备战2021 高考化学 考点43 电离平衡常数及相关计算（解析版） 13页

考点 43 电离平衡常数及相关计算 1．表达式 （1）对于一元弱酸 HA：HA H++A−，电离常数 K= H A HA c c c  （ ）（ ） （ ） 。 （2）对于一元弱碱 BOH：BOH B++OH−，电离常数 K= B OH BOH c c c  （ ）（ ） （ ） 。 （3）对于二元弱酸，如 H2CO3：H2CO3 H++ 3HCO ，K1= 3 2 3 H HCO H CO c c c  （ ）（ ） （ ） ； 3HCO H++ 2 3CO  ， K2= 2 3 3 H CO HCO c c c    （ ）（ ） （ ） ；且 K1>K2。 2．意义：相同条件下，K 越大→越易电离→酸(或碱)性越强 3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是 K1 ≫ K2……，所以其酸性主要决定于第一步 电离。 4．影响因素 5．电离常数的三大应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。 （3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 6．电离平衡常数相关计算(以弱酸 HX 为例) （1）已知 c(HX)和 c(H+)，求电离常数 HX H+ + X− 起始(mol·L−1)：c(HX) 0 0 平衡(mol·L−1)：c(HX)−c(H+) c(H+) c(H+) 则：K= H X HX c c c  （ ）（ ） （ ） = 2 H HX H c c c   （ ） （ ）-（ ） 。 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H+)≈c(HX)，则 K= 2 H HX c c （ ） （ ） ， 代入数值求解即可。 （2）已知 c(HX)和电离常数，求 c(H+) HX H+ + X− 起始：c(HX) 0 0 平衡：c(HX)−c(H+) c(H+) c(H+) 则：K= H X HX c c c  （ ）（ ） （ ） = 2 H HX H c c c   （ ） （ ）-（ ） 。 由于 K 值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H+) ≈c(HX)，则：c(H+)= HXK c（ ），代 入数值求解即可。 考向一 电离平衡常数的影响因素及应用 典例 1 已知 25℃时，K= - + 3 3 c(CH COO ) c(H ) c(CH COOH)  =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 【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。 1．（2020·河南南阳中学高三月考）已知部分弱酸的电离平衡常数如下表所示: 弱酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 苯酚 电离平衡常数 Ka(25℃) 2.98×10-8 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.61×10-11 Ka1=1.54×10-2 Ka2=1.02×10-7 1.28×10-10 下列实验的反应原理用离子方程式表示不正确的是( ) A．少量的 SO2 通入 Na2CO3 溶液中:SO2+H2O+2 2- 3CO == 2- 3SO +2 - 3HCO B．用碳酸氢钠溶液检验水杨酸中的羧基： + - 3HCO → +H2O+CO2↑ C．少量的 SO2 通入 Ca(ClO)2 溶液中:SO2+H2O+Ca2++2ClO-==CaSO3↓+2HClO D．少量的 SO2 通入苯酚钠溶液中：SO2+H2O+2 →2 + SO32- 【答案】C 【解析】由题干中电离平衡常数的信息可知，酸性强弱为：H2SO3>H2CO3> - 3HSO >HClO>苯酚> - 3HCO ，再 根据强酸制弱酸的规律进行解题。 A．由于酸性 H2SO3>H2CO3 - 3HCO ，故少量的 SO2 通入 Na2CO3 溶液中:SO2+H2O+2 2- 3CO == 2- 3SO +2 - 3HCO ， A 正确； B．由于酸性 H2CO3>苯酚> - 3HCO ，故酚羟基不与 - 3HCO 反应，故用碳酸氢钠溶液检验水杨酸中的羧基： + - 3HCO → +H2O+CO2↑，B 正确； C．HClO 具有强氧化性，能把二氧化硫氧化为硫酸，所以少量的 SO2 通入 Ca（ClO）2 溶液中不生成 CaSO3 而是生成 CaSO4，C 错误； D．少量 SO2 通入苯酚钠溶液中，反应生成苯酚和亚硫酸钠：SO2+H2O+2 →2 + 2- 3 SO ，D 正确； 故答案为：C。 电离平衡常数的应用 （1）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）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。 （3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 （4）判断微粒浓度比值的变化 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，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 CH3COOH 溶液中加水稀释，     3 3 CH COO CH COOH c c =         3 3 CH COO H CH COOH H      c c c c =  H K c ，酸溶液加水稀释，c(H+)减小，K 值不 变，则     3 3 CH COO CH COOH c c 增大。 