電離平衡常數(shù)及相關計算考點考向解析突破

電離平衡常數(shù)及相關計算

(，知識整合

1.表達式

(1)對于一元弱酸HA：HA—^H++A-,電離常數(shù)-H)，*A)

dHA)

(2)對于一元弱堿BOH：BOH—^B++OH,電離常數(shù)作"、’

C(BOH)

&H+)HHC0；)

(3)對于二元弱酸，如H2co3：H2CO3；——^H++HCO；,Ki=HCO；

C(H2CO3)

c<H+)-c<CO-)

,——^H++CO^K2=--------------------2—且K\>Ki.

c<HCO；)

2.意義：相同條件下，K越大-越易電離一酸(或堿)性越強

3.特點：多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關系是……，所以其酸性主

要決定于第一步電離。

4.影響因素

—決定因素——弱電解質本身的性質

電離平衡常數(shù)一一影響因素——溫度隨溫度升高而增大

—與濃度、酸堿性無關

5.電離常數(shù)的三大應用

(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。

(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或

酸性)越弱。

(3)判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。

6.電離平衡常數(shù)相關計算(以弱酸HX為例)

(1)已知c(HX)和c(H+),求電離常數(shù)

HX；；~xH++X-

起始(moLLT)：C(HX)00

平衡(moLLT)：c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)

“c<H+)-c(X-)C2(H+)

貝！］：K=------------------------=-----------------------------o

dHX)c<HX)-c(H+)

由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H+戶c(HX),

則K=空工2,代入數(shù)值求解即可。

&HX)

(2)已知c(HX)和電離常數(shù)，求c(H+)

HXH++X-

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)

則：。

c(HX)c(HX)-cCHO

由于K值很小，c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理:c(HX)-c(H+)~c(HX),則:c(H+)=

JK/HX)，代入數(shù)值求解即可。

考向一電離平衡常數(shù)的影響因素及應用

典例引領

典例1相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離平衡常數(shù)，下列判斷正確的是

酸HXHYHZ

電離平衡常

9x10-79x10-61X10-2

數(shù)

A.從電離平衡常數(shù)可以判斷，HX和HY屬于弱酸，HZ屬于強酸

B.三種酸的強弱關系：HX>HY>HZ

C.反應X-+HZ===Z+HX能夠發(fā)生

D.相同溫度下，0.1mol/LHY溶液的電離平衡常數(shù)大于0.01mol/LHY溶液的電離平

衡常數(shù)

【解析】相同溫度下，電離平衡常數(shù)可衡量酸的強弱，電離平衡常數(shù)越小酸越弱，強酸

完全電離，結合強酸能制取弱酸原理分析解答。

A.由表中數(shù)據(jù)可知，HZ不能完全電離，HZ也是弱酸，A項錯誤；B.相同溫度下，

電離平衡常數(shù)越小酸越弱，由表中數(shù)據(jù)可知，三種酸的強弱關系是：HZ>HY>HX,B項錯

誤；C.由表中數(shù)據(jù)知酸的強弱關系：HZ>HX,根據(jù)“較強酸制較弱酸”規(guī)律，HZ能制取HX,

該反應能夠發(fā)生，C項正確；D.電離平衡常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關，所以相同溫度

下，O.lmol/LHY溶液的電離平衡常數(shù)與O.Olmol/LHY溶液的電離平衡常數(shù)相同，D項

錯誤；答案選C。

【答案】C

變式拓展

1.已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2x10-4、4.6x10-4、4.9x10-1。分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已

知這些酸可發(fā)生如下反應：

①NaCN+HNCh-HCN+NaNO2,

②NaCN+HF-HCN+NaF,

③NaNCh+HF-HNCh+NaF。

由此可判斷下列敘述中，不正確的是

A.HF的電離平衡常數(shù)為7.2x10-4

B.HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9x10-1。

C.根據(jù)①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱

D.HNCh的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小

，電離平衡常數(shù)的應用

（1）判斷弱酸（或弱堿）的相對強弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強。

（2）判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強弱，電離平衡常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，

