第二课时 电离平衡常数 强、弱酸的比较
1.已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各粒子的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.75×10－5。下列有关结论可能成立的是（ ）
A.25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝8×10－5
B.25 ℃下，向该溶液中加入一定量的氢氧化钠时，Ka＝2×10－4
C.标准状况下，醋酸中Ka＝1.75×10－5
D.升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5
2.H2X是一种弱电解质，先后进行两步电离，其电离常数分别为Ka1和Ka2，则下列说法正确的是（ ）
A.Ka1＜Ka2
B.当电离平衡时溶液中的离子浓度：c（HX－）＝c（X2－）
C.H2X溶液中可能大量共存以下离子：K＋、Na＋、CH3COO－、Cl－
D.H2X的稀溶液在加水稀释的过程中，逐渐增大
3.室温下，取20 mL pH＝3的HNO2溶液，加入0.1 mol·L－1的氨水，测得溶液的导电能力随加入氨水体积的变化如图所示，则室温下HNO2的电离平衡常数约为（ ）
A.2.0×10－5 B.1.0×10－6
C.1.0×10－5 D.2.0×10－4
4.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是（ ）
A. B.
C. D.c（OH－）
5.常温下，常见弱电解质的电离平衡常数如表，下列说法正确的是（ ）
弱酸 H2SO3 H2S HClO
电离 常数 Ka1＝1.5×10－2 Ka2＝1.0×10－7 Ka1＝9.3×10－8 Ka2＝1.2×10－12 Ka＝4.0 ×10－8
A.浓度均为0.1 mol·L－1的H2SO3和H2S溶液，后者酸性强
B.0.25 mol·L－1 HClO溶液中c（H＋）约为1×10－4 mol·L－1
C.增大浓度，上述弱酸的电离程度均增大
D.将H2S通入少量NaHSO3溶液中，发生反应的离子方程式：H2S＋HSHS－＋H2O＋SO2
6.已知常温下，2 mol·L－1的一元酸HA溶液中c（H＋）为2×10－4 mol·L－1，下列说法错误的是（ ）
A.常温下，HA的电离常数约为2×10－8
B.NaA可以和盐酸发生反应：HCl＋NaANaCl＋HA
C.该条件下，体系中HA的电离度是1％
D.向2 mol·L－1的HA溶液中加入少量2 mol·L－1的NaA溶液，HA的电离程度减小
7.已知：25 ℃时，HA的电离常数Ka＝1.75×10－8，H2B的电离常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11。下列说法正确的是（ ）
A.25 ℃时，向HA溶液中加入少量NaOH粉末，HA的电离平衡正向移动，Ka增大
B.向Na2B溶液中逐滴加入过量HA溶液，生成NaHB和NaA
C.向0.1 mol·L－1 HA溶液中加入蒸馏水， 会减小
D.向H2B溶液中加入NaHB固体，c（H＋）与c（B2－）均减小
8.某温度下，等体积、c（H＋）相同的盐酸和醋酸分别加水稀释，溶液中的c（H＋）随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是（ ）
A.曲线Ⅱ表示盐酸的变化曲线
B.b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力弱
C.取等体积的a、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同
D.a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度
9.已知25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO HCN
电离平衡 常数（Ka） 1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 3.0× 10－8 5.0× 10－10
下列选项中说法正确的是（ ）
A.某醋酸溶液的浓度为0.02 mol·L－1，则该溶液中的CH3COOH的电离度约为3％
B.用氢氧化钠溶液分别滴定醋酸溶液和稀盐酸测定中和反应的反应热，实验测得的两组数据完全相同
C.等体积等pH的稀盐酸和CH3COOH溶液分别与等量的锌粉反应，若最后仅有一份溶液中不存在锌，则该溶液是稀盐酸
D.酸性由强到弱的顺序：CH3COOH＞HClO＞HCN＞H2CO3
10.某小组以盐酸、醋酸为例探究其酸性的强弱。按要求回答下列问题。
（1）取相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸溶液，分别测其pH和导电能力，对比分析，在下表填写空白。已知：pH＝－lg c（H＋）。
酸 0.1 mol·L－1 盐酸 0.1 mol·L－1 醋酸溶液
pH（25 ℃） 1 3
导电能力 强 弱
分析与结论 ①微观解释（写出溶质在溶液中的存在形式，填粒子的化学式）
②电离方程式
（2）在上述醋酸溶液中加入如下表所示物质，分析其中粒子的变化等，填写空白。
加入少量的物质 醋酸电离平衡移动方向 （填“→”“←”或“不移动”） 比值变化 （填“变大”“变小”或“不变”）
①CH3COONa（s）
②水
（3）向两个锥形瓶中各加入0.06 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mol·L－1醋酸溶液。
①反应前n（Mg）＝ mol；充分反应后，剩余的n（Mg）＝ mol。
②两锥形瓶内气体的物质的量n随时间变化，对比分析后，在如下坐标图中将示意曲线补充完整。
11.已知：25 ℃时，①亚硫酸（H2SO3）的电离平衡常数为Ka1＝1.6×10－2，Ka2＝1.0×10－7；②次氯酸（HClO）的电离平衡常数为Ka＝4.0×10－8；③碳酸（H2CO3）的电离平衡常数为Ka1＝4.0×10－7，Ka2＝4.0×10－11。回答下列问题：
（1）HClO的电离方程式为 。
（2）上述三种酸由强到弱的顺序为 （填分子式）。
（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（S） 。
（4）足量的H2SO3溶液和NaHCO3溶液发生反应的主要离子方程式为 ；足量的H2SO3溶液中加入NaClO溶液发生反应的离子方程式为 。
（5）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。
12.电离度可表示电解质的相对强弱，电离度α＝×100％。已知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）
A 硫酸溶液（第一步完全电离）：第二步HSS＋H＋ 10％
B 硫酸氢钠溶液：HSS＋H＋ 29％
C 醋酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ 1.33％
D 盐酸：HClH＋＋Cl－ 100％
（1）25 ℃时，上述几种溶液中c（H＋）从大到小的顺序是 （填编号）。
（2）25 ℃时，0.1 mol·L－1硫酸溶液中HS的电离度小于相同温度下0.1 mol·L－1硫酸氢钠溶液中HS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）。
第二课时 电离平衡常数 强、弱酸的比较
1.D 醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，题中Ka为醋酸的电离常数，由于电离常数只随温度的变化而变化，所以排除A、B两项；因为醋酸的电离是吸热过程，所以升高温度，Ka增大，降低温度，Ka减小，标准状况下（0 ℃）温度低于25 ℃，则Ka小于1.75×10－5，所以C项不成立，D项可能成立。
2.C 多元弱酸的第一步电离程度远大于第二步电离，应该是Ka1＞Ka2，A错误；电离时，两步电离程度不等，溶液中的离子浓度：c（HX－）≠c（X2－），B错误；若H2X的酸性弱于CH3COOH，则提供的四种离子能大量共存，C正确；＝，H2X的稀溶液在加水稀释的过程中，c（H＋）减小，故减小，D错误。
3.A 由图可知，加入10 mL 0.1 mol·L－1氨水时，溶液的导电能力最强，说明亚硝酸溶液与氨水恰好完全反应生成亚硝酸铵，则亚硝酸溶液的浓度为＝0.05 mol·L－1，由亚硝酸溶液的pH为3可知，室温下亚硝酸的电离平衡常数约为＝2.0×10－5。
4.A 方法一：一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的电离平衡右移，n（OH－）和n（N）均增大，n（NH3·H2O）减小，但c（OH－）和c（N）均减小。A、B、C各项中，浓度之比等于物质的量之比。方法二：根据电离平衡常数表达式判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
