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电离平衡常数（用Ka表示）的大小可以判断电解质的相对强弱．25℃时，有关物质的电离平衡常数如下表所示：化学式HFH2CO3HClO电离平衡常数（Ka）7.2×10-4K1=4.4×10-7K2=4.7×10-113.0×10-8（1）已知25℃时，①HF（aq）+OH-（aq）=F-（aq）+H2O（l）△H=-67.7kJ/mol，②H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）△H=-57.3kJ/mol，氢氟酸的电离方程式及热效应可表示为______．（2）将浓度为0.1mol/LHF溶液加水稀释一倍（假设温度不变），下列各量增大的是______．A．c（H+）B．c（H+）oc（OH-）C．c(H+)c(HF)D．c(OH-)c(H+)（3）25℃时，在20mL0.1mol/L氢氟酸中加入VmL0.1mol/LNaOH溶液，测得混合溶液的pH变化曲线如图所示，下列说法正确的是______．A．pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中，由水电离出的c（H+）相等B．①点时pH=6，此时溶液中，c（F-）-c（Na+）=9.9×10-7mol/LC．②点时，溶液中的c（F-）=c（Na+）D．③点时V=20mL，此时溶液中c（F-）＜c（Na+）=0.1mol/L（4）物质的量浓度均为0.1mol/L的下列四种溶液：①Na2CO3溶液②NaHCO3溶液③NaF溶液④NaClO溶液．依据数据判断pH由大到小的顺序是______．（5）Na2CO3溶液显碱性是因为CO32-水解的缘故，请设计简单的实验事实证明之______．（6）长期以来，一直认为氟的含氧酸不存在．1971年美国科学家用氟气通过细冰末时获得HFO，其结构式为H-O-F．HFO与水反应得到HF和化合物A，每生成1molHF转移______mol电子．
题型：问答题难度：中档来源：不详
（1）通过表格知，氢氟酸是弱电解质，将方程式①-②得HF（aq）?H+（aq）+F-（aq）△H=-10.4KJomol-1，故答案为：HF（aq）?H+（aq）+F-（aq）△H=-10.4KJomol-1；（2）氢氟酸是弱电解质，溶液中存在电离平衡，加水稀释其溶液促进氢氟酸电离，A．稀释过程中促进氢氟酸电离，但c（H+）减小，故错误；B．温度不变，水的离子积常数不变，所以c（H+）oc（OH-）不变，故错误；C．稀释过程中促进氢氟酸电离，氢离子个数增大，氟化氢分子个数减小，所以c(H+)c(HF)增大，故正确；D．稀释过程中促进氢氟酸电离，氢离子浓度降低，氢氧根离子浓度增大，所以c(OH-)c(H+)增大，故正确；故选CD；（3）A．氢氟酸抑制水电离，氟化钠促进水电离，所以pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中，由水电离出的不相等，故错误；B．①点时pH=6，溶液中存在电荷守恒，c（F-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（F-）-c（Na+）=c（H+）-c（OH-）=9.9×10-7mol/L，故正确；C．②点时，溶液呈中性，c（OH-）=c（H+），溶液中存在电荷守恒，c（F-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（F-）=c（Na+），故正确；D．③点时V=20mL，此时溶液中溶质在氟化钠，溶液呈碱性，根据电荷守恒知c（F-）＜c（Na+），但等体积混合时不水解的离子浓度变为原来的一半，所以c（F-）＜c（Na+）=0.05mol/L，故错误；故选BC；（4）等物质的量浓度的钠盐溶液，酸根离子水解程度越大其溶液的pH越大，酸的电离常数越小其酸根离子水解程度越大，所以等物质的量浓度的①Na2CO3溶液②NaHCO3溶液③NaF溶液④NaClO溶液中pH由大到小的顺序是：①④②③，故答案为：①④②③；（5）为证明纯碱溶液呈碱性是由CO32-引起的，就设计一个使溶液中的碳酸根离子由有到无的实验，根据溶液中酚酞颜色的变化判断，所以设计的实验为：在碳酸钠溶液中滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去或变浅，则说明Na2CO3溶液显碱性是因为CO32-水解的缘故，故答案为：在碳酸钠溶液中滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去或变浅；（6）根据原子守恒知，该反应方程式为：HFO+H2O=HF+H2O2，根据元素化合价知，每生成1molHF转移 1mol电子，故答案为：1．
