第14讲 电离平衡常数　强酸与弱酸比较 （含答案）【暑假弯道超车】2024年新高二化学暑假讲义+习题（人教版2019选择性必修1）

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1.构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化。
2.建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。
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。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
2．电离平衡常数的表示方法
ABA＋＋B－ K＝eq \f(cA＋·cB－,cAB)。
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)；
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－
Kb＝eq \f(cNH\\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)。
(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，
H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3) Ka1＝eq \f(cHCO\\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)；
HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3) Ka2＝eq \f(cH＋·cCO\\al(2－,3),cHCO\\al(－,3))。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：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．电离常数的意义
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性所决定。
(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。
5．电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a ml·L－1的CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/(ml·L－1) a 0 0
变化浓度/(ml·L－1) x x x
平衡浓度/(ml·L－1) a－x x x
则Ka＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝eq \f(x2,a－x)≈eq \f(x2,a)。
【特别提醒】由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) ml·L－1一般近似为a ml·L－1。
电离度(α)＝eq \f(已电离的分子数,弱电解质分子总数)
注意：温度越高电离度越大；稀释溶液，电离度变大。弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。
6.电离平衡常数的应用
(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)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。
(4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq \f(Ka,cH＋)，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。
二、强酸与弱酸的比较
1．实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
2.思考与讨论：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，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 ml·L－1盐酸、2 mL 2 ml·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
3.一元强酸和一元弱酸的比较
(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
(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
