是 CN－3
B．将少量 CO2通入 NaCN 溶液中，反应的离子方程式是 CO2＋H2O＋2CN－===2HCN＋CO2－3
c(CH3COO－)
C．向稀醋酸中加水稀释的过程中， 的值减小
c(CH3COOH)
D．0.2 mol L－1稀醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈1.9×10－3 mol L－1
5．室温时，0.1 mol L－1某一元酸 HA 在水中的电离度为 2.2%，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液中的 c(A－)增大
B．加水稀释过程中，n(H＋)增大，故 c(H＋)也增大
C．室温时，向该溶液中滴加少量同浓度的 NaOH 溶液，该酸的电离常数 Ka不变
D．向该 HA 的溶液中，通 HCl 气体，溶液中 c(H＋)增大，HA 的电离平衡逆向移动
6．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，下列说法有误的是( )
A．“O”点导电能力为 0 的理由是在“O”点处醋酸未电离，无自由移动的离子
B．A、B、C 三点溶液 c(H＋)由大到小的顺序为 B＞A＞C
C．若使 C 点溶液中 c(CH3COO－)增大，溶液的 c(H＋)减小，可加入少量醋酸钠粉末
D．B 点导电能力最强说明 B 点离子物质的量最大
＋
7 ．在一定温度下，弱碱(CH3NH2)在水溶液中的电离方程式为 CH3NH2＋H2O CH NH ＋OH－3 。下列
3
说法正确的是( )
c（CH3NH2）
A．电离平衡常数表达式 K＝ ＋
c（CH NH 3 ）·c（OH－）
3
B．加入适量的 CH3NH2溶液，电离常数 K 增大
C．加水稀释，c(OH－)减小，Kw 不变
＋
D．升高温度，c(CH 3NH )减小3
8．已知电离平衡常数：H2CO3>HClO>HCO－3 ，氧化性：HClO>Cl2>Br 3＋2>Fe >I2。下列有关离子反应或离
子方程式的叙述中，正确的是( )
A．常温下，无色溶液中，Fe3＋、Cl－、Ba2＋、Br－能大量共存
B．向含有 0.4 mol FeI2的溶液中通入 0.3 mol Cl2充分反应：4Fe2＋＋2I－＋3Cl2===4Fe3＋＋6Cl－＋I2
C．向 NaClO 溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：ClO－＋CO －2＋H2O===HClO＋HCO3
D．向 FeBr2溶液中滴加少量氯水，振荡，静置，溶液呈黄色是因为生成了 Br2
9．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中相差不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋
酸中的电离平衡常数，根据下面表格中的数据判断以下说法中不正确的是( )
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
A．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
B．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式可表示为 H SO H＋2 4 ＋HSO－4 ，HSO－4 H＋＋SO2－4
C．在冰醋酸中，1 mol L－1 HClO4的电离度约为 0.4%
D．在冰醋酸中，H2SO4是这四种酸中酸性最强的酸
10．25 ℃时，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
电离常数 Ka 9×10－8 1×10－5 1×10－3
A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ
B．HZ 和 Y－不共存
C．25 ℃时，0.1 mol L－1的 HZ 溶液的 c(H＋)＝0.000 1 mol L－1
D．相同温度下，1 mol L－1 HX 溶液的电离程度大于 0.1 mol L－1 HX 溶液的电离程度
11．将两份浓度均为 0.1 mol L－1 的氨水分别稀释 2 倍、温度升高 2 ℃，得到 P、Q 两份溶液，下列关于
P、Q 的比较正确的是( )
A．c(OH－)：P>Q
B．c(NH＋4 )：P>Q
C．NH3 H2O 的电离程度：P 中增大，Q 中减小
D．电离平衡常数 K：P12．25 ℃，醋酸溶液中 CH3COOH、CH COO－3 的分布系数 δ 与 pH 的关系如图。其中，δ(CH COO－3 )＝
c(CH COO－3 )
。下列叙述错误的是( )
c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
A．曲线 2 代表 δ(CH3COO－)
B．25 ℃，CH3COOH 的电离常数 K ＝10－4.74a
c(H＋)
C．δ(CH3COOH)＝Ka＋c(H＋)
D．该关系图不适用于 CH3COOH、CH3COONa 混合溶液
13．一元弱酸 HA(aq)中存在下列电离平衡：HA A－＋H＋。将 1.0 mol HA 分子加入 1.0 L 水中，如图
所示，表示溶液中 HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
A B
C D
14．二甲胺[(CH3)2NH]可用作橡胶硫化促进剂，是一元弱碱，在水中的电离与氨相似，可与盐酸反应生成
(CH3)2NH2Cl。下列说法错误的是( )
A．二甲胺属于一元弱碱
B．往二甲胺溶液中加入 NaOH 固体会抑制二甲胺的电离(不考虑温度的变化)
c[(CH3)2NH＋2 ]
C．往其水溶液中再加入二甲胺， 减小
c[(CH3)2NH]
c[(CH ) NH＋3 2 2 ] c(OH－)
D．二甲胺的电离方程式为(CH3) ＋ －2NH＋H2O (CH3)2NH2 ＋OH 则其 Kb＝ c[(CH3)2NH] c(H2O)
15．相同温度下，三种酸在一定物质的量浓度下的电离度如表所示，下列说法正确的是( )
酸 HA HB HD
浓度/(mol L－1) 1 0.1 0.5 0.9 1
电离度/% 0.3 0.3 0.15 0.1 10
A．HD 是强酸
B．该温度下 Ka：HBC．在相同温度下，HA 酸浓度越大其电离度越小因而溶液酸性越弱
D．由表可知在相同温度下，弱酸 HB 浓度越小其电离平衡常数越大
16.现有 c(H＋)＝0.01 mol L－1 的 X、Y、Z 三种酸的溶液各 1 mL，分别加水稀释到 1 000 mL，其 pH 与溶
液体积(V)的变化关系如图所示，下列说法正确的是[已知：pH＝－lg c(H＋)，忽略水的电离]( )
A．X 是强酸，Y 和 Z 是弱酸
B．稀释前的浓度大小为 c(Y)>c(Z)>c(X)
C．稀释前电离程度大小为 Y>X>Z
D．稀释前 X、Y、Z 都是稀溶液
17．电离度可表示电解质的相对强弱，电离度 α＝(已电离的电解质/原有电解质)×100%。已知在 25 ℃时
几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为 0.1 mol·L－1)如表所示：
编号 物质(微粒) 电离度 α
－ 2－
A 硫酸溶液(第一步完全电离)：第二步 HSO SO ＋ 10%
4 4
＋H
－ 2－
B HSO 硫酸氢钠溶液： SO ＋H＋ 29%
4 4
C 醋酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.33%
