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弱电解质的电离平衡
【复习目标】
1．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，掌握电离平衡的特征及影响弱电解质电离平衡的因素
2．理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关的计算
3．掌握强酸(碱)与弱酸(碱)之间的比较
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
【核心知识梳理】
1．电离平衡的建立：在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡
2．电离平衡的特征
(1)逆：可逆过程
(2)等：v(电离)＝