苏教版高中化学选择性必修1化学反应原理专题3第一单元基础课时16弱电解质的电离平衡学案
文档属性
| 名称 | 苏教版高中化学选择性必修1化学反应原理专题3第一单元基础课时16弱电解质的电离平衡学案 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 705.3KB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-04-09 19:01:38 | ||
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文档简介
基础课时16 弱电解质的电离平衡
学习任务 1．通过了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动，培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。 2．通过分析、推理等方法认识电离平衡常数、电离度的意义，建立电离平衡常数的表达式书写、计算和“强酸制弱酸”的思维模型，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
一、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质电离平衡的建立
(1)弱电解质电离过程中离子生成和结合成分子的速率随时间的变化(如图所示)。
(2)电离平衡概念。
在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离达到最大限度时，电离过程并未停止。此时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中弱电解质分子和离子的浓度都不再发生变化，弱电解质的电离达到了电离平衡状态。
(3)电离平衡的特征。
(4)影响电离平衡的因素。
①内因：由电解质本身的性质决定。电解质越弱，其电离程度越小。
②外因：
a．温度：升温时，电离平衡向电离方向移动。
b．浓度：降低浓度(加水)，电离平衡向电离方向移动。
c．加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向离子结合成分子的方向移动。
2．电离方程式的书写
(1)定义：表示电解质电离过程的式子。
(2)表示方法：
①强电解质的电离方程式用“===”连接；弱电解质的电离方程式用“ ”连接。CH3COOH、NH3·H2O的电离方程式分别为CH3COOH CH3COO－＋H＋、＋OH－。
②多元弱酸分步电离、分步书写，以第一步电离为主，如H2CO3的电离方程式为＋H＋、＋H＋。
③多元弱碱分步电离、一步书写，如 Fe3+＋3OH－。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。 (×)
(2)25 ℃时，0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释，各离子浓度均减小。 (×)
(3)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大。 (×)
(4)H2S的电离方程式为H2S 2H＋＋S2-。 (×)
(5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为。 (×)
(6)BaSO4溶于水，导电性很弱，故电离方程式为。 (×)
二、电离平衡常数
1．概念
在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
2．电离平衡常数的表示方法
AB A＋＋B－ K＝
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。
例如，CH3COOH CH3COO－＋H＋
Ka＝；
＋OH－
Kb＝。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。
多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
Ka1＝；
Ka2＝。
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．电离常数的影响因素
(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。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。 (×)
(2)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定正向移动。 (√)
(3)相同条件下，可根据电离平衡常数的大小，比较弱电解质的相对强弱。 (√)
(4)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。 (×)
三、电离度
1．定义
与化学平衡的转化率类似，电离达到平衡时，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，简称电离度，用符号α表示。一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；反之，电离度越大。
2．弱电解质的电离度可表示为
α＝×100%
或α＝ ×100%
或α＝ ×100%
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。
乙酰水杨酸(俗称阿司匹林)是一种一元弱酸(用HA表示)。在一定温度下，0.10 mol·L-1乙酰水杨酸水溶液中，乙酰水杨酸的电离度为5.7%，求该酸的电离平衡常数。
解：乙酰水杨酸的电离方程式为HA H＋＋A－。
在0.10 mol·L-1该酸的水溶液中，达到电离平衡状态时：c(H＋)＝c(A－)＝c起始(HA)·α＝0.10 mol·L-1×5.7%＝5.7×10-3 mol·L-1，
c平衡(HA)＝c起始(HA)·(1－α)＝0.10 mol·L-1×(1－5.7%)＝，则：Ka＝＝≈3.4×10-4。
弱电解质的电离平衡
弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又会结合成分子，因此，弱电解质的电离过程是可逆的。例如，CH3COOH、NH3·H2O的电离方程式可分别表示为CH3COOH CH3COO－＋H＋、＋OH－。在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐减小；同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐增大。经过一段时间后，两者的速率相等，达到电离平衡状态。与其他化学平衡一样，当浓度、温度等条件改变时，电离平衡会发生移动。对于同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，离子间结合成分子的机会越少，电离程度越大。当弱电解质分子电离时，一般需要吸收热量，所以升高温度，电离平衡向电离的方向移动，从而使弱电解质的电离程度增大。因此，在谈到弱电解质的电离程度时，应当指出该弱电解质溶液中溶质的浓度和温度。如不注明温度，通常指25 ℃。
[问题1] 弱电解质达到电离平衡后，还会继续电离吗？
提示：一定条件下，弱电解质达到电离平衡后，还会继续电离，只是电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。
[问题2] 电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子浓度一定增大吗？
提示：都不一定。如对于CH3COOH CH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
[问题3] 冰醋酸加水稀释过程中c(H＋)是如何变化的？
提示：在向冰醋酸中加水之前，醋酸分子尚未电离，c(H＋)＝0。在加水稀释之后，随着水的逐渐加入醋酸开始电离，电离平衡逐渐向生成CH3COO－和H＋的方向移动。在此过程中V(溶液)和n(H＋)都逐渐增大。c(H＋)从0开始增加。随着水的加入，虽然促进CH3COOH的电离，但由于V(溶液)的增加，c(H＋)呈减小趋势。
如图所示：
[问题4] NaHSO4的电离方程式为，有的同学类比NaHSO4写出NaHCO3的电离方程式：，这种写法正确吗？
提示：不正确。NaHSO4属于强酸的酸式盐，在水中完全电离，但NaHCO3是弱酸的酸式盐，不能完全电离，因此应写成。
1．电离方程式的书写
类型 电离方程 式的特点 典型例子
强电解质 完全电离，电离方程式写“===” === NaOH===Na＋＋OH－ NaHSO4===Na＋＋
弱电解质 一元弱酸或弱碱 不完全电离，电离方程式写“ ” CH3COOH CH3COO－＋H＋ ＋OH－
多元弱酸 分步电离，以第一步为主，电离方程式写“ ” (主)、(次)
多元弱碱 用一步电离表示，且电离方程式写“ ” Cu(OH)2 Cu2+＋2OH－
2．外界条件对电离平衡的影响
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
影响因素 电离程度 原因
本身性质 电解质本身性质决定电解质的电离程度 结构决定性质
反应条件 温度(升温) 增大 电离过程是吸热的
浓度(减小) 增大 浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小
外加电解质 同离子效应 减小 离子(产物)浓度增大，平衡左移
消耗弱电解质电离出的离子 增大 离子(产物)浓度减小，平衡右移
3．以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液为例：CH3COOH CH3COO－＋H＋(正向吸热)
实例(稀溶液) CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0
条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力
升高温度 向右移动 增大 增大 增大 增强
加H2O 向右移动 减小 增大 增大 减弱
通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强
加少量NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强
加少量CH3COONa (s) 向左移动 减小 减小 减小 增强
加少量CH3COOH 向右移动 增大 增大 减小 增强
1．按照要求书写下列物质的电离方程式：
(1)Na2CO3溶于水__________________________________________________。
(2)NaHSO4溶于水_________________________________________________。
(3)BaCO3溶于水___________________________________________________。
(4)Ca(OH)2溶于水_________________________________________________。
[答案]
(4)Ca(OH)2===Ca2+＋2OH－
2．现有0.1 mol·L-1氨水10 mL，加蒸馏水稀释到1 L后，下列变化中，正确的是( )
①电离程度增大 ②c(NH3·H2O)增大 ③数目增多 ④c(OH－)增大 ⑤溶液的导电性增强 ⑥增大
A．①②③ B．①③⑤
C．①③⑥ D．②④⑥
C [氨水中的溶质属于弱电解质，存在电离平衡：＋OH－，加水稀释，平衡正向移动，电离程度增大，和OH－的物质的量增多，但c(NH3·H2O)、c(OH－)均减小，溶液的导电性减弱，故①③正确，②④⑤错误；由于＝，加水稀释后，增大，n(NH3·H2O)减小，故增大，⑥正确。]
电离平衡常数及其应用
如图，向盛有2 mL 1 mol·L-1醋酸溶液的试管中滴加Na2CO3溶液。观察现象，你能否推测 CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
[问题1] 结合以上实验，思考以下问题：
(1)试管中有什么现象？可以得出什么结论？
(2)写出CH3COOH与H2CO3的电离方程式、平衡常数表达式，并比较平衡常数的大小。
(3)电离平衡常数大小与酸性强弱有什么关系？
提示：(1)现象：试管中有大量气泡冒出；结论：酸性强弱关系：醋酸>碳酸。
(2)CH3COOH CH3COO－＋H＋，Ka＝；(主)，Ka1＝；(次)，Ka2＝；Ka>Ka1>Ka2。
(3)一般来说，酸性越强，电离平衡常数越大；对于多元弱酸，其电离平衡常数：Ka1 Ka2。
[问题2] 在一定温度下，已知a mol·L-1的一元弱酸HA溶液中，电离度为α，电离平衡常数为K，试推导a、α、K三者关系。
提示：K＝。
HA H＋＋A－
平衡浓度/(mol·L-1) a－aα aα aα
K＝＝。
[问题3] 已知： Ka1＝4.3×10-7； Ka2＝5.6×10-11；HClO H＋＋ClO－ Ka＝3.0×10-8。根据上述电离常数分析，试判断下列化学方程式是否正确。