D 盐酸：HCl===H＋＋Cl－ 100%
(1)在 25 ℃ 时，上述几种溶液中 c(H＋)从大到小的顺序是________(填序号)。
－
(2)在 25 ℃ 时，0.1 mol·L－1 硫酸溶液中 HSO 的电离度小于相同温度下 0.1 mol·L
－1硫酸氢钠溶液中 HSO
4
－
的电离度，其原因是____________________。4
(3)醋酸的电离平衡常数 Ka的表达式是_______________，则物质的量浓度为 c mol·L－1的醋酸的电离平衡
常数 Ka与电离度 α 的关系为 Ka＝____________(用含 c、α 的代数式表示)。
(4)在 25 ℃时，纯水密度约为 1 g/mL。纯水的电离度约为________________。
18．已知：25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示：
化学式 H2SO3 H2CO3 HClO
Ka1＝1.4×10－2 Ka1＝4.5×10－7
电离平衡常数 Ka1＝4.0×10－8
K ＝6.0×10－8 K ＝4.7×10－11a2 a2
回答下列问题：
(1)HClO 的电离方程式为 。
(2)上述三种酸分子的酸性由强到弱的顺序为 (用分子式填写)。
(3)向 H2SO ＋3 溶液中加入 Ba(OH)2 溶液时，溶液中 c(H ) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)，
c(SO2－3 ) 。
(4)用蒸馏水稀释 0.01 mol L－1 的 HClO 溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而减小的是 (填
序号)。
c(HClO) c(ClO－)
A． B．
c(H＋) c(HClO)
c(H＋) c(HClO)
C． D．
Ka(HClO) c(H＋) c(ClO－)
(5)将 SO2通入饱和 NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为 ；将 SO2通入 NaClO 溶液中，
发生反应的离子方程式为 。
(6)向 0.1 mol L－1的 HClO 溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时测得溶液中的 c(H＋)＝0.05 mol L
－1，则溶液中 c(ClO－)＝ mol L－1。
19．已知 25 ℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示，请回答下列问题：
物质 CH3COOH NH3 H2O H2CO3 H2SO3
K －71＝4.3×10 K1＝1.3×10－2
电离常数(K) 1.8×10－5 1.8×10－5
K2＝5.6×10－11 K －82＝6.3×10
(1)H2CO3的第二级电离平衡常数的表达式 K2＝ 。
(2)室温下，浓度均为 0.1 mol L－1醋酸和一水合氨溶液，它们的电离度 (填“相等”或“不相等”)。
(3)下列方法中，可以使 0.10 mol L－1 CH3COOH 溶液中 CH3COOH 电离程度增大的是 。
A．通入少量 NH3
B．加入少量冰醋酸
C．加入少量醋酸钠固体
D．加入少量水
(4)向 Na2CO3溶液中加入足量的 NaHSO3溶液，反应的离子方程式为 。
(5)现取 20 mL c(H＋)＝0.001 mol L－1 的 CH3COOH 溶液，加入 0.2 mol L－1 的氨水，测得溶液导电性变化
如图，则加入氨水前 CH3COOH 的电离度为 。3.1.2 弱电解质的电离平衡
（电离平衡常数和电离度）
基础知识清单
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂之积与溶液中未电离的分子的浓
度之比是一个常数，用符号 K 表示。
2．表示方法
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：
c(CH COO－3 ) c(H＋)
CH3COOH 电离常数的表达式：Ka＝ 。c(CH3COOH)
c(NH\o\al(＋, －4)) c(OH )
NH3 H2O 电离平衡常数的表达式：Kb＝ 。c(NH3 H2O)
②多元弱酸的电离常数：
c(H＋) c(HCO\o\al(－,3))
H2CO3 H＋＋HCO－3 Ka1＝ c(H2CO3)
c(H＋) c(CO\o\al(2－, ))
HCO－3 H＋＋CO32
3
－ Ka2＝ c(HCO\o\al(－,3))
多元弱酸各步电离常数的大小比较为 Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K 值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
4．影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本身性质所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随
温度升高而增大。
5．电离常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如 Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：
HF＞CH3COOH。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如 Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则 NaNO2＋
CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。
c(CH － ＋3COO ) c(H )
(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于 Ka(CH3COOH)＝ 不变，c(CH3COOH)
c(H＋) Ka
稀释后 c(CH3COO－)减小，则 ＝ 增大。c(CH3COOH) c(CH3COO－)
二、电离度
1．概念
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电
离的程度，简称为电离度，通常用符号 α 表示。
2．数学表达式
已电离的弱电解质浓度
α＝ ×100%
弱电解质的起始浓度
已电离的弱电解质分子数
或 α＝ ×100%。
弱电解质的起始分子数
已电离的弱电解质的物质的量
或 α＝ ×100%
弱电解质的初始物质的量
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。
(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。
4．影响因素
5.电离常数的相关计算(以弱酸 HX 为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/(mol L－1)) c0(HX) 0 0
平衡/(mol L－1)) c0(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(H＋) c(X－) c2(H＋)
则 K＝ ＝ 。
c(HX) c0(HX)－c(H＋)
(1)已知 c0(HX)和 c(H＋)，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：
c2(H＋)
