第14講 電離平衡常數(shù)　強酸與弱酸比較 （教師版）【暑假彎道超車】2024年新高二化學(xué)暑假講義+習(xí)題（人教版2019選擇性必修1）

第14講電離平衡常數(shù)強酸與弱酸比較1.構(gòu)建電離平衡常數(shù)模型，并能應(yīng)用模型解釋弱電解質(zhì)在水中發(fā)生的變化。2.建立判斷強弱電解質(zhì)和“強酸制弱酸”的思維模型。一、電離平衡常數(shù)1．概念在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)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(guān)系。對于一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。2．電離平衡常數(shù)的表示方法ABA＋＋B－K＝eq\f(cA＋·cB－,cAB)。(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)；NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如，H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)Ka1＝eq\f(cHCO\o\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)；HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))。多元弱酸各步電離常數(shù)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。由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。3．電離常數(shù)的意義表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強。4．電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性所決定。(2)外因：對于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。5．電離常數(shù)的計算——三段式法例：25℃amol·L－1的CH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋起始濃度/(mol·L－1)a00變化濃度/(mol·L－1)xxx平衡濃度/(mol·L－1)a－xxx則Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝eq\f(x2,a－x)≈eq\f(x2,a)?！咎貏e提醒】由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時弱電解質(zhì)的濃度(a－x)mol·L－1一般近似為amol·L－1。電離度(α)＝eq\f(已電離的分子數(shù),弱電解質(zhì)分子總數(shù))注意：溫度越高電離度越大；稀釋溶液，電離度變大。弱電解質(zhì)電離程度相對大小的另一種參數(shù)。6.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。(2)根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，相同條件下相對強的酸(或堿)制相對弱的酸(或堿)。(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，加水稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。二、強酸與弱酸的比較1．實驗探究：CH3COOH與H2CO3酸性強弱比較實驗操作實驗現(xiàn)象有氣泡產(chǎn)生實驗結(jié)論CH3COOH酸性大于碳酸Ka大小比較Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3)2.