(1)Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2＋2HClO ( )
(2)Ca(ClO)2===＋2HClO ( )
(3)NaClO＋H2O＋CO2===NaHCO3＋HClO ( )
(4)2NaClO＋H2O＋CO2===Na2CO3＋2HClO ( )
提示：(1)√ (2)√ (3)√ (4)×
1．有关电离平衡常数的注意事项
(1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K越大，电离程度越大。
(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K增大。
(4)多元弱酸各级电离常数：Ka1 Ka2 Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka越大，相应酸的酸性越强。
2．电离平衡常数的相关计算
解题模式：“三段式”，利用始态、变化、终态的浓度进行求解，如
CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋
始态： a mol·L-1 0 0
变化： x mol·L-1 x mol·L-1 x mol·L-1
终态： (a－x)mol·L-1 x mol·L-1 x mol·L-1
Ka(CH3COOH)＝＝。
3．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＝c酸·α2，
所以α＝。
【特别提醒】 有关电离平衡常数计算的常用方法
依照化学平衡计算中“三段式”法，通过起始浓度、转化浓度、平衡浓度，结合Ka(Kb)、α等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。由＝α、＝Ka可推出c(H＋)的常用计算公式：c(H＋)＝cα，c(H＋)≈，α与Ka的关系为α＝。同样，对于一元弱碱来说，c(OH－)＝cα≈。
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)B [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。]
2．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＝________。
[解析] 因c初始(BOH)＝0.1 mol·L-1，c电离(BOH)＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10-3mol·L-1，则电离度α＝ ×100%＝1%，BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－，电离平衡时c平衡(BOH)＝0.1 mol·L-1－1×10-3 mol·L-1≈0.1 mol·L-1，则电离常数Kb＝＝＝1×10-5。
[答案] (1) BOH B＋＋OH－ (2)1% (3)1×10-5
1．下列有关“电离平衡”的叙述正确的是( )
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡可能会发生移动
D．弱电解质在溶液中存在电离平衡，强电解质的溶液中一定不存在电离平衡
C [A项，达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度均不变，但未必相等；B项，达到电离平衡时，分子仍然要电离为离子，离子也要结合为分子，只是二者速率相等，即电离平衡是动态平衡；D项，强电解质的溶液中存在水的电离平衡。]
2．已知在25 ℃时，K＝＝1.8×10-5，其中K是该温度下CH3COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是( )
A．向该溶液中加入一定量的稀硫酸，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
B [电离常数与浓度无关，只受温度影响。]
3．稀氨水中存在着下列平衡：＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应采取的措施是( )
①加入少量NH4Cl固体 ②加入少量稀硫酸
③加入少量NaOH固体 ④加入少量水 ⑤加热 ⑥加入少量固体
A．①②③⑤ B．③
C．③④⑥ D．③⑤
B [①若在氨水中加入NH4Cl固体，)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，错误；②硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，错误；③当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，符合题意，正确；④若在氨水中加水稀释，平衡向正反应方向移动，且 c(OH－)减小，错误；⑤电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，错误；⑥加入少量MgSO4固体，发生反应Mg2+＋2OH－===Mg(OH)2↓，使平衡向正反应方向移动，且溶液中c(OH－)减小，错误。]
4．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________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，pH将________。
[解析] (1)HA电离出的c(H＋)＝0.1 mol·L-1×0.1%＝1×10-4 mol·L-1。
(2)电离平衡常数K＝≈＝1×10-7。
(3)因为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。
[答案] (1)1×10-4 mol·L-1 (2)1×10-7
(3)增大 减小
基础课时固基练(16) 弱电解质的电离平衡
1．下列说法正确的是( )
A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、和OH－的浓度相等
D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱
