24、L－1): c(HX) 0 0 平衡(mol·L－1): c(HX)－[H＋] [H＋] [H＋] 則Ka＝，[H＋]≈ (2)如BOH溶液中 　　　　　　BOH　　　　B＋　?。玂H－ 起始(mol·L－1): c(BOH) 0 0 平衡(mol·L－1): c(BOH)－[OH－] [OH－] [OH－] 則Kb＝，[OH－]≈ [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×” (1)電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱。(　　) (2)電離平衡常數(shù)(K)與溫度無關(guān)。(　　) (3)不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)

25、(K)不同。(　　) (4)多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為Ka1

26、下，Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5 mol·L－1；Ka1(H2CO3)＝4.3×10－7 mol·L－1。醋酸的電離平衡常數(shù)大，酸性強，較強的酸可制備較弱的酸。 　(2016·高考上海卷)碳酸：H2CO3，Ka1＝4.3×10－7 mol/L，Ka2＝5.6×10－11 mol/L 草酸：H2C2O4，Ka1＝5.9×10－2 mol/L，Ka2＝6.4×10－5 mol/L 0．1 mol/L Na2CO3溶液的pH________0.1 mol/L Na2C2O4溶液的pH。(選填“大于”“小于”或“等于”) 等濃度的草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是__

27、______。 若將等濃度的草酸溶液和碳酸溶液等體積混合，溶液中各種離子濃度大小的順序正確的是________。(選填編號) a．[H＋]>[HC2O]>[HCO]>[CO] b．[HCO]>[HC2O]>[C2O]>[CO] c．[H＋]>[HC2O]>[C2O]>[CO] d．[H2CO3]>[HCO]>[HC2O]>[CO] [解析]　根據(jù)電離平衡常數(shù)可知草酸的酸性強于碳酸，則碳酸鈉的水解程度大于草酸鈉，所以0.1 mol/L Na2CO3溶液的pH大于0.1 mol/L Na2C2O4溶液的pH。草酸的酸性強于碳酸，則等濃度的草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是草酸。草

28、酸的二級電離常數(shù)大于碳酸的，所以草酸的電離程度大，因此溶液中[H＋]>[HC2O]>[C2O]>[HCO]>[CO]，a、c正確，b、d錯誤。 [答案]　大于　草酸　ac 利用電離平衡常數(shù)解題的思維模型 題組一　有關(guān)電離平衡常數(shù)的定性分析 1．相同溫度下，三種酸的電離常數(shù)如下表所示，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ 電離常數(shù)Ka(mol/L) 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A.三種酸的強弱關(guān)系：HX>HY>HZ B．反應(yīng)HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生 C．相同溫度下，0.1 mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，

29、NaZ溶液pH最大 D．相同溫度下，1 mol/L HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 mol/L HX溶液的電離常數(shù) 解析：選B。表中電離常數(shù)大小關(guān)系：1×10－2 mol/L>9×10－6 mol/L>9×10－7 mol/L，所以三種酸的酸性強弱為HZ>HY>HX，A、C不正確。電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，D不正確。 2．(2018·杭州七校聯(lián)考)已知25 ℃，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 電離平衡常數(shù)(mol·L－1) Ka＝1．75×10－5 Ka＝2．98×10－8 Ka1＝4．

30、30×10－7Ka2＝5．61×10－11 Ka1＝1．54×10－2Ka2＝1．02×10－7 A.25 ℃，等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四種溶液中，堿性最強的是Na2CO3 B．將0.1 mol·L－1的醋酸不斷加水稀釋，所有離子濃度均減小 C．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO D．少量SO2通入CH3COONa溶液中反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋2CH3COO－===SO＋2CH3COOH 解析：選A。根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，酸性：亞硫酸＞醋酸＞碳

31、酸＞亞硫酸氫根離子＞次氯酸＞碳酸氫根離子。A項，相同物質(zhì)的量濃度的含有弱酸根離子的鈉鹽溶液，對應(yīng)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：CH3COO－＜SO＜ClO－＜CO，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SO2通入Ca(ClO)2溶液中，反應(yīng)生成的次氯酸能夠氧化亞硫酸根離子，生成CaSO4，錯誤；D項，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反應(yīng)生成醋酸和亞硫酸氫根離子，反應(yīng)的離子方程式為SO2＋H2O＋CH3COO－=