c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则 K≈ ，代入数值求解即可。c0(HX)
(2)已知 c0(HX)和电离常数，求 c(H＋)，由于 K 值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H
＋)≈c0(HX)，则 c(H＋)≈ K c0(HX)，代入数值求解即可。
(3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈ Kb c0(MOH)。
6．计算电离度(以一元弱酸 HA 为例)
HA H＋ ＋ A－
起始： c 酸 0 0
平衡： c 酸·(1－α) c 酸·α c 酸·α
（c 酸·α）2 c 酸·α2 Ka
Ka＝ ＝ ，因为 α 很小，所以 1－α≈1，即 Ka＝c 酸·α2，所以 α＝ 。c 酸·（1－α） 1－α c 酸
课后分层练
1．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10 分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下
列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋
NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．Ka(HF)＝7.2×10－4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．三种酸的强弱顺序为 HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)[答案] B
[解析] 相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。根据题中反应可知
三种一元弱酸的酸性强弱顺序为 HF＞HNO2＞HCN，由此可判断：Ka(HF)＞Ka(HNO2)＞Ka(HCN)，其对
应数据依次为 Ka(HF)＝7.2×10－4、Ka(HNO2)＝4.6×10－4、Ka(HCN)＝4.9×10－10。
c（CH3COO－）·c（H＋）
2．已知在 25 ℃时，K＝ ＝1.8×10－5，其中 K 是该温度下 CH
c CH COOH 3
COOH 的电离平衡
（ 3 ）
常数。下列说法正确的是( )
A．向该溶液中加入一定量的硫酸，K 增大
B．升高温度，K 增大
C．向 CH3COOH 溶液中加入少量水，K 增大
D．向 CH3COOH 溶液中加入少量氢氧化钠溶液，K 增大
[答案] B
[解析] 电离常数与浓度无关，只受温度影响。
3．醋酸溶液中存在电离平衡：CH COOH H＋＋CH COO－3 3 ，下列叙述不正确的是( )
A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数 Ka增大
c(H＋)
B．0.10 mol L－1的 CH3COOH 溶液加水稀释，溶液中 将增大c(CH3COOH)
C．CH3COOH 溶液中加少量的 CH3COONa 固体，平衡逆向移动
D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的 c(H＋)、电离常数 Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
[答案] D
[解析] 醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，物质电离需吸收热量，升高温度，
c(H＋) c(CH3COO－)
电离平衡正向移动，电离常数 Ka＝ 增大，A 正确；0.10 mol L－1 的 CH3COOH 溶液加c(CH3COOH)
c(H＋) Ka
水稀释，电离常数K 不变，但c(H＋a )、c(CH3COO－)、c(CH3COOH)都减小，溶液中 ＝c(CH3COOH) c(CH3COO－)
将增大，B 正确；醋酸溶液中存在电离平衡：CH COOH H＋＋CH COO－3 3 ，向溶液中加入少量的
CH －3COONa 固体，c(CH3COO )增大，电离平衡逆向移动，C 正确；醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH
H＋＋CH3COO－，向该溶液中加入少量冰醋酸，溶液中 c(H＋)增大，温度不变，醋酸的电离平衡常数
Ka不变，D 错误。故选 D。
4．已知在 25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
HCOOH：Ka＝1.77×10－4，
HCN：Ka＝4.9×10－10，
H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，
则以下反应不能自发进行的是( )
A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN
B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN
C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
2－
D 2HCOOH CO ． ＋ ===2HCOO
－＋H2O＋CO2↑
3
[答案] B
[解析] 由于 Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有反应 B 不能自发进行。
5．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度和浓度
关系的是( )
A B
C D
[答案] B
[解析] 根据甲、乙的电离平衡常数得，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度
CH3COOH＜CH2ClCOOH，可以排除 A、C；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除 D 选项，故 B
项正确。
6．下列有关电离常数的说法不正确的是( )
A．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
B．电离常数大的酸中的 c(H＋)不一定比电离常数小的酸中的 c(H＋)大
C．电离常数不受溶液浓度的影响
c2(H＋) c(CO\o\al(2－,3))
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝ c(H2CO3)
[答案] D
c(H＋) c(HCO\o\al(－,3))
[解析] H2CO3 是二元弱酸，分步电离，有 Ka1 和 Ka2 两个电离常数，Ka1＝ ，K ＝c(H a22CO3)
c(H＋) c(CO\o\al(2－,3))
，故 D 错，选 D。
c(HCO\o\al(－,3))
7．已知下面三个数据：7.2×10－4，4.6×10－4，4.9×10－10 分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下
列反应可以发生：
NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、
NaCN＋HF===HCN＋NaF、
NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．从上面反应可知，酸越弱其酸根离子越易结合 H＋