堿性（或酸性）越弱。

（3）判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。

（4）判斷微粒濃度比值的變化

弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的

變化，但電離平衡常數(shù)不變，題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化

+

c(CH3co0-)c(CH3COO)c(H)

情況。如：0.1mol/LCH3coOH溶液中加水稀釋,

c(CH,COOH)-c(CH,COOH)c(H4)

Kc(CH,COO)

=而丁酸溶液加水稀釋，。（氏）減小，K值不變，則增大。

c(CH,COOH)

考向二電離平衡常數(shù)的有關計算

典例引領

典例1(1)已知25℃,NH3-H2。的任=1.8乂［0-5,H2sO3的心=IJxlO?^2=6.2x10

-8。若氨水的濃度為2.0mol-Li,溶液中的c（OH-）=mol-L將SO2

通入該氨水中,當c(OH)降至l.OxlO^mol-L'Bt,溶液中的c(S0￡)/c(HSC>3)=

（2）H3ASO4水溶液中含碑的各物種的分布分數(shù)（平衡時某物種的濃度占各物種濃度之

和的分數(shù)）與pH的關系如圖所示。

1.0

0.8

0.6

0.4

0.2

0-02.27.011.5

24681012

PH

EhAsCU第一步電離方程式H3ASO4?=^H2ASO4+H*的電離常數(shù)為K,i,則pK^=

.(P^al=—lgKal)。

c(NH；)c(OH)

【解析】(1)設氨水中c(OH)=xm"LI根據(jù)NH3H2O的Kb=

C(NH3H2O)

xxc(H+)-c(SO2c(SO:)K

則T=L8x『,解得尸6.0X10-M艮據(jù)H2SO3的％=(4。；),則房島=/

c(SOj)6.2x10

當c(OH-)降至1.0x107moi.-I時，以H)為1.0x10-7mol-L1,則=1.0x107=0.62o

c(HSO；)

(2)心二期系端辿’K僅與溫度有關’為方便計算’在圖中取PH=2.2時計

算，此時C(H2ASO3)=C(H3ASO4),則Kal=C(H)=10-2.2,pKal=2.2。

【答案】⑴6.0x10-30.62

(2)2.2

變式拓展

2.已知25℃時弱電解質電離平衡常數(shù)：K”(CH3coOH)=1.8xl0-5,K；,(HSCN)=0.13。

(1)將20mL、0.10mol-L-'CH3COOH溶液和20mL、0.10mol-L1的HSCN溶液分別

與0.10mol-L1fi<JNaHCCh溶液反應，實驗測得產生CCh氣體體積(V)與時間⑺的關

M

O

N

yi/.

/CH3COOH

t/s

反應開始時，兩種溶液產生CO2的速率明顯不同的原

因;反應結束后所得溶液中c(SCN)

c(CH3coeT)(填”或"V")。

(2)2.0x10-3molLT的氫氟酸水溶液中，調節(jié)溶液pH(忽略調節(jié)時體積變化)，測得平衡

體系中以廣)、c(HF)與溶液pH的關系如圖。

2.0X10-3

1.6x10-3

1.2x10-3

8.0xl0M

4.0X10-4

123456PH

則25℃時，HF電離平衡常數(shù)為Ka(HF)=(列式求值)。

4點沖關上

1.下列關于弱電解質的電離平衡常數(shù)的敘述中，正確的是

A.因為電離過程是吸熱過程，所以溫度越高，同一弱電解質的電離平衡常數(shù)越小

B.弱電解質的電離平衡常數(shù)是用各微粒的平衡濃度表示的，所以弱電解質的電離平衡常

數(shù)只與濃度有關

C.對于不同的弱酸，電離平衡常數(shù)越大，酸性一定越強，可以通過電離平衡常數(shù)的大小

判斷弱酸的相對強弱

D.弱電解質的電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質電離程度大小的一種方法

2.根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學方程式正確的是

化學式電離常數(shù)