32、==HSO＋CH3COOH，錯誤。 題組二　有關(guān)電離平衡常數(shù)的定量計算 3．(2016·高考浙江卷)苯甲酸鈉(COONa，縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A－。已知25 ℃時，HA的Ka＝6.25×10－5 mol/L，H2CO3的Ka1＝4.17×10－7 mol/L，Ka2＝4.90×10－11 mol/L。在生產(chǎn)碳酸飲料的過程中，除了添加NaA外，還需加壓充入CO2氣體。下列說法正確的是(溫度為25 ℃，不考慮飲料中其他成分)(　　) A．相比于未充CO2的飲料，碳酸飲料的抑菌能力較低 B．提高CO2充氣壓力，飲料中[A－]不變

33、 C．當(dāng)pH為5.0時，飲料中＝0.16 D．碳酸飲料中各種粒子的濃度關(guān)系為[H＋]＝[HCO]＋[CO]＋[OH－]－[HA] 解析：選C。根據(jù)題中所給的電離平衡常數(shù)可知，酸性：HA>H2CO3>HCO。A項，碳酸飲料因充有CO2而使HA的電離受到抑制，故相比于未充CO2的飲料，碳酸飲料中HA的濃度較大，抑菌能力較強，錯誤；B項，提高CO2充氣壓力，CO2的溶解度增大，HA的電離平衡左移，[A－]減小，錯誤；C項，因為HAH＋＋A－，Ka＝，故＝＝＝0.16，正確；D項，依據(jù)溶液中電荷守恒可知：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]＋[A－]，結(jié)合物料守恒：[Na＋]＝

34、[A－]＋[HA]，所以[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]－[HA]，錯誤。 4．(1)已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，[H2CO3]＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)Ka1＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6) (2)已知常溫下H2C2O4的電離平衡常數(shù)Ka1＝5.4×10－2 mol·L－1，Ka2＝5.4×10－5 mol·L－1，反應(yīng)NH3·H2O＋HC2ONH＋C2O＋H2O的平衡常數(shù)K＝9.45×104，則NH3·H2O的電離平衡常

35、數(shù)Kb＝________。 (3)25 ℃時，在2.0×10－3 mol·L－1的氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略調(diào)節(jié)時體積變化)，測得平衡體系中[F－]、[HF]與溶液pH的關(guān)系如下圖。 則25 ℃時，HF電離平衡常數(shù)為Ka(HF)＝ ________________________________________________________________________ (列式求值)。 (4)[2016·高考全國卷Ⅱ，26(4)]聯(lián)氨(N2H4)為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為____________(已知：N2H4＋H＋ N2H

36、的K＝8.7×107 mol－1·L；KW＝1.0×10－14mol2·L－2)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為______________________。 解析：(1)Ka1＝＝ ＝4.2×10－7 mol·L－1。 (2)反應(yīng)的平衡常數(shù) K＝＝ ＝＝9.45×104， Kb＝1.75×10－5 mol·L－1。 (3)電離平衡常數(shù)等于電離出的離子的平衡濃度的系數(shù)次冪之積除以電解質(zhì)的平衡濃度，故 Ka(HF)＝＝ ＝4×10－4 mol·L－1。 (4)N2H4的第一步電離的方程式為N2H4＋H2ON2H＋OH－，則電離平衡常數(shù)Kb＝ ＝＝＝K·KW＝8.7×10

37、7 mol－1·L×1.0×10－14 mol2·L－2＝8.7×10－7 mol·L－1。聯(lián)氨是二元弱堿，其與硫酸形成的酸式鹽為N2H6(HSO4)2。 答案：(1)4.2×10－7 mol·L－1　(2)1.75×10－5 mol·L－1 (3)＝ mol·L－1＝4×10－4 mol·L－1 (4)8.7×10－7 mol·L－1　N2H6(HSO4)2 電離平衡常數(shù)的應(yīng)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(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。 (3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能