5.B Ka越大酸性越强，根据电离常数大小关系，可知H2SO3酸性更强，A错误；忽略水的电离，c（H＋）≈，故c（H＋）约为1×10－4 mol·L－1，B正确；增大浓度，弱酸的电离程度均减小，C错误；H2S酸性弱于H2SO3，故不能发生复分解反应，H2S与NaHSO3可发生氧化还原反应，D错误。
6.C 已知常温下，2 mol·L－1的一元酸HA溶液中c（H＋）为2×10－4 mol·L－1，则平衡时c（A－）≈2×10－4 mol·L－1，c（HA）≈2 mol·L－1，则电离常数Ka＝＝＝2×10－8，A正确；根据较强酸制较弱酸，NaA可以和盐酸发生反应：HCl＋NaANaCl＋HA，B正确；该条件下，体系中HA的电离度是＝0.01％，C错误；HA溶液中存在电离平衡：HAH＋＋ A－，加入少量2 mol·L－1的NaA溶液，A－浓度增大，平衡逆向移动，HA的电离程度减小，D正确。
7.B 电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数Ka不变，A错误；根据电离平衡常数可知酸性：H2B＞HA＞HB－，根据强酸与弱酸盐反应可以制取弱酸，可知向Na2B溶液中逐滴加入过量HA溶液，可以生成NaHB和NaA，B正确；HA在溶液中存在电离平衡：HAH＋＋A－，则Ka＝ ，则 ＝ ，向其中加入水，稀释使溶液中c（A－）减小，电离常数Ka不变，所以 会增大，C错误；H2B是二元弱酸，在溶液中存在电离平衡：H2BH＋＋HB－，HB－H＋＋B2－，溶液中的H＋主要是由第一步电离出的，向其中加入NaHB固体，溶液中c（HB－）增大，第一步电离平衡逆向移动，导致溶液中c（H＋）减小，而c（HB－）增大使第二步电离平衡正向移动，最终溶液中c（B2－）增大，D错误。
8.D CH3COOH属于弱电解质，稀释时会继续电离出H＋，故稀释相同倍数时醋酸中c（H＋）的变化要比盐酸中c（H＋）的变化小，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误；溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，离子浓度：b＞c，故导电能力：b＞c，B项错误；a、b点表示溶液稀释相同倍数，溶质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两溶液中c（H＋）相同，但CH3COOH为弱酸，则c（CH3COOH）＞c（HCl），故稀释前n（CH3COOH）＞n（HCl），即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项正确。
9.A 醋酸溶液的浓度为0.02 mol·L－1，醋酸电离出的c（CH3COO－）约等于溶液中c（H＋），则Ka＝≈＝1.8×10－5，解得c（CH3COO－）＝6×10－4 mol·L－1，该溶液中的CH3COOH的电离度约为＝×100％＝3％，A正确；醋酸是弱酸，其电离是吸热过程，会使测定的混合液的温度低于标准值，故两组实验测得的中和热ΔH的数值不同，B错误；若最后仅有一份溶液中不存在锌，则该溶液是醋酸溶液，C错误；根据弱酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，由表可得酸性由强到弱的顺序：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞HC，D错误。
10.（1）①H＋、Cl－ CH3COOH、H＋、CH3COO－
②HClH＋＋Cl－ CH3COOHH＋＋CH3COO－
（2）①← 变小 ②→ 变大
（3）①0.002 5 0.000 5
②
解析：（1）HCl在水溶液中的电离方程式为HClH＋＋Cl－，故溶质在溶液中的存在形式为H＋、Cl－；CH3COOH在水溶液中部分电离，电离方程式为CH3COOHH＋＋CH3COO－，故溶质在溶液中的存在形式为CH3COOH、H＋、CH3COO－。（2）①根据醋酸的电离方程式：CH3COOHH＋＋CH3COO－，向溶液中加入CH3COONa（s），平衡向左移动，变小；②加水稀释，促进醋酸的电离，平衡向右移动，变大。（3）①反应前n（Mg）＝＝0.002 5 mol，n（HCl）＝n（CH3COOH）＝0.002 L×2 mol·L－1＝0.004 mol，消耗的n（Mg）＝＝0.002 mol，剩余的n（Mg）＝0.000 5 mol；②对比两者反应可以看出最后产生的H2的量相等，但是盐酸反应速率快于醋酸，要先反应完，故做出的图像为
。
11.（1）HClOClO－＋H＋
（2）H2SO3＞ H2CO3＞HClO （3）减小 减小
（4）H2SO3＋HCCO2↑＋HS＋H2O ClO－＋H2SO3Cl－＋S＋2H＋
（5）4.0×10－8
解析：（2）相同温度下，弱酸的电离常数越大，酸性越强，多元弱酸以第一级电离为主，由题中电离常数数值可知，Ka1（H2SO3）＞Ka1（H2CO3）＞Ka（HClO），所以酸性由强到弱的顺序是H2SO3＞ H2CO3＞HClO。
（3）向H2SO3溶液中加入Ba（OH）2溶液时，发生酸碱中和反应，生成亚硫酸钡沉淀和水，则溶液中c（H＋）减小，c（S）减小。
（4）足量的H2SO3溶液和NaHCO3溶液发生反应生成亚硫酸氢钠、二氧化碳和水，主要离子方程式为H2SO3＋HCCO2↑＋HS＋H2O；NaClO具有强氧化性， H2SO3具有还原性，二者混合后，发生氧化还原反应，生成硫酸根离子和氯离子，足量的H2SO3溶液中加入NaClO溶液发生反应的离子方程式为ClO－＋H2SO3Cl－＋S＋2H＋。
（5）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，此时混合溶液中c（H＋）＝0.05 mol·L－1，则结合质量守恒、HClO的电离常数，存在Ka＝≈＝4.0×10－8，则溶液中c（ClO－）＝4.0×10－8 mol·L－1。
12.（1）ADBC
（2）硫酸第一步电离出的氢离子抑制了硫酸氢根离子的电离
（3）Ka＝
解析：（1）硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，硫酸溶液中c（H＋）＝（0.1＋0.1×10％）mol·L－1＝0.11 mol·L－1；硫酸氢钠溶液中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；盐酸中c（H＋）＝0.1 mol·L－1，所以c（H＋）由大到小的顺序是ADBC。
（2）硫酸溶液中，硫酸第一步电离出氢离子，第二步又电离出氢离子，第一步电离出的氢离子抑制了第二步的电离，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子的电离不受抑制，所以0.1 mol·L－1 H2SO4溶液中HS的电离度小于0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中HS的电离度。
（3）CH3COOH在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，则Ka＝；
醋酸中c（H＋）＝c（CH3COO－）＝cα mol·L－1，
则Ka＝＝＝。
4 / 4第二课时 电离平衡常数 强、弱酸的比较
课程 标准 1.构建电离常数思维模型，并能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。 2.建立判断强、弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型
分点突破（一） 电离平衡常数
1.概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的 ，与溶液中 之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。
2.表示方法
（1）一元弱酸、弱碱
电离方程式 电离常数表达式
CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝
NH3·H2O NH3·H2ON＋OH－ Kb＝
（2）多元弱酸
电离方程式 电离常数表达式
H2CO3 Ka1＝、Ka2＝
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1＞Ka2＞Ka3＞……因此，当Ka1 Ka2时，多元弱酸的强弱取决于 的大小。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。
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 ，酸（或碱）性越 。