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的酸性强弱顺序为 HNO2>HF>HCN
D．K(HCN)[答案] C
[解析] 根据较强的酸制备较弱的酸的原理判断，三种酸的酸性由强到弱顺序是 HF>HNO2>HCN，故选
C。
8．室温下，向 0.1 mol L－1的醋酸溶液中加水，在此稀释过程中，下列说法正确的是( )
A．CH3COOH 的电离程度增大，溶液的酸性增强
B．醋酸的电离平衡常数 Ka增大
c(CH3COOH)
C． 的值增大
c(CH3COO－)
D．溶液中所含的 H＋数目增多
[答案] D
[解析] 醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，但溶液中氢离子浓度减小，故 A 错误；电离平
c(CH3COOH) c(H＋)
衡常数是温度函数，温度不变，电离平衡常数不变，故 B 错误；由电离常数可知， ＝ ，
c(CH －3COO ) Ka
c(CH3COOH) c(H＋)
加水稀释过程中，电离常数不变、氢离子浓度减小，则 和 的值减小，故 C 错误；醋酸
c(CH3COO－) Ka
加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，溶液中所含氢离子的数目增多，故 D 正确。故选 D。
9．在 25 ℃时，0.1 mol·L－1的 HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为 4.6×10
－4、1.8×10－4、4.9×10－10、Ka1＝4.3×10－7和 Ka2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最大的是( )
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
[答案] A
[解析] 相同温度下，相同浓度的酸溶液中酸的电离平衡常数越大，则该酸的酸性越强，酸溶液中氢离子
浓度越大，H2CO3以第一步电离为主，根据电离平衡常数知，酸的酸性强弱顺序是
HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，所以氢离子浓度最大的酸是 HNO2，故选 A。
10．已知 H2CO3的 Ka1＝4.3×10－7，H2S 的 Ka1＝9.1×10－8，则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
c（CH3COO－）
C．常温下，加水稀释醋酸， 增大
c（H＋）
D．向弱酸溶液中加入少量 NaOH 溶液，电离平衡常数不变
[答案] C
[解析] A.电离平衡常数越大，该酸就越容易电离，溶液的酸性就越强。由于电离平衡常数 Ka1(H2CO3)＞
Ka1(H2S)，所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A 正确；
B．多元弱酸分步电离，存在电离平衡，以第一步电离为主，则多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，
B 正确；C.加水稀释，溶液中 c(H＋)、c(CH3COO－)都减小，在醋酸溶液中存在电离平衡，加水稀释，电
离平衡正向移动，使 c(H＋)、c(CH COO－3 )在减小的基础上又有所增加，但总的来说离子浓度还是减小，
c（CH3COO－）
由于二者减小倍数相同，故 不变，C 错误；D.弱酸的电离平衡常数与温度有关，与浓度无
c（H＋）
关，则向弱酸溶液中加少量 NaOH 溶液，电离常数不变，D 正确。]
11．已知 25 ℃时，测得浓度为 0.1 mol·L－1的 BOH 溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)写出 BOH 的电离方程式：_________________________。
(2)BOH 的电离度 α＝________。
(3)BOH 的电离平衡常数 Kb＝________。
[答案] (1)BOH B＋＋OH－ (2)1%
(3)1×10－5
[解析] 因 c(BOH) －1初始＝0.1 mol·L ，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度 α＝
1 × 10－3 mol·L－1
×100%＝1%，BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－，电离平衡时c(BOH)
0.1 mol·L－1
c（B＋）·c（OH－）
＝ 0.1 mol·L － 1 － 1×10 － 3 mol·L － 1≈0.1 mol·L － 1平 衡 ，则电离常数 Kb ＝ ＝c（BOH）
1 × 10－3 × （1 × 10－3）
＝1×10－5。
0.1
12．已知在室温时，0.1 mol·L－1某一元酸 HA 在水中有 0.1%发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的 c(H＋)＝________________________________。
(2)HA 的电离平衡常数 K＝________。
(3)升高温度时，K 将________(选填“增大”“减小”或“不变”)，pH 将________(选填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)由 HA 电离出的 c(H＋)约为水电离出的 c(H＋)的________倍。
[答案] (1)1×10－4 mol·L－1 (2)1×10－7
(3)增大 减小 (4)106
[解析] (1)HA 电离出的 c(H＋)＝0.1×0.1% mol·L－1＝1×10－4 mol·L－1。
c（H＋）·c（A－） 1 × 10－4 × 1 × 10－4
(2)电离平衡常数 K＝ ＝ ＝1×10－7。
c（HA） 0.1
(3)因为反应 HA H＋＋A－，电离过程是吸热的，所以升高温度，c(H＋)、c(A－)均增大，则 K 增大，而
pH 减小。
1 × 10－14
(4)c(H＋) ＝1×10－4HA mol·L－1。c(H＋)水＝c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－10mol·L－1，所以 c(H＋)HA∶c(H＋)1 × 10－4
＝(1×10－4)∶(1×10－10水 )＝106∶1。
1.下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
浓度/(mol L－1) 0.12 0.2 0.9 0.9 0.9
电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
电离常数 K1 K2 K3 K4 K5
A.在相同温度下，电离常数：K5>K4>K3
B．在相同温度下，从 HX 的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越小，电离程度越大，且 K1>K2>K3
c(H＋)
C．室温时，若在 HZ 溶液中加少量盐酸，则 的值不变
c(Z－)
D．表格中三种浓度的 HX 溶液中，从左至右 c(X－)逐渐减小
[答案] A
[解析] 在相同温度下，弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大，但电离常数不变，所以 K1＝K2＝K3，
B 不正确； 室温时，若在 HZ 溶液中加少量盐酸，则 HZ 溶液中 c(H＋)增大，HZ 的电离平衡逆向移动，
c(H＋)