38、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 例如：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀釋， ＝＝， [H＋]減小，Ka不變，則增大。 [課后達標檢測] 一、選擇題 1．(2018·西安八校聯(lián)考)下列事實一定能說明HA是弱酸的是(　　) A．常溫下NaA溶液的pH大于7 B．HA能與Na2CO3溶液反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體 C．1 mol·L－1的HA水溶液能使紫色石蕊試液變紅 D．用HA溶液做導(dǎo)電性實驗，燈泡很暗 解析：選A。NaA溶液的pH大于7，說明NaA為強堿弱酸鹽，則HA為弱酸，A項正確；HCl也能與Na2CO3溶液反應(yīng)，產(chǎn)生CO

39、2氣體，但HCl是強酸，B項錯誤；1 mol·L－1的HCl溶液也能使紫色石蕊試液變紅，C項錯誤；溶液的導(dǎo)電性與溶液中的離子濃度有關(guān)，如果是強電解質(zhì)，但溶液中的離子濃度很小，燈泡也會很暗，D項錯誤。 2．0.1 mol·L－1某堿AOH溶液的pH＝11，將該溶液稀釋10倍后，溶液的pH不可能為(　　) ①10.1?、?0.8?、?2　④11.5 A．③④ B．①② C．①③ D．②④ 解析：選A。在堿溶液稀釋過程中，溶液的pH減小而不是增大，若AOH是強堿，稀釋10倍后溶液的pH＝10，若AOH是弱堿，由于稀釋過程中AOH會繼續(xù)電離出OH－，故稀釋10倍后10

40、2015·高考海南卷)下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5 mol·L－1)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3 mol·L－1)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是(　　) 解析：選B。電離常數(shù)一氯乙酸大于乙酸，故一氯乙酸的酸性比乙酸的酸性強，即同溫、同濃度時，一氯乙酸的電離度大于乙酸，隨著濃度增大，電離度均減小，B項符合題意。 4．(2017·高考全國卷Ⅰ)下列事實中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強弱的是(　　) A．氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應(yīng)，而亞硫酸可以 B．氫硫酸的導(dǎo)電能力低于相同濃度的亞硫酸 C．0.10 mol·L－1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和

41、2.1 D．氫硫酸的還原性強于亞硫酸 解析：選D。根據(jù)較強酸制備較弱酸原理，氫硫酸不和碳酸氫鈉反應(yīng)，亞硫酸與碳酸氫鈉反應(yīng)，說明亞硫酸、碳酸、氫硫酸的酸性依次減弱，A項正確；相同濃度，溶液的導(dǎo)電能力與離子總濃度有關(guān)，相同濃度下，氫硫酸溶液導(dǎo)電能力弱，說明氫硫酸的電離能力較弱，即電離出的氫離子數(shù)較少，B項正確；相同濃度下，亞硫酸的pH較小，故它的酸性較強，C項正確；酸性強弱與還原性無關(guān)，酸性強調(diào)酸電離出氫離子的難易，而還原性強調(diào)還原劑失電子的難易，D項錯誤。 5．運用電離常數(shù)判斷可以發(fā)生的反應(yīng)是(　　) 酸 電離常數(shù)(25 ℃)/mol·L－1 碳酸 Ka1＝4.3×10－7 Ka

42、2＝5.6×10－11 次溴酸 Ka＝2.4×10－9 ①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 ②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ ③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ ④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO A．①③ B．②④ C．①④ D．②③ 解析：選C。根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)中較強酸制備較弱酸的原理，①中次溴酸Ka＝2.4×10－9 mol·L－1>碳酸Ka2＝5.6×10－11 mol·L－1，能發(fā)生；次溴酸Ka＝2.4×10－9 mol·L－1<碳酸Ka1＝4.3×10－7 mol·L－1

43、，可知④能發(fā)生，②和③都不能發(fā)生。 6．(2018·鄭州一模)將濃度為0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀釋，下列各量保持增大的是(　　) ①[H＋]?、赱F－]?、踇OH－]　④Ka(HF)?、軰W ⑥　⑦ A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤ 解析：選C。HF是弱電解質(zhì)，加水稀釋促進HF的電離，但[H＋]、[F－]、[HF]都減小；溫度不變，KW不變，[H＋]減小，則[OH－]增大；溫度不變，Ka(HF)不變，＝，[F－]減小，則增大；根據(jù)電荷守恒知，[H＋]＝[OH－]＋[F－]，則＝＝1－，增大，故減小。綜上所述，[OH－]、保持增大。 7．(2018·海口調(diào)研)已知