考向二 电离平衡常数的有关计算 典例 2 （1）已知 25 ℃，NH3·H2O 的 Kb＝1.8×10－5，H2SO3 的 Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓 度为 2.0 mol·L－1，溶液中的 c(OH－)＝_____________mol·L－1。将 SO2 通入该氨水中，当 c(OH－)降至 1.0×10－7 mol·L－1 时，溶液中的 c(SO2－ 3 )/c(HSO－ 3 )＝______________。 （2）H3AsO4 水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与 pH 的关系如图所示。 H3AsO4 第一步电离方程式 H3AsO4 H2AsO－ 4 ＋H＋的电离常数为 Ka1，则 pKa1＝___________(pKa1＝－ lg Ka1)。 【答案】（1）6.0×10－3 0.62 （2）2.2 【解析】（1）设氨水中 c(OH－)＝x mol·L－1，根据 NH3·H2O 的 Kb＝ + 4 3 2 NH( ) (OH ) (NH H O) c c c   ，则x·x 2 ＝1.8×10－5， 解得 x＝6.0×10－3。根据 H2SO3 的 Ka2＝ 2 3 3 + SO SO (H ) ( ) (H ) c c c    ，则 2 3 3 SO SO ( ) (H ) c c   ＝ a2 +(H ) K c ，当 c(OH－)降至 1.0×10－7mol·L －1 时，c(H＋)为 1.0×10－7 mol·L－1，则 2 3 3 SO SO ( ) (H ) c c   ＝6.2×10－8 1.0×10－7 ＝0.62。 （2）Ka1＝ 4 + 2 3 4 AsO AsO (H ) (H ) (H ) c c c  ，K 仅与温度有关，为方便计算，在图中取 pH＝2.2 时计算，此时 c(H2AsO－ 4 ) ＝c(H3AsO4)，则 Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。 2．（2019·沙坪坝·重庆一中高三月考）常温时，向某浓度 H2A 溶液中逐滴加入 1mol/LNaOH 溶液，混合溶 液中 H2A、HA-和 A2-的物质的量分数（δ）随 pH 变化的关系如图所示。（碳酸：Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.61×10-11） 下列叙述错误的是（ ） A．NaHA 溶液与碳酸氢钠反应生成 CO2 B．常温下 H2A 的 Ka2 的数量级为 10-5 C．向 pH=4.2 溶液中加水稀释， 2- - c(A ) c(HA ) 减小 D．当溶液中水的电离程度最大时，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）+2c（H2A） 【答案】C 【解析】A.图中点(1.2，0.5)，c(HA-)=c(H2A)，溶液的 pH=1.2，则溶液中 c（H+）=10-1.2， + - + -1.2 a1 2 2 c(H )c(HA )K (H A)= =c(H )=10c(H A) ，点(4.2，0.5)，c（A2-）=c（HA-），溶液的 pH=4.2， + 2- + -4.2 2 2 c(H )c(A )K (H A)= =c(H )=10c(HA )a  ，均大于碳酸的 Ka1=4.3×10-7，由强酸制取弱酸的原理可知，H2A 或 HA-可以与盐溶液反应生成 CO2 和 H2O(即 H2CO3)，所以 NaHA 溶液与碳酸氢钠反应生成 CO2，A 项正确； B.当 c（A2-）=c（HA-）时溶液的 pH=4.2，Ka2（H2A）=10-4.2，数量级为 10-5，B 项正确； C.向 pH=4.2 溶液中加水稀释，c（H+）减小，因为温度不变，所以 + 2- 2 2 c(H )c(A )K (H A)= c(HA )a  不变，则 2- a2 2 - + K (H A)c(A ) =c(HA ) c(H ) 增大，C 项错误； D.恰好生成 Na2A 时，水的电离程度最大，由物料守恒可知 c( ) 2=c(A ) 1 钠元素 元素 ，c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-） +2c（H2A），D 项正确； 答案选 C。 1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是 A．因为电离过程是吸热过程，所以温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越小 B．弱电解质的电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有 关 C．对于不同的弱酸，电离平衡常数越大，酸性一定越强，可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相 对强弱 D．弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法 【答案】D 【解析】A、电离过程是吸热过程，升高温度，促进弱电解质的电离，电离平衡常数增大，故 A 错误； B、电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，电离平衡常数与化学平衡常数类似，弱电解质的电离 平衡常数只与温度有关，故 B 错误；C、电离平衡常数只受温度的影响，应是同一温度下，电离平衡常 数越大，酸性越强，因此可以通过同温下的电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱，故 C 错误；D、 弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法，同温下，电离平衡常数越大，弱电 解质电离程度越大，故 D 正确。 2．