思考與討論：鎂條與等濃度、等體積的鹽酸、醋酸的反應(yīng)向兩個錐形瓶中各加入0.05g鎂條，蓋緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol·L－1鹽酸、2mL2mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內(nèi)氣體的壓強隨時間的變化如圖所示：由上述圖像分析兩種反應(yīng)的反應(yīng)速率的變化情況宏觀辨識微觀探析反應(yīng)初期鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸大鹽酸是強酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋)較大，因而反應(yīng)速率較大反應(yīng)過程中鹽酸的反應(yīng)速率始終比醋酸大，鹽酸的反應(yīng)速率減小明顯，醋酸的反應(yīng)速率減小不明顯醋酸中存在電離平衡，隨反應(yīng)的進行，電離平衡正向移動，消耗的氫離子能及時電離補充，所以一段時間速率變化不明顯最終二者產(chǎn)生的氫氣的量基本相等，速率幾乎都變?yōu)榱沔V條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量相同，隨醋酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎消耗完全，最終二者與鎂條反應(yīng)的氫離子的物質(zhì)的量幾乎相同，因而產(chǎn)生的H2的量幾乎相同。兩種酸都幾乎消耗完全，反應(yīng)停止，因而反應(yīng)速率幾乎都變?yōu)?3.一元強酸和一元弱酸的比較(1)相同體積、相同物質(zhì)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(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時的起始反應(yīng)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(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率一元強酸相同相同小少相同一元弱酸大多考點01電離常數(shù)的概念及表達式【例1】下列有關(guān)電離常數(shù)的表達式錯誤的是（）A．：B．：C．：D．：【答案】C【解析】A．是一元弱酸，，A正確；B．是一元弱堿，，B正確；C．多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離均有自己的電離常數(shù)，，，，，C項錯誤；D．是二元弱酸，分兩步電離，第二步電離的平衡常數(shù)為：，D正確；答案選C?！咀兪?-1】已知25℃時，K==1.75×10-5，其中K是該溫度下CH3COOH的電離平衡常數(shù)。下列說法正確的是（

）A．向該溶液中加入一定量的硫酸，K增大B．升高溫度，K增大C．向CH3COOH溶液中加入少量水，K增大D．向CH3COOH溶液中加入少量氫氧化鈉溶液，K增大【答案】B【分析】電離平衡常數(shù)只受溫度的影響，醋酸的電離是吸熱過程，溫度升高，K增大，溫度降低，K減小，據(jù)此回答判斷?！窘馕觥緼.向該溶液中加入一定量的硫酸時，若加入濃硫酸，濃硫酸溶于水放熱，K增大，若為稀硫酸，K不變，硫酸濃度未知，故A錯誤；B.醋酸的電離是吸熱過程，溫度升高，K增大，故B正確C.向醋酸溶液中加水，溫度不變，K不變，故C錯誤；D.向醋酸溶液中加氫氧化鈉，溫度不變，K不變，故D錯誤。答案選B?？键c02利用Ka比較弱酸的相對強弱【例2】時，的電離常數(shù)，的電離常數(shù)。下列說法正確的是A．的酸性弱于B．的酸性弱于C．多元弱酸第一步電離產(chǎn)生的對第二步電離有促進作用D．多元弱酸的酸性主要由第二步電離決定【答案】B【解析】A．相同溫度下，的一級電離常數(shù)大于的一級電離常數(shù)，說明的酸性比的酸性強，A項錯誤，B．由A可知，B項正確；C．多元弱酸第一步電離產(chǎn)生的對第二步電離有抑制作用，C項錯誤；D．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定，D項錯誤；故選B?！咀兪?-1】如表是25℃時，幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)：酸CH3COOHHFHCN電離平衡常數(shù)(Ka)1.8×10-57.2×10-45.0×10-10下列說法正確的是A．三種酸中酸性最強的是CH3COOHB．三種酸中HF能腐蝕玻璃是因為其電離平衡常數(shù)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(yīng)HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易發(fā)生【答案】D【解析】A.根據(jù)電離平衡常數(shù)：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最強的是HF，A項錯誤；B.氫氟酸能腐蝕玻璃是它的特性，與其電離常數(shù)大小無關(guān)，B項錯誤；C.