44、下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4 mol·L－1、4.6×10－4 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－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(yīng)： ①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋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7.2×10－4 mol·L－1 B．HNO2的電離平衡常數(shù)為4.9×10－10 mol·L－1 C．根據(jù)①③兩個反應(yīng)即可知三種酸的相對強弱 D．HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小 解析：選B。相同溫度下的弱電解

45、質(zhì)的電離平衡常數(shù)是比較弱電解質(zhì)相對強弱的依據(jù)之一。該題中涉及三個反應(yīng)，由題中三個化學(xué)反應(yīng)方程式(強酸制弱酸)可以得出：HF、HNO2、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Ka值與酸對應(yīng)起來，故A正確，B錯誤；反應(yīng)①說明酸性：HNO2>HCN，反應(yīng)③說明酸性：HF>HNO2，故C、D正確。 8．(2018·湖南六校聯(lián)考)高氯酸、硫酸、鹽酸和硝酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。某溫度下，四種物質(zhì)在冰醋酸中的電離常數(shù)如下： HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka (mol·L－1) 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.

46、2×10－10 根據(jù)表格中數(shù)據(jù)判斷以下說法不正確的是(　　) A．在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中最強的酸 B．在冰醋酸中硫酸的電離方程式為H2SO4===2H＋＋SO C．在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離 D．酸的強弱與其本身的結(jié)構(gòu)和溶劑的性質(zhì)有關(guān) 解析：選B。在冰醋酸中高氯酸的電離常數(shù)最大，則酸性最強，A項正確；在冰醋酸中硫酸的電離常數(shù)較小，不能完全電離，電離方程式應(yīng)為H2SO4H＋＋HSO，B項錯誤；在冰醋酸中這四種酸的電離常數(shù)較小，均不能完全電離，C項正確；酸的強弱與其本身的結(jié)構(gòu)和溶劑的性質(zhì)有關(guān)，D項正確。 9．(2017·高考全國卷Ⅱ)改變 0.1 mol·L－1二元弱酸H

47、2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物質(zhì)的量分數(shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示{已知δ(X)＝}。 下列敘述錯誤的是(　　) A．pH＝1.2時，[H2A]＝[HA－] B．lg [Ka2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7時，[HA－]＞[H2A]＝[A2－] D．pH＝4.2時，[HA－]＝[A2－]＝[H＋] 解析：選D。從圖像中可以看出pH＝1.2時，δ(H2A)＝δ(HA－)，則[H2A]＝[HA－]，A項正確；根據(jù)HA－H＋＋A2－，可確定Ka2(H2A)＝，從圖像中可以看出pH＝4.2時，δ(HA－)＝δ(A2－)，則[HA－]＝[A2－]，即lg [

48、Ka2(H2A)]＝lg [H＋]＝－4.2，B項正確；從圖像中可以看出pH＝2.7時，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，則[HA－]>[H2A]＝[A2－]，C項正確；從圖像中可以看出pH＝4.2時，δ(HA－)＝δ(A2－)，則[HA－]＝[A2－]≈0.05 mol·L－1，而[H＋]＝10－4.2 mol·L－1，D項錯誤。 二、非選擇題 10．(2018·海南七校聯(lián)考)連二次硝酸(H2N2O2)是一種二元酸，可用于制N2O氣體。 (1)連二次硝酸中氮元素的化合價為________。 (2)常溫下，用0.01 mol·L－1的NaOH溶液滴定10 mL 0.01 mol

49、·L－1的H2N2O2溶液，測得溶液pH與NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示。 ①寫出H2N2O2在水溶液中的電離方程式： ________________________________________________________________________。 ②b點時溶液中[H2N2O2]________(填“>”“<”或“＝”，下同)[N2O]。 ③a點時溶液中[Na＋]________[HN2O]＋[N2O]。 解析：(1)根據(jù)化合物中各元素化合價的代數(shù)和為0，可求出H2N2O2中氮元素的化合價為＋1。(2)①由題圖可以看出，未加入NaOH溶液時，0.01 mol·L

50、－1H2N2O2溶液的pH＝4.3，這說明H2N2O2為弱酸，則其電離方程式為H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O。②b點時溶液中的溶質(zhì)為NaHN2O2，溶液呈堿性，說明HN2O的水解程度大于其電離程度，H2N2O2為水解產(chǎn)物，N2O為電離產(chǎn)物，故[H2N2O2]>[N2O]。③a點時溶液中，根據(jù)電荷守恒可得[Na＋]＋[H＋]＝2[N2O]＋[HN2O]＋[OH－]，而a點時溶液的pH＝7，則[H＋]＝[OH－]，故[Na＋]＝2[N2O]＋[HN2O]，所以[Na＋]>[N2O]＋[HN2O]。 答案：(1)＋1　(2)①H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O?、?