考点01 电离常数的概念及表达式
【例1】下列有关电离常数的表达式错误的是（ ）
A．：
B．：
C．：
D．：
【答案】C
【解析】A．是一元弱酸，，A正确；
B．是一元弱碱，，B正确；
C．多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数，，，，，C项错误；
D．是二元弱酸，分两步电离，第二步电离的平衡常数为：，D正确；
答案选C。
【变式1-1】已知25℃时，K==1.75×10-5，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
【答案】B
【分析】电离平衡常数只受温度的影响，醋酸的电离是吸热过程，温度升高，K增大，温度降低，K减小，据此回答判断。
【解析】A. 向该溶液中加入一定量的硫酸时，若加入浓硫酸，浓硫酸溶于水放热，K增大，若为稀硫酸，K不变，硫酸浓度未知，故A错误；
B. 醋酸的电离是吸热过程，温度升高，K增大，故B正确
C. 向醋酸溶液中加水，温度不变，K不变，故C错误；
D. 向醋酸溶液中加氢氧化钠，温度不变，K不变，故D错误。
答案选B。
考点02 利用Ka比较弱酸的相对强弱
【例2】时，的电离常数，的电离常数。下列说法正确的是
A．的酸性弱于
B．的酸性弱于
C．多元弱酸第一步电离产生的对第二步电离有促进作用
D．多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
【答案】B
【解析】A．相同温度下，的一级电离常数大于的一级电离常数，说明的酸性比的酸性强，A项错误，
B．由A可知，B项正确；
C．多元弱酸第一步电离产生的对第二步电离有抑制作用，C项错误；
D．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，D项错误；
故选B。
【变式2-1】如表是25℃时，几种常见弱酸的电离平衡常数：
下列说法正确的是
A．三种酸中酸性最强的是CH3COOH
B．三种酸中HF能腐蚀玻璃是因为其电离平衡常数最大
C．若向稀醋酸溶液中滴入一滴冰醋酸，醋酸的电离程度增大
D．在溶液中反应HCN+CH3COONa=NaCN+CH3COOH不易发生
【答案】D
【解析】A.根据电离平衡常数：Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，得出酸性最强的是HF，A项错误；
B.氢氟酸能腐蚀玻璃是它的特性，与其电离常数大小无关，B项错误；
C.加少量冰醋酸，醋酸的浓度增大，电离平衡正向移动，但电离程度反而减小，C项错误；
D.强制弱，CH3COOH比HCN的酸性强，所给反应不易发生，D项正确；
答案选D。
【变式2-2】已知时有关弱酸的电离平衡常数如表：
则时，下列有关说法正确的是
A．相同的三种溶液，浓度关系：
B．将均为4的溶液和HCN溶液稀释相同的倍数后，前者的小于后者
C．向溶液中通入少量所发生的化学反应为
D．将等浓度的HCN溶液和溶液等体积混合，所得溶液呈酸性
【答案】C
【解析】A．弱酸电离常数越小弱酸酸性越弱，相同的三种溶液，均为强碱弱酸盐，对应酸根越弱越水解，则溶液浓度关系：，A错误；
B．将均为4的溶液和HCN溶液稀释相同的倍数后，电离平衡常数越小越水解，前者的大于后者，B错误；
C．酸性：H2CO3＞HCN＞HCO，则向溶液中通入少量所发生的化学反应为，C正确；
D．将等浓度的HCN溶液和溶液等体积混合，，所得溶液呈碱性，D错误；
答案选C。
考点03 弱酸溶液离子浓度比值变化的判断
【例3】56．下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
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，增大
D．向弱酸溶液中加少量 NaOH 溶液，电离常数不变
【答案】C
【解析】A．从碳酸和氢硫酸的第一电离平衡常数分析，碳酸的酸性大于氢硫酸，A正确；
B．多元弱酸分步电离，酸性主要取决于第一步电离，B正确；
C．常温下加水稀释醋酸，醋酸继续电离，醋酸根离子浓度减小，氢离子浓度也减小，水的电离程度增大，水电离出清离子，故比值减小，C错误；
D．电离平衡常数取决于温度，温度不变，电离常数不变，D正确；
故选C。
【变式3-1】25 ℃时，的盐酸和醋酸溶液各分别加水稀释，溶液导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法不正确的是

A．曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程
B．a点溶液中的比b点溶液中的大
C．b点溶液中和氢氧化钠的能力强于a点溶液
D．将a、b两点所示溶液加热至30 ℃，的值变小
【答案】B
【分析】盐酸是强酸，在溶液中完全电离，醋酸是弱酸，在溶液中部分电离，存在电离平衡， pH相同的醋酸和盐酸稀释相同倍数，盐酸溶液中离子浓度变化大，导电性变化大，由题图可知，曲线I的导电变化大于曲线II，则曲线I代表盐酸的稀释过程，曲线II代表醋酸溶液的稀释过程。