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；D.強制弱，CH3COOH比HCN的酸性強，所給反應(yīng)不易發(fā)生，D項正確；答案選D?！咀兪?-2】已知時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如表：弱酸HCN電離平衡常數(shù)則時，下列有關(guān)說法正確的是A．相同的三種溶液，濃度關(guān)系：B．將均為4的溶液和HCN溶液稀釋相同的倍數(shù)后，前者的小于后者C．向溶液中通入少量所發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)為D．將等濃度的HCN溶液和溶液等體積混合，所得溶液呈酸性【答案】C【解析】A．弱酸電離常數(shù)越小弱酸酸性越弱，相同的三種溶液，均為強堿弱酸鹽，對應(yīng)酸根越弱越水解，則溶液濃度關(guān)系：，A錯誤；B．將均為4的溶液和HCN溶液稀釋相同的倍數(shù)后，電離平衡常數(shù)越小越水解，前者的大于后者，B錯誤；C．酸性：H2CO3＞HCN＞HCO，則向溶液中通入少量所發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)為，C正確；D．將等濃度的HCN溶液和溶液等體積混合，，所得溶液呈堿性，D錯誤；答案選C?？键c03弱酸溶液離子濃度比值變化的判斷【例3】56．下表是幾種弱酸在常溫下的電離平衡常數(shù)：CH3COOHH2CO3H2SH3PO41.8×10-5K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=9.1×10-8K2=1.1×10-12K1=7.5×10-3K2=6.2×10-8K3=2.2×10-13則下列說法中不正確的是A．碳酸的酸性強于氫硫酸B．多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定C．常溫下，加水稀釋醋酸，增大D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，電離常數(shù)不變【答案】C【解析】A．從碳酸和氫硫酸的第一電離平衡常數(shù)分析，碳酸的酸性大于氫硫酸，A正確；B．多元弱酸分步電離，酸性主要取決于第一步電離，B正確；C．常溫下加水稀釋醋酸，醋酸繼續(xù)電離，醋酸根離子濃度減小，氫離子濃度也減小，水的電離程度增大，水電離出清離子，故比值減小，C錯誤；D．電離平衡常數(shù)取決于溫度，溫度不變，電離常數(shù)不變，D正確；故選C?！咀兪?-1】25℃時，的鹽酸和醋酸溶液各分別加水稀釋，溶液導(dǎo)電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法不正確的是

A．曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程B．a(chǎn)點溶液中的比b點溶液中的大C．b點溶液中和氫氧化鈉的能力強于a點溶液D．將a、b兩點所示溶液加熱至30℃，的值變小【答案】B【分析】鹽酸是強酸，在溶液中完全電離，醋酸是弱酸，在溶液中部分電離，存在電離平衡，pH相同的醋酸和鹽酸稀釋相同倍數(shù)，鹽酸溶液中離子濃度變化大，導(dǎo)電性變化大，由題圖可知，曲線I的導(dǎo)電變化大于曲線II，則曲線I代表鹽酸的稀釋過程，曲線II代表醋酸溶液的稀釋過程?！窘馕觥緼．由分析可知，曲線I代表鹽酸的稀釋過程，曲線II代表醋酸溶液的稀釋過程，故A正確；B．由題圖可知，a點溶液的導(dǎo)電能力小于b點溶液的導(dǎo)電能力，則a點溶液中氫離子濃度小于b點溶液，故B錯誤；C．起始時鹽酸和醋酸溶液的pH都等于3，由于鹽酸為強酸、醋酸為弱酸，起始時鹽酸的物質(zhì)的量濃度小于醋酸的物質(zhì)的量濃度，并且起始時兩溶液的體積相同，故醋酸溶液中醋酸的物質(zhì)的量大于鹽酸中氯化氫的物質(zhì)的量，稀釋過程中溶質(zhì)的物質(zhì)的量不變，所以b點溶液中和的能力強于a點溶液，故C正確；D．鹽酸是強酸，將a點溶液加熱，鹽酸溶液中氯離子濃度不變，醋酸是弱酸，在溶液中的電離過程是吸熱過程，將b點溶液加熱，促進醋酸的電離，溶液中醋酸根離子濃度增大，則的值變小，故D正確；故選B?？键c04強酸、弱酸的比較【例4】下列敘述可說明屬于弱酸的是A．能與水以任意比互溶B．溶液中約為C．能與溶液反應(yīng)，產(chǎn)生氣體D．溶液能使紫色石蕊溶液變紅【答案】B【解析】A．醋酸能與水以任意比互溶不能說明醋酸在溶液中部分電離出醋酸根離子和氫離子，不能證明醋酸是弱酸，故A錯誤；B．1mol/L醋酸溶液中氫離子濃度約為0.01mol/L說明醋酸在溶液中部分電離出醋酸根離子和氫離子，證明醋酸是弱酸，故B正確；C．