51、?、? 11．為研究HA、HB和MOH酸堿性的相對強弱，某化學(xué)學(xué)習(xí)小組設(shè)計了以下實驗：室溫下，pH＝2的兩種酸溶液HA、HB和pH＝12的堿溶液MOH各取1 mL，然后分別加水稀釋到1 000 mL，其pH的變化與溶液體積的關(guān)系如圖所示，根據(jù)所給數(shù)據(jù)，請回答下列問題： (1)HA為________酸(填“強”或“弱”，下同)，HB為________酸。 (2)若c＝9，則稀釋后的三種溶液中，由水電離出的氫離子的濃度的大小順序為____________________(用酸、堿的化學(xué)式表示)。將稀釋后的HA溶液和MOH溶液等體積混合，所得溶液中[A－]與[M＋]的大小關(guān)系為[A－]__

52、______[M＋](填“大于”“小于”或“等于”)。 (3)若b＋c＝14，則MOH為________堿(填“強”或“弱”)。將稀釋后的HB溶液和MOH溶液等體積混合，所得混合溶液的pH________7(填“大于”“小于”或“等于”)。 解析：(1)pH＝a的強酸溶液，稀釋10n(a＋n<7)倍后，溶液的pH＝a＋n；pH＝a的弱酸溶液，稀釋10n倍后，溶液的pH介于a和a＋n之間。據(jù)此可確定HA是強酸，HB是弱酸。(2)pH＝9的MOH溶液中，[H＋]水＝1×10－9 mol/L；pH＝5的HA溶液中，[H＋]水＝[OH－]水＝1×10－9 mol/L；pH＝b的HB溶液中，[H＋]

53、水＝[OH－]水<1×10－9 mol/L。將稀釋后的HA溶液和MOH溶液等體積混合，二者恰好完全反應(yīng)生成強酸強堿鹽，溶液顯中性，根據(jù)電荷守恒可知[A－]＝[M＋]。(3)若b＋c＝14，則b＝14－c，在pH＝c的MOH溶液中，[OH－]＝10c－14 mol/L＝10－b mol/L，即將[OH－]＝10－2 mol/L的MOH溶液稀釋103倍后，[OH－]>10－5 mol/L，所以MOH是弱堿。因為同溫度下，HB和MOH的電離能力相同，所以將稀釋后的HB溶液和MOH溶液等體積混合，反應(yīng)后溶液呈中性。 答案：(1)強　弱 (2)HA＝MOH>HB　等于 (3)弱　等于 12．(2

54、018·大連重點中學(xué)考試)Ⅰ.HA、H2B、H3C三種弱酸，根據(jù)“較強酸＋較弱酸鹽===較強酸鹽＋較弱酸”的反應(yīng)規(guī)律，它們之間能發(fā)生下列反應(yīng)： A．HA＋HC2－(少量)===A－＋H2C－ B．H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA C．H2B(少量)＋H2C－===HB－＋H3C 回答下列問題： (1)相同條件下，HA、H2B、H3C三種酸中，酸性最強的是________。 (2)A－、B2－、C3－、HB－、H2C－、HC2－六種離子中，最易結(jié)合質(zhì)子(H＋)的是________，最難結(jié)合質(zhì)子的是___________________________________。 (

55、3)寫出下列反應(yīng)的離子方程式。 HA(過量)＋C3－： _______________________________。 Ⅱ.在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時溶液中[NH]＝[Cl－]，則溶液顯________(填“酸”“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝________。 解析：Ⅰ.(1)根據(jù)“較強酸制較弱酸”原理，由A、B、C反應(yīng)可得酸性：HA>H2C－、H2B>HA、H2B>H3C，故HA、H2B、H3C中酸性最強的為H2B。(2)HC2－酸性最弱，則C3－最易結(jié)合質(zhì)子；H2B酸性最強，