【解析】A．由分析可知，曲线I代表盐酸的稀释过程，曲线II代表醋酸溶液的稀释过程，故A正确；
B．由题图可知，a点溶液的导电能力小于b点溶液的导电能力，则a点溶液中氢离子浓度小于b点溶液，故B错误；
C．起始时盐酸和醋酸溶液的pH都等于3，由于盐酸为强酸、醋酸为弱酸，起始时盐酸的物质的量浓度小于醋酸的物质的量浓度，并且起始时两溶液的体积相同，故醋酸溶液中醋酸的物质的量大于盐酸中氯化氢的物质的量，稀释过程中溶质的物质的量不变，所以b点溶液中和的能力强于a点溶液，故C正确；
D．盐酸是强酸，将a点溶液加热，盐酸溶液中氯离子浓度不变，醋酸是弱酸，在溶液中的电离过程是吸热过程，将b点溶液加热，促进醋酸的电离，溶液中醋酸根离子浓度增大，则的值变小，故D正确；
故选B。
考点04 强酸、弱酸的比较
【例4】下列叙述可说明属于弱酸的是
A．能与水以任意比互溶
B．溶液中约为
C．能与溶液反应，产生气体
D．溶液能使紫色石蕊溶液变红
【答案】B
【解析】A．醋酸能与水以任意比互溶不能说明醋酸在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，不能证明醋酸是弱酸，故A错误；
B．1ml/L醋酸溶液中氢离子浓度约为0.01ml/L说明醋酸在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，证明醋酸是弱酸，故B正确；
C．醋酸溶液能与碳酸钠溶液反应生成二氧化碳气体说明醋酸的酸性比碳酸强，不能证明醋酸是弱酸，故C错误；
D．1ml/L醋酸溶液能使紫色石蕊溶液变红说明醋酸溶液呈酸性，不能证明醋酸是弱酸，故D错误；
故选B。
【变式4-1】3.的两种酸溶液A、B各，分别加水稀释到，其与溶液体积(V)的关系如图示，下列说法错误的是
A．若，则A是强酸，B是弱酸
B．若，则A、B都是弱酸
C．稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱
D．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
【答案】D
【分析】的两种酸溶液A、B各，分别加水稀释到，稀释过程中A酸溶液的pH变化快，B酸溶液的pH变化慢，说明B酸的酸性更弱，稀释过程，B酸的电离平衡正向移动，使得B酸溶液中H+浓度降低的缓慢；
【解析】A．若，稀释1000倍后，A酸的pH增加了3，说明A是强酸，B是弱酸，故A正确；
B．若，稀释1000倍后，A、B酸溶液的pH增加的数值小于3，，则A、B都是弱酸，故B正确；
C．稀释后，A酸溶液H+浓度更小，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱，故C正确；
D．A、B两种酸溶液的pH相同，由于A、B酸的强弱不同，电离程度不同，则A、B酸的物质的量浓度不同，故D错误；
故选D。
1．下列有关电离常数的叙述正确的是（ ）
A．电离常数受溶液中电解质浓度的影响
B．电离常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大
D．常温下，0.1ml/L的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，则醋酸的电离常数Ka=10-4
【答案】B
【解析】A．电离常数只受温度影响，与溶液浓度无关，A叙述错误；
B．电离常数的大小可以表示弱电解质的相对强弱，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大，B叙述正确；
C．酸溶液中c(H+)既跟酸的电离常数有关，又跟酸的浓度有关，C叙述错误；
D．0.1ml/L的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，c(H+)=c(CH3COO-)=10-3ml/L，c(CH3COOH)≈0.1ml/L，，D叙述错误。
答案为B。
2．下列事实可以证明NH3·H2O是弱碱的是
A．氨水能跟CuCl2溶液反应生成Cu(OH)2沉淀
B．铵盐受热易分解，放出氨气
C．0.1ml·L-1的氨水可以使酚酞溶液变红
D．0.1ml·L-1的氨水中，c(OH-)约为0.001ml·L-1
【答案】D
【解析】A．氨水能与CuCl2溶液反应生成Cu(OH)2沉淀，只能说明氨水呈碱性，不能说明NH3·H2O部分电离、是弱碱，A项不符合题意；
B．铵盐受热易分解放出氨气，描述的是物质的稳定性，与NH3·H2O的电离程度无关，不能说明NH3·H2O是弱碱，B项不符合题意；
C．0.1ml·L-1的氨水可以使酚酞溶液变红，只能说明氨水呈碱性，不能说明NH3·H2O部分电离、是弱碱，C项不符合题意；
D．0.1ml·L-1的氨水中，c(OH-)约为0.001ml/L＜0.1ml/L，说明NH3·H2O部分电离、是弱碱，D项符合题意；