醋酸溶液能與碳酸鈉溶液反應(yīng)生成二氧化碳氣體說明醋酸的酸性比碳酸強，不能證明醋酸是弱酸，故C錯誤；D．1mol/L醋酸溶液能使紫色石蕊溶液變紅說明醋酸溶液呈酸性，不能證明醋酸是弱酸，故D錯誤；故選B?！咀兪?-1】3.的兩種酸溶液A、B各，分別加水稀釋到，其與溶液體積(V)的關(guān)系如圖示，下列說法錯誤的是A．若，則A是強酸，B是弱酸B．若，則A、B都是弱酸C．稀釋后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱D．A、B兩種酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等【答案】D【分析】的兩種酸溶液A、B各，分別加水稀釋到，稀釋過程中A酸溶液的pH變化快，B酸溶液的pH變化慢，說明B酸的酸性更弱，稀釋過程，B酸的電離平衡正向移動，使得B酸溶液中H+濃度降低的緩慢；【解析】A．若，稀釋1000倍后，A酸的pH增加了3，說明A是強酸，B是弱酸，故A正確；B．若，稀釋1000倍后，A、B酸溶液的pH增加的數(shù)值小于3，，則A、B都是弱酸，故B正確；C．稀釋后，A酸溶液H+濃度更小，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱，故C正確；D．A、B兩種酸溶液的pH相同，由于A、B酸的強弱不同，電離程度不同，則A、B酸的物質(zhì)的量濃度不同，故D錯誤；故選D。1．下列有關(guān)電離常數(shù)的敘述正確的是（

）A．電離常數(shù)受溶液中電解質(zhì)濃度的影響B(tài)．電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱C．電離常數(shù)大的酸溶液中c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H+)大D．常溫下，0.1mol/L的醋酸溶液中有1%的醋酸發(fā)生電離，則醋酸的電離常數(shù)Ka=10-4【答案】B【解析】A．電離常數(shù)只受溫度影響，與溶液濃度無關(guān)，A敘述錯誤；B．電離常數(shù)的大小可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，B敘述正確；C．酸溶液中c(H+)既跟酸的電離常數(shù)有關(guān)，又跟酸的濃度有關(guān)，C敘述錯誤；D．0.1mol/L的醋酸溶液中有1%的醋酸發(fā)生電離，c(H+)=c(CH3COO-)=10-3mol/L，c(CH3COOH)≈0.1mol/L，，D敘述錯誤。答案為B。2．下列事實可以證明NH3·H2O是弱堿的是A．氨水能跟CuCl2溶液反應(yīng)生成Cu(OH)2沉淀B．銨鹽受熱易分解，放出氨氣C．0.1mol·L-1的氨水可以使酚酞溶液變紅D．0.1mol·L-1的氨水中，c(OH-)約為0.001mol·L-1【答案】D【解析】A．氨水能與CuCl2溶液反應(yīng)生成Cu(OH)2沉淀，只能說明氨水呈堿性，不能說明NH3·H2O部分電離、是弱堿，A項不符合題意；B．銨鹽受熱易分解放出氨氣，描述的是物質(zhì)的穩(wěn)定性，與NH3·H2O的電離程度無關(guān)，不能說明NH3·H2O是弱堿，B項不符合題意；C．0.1mol·L-1的氨水可以使酚酞溶液變紅，只能說明氨水呈堿性，不能說明NH3·H2O部分電離、是弱堿，C項不符合題意；D．0.1mol·L-1的氨水中，c(OH-)約為0.001mol/L＜0.1mol/L，說明NH3·H2O部分電離、是弱堿，D項符合題意；答案選D。3．下列事實能證明HA是弱酸的是①0.1mol·LHA溶液中通入HCl，減?、?.1mol·LHA溶液可以使石蕊溶液變紅③常溫下，0.1mol·LHA溶液中mol·L④相同溫度下，0.1mol·LHA溶液的導(dǎo)電能力比0.1mol·L溶液弱A．①② B．①③ C．②④ D．③④【答案】B【解析】①0.1mol·LHA溶液中通入HCl，減小,說明HA是弱酸，通入HCl抑制了它的電離，才會使減小,故選①；②使石蕊溶液變紅只能說明溶液顯酸性，不能證明HA是弱酸，故不選②；③常溫下，0.1mol·LHA如果是強酸，完全電離,如果是弱酸才會部分電離使mol·L，故選③；④是二元強酸，HA即使是一元強酸，在相同溫度下，0.1mol·L的HA溶液的導(dǎo)電能力也會比0.1mol·L溶液弱，所以該事實不能說明HA的強弱，故不選④；綜上所述，能證明HA是弱酸的是①③；故選B4．溶液中有1%的電離，則的電離平衡常數(shù)為A． B． C． D．【答案】A【解析】發(fā)生電離的的物質(zhì)的量濃度為，根據(jù)，則平衡時，，將有關(guān)數(shù)據(jù)代入電離平衡常數(shù)表達式得。