D [该题考查了电离平衡的判断及其特点。溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明电离达到平衡状态，A错误；根据CH3COOH CH3COO－＋H＋知即使CH3COOH未达电离平衡状态，CH3COO－和H＋的浓度也相等，B错误；NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，NH3·H2O的电离程度是很小的，绝大多数以NH3·H2O的形式存在，C错误；H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减弱，D正确。]
2．下列各项中电解质的电离方程式中正确的是( )
A．NaHCO3 的水溶液：
B．熔融状态的NaHSO4：
C．HF的水溶液：HF===H＋＋F－
D．H2S 的水溶液：H2S 2H＋＋S2-
B 是弱酸的酸式根，不能拆开写，应是，故A项错误；熔融状态下不能电离，故B项正确；HF属于弱酸，应是部分电离，电离方程式：HF H＋＋F－，故C项错误；H2S属于二元弱酸，应分步电离，电离方程式：H2S H＋＋HS－、HS－ H＋＋S2-，故D项错误。]
3．在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCN H＋＋CN－，下列叙述不正确的是( )
A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
B．加水，平衡正向移动
C．滴加少量0.1 mol·L-1的HCl溶液，溶液中c(H＋)增大
D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动
D [加入少量NaOH固体，OH－与HCN电离产生的H＋反应，平衡正向移动，A项正确；加水，平衡正向移动，B项正确；滴加少量0.1 mol·L-1的HCl溶液，c(H＋)增大，C项正确；加入少量NaCN固体，c(CN－)增大，平衡逆向移动，D项错误。]
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．
===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
B [由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有B项反应不能自发进行。]
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
B [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．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
A [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。]
7．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．常温下，加水稀释醋酸，的值增大
D．向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
C [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(CH3COO－)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，由于二者减小倍数相同，故的值不变，C错误；D.弱酸的电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，则向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变，D正确。]
8．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
D [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(CH3COO－)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。]
9．在一定温度下，弱碱(CH3NH2)在水溶液中的电离方程式为＋OH－。下列说法正确的是( )
A．电离平衡常数表达式K＝
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，减小
C [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，＋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；D.电离是吸热过程，升高温度，＋OH－的平衡向右移动，增大，故D项错误。]
10．一元弱酸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
C [A项不正确，原因多种：(1)c(H＋)平衡≠c(A－)平衡，(2)c(A－)平衡＝1.0 mol·L-1；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。]
11．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：
物质(微粒) 电离度α
A 硫酸溶液(第一步完全电离)：第二步＋H＋ 10%
B 硫酸氢钠溶液：＋H＋ 29%
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________(填字母)。
(2)在25 ℃ 时，0.1 mol·L-1硫酸溶液中的电离度小于相同温度下0.1 mol·L-1硫酸氢钠溶液中的电离度，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________________。
[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。
(2)硫酸溶液中，硫酸第一步完全电离出氢离子，即，第二步部分电离出氢离子，即＋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，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子只有一步电离，即＋H＋，所以0.1 mol/L H2SO4中的的电离度小于0.1 mol/L NaHSO4中的电离度。
(3) 醋酸在溶液中存在电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋，则Ka＝；醋酸溶液中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
可知，Ka＝＝＝。