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是 化学式 电离常数 HClO K＝3×10－8 H2CO3 K1＝4×10－7 K2＝6×10－11 A．向 Na2CO3 溶液中滴加少量氯水：CO2－ 3 ＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2 ↑ B．向 NaHCO3 溶液中滴加少量氯水：2HCO－ 3 ＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O C．向 NaClO 溶液中通少量 CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO D．向 NaClO 溶液中通过量 CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO 【答案】B 【解析】根据电离常数数值可知，酸性 H2CO3＞HClO＞HCO－ 3 。向 Na2CO3 溶液中加少量氯水，不能生 成 CO2，而是生成 HCO－ 3 。 3．已知室温时，0.1 -1mol L 某一元酸 HA 在水中有 0.1%发生电离，下列叙述正确的是（ ） A．该溶液的 pH=3 B．升高温度，溶液的 pH 增大 C．此酸的电离平衡常数约为 1×10-7 D．由 HA 电离出的  +Hc 约为水电离出的  +Hc 的 105 倍 【答案】C 【解析】A．HA 电离出的 H+：c(H+)=0.1mol/L×0.1%=10-4 mol/L，水的电离此时受到 HA 电离出 H+的抑制， 故水产生的 H+：c(H+)<10-7 mol/L，两者相差 1000 倍以上，故水电离出的 H+可以忽略，即溶液中 c(H+)=10-4 mol/L ，所以 +pH=-lg (H )=4c ，A 错误； B．升温促进 HA 电离，溶液中 c(H+)增大，pH 应该减小，B 错误； C．平衡时：HA 电离出的 c(A-)与 c(H+)近似相等，由于电离度很小，所以 c(HA)近似等于起始浓度，故 + - -4 -4 -7 a (H )· (A ) 10 mol/L×10 mol/L= = =10 mol/L(HA) 0.1mol/L c cK c ，C 正确； D．溶液中 c(OH-)= -14 -10w + -4 10= =10 mol/L(H ) 10 K c ，此时溶液中 OH-全部来源于水，c(OH-)= c 水(OH-)，而水电 离的 H+与 OH- 相等，即 c 水(H+) =c 水(OH-)= c(OH-)=10-10 mol/L，HA 电离出的 H+浓度为 10-4 mol/L、为水电 离出 H+浓度的 106 倍，D 错误； 故答案选 C。 4．已知 25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是 酸 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸 电离平衡常数 Ka＝1.75×10－5 Ka＝2.98×10－8 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 A．25 ℃，等物质的量浓度的 CH3COONa、NaClO、Na2CO3 和 Na2SO3 四种溶液中，碱性最强的是 Na2CO3 B．将 0.1 mol·L－1 的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小 C．少量 SO2 通入 Ca(ClO)2 溶液中反应的离子方程式为 SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO D．少量 SO2 通入 CH3COONa 溶液中反应的离子方程式为 SO2＋H2O＋2CH3COO－=== 2 3SO  ＋2CH3COOH 【答案】A 【解析】根据表中数据可知，酸性：亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。 A 项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大， 溶液中氢氧根离子浓度越大，pH 越大，水解程度：CH3COO－＜ 2 3SO  ＜ClO－＜ 2 3CO  ，所以碱性最强的 是 Na2CO3，正确；B 项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小， 由于 Kw 不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C 项，少量 SO2 通入 Ca(ClO)2 溶液中，反应生成的次 氯酸能够氧化亚硫酸根离子，生成 CaSO4，错误；D 项，少量 SO2 通入 CH3COONa 溶液中，反应生成醋 酸和亚硫酸氢根离子，反应的离子方程式为 SO2＋H2O＋CH3COO－=== 3HSO ＋CH3COOH，错误。 5．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10 分别是下列有关三种酸的电离常数(25℃)，若已知下 列反应可以发生：NaCN+HNO2 HCN+NaNO2、NaCN+HF HCN 十 NaF、NaNO2+HF HNO2+NaF。由此可判 断下列叙述不正确的是 A．K(HF)=7.2×10－4 B．K(HNO2)=4.9×10－10 C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序：HF＞HCN＞HNO2 D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF) 【答案】BC 【解析】A．通过以上分析知，K(HF)最大为 7.2×10-4，A 项正确； B．根据以上分析知，K(HNO2)处于中间位置，为 4.6×10-4，B 项错误； C．