c(Z－)减小，所以 的值增大，C 不正确； 表格中三种浓度的 HX 溶液中，从左至右 c(HX)逐渐增大，
c(Z－)
虽然电离度不断减小，但电离产生的离子浓度不断增大，所以从左至右 c(X－)逐渐增大，D 不正确。故选
A。
2.根据下表提供的数据可知，室温下在溶液中能大量共存的微粒组是( )
化学式 HCN H2CO3 CH3COOH
电离平 K1＝4.5×10－7
4.9×10－10 1.75×10－5
衡常数 K2＝4.7×10－11
A．HCN、HCO－3 、CN－、CO2－3
B．HCN、HCO－3 、CH COO－3 、CN－
C．H2CO3、HCO－3 、CH COO－、CN－3
D．HCO－3 、CH3COOH、CN－、CO2－3
[答案] B
[解析] 因为 K(HCN)＞K2(H2CO3)，所以 HCN 与 CO 2－3 能发生反应生成 CN－和 HCO－3 ，则 HCN 与 CO 2－3
不能大量共存，A 不符合题意； 因为 K(HCN)＜K1(H －2CO3)，所以 H2CO3与 CN 不能大量共存，C 不符合
题意；因为 K2(H2CO3)＜K(HCN)＜K1(H2CO3)＜K(CH3COOH)，所以 CH3COOH 与 HCO－3 、CN－、CO 2－3 都
不共存，D 不符合题意。故选 B。
3.已知室温时，0.1 mol L－1 某一元酸 HA 在水中有 0.2%发生电离，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液的酸性增强
B．该溶液的 c(H＋)是 2 ×10－4 mol L－1
C．此一元酸的电离平衡常数约为 1×10－7
D．向一元酸 HA 的溶液中，加水稀释，HA 的电离平衡向正反应方向移动，但 c(H＋)减小
[答案] C
[解析] 升高温度促进 HA 电离，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，故 A 正确；0.1 mol/L 某一元酸 HA
在水中有 0.2%发生电离，则 HA 是弱酸，溶液中 c(H＋)＝0.1 mol/L×0.2%＝2 ×10－4 mol/L，故 B 正确；室
c(H＋) c(A－) 2 × 10－4 × 2 × 10－4
温时，电离平衡常数 K＝ ＝ ≈4×10－7，故 C 错误；越稀越电离，加水稀释，
c(HA) 0.1 × (1－0.2%)
HA 的电离平衡向正反应方向移动，n(H＋)增大，由于溶液体积增大程度影响更大，c(H＋)减小，故 D 正确。
故选 C。
4.25 ℃时，有关物质的电离平衡常数如下表。下列有关说法中正确的是( )
弱酸 CH3COOH HCN H2CO3
Ka1＝4.4×10－7
电离常数 K ＝1.8×10－5 K ＝6.2×10－10a a
Ka2＝4.7×10－11
A．等浓度的 CH － －3COO 、HCO3 、CO2－3 、CN－中，结合质子能力最强的是 CN－
B．将少量 CO2通入 NaCN 溶液中，反应的离子方程式是 CO2＋H O＋2CN－2 ===2HCN＋CO2－3
c(CH3COO－)
C．向稀醋酸中加水稀释的过程中， 的值减小
c(CH3COOH)
D．0.2 mol L－1稀醋酸溶液中，c(CH COO－3 )≈1.9×10－3 mol L－1
[答案] D
[解析] 酸性越弱，其对应酸根结合氢离子的能力越强，所以等浓度的 CH COO－、HCO－、CO2－3 3 3 、CN－
中，结合质子能力最强的是 CO2－3 ，故 A 错误；因为酸性 HCN>HCO－3 ，根据强酸制弱酸原理，将少量 CO2
c(CH COO－3 )
通入 NaCN 溶液中，反应的离子方程式是 CO ＋H O＋CN－===HCN＋HCO－2 2 3 ，故 B 错误； ＝c(CH3COOH)
Ka(CH3COOH) Ka(CH3COOH)
，电离常数与温度有关，加水稀释时氢离子浓度减少，所以 增大，故 C 错误；
c(H＋) c(H＋)
根据醋酸电离平衡，设发生电离的醋酸的浓度为 x mol/L，列三段式：
CH3COOH CH －3COO ＋H＋
起始/(mol L－1) 0.2 0 0
变化/(mol L－1) x x x
平衡/(mol L－1) 0.2－x x x
c(CH COO－) c(H＋3 ) x2
即 Ka(CH3COOH)＝ ＝ ＝1.8×10－5，因其电离程度较小，可近似处理 0.2－x≈0.2，c(CH3COOH) 0.2－x
解得 x≈1.9×10－3 mol/L，即 c(CH3COO－)≈1.9×10－3 mol/L，故 D 正确。故选 D。
5．室温时，0.1 mol L－1某一元酸 HA 在水中的电离度为 2.2%，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液中的 c(A－)增大
B．加水稀释过程中，n(H＋)增大，故 c(H＋)也增大
C．室温时，向该溶液中滴加少量同浓度的 NaOH 溶液，该酸的电离常数 Ka不变
D．向该 HA 的溶液中，通 HCl 气体，溶液中 c(H＋)增大，HA 的电离平衡逆向移动
[答案] B
[解析] 电离吸热，升高温度，促进电离，溶液中的 c(A－)增大，A 正确；加水稀释过程中促进电离，n(H
＋)增大，但溶液体积增加的更多，所以 c(H＋)减小，B 错误；电离平衡常数与温度有关系，室温时，向该
溶液中滴加少量同浓度的 NaOH 溶液，促进电离，但该酸的电离常数 Ka不变，C 正确；盐酸是强酸，向
该 HA 的溶液中，通 HCl 气体，溶液中 c(H＋)增大，抑制电离，所以 HA 的电离平衡逆向移动，D 正确。
故选 B。
6．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，下列说法有误的是( )
A．“O”点导电能力为 0 的理由是在“O”点处醋酸未电离，无自由移动的离子
B．A、B、C 三点溶液 c(H＋)由大到小的顺序为 B＞A＞C
C．若使 C 点溶液中 c(CH3COO－)增大，溶液的 c(H＋)减小，可加入少量醋酸钠粉末
D．B 点导电能力最强说明 B 点离子物质的量最大
[答案] D
[解析] A.在 O 点时，冰醋酸中不存在自由移动的离子，所以不导电，故 A 正确；B.溶液中存在的离子
浓度越大，溶液的导电能力越大，A、B、C 三点，C 点溶液导电能力最小，所以 C 点时醋酸溶液中 H＋浓
度最小，B 点溶液导电能力最大，所以 B 点时醋酸溶液中 H＋浓度最大，因此三点溶液 c(H＋)由大到小的
顺序为 B＞A＞C，故 B 正确；C.加入少量醋酸钠粉末，溶液中 c(CH COO－3 )增大，CH3COOH CH3COO
－＋ H＋平衡逆向移动，c(H＋)减小，故 C 正确；D.B 点溶液导电能力最大，所以 B 点时醋酸溶液中 H＋浓
度最大，根据 n＝cV 可知离子物质的量不仅与浓度有关，还与溶液的体积有关，因此无法判断 B 点离子
物质的量是否为最大，故 D 错误。
＋
7 ．在一定温度下，弱碱(CH3NH2)在水溶液中的电离方程式为 CH3NH2＋H2O CH3NH ＋OH
－。下列
3
说法正确的是( )
c（CH3NH2）
A．电离平衡常数表达式 K＝ ＋
c（CH NH －3
3
）·c（OH ）
B．加入适量的 CH3NH2溶液，电离常数 K 增大
C．加水稀释，c(OH－)减小，Kw 不变
＋
D．升高温度，c(CH NH 3 )减小3
[答案] C
＋
c（CH NH －3
3
）·c（OH ）
[解析] A.该反应的电离平衡常数表达式为 K＝ ，故 A 项错误；B.电离常数 K 只
c（CH3NH2）
与温度有关，加入适量的 CH3NH2溶液，K 不变，故 B 项错误；C.加水稀释的过程中，CH3NH2＋H2O