(4)在25 ℃时，纯水密度约为1 g/mL，设水的质量为1 g，体积为1 mL，c(H2O)＝≈55.6 mol/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＝×100%＝×100%＝1.8×10-7%。
[答案] (1)ADBC (2)硫酸的第一步电离产生的氢离子抑制了硫酸氢根离子的电离
(3) (4)1.8×10-7%
学习任务 1．通过了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动，培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。 2．通过分析、推理等方法认识电离平衡常数、电离度的意义，建立电离平衡常数的表达式书写、计算和“强酸制弱酸”的思维模型，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
一、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质电离平衡的建立
(1)弱电解质电离过程中离子生成和结合成分子的速率随时间的变化(如图所示)。
(2)电离平衡概念。
在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离达到最大限度时，电离过程并未停止。此时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中弱电解质分子和离子的浓度都不再发生变化，弱电解质的电离达到了电离平衡状态。
(3)电离平衡的特征。
(4)影响电离平衡的因素。
①内因：由电解质本身的性质决定。电解质越弱，其电离程度越小。
②外因：
a．温度：升温时，电离平衡向电离方向移动。
b．浓度：降低浓度(加水)，电离平衡向电离方向移动。
c．加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向离子结合成分子的方向移动。
2．电离方程式的书写
(1)定义：表示电解质电离过程的式子。
(2)表示方法：
①强电解质的电离方程式用“===”连接；弱电解质的电离方程式用“ ”连接。CH3COOH、NH3·H2O的电离方程式分别为CH3COOH CH3COO－＋H＋、＋OH－。
②多元弱酸分步电离、分步书写，以第一步电离为主，如H2CO3的电离方程式为＋H＋、＋H＋。
③多元弱碱分步电离、一步书写，如 Fe3+＋3OH－。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。 (×)
(2)25 ℃时，0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释，各离子浓度均减小。 (×)
(3)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大。 (×)
(4)H2S的电离方程式为H2S 2H＋＋S2-。 (×)
(5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为。 (×)
(6)BaSO4溶于水，导电性很弱，故电离方程式为。 (×)
二、电离平衡常数
1．概念
在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
2．电离平衡常数的表示方法
AB A＋＋B－ K＝
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。
例如，CH3COOH CH3COO－＋H＋
Ka＝；
＋OH－
Kb＝。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。
多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
Ka1＝；
Ka2＝。
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．电离常数的影响因素
(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。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。 (×)
(2)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定正向移动。 (√)
(3)相同条件下，可根据电离平衡常数的大小，比较弱电解质的相对强弱。 (√)
(4)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。 (×)
三、电离度
1．定义
与化学平衡的转化率类似，电离达到平衡时，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，简称电离度，用符号α表示。一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；反之，电离度越大。
2．弱电解质的电离度可表示为
α＝×100%
或α＝ ×100%
或α＝ ×100%
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。
乙酰水杨酸(俗称阿司匹林)是一种一元弱酸(用HA表示)。在一定温度下，0.10 mol·L-1乙酰水杨酸水溶液中，乙酰水杨酸的电离度为5.7%，求该酸的电离平衡常数。
解：乙酰水杨酸的电离方程式为HA H＋＋A－。
在0.10 mol·L-1该酸的水溶液中，达到电离平衡状态时：c(H＋)＝c(A－)＝c起始(HA)·α＝0.10 mol·L-1×5.7%＝5.7×10-3 mol·L-1，
c平衡(HA)＝c起始(HA)·(1－α)＝0.10 mol·L-1×(1－5.7%)＝，则：Ka＝＝≈3.4×10-4。
弱电解质的电离平衡
弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又会结合成分子，因此，弱电解质的电离过程是可逆的。例如，CH3COOH、NH3·H2O的电离方程式可分别表示为CH3COOH CH3COO－＋H＋、＋OH－。在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐减小；同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐增大。经过一段时间后，两者的速率相等，达到电离平衡状态。与其他化学平衡一样，当浓度、温度等条件改变时，电离平衡会发生移动。对于同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，离子间结合成分子的机会越少，电离程度越大。当弱电解质分子电离时，一般需要吸收热量，所以升高温度，电离平衡向电离的方向移动，从而使弱电解质的电离程度增大。因此，在谈到弱电解质的电离程度时，应当指出该弱电解质溶液中溶质的浓度和温度。如不注明温度，通常指25 ℃。