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据魔方格专家权威分析，试题“电离平衡常数（用Ka表示）的大小可以判断电解质的相对强弱．25℃时，..”主要考查你对&&弱电解质的电离&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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弱电解质的电离
定义：在一定温度、浓度的条件下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就到了电离平衡状态，叫弱电解质的电离平衡。电离平衡的特征：(1)等：(2)动：的动态平衡(3)定：条件一定，分子与离子浓度一定。 (4)变：条件改变，平衡破坏，发生移动。
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18817224646021577321606010416582389．（2）25℃时，在20mL0.1mol?L-1氢氟酸中加入VmL0.1mol?L-1NaOH溶液，测得混合溶液的pH变化曲线如图所示，下列说法正确的是．A．pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中，由水电离出的c（H+）相等B．①点时pH=6，此时溶液中，c（F-）-c（Na+）=9.9×10-7mol/LC．②点时，溶液中的c（F-）=c（Na+）D．③点时V=20mL，此时溶液中c（F-）＜c（Na+）=0.1mol?L-1（3）已知25℃时，①HF（aq）+OH-（aq）=F-（aq）+H2O（l）△H=-akJ?mol-1，②H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）△H=-bkJ?mol-1，氢氟酸的电离方程式及热效应可表示为．（4）长期以来，一直认为氟的含氧酸不存在．1971年美国科学家用氟气通过细冰末时获得HFO，其结构式为H-O-F．HFO与等物质的量的H2O反应得到HF和化合物A，则每生成1molHF转移mol电子．Ⅱ氯化硫酰（SO2Cl2）主要用作氯化剂．它是一种无色液体，熔点-54.1℃，沸点69.1℃．氯化硫酰可用干燥的二氧化硫和氯气在活性炭催化剂存在下反应制取：SO2（g）+Cl2（g）SO2Cl2（l）△H=-97.3kJ?mol-1（1）试写出常温常压下化学平衡常数K的表达式：K=；（2）对上述反应，若要使化学平衡常数K增大，化学反应速率v正也增大，可采取的措施是（选填编号）．a．降低温度&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&b．移走SO2Cl2c．增加反应物浓度&&&&&&&&&&&&&&d．无法满足上述条件（3）下列描述中能说明上述反应已达平衡的是（选填编号）．a．υ（Cl2）=υ（SO2）&&&&&&&&&&&&&&&b．容器中气体压强不随时间而变化c．c（Cl2）：c（SO2）=1：1&&&&&&&&&&&d．容器中气体颜色不随时间两变化（4）300℃时，体积为1L的密闭容器中充入16.20g&SO2Cl2，达到平衡时容器中含SO2&7.616g．若在上述中的平衡体系中，再加入16.20g&SO2Cl2，当再次达平衡时，容器中含SO2的质量范围是．
分析：I．（1）等物质的量浓度的钠盐溶液，酸根离子水解程度越大其溶液的pH越大；（2）A．酸或碱抑制水电离，含有弱根离子的盐促进水电离；B．根据电荷守恒计算；C．根据电荷守恒计算；D．等物质的量的氢氟酸和氢氧化钠恰好反应生成氟化钠，溶液呈碱性，根据电荷守恒判断，注意等体积混合时，不水解离子浓度变为原来的一半；（3）利用盖斯定律分析，注意氢氟酸是弱电解质；（4）根据原子守恒确定A，再根据化合价变化计算转移电子；II．（1）化学平衡常数是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值，据此书写；（2）平衡常数只受温度影响，将化学平衡常数K增大，应使平衡向正反应移动，该反应正反应是放热反应，故应降低温度，化学反应速率降低，据此解答；（3）达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不变，百分含量不变，以及由此衍生其它一些物理量不变，据此结合选项判断；（4）再加入16.20g&SO2Cl2，平衡向生成二氧化硫的方向移动，平衡时二氧化硫的质量增大，可以等效为增大压强，SO2Cl2转化率降低，平衡时二氧化硫的质量小于原平衡时的2倍．