根据 NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF 即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C 项 错误； D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为 K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF，D 项正确； 答案选 BC。 6．常温下，用 0.1 mol·L-1 的 CH3COOH 溶液滴定 20 mL 0.1 mol·L-1 的 NaOH 溶液，当滴加 V mL CH3COOH 溶液时，混合溶液的 pH=7。已知 CH3COOH 的电离平衡常数为 Ka，忽略混合时溶液体积的变化，下列 关系式正确是 A．Ka= 72 10 0.1 2V   B．V= 7 a 2 10 0.1 2K   C．Ka= 72 10 20V   D．Ka= 82 10 V  【答案】A 【解析】当滴加 V mL CH3COOH 溶液时，混合溶液的 pH=7，此时氢离子和氢氧根离子浓度相等，都是 10-7mol·L-1，根据电荷守恒，钠离子浓度等于醋酸根离子浓度，c(Na+)= 0.002 0.001( 20)V  mol·L-1，CH3COOH 的电离平衡常数为 Ka= 3 3 (CH COO ) (H ) (CH COOH) c c c   = 7 3 3 0.002 100.001( 20) 0.1 10 0.002 ( 20) 10 V V V         = 72 10 0.1 2V   。 7．已知常温常压下，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，则 H2CO3  - 3HCO ＋H＋的电离平衡常数 Ka＝________。(已知 10-5.60＝2.5×10-6) 【答案】4.2×10－7 【详解】 H2CO3  - 3HCO ＋H＋的平衡常数为 Ka＝ + - 3 2 3 c(H )c(HCO ) c(H CO ) ，饱和 CO2 水溶液的 pH＝5.60，所以 c(H+)=10-5.60=2.5×10－6 mol·L－1，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1，H2CO3 虽然分为两步电离，但是主要以第一步 电离为主，所以 c(HCO - 3 )  c(H+)，则平衡常数为 + 6 1 6 1 3 2 7 5 - 3 1 2.5 10 mol L 2.5 10 mol L 4.2 101.5 10 mol L (H ) (HCO ) (H CO )a c cK c         － － － － － － － ，故答案为：4.2×10－7。 8.已知 25℃时有关弱酸的电离常数如表： 弱酸 HSCN CH3COOH HCN H2CO3 电离常数 1.3×10-1 1.8×10-5 4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 (1)25℃时，将 20mL0.1mol·L-1CH3COOH 溶液和 20mL0.1mol·L-1HSCN 溶液分别与 20mL0.1mol·L-1NaHCO3 溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)的变化如图所示。 反应初始阶段两种溶液产生 CO2 气体的速率存在明显差异的原因是________。 (2)若保持温度不变，在醋酸溶液中通入一定量氨，下列量会变小的是_______(填字母)。 a．c(CH3COO-) b．c(H+) c．Kw d．醋酸的电离常数 (3)25℃时，等浓度的 NaCN 溶液、Na2CO3 溶液和 CH3COONa 溶液，溶液的 pH 由大到小的顺序为_____(填 化学式)。 【答案】HSCN 的酸性比 CH3COOH 强，其溶液中 c(H+)较大，故其溶液与 NaHCO3 溶液的反应速率快 b Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa 【分析】 本题考查弱电解质电离的原理以及影响因素、相关计算。 Ⅱ.(1)由 Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5 和 Ka(HSCN)＝1.3×10－1 可知，CH3COOH 的酸性弱于 HSCN，即在相同浓 度的情况下，HSCN 溶液中 H＋的浓度大于 CH3COOH 溶液中 H＋的浓度，浓度越大反应速率越快。 故答案为：HSCN 的酸性比 CH3COOH 强，其溶液中 c(H+)较大，故其溶液与 NaHCO3 溶液的反应速率快； (2)通入氨，生成 CH3COONH4，则 c(CH3COO－)增大，故 a 错误；通入氨，c(H＋)减小，故 b 正确；由于温 度不变，则 Kw 不变，故 c 错误；由于温度不变，醋酸的电离常数不变，故 d 错误。 故答案为：b； (3) 酸性越弱，其对应盐的水解程度越大，pH 越大，根据电离常数知酸性：CH3COOH＞HCN＞HCO 3  ， 则水解程度：CO 2 3  ＞CN－＞CH3COO－，pH 由大到小的顺序为 Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa。故答案为： Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa； 9．(1)25℃时，HF 的 Ka＝6.4×10-4，则此温度下 0.1mol·L-1 HF 溶液的 c(H+)为_____mol·L-1。 (2)25℃时，a mol·L-1 CH3COOH 溶液的 pH＝b，用含 a 和 b 的代数式表示 CH3COOH 的电离平衡常数 Ka=___。 (3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下：H2SeO4=H++ - 4HSeO ， - 4HSeO ⇌ H++SeO 2 4  ，K2＝1.0×10-2(25℃)。 ①向 H2SeO4 溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为____。 ②已知 H2CO3 的电离平衡常数 Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，则 KHCO3 和 KHSeO4 两溶液混合反应的离子 方程式为____。 (4)已知 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____(填字母)。 a.HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN b.NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCN c.NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3 d.2HCOOH+ 2- 3CO =2HCOO-+H2O+CO2↑ 【答案】0.008 -2b -b 10 a-10 H＋＋NH3·H2O= + 4NH +H2O - 4HSeO ＋ - 3HCO = 2- 4SeO ＋H2O＋CO2↑ b 【分析】 根据电离常数公式进行计算，根据强酸制弱酸原理判断反应方向。 【详解】 (1)25℃时，HF 的 Ka＝6.4×10-4，则此温度下 0.1mol·L-1HF 溶液的 c(H+)为 4 1 -3( )= 6.4 10 0.1 =8 10aK c HF mol L     mol·L-1； (2)25℃时，amol·L-1CH3COOH 溶液的 pH＝b，溶液中剩余的醋酸分子的浓度为 a-10-bmol/L，用含 a 和 b 的 代数式表示 CH3COOH 的电离平衡常数 Ka= 1 2 2 3 1 3 ( ) ( ) (10 ) 10 ( ) 10 10 b b b b c H c CH COO mol L c CH COOH amol L a             。 (3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下：H2SeO4=H++ - 4HSeO ， - 4HSeO ⇌ H++SeO 2 4  ，K2＝1.0×10-2(25℃)，即 硒酸的第一步电离是完全的，第二步电离是可逆的； ①向 H2SeO4 溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为 H＋＋NH3·H2O= + 4NH +H2O； ②已知 H2CO3 的电离平衡常数 Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，即硒酸的酸性强于碳酸，根据强酸制弱酸原 理，KHCO3 和 KHSeO4 两溶液混合反应的离子方程式为 - 4HSeO ＋ - 3HCO = 2- 4SeO ＋H2O＋CO2↑； (4)已知 25℃时，几种弱酸的电离平衡常数：HCOOH：Ka＝1.77×10-4，HCN：Ka＝4.9×10-10，H2CO3：Ka1 ＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-11，由此可知，甲酸酸性强于氢氰酸，碳酸酸性弱于甲酸，强于氢氰酸，碳酸氢根 酸性弱于氢氰酸，根据强酸制弱酸原理，a.HCOOH+NaCN=HCOONa+HCN，a 能自发进行； b.NaHCO3+NaCN=Na2CO3+HCN，b 不能自发进行； c.NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，c 能自发进行； d.2HCOOH+ 2- 3CO =2HCOO-+H2O+CO2↑，d 能自发进行； 综上所述，反应不能自发进行的是 b。 1．[2019 天津]某温度下， 2HNO 和 3CH COOH 的电离常数分别为 45.0 10 和 51.7 10 。将 pH 和体积均 相同的两种酸溶液分别稀释，其 pH 随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表 2HNO 溶液 B．溶液中水的电离程度：b 点＞c 点 C．从 c 点到 d 点，溶液中       HA OH A c c c    保持不变（其中 HA 、A 分别代表相应的酸和酸根离子） D．相同体积 a 点的两溶液分别与 NaOH 恰好中和后，溶液中  Nan  相同 【答案】C 【解析】A、由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的变化大，则Ⅱ的酸性比 I 的酸性强，Ⅱ代表 HNO2，I 代 表 CH3COOH，故 A 错误；B、酸抑制水电离，b 点 pH 小，酸性强，对水电离抑制程度大，故 B 错误； C、Ⅱ代表 HNO2，c(HNO2)c(OH-)/c(NO2-)=c(H+)·c(HNO2)c(OH-)/[c(H+)·c(NO2-)]=kw/k(HNO2)，kw 为水的 离子积常数，k(HNO2)为 HNO2 的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，故 C 正确； D、体积和 pH 均相同的 HNO2 和 CH3COOH 溶液，c（CH3COOH）＞c（HNO2），分别滴加同浓度的 NaOH 溶液至恰好中和，CH3COOH 消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO2 消耗的 NaOH 少，故 D 错误； 故选 C。 2．[2015 海南]下列曲线中，可以描述乙酸（甲，Ka=1.8×10−5）和一氯乙酸（乙，Ka=1.4×10−3）在水中的电 离度与浓度关系的是 【答案】B 【解析】根据题给电离常数分析醋酸和一氯醋酸均为弱电解质且在相同温度、相同浓度时，醋酸的电离 度小于一氯醋酸，即甲的电离度小于乙；弱电解质的浓度越大，电离度越小，B 与图像相符，正确。