高二化学寒假作业同步练习题弱电解质的电离含解析

这是一份高二化学寒假作业同步练习题弱电解质的电离含解析，共14页。试卷主要包含了强弱电解质，弱电解质的电离平衡，电离平衡常数等内容，欢迎下载使用。

弱电解质的电离
一、强弱电解质
1．电解质和非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
2．强电解质和弱电解质
（1）盐酸和醋酸电离程度的实验探究

1 mol·L－1 HCl
1 mol·L－1 CH3COOH
与等量镁条的反应
现象
产生无色气泡较快
产生无色气泡较慢
结论
Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中c(H＋)较大，说明HCl的电离程度大于醋酸的电离程度
（2）强电解质和弱电解质的概念和物质类别


【归纳总结】
（1）CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。
（2）电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电
概念剖析
（1）强电解质与弱电解质的比较

强电解质
弱电解质
概念
溶于水后能完全电离的电解质
溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型
离子化合物、共价化合物
共价化合物
电离程度
完全电离
部分电离
电解质的存在形式
只有电解质电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
既有电解质电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
实例
①多数盐(包括难溶性盐)；
②强酸：HNO3、HCl、HClO4、H2SO4等；
③强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
①弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO等；
②弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；
③水
（2）正确理解强电解质和弱电解质
①区分电解质强弱的依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。
②电解质的强弱与溶液导电性的大小无必然联系。只要溶液中离子所带电荷的浓度大，其导电性就强。
③电解质的强弱与物质的溶解性无必然联系。即使溶解度很小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据物质溶解度大小直接判断电解质的强弱。
④在强弱电解质的判断中还要特别注意其概念的研究范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。
二、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡状态
（1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
（2）电离平衡的特征

2．弱电解质的电离方程式的书写
（1）弱电解质电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONH＋OH－。
（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。
如H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，以第一步电离为主。
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。
如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
3．电离平衡的影响因素
（1）温度：升高温度使电离平衡向电离的方向移动，因为电离一般是吸热过程。
（2）浓度：弱电解质的浓度降低，电离平衡向电离的方向移动，因为离子相互碰撞结合为分子的几率减小。
（3）相同离子的影响：在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡逆向移动。
（4）加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。
【难点突破】
弱酸或弱碱电离平衡移动中离子浓度的变化
（1）弱酸或弱碱的电离平衡向右移动，其电离程度不一定增大，弱电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大。
（2）弱酸或弱碱加水稀释时，溶液中不一定所有离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，c(OH－)增大，其他离子浓度均减小。
（3）对于浓的弱电解质溶液，如冰醋酸加水稀释的过程弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度先增大后减小。
【难点突破】
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
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
（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
相同
相同
小
少
相同
一元弱酸
大
多
三、电离平衡常数
1．概念
在一定温度下，当弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各离子浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓度的比值(为一常数)，简称电离常数，用K表示。
2．表达式
（1）醋酸的电离常数表达式是Ka＝。
（2）一水合氨的电离常数表达式是Kb＝。
（3）H2S在水溶液中分两步电离，即H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－，其电离常数表达式分别为　Ka1＝、Ka2＝。
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大，酸(或碱)性越强。
4．电离常数的影响因素
电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
【总结归纳】
（1）电离常数的大小由弱电解质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。
（2）同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
（3）多元弱酸电离常数：K1≫K2≫K3，其酸性主要由K1大小决定。
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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，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）根据电离平衡常数：可以判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q＜K，平衡向电离方向移动。
（3）根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离平衡常数不变，考题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒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．常温下，在1L0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
【答案】B
【解析】加水促进弱电解质的电离，则电离平衡正向移动，A项错误；加入少量NaOH固体，与CH3COOH电离生成的H+结合，使电离平衡向着正向移动，B项正确；盐酸是强电解质，加入后溶液中c (H+)增大，电离平衡向着逆向移动，但是达到新的平衡时，溶液中c (H+)增大，C项错误；加入少量CH3COONa固体，由电离平衡可以知道，c(CH3COO-)增大，则电离平衡逆反应方向移动，D项错误。答案选B。
2．下列性质中，可以证明CH3COOH是弱电解质的是
A．醋酸的导电能力比盐酸的弱
B．常温下0.1 mol•L-1的醋酸溶液pH=2.8
C．10 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液恰好与10 mL 0.1 mol/L的NaOH溶液完全反应
D．醋酸不能与NaCl反应
【答案】B
【解析】由于没有告知醋酸和盐酸是否为同浓度，不能根据其溶液的导电性判断其电离程度，A项错误；常温下0.1 mol•L-1的醋酸溶液pH=2.8，证明醋酸没有完全电离，为弱电解质，B项正确；10 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液恰好与10 mL 0.1 mol/L的NaOH溶液完全反应只能说明醋酸为一元酸，不能证明醋酸为弱电解质，C项错误；醋酸不能与NaCl反应不能证明醋酸为弱电解质，D项错误。答案选B。
3．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示。下列说法不正确的是