HC1OK=3xl08

11

H2c03K=4xl0_7AT2=6xlO

A.向Na2c。3溶液中滴加少量氯水：COF+2Ch+H2O-^2CI+2HC1O+CO2T

B.向NaHCCh溶液中滴加少量氯水：2HCO3+C12===C「+C1O+2co2T+H2O

C.向NaClO溶液中通少量C02：C02+NaClO+H2O===NaHCO3+HC10

D.向NaClO溶液中通過量C02：CO2+2NaC10+H2O===Na2CO3+2HC10

-c(CH,COO

3.己知25℃時，醋酸中存在下述關系：-----)\J=1.75xlOq其中K是該

c(CH,COOH)

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.向醋酸中加入少量水，K增大

D.向醋酸中加入少量氫氧化鈉溶液，K增大

4.已知相同溫度下，三種酸的電離平衡常數(shù)的大小關系為Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ),則物質

的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ溶液的pH由大到小的順序是

A.NaX>NaY>NaZB.NaX>NaZ>NaY

C.NaY>NaZ>NaXD.NaZ>NaY>NaX

5.已知室溫時，0.1molLr某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是

A.該溶液的pH=4

B.升高溫度，溶液的pH增大

C.此酸的電離平衡常數(shù)約為1x10,

D.由HA電離出的c(H')約為由水電離出的c(H，的106倍

6.已知25C,醋酸、次氯酸、碳酸、亞硫酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列敘述正確的是

酸醋酸次氯酸碳酸亞硫酸

Kai=4.30x10/Cal=1.54x10

電離平衡/Ca=1.75x10Ka=2.98x10-7-2

常數(shù)-5-8Ka2=5.61X10Ka2=1.02x10

-11-7

A.25℃,等物質的量濃度的CH3coONa、NaClO、Na2cO3和Na2sO3四種溶液中，堿

性最強的是Na2cCh

B.將0.1moLL-i的醋酸不斷加水稀釋，所有離子濃度均減小

2+

C.少量SO2通入Ca(C10)2溶液中反應的離子方程式為S02+H20+Ca+2C10

===CaS03i+2HC10

D.少量SO2通入CH3coONa溶液中反應的離子方程式為SO2+H2O+2CH3COO===

SO：+2CH3COOH

7.酸在溶劑中的電離實質是?酸中的H'轉移給溶劑分子，如HC1+H2O===H3O++C「。己

知H2s04和HNO3在冰醋酸中的電離平衡常數(shù)分別為Kal(H2so4)=63x10-9,Kal(HN03)

=4.2x10-1。。下列說法正確的是

A.H2sCM在冰醋酸中的電離方程式為H2so4+2CH3coe)H===SO5+2CH3coOH才

B.H2s04在冰醋酸溶液中：C(CH3cooH^naHson+zegoD+ecH3co0一)

C.濃度均為0.1molLi的H2so4或HNO3的冰醋酸溶液：pH(H2SO4)>pH(HNO3)

c(CH3coOHf)

D.向HNO3的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，c(HNCh)的值減小

8.常溫下，用0.1mol-L-'的CH3coOH溶液滴定20mL0.1mol.L-1的NaOH溶液，當?shù)渭?/p>

VmLCH3coOH溶液時，混合溶液的pH=7。已知CH3coOH的電離平衡常數(shù)為K,,忽

略混合時溶液體積的變化，下列關系式正確是

2x10-72x10-7

A.Ka=-------B.V-八1〃八

0.1V-20.1K.-2

c“2x10”c，，2xio8

C.Ka=------D.Ka=-----

V+20V

9.25℃時，電離平衡常數(shù):