解答：I．（1）等物质的量浓度的钠盐溶液，酸根离子水解程度越大其溶液的pH越大，酸的电离常数越小其酸根离子水解程度越大，所以等物质的量浓度的①Na2CO3溶液②NaHCO3溶液③NaF溶液④NaClO溶液中pH由大到小的顺序是：①④②③，故答案为：①④②③；（2）A．氢氟酸抑制水电离，氟化钠促进水电离，所以pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中，由水电离出的不相等，故错误；B．①点时pH=6，溶液中存在电荷守恒，c（F-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（F-）-c（Na+）=c（H+）-c（OH-）=9.9×10-7mol/L，故正确；C．②点时，溶液呈中性，c（OH-）=c（H+），溶液中存在电荷守恒，c（F-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（F-）=c（Na+），故正确；D．③点时V=20mL，此时溶液中溶质在氟化钠，溶液呈碱性，根据电荷守恒知c（F-）＜c（Na+），但等体积混合时不水解的离子浓度变为原来的一半，所以c（F-）＜c（Na+）=0.05mol/L，故错误；故选BC；（3）通过表格知，氢氟酸是弱电解质，将方程式①-②得HF（aq）?H+（aq）+F-（aq）△H=-（a-b）KJ?mol-1，故答案为：HF（aq）?H+（aq）+F-（aq）△H=-（a-b）KJ?mol-1；（4）根据原子守恒知，该反应方程式为：HFO+H2O=HF+H2O2，根据元素化合价知，每生成1molHF转移 1mol电子，故答案为：1；II．（1）根据平衡常数公式知，该反应的平衡常数K=1c(SO2)．c(Cl2)，故答案为：1c(SO2)．c(Cl2)；（2）平衡常数只受温度影响，将化学平衡常数K增大，应使平衡向正反应移动，该反应正反应是放热反应，故应降低温度，化学反应速率降低，故不能实现K增大的同时化学反应速率v正增大，故选d；（3）a．υ（Cl2）=υ（SO2），没有指明正、逆速率，无法判断，故a错误；b．随反应进行，气体的物质的量减小，压强减小，容器中气体压强不随时间而变化，说明达到平衡，故b正确；c．平衡时氯气与二氧化硫的浓度与起始浓度有关，起始浓度不同，平衡时二者浓度不同，若二者起始浓度相同，用于二者按1：1反应，故任意时刻二者的浓度都相同，故c（Cl2）：c（SO2）=1：1不能说明达到平衡，故c错误；&d．容器中气体颜色不随时间两变化，说明氯气的浓度不再变化，说明达到平衡，故d正确；故答案为：bd；（4）再加入16.20g&SO2Cl2，平衡向生成二氧化硫的方向移动，平衡时二氧化硫的质量增大，可以等效为增大压强，SO2Cl2转化率降低，平衡时二氧化硫的质量小于原平衡时的2倍，故平衡时7.616g＜m（SO2）＜15.232g，故答案为：7.616g＜m（SO2）＜15.232g．点评：本题考查弱电解质的电离、酸碱中和反应、化学平衡常数、化学平衡状态的判断、化学平衡的有关计算等，难度中等，注意平衡常数表达式中固体、纯液体不需要写出，II（5）中注意构建平衡建立的途径进行分析．
解答：I．（1）等物质的量浓度的钠盐溶液，酸根离子水解程度越大其溶液的pH越大，酸的电离常数越小其酸根离子水解程度越大，所以等物质的量浓度的①Na2CO3溶液②NaHCO3溶液③NaF溶液④NaClO溶液中pH由大到小的顺序是：①④②③，故答案为：①④②③；（2）A．氢氟酸抑制水电离，氟化钠促进水电离，所以pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中，由水电离出的不相等，故错误；B．①点时pH=6，溶液中存在电荷守恒，c（F-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（F-）-c（Na+）=c（H+）-c（OH-）=9.9×10-7mol/L，故正确；C．②点时，溶液呈中性，c（OH-）=c（H+），溶液中存在电荷守恒，c（F-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（F-）=c（Na+），故正确；D．