A．在O点时，醋酸不导电
B．a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小
C．b点时，醋酸电离程度最大
D．可通过微热的方法使c点溶液中c(CH3COO－)增大
【答案】C
【解析】在O点时，冰醋酸中不存在自由移动的离子，所以不导电，A项正确；溶液的导电能力越大，溶液中存在的离子浓度越大，a、b、c三点，a点溶液导电能力最小，所以a点时醋酸溶液中H+浓度最小，B项正确；醋酸的浓度越小，其电离程度越大，a、b、c三点，c点溶液的体积最大，则c点醋酸的浓度最小，电离程度最大，C项错误；醋酸的电离是吸热反应，升高温度，促进醋酸电离，所以可以通过微热的方法使c点溶液中c(CH3COO-)增大，D项正确。答案选C。
【点睛】本题考查弱电解质的电离平衡的影响，明确图中导电性与离子浓度的关系是解答本题的关键，本题的易错点为C，注意不能根据溶液的导电能力判断醋酸的电离程度，要根据溶液的体积判断醋酸的电离程度。
4．弱电解质在水溶液中的电离过程是一个可逆过程。常温下，关于弱电解质的电离过程，说法正确的是
A．0.1mol∙L-1醋酸溶液加水稀释，溶液中减小
B．水是极弱的电解质，将NaHSO4加入水中，水的电离程度增大
C．pH=3的醋酸溶液加水稀释10倍后3＜pH＜4
D．若电离平衡向正向移动，则弱电解质的电离度一定增大
【答案】C
【解析】加水稀释时平衡CH3COOHCH3COO-＋H+正向移动，K＝， ＝，越稀越电离，则溶液中外界条件的影响大于平衡的移动，故c(CH3COO-)减小，增大，A项错误；水是极弱的电解质，存在电离平衡，H2O⇌OH−+H＋，NaHSO4电离生成的氢离子抑制水的电离，水的电离程度减小，B项错误；pH=3的醋酸溶液中氢离子的浓度为0.001mol/L，稀释到原体积的10倍后醋酸的电离程度增大，氢离子浓度大于0.0001mol/L，则溶液的3＜pH＜4，C项正确；若电离平衡向正向移动，则弱电解质的电离度不一定增大，例如向醋酸溶液中加入醋酸，虽然促进了电离，但是外界条件的影响大于平衡的移动，电离度是减小的，D项错误。答案选C。
5．在25℃时，用蒸馏水稀释1mol·L－1的醋酸溶液至0.01mol·L－1，随着溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是
A． B．
C． D．
【答案】A
【解析】醋酸是弱电解质，在水溶液中存在电离平衡，加水稀释促进醋酸电离，所以溶液中c(CH3COOH)减小，但醋酸电离增大程度小于溶液体积增大程度，所以溶液中c(CH3COO−)、c(H+)都减小，温度不变水的离子积常数不变，所以c(OH−)增大.加水稀释促进醋酸电离，所以溶液中n(CH3COOH)减小、n(H+)增大，因为溶液体积相同，所以增大，A项正确；向溶液中加水，氢离子浓度最终接近于10-7保持不变，而醋酸根始终减少，所以整体减小，B项错误；加水稀释促进醋酸电离，所以溶液中n(CH3COOH)减小，n(CH3COO−)增大，溶液体积相等，所以减小，C项错误；=Ka，温度不变，电离平衡常数不变，不变，D项错误。答案选A。
6．醋酸的电离方程式为CH3COOH(aq)H+(aq)＋CH3COO-(aq) ΔH＞0.25℃时，0.1mol/L醋酸溶液中存在下述关系： =1.75×10-5，下列说法正确的是
A．该温度下0.01mol/L醋酸溶液Ka＜1.75×10-5
B．升高温度，c(H+)增大，Ka变大
C．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H+)减小
D．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动
【答案】B
【解析】醋酸的电离平衡常数只与温度有关，所以该温度下醋酸的Ka＝＝1.75×10-5，A项错误；醋酸的电离为吸热过程，所以升高温度促进电离，氢离子浓度增大，Ka变大，B项正确；浓盐酸中含有大量氢离子，所以醋酸的电离平衡逆向移动，但氢离子浓度增大，C项错误；醋酸钠会电离出醋酸根，使醋酸的电离平衡逆向移动，D项错误。答案选B。
7．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
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10-5
6.3×10-9
1.6×10-9
4.2×10-10
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H2SO4H+＋HSO4－、HSO4－H+＋SO42－
D．电解质的强弱与所处的溶剂无关
【答案】D
【解析】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项正确；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项正确；在冰醋酸中，硫酸存在电离平衡，其电离方程式为H2SO4H+＋HSO4－、HSO4－H+＋SO42－，C项正确；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项错误。答案选D。
8．下表是在相同温度下三种酸的一些数据， 下列判断正确的是
酸
HX
HY
HZ
浓度(mol/L)
0.12
0.2
0.9
1
1
电离度
0.25
0.2
0.1
0.3
0.5
电离常数
Ka1
Ka2
Ka3
Ka4
Ka5