化學式CH3coOHH2CO3HC10

K=4.4x10-7

電離平衡常數(shù)1.8x10-53.0x108

K2=4.7xl(pu

回答下列問題：

(1)下列四種離子結合質子的能力由大到小的順序是(填標號)。

a.COFb.CIOc.CH3coCTd.HCO3

(2)下列反應不能發(fā)生的是。

A.COr+2CH3COOH===2CH3COO+C02T+H20

B.CIO+CH3COOH===CH3COO+HC10

C.COF+2HC1O===CO2T+H2O+2C10^

D.2C1O+CO2+H2O===COr+2HC10

(3)用蒸鏘水稀釋O.lOmolLi的醋酸，則下列各式表示的數(shù)值隨水量的增加而增大的

是O

c(CH3coOH)c(CH3coe)-)

+

A.C(H)B.c(CH3coOH)

c(H)c(H')

C-KwD-c(OH)

(4)體積為10mL、pH=2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL,稀釋過

程pH變化如圖，則HX的電離平衡常數(shù)(填“大于”“小于”或“等于"，下同)醋

酸的電離平衡常數(shù)，稀釋后，HX溶液中水電離出來的c(H+)醋酸溶液中水電

離出來的以酎)。

10.已知:

酸H2C2O4HFH2c03H3BO3

電離平衡常Kai=5.9xl0-2Kai=4.2xl0-7

未知5.8x1O-10

數(shù)降Ka2=6.4xl0-5Ka2=5.6xl(yu

(1)為了證明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同學分別設計以下實驗進行探究。

①甲同學取一定體積的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊試液，顯紅色，再加入NaF固體觀

察到的現(xiàn)象是，則證明HF為弱酸。

②乙同學取10mL未知濃度的HF溶液，測其pH為m然后用蒸儲水稀釋至1000mL。

再測其pH為8,若要認為HF為弱酸，則“、人應滿足的關系是從(用含〃的

代數(shù)式表示)。

③丙同學用pH試紙測得室溫下0.10mol-L1的*HF溶液的pH為2,則測定HF為弱酸，

由丙同學的實驗數(shù)據(jù)可得室溫下HF的電離平衡常數(shù)約為。

(2)25℃時，調節(jié)2.0x10-3moi.口氫氨酸水溶液的pH(忽略體積變化)，得到c(HF)、

c(F)與溶液pH的變化關系如圖所示。請結合圖中信息回答下列問題：

2,0X10-3

f1.6X10-3

q

.

c1.2X10-3

U

O

D8.0X10'4

4.0X10-，

012345678

PH

HF電離平衡常數(shù)的表達式:Ka=。室溫下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至

pH=3.4時，c(F)：c(HF)=。HF的電離常數(shù)值為。

3通高考

1.[2019天津]某溫度下，KN。？和CH3coOH的電離常數(shù)分別為5.0x1(F*和1.7x10-5。

將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列

敘述正確的是

A.曲線I代表UNO2溶液

B.溶液中水的電離程度：b點＞。點

c（HA）-c（0H-）

C.從c點到d點，溶液中保持不變(其中HA、A-分別代表相應的

dA]

酸和酸根離子)

D.相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中〃(Na+)相同

2.[2015海南]下列曲線中，可以描述乙酸(甲,2=1.8x10-5)和一氯乙酸(乙,2=1.4x10-3)