③点时V=20mL，此时溶液中溶质在氟化钠，溶液呈碱性，根据电荷守恒知c（F-）＜c（Na+），但等体积混合时不水解的离子浓度变为原来的一半，所以c（F-）＜c（Na+）=0.05mol/L，故错误；故选BC；（3）通过表格知，氢氟酸是弱电解质，将方程式①-②得HF（aq）?H+（aq）+F-（aq）△H=-（a-b）KJ?mol-1，故答案为：HF（aq）?H+（aq）+F-（aq）△H=-（a-b）KJ?mol-1；（4）根据原子守恒知，该反应方程式为：HFO+H2O=HF+H2O2，根据元素化合价知，每生成1molHF转移 1mol电子，故答案为：1；II．（1）根据平衡常数公式知，该反应的平衡常数K=2)．c(Cl2)，故答案为：2)．c(Cl2)；（2）平衡常数只受温度影响，将化学平衡常数K增大，应使平衡向正反应移动，该反应正反应是放热反应，故应降低温度，化学反应速率降低，故不能实现K增大的同时化学反应速率v正增大，故选d；（3）a．υ（Cl2）=υ（SO2），没有指明正、逆速率，无法判断，故a错误；b．随反应进行，气体的物质的量减小，压强减小，容器中气体压强不随时间而变化，说明达到平衡，故b正确；c．平衡时氯气与二氧化硫的浓度与起始浓度有关，起始浓度不同，平衡时二者浓度不同，若二者起始浓度相同，用于二者按1：1反应，故任意时刻二者的浓度都相同，故c（Cl2）：c（SO2）=1：1不能说明达到平衡，故c错误；&d．容器中气体颜色不随时间两变化，说明氯气的浓度不再变化，说明达到平衡，故d正确；故答案为：bd；（4）再加入16.20g&SO2Cl2，平衡向生成二氧化硫的方向移动，平衡时二氧化硫的质量增大，可以等效为增大压强，SO2Cl2转化率降低，平衡时二氧化硫的质量小于原平衡时的2倍，故平衡时7.616g＜m（SO2）＜15.232g，故答案为：7.616g＜m（SO2）＜15.232g．点评：本题考查弱电解质的电离、酸碱中和反应、化学平衡常数、化学平衡状态的判断、化学平衡的有关计算等，难度中等，注意平衡常数表达式中固体、纯液体不需要写出，II（5）中注意构建平衡建立的途径进行分析．;
请输入相应的习题集名称(选填)：
科目：高中化学
对于弱酸在-定温度下达到电离平衡时，各粒子的浓度存在一种定量的关系．若在25℃时有HA?H++A-，则K=c（H+）?c（A-）/c（HA），式中K为电离平衡常数，只与温度有关，各粒子的浓度为达到平衡时的浓度．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数（25℃）
点解方程式
电离平衡常数
CH3COOH?CH3COO-+H+
K=1.76×10-5
&H2CO3?HCO3-+H+HCO3-?CO32-+H+
&K1=4.31×10-7K2=5.61×10-11
&H2S?HS-+H+HS-?S2-+H+
&K1=9.1×10-8K2=1.1×10-15
H3PO4?H2PO4-+H+H2PO4-?HPO42-+H+HPO42-?PO43-+H+&
&K1=7.52×10-3K2=6.23×10-8K3=2.20×10-13回答下列问题：（1）K只与温度有关，当温度升高时，K值增大（填“增大”、“减小”或“不变”）（2）在温度相同时，各弱酸K值不同，那么K值的大小与酸性相对强弱的关系是：K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强．（3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸，其中酸性最强的是H3PO4，最弱的是HS-．（4）电离平衡常数是用实验的方法测定出来的，现已经测得25℃时c&mol/L的CH3COOH的电离度为α（当若电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子占原来总分子数的百分数叫做该电解质的电离度）．试表示该温度下醋酸的电离平衡常数K=21-α．
科目：高中化学
来源：2010年广东省执信中学高二上学期期中考试化学卷
题型：填空题