A．同温时，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3=0.01
B．室温时，NaZ 溶液中加水，则变小，若加盐酸，则变大
C．等物质的量浓度的NaX、NaY 和NaZ的三种溶液，其pH为：NaX＜NaY＜NaZ
D．在相同温度下，Ka5＞Ka4＞Ka3
【答案】D
【解析】K只受温度影响，相同温度下，同种弱酸的电离常数不随浓度的变化而变化，所以Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；室温时，若在NaZ溶液中加水，加酸促进水解,＝，二者都为常数，比值也为常数，只随温度变化而变化，室温时，比值不变，B项错误；由电离常数可知酸性HZ>HY>HX，酸越强，酸根离子水解程度越小，强碱弱酸盐的碱性越弱，所以pH为：NaX＞NaY＞NaZ，C项错误；弱酸的电离度越大，酸越强，则电离常数越大，Ka5＞Ka4＞Ka3，D选项正确。答案选D。
9．已知在 25℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下：
HClO Ka=4.7×10-8 mol/L
H2CO3 Ka1=4.2×10-7 mol/L Ka2=5.6×10-11 mol/L
H2SO3 Ka1=1.54×10-2 mol/L Ka2=1.02×10-7 mol/L
（1）下列离子在溶液中不能大量共存的是 _______
A． 、 B． 、 C． 、 D．、
（2）将少量 CO2 通入到 NaClO 溶液中发生反应的离子方程式_______
（3）常温常压下，空气中的 CO2 溶于水达到平衡时，溶液的 pH=5.60，c( H2CO3)=1.5×10-5mol·L-1.若忽略水的电离及 H2CO3 的第二级电离，已知 10-5.60=2.5×10-6，则 H2CO3⇌H++的平衡常数是_______
（4）实验室用 Zn 和稀硫酸制取 H2，反应时溶液中水的电离程度_______(填“增大”“减小”或者“不变”)；若加入少量下列固体试剂，可使产生 H2 的总量不变而速率减小的是_______。
a.NaNO3 b.CuSO4 c.CH3COONa d.Na2SO4
【答案】（1）B （2）CO2+H2O+ClO-＝HCO3－+ HClO （3）4.2×10-7 （4）增大 c
【解析】(1)Ka2(H2CO3) （2）根据各酸的电离平衡常数大小可知酸性H2CO3>HClO>HCO3－，所以将少量 CO2通入到 NaClO 溶液反应生成HClO和NaHCO3，离子方程式为CO2+H2O+ClO-=HCO3－+ HClO；
（3）溶液pH=5.60，则c(HCO3－)=c(H+)=1´10-5.6，所以H2CO3⇌H++HCO3－的平衡常数Ka2==4.2×10-7；
（4）Zn 和稀硫酸制取 H2，硫酸电离出的氢离子不断被消耗，浓度减小，对水的电离的抑制作用减弱，所以水的电离程度增大；若加入少量下列固体试剂，可使产生 H2的总量不变而速率减小的是：加入硝酸钠固体可以电离出硝酸根，酸性环境硝酸根的氧化性更强，会被锌还原成氮氧化物，不产生氢气，a不符合题意；锌置换出铜单质后形成原电池加快反应速率，b不符合题意；加入醋酸钠，醋酸根结合氢离子使溶液中氢离子浓度减小，反应速率减慢，但不影响氢离子的总量和锌的总量，产生氢气的总量不变，c符合题意；加入硫酸钠固体不影响反应速率，d不符合题意。答案选c。
10．（1）25℃时，有体积和pH均相同的M和N两种溶液，加水稀释时，稀释的倍数与pH的变化关系如图所示：