[问题1] 弱电解质达到电离平衡后，还会继续电离吗？
提示：一定条件下，弱电解质达到电离平衡后，还会继续电离，只是电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。
[问题2] 电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子浓度一定增大吗？
提示：都不一定。如对于CH3COOH CH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
[问题3] 冰醋酸加水稀释过程中c(H＋)是如何变化的？
提示：在向冰醋酸中加水之前，醋酸分子尚未电离，c(H＋)＝0。在加水稀释之后，随着水的逐渐加入醋酸开始电离，电离平衡逐渐向生成CH3COO－和H＋的方向移动。在此过程中V(溶液)和n(H＋)都逐渐增大。c(H＋)从0开始增加。随着水的加入，虽然促进CH3COOH的电离，但由于V(溶液)的增加，c(H＋)呈减小趋势。
如图所示：
[问题4] NaHSO4的电离方程式为，有的同学类比NaHSO4写出NaHCO3的电离方程式：，这种写法正确吗？
提示：不正确。NaHSO4属于强酸的酸式盐，在水中完全电离，但NaHCO3是弱酸的酸式盐，不能完全电离，因此应写成。
1．电离方程式的书写
类型 电离方程 式的特点 典型例子
强电解质 完全电离，电离方程式写“===” === NaOH===Na＋＋OH－ NaHSO4===Na＋＋
弱电解质 一元弱酸或弱碱 不完全电离，电离方程式写“ ” CH3COOH CH3COO－＋H＋ ＋OH－
多元弱酸 分步电离，以第一步为主，电离方程式写“ ” (主)、(次)
多元弱碱 用一步电离表示，且电离方程式写“ ” Cu(OH)2 Cu2+＋2OH－
2．外界条件对电离平衡的影响
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
影响因素 电离程度 原因
本身性质 电解质本身性质决定电解质的电离程度 结构决定性质
反应条件 温度(升温) 增大 电离过程是吸热的
浓度(减小) 增大 浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小
外加电解质 同离子效应 减小 离子(产物)浓度增大，平衡左移
消耗弱电解质电离出的离子 增大 离子(产物)浓度减小，平衡右移
3．以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液为例：CH3COOH CH3COO－＋H＋(正向吸热)
实例(稀溶液) CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0
条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力
升高温度 向右移动 增大 增大 增大 增强
加H2O 向右移动 减小 增大 增大 减弱
通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强
加少量NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强
加少量CH3COONa (s) 向左移动 减小 减小 减小 增强
加少量CH3COOH 向右移动 增大 增大 减小 增强
1．按照要求书写下列物质的电离方程式：
(1)Na2CO3溶于水__________________________________________________。
(2)NaHSO4溶于水_________________________________________________。
(3)BaCO3溶于水___________________________________________________。
(4)Ca(OH)2溶于水_________________________________________________。
[答案]
(4)Ca(OH)2===Ca2+＋2OH－
2．现有0.1 mol·L-1氨水10 mL，加蒸馏水稀释到1 L后，下列变化中，正确的是( )
①电离程度增大 ②c(NH3·H2O)增大 ③数目增多 ④c(OH－)增大 ⑤溶液的导电性增强 ⑥增大
A．①②③ B．①③⑤
C．①③⑥ D．②④⑥
C [氨水中的溶质属于弱电解质，存在电离平衡：＋OH－，加水稀释，平衡正向移动，电离程度增大，和OH－的物质的量增多，但c(NH3·H2O)、c(OH－)均减小，溶液的导电性减弱，故①③正确，②④⑤错误；由于＝，加水稀释后，增大，n(NH3·H2O)减小，故增大，⑥正确。]
电离平衡常数及其应用
如图，向盛有2 mL 1 mol·L-1醋酸溶液的试管中滴加Na2CO3溶液。观察现象，你能否推测 CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
[问题1] 结合以上实验，思考以下问题：
(1)试管中有什么现象？可以得出什么结论？
(2)写出CH3COOH与H2CO3的电离方程式、平衡常数表达式，并比较平衡常数的大小。
(3)电离平衡常数大小与酸性强弱有什么关系？
提示：(1)现象：试管中有大量气泡冒出；结论：酸性强弱关系：醋酸>碳酸。
(2)CH3COOH CH3COO－＋H＋，Ka＝；(主)，Ka1＝；(次)，Ka2＝；Ka>Ka1>Ka2。
(3)一般来说，酸性越强，电离平衡常数越大；对于多元弱酸，其电离平衡常数：Ka1 Ka2。
[问题2] 在一定温度下，已知a mol·L-1的一元弱酸HA溶液中，电离度为α，电离平衡常数为K，试推导a、α、K三者关系。
提示：K＝。
HA H＋＋A－
平衡浓度/(mol·L-1) a－aα aα aα
K＝＝。
[问题3] 已知： Ka1＝4.3×10-7； Ka2＝5.6×10-11；HClO H＋＋ClO－ Ka＝3.0×10-8。根据上述电离常数分析，试判断下列化学方程式是否正确。
(1)Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2＋2HClO ( )
(2)Ca(ClO)2===＋2HClO ( )
(3)NaClO＋H2O＋CO2===NaHCO3＋HClO ( )