答案选D。
3．下列事实能证明HA是弱酸的是
①0.1 ml·LHA溶液中通入HCl，减小
②0.1 ml·LHA溶液可以使石蕊溶液变红
③常温下，0.1 ml·LHA溶液中 ml·L
④相同温度下，0.1 ml·LHA溶液的导电能力比0.1 ml·L 溶液弱
A．①②B．①③C．②④D．③④
【答案】B
【解析】①0.1 ml·LHA溶液中通入HCl，减小,说明HA是弱酸，通入HCl抑制了它的电离，才会使减小,故选①；
②使石蕊溶液变红只能说明溶液显酸性，不能证明HA是弱酸，故不选②；
③常温下，0.1 ml·LHA如果是强酸，完全电离,如果是弱酸才会部分电离使 ml·L，故选③；
④是二元强酸，HA即使是一元强酸，在相同温度下，0.1 ml·L的HA溶液的导电能力也会比0.1 ml·L 溶液弱，所以该事实不能说明HA的强弱，故不选④；
综上所述，能证明HA是弱酸的是①③；
故选B
4．溶液中有1%的电离，则的电离平衡常数为
A．B．C．D．
【答案】A
【解析】发生电离的的物质的量浓度为，根据，则平衡时，，将有关数据代入电离平衡常数表达式得。
答案选A。
5．1 ml·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为
A．1.0×10-4B．1.0×10-5C．1.0×10-2D．1.0×10-6
【答案】A
【解析】1 ml·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则电离的HA的物质的量浓度为0.01 ml·L-1，可建立以下三段式：
Ka=≈1.0×10-4，故选A。
6.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
下列选项错误的是
A．2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO
B．2HCOOH+CO→2HCOO-+H2O+CO2↑
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．等pH的HCOOH和HCN稀释相同的倍数后pH前者大于后者
【答案】A
【分析】根据电离平衡常数知，酸性强弱顺序为：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO，据此分析解答。
【解析】A．酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能够制取弱酸，由于酸性：HCN>HCO，所以CO2通入NaCN溶液中生成HCN和HCO，离子方程式为 CN-+H2O+CO2═HCN+HCO，故A错误；
B．酸的电离常数越大，酸的酸性越强，HCOOH>HCO，所以过量的甲酸可以与CO反应制取二氧化碳，B正确；
C．由于酸性：HCOOH>HCN，等体积、等pH的HCOOH和HCN溶液中，前者的溶质的物质的量小于后者，所以消耗NaOH的量前者小于后者，C正确；
D．由于酸性：HCOOH>HCN，稀释相同倍数时，酸性较弱的pH变化小于酸性较强的，所以稀释相同的倍数后pH前者大于后者，D正确；
答案选A。
7．已知常温下的电离平衡常数，；的电离平衡常数，。下列说法不正确的是
A．稀释溶液，减小
B．酸性：
C．用溶液吸收，当溶液呈中性时，
D．的溶液，加水稀释到500倍，则稀释后与的比值为1∶10
【答案】A
【解析】A．稀释溶液，的电离程度增大，溶液中、增大，增大数值大于，因此将增大，故A项错误；
B．多元弱酸分步电离，每一步都形成酸式盐对应的酸根离子，电离平衡常数越大，对应酸的酸性越强，所以酸性强弱顺序为：，故B项正确；
C．用溶液吸收，当溶液呈中性时，，，故C项正确；
D．的溶液中，，，加水稀释到500倍，则稀释后，，则稀释后与的比值为1∶10，故D项正确；
综上所述，选A项。
8．已知，时溶液中存在以下平衡：
①
②
③
时，溶液中，随的变化关系如图所示。下列说法错误的是

A．溶液中，加入少量的气体，增大
B．溶液颜色不再变化，可以判断该体系达到平衡状态
C．a点溶液中离子浓度关系：
D．反应③的化学平衡常数
【答案】A
【解析】A．溶液中，加入少量的气体，与发生氧化还原反应，减小，A错误；
B．为橙色，为黄色，颜色不一样，当溶液颜色不再变化时，可以判断该体系达到平衡状态，B正确；
C．溶液中，最大，点溶液中，，，则；，，解得，故a点溶液中离子浓度关系：，C正确；
D．，由反应可得反应③，故反应③的化学平衡常数，D正确；
故选A。
9.常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表。下列说法正确的是
A．向溶液中通入少量：
B．常温下，相同浓度的溶液和溶液的酸性，后者更强
C．向溶液中通入少量：
D．向氯水中分别加入等浓度的溶液和溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