①若两种溶液中的溶质分别为HCl和CH3COOH，则曲线___（填“I”或“II”）表示HCl溶液；当y=10时，x=___；稀释前，c(HCl)____c(CH3COOH)（填“>”“<”或“=”）；
②若两种溶液中的溶质分别为HCl和NH4Cl，则a、b、c三点中，导电能力最强的是__；当向盐酸中加入n1molNaOH，向NH4Cl溶液中加入n2molNaOH时，两溶液恰好均呈中性，则n1__ n1（填“>”“<”或“=”）。
（2）已知常温下，0.1mol·L-1的NaHX溶液中，c(X2-)=1×10-3mol·L-1，且溶液中不存在H2X分子。
①HX-的电离方程式为___，常温下，HX-的电离平衡常数K=___；
②浓度为0.1mol·L-1的H2X溶液的pH=___；
③0.1mol·L-1的NaHX溶液中离子浓度由大到小排列的顺序为____________。
【答案】（1）①I 5 ＜ ②a ＜
（2）①HX-H++X2- 1.0×10-5 ②1 ③c(Na+)＞c(HX-)＞c(H+)＞c(X2-)＞c(OH-)
【解析】（1）①若两种溶质分别为盐酸和醋酸，加水稀释时，盐酸的电离程度增加，故Ⅰ为盐酸的曲线；加水稀释10倍时，盐酸溶液中H+浓度减小10倍。溶液pH变为5，则x=5,；稀释两溶液的pH相同，因醋酸为弱酸，在水溶液中部分电离，故醋酸浓度大于盐酸浓度；②若两种溶质分别为盐酸和氯化铵，加水稀释时，盐酸的电离程度增加故Ⅰ为盐酸的曲线，此时a点的导电能力最强，盐酸的浓度小于氯化铵的浓度，此时向二者加入氢氧化钠溶液使两溶液的pH相同等于7，则盐酸需要的NaOH的物质的量小于氯化铵需要的物质的量。
（2）①0.1mol/L的NaHX溶液中X2-的浓度为0.001mol/L，说明X2-为弱酸根，故HX-的电离方程式为HX-H++X2-；常温下HX-的电离平衡常数K＝＝≈10-5；
②溶液中不存在H2X，说明H2X的一级电离是完全电离，故0.1mol/L H2X的pH=1；
③NaHX溶液呈酸性，不发生水解反应，HX-发生电离，则溶液中各离子浓度从大到小的顺序为：c(Na+)＞c(HX-)＞c(H+)＞c(X2-)＞c(OH-) 。




1．甲酸是一种一元有机酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是
A．甲酸溶液的导电性比盐酸溶液的弱
B．甲酸可以与碳酸钠溶液反应
C．10 mL 1mol∙L−1的甲酸溶液恰好与10mL 1mol∙L−11NaOH溶液完全反应
D．0.1mol∙L−1甲酸溶液的pH约为3
【答案】D
【解析】应比较同浓度的甲酸溶液和盐酸溶液的导电性，若甲酸溶液的导电性比盐酸溶液导电性弱，才能证明它为弱电解质，A项不符合题意；甲酸可以与碳酸钠溶液反应，只能证明甲酸酸性比碳酸强，B项不符合题意；10 mL 1mol∙L−1的甲酸溶液恰好与10mL 1mol∙L−11NaOH溶液完全反应，只能证明它为一元酸，不能证明其为弱酸，C项不符合题意；0.1mol∙L−1甲酸溶液的pH约为3，氢离子为1.0×10−3mol∙L−1，说明甲酸部分电离，能证明是弱电解质，D项符合题意。答案选D。
2．已知：25℃时，HA的电离常数K=1.75×10-8，H2B的电离常数K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11。下列说法正确的是
A．25℃时，向HA中加入少量NaOH粉末，HA的电离平衡正向移动，K增大
B．向Na2B溶液中逐滴加入过量HA，生成NaHB和NaA
C．向0.1 mol/L HA溶液中加入蒸馏水，先减小、后增大
D．向H2B溶液中加入NaHB固体，c(H+)与c(B2-)均减小
【答案】B
【解析】电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数K不变，A项错误；弱酸的电离平衡常数越大，该弱酸的酸性就越强。根据复分解反应规律：强酸与弱酸盐反应制取弱酸。根据电离平衡常数可知酸性：H2B＞HA＞HB-，所以向Na2B溶液中逐滴加入过量HA，生成NaHB和NaA，B项正确；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项错误；H2B是二元弱酸，在溶液中存在电离平衡：H2BH++HB-，HB-H++B2-，溶液中H+主要是由第一步电离决定。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项错误。答案选B。
3．常温下，把V0mL一定浓度的HA溶液、HB溶液和MOH溶液分别加水稀释至VmL，该过程中它们的pH变化如图所示，下列叙述正确的是