(4)2NaClO＋H2O＋CO2===Na2CO3＋2HClO ( )
提示：(1)√ (2)√ (3)√ (4)×
1．有关电离平衡常数的注意事项
(1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K越大，电离程度越大。
(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K增大。
(4)多元弱酸各级电离常数：Ka1 Ka2 Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka越大，相应酸的酸性越强。
2．电离平衡常数的相关计算
解题模式：“三段式”，利用始态、变化、终态的浓度进行求解，如
CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋
始态： a mol·L-1 0 0
变化： x mol·L-1 x mol·L-1 x mol·L-1
终态： (a－x)mol·L-1 x mol·L-1 x mol·L-1
Ka(CH3COOH)＝＝。
3．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＝c酸·α2，
所以α＝。
【特别提醒】 有关电离平衡常数计算的常用方法
依照化学平衡计算中“三段式”法，通过起始浓度、转化浓度、平衡浓度，结合Ka(Kb)、α等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。由＝α、＝Ka可推出c(H＋)的常用计算公式：c(H＋)＝cα，c(H＋)≈，α与Ka的关系为α＝。同样，对于一元弱碱来说，c(OH－)＝cα≈。
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)
2．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＝________。
[解析] 因c初始(BOH)＝0.1 mol·L-1，c电离(BOH)＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10-3mol·L-1，则电离度α＝ ×100%＝1%，BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－，电离平衡时c平衡(BOH)＝0.1 mol·L-1－1×10-3 mol·L-1≈0.1 mol·L-1，则电离常数Kb＝＝＝1×10-5。
[答案] (1) BOH B＋＋OH－ (2)1% (3)1×10-5
1．下列有关“电离平衡”的叙述正确的是( )
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡可能会发生移动
D．弱电解质在溶液中存在电离平衡，强电解质的溶液中一定不存在电离平衡
C [A项，达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度均不变，但未必相等；B项，达到电离平衡时，分子仍然要电离为离子，离子也要结合为分子，只是二者速率相等，即电离平衡是动态平衡；D项，强电解质的溶液中存在水的电离平衡。]
2．已知在25 ℃时，K＝＝1.8×10-5，其中K是该温度下CH3COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是( )
A．向该溶液中加入一定量的稀硫酸，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
B [电离常数与浓度无关，只受温度影响。]
3．稀氨水中存在着下列平衡：＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应采取的措施是( )
①加入少量NH4Cl固体 ②加入少量稀硫酸
③加入少量NaOH固体 ④加入少量水 ⑤加热 ⑥加入少量固体
A．①②③⑤ B．③
C．③④⑥ D．③⑤
B [①若在氨水中加入NH4Cl固体，)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，错误；②硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，错误；③当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，符合题意，正确；④若在氨水中加水稀释，平衡向正反应方向移动，且 c(OH－)减小，错误；⑤电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，错误；⑥加入少量MgSO4固体，发生反应Mg2+＋2OH－===Mg(OH)2↓，使平衡向正反应方向移动，且溶液中c(OH－)减小，错误。]
4．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________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，pH将________。
[解析] (1)HA电离出的c(H＋)＝0.1 mol·L-1×0.1%＝1×10-4 mol·L-1。
(2)电离平衡常数K＝≈＝1×10-7。
(3)因为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。
[答案] (1)1×10-4 mol·L-1 (2)1×10-7
(3)增大 减小
基础课时固基练(16) 弱电解质的电离平衡
1．下列说法正确的是( )
A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、和OH－的浓度相等
D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱
D [该题考查了电离平衡的判断及其特点。溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明电离达到平衡状态，A错误；根据CH3COOH CH3COO－＋H＋知即使CH3COOH未达电离平衡状态，CH3COO－和H＋的浓度也相等，B错误；NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，NH3·H2O的电离程度是很小的，绝大多数以NH3·H2O的形式存在，C错误；H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减弱，D正确。]
2．下列各项中电解质的电离方程式中正确的是( )