对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量的关系．下表是25℃时几种常见弱酸的电离平衡常数酸电离方程式电离平衡常数K&回答下列各问：（1）K只与温度有关，当温度升高时，K值________（填“增大”、“减小”、“不变”）．（2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系?__________________．（3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸，其中酸性最强的是_________，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之间存在着数量上的规律，对于H3PO4此规律是________________，产生此规律的原因是_________________________．（5）电离平衡常数是用实验的方法测定出来的．现已经测得某温度下 NH3?H2O溶液中存在如下反应：NH3?H2O&&&&&&& NH4++OH-&&&&&已知0.10 mol·L-1 NH3?H2O溶液中，达到平衡时，C平衡（OH-）="4.2" × 10-3mol·L-1，C平衡（NH3?H2O）≈C起始（NH3?H2O），水的电离可忽略不计;①用pH试纸测量溶液的pH值，即可求得C平衡（OH-），测定溶液pH值的操作是______________。②测量C平衡（NH3?H2O）的方法最好用_____________法（填方法名称）③求此温度下该反应的平衡常数K.(写出计算过程，计算结果保留2位有效数字)
科目：高中化学
来源：学年河南省商丘市高三第二次模拟考试理综化学试卷（解析版）
题型：填空题
Ⅰ.电离平衡常数（用K表示)的大小可以判断电解质的相对强弱。25℃时，有关物质的电离平衡常数如下表所示：
电离平衡常数
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
（1）物质的量浓度均为0.1mol/L的下列四种溶液：①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaF溶液 ④NaClO溶液。依据数据判断pH由大到小的顺序是______________。
（2）25℃时，在20mL0.1mol·L—1氢氟酸中加入VmL0.1mol·L—1NaOH溶液，测得混合溶液的pH变化曲线如图所示，下列说法正确的是_______。
A．pH＝3的HF溶液和pH＝11的NaF溶液中，由水电离出的c(H+)相等
B．①点时pH＝6，此时溶液中，c(F－)－c(Na+)＝9.9×10-7mol/L
C．②点时，溶液中的c(F－)＝c(Na+)
D．③点时V＝20mL，此时溶液中c(F－)&c(Na+)＝0.1mol·L—1
（3）已知25℃时，①HF(aq)+OH－(aq)＝F－(aq)+H2O(l)& ΔH＝-akJ·mol—1，
②H+(aq)+OH－(aq)＝H2O(l)&&&&&&&
ΔH＝-bkJ·mol—1，
氢氟酸的电离方程式及热效应可表示为________________________。
（4）长期以来，一直认为氟的含氧酸不存在。1971年美国科学家用氟气通过细冰末时获得HFO，其结构式为H—O—F。HFO与等物质的量的H2O反应得到HF和化合物A，则每生成1molHF转移_______mol电子。
Ⅱ.氯化硫酰（SO2Cl2）主要用作氯化剂。它是一种无色液体，熔点–54.1℃，沸点69.1℃。氯化硫酰可用干燥的二氧化硫和氯气在活性炭催化剂存在下反应制取：
SO2(g)＋Cl2(g)SO2Cl2(l)& △H＝–97.3kJ·mol—1
（1）试写出常温常压下化学平衡常数K的表达式：K=_________________；
（2）对上述反应，若要使化学平衡常数K增大，化学反应速率v正也增大，可采取的措施是_____（选填编号）。
a．降低温度&&&&&&&&&&&&&&&&&&&
b．移走SO2Cl2
c．增加反应物浓度&&&&&&&&&&&&&
d．无法满足上述条件
（3）下列描述中能说明上述反应已达平衡的是____________（选填编号）。
a．υ(Cl
2)＝υ(SO2)&&&&&&&&&&&&&&
b．容器中气体压强不随时间而变化&
c．c(Cl
2) : c(SO2)＝1:1&&&&&&&&&&
d．容器中气体颜色不随时间两变化
（4）300℃时，体积为1L的密闭容器中充入16.20g SO2Cl2，达到平衡时容器中含SO2 7.616g。若在上述中的平衡体系中，再加入16.20g SO2Cl2，当再次达平衡时，容器中含SO2的质量范围是________________________。
科目：高中化学
来源：2010年广东省高二上学期期中考试化学卷
题型：填空题
对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量的关系．下表是25℃时几种常见弱酸的电离平衡常数
电离方程式
电离平衡常数K
回答下列各问：