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 ，说明电离常数首先由电解质的 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 过程，所以电离平衡常数随 而增大。
5.电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/
（mol·L－1） a 0 0
变化浓度/
（mol·L－1） x x x
平衡浓度/
（mol·L－1） a－x x x
则Ka＝＝≈。
注意 由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度为（a－x）mol·L－1一般近似为a mol·L－1。
1.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5；
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11；
HClO：Ka＝4.0×10－8。
（1）写出CH3COOH、H2CO3、HC、HClO的酸性由强到弱的顺序： 。
（2）写出CH3COO－、HC、C、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序： 。
（3）写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：
。
2.在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化：
（1）n（OH－） （填“增大”“减小”或“不变”，下同）。
（2） 。
（3） 。
3.25 ℃时，0.10 mol·L－1 HA溶液中有1％的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 。
1.根据电离平衡常数可以判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强。
2.根据电离常数可以判断盐与酸（或碱）反应是否发生，相同条件下相对强的酸（或碱）制相对弱的酸（或碱）。
3.根据电离平衡常数判断溶液中粒子浓度比值的变化情况。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c（H＋）减小，Ka值不变，则增大。
1.向2 mL 1 mol·L－1的醋酸溶液中滴加饱和Na2CO3溶液，观察到有气泡产生。下列有关说法不正确的是（ ）
A.电离方程式：H2CO32H＋＋C
B.酸性：CH3COOH＞H2CO3
C.电离常数：Ka（CH3COOH）＞Ka1（H2CO3）
D.H2CO3的电离常数：Ka1 Ka2
2.常温下，下列操作（忽略过程中温度变化）可以使亚硫酸稀溶液中的增大的是（ ）
A.通入HCl气体
B.通入SO2气体
C.加入NaOH固体
D.加入NaHSO4固体
3.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＝ 。（提示：α＝×100％）
（3）BOH的电离平衡常数Kb＝ 。
分点突破（二） 强酸与弱酸的比较
1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较
比较 项目 酸 c（H＋） 酸性 中和碱的 能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
一元弱酸
2.相同体积、相同c（H＋）的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较
比较 项目 酸 c（H＋） 酸 性 中和 碱的 能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
一元弱酸
镁条与等浓度、等体积的盐酸、醋酸的反应
向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示：
由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况
宏观辨识 微观探析
反应初期 盐酸的反应速率比醋酸 盐酸是强酸， 电离，醋酸是弱酸， 电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c（H＋） ，因而反应速率
反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸 ，盐酸的反应速率减小 ，醋酸的反应速率减小 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 ，消耗的氢离子能及时 ，所以一段时间速率变化不明显
最终 二者产生的氢气的量基本 ，速率几乎都变为 镁条稍微过量，两种酸的物质的量 ，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎 ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 ，因而产生的H2的量几乎 。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为
1.体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n（Cl－）＝n（CH3COO－）＝0.01 mol，下列叙述错误的是（ ）
A.与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多
B.分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多
C.两种溶液的pH相等
D.分别用水稀释相同倍数时，n（Cl－）＜n（CH3COO－）
2.在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒（锌足量），然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
（1）a、b两支试管中的现象：
相同点是 ，
不同点是 ，
原因是
。
（2）a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V（a） （填“大于”“小于”或“等于”，下同）V（b），反应完毕后生成气体的总体积是V（a） V（b），原因是
。
（3）若在a、b两支试管中分别加入c（H＋）相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v（a） v（b），反应完毕后生成气体的总体积是V（a） V（b），原因是
。
1.下列关于电离常数的说法正确的是（ ）
A.Ka大的酸溶液中c（H＋）一定比Ka小的酸溶液中的c（H＋）大
B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝
C.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D.电离常数只与温度有关，与浓度无关
2.相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是（ ）
酸 HX HY HZ
电离平衡常数（Ka） 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ
B.反应HZ＋Y－HY＋Z－不能发生
C.由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D.相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数
3.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）在水中的电离程度和浓度关系的是（ ）
4.（1）25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c（H＋）＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离平衡常数Ka＝ 。
（2）已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.6，c（H2CO3）＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的二级电离，则H2CO3HC＋H＋的电离平衡常数Ka＝ 。（已知10－5.6＝2.5×10－6）
（3）25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸中，调节溶液pH（忽略调节时溶液体积的变化），测得平衡体系中 c（F－）、c（HF）与溶液pH的关系如图所示。[提示：pH＝－lg c（H＋）]