在水中的電離度與濃度關系的是

變式拓展

--

1.【答案】B

【解析】該題中涉及三個反應，由題中三個化學反應方程式(強酸制弱酸)可以得出：HF、

HNCh、HCN的酸性依次減弱。酸性越強，電離平衡常數(shù)越大，據(jù)此將三個K值與酸對

應起來，A正確，B不正確；反應①說明HNO2>HCN,反應③說明HF>HNO2,C、D

正確。

2.【答案】(1)Ka(HSCN)>Ka(CH3coOH),溶液中c(H+):HSCN>CH3coOH,c(H+)大反

應速率快>

CM)■xl0-xl.6xl0-

⑵。，).=4xl04

c(HF)4.0xlO-4

【解析】(1)電離平衡常數(shù)大的電離出的離子濃度大，反應開始時，兩種溶液產生CO2

的速率明顯不同的原因是Ka(HSCN)>Ka(CH3coOH),溶液中c(H+)：HSCN>CH3coOH,

c(H+)大，反應速率快。因酸性HSCN>CH3coOH,故CH3coeT水解程度大于SCN,故

C(SCN-)>C(CH3COO-)O

=1X104X1.6：1()34

(2)電離平衡常數(shù)K；,(HF)==4X10-O

c(HF)4.0x1()7

考點沖關

----------

1.【答案】D

【解析】A、電離過程是吸熱過程，升高溫度，促進弱電解質的電離，電離平衡常數(shù)增

大，故A錯誤；B、電離平衡常數(shù)是用各微粒的平衡濃度表示的，電離平衡常數(shù)與化學

平衡常數(shù)類似，弱電解質的電離平衡常數(shù)只與溫度有關，故B錯誤；C、電離平衡常數(shù)

只受溫度的影響，應是同一溫度下，電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，因此可以通過同溫

下的電離平衡常數(shù)的大小判斷弱酸的相對強弱，故C錯誤；D、弱電解質的電離平衡常

數(shù)是衡量弱電解質電離程度大小的一種方法，同溫下，電離平衡常數(shù)越大，弱電解質電

離程度越大，故D正確。

2.【答案】B

【解析】根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值可知，酸性H2co3>HC1O>HCOM向Na2cO3溶液中加少量

氯水，不能生成CO2,而是生成HCOK

3.【答案】B

【解析】同一弱電解質的電離平衡常數(shù)，只受溫度的影響，升高溫度，電離平衡常數(shù)增

大。

4.【答案】D

【解析】酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性越強，相應的鈉鹽越不容易水解，溶液的堿性

越弱，pH越小，故三種鹽溶液的pH由大到小的順序是NaZ>NaY>NaX。

5.【答案】B

【解析】根據(jù)HA在水中的電離度可算出c(H+)=0.1%x0.1molL-|=10-4mol-L-',所以

pH=4,A正確；因HA在水中存在電離平衡，升高溫度促進平衡向電離的方向移動，所

cH

以c(H+)將增大，pH會減小，B錯誤：可由電離平衡常數(shù)表達式算出Ka：乜

"'c(1H1A)

(O.lxOJ%)=lxl0-7>c正確；溶液中c(H+戶。減(11+)=10-4moll/i,所以c*(H+)=c(OH

~)=10-inmolL"|,。屐3+)約是cMH+)的106倍，D正確。

6.【答案】A

【解析】根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，酸性：亞硫酸〉醋酸〉碳酸〉亞硫酸氫根離子>次氯酸〉