& （1）K只与温度有关，当温度升高时，K值________（填“增大”、“减小”、“不变”）．
& （2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系?__________________．
& （3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸，其中酸性最强的是_________，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之间存在着数量上的规律，对于H3PO4此规律是________________，产生此规律的原因是_________________________．
&（5）电离平衡常数是用实验的方法测定出来的．现已经测得某温度下 NH3∙H2O溶液中存在如下反应：NH3∙H2O&&&&&&& NH4++OH-&&&&&
已知0.10 mol·L-1
NH3∙H2O溶液中，达到平衡时，C平衡（OH-）=4.2 × 10-3mol·L-1，C平衡（NH3∙H2O）≈C起始（NH3∙H2O），水的电离可忽略不计;
①用pH试纸测量溶液的pH值，即可求得C平衡（OH-），测定溶液pH值的操作是______________。
②测量C平衡（NH3∙H2O）的方法最好用_____________法（填方法名称）
③求此温度下该反应的平衡常数K.(写出计算过程，计算结果保留2位有效数字)知识点梳理
离子浓度：溶液中含某种离子的总量与体积之比。离子浓度计算公式是：c/V，单位一般为mol/L。
弱电解质的电离平衡指在一定条件下（、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：　　(1)动态平衡：电离式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO—+H+。　　(2)条件改变：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c（CH3COO—），平衡左移，c（ H+）变小，使红色变浅。　　(3)弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L盐酸和10mL0.1mol/L醋酸中，实验结果：盐酸的反应速率比醋酸快。若锌足量，则产生氢气的体积相等。因为当浓度和体积相同时，盐酸是强酸，c（H+）大，所以反应速率快，但二者可电离出来的H+的物质的量相等，仅仅是后者随着反应的进行，醋酸的电离平衡不断发生移动。　　(4)从导电实验可知，弱电解质少部分电离，大部分以分子形式存在，决定了它在离子方程式书写中保留分子形式。如醋酸和烧碱溶液中和反应的离子方程式应写成：CH3COOH+OH—= CH3COO—+H2O。　　(5)导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。
整理教师:&&
举一反三（巩固练习，成绩显著提升，去）
根据问他()知识点分析，
试题“几种弱酸的电离常数如表所示：
弱酸的化学式
CH3CO...”，相似的试题还有：
25℃时，几种弱酸的电离常数如下：
&弱酸的化学式
&电离常数(25℃)
&1.8×10-5
&4.9×10-10
K1=1.3×10-7K2=7.1×10-1525℃时，下列说法正确的是()
A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（CH3COONa）＞pH（Na2S）＞pH（NaCN）
B.a&mol/LHCN溶液与b&mol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中c（Na+）＞c（CN-），则a一定大于b
C.NaHS和Na2S的混合溶液中，一定存在c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HS-）+2c（S2-）
D.某浓度的NaCN溶液的pH=d，则其中由水电离出的c（H+）=10-dmol/L
已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：
弱酸化学式
电离平衡常数(25℃)
4.9×10-10
K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11根据上述电离常数分析，下列错误的是()
A.25℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（HCN）＞pH（H2CO3）＞pH（CH3COOH）