则25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka（HF）＝ （列式求值）。
第二课时 电离平衡常数 强、弱酸的比较
【基础知识·准落实】
分点突破（一）
师生互动
1.各种离子浓度的乘积 未电离分子的浓度 2.（2）H2CO3H＋＋HC，HCH＋＋C Ka1 3.大 强 4.（1）不同 性质 （2）温度 吸热 温度升高
探究活动
1.（1）CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HC
（2）C＞ClO－＞HC＞CH3COO－
（3）NaClO＋CO2＋H2OHClO＋NaHCO3
2.（1）增大 （2）增大 （3）不变
解析：加水稀释，NH3·H2O的电离平衡向电离方向移动，n（OH－）逐渐增大，n（NH3·H2O）逐渐减小，＝，所以逐渐增大；电离平衡常数Kb＝只与温度有关，所以加水稀释时不变。
3.1.0×10－5
解析：发生电离的HA的物质的量浓度为c（HA）＝0.10 mol·L－1×1％＝1.0×10－3 mol·L－1，根据HAH＋＋A－，则平衡时c（H＋）≈c（A－）＝1.0×10－3 mol·L－1，c（HA）＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3 mol·L－1≈1.0×10－1 mol·L－1，将有关数据代入电离平衡常数表达式得Ka＝≈1.0×10－5。
自主练习
1.A H2CO3的电离方程式：H2CO3H＋＋HC、HCH＋＋C，A错误；向醋酸溶液中滴加饱和碳酸钠溶液，观察到有气泡产生，说明有气体生成，该气体为CO2，2CH3COOH＋Na2CO3CO2↑＋2CH3COONa＋H2O，根据较强酸制较弱酸的原理，说明醋酸的酸性强于碳酸，B正确；电离平衡常数越大，酸性越强，C正确；多元弱酸的第一步电离程度远大于第二步电离，D正确。
2.C ＝，Ka2只与温度有关，通入HCl气体，c（H＋）增大，＝减小，A不符合题意；通入SO2气体，生成H2SO3，c（H＋）增大，＝减小，B不符合题意；加入NaOH固体，c（H＋）减小，＝增大，C符合题意；加入NaHSO4固体，c（H＋）增大，＝减小，D不符合题意。
3.（1）BOHB＋＋OH－ （2）1％ （3）1×10－5
解析：（1）BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－。
（2）因c初始（BOH）＝0.1 mol·L－1，c电离（BOH）＝c（B＋）＝c（OH－）＝1×10－3 mol·L－1，则电离度α＝×100％＝1％。
（3）电离达到平衡时，c（BOH）＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离平衡常数Kb＝＝＝1×10－5。
分点突破（二）
师生互动
1.大 小 强 弱 相同 相同 大 小
2.相同 相同 小 大 少 多 相同
探究活动
提示：大 完全 部分 较大 较大 大 明显 不明显 正向移动 电离补充 相等 零 相同 消耗完全 相同 相同 零
自主练习
1.B 体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n（Cl－）＝n（CH3COO－）＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c（H＋）相同，故pH相等，C项正确；由于CH3COOH不能完全电离，因此n（CH3COOH）＞n（HCl），故与NaOH完全中和时，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的CO2多，A项正确，B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n（CH3COO－）增大，而n（Cl－）不变，D项正确。
2.（1）都产生无色气泡，锌粒逐渐溶解 a中起始反应速率较大 盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸中c（H＋）大
（2）大于 等于 反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等
（3）等于 小于 开始时c（H＋）相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大
解析：（2）锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋发生置换反应产生H2，c（H＋）越大，产生H2的速率越大。盐酸是强酸，醋酸是弱酸，在起始物质的量浓度相同时，盐酸电离出的c（H＋）远大于醋酸电离出的c（H＋），所以反应开始时，醋酸产生H2的速率比盐酸小。因醋酸存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，Zn与H＋发生反应，c（H＋）减小，使醋酸的电离平衡向电离方向移动，继续发生H＋与Zn的反应，足量的Zn可使醋酸中的H＋全部电离出来与Zn反应生成H2，又因为n（HCl）＝n（CH3COOH），因而最终产生H2的量相等。
【教学效果·勤检测】
1.D 酸溶液中c（H＋）既与酸的电离常数有关，也与酸溶液的浓度有关，A项错误；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，C项错误。
2.D A项，酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据可知，酸的电离平衡常数：HZ＞HY＞HX，则酸性强弱：HZ＞HY＞HX，错误；B项，根据较强酸制较弱酸可知HZ＋Y－HY＋Z－能够发生，错误；C项，完全电离的为强酸，部分电离的为弱酸，这三种酸都部分电离，均为弱酸，错误；D项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，正确。
3.B 根据甲、乙的电离平衡常数可知，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，排除A、C选项；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项，B项正确。
4.（1） （2）4.2×10－7 （3）＝
＝4.0×10－4
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第二课时 电离平衡常数 强、弱酸的比较
课程 标准 1.构建电离常数思维模型，并能应用模型解释弱电解质在水
溶液中发生的变化。
2.建立判断强、弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型
目 录
1、基础知识·准落实
2、教学效果·勤检测
3、学科素养·稳提升
基础知识·准落实
1
梳理归纳 高效学习
分点突破（一） 电离平衡常数
1. 概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓
度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电
解质电离所生成的 ，与溶液中
之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电
离常数。通常用 Ka、 Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。
各种离子浓度的乘积
未电离分
子的浓度
2. 表示方法
（1）一元弱酸、弱碱
电离方程式 电离常数表达式
CH3COO
H
NH3·H2O
（2）多元弱酸
电离方程式 电离常数表达式
H2C
O3
H2CO3 H＋＋HC ，HC H
＋＋C
多元弱酸各步电离常数的大小比较： Ka1＞ Ka2＞ Ka3＞……因
此，当 Ka1 Ka2时，多元弱酸的强弱取决于 的大小。
多元弱碱的情况与多元弱酸类似。
Ka1
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 ，酸（或碱）性越 。
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 ，
说明电离常数首先由电解质的 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 过程，所以电离平衡常数随
而增大。
大
强
不同
性质
温度
吸热
温度
升高
5. 电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始浓度/
（mol·L－1） a 0 0
变化浓度/
（mol·L－1） x x x
平衡浓度/
（mol·L－1） a － x x x
则 Ka＝ ＝ ≈ 。
注意 由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度为
（ a － x ）mol·L－1一般近似为 a mol·L－1。