＋
CH NH 3 ＋OH
－的平衡向右移动，但 c(OH－)减小，K 只与温度有关，温度不变，Kw 不变，故 C 项正确；
3
＋ ＋
D.电离是吸热过程，升高温度，CH3NH2＋H2O CH
－
3NH
3
＋OH 的平衡向右移动，c(CH3NH )增大，3
故 D 项错误。
8．已知电离平衡常数：H2CO3>HClO>HCO－3 ，氧化性：HClO>Cl2>Br2>Fe3＋>I2。下列有关离子反应或离
子方程式的叙述中，正确的是( )
A．常温下，无色溶液中，Fe3＋、Cl－、Ba2＋、Br－能大量共存
B．向含有 0.4 mol FeI2的溶液中通入 0.3 mol Cl2充分反应：4Fe2＋＋2I－＋3Cl2===4Fe3＋＋6Cl－＋I2
C．向 NaClO 溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－3
D．向 FeBr2溶液中滴加少量氯水，振荡，静置，溶液呈黄色是因为生成了 Br2
[答案] C
[解析] Fe3＋呈黄色，A 错误；依据还原性强弱，I－优先反应，其次才是 Fe2＋，溶液中 0.8 mol I－完全反应
需消耗 0.4 mol Cl2，而现在只通入 0.3 mol Cl ，所以 Fe2＋2 没有参与反应，离子反应方程式为 2I－＋Cl2===I2
＋2Cl－，B 错误；从题给信息可知，次氯酸的酸性强于 HCO－3 ，所以向 NaClO 溶液中通入少量二氧化碳
的离子方程式为 ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－3 ，注意不能生成 CO2－ －3 ，因为 HClO 能与 CO 23 继续反
应生成 HCO－3 ，C 正确；氯气先与 Fe2＋反应，再与 Br－反应，所以滴加少量氯水，并不会生成溴单质，而
是发生反应：2Fe2＋＋Cl ===2Fe3＋＋2Cl－2 ，D 错误。
9．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中相差不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋
酸中的电离平衡常数，根据下面表格中的数据判断以下说法中不正确的是( )
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
A．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
B．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式可表示为 H SO H＋2 4 ＋HSO－ － －4 ，HSO4 H＋＋SO24
C．在冰醋酸中，1 mol L－1 HClO4的电离度约为 0.4%
D．在冰醋酸中，H2SO4是这四种酸中酸性最强的酸
[答案] D
[解析] 由表格数据可知，四种酸在冰醋酸中的，电离常数不同，说明冰醋酸可以区分这四种酸的强弱，
故 A 正确；由表中数据可知，硫酸在冰醋酸中分步电离，电离方程式可表示为 H2SO H＋4 ＋HSO－4 ，
HSO－ H＋＋SO2－4 4 ，故 B 正确；由高氯酸在冰醋酸中的电离常数可知，溶液中的氢离子浓度约为
0.004 mol L－1
1.6 × 10－5 × 1 mol L－1＝0．004 mol L－1，则高氯酸的电离度约为 ×100%＝0.4%，故 C 正
1 mol L－1
确；电离平衡常数越大，酸在冰醋酸中的酸性越强，由表格数据可知，高氯酸的电离常数最大，酸性最
强，故 D 错误。故选 D。
10．25 ℃时，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
电离常数 K 9×10－8a 1×10－5 1×10－3
A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ
B．HZ 和 Y－不共存
C．25 ℃时，0.1 mol L－1的 HZ 溶液的 c(H＋)＝0.000 1 mol L－1
D．相同温度下，1 mol L－1 HX 溶液的电离程度大于 0.1 mol L－1 HX 溶液的电离程度
[答案] B
[解析] 由电离常数可知，这三种酸的强弱顺序是 HZ＞HY＞HX，故 A 错误；由于 HZ＞HY，所以 HZ
c(H＋) c(Z－)
与 Y－反应生成 HY，故 HZ 和 Y－不共存，故 B 正确；HZ 溶液 Ka＝ ＝1.0×10－3，由于 c(H＋)近c(HZ)
似等于 c(Z－)，0.1 mol L－1 的 HZ 溶液中 c(H＋)＝ Ka × c(HZ)＝ 1.0 × 10－3 × 0.1＝0.01 mol L－1，故 C 错
误；相同温度下，弱酸的浓度越小，电离程度越大，故 D 错误。故选 B。
11．将两份浓度均为 0.1 mol L－1 的氨水分别稀释 2 倍、温度升高 2 ℃，得到 P、Q 两份溶液，下列关于
P、Q 的比较正确的是( )
A．c(OH－)：P>Q
B．c(NH＋4 )：P>Q
C．NH3 H2O 的电离程度：P 中增大，Q 中减小
D．电离平衡常数 K：P[答案] D
[解析] 氨水电离，NH H O NH＋4 ＋OH－3 2 ΔH>0，加水稀释，电离程度增大，但 c(NH3 H2O)、c(NH
＋
4 )、c(OH－)因稀释而减小；温度升高，平衡正向移动，c(NH ＋ －3 H2O)减小，c(NH4 )、c(OH )增大。由分析
可知，两溶液中 c(NH＋4 )：P＜Q，B 错误；c(OH－)：P＜Q，A 错误；NH3 H2O 的电离程度：P、Q 中均增
大，C 错误；NH3 H2O 的电离是吸热反应，温度越高，电离平衡常数越大，故电离平衡常数 K：P＜Q，D
正确。故选 D。
12．25 ℃，醋酸溶液中 CH3COOH、CH3COO－的分布系数 δ 与 pH 的关系如图。其中，δ(CH3COO－)＝
c(CH3COO－)
。下列叙述错误的是( )
c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
A．曲线 2 代表 δ(CH COO－3 )
B．25 ℃，CH3COOH 的电离常数 K －4.74a＝10
c(H＋)
C．δ(CH3COOH)＝K ＋c(H＋a )
D．该关系图不适用于 CH3COOH、CH3COONa 混合溶液
[答案] D
c(CH3COO－)
[解析] 已知 δ(CH3COO－)＝ ，等式上下同除 c(CH3COO－)可得 δ(CH3COO－)＝c(CH －3COO )＋c(CH3COOH)
1 Ka Ka
＝ ，随着 pH 增大，氢离子浓度减小， 增大，即随着 pH 增大，δ(CH COO－)
1 c(H
＋) K ＋ ＋ 3
＋ a
＋c(H ) Ka＋c(H )
Ka
增大，则曲线 2 代表 δ(CH3COO－)，A 正确；pH＝4.74 时，c(H＋)＝10－4.74，此时
c(CH3COO－) c(H＋) c(H＋)
c(CH3COO － )＝c(CH3COOH)，Ka＝ ＝c(H ＋ )＝10 － 4.74，B 正确； ＝c(CH3COOH) K ＋a＋c(H )
c(H＋) c(CH3COOH)
－ ＋ ＝ ＝δ(CH COOH)，故 C 正确；根据选项 A 中推导c(CH3COO ) c(H ) c(H＋) c(CH3COO
－)＋c(CH3COOH)
3
c(CH3COOH)
＋
可知，δ(CH3COO－)与 pH 正相关，此关系图同样适用于醋酸和醋酸钠的混合溶液，D 错误。故选 D。
13．一元弱酸 HA(aq)中存在下列电离平衡：HA A－＋H＋。将 1.0 mol HA 分子加入 1.0 L 水中，如图