A．NaHCO3 的水溶液：
B．熔融状态的NaHSO4：
C．HF的水溶液：HF===H＋＋F－
D．H2S 的水溶液：H2S 2H＋＋S2-
B 是弱酸的酸式根，不能拆开写，应是，故A项错误；熔融状态下不能电离，故B项正确；HF属于弱酸，应是部分电离，电离方程式：HF H＋＋F－，故C项错误；H2S属于二元弱酸，应分步电离，电离方程式：H2S H＋＋HS－、HS－ H＋＋S2-，故D项错误。]
3．在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCN H＋＋CN－，下列叙述不正确的是( )
A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
B．加水，平衡正向移动
C．滴加少量0.1 mol·L-1的HCl溶液，溶液中c(H＋)增大
D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动
D [加入少量NaOH固体，OH－与HCN电离产生的H＋反应，平衡正向移动，A项正确；加水，平衡正向移动，B项正确；滴加少量0.1 mol·L-1的HCl溶液，c(H＋)增大，C项正确；加入少量NaCN固体，c(CN－)增大，平衡逆向移动，D项错误。]
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．
===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
B [由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有B项反应不能自发进行。]
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
B [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．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
A [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。]
7．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．常温下，加水稀释醋酸，的值增大
D．向弱酸溶液中加入少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
C [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(CH3COO－)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，由于二者减小倍数相同，故的值不变，C错误；D.弱酸的电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，则向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变，D正确。]
8．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
D [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(CH3COO－)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。]
9．在一定温度下，弱碱(CH3NH2)在水溶液中的电离方程式为＋OH－。下列说法正确的是( )
A．电离平衡常数表达式K＝
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，减小
C [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，＋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；D.电离是吸热过程，升高温度，＋OH－的平衡向右移动，增大，故D项错误。]
10．一元弱酸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
C [A项不正确，原因多种：(1)c(H＋)平衡≠c(A－)平衡，(2)c(A－)平衡＝1.0 mol·L-1；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。]
11．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：
物质(微粒) 电离度α
A 硫酸溶液(第一步完全电离)：第二步＋H＋ 10%
B 硫酸氢钠溶液：＋H＋ 29%
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________(填字母)。
(2)在25 ℃ 时，0.1 mol·L-1硫酸溶液中的电离度小于相同温度下0.1 mol·L-1硫酸氢钠溶液中的电离度，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________________。
[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。
(2)硫酸溶液中，硫酸第一步完全电离出氢离子，即，第二步部分电离出氢离子，即＋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，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子只有一步电离，即＋H＋，所以0.1 mol/L H2SO4中的的电离度小于0.1 mol/L NaHSO4中的电离度。
(3) 醋酸在溶液中存在电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋，则Ka＝；醋酸溶液中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
可知，Ka＝＝＝。
(4)在25 ℃时，纯水密度约为1 g/mL，设水的质量为1 g，体积为1 mL，c(H2O)＝≈55.6 mol/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＝×100%＝×100%＝1.8×10-7%。
[答案] (1)ADBC (2)硫酸的第一步电离产生的氢离子抑制了硫酸氢根离子的电离
(3) (4)1.8×10-7%