1.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
CH3COOH： Ka＝1.75×10－5；
H2CO3： Ka1＝4.5×10－7， Ka2＝4.7×10－11；
HClO： Ka＝4.0×10－8。
（1）写出CH3COOH、H2CO3、HC 、HClO的酸性由强到弱的顺
序： 。
CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HC
（3）写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学
方程式： 。
NaClO＋CO2＋H2O HClO＋NaHCO3
（2）写出CH3COO－、HC 、C 、ClO－结合H＋的能力由强到
弱的顺序： 。
C ＞ClO－＞HC ＞CH3COO－
2. 在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随着水量的
增加，请说明溶液中下列含量的变化：
（1） n （OH－） （填“增大”“减小”或“不变”，下
同）。
（2） 。
增大
增大
（3） 。
不变
解析：加水稀释，NH3·H2O的电离平衡向电离方向移动， n
（OH－）逐渐增大， n （NH3·H2O）逐渐减小，
＝ 逐渐增大；电离平衡常
数 Kb＝ 不变。
3.25 ℃时，0.10 mol·L－1 HA溶液中有1％的HA电离，则HA的电离平
衡常数 Ka为 。
解析：发生电离的HA的物质的量浓度为 c （HA）＝0.10 mol·L－1×1
％＝1.0×10－3 mol·L－1，根据HA H＋＋A－，则平衡时 c （H＋）≈
c （A－）＝1.0×10－3 mol·L－1， c （HA）＝0.10 mol·L－1－1.0×10－3
mol·L－1≈1.0×10－1 mol·L－1，将有关数据代入电离平衡常数表达式
得 Ka＝ ≈1.0×10－5。
1.0×10－5
1. 根据电离平衡常数可以判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，相同条件
下，电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强。
2. 根据电离常数可以判断盐与酸（或碱）反应是否发生，相同条件下
相对强的酸（或碱）制相对弱的酸（或碱）。
3. 根据电离平衡常数判断溶液中粒子浓度比值的变化情况。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释， ＝
＝ ，加水稀释时， c （H＋）减小，
Ka值不变，则 增大。
1. 向2 mL 1 mol·L－1的醋酸溶液中滴加饱和Na2CO3溶液，观察到有气
泡产生。下列有关说法不正确的是（ ）
B. 酸性：CH3COOH＞H2CO3
C. 电离常数： Ka（CH3COOH）＞ Ka1（H2CO3）
D. H2CO3的电离常数： Ka1 Ka2
解析： H2CO3的电离方程式：H2CO3 H＋＋HC 、HC H
＋＋C ，A错误；向醋酸溶液中滴加饱和碳酸钠溶液，观察到有
气泡产生，说明有气体生成，该气体为CO2，2CH3COOH＋Na2CO3
CO2↑＋2CH3COONa＋H2O，根据较强酸制较弱酸的原理，说
明醋酸的酸性强于碳酸，B正确；电离平衡常数越大，酸性越强，C
正确；多元弱酸的第一步电离程度远大于第二步电离，D正确。
2. 常温下，下列操作（忽略过程中温度变化）可以使亚硫酸稀溶液中
的 增大的是（ ）
A. 通入HCl气体 B. 通入SO2气体
C. 加入NaOH固体 D. 加入NaHSO4固体
解析： ＝ ， Ka2只与温度有关，通入HCl气
体， c （H＋）增大， ＝ 减小，A不符合题意；
通入SO2气体，生成H2SO3， c （H＋）增大， ＝
减小，B不符合题意；加入NaOH固体， c （H＋）减小，
＝ 增大，C符合题意；加入NaHSO4固体， c （H＋）增大， ＝ 减小，D不符合题意。
3. 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： 。
解析： BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－。
BOH B＋＋OH－
（2）BOH的电离度α＝ 。（提示：α＝
×100％）
解析：因 c初始（BOH）＝0.1 mol·L－1， c电离（BOH）＝ c （B
＋）＝ c （OH－）＝1×10－3 mol·L－1，则电离度α＝
×100％＝1％。
1％
（3）BOH的电离平衡常数 Kb＝ 。
解析：电离达到平衡时， c （BOH）＝0.1 mol·L－1－1×10－3
mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离平衡常数 Kb＝
＝ ＝1×10－5。
1×10－5
分点突破（二） 强酸与弱酸的比较
1. 相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸
（如醋酸）的比较
比较 项目 酸 c （H
＋） 酸 性 中和 碱的 能力 与足量活泼金
属反应产生H2
的总量 与同一金属反应时
的起始反应速率
一元强酸
一元弱酸
大
强
相同
相同
大
小
弱
小
2. 相同体积、相同 c （H＋）的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋
酸）的比较
比较 项目 酸 c （H
＋） 酸 性 中和 碱的 能力 与足量活
泼金属反
应产生H2
的总量 与同一金
属反应时
的起始反
应速率
一元强酸
一元弱酸 相同
相
同
小
少
相同
大
多
镁条与等浓度、等体积的盐酸、醋酸的反应
向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别
注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的
压强随时间的变化如图所示：
由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况
宏观辨识 微观探析
反应
初期 盐酸的反应速率比
醋酸 盐酸是强酸， 电离，醋酸是弱
酸， 电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐
酸中的 c （H＋） ，因而反应速率
宏观辨识 微观探析
反
应
过
程
中 盐酸的反应速率始终
比醋酸 ，盐酸的
反应速率减小 ，
醋酸的反应速率减
小 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电
离平衡 ，消耗的氢离子能及时 ，
所以一段时间速率变化不明显
宏观辨识 微观探析
最
终 二者产生的氢气的量
基本 ，速率几乎
都变为 镁条稍微过量，两种酸的物质的量 ，
随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几
乎 ，最终二者与镁条反应的氢离子的
物质的量几乎 ，因而产生的H2的量几
乎 。两种酸都几乎消耗完全，反应停
止，因而反应速率几乎都变为
提示：大 完全 部分 较大 较大 大 明显 不明显 正向移动
电离补充 相等 零 相同 消耗完全 相同 相同 零
1. 体积相同的盐酸和醋酸两种溶液， n （Cl－）＝ n （CH3COO－）＝
0.01 mol，下列叙述错误的是（ ）
A. 与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多
B. 分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多
C. 两种溶液的pH相等
D. 分别用水稀释相同倍数时， n （Cl－）＜ n （CH3COO－）
解析： 体积相同的盐酸和醋酸两种溶液， n （Cl－）＝ n
（CH3COO－）＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离
出的 c （H＋）相同，故pH相等，C项正确；由于CH3COOH不能完
全电离，因此 n （CH3COOH）＞ n （HCl），故与NaOH完全中和
时，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸放出的
CO2多，A项正确，B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电
离程度增大， n （CH3COO－）增大，而 n （Cl－）不变，D项正确。
2. 在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒（锌足
量），然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的
稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