所示，表示溶液中 HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
A B
C D
[答案] C
[解析] A 项不正确，原因多种：(1)c(H＋) ≠c(A－) ，(2)c(A－) ＝1.0 mol·L－1平衡 平衡 平衡 ；B 项不正确，因为 c(A
－)平衡＝c(H＋)平衡＝1.2 mol·L－1>1.0 mol·L－1；D 项不正确，原因多种：(1)c(H＋)起始＝c(A－)起始＝1.0 mol·L－1，
(2)c(HA)起始＝0。
14．二甲胺[(CH3)2NH]可用作橡胶硫化促进剂，是一元弱碱，在水中的电离与氨相似，可与盐酸反应生成
(CH3)2NH2Cl。下列说法错误的是( )
A．二甲胺属于一元弱碱
B．往二甲胺溶液中加入 NaOH 固体会抑制二甲胺的电离(不考虑温度的变化)
c[(CH3)2NH＋2 ]
C．往其水溶液中再加入二甲胺， 减小
c[(CH3)2NH]
c[(CH ＋3)2NH2 ] c(OH－)
D．二甲胺的电离方程式为(CH ) NH＋H O (CH ＋ －3 2 2 3)2NH2 ＋OH 则其 Kb＝ c[(CH3)2NH] c(H2O)
[答案] D
[解析] 二甲胺[(CH3)2NH]是一元弱碱，A 正确；在二甲胺溶液中存在如下电离平衡：(CH3)2NH＋H2O
(CH3)2NH＋2 ＋OH－，加入 NaOH 固体后，平衡逆向移动，从而抑制二甲胺的电离，B 正确；根据电离常数
c[(CH ) NH＋2 ] c(OH－) c[(CH ＋3 2 3)2NH2 ] K c[(CH3)2NH＋2 ]
Kb＝ ，则 ＝ ，再加二甲胺，c(OH－)增大，则 减小，c[(CH3)2NH] c[(CH3)2NH] c(OH－) c[(CH3)2NH]
C 正确；在二甲胺溶液中存在如下电离平衡：(CH ＋ －3)2NH＋H2O (CH3)2NH2 ＋OH ，其电离常数表达
c[(CH3) ＋2NH2 c(OH－)]
式 Kb＝ ，D 错误。故选 D。c[(CH3)2NH]
15．相同温度下，三种酸在一定物质的量浓度下的电离度如表所示，下列说法正确的是( )
酸 HA HB HD
浓度/(mol L－1) 1 0.1 0.5 0.9 1
电离度/% 0.3 0.3 0.15 0.1 10
A．HD 是强酸
B．该温度下 Ka：HBC．在相同温度下，HA 酸浓度越大其电离度越小因而溶液酸性越弱
D．由表可知在相同温度下，弱酸 HB 浓度越小其电离平衡常数越大
[答案] B
[解析] 当浓度是 1 mol L－1 时，HD 的电离度为 10%，说明 HD 是弱酸，故 A 错误；分析可知相同浓度
的酸溶液电离度越小，酸性越弱，所以酸性：HB溶液浓度越大电离度越小，但浓度增大电离平衡正向移动，氢离子浓度大了，酸性增强，故 C 错误；相
同温度下，弱酸 HB 浓度与电离平衡常数无关，平衡常数只受温度影响，故 D 错误。故选 B。
16.现有 c(H＋)＝0.01 mol L－1 的 X、Y、Z 三种酸的溶液各 1 mL，分别加水稀释到 1 000 mL，其 pH 与溶
液体积(V)的变化关系如图所示，下列说法正确的是[已知：pH＝－lg c(H＋)，忽略水的电离]( )
A．X 是强酸，Y 和 Z 是弱酸
B．稀释前的浓度大小为 c(Y)>c(Z)>c(X)
C．稀释前电离程度大小为 Y>X>Z
D．稀释前 X、Y、Z 都是稀溶液
[答案] A
[解析] 由题图可知，三种酸的溶液稀释 1 000 倍后，X 中 c(H＋)变为 1×10－5mol L－1，则 X 为强酸，Y、
Z 的 c(H＋)均大于 1×10－5 mol L－1，则 Y、Z 为弱酸，A 项正确；c(H＋)相等时，强酸浓度小，弱酸浓度大，
故稀释前 c(X)最小，在稀释的初始阶段，Y 的 pH 增大，即溶液中 c(H＋)减小，符合稀溶液稀释规律，说
明 Y 是稀溶液，Z 的 pH 减小，即溶液中 c(H＋)增大，说明 Z 是浓度较大的酸，故 c(Z)>c(Y)>c(X)，B 项
错误；由 Z 在初始阶段的 pH 降低说明稀释前 Z 的电离程度最小，故稀释前电离程度为 X>Y>Z，C 项错
误；由 B 项分析可知 Z 为浓溶液，D 项错误。
17．电离度可表示电解质的相对强弱，电离度 α＝(已电离的电解质/原有电解质)×100%。已知在 25 ℃时
几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为 0.1 mol·L－1)如表所示：
编号 物质(微粒) 电离度 α
－ 2－
A 硫酸溶液( 第一步完全电离)：第二步 HSO SO ＋H＋ 10%
4 4
－ 2－
B 硫酸氢钠溶液：HSO SO
＋H＋ 29%
4 4
C 醋酸：CH3COOH CH －3COO ＋H＋ 1.33%
D 盐酸：HCl===H＋＋Cl－ 100%
(1)在 25 ℃ 时，上述几种溶液中 c(H＋)从大到小的顺序是________(填序号)。
－
(2)在 25 ℃ 时，0.1 mol·L－1 硫酸溶液中 HSO －1
4
的电离度小于相同温度下 0.1 mol·L 硫酸氢钠溶液中 HSO
－
4
的电离度，其原因是____________________。
(3)醋酸的电离平衡常数 Ka的表达式是_______________，则物质的量浓度为 c mol·L－1的醋酸的电离平衡
常数 Ka与电离度 α 的关系为 Ka＝____________(用含 c、α 的代数式表示)。
(4)在 25 ℃时，纯水密度约为 1 g/mL。纯水的电离度约为________________。
[答案] (1)ADBC (2)硫酸的第一步电离抑制了硫酸氢根离子的电离
c（CH －3COO ）·c（H＋） cα2
(3)
c（CH3COOH） 1－α
(4)1.8×10－7%
[解析] (1)硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，硫酸中 c(H＋)＝(0.1＋0.1×10%)mol/L＝0.11 mol/L；硫
酸氢钠溶液中，c(H＋)＝(0.1×29%)mol/L＝0.029 mol/L；醋酸溶液中，c(H＋)＝(0.1×1.33%)mol/L＝0.00 133
mol/L；盐酸溶液中，c(H＋)＝0.1 mol/L；所以 c(H＋)由大到小的顺序是 ADBC；答案为 ADBC。
－
(2) 硫酸溶液中，硫酸第一步完全电离出氢离子，即 H2SO4===H＋＋HSO ，第二步部分电离出氢离子，即4
－ 2－
HSO ＋ SO ＋H ，第一步电离出的氢离子使第二步的电离平衡向左移动，即抑制了第二步的电离，4 4
－ 2－
而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子只有一步电离，即 HSO ＋ SO ＋H ，所以 0.1 mol/L H2SO4中的 HSO4 4
－ －
0.1 mol/L NaHSO HSO 的电离度小于 4中 的电离度。4 4
c（CH COO－）·c（H＋3 ）
(3)醋酸在溶液中存在电离平衡 CH3COOH CH － ＋3COO ＋H ，则 Ka＝ ；醋酸c（CH3COOH）
溶液中 c(H＋)＝c(CH3COO－)＝cα，则由
CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始浓度/(mol/L) c 0 0
变化浓度/(mol/L) cα cα cα
平衡浓度/(mol/L) c－cα cα cα
c（CH3COO－）·c（H＋） cα × cα cα2
可知，Ka＝ ＝ ＝ 。
c（CH3COOH） c－cα 1－α
1 g