碳酸氫根離子。A項，相同物質的量濃度的含有弱酸根離子的鈉鹽溶液，對應酸的酸性

越弱，則酸根離子水解程度越大，溶液中氫氧根離子濃度越大，pH越大，水解程度：

CH3coCTVSO：VCKTVCOj,所以堿性最強的是Na2co3,正確；B項，醋酸溶液

中加一定量水，醋酸的電離程度增大，但是溶液中氫離子濃度減小，由于Kw不變，所以

氫氧根離子濃度增大，錯誤；C項，少量SO?通入Ca(C10)2溶液中，反應生成的次氯酸

能夠氧化亞硫酸根離子，生成CaS04,錯誤；D項，少量SCh通入CH3coONa溶液中，

反應生成醋酸和亞硫酸氫根離子，反應的離子方程式為SO2+H2O+CH3coCF===HSO；

+CH3COOH,錯誤。

7.【答案】B

【解析】由于Kal(H2S04)=6.3xlO-9,則H2s04在冰醋酸中部分電離，電,離方程式為H2s。4

+CH3COOH^=^HSO；+CH3COOH2,A錯誤；H2s在冰醋酸溶液中存在質子守恒關

-

系：c(CH3COOHJ)=c(HCO；)+2c(S0D+c(CH3COO),B正確；H2so4、HNO3在冰醋

酸溶液中電離平衡常數(shù)越大，pH越小，則有pH(H2so4)<pH(HNCh),C錯誤；向HNCh

的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，溶液體積增大，c(NO,)減小，電離平衡常數(shù)為KH(HN03)

c(NO?c(CH3coOHl)c(CH3coOH。)

=C(HN03)，溫度不變，則Kai(HN03)不變，故C(HNO3)的值增大，D

錯誤。

8.【答案】A

【解析】當?shù)渭覻mLCH3co0H溶液時，混合溶液的pH=7,此時氫離子和氫氧根離子

濃度相等，都是ICT7moiL)，根據(jù)電荷守恒，鈉離子濃度等于醋酸根離子濃度，c(Na+)=

0.002C(CH3coeF)c(H+)

mol-L-1,CH3COOH的電離平衡常數(shù)為任=

0.001"+20)c(CH,COOH)

°,°02xlO-7

0.001(V+20)_2X10-7

0.1VX103-*0.002=Q.1V-2°

(V+20)x10廠

9.【答案】(1)a>b>d>c(2)CD

(3)B(4)大于大于

【解析】(1)電離平衡常數(shù)越大，越易電離，溶液中離子濃度越大，則酸性強弱為CH3coOH

>H2C03>HC10>HC0i,酸根離子對應的酸的酸性越強，酸根離子結合氫離子的能力

越弱，則四種離子結合質子的能力由大到小的順序是C0r>C10->HC0?>CH3C00_,

即a>b>d>c?

(2)由(1)分析可知酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCOr,根據(jù)強酸制弱酸原則判

斷。CO9+2CH3co0H===2CH3coeT+CChT+FhO:H2cCh的酸性小于CH3coOH,所

以CH3COOH能夠制取H2c。3,該反應能夠發(fā)生，故A不符合題意；C1CT+

CH3coOH===CH3coeT+HC10:CH3COOH的酸性大于HC1O,CH3coOH能夠制取

-

HC10,該反應能夠發(fā)生，故B不符合題意；COF+2HC1O===CO2?+H20+2C10：HC10

的酸性小于H2co3,該反應無法發(fā)生，故C符合題意；2CKT+CO2+H2O===COM+

2HC10:由于酸性：H2CO3>HC1O>HCO?,則H2co3與C1CT反應只能生成HCO],不

會生成COr，該反應不能發(fā)生，故D符合題意。

(3)加水稀釋醋酸促進醋酸電離，H+物質的量增大，醋酸分子的物質的量減小，所以

c(CH3co0H)

+

C(H)的比值減小，故A錯誤；加水稀釋醋酸促進醋酸電離，CH3co0一物質的量

c(CH3co0一)

增大，醋酸分子的物質的量減小，則c(CH3co0H)的比值增大,故B正確；加水稀釋促

c(H+)

進醋酸電離，但H+濃度減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以一]右的比值減小，

故C錯誤；加水稀釋醋酸促進醋酸電離，H+濃度減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，

川)

則OFF濃度增大，c(OH-)的比值減小,故D錯誤。

(4)加水稀釋促進弱酸電離，pH相同的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的酸酸性強，

變化小的酸酸性弱；酸或堿抑制水電離，酸中H+或堿中OPT濃度越大其抑制水電離程

度越大，根據(jù)圖知，pH相同的醋酸和HX稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化大，則HX

