基础课时落实(十六)　电离平衡常数、水的电离平衡

(建议用时：40分钟)

[基础过关练]

1．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　)

A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同

B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠

C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1

D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小

B　[相同浓度的两溶液，醋酸部分电离，故醋酸中c(H＋)比盐酸的小，故A错误；由反应方程式可知B正确；醋酸稀释过程中平衡向电离方向移动，故稀释后醋酸的c(H＋)大于10－5 mol·L－1，故C错误；醋酸中加入醋酸钠，由于增大了溶液中醋酸根离子的浓度，抑制了醋酸电离，使c(H＋)明显减小，而盐酸中加入氯化钠，对溶液中c(H＋)无影响，故D错误。]

2．已知在25 ℃时，K＝＝1.8×10－5，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

B　[电离常数作为一种化学平衡常数，与浓度无关，只受温度影响。]

3．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在25 ℃时，水的离子积Kw＝1.0×10－14；在35 ℃时，水的离子积Kw＝2.1×10－14。则下列叙述不正确的是(　　)

A．c(H＋)随着温度的升高而增大

B．在35 ℃时，c(H＋)>c(OH－)

C．35 ℃时的水比25 ℃时的水电离程度大

D．水的电离是吸热过程

B　[由题中条件可以看出，温度升高时，Kw增大。在25 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；在35 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)≈1.45×10－7 mol·L－1。温度升高，c(H＋)和c(OH－) 都增大，且始终相等，水的电离程度也增大，因温度升高平衡向正方向移动，故水的电离为吸热过程。]

4．某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　)

A．该温度高于25 ℃

B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－11 mol·L－1

C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离

D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)增大

B　[在25 ℃时，纯水中c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1说明水的电离得到促进，故T＞25 ℃，A项正确；c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，水的离子积常数为1×10－12，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，当c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1时，c(OH－)＝1×10－9 mol·L－1，故由水电离出来的c(H＋)＝1×10－9 mol·L－1，B项错误；NaHSO4电离生成氢离子，对水的电离起抑制作用，水的电离程度减小，C项正确；温度不变时，Kw不变，加水稀释，c(H＋)减小，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以c(OH－)增大，D项正确。]

5．已知在25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：

HCOOH：Ka＝1.77×10－4，

HCN：Ka＝4.9×10－10，

H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，

则以下反应不能自发进行的是(　　)

A．HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN

B．NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN

C．NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3

D．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑

B　[由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有反应B不能进行。]

6．在25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　)

A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低

B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变

C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低

D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变

B　[A项，加入稀氨水，NH3·H2O存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，c(OH－)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；B项，加入固体NaHSO4，NaHSO4在水溶液中电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，由于温度不变，Kw不变，正确；C项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；D项，升温，Kw增大，c(H＋)增大，错误。]

7．在常温下，在0.01 mol·L－1 H2SO4溶液中，由水电离出的氢离子浓度是(　　)

A．5×10－13 mol·L－1　　 B．0.02 mol·L－1

C．1×10－7 mol·L－1   D．1×10－12 mol·L－1

A　[H2SO4电离出的c(H＋)＝0.02 mol·L－1，常温下，由Kw＝1.0×10－14可知c(OH－)＝5×10－13 mol·L－1，OH－是由水电离产生的，则水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝5×10－13 mol·L－1。]

8．已知在室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：

(1)该溶液的c(H＋)＝____________________________________。

(2)HA的电离平衡常数K＝________。

(3)升高温度时，K将________(填“增大”“减小”或“不变”)，pH将________(填“增大”“减小”或“不变”)。

(4)由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的________倍。

[解析]　(1)HA电离出的c(H＋)＝0.1×0.1% mol·L－1＝1×10－4 mol·L－1。

(2)电离平衡常数K＝＝＝1×10－7。

(3)因为反应HAH＋＋A－，电离过程是吸热的，所以升高温度，c(H＋)、c(A－)均增大，则K增大，而pH减小。

(4)c(H＋)HA＝1×10－4 mol·L－1。c(H＋)水＝c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－10mol·L－1，所以c(H＋)HA∶c(H＋)水＝(1×10－4)∶(1×10－10)＝106∶1。

[答案]　(1)1×10－4 mol·L－1　(2)1×10－7　(3)增大　减小　(4)106

9．对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在着一种定量关系：如在25 ℃时，电离方程式HAH＋＋A－，则K＝，式中K为电离平衡常数，只与温度有关，c为平衡浓度。下表是几种弱酸的电离平衡常数(25 ℃)。

回答下列问题：

(1)K只与温度有关，当温度升高时，K值________(填“变大”“变小”或“不变”)。

(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性相对强弱的关系是______________________。

(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看成酸，其中酸性最强的是________，酸性最弱的是________。

(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3，总有：K1≫K2≫K3，产生此现象的原因是___________

________________________________________________________________

_______________________________________________________________。

(5)H3BO3溶液中存在如下反应：

H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)

已知0.70 mol·L－1 H3BO3溶液中，上述反应于298 K 达到平衡时，c平衡(H＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，c平衡(H3BO3)≈c起始(H3BO3)，水的电离可忽略不计，求此温度下该反应的平衡常数K(H2O的平衡浓度不列入K的表达式中，计算结果保留两位有效数字)。

[解析]　(5)依题意

K＝＝≈5.7×10－10。

[答案]　(1)变大　(2)K值越大，酸性越强　(3)H3PO4　HPO　(4)上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用　(5)5.7×10－10

[拓展培优练]

10．关于水的离子积常数，下列说法不正确的是(　　)