【答案】A
【分析】电离平衡常数可以表示酸性强弱，从电离平衡常数可以判断出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO，以此解题。
【解析】A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因为酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正确；
B．H2SO3的第一电离平衡常数为K1=1.29×10-2，而H2CO3的第一电离平衡常数为K1=4.4×10-7，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液的酸性强于H2CO3溶液的酸性，故B错误；
C．H2CO3＞HClO＞HCO，所以少量的CO2通入NaClO溶液中碳酸氢根离子和次氯酸，正确的离子方程式为：CO2+H2O+ClO-═HCO+HClO，故C错误；
D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，故D错误；
故选A。
10．由表格中的电离常数判断下列反应可以发生的是（ ）
A．NaClO+NaHCO3=HClO+Na2CO3
B．NaClO+CO2+H2O=HClO+NaHCO3
C．2NaClO+CO2+H2O=2HClO+Na2CO3
D．HClO+NaHCO3=NaClO+CO2↑+H2O
【答案】B
【分析】K1(H2CO3)>K(HClO)> K2(H2CO3)，所以酸性H2CO3>HClO>HCO，结合强酸可以制弱酸判断。
【解析】A．HClO的酸性比碳酸氢根强，所以该反应不能发生，故A错误；
B．酸性H2CO3>HClO>HCO，所以次氯酸钠溶液中通入二氧化碳只能生成次氯酸和碳酸氢钠，该反应可以发生，故B正确；
C．酸性H2CO3>HClO>HCO，所以次氯酸钠溶液中通入二氧化碳只能生成次氯酸和碳酸氢钠，该反应不能发生，故C错误；
D．次氯酸酸性比碳酸弱，所以该反应不能发生，故D错误；
综上所述答案为B。
11．已知：25℃时，CH3COOH的电离常数K=1.75×10-5，H2CO3的电离常数K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11。下列说法不正确的是（ ）
A．向Na2CO3溶液中加入乙酸有气泡产生
B．25℃时，向乙酸中加入NaOH溶液，CH3COOH的电离程度和K均增大
C．向0.1ml/LCH3COOH溶液中加入蒸馏水，c(H+)减小
D．向H2CO3溶液中加入NaHCO3固体，c(H+)减小
【答案】B
【解析】A．弱酸的电离常数越大，酸性越强，故乙酸的酸性强于碳酸，强酸可以制弱酸，所以向Na2CO3溶液中加入乙酸有二氧化碳气体生成，A说法正确；
B．25℃时，向乙酸中加入NaOH溶液，c(H+)减小，平衡正向移动，CH3COOH的电离程度增大，电离常数只与温度有关，CH3COOH的K不变，B说法错误；
C．向0.1ml/LCH3COOH溶液中加入蒸馏水，促进乙酸的电离，n(H+)增大，但溶液的体积也增大，且体积增大程度更大，所以c(H+)减小，C说法正确；
D．NaHCO3在溶液中电离出的会抑制H2CO3的电离，导致H2CO3溶液中c(H+)减小，D说法正确；
答案为B。
12．室温下将体积相同、浓度均为0.1ml·L-l的盐酸和醋酸分别采取下列措施，有关叙述一定正确的是
A．分别加入足量锌粉，充分反应后产生的H2一样多
B．分别加入足量锌粉，反应开始时产生H2的速率相等
C．分别加入NaOH固体恰好中和后，两溶液的pH相同
D．分别加水稀释100倍后，两溶液的pH：盐酸大于醋酸
【答案】A
【解析】A．体积相同，浓度均为0.1ml·L-l的盐酸和醋酸两种溶液溶质物质的量相同，都是一元酸，和Zn充分反应生成氢气相同，故A正确；
B．体积相同，浓度均为0.1ml·L-l的盐酸和醋酸两种溶液中，醋酸是弱电解质存在电离平衡，溶液中的氢离子浓度小于盐酸中的氢离子浓度，所以开始加入锌时，盐酸的反应速率要快于醋酸，故B错误；
C．室温下，加入NaOH固体恰好中和盐酸后是氯化钠溶液，pH=7，中和醋酸后得到的是醋酸钠溶液，醋酸钠会发生水解反应，pH＞7，故C错误；
D．加水稀释100倍后，盐酸溶液的pH增大2个单位，醋酸是弱酸，氢离子浓度小，醋酸溶液的pH增大不到2个单位，所以盐酸的pH小于醋酸，故D错误；
答案选A。
13．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数，由表格数据判断以下说法中不正确的是
A．相同条件下在冰醋酸中，硝酸是这四种酸中最弱的酸
B．在冰醋酸中，这四种酸都没有完全电离
C．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式为H2SO4⇌H++、⇌H++
D．电解质的强弱与所处的溶剂无关
【答案】D