答案選A。5．1mol·L-1HA溶液中有1%的HA電離，則HA的電離平衡常數(shù)Ka為A．1.0×10-4 B．1.0×10-5 C．1.0×10-2 D．1.0×10-6【答案】A【解析】1mol·L-1HA溶液中有1%的HA電離，則電離的HA的物質(zhì)的量濃度為0.01mol·L-1，可建立以下三段式：Ka=≈1.0×10-4，故選A。6.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(shù)(25℃)Ki=1.77×10-4Ki=4.9×10-10Ki1=4.3×10-7Ki2=5.6×10-11下列選項錯誤的是A．2CN-+H2O+CO2→2HCN+COB．2HCOOH+CO→2HCOO-+H2O+CO2↑C．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等pH的HCOOH和HCN稀釋相同的倍數(shù)后pH前者大于后者【答案】A【分析】根據(jù)電離平衡常數(shù)知，酸性強弱順序為：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO，據(jù)此分析解答。【解析】A．酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強，強酸能夠制取弱酸，由于酸性：HCN>HCO，所以CO2通入NaCN溶液中生成HCN和HCO，離子方程式為CN-+H2O+CO2═HCN+HCO，故A錯誤；B．酸的電離常數(shù)越大，酸的酸性越強，HCOOH>HCO，所以過量的甲酸可以與CO反應(yīng)制取二氧化碳，B正確；C．由于酸性：HCOOH>HCN，等體積、等pH的HCOOH和HCN溶液中，前者的溶質(zhì)的物質(zhì)的量小于后者，所以消耗NaOH的量前者小于后者，C正確；D．由于酸性：HCOOH>HCN，稀釋相同倍數(shù)時，酸性較弱的pH變化小于酸性較強的，所以稀釋相同的倍數(shù)后pH前者大于后者，D正確；答案選A。7．已知常溫下的電離平衡常數(shù)，；的電離平衡常數(shù)，。下列說法不正確的是A．稀釋溶液，減小B．酸性：C．用溶液吸收，當(dāng)溶液呈中性時，D．的溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后與的比值為1∶10【答案】A【解析】A．稀釋溶液，的電離程度增大，溶液中、增大，增大數(shù)值大于，因此將增大，故A項錯誤；B．多元弱酸分步電離，每一步都形成酸式鹽對應(yīng)的酸根離子，電離平衡常數(shù)越大，對應(yīng)酸的酸性越強，所以酸性強弱順序為：，故B項正確；C．用溶液吸收，當(dāng)溶液呈中性時，，，故C項正確；D．的溶液中，，，加水稀釋到500倍，則稀釋后，，則稀釋后與的比值為1∶10，故D項正確；綜上所述，選A項。8．已知，時溶液中存在以下平衡：①②③時，溶液中，隨的變化關(guān)系如圖所示。下列說法錯誤的是

A．溶液中，加入少量的氣體，增大B．溶液顏色不再變化，可以判斷該體系達到平衡狀態(tài)C．a(chǎn)點溶液中離子濃度關(guān)系：D．反應(yīng)③的化學(xué)平衡常數(shù)【答案】A【解析】A．溶液中，加入少量的氣體，與發(fā)生氧化還原反應(yīng)，減小，A錯誤；B．為橙色，為黃色，顏色不一樣，當(dāng)溶液顏色不再變化時，可以判斷該體系達到平衡狀態(tài)，B正確；C．溶液中，最大，點溶液中，，，則；，，解得，故a點溶液中離子濃度關(guān)系：，C正確；D．，由反應(yīng)可得反應(yīng)③，故反應(yīng)③的化學(xué)平衡常數(shù)，D正確；故選A。9.常溫下碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離平衡常數(shù)如下表。下列說法正確的是A．向溶液中通入少量：B．常溫下，相同濃度的溶液和溶液的酸性，后者更強C．向溶液中通入少量：D．向氯水中分別加入等濃度的溶液和溶液，均可提高氯水中HClO的濃度【答案】A【分析】電離平衡常數(shù)可以表示酸性強弱，從電離平衡常數(shù)可以判斷出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO，以此解題?！窘馕觥緼．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因為酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正確；B．H2SO3的第一電離平衡常數(shù)為K1=1.29×10-2，而H2CO3的第一電離平衡常數(shù)為K1=4.4×10-7，所以相同條件下，同濃度的H2SO3溶液的酸性強于H2CO3溶液的酸性，故B錯誤；C．H2CO3＞HClO＞HCO，所以少量的CO2通入NaClO溶液中碳酸氫根離子和次氯酸，正確的離子方程式為：CO2+H2O+ClO-═HCO+HClO，故C錯誤；D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO發(fā)生氧化還原反應(yīng)而降低HClO的濃度，故D錯誤；故選A。10．由表格中的電離常數(shù)判斷下列反應(yīng)可以發(fā)生的是（