A．100 ℃水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14

B．纯水中，在25 ℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14

C．在25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14

D．Kw值随温度升高而增大

A　[Kw只与温度有关，升高温度，Kw增大，25 ℃时，纯水和任何物质的水溶液中Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14。]

11．已知液氨的性质与水相似，25 ℃时，NH3＋NH3NH＋NH，NH的平衡浓度为1×10－15 mol·L－1，则下列说法中正确的是(　　)

A．在液氨中加入NaNH2可使液氨的离子积变大

B．在液氨中加入NH4Cl可使液氨的离子积减小

C．在此温度下液氨的离子积为1×10－17

D．在液氨中放入金属钠，可生成NaNH2

D　[本题考查对水的离子积的理解与迁移能力。由水的离子积可知，其大小只与温度有关。由钠与水反应可推知，2Na＋2NH3===2NaNH2＋H2↑　K＝c(NH)·c(NH)＝1×10－30。本题是一道信息题，关键是看懂信息。]

12．常温下，0.1 mol·L－1某一元酸(HA)溶液中＝10－8，下列叙述正确的是(　　)

A．溶液中水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1

B．溶液中c(H＋)＋c(A－)＝0.1 mol·L－1

C．向上述溶液中加入NaA晶体，溶液的c(OH－)增大

D．常温下将HA稀释10倍，氢离子浓度变为原来的1/10

C　[由＝10－8可知，c(H＋)＝0.001 mol·L－1，c(OH－)＝10－11 mol·L－1，溶液中OH－完全由水电离，水电离出的氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等，即溶液中水电离出的c(H＋)＝10－11 mol·L－1，A项错误；0.1 mol·L－1 HA溶液中c(H＋)＝0.001 mol·L－1，则HA为弱酸，溶液中存在电离平衡HAH＋＋A－，故溶液中c(H＋)＋c(A－)<0.1 mol·L－1，B项错误；加入NaA晶体，c(A－)增大，电离平衡逆向移动，c(H＋)减小，则c(OH－)增大，C项正确；HA为弱酸，溶液稀释10倍后，电离平衡正向移动，c(H＋)大于原来的，D项错误。]

13．下列有关电解质溶液的说法中正确的是(　　)

A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小

B．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中先增大再减小

C．将pH＝3的醋酸溶液加水稀释后，溶液中不变

D．向H2S水溶液中滴加少量新制氯水，溶液中增大

C　[A项，·c(CH3COO－)＝Ka，Ka不变，c(CH3COO－)减小，所以变大，错误；B项，向醋酸溶液中滴加氨水的过程中，c(OH－)增大，减小，错误；D项，向H2S溶液中滴加新制氯水后，因反应H2S＋Cl2===2HCl＋S↓导致c(H＋)增大，而＝Ka2，所以减小，错误；对C项可作如下分析：＝＝，Ka、Kw均为常数，故比值不变。]

14．(易错题)下表是几种弱酸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

C　[A．由表格数据可知，碳酸的K1＞氢硫酸的K1，则碳酸的酸性强于氢硫酸，选项A正确；

B．多元弱酸分步电离，以第一步为主，则多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，选项B正确；

C．常温下，加水稀释醋酸，＝，则不变，选项C错误；

D．弱酸的电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，则向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变，选项D正确。]

15．(素养题)(1)已知25 ℃时弱电解质的电离平衡常数：Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。使20 mL 0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1的HSCN溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生的CO2气体体积(V)与时间(t)的关系如图所示。

①反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是__________

_______________________________________________________________。

②反应结束后，所得溶液c(SCN－)__________c(CH3COO－)(填“＞”“＝”或“＜”)。

(2)现有2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸溶液，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得25 ℃时平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示：

25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝_______________________________

_____________________________________________________(列式求值)。

(3)已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.77×10－4，H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。下列说法正确的是____________(填字母)。

A．向Na2CO3溶液中加入甲酸溶液无明显现象产生

B．25 ℃时，向甲酸溶液中加入NaOH溶液，甲酸的电离程度和K均增大

C．向0.1 mol·L－1甲酸溶液中加入蒸馏水，增大

D．向碳酸中加入NaHCO3固体，溶液的pH、溶液中c(HCO)均增大

[解析]　(1)①弱电解质的电离平衡常数越大，其溶液中电离出的离子浓度越大，故反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是Ka(HSCN)＞Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN＞CH3COOH，c(H＋)越大反应速率越快。②因为反应结束后，两种溶液中溶质分别为CH3COONa和NaSCN，CH3COOH的酸性弱于HSCN，则CH3COO－比SCN－更易结合H＋，故c(SCN－)＞c(CH3COO－)。(2)pH＝4时，c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1，c(HF)＝4.0×10－4 mol·L－1，由电离平衡常数的定义可知Ka(HF)＝＝＝4×10－4。(3)由HCOOH和H2CO3的电离平衡常数可知，HCOOH的酸性比H2CO3的强，所以向Na2CO3溶液中加入甲酸溶液时，CO与HCOOH反应产生CO2气体，A错误；向甲酸溶液中加入NaOH溶液时，OH－与H＋结合而使HCOOH的电离平衡正向移动，HCOOH的电离程度增大，但K只与温度有关，其值不变，B错误；向HCOOH溶液中加入蒸馏水时，HCOOH的电离程度增大，设HCOOH的电离度为α，则＝，加水稀释的过程中，α增大，故增大，C正确；向碳酸中加入NaHCO3固体时，溶液中的c(HCO)增大，H2CO3的电离平衡逆向移动，溶液中的c(H＋)减小，溶液的pH增大，D正确。

[答案]　(1)①Ka(HSCN)＞Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN＞CH3COOH，c(H＋)越大反应速率越快

②＞　(2) ＝＝4×10－4　(3)CD