的酸性大于醋酸，所以HX的電離平衡常數(shù)大于醋酸，稀釋后醋酸中H+濃度大于HX,

所以醋酸抑制水電離程度大于HX,則HX溶液中水電離出來的c(H+)大于醋酸溶液中水

電離出來的c(H+)o

10.【答案】(1)①紅色變淺②。+2③1.0x10-3

(2)、)1：14.0xl0-4(取pH=4時，查圖中數(shù)據(jù)計算得到)

c(HF)

【解析】(1)①HF在溶液中電離出氫離子和氟離子，溶液顯酸性，滴入2滴紫色石蕊

試液，顯紅色，再加入NaF固體，HF的電離平衡向逆方向移動，氫離子濃度減小，溶

液的紅色變淺，證明HF存在電離平衡，即HF為弱酸；②乙同學取10mL未知濃度的

HF溶液，測其pH為a,然后用蒸餡水稀釋至1000mL,體積增大1024#,弱酸加水稀

釋會促進弱酸的電離，稀釋102倍，pH變化小于2個單位，所以稀釋后pH=Xa+2;③

+1

用pH試紙測得室溫下0.10mol-L-'的HF溶液的pH為2,則c(H)=0.01mol-L,則Ka=

c(H)c(F)

0.01x0.01=1.0x10-3；

c(HF)0.1-0.01

(2)HF電離方程式為HF=F+H+,因此平衡常數(shù)的表達式:仆='。由圖象

c(HF)

可知，當pH=4時,c(H+)=1.Ox10-4molL-1,c(HF)=4.0x1O^molL1,c?(F)=1.6xlO^mol-L-1,

cV(H+)?c(F~)ixlO^xl6x10-3

則Ka(HF尸/；f—EL==4.0xKH。室溫下，向HF溶液中滴加NaOH

c(HF)4.0xlO-4

4X1G-4

溶液至pH=3.4時，氫離子濃度是10-3-4molL",則根據(jù)電離常數(shù)可知c(F):c(HF)=———

10

=1：lo

直通高考

1.【答案】C

【解析】A、由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，n的變化大，則n的酸性比I的酸性強，n代

表HNO2,I代表CH3coOH,故A錯誤；B、酸抑制水電離，b點pH小，酸性強，對水

電離抑制程度大，故B錯誤；

cn代表HNO2,

++

c(HNO2)c(OH)/c(NO2-)=c(H)c(HNO2)c(OH-)/[c(H)c(NO2)]=kw/k(HNO2),kw為水的離子

積常數(shù)，k(HNC)2)為HNCh的電離常數(shù)，這些常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，則不變，故

C正確；

D、體積和pH均相同的HNCh和CH3coOH溶液，c(CH3COOH)>c(HNO2),分別

滴加同濃度的NaOH溶液至恰好中和，CH3coOH消耗的氫氧化鈉溶液體積多，HNCh

消耗的NaOH少，故D錯誤；

故選C。

【點睛】本題考查酸的稀釋及圖象，明確強酸在稀釋時pH變化程度大及酸的濃度與氫

離子的濃度的關系是解答本題的關鍵，難點C,要將已知的C(HNO2)C(OH?C(NO2-)分子

和分值母同乘以c(H+),變成與kw為水的離子積常數(shù)和k(HN02)為HNCh的電離常數(shù)相關

的量，再判斷。

2.【答案】B

【解析】根據(jù)題給電離常數(shù)分析醋酸和一氯醋酸均為弱電解質且在相同溫度、相同濃度

時，醋酸的電離度小于一氯醋酸，即甲的電離度小于乙；弱電解質的濃度越大，電離度

越小，B與圖像相符，正確。

考點44水的電離

知識整合

一、水的電離

1.水的電離平衡

水是一種極弱的電解質，能發(fā)生微弱的電離。

|—H,0+乩0^^&。++OFF

方程式L簡寫為H0；^H++OH-

“難"-極難電離:在25霓時,純水中

—c(H*)=c(OH-)=1xIO"

mol,L1

一“逆”——是可逆過程

一”等’,——電離出的H，和OH.濃度相等

一“吸”一是吸熱過程

2.水的離子積常數(shù)