（1）a、b两支试管中的现象：
相同点是 ，
不同点是 ，
原因是 。
都产生无色气泡，锌粒逐渐溶解
a中起始反应速率较大
盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸中 c （H＋）大
（2）a、b两支试管中生成气体的体积开始时是 V （a） （填
“大于”“小于”或“等于”，下同） V （b），反应完毕后
生成气体的总体积是 V （a） V （b），原因是
。
大于
等于
反应开始
时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的
总物质的量相等
解析：锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋发生置换反
应产生H2， c （H＋）越大，产生H2的速率越大。盐酸是强酸，醋酸是弱酸，在起始物质的量浓度相同时，盐酸电离出的 c （H＋）远大于醋酸电离出的 c （H＋），所以反应开始时，醋酸产生H2的速率比盐酸小。因醋酸存在电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋，Zn与H＋发生反应， c （H＋）减小，使醋酸的电离平衡向电离方向移动，继续发生H＋与Zn的反应，足量的Zn可使醋酸中的H＋全部电离出来与Zn反应生成H2，又因为 n （HCl）＝ n （CH3COOH），因而最终产生H2的量相等。
（3）若在a、b两支试管中分别加入 c （H＋）相同、体积相同的稀盐
酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率 v （a）
v （b），反应完毕后生成气体的总体积是 V （a） V
（b），原因是
。
等
于
小于
开始时 c （H＋）相同，所以速率相等，醋酸是
弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大
教学效果·勤检测
2
强化技能 查缺补漏
1. 下列关于电离常数的说法正确的是（ ）
A. Ka大的酸溶液中 c （H＋）一定比 Ka小的酸溶液中的 c （H＋）大
C. 向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D. 电离常数只与温度有关，与浓度无关
解析： 酸溶液中 c （H＋）既与酸的电离常数有关，也与酸溶液
的浓度有关，A项错误；CH3COOH的电离常数表达式为 Ka＝
，B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量
CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不
变，C项错误。
2. 相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是
（ ）
酸 HX HY HZ
电离平衡常数（ Ka） 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A. 三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ
C. 由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D. 相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1
HX溶液的电离平衡常数
解析： A项，酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，其
酸性越强，根据表中数据可知，酸的电离平衡常数：HZ＞HY＞
HX，则酸性强弱：HZ＞HY＞HX，错误；B项，根据较强酸制较弱
酸可知HZ＋Y－ HY＋Z－能够发生，错误；C项，完全电离的为
强酸，部分电离的为弱酸，这三种酸都部分电离，均为弱酸，错
误；D项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数
不变，正确。
3. 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）在水中的电离程度和浓度关系的是（ ）
解析： 根据甲、乙的电离平衡常数可知，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，排除A、C选项；当浓度增大时，物质的电离程度减
小，排除D选项，B项正确。
4. （1）25 ℃时， a mol·L－1 CH3COOH溶液中 c （H＋）＝10－ b mol·L－
1，用含 a 和 b 的代数式表示CH3COOH的电离平衡常数 Ka
＝ 。
（2）已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的
pH＝5.6， c （H2CO3）＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离
及H2CO3的二级电离，则H2CO3 HC ＋H＋的电离平衡常数
Ka＝ 。（已知10－5.6＝2.5×10－6）
4.2×10－7
（3）25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸中，调节溶液pH（忽
略调节时溶液体积的变化），测得平衡体系中 c （F－）、 c
（HF）与溶液pH的关系如图所示。[提示：pH＝－lg c （H＋）]
则25 ℃时，HF的电离平衡常数 Ka（HF）＝
（列式求值）。
＝ ＝4.0×10－4
学科素养·稳提升
3
内化知识 知能升华
1. 已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各粒子的浓度存在以下关系： Ka＝
＝1.75×10－5。下列有关结论可能成立的是
（ ）
A. 25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时， Ka＝8×10－5
B. 25 ℃下，向该溶液中加入一定量的氢氧化钠时， Ka＝2×10－4
C. 标准状况下，醋酸中 Ka＝1.75×10－5
D. 升高到一定温度， Ka＝7.2×10－5
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解析： 醋酸中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，题
中 Ka为醋酸的电离常数，由于电离常数只随温度的变化而变化，所
以排除A、B两项；因为醋酸的电离是吸热过程，所以升高温度，
Ka增大，降低温度， Ka减小，标准状况下（0 ℃）温度低于25 ℃，
则 Ka小于1.75×10－5，所以C项不成立，D项可能成立。
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2. H2X是一种弱电解质，先后进行两步电离，其电离常数分别为 Ka1和
Ka2，则下列说法正确的是（ ）
A. Ka1＜ Ka2
B. 当电离平衡时溶液中的离子浓度： c （HX－）＝ c （X2－）
C. H2X溶液中可能大量共存以下离子：K＋、Na＋、CH3COO－、Cl－
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解析： 多元弱酸的第一步电离程度远大于第二步电离，应该是
Ka1＞ Ka2，A错误；电离时，两步电离程度不等，溶液中的离子浓
度： c （HX－）≠ c （X2－），B错误；若H2X的酸性弱于
CH3COOH，则提供的四种离子能大量共存，C正确； ＝
，H2X的稀溶液在加水稀释的过程中， c （H＋）减小，故
减小，D错误。
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3. 室温下，取20 mL pH＝3的HNO2溶液，加入0.1 mol·L－1的氨水，测
得溶液的导电能力随加入氨水体积的变化如图所示，则室温下
HNO2的电离平衡常数约为（ ）
A. 2.0×10－5 B. 1.0×10－6
C. 1.0×10－5 D. 2.0×10－4
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解析： 由图可知，加入10 mL 0.1 mol·L－1氨水时，溶液的导电
能力最强，说明亚硝酸溶液与氨水恰好完全反应生成亚硝酸铵，则
亚硝酸溶液的浓度为 ＝0.05 mol·L－1，由亚硝酸溶液
的pH为3可知，室温下亚硝酸的电离平衡常数约为 ＝
2.0×10－5。
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4. 在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的
稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是（ ）
D. c （OH－）
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解析： 方法一：一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的
电离平衡右移， n （OH－）和 n （N ）均增大， n （NH3·H2O）
减小，但 c （OH－）和 c （N ）均减小。A、B、C各项中，浓度
之比等于物质的量之比。方法二：根据电离平衡常数表达式判断溶
液中微粒浓度比值的变化情况。
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5. 常温下，常见弱电解质的电离平衡常数如表，下列说法正确的是
（ ）
弱酸 H2SO3 H2S HClO
电离 常数 Ka1＝1.5×10－2 Ka2＝1.0×10－7 Ka1＝9.3×10－8 Ka2＝1.2×10－12 Ka＝4.0
×10－8
A. 浓度均为0.1 mol·L－1的H2SO3和H2S溶液，后者酸性强
B. 0.25 mol·L－1 HClO溶液中 c （H＋）约为1×10－4 mol·L－1
C. 增大浓度，上述弱酸的电离程度均增大
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解析： Ka越大酸性越强，根据电离常数大小关系，可知H2SO3
酸性更强，A错误；忽略水的电离， c （H＋）≈ ，故 c （H＋）约为1×10－4 mol·L－1，B正
确；增大浓度，弱酸的电离程度均减小，C错误；H2S酸性弱于
H2SO3，故不能发生复分解反应，H2S与NaHSO3可发生氧化还原反
应，D错误。
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6. 已知常温下，2 mol·L－1的一元酸HA溶液中 c （H＋）为2×10－4
mol·L－1，下列说法错误的是（ ）
A. 常温下，HA的电离常数约为2×10－8
C. 该条件下，体系中HA的电离度是1％
D. 向2 mol·L－1的HA溶液中加入少量2 mol·L－1的NaA溶液，HA的电
离程度减小
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解析： 已知常温下，2 mol·L－1的一元酸HA溶液中 c （H＋）为
2×10－4 mol·L－1，则平衡时 c （A－）≈2×10－4 mol·L－1， c （HA）
≈2 mol·L－1，则电离常数 Ka＝ ＝ ＝
2×10－8，A正确；根据较强酸制较弱酸，NaA可以和盐酸发生反
应：HCl＋NaA NaCl＋HA，B正确；该条件下，体系中HA的
电离度是 ＝0.01％，C错误；HA溶液中存在电离平
衡：HA H＋＋ A－，加入少量2 mol·L－1的NaA溶液，A－浓度增
大，平衡逆向移动，HA的电离程度减小，D正确。
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7. 已知：25 ℃时，HA的电离常数 Ka＝1.75×10－8，H2B的电离常数
Ka1＝4.4×10－7， Ka2＝4.7×10－11。下列说法正确的是（ ）
A. 25 ℃时，向HA溶液中加入少量NaOH粉末，HA的电离平衡正向移
动， Ka增大
B. 向Na2B溶液中逐滴加入过量HA溶液，生成NaHB和NaA
D. 向H2B溶液中加入NaHB固体， c （H＋）与 c （B2－）均减小
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解析： 电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数
Ka不变，A错误；根据电离平衡常数可知酸性：H2B＞HA＞HB－，
根据强酸与弱酸盐反应可以制取弱酸，可知向Na2B溶液中逐滴加入
过量HA溶液，可以生成NaHB和NaA，B正确；HA在溶液中存在电
离平衡：HA H＋＋A－，则 Ka＝ ，则
＝ ，向其中加入水，稀释使溶液中 c （A－）减小，电离常
数 Ka不变，所以 会增大，C错误；
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H2B是二元弱酸，在溶液中存在电离平衡：H2B H＋＋HB－，HB－
H＋＋B2－，溶液中的H＋主要是由第一步电离出的，向其中加入NaHB
固体，溶液中 c （HB－）增大，第一步电离平衡逆向移动，导致溶液
中 c （H＋）减小，而 c （HB－）增大使第二步电离平衡正向移动，最
终溶液中 c （B2－）增大，D错误。
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8. 某温度下，等体积、 c （H＋）相同的盐酸和醋酸分别加水稀释，溶
液中的 c （H＋）随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说
法正确的是（ ）
A. 曲线Ⅱ表示盐酸的变化曲线
B. b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力弱
C. 取等体积的a、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量
相同
D. a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度
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解析： CH3COOH属于弱电解质，稀释时会继续电离出H＋，故
稀释相同倍数时醋酸中 c （H＋）的变化要比盐酸中 c （H＋）的变化
小，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A
项错误；溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，离子浓度：b
＞c，故导电能力：b＞c，B项错误；a、b点表示溶液稀释相同倍
数，溶质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两
溶液中 c （H＋）相同，但CH3COOH为弱酸，则 c （CH3COOH）＞
c （HCl），故稀释前 n （CH3COOH）＞ n （HCl），即CH3COOH
消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项
正确。
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9. 已知25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO HCN
电离平衡 常数（ Ka） 1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 3.0× 10－8 5.0×
10－10
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A. 某醋酸溶液的浓度为0.02 mol·L－1，则该溶液中的CH3COOH的电离
度约为3％
B. 用氢氧化钠溶液分别滴定醋酸溶液和稀盐酸测定中和反应的反应
热，实验测得的两组数据完全相同
C. 等体积等pH的稀盐酸和CH3COOH溶液分别与等量的锌粉反应，若
最后仅有一份溶液中不存在锌，则该溶液是稀盐酸
D. 酸性由强到弱的顺序：CH3COOH＞HClO＞HCN＞H2CO3
下列选项中说法正确的是（ ）
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解析： 醋酸溶液的浓度为0.02 mol·L－1，醋酸电离出的 c
（CH3COO－）约等于溶液中 c （H＋），则 Ka＝
≈ ＝1.8×10－5，解得 c
（CH3COO－）＝6×10－4 mol·L－1，该溶液中的CH3COOH的电离度
约为 ＝ ×100％＝3％，A正确；醋酸是弱
酸，其电离是吸热过程，会使测定的混合液的温度低于标准值，故
两组实验测得的中和热Δ H 的数值不同，B错误；若最后仅有一份溶
液中不存在锌，则该溶液是醋酸溶液，C错误；根据弱酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，由表可得酸性由强到弱的顺序：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞HC ，D错误。
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10. 某小组以盐酸、醋酸为例探究其酸性的强弱。按要求回答下列
问题。
（1）取相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸溶液，分别测其pH和导