56、則HB－最難結(jié)合質(zhì)子。(3)過量HA與C3－反應(yīng)，生成H2C－和A－。 Ⅱ.根據(jù)電荷守恒得：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，由于[NH]＝[Cl－]，則[H＋]＝[OH－]，因此溶液顯中性；混合后溶液中[OH－]＝10－7 mol·L－1，而[NH]＝[Cl－]＝×0.01 mol·L－1，[NH3·H2O]＝×(a－0.01) mol·L－1，故 NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝＝＝ mol·L－1。 答案：Ⅰ.(1)H2B (2)C3－　HB－ (3)2HA(過量)＋C3－===H2C－＋2A－ Ⅱ.中　 mol·L－1 13．(2018·呼和浩特高三考試)(1

57、)電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的量。已知下表數(shù)據(jù)： 化學(xué)式 電離平衡常數(shù)(25 ℃)/mol·L－1 HCN Ka＝5.0×10－10 CH3COOH Ka＝1.8×10－5 H2CO3 Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11 ①25 ℃時，等濃度的四種溶液：a.NaCN溶液　b．Na2CO3溶液　c．CH3COONa溶液　d．NaHCO3溶液，pH由大到小的順序為________________(填序號)。 ②將0.2 mol·L－1 HCN溶液和0.1 mol·L－1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，則[HCN]、[H＋]、[OH－]、[C

58、N－]、[Na＋]大小排序為______________________________________，[HCN]＋[CN－]________(填“>”“<”或“＝”)0.1 mol·L－1。 ③相同條件下，取等體積等pH的a.HCN溶液　b．CH3COOH 溶液　c．H2CO3溶液，各稀釋100倍，稀釋后的溶液，其pH大小關(guān)系為____________(填序號)。 ④25 ℃時，將體積為Va，pH＝13的某一元強堿與體積為Vb，pH＝2的某二元強酸混合，若所得溶液的pH＝11，則Va∶Vb＝________。 (2)溫度為T ℃時水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為a mol·L

59、－1的H2SO4與b mol·L－1的一元堿AOH等體積混合。則可判斷溶液呈中性的是________(填序號)。 ①混合溶液的pH＝7 ②[SO]＝[A＋] ③混合溶液中[H＋][OH－]＝KW ④混合溶液中[OH－]＝ mol·L－1 解析：(1)①由表中電離平衡常數(shù)可知酸性大?。篊H3COOH>H2CO3>HCN>HCO(相應(yīng)的酸根離子分別為CH3COO－、HCO、CN－、CO)，酸性越弱，其鹽溶液中酸根離子水解程度越大，故等濃度的四種溶液：a.NaCN溶液、b.Na2CO3溶液、c.CH3COONa溶液、d.NaHCO3溶液，pH由大到小的順序為b>a>d>c。②反應(yīng)后得到等濃

60、度的HCN與NaCN的混合溶液，由溶液顯堿性可推知CN－水解程度大于HCN的電離程度，故溶液中有關(guān)微粒的濃度大小為[HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]；等體積混合后有關(guān)粒子的濃度變?yōu)樵瓉淼囊话?，根?jù)原子守恒可知[HCN]＋[CN－]＝0.1 mol·L－1。③酸越弱，稀釋同樣的倍數(shù)，其pH改變越小，因此相同條件下，取等體積等pH的a.HCN溶液，b.CH3COOH溶液，c.H2CO3溶液，各稀釋100倍，稀釋后的溶液pH大小關(guān)系為b>c>a。④混合后溶液pH＝11，說明混合后溶液中[OH－]＝10－3 mol·L－1，故由題意得＝10－3，解得Va∶Vb＝1∶9。(2)因溫度不一定是25 ℃，故pH＝7時溶 液不一定呈中性；由[SO]＝[A＋]及電荷守恒可知溶液中[H＋]＝[OH－]，則溶液一定呈中性；無論溶液呈酸性、中性還是堿性，混合溶液中總存在[H＋][OH－]＝KW；混合溶液中[OH－]＝ mol·L－1，可說明混合溶液中[H＋]＝[OH－]，則溶液一定呈中性。 答案：(1)①b>a>d>c?、赱HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]?。健、踒>c>a?、?∶9 (2)②④