）弱酸HClOH2CO3電離常數(shù)(25℃)K=3.2×10-8K1=4.3×10-7K2=4.7×10-11A．NaClO+NaHCO3=HClO+Na2CO3B．NaClO+CO2+H2O=HClO+NaHCO3C．2NaClO+CO2+H2O=2HClO+Na2CO3D．HClO+NaHCO3=NaClO+CO2↑+H2O【答案】B【分析】K1(H2CO3)>K(HClO)>K2(H2CO3)，所以酸性H2CO3>HClO>HCO，結(jié)合強酸可以制弱酸判斷?！窘馕觥緼．HClO的酸性比碳酸氫根強，所以該反應(yīng)不能發(fā)生，故A錯誤；B．酸性H2CO3>HClO>HCO，所以次氯酸鈉溶液中通入二氧化碳只能生成次氯酸和碳酸氫鈉，該反應(yīng)可以發(fā)生，故B正確；C．酸性H2CO3>HClO>HCO，所以次氯酸鈉溶液中通入二氧化碳只能生成次氯酸和碳酸氫鈉，該反應(yīng)不能發(fā)生，故C錯誤；D．次氯酸酸性比碳酸弱，所以該反應(yīng)不能發(fā)生，故D錯誤；綜上所述答案為B。11．已知：25℃時，CH3COOH的電離常數(shù)K=1.75×10-5，H2CO3的電離常數(shù)K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11。下列說法不正確的是（

）A．向Na2CO3溶液中加入乙酸有氣泡產(chǎn)生B．25℃時，向乙酸中加入NaOH溶液，CH3COOH的電離程度和K均增大C．向0.1mol/LCH3COOH溶液中加入蒸餾水，c(H+)減小D．向H2CO3溶液中加入NaHCO3固體，c(H+)減小【答案】B【解析】A．弱酸的電離常數(shù)越大，酸性越強，故乙酸的酸性強于碳酸，強酸可以制弱酸，所以向Na2CO3溶液中加入乙酸有二氧化碳氣體生成，A說法正確；B．25℃時，向乙酸中加入NaOH溶液，c(H+)減小，平衡正向移動，CH3COOH的電離程度增大，電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，CH3COOH的K不變，B說法錯誤；C．向0.1mol/LCH3COOH溶液中加入蒸餾水，促進乙酸的電離，n(H+)增大，但溶液的體積也增大，且體積增大程度更大，所以c(H+)減小，C說法正確；D．NaHCO3在溶液中電離出的會抑制H2CO3的電離，導(dǎo)致H2CO3溶液中c(H+)減小，D說法正確；答案為B。12．室溫下將體積相同、濃度均為0.1mol·L-l的鹽酸和醋酸分別采取下列措施，有關(guān)敘述一定正確的是A．分別加入足量鋅粉，充分反應(yīng)后產(chǎn)生的H2一樣多B．分別加入足量鋅粉，反應(yīng)開始時產(chǎn)生H2的速率相等C．分別加入NaOH固體恰好中和后，兩溶液的pH相同D．分別加水稀釋100倍后，兩溶液的pH：鹽酸大于醋酸【答案】A【解析】A．體積相同，濃度均為0.1mol·L-l的鹽酸和醋酸兩種溶液溶質(zhì)物質(zhì)的量相同，都是一元酸，和Zn充分反應(yīng)生成氫氣相同，故A正確；B．體積相同，濃度均為0.1mol·L-l的鹽酸和醋酸兩種溶液中，醋酸是弱電解質(zhì)存在電離平衡，溶液中的氫離子濃度小于鹽酸中的氫離子濃度，所以開始加入鋅時，鹽酸的反應(yīng)速率要快于醋酸，故B錯誤；C．室溫下，加入NaOH固體恰好中和鹽酸后是氯化鈉溶液，pH=7，中和醋酸后得到的是醋酸鈉溶液，醋酸鈉會發(fā)生水解反應(yīng)，pH＞7，故C錯誤；D．加水稀釋100倍后，鹽酸溶液的pH增大2個單位，醋酸是弱酸，氫離子濃度小，醋酸溶液的pH增大不到2個單位，所以鹽酸的pH小于醋酸，故D錯誤；答案選A。13．高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。下表是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)，由表格數(shù)據(jù)判斷以下說法中不正確的是酸HClO4H2SO4HClHNO3Ka1.6×10-56.3×10-91.6×10-94.2×10-10A．相同條件下在冰醋酸中，硝酸是這四種酸中最弱的酸B．在冰醋酸中，這四種酸都沒有完全電離C．在冰醋酸中，硫酸的電離方程