A．水的电离程度：X=Y>Z
B．X、Y两点的溶液中：c(M+)=c(A-)
C．取Q、Y两点溶液同时升温，则c(A-)/c(B-)增大
D．若X、Y两点的溶液混合后呈中性，则所需溶液体积MOH更大
【答案】B
【解析】由图可得：MOH为弱碱，HA为强酸，HB为弱酸，稀释倍数越大，水的电离程度越大，应为，A项错误；X点，则，由电荷守恒，得， 同理可求Y点，故两者相等，B项正确；升温时不变，但升高，则两者比例减小，C项错误；MOH浓度远大于HA，中和时耗MOH更少，D项错误。
答案选B。
4．下面是有关弱酸的电离平衡常数。
弱酸化学式
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25 ℃)
1.8×10－5
4.9×10－10
K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11
结合数据，分析下列有关说法，其中错误的是
A．1 mol·L－1的溶液中，pH(NaCN)＞pH(Na2CO3)＞pH(CH3COONa)
B．升高温度，HCN溶液中H＋浓度增大，平衡正向移动，电离平衡常数增大
C．向稀醋酸中逐滴加水，或加入少量冰醋酸，CH3COOH的电离平衡都正向移动
D．向CH3COOH溶液中加入少量氢氧化钠固体，平衡正向移动
【答案】A
【解析】弱酸的电离程度越小，其对应离子的水解程度越大，溶液的pH也越大，故pH(Na2CO3)＞pH(NaCN)＞pH(CH3COONa)，A项错误；电离是吸热过程，温度升高，促进弱酸电离，B项正确；溶液越稀，CH3COOH的电离程度越大，平衡正向移动，加冰醋酸，平衡向CH3COOH分子浓度减小的方向即正反应方向移动，C项正确；OH－结合H＋，H＋浓度减小，所以平衡正向移动，D项正确。答案选A。
5．25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.7×10-5
K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
3.0×10-8
请回答下列问题：
（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为__________。
（2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为__________。
（3）将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：_______。
（4）常温下0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)
① ______； ②______；
③_______； ④_______。
（5）体积为10mLpH=2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数______(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数：理由是______。

【答案】（1）CH3COOH＞H2CO3＞HClO；
（2）CO32-＞ClO-＞HCO3-＞CH3COO-；
（3）CO2+H2O+ClO-=HClO+HCO3-；
（4）①变小；②不变；③变大；④不变；
（5）>；当完全电离时应该是PH=4,现在PH值HX＞CH3COOH,说明原来HX电离更多，故HX的电离平衡常数＞醋酸的电离平衡常数。
【解析】
试题分析：（1）酸电离程度越大，其在相同温度下的电离平衡常数就越大，根据表格数据可知电离平衡常数CH3COOH＞H2CO3＞HClO，所以酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO；（2）同浓度的酸的酸性越强，其电离平衡常数越大，电离产生的酸根离子结合氢离子的能力就越弱。由于电离平衡常数: K(CH3COOH)＞K(H2CO3)>K(HCO3-)＞K(HClO)，所以CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为CO32-＞ClO-＞HCO3-＞CH3COO-；（3）由于电离平衡常数：K(H2CO3)>K(HCO3-)＞K(HClO)，所以将少量CO2气体通入NaClO溶液中，反应的离子方程式：CO2+H2O+ ClO-=HClO+ HCO3-；（4）在常温下，醋酸在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，①溶液在加水稀释过程中，c(CH3COOH)、c(H+)由于稀释都减小，同时电离平衡正向移动，使溶液中减小；② ＝K
，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变；③在溶液的稀释时，c(CH3COOH)、c(CH3COO-)都减小，电离平衡正向移动，使c(CH3COOH)进一步减小，c(CH3COO-)又有所增大，所以增大；④＝＝，由于在温度不变时，K、Kw都是常数，所以他们的比值不变；（5）根据图示可知：体积为10mLpH=2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释了100倍，若HX是强酸，则其pH=4，实际pH<4，说明HX弱酸。酸电离程度越大，稀释时溶液中c(H+)变化越大，溶液的pH就越大，由于在稀释过程中pH变化HX>CH3COOH，则HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数。