B.2NaCN+H2O+CO2=2HCN+Na2CO3
C.a&mol/L&HCN溶液与b&mol/L&NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c（Na+）=c（CN-），则a一定大于b
D.2CH3COOH+Na2CO3=2&CH3COONa+H2O+CO2↑
已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：弱酸化学式CH3COOHHCNH2CO3电离平衡常数(25℃)1.8×10-54.9×10-10Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11则下列说法正确的是()
A.等物质的量浓度的各溶液&pH&关系为：pH（&NaCN）＞pH（Na2CO3）＞pH（&CH3COONa）
B.浓度均为0.2mol/L NaHCO3和&Na2CO3溶液中，存在的粒子种类不相同
C.0.4moloL-1 HCN&溶液与&0.2moloL-1 NaOH&溶液等体积混合后，所得溶液中：c（Na+）＞c（OH-）＞c（H+）
D.25℃时，pH=4且浓度均为0.1&moloL-1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液中：c（Na+）+c（H+）＞c（CH3COO-）+c（CH3COOH）二氧化碳、次氯酸根和水的反应生成碳酸氢根,怎样用电离平衡常数来解释生成的是碳酸氢根而不是碳酸根呢.碳酸第一级电离常数（4.5X10ˆ﹣7）&次氯酸第一级电离常数（3×10-8）&碳酸第二级电离常数（4.7X10ˆ-_百度作业帮
二氧化碳、次氯酸根和水的反应生成碳酸氢根,怎样用电离平衡常数来解释生成的是碳酸氢根而不是碳酸根呢.碳酸第一级电离常数（4.5X10ˆ﹣7）>次氯酸第一级电离常数（3×10-8）>碳酸第二级电离常数（4.7X10ˆ-
碳酸第一级电离常数（4.5X10ˆ﹣7）>次氯酸第一级电离常数（3×10-8）>碳酸第二级电离常数（4.7X10ˆ-11）.
分两步解释：1、因为H2CO3的电离常数比HClO的电离常数大,所以CO2+H2O能与NaClO反应.生成物可能是CO32-或HCO3-2、如果生成物有CO32-,因为HClO的电离常数比HCO3-大,所以HClO会与CO32-反应得到HCO3-.相当于CO32-不能生成.所以最终产物就是HCO3-.25℃时，几种弱酸的电离常数如下：弱酸的化学式CH3COOH、HCN、H2S电离常数（25℃）1.8×10-5 4.9×10-10_百度知道
25℃时，几种弱酸的电离常数如下：弱酸的化学式CH3COOH、HCN、H2S电离常数（25℃）1.8×10-5 4.9×10-10
弱酸的化学式CH3COOH，下列说法正确的是（　　）A．等物质的量浓度的各溶液pH关系为，则a一定大于bC．NaHS和Na2S的混合溶液中，所得溶液中c（Na+）＞c（CN-）、HCN.9×10-10 K1=1;mol/LNaOH溶液等体积混合、H2S电离常数（25℃）1.8×10-5 4;mol/LHCN溶液与b&nbsp.3×10-7 K2=7：pH（CH3COONa）＞pH（Na2S）＞pH（NaCN）B．a&nbsp.1×10-15 25℃时，一定存在c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HS-）+2c（S2-）D．某浓度的NaCN溶液的pH=d25℃时，几种弱酸的电离常数如下
提问者采纳
则C（Na+）＞c（CN-）?L-1NaOH溶液等体积混合后，所以a mol；D．该溶液中c（OH-）=10d-14mol/L：c（Na+）＞c（CN-），故C正确，则酸性越强，所得溶液中，所以一定存在c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HS-）+2c（S2-），则a≤bA．由表格中的数据可知；C．NaHS和Na2S的混合溶液中存在电荷守恒，醋酸电离平衡常数最大?L-1HCN溶液与b mol，故A错误，水电离出的c（H+）=c（OH-）=10d-14mol/L，故B错误，酸性最强，CN-离子水解；B．等浓度时生成NaCN，故D错误，盐的水解越弱，所以等物质的量浓度溶液的pH关系为pH（Na2S）＞pH（NaCN）＞pH（CH3COONa）
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