【解析】A．相同条件下在冰醋酸中，硝酸的电离常数最小，故其是这四种酸中最弱的酸，A说法正确；
B．在冰醋酸中，这四种酸的电离常数均较小，故其都没有完全电离，B说法正确；
C．在冰醋酸中，硫酸存在电离平衡，其电离方程式为H2SO4⇌H++、⇌H++，C说法正确；
D．这四种酸在水溶液中均为强酸，但在冰醋酸中却是弱酸，故电解质的强弱与所处的溶剂有关，D说法不正确。
综上所述，相关说法中不正确的是D。
14．常温下，几种弱电解质的电离平衡常数如表所示，向20mL0.1ml/L的盐酸溶液中逐滴滴加0.1ml/L的氨水，溶液的pH变化曲线如图所示。
下列说法正确的是（ ）
A．CH3COONH4溶液中c(OH-)=c(H+)≠l0-7ml/L
B．和能发生彻底水解反应
C．曲线上水的电离程度最大的点为b点
D．d点时，c(OH-)-c(H+)=[c()-2c(NH3·H2O)］
【答案】D
【解析】A. 氨水和醋酸的电离常数相同，铵根离子和醋酸根离子都发生水解，促进水的电离，且二者水解程度相同，所以CH3COONH4溶液中：c(OH-)=c(H+)=10-7ml/L，溶液的pH=7，A错误；
B. 和可以双水解，但因水解产物溶解度较大，无法脱离溶液，所以反应不彻底， B错误；
C. 盐类水解促进水的电离，酸或碱抑制水的电离，加入氨水20mL，恰好生成氯化铵，所以曲线上水的电离程度最大的点为c点，C错误；
D. d点加入30mL氨水，溶液中存在的氯化铵和氨水比为：2:1，根据电荷守恒：c（H+）+c（）=c（OH-）+c（Cl-），根据物料守恒：2c[（NH3·H2O）+c（）］=3c（Cl-），c（OH-）-c（H+）=c（）-c（Cl-），所以c（OH-）-c（H+）=[c（）-2c（NH3·H2O）］，D正确；故答案为：D。
15．已知电离常数：，、。下列离子方程式书写正确的是
A．向KCN(aq)中通入少量的气体：
B．饱和碳酸钠溶液中通入
C．氢氧化铁溶于氢碘酸(强酸)：
D．同浓度同体积的溶液与NaOH溶液混合：
【答案】C
【解析】A．电离常数越大，酸性越强，所以酸性：，KCN(aq)中通入少量的气体的反应为：，A错误；
B．饱和碳酸钠溶液中通入会生成碳酸氢钠沉淀，即，B错误；
C．氢氧化铁溶于氢碘酸，生成的会氧化，C正确；
D．同浓度同体积的溶液与NaOH溶液混合，氢氧根离子先与氢离子反应，离子方程式为：，D错误；
答案为：C。
实验操作
实验现象
有气泡产生
实验结论
CH3COOH酸性大于碳酸
Ka大小比较
Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3)
宏观辨识
微观探析
反应初期
盐酸的反应速率比醋酸大
盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率较大
反应
过程中
盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显
醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，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相等，速率几乎都变为零
镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。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0
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
大
强
相同
相同
大
一元弱酸
小
弱
小
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
相同
相同
小
少
相同
一元弱酸
大
多
酸
CH3COOH
HF
HCN
电离平衡常数(Ka)
1.8×10-5
7.2×10-4
5.0×10-10
弱酸
HCN
电离平衡常数
CH3COOH
H2CO3
H2S
H3PO4
1.8×10-5
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-12
K1=7.5×10-3
K2=6.2×10-8
K3=2.2×10-13
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25℃)
Ki=1.77×10-4
Ki=4.9×10-10
Ki1=4.3×10-7
Ki2=5.6×10-11
弱酸
HClO
H2CO3
电离常数(25℃)
K=3.2×10-8
K1=4.3×10-7
K2=4.7×10-11
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
弱电解质
K
H2CO3
Ka1=4×10-7 Ka2=4×10-11
NH3·H2O
Kb=1.75×10-5
CH3COOH
Ka=1.75×10-5