(1)概念：在一定溫度下，以H+)與c(OH-)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù),

簡稱水的離子積。

(2)表達式：水的離子積用Kw表示。

實驗測得，25°C時，1L水中只有1.0x10-7molH2O電離。所以該溫度時的純水中

c(H+)=c(OH-)=1.0xlO7mol-L-',^v=c(H+)-c(OH)=1.0xlO-14,室溫下Kw一般也取這個值。

(3)影響因素：Kw只與溫度有關。溫度升高，K、v增大。

注意事項

(1)水的離子積不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。

(2)在室溫時，任何物質的水溶液，KW=10T4。Kw與溶液的酸堿性無關，只與溫度

有關。

(3)Kw的重要應用在于溶液中C(H+)和c(OH-)的換算。

(4)外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動，但任何時候水電離出的c(H+)和c(OH)

總是相等的。

二、c(H+)與c(OH-)的反比關系圖像

(1)A、B線表示的溫度A/B。

(2)a、氏c三點表示溶液的性質分別為生性、酸性、堿性。

提醒：(1)曲線上的任意點的Kw都相同，即C(H+)C(OFT)相同，溫度相同；(2)實

現(xiàn)曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變酸堿性：實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉化

一定改變溫度。

三、水的電離平衡的影響因素和有關計算

1.外界因素對水電離的影響

溶液中溶液中溶液的

改變條件電離平衡pHKw

cM)c(OH-)酸堿性

升高溫度右移增大增大減小中性增大

加入酸，如稀硫

左移增大減小減小酸性不變

酸、醋酸

加入

加入堿，如

酸、堿

NaOH溶液、左移減小增大增大堿性不變

氨水

加入強堿弱酸

鹽，如Na2c03右移減小增大增大堿性不變

溶液

加入

加入強酸弱堿

鹽右移增大減小減小酸性不變

鹽，如AlCb溶液

加入強酸強堿

不移動不變不變不變中性不變

鹽，如NaCl溶液

加入

活潑如Na右移減小增大增大堿性不變

金屬

2.水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算(25℃時)

(1)中性溶液c(OH-)=c(H+)=10-7mol-L-'

c(H+)=^(H+)+%(H+)

(2)酸溶液，

c(OH)=%(OH)=。水(11+)

酸溶液中，H+來源于酸的電離和水的電離，而OH-只來源于水的電離。

。(014)=。減(011)+%(01*1)

(3)堿溶液＜

c(H+)=%(H+)=%(OH)

堿溶液中，OH-來源于堿的電離和水的電離，而H+只來源于水的電離。

c(H+)=%(H*)

酸性?c(OH)=&-

1c(H+)

C(OH)=C(OH)

(4)鹽溶液?/K

堿性＜

C(H+)=-^

c(OH)

中性:c(H+)=。水(H+)=c(OH)=。水(OH')

水解呈酸性或堿性的鹽溶液中，H+和OH-均來源于水的電離。

水電離平衡的影響因素

典例引領

典例1下列微粒不會影響水的電離平衡的是

\\

A.28B.[:S：產C.Cl—O—HD.

【解析】?，，弋表Na',是強堿NaOH對應的陽離子，不發(fā)生水解，故不影響水的

電離，A正確；S?-易發(fā)生水解反應而促進水的電離，B錯誤；HCIO屬于弱酸，部分電離產

生H'和C1CT,抑制水的電離,C錯誤;包&代表CHsCOOH,部分電離產生H'和CHjCOO

一，抑制水的電離，D錯誤。

【答案】A

變式拓展

1.25℃時，相同物質的量濃度的下列溶液:①Na2sCM②HC1③Ba(OH)2@AlCh,其中

水的電離程度按由大到小順序排列的一組是

A.④>③①B.②

C.④〉①，②)③