电能力，对比分析，在下表填写空白。已知：pH＝－lg c
（H＋）。
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酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸溶
液
pH（25 ℃） 1 3
导电能力 强 弱
分析
与结
论 ①微观解释（写出溶质在溶液中的存在形式，填粒子的化学式）
②电离方程式
H＋、Cl－
CH3COOH、H＋、
CH3COO－
HCl H＋＋Cl －
CH3COOH H＋＋
CH3COzO－
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解析： HCl在水溶液中的电离方程式为HCl H＋＋Cl－，
故溶质在溶液中的存在形式为H＋、Cl－；CH3COOH在水溶
液中部分电离，电离方程式为CH3COOH H＋＋CH3COO－，故溶质在溶液中的存在形式为CH3COOH、H＋、CH3COO－。
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（2）在上述醋酸溶液中加入如下表所示物质，分析其中粒子的变化
等，填写空白。
加入少量的
物质 醋酸电离平衡移动方向（填“→”“←”或“不移动”）
①CH3COONa（s）
②水
←
变小
→
变大
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解析：①根据醋酸的电离方程式：CH3COOH H＋＋CH3COO－，向溶液中加入CH3COONa（s），平衡向左移动， 变小；②加水稀释，促进醋酸的电离，平衡向右移动， 变大。
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（3）向两个锥形瓶中各加入0.06 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器
分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mol·L－1醋酸溶液。
①反应前 n （Mg）＝ mol；充分反应后，剩余的 n
（Mg）＝ mol。
②两锥形瓶内气体的物质的量 n 随时间变化，对比分析后，在如
下坐标图中将示意曲线补充完整。
0.002 5
0.000 5
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答案：
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解析：①反应前 n （Mg）＝ ＝0.002 5 mol， n （HCl）
＝ n （CH3COOH）＝0.002 L×2 mol·L－1＝0.004 mol，消耗的 n
（Mg）＝ ＝0.002 mol，剩余的 n （Mg）＝0.000 5 mol；
②对比两者反应可以看出最后产生的H2的量相等，但是盐酸反
应速率快于醋酸，要先反应完，故做出的图像
为 。
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11. 已知：25 ℃时，①亚硫酸（H2SO3）的电离平衡常数为 Ka1＝
1.6×10－2， Ka2＝1.0×10－7；②次氯酸（HClO）的电离平衡常数为
Ka＝4.0×10－8；③碳酸（H2CO3）的电离平衡常数为 Ka1＝4.0×10－
7， Ka2＝4.0×10－11。回答下列问题：
（1）HClO的电离方程式为 。
HClO ClO－＋H＋
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（2）上述三种酸由强到弱的顺序为 （填
分子式）。
解析：相同温度下，弱酸的电离常数越大，酸性越强，多元
弱酸以第一级电离为主，由题中电离常数数值可知， Ka1
（H2SO3）＞ Ka1（H2CO3）＞ Ka（HClO），所以酸性由强到
弱的顺序是H2SO3＞ H2CO3＞HClO。
H2SO3＞ H2CO3＞HClO
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（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 （S ）
。
解析：向H2SO3溶液中加入Ba（OH）2溶液时，发生酸碱中和反
应，生成亚硫酸钡沉淀和水，则溶液中 c （H＋）减小， c （S
）减小。
减小
减
小
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（4）足量的H2SO3溶液和NaHCO3溶液发生反应的主要离子方程式
为 ；足量的H2SO3溶液
中加入NaClO溶液发生反应的离子方程式为
。
H2SO3＋HC CO2↑＋HS ＋H2O
ClO－＋H2SO3
Cl－＋S ＋2H＋
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解析：足量的H2SO3溶液和NaHCO3溶液发生反应生成亚硫酸氢
钠、二氧化碳和水，主要离子方程式为H2SO3＋HC CO2↑
＋HS ＋H2O；NaClO具有强氧化性， H2SO3具有还原性，二
者混合后，发生氧化还原反应，生成硫酸根离子和氯离子，足
量的H2SO3溶液中加入NaClO溶液发生反应的离子方程式为ClO－
＋H2SO3 Cl－＋S ＋2H＋。
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（5）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。
4.0×10－8
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解析：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，此时混合溶液中 c （H＋）＝0.05 mol·L－1，则结合质量守
恒、HClO的电离常数，存在 Ka＝ ≈
＝4.0×10－8，则溶液中 c （ClO－）＝4.0×10－8
mol·L－1。
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12. 电离度可表示电解质的相对强弱，电离度α＝
×100％。已知25 ℃时几种物质（微
粒）的电离度（溶液浓度均为0.1 mol·L－1）如下表所示：
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编号 物质（微粒） 电离度
（α）
A 10％
B 29％
C 1.33％
D 100％
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（1）25 ℃时，上述几种溶液中 c （H＋）从大到小的顺序
是 （填编号）。
解析：硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，硫酸溶液中
c （H＋）＝（0.1＋0.1×10％）mol·L－1＝0.11 mol·L－1；硫酸
氢钠溶液中 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；盐酸中 c （H＋）＝0.1 mol·L－1，所以 c （H＋）由
大到小的顺序是ADBC。
ADBC
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（2）25 ℃时，0.1 mol·L－1硫酸溶液中HS 的电离度小于相同温度
下0.1 mol·L－1硫酸氢钠溶液中HS 的电离度，其原因是
。
解析：硫酸溶液中，硫酸第一步电离出氢离子，第二步又电离
出氢离子，第一步电离出的氢离子抑制了第二步的电离，而硫
酸氢钠溶液中硫酸氢根离子的电离不受抑制，所以0.1 mol·L－1
H2SO4溶液中HS 的电离度小于0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中HS
的电离度。
硫酸
第一步电离出的氢离子抑制了硫酸氢根离子的电离
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（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）。
Ka＝
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解析：CH3COOH在溶液中存在电离平衡：CH3COOH
CH3COO－＋H＋，则 Ka＝ ；醋酸中 c （H
＋）＝ c （CH3COO－）＝ c α mol·L－1，则 Ka＝
＝ ＝ 。
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感谢欣赏
THE END