(4)在 25 ℃时，纯水密度约为 1 g/mL，设水的质量为 1 g 18 g/mol，体积为 1 mL，c(H2O)＝ ≈55.6 mol/L，1 × 10－3 L
在 25 ℃时 Kw＝1×10－14，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol/L，即已电离的水为 1×10－7mol/L，由电离度 α＝
已电离的电解质 1 × 10－7 mol/L
×100%＝ ×100%＝1.8×10－7%。
原有电解质 55.6 mol/L
18．已知：25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示：
化学式 H2SO3 H2CO3 HClO
K ＝1.4×10－2 K ＝4.5×10－7a1 a1
电离平衡常数 Ka1＝4.0×10－8
K ＝6.0×10－8 K ＝4.7×10－11a2 a2
回答下列问题：
(1)HClO 的电离方程式为 。
(2)上述三种酸分子的酸性由强到弱的顺序为 (用分子式填写)。
(3)向 H2SO3 溶液中加入 Ba(OH)2 溶液时，溶液中 c(H＋) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)，
c(SO2－3 ) 。
(4)用蒸馏水稀释 0.01 mol L－1 的 HClO 溶液，下列各式表示的数值随水量的增加而减小的是 (填
序号)。
c(HClO) c(ClO－)
A． B．
c(H＋) c(HClO)
c(H＋) c(HClO)
C． D．
Ka(HClO) c(H＋) c(ClO－)
(5)将 SO2通入饱和 NaHCO3溶液，发生反应的离子方程式为 ；将 SO2通入 NaClO 溶液中，
发生反应的离子方程式为 。
(6)向 0.1 mol L－1的 HClO 溶液中滴加等体积的一定浓度的稀硫酸，此时测得溶液中的 c(H＋)＝0.05 mol L
－1，则溶液中 c(ClO－)＝ mol L－1。
[答案] (1)HClO H＋＋ClO－
(2) H2SO3>H2CO3>HClO
(3) 减小 减小
(4) AC
(5) SO ＋HCO－2 3 ===CO2＋HSO－3 SO ＋ClO－＋H O===SO2－4 ＋Cl－＋2H＋(或 SO ＋3ClO－2 2 2 ＋H2O===Cl
－＋SO2－4 ＋2HClO)。
(6) 4.0×10－8
[解析] (1)HClO 属于一元弱酸，不完全电离，其电离方程式为 HClO H＋＋ClO－。(2)电离常数大的
弱酸，酸性强，以上三种酸分子的酸性强弱顺序为 H2SO3>H2CO3>HClO。(3)向 H2SO3溶液中加入 Ba(OH)2
溶液时，发生反应 H2SO3＋Ba(OH)2===BaSO3↓＋2H2O，所以溶液中氢离子浓度和 c(SO2－3 )均减小。(4)稀
释时，电离平衡 HClO H＋＋ClO－向右移动，溶液中 HClO、H＋、ClO－浓度减小，H＋、ClO－数目增
c(HClO) n(HClO) c(ClO－) n(ClO－)
大。 ＝ ，其中 n(H＋)增大，n(HClO)减小，比值减小，故 A 正确； ＝ ，其
c(H＋) n(H＋) c(HClO) n(HClO)
c(H＋)
中 n(HClO)减小，n(ClO－)增大，比值增大，故 B 错误； 中，c(H＋)减小，Ka(HClO)只与温度有关，Ka(HClO)
c(HClO) 1
不变，比值减小，故 C 正确； ＝ ，其中 Ka(HClO)只与温度有关，比值不变，故 Dc(H＋) c(ClO－) Ka(HClO)
错误。故选 AC。(5)根据表中数据，酸性 H2SO3>H2CO3>HSO－3 >HClO>HCO－3 ，所以将 SO2通入饱和 NaHCO3
溶液，发生反应的离子方程式为 SO2＋HCO－3 ===CO2＋HSO－3 ；将 SO2通入 NaClO 溶液中，发生氧化还原
反应，反应的离子方程式为 SO ＋ClO－＋H O===SO2－2 2 4 ＋Cl－＋2H＋或 SO2＋3ClO－＋H2O===2HClO＋SO2－4
c(ClO－)c(H＋)
＋Cl－。(6)根据电离平衡 HClO H＋＋ClO－，平衡常数 K(HClO)＝ ，其中 c(H＋)＝0.05 mol L
c(HClO)
－1、c(HClO)＝0.05 mol L－1，K(HClO)＝4.0×10－8，解得 c(ClO－)＝4.0×10－8 mol L－1。
19．已知 25 ℃时部分弱电解质的电离平衡常数如表所示，请回答下列问题：
物质 CH3COOH NH3 H2O H2CO3 H2SO3
K ＝4.3×10－7 K －21 1＝1.3×10
电离常数(K) 1.8×10－5 1.8×10－5
K ＝5.6×10－112 K2＝6.3×10－8
(1)H2CO3的第二级电离平衡常数的表达式 K2＝ 。
(2)室温下，浓度均为 0.1 mol L－1醋酸和一水合氨溶液，它们的电离度 (填“相等”或“不相等”)。
(3)下列方法中，可以使 0.10 mol L－1 CH3COOH 溶液中 CH3COOH 电离程度增大的是 。
A．通入少量 NH3
B．加入少量冰醋酸
C．加入少量醋酸钠固体
D．加入少量水
(4)向 Na2CO3溶液中加入足量的 NaHSO3溶液，反应的离子方程式为 。
(5)现取 20 mL c(H＋)＝0.001 mol L－1 的 CH3COOH 溶液，加入 0.2 mol L－1 的氨水，测得溶液导电性变化
如图，则加入氨水前 CH3COOH 的电离度为 。
c(H＋)c(CO\o\al(2－,3))
[答案] (1)
c(HCO\o\al(－,3))
(2) 相等
(3) AD
(4) HSO－3 ＋CO2－===HCO－3 3 ＋SO2－3
(5) 1%
[ 解 析 ] (1)H － ＋2CO3 的 二 级 电 离 方 程 式 为 HCO3 H ＋ CO2－3 ， 平 衡 常 数 表 达 式 为 K2 ＝
c(H＋) c(CO\o\al(2－,3))
。(2)由于醋酸和一水合氨的电离常数相等，所以等浓度的醋酸和一水合氨的电离度
c(HCO\o\al(－,3))
相等。(3)醋酸电离方程式为 CH －3COOH CH3COO ＋H＋，通入少量氨气，消耗氢离子，平衡正向移
动，CH3COOH 电离程度增大，A 正确；加入少量冰醋酸，CH3COOH 的浓度增大，CH3COOH 电离程度
减小，B 错误；加入少量醋酸钠固体，醋酸根离子浓度增大，平衡逆向移动，CH3COOH 电离程度减小，
C 错误；加少量水稀释，促进电离，CH3COOH 电离程度增大，D 正确。故选 AD。(4)根据表格数据可知，
HSO －3 的电离常数为 K2＝6.3×10－8，与 H2CO3 的两个电离常数 K －7 －111＝4.3×10 、K2＝5.6×10 相比，介于
两者之间，故酸性 H CO >HSO－>HCO－2 3 3 3 ，故向 Na2CO3溶液中加入足量的 NaHSO3溶液，反应的离子方程
式为 HSO－3 ＋CO2－3 ===HCO－3 ＋SO2－3 。 (5)CH3COOH 与 NH3 H2O 反应的化学方程式为 CH3COOH＋
NH3 H2O===CH3COONH4＋H2O，根据表格可知，当加入氨水的体积为 10 mL 时，溶液的导电能力最强，
此时溶质为 CH3COONH4，即 CH3COOH 与 NH3 H2O 恰好完全反应，设 CH3COOH 的浓度为 c mol L－1，
可列出关系式：20×10－3×c＝10×10－3×0.2，解得 c＝0.1，此时溶液的 c(H＋)＝0.001 mol L－1，醋酸的电离
0.001 mol L－1
度为 ×100%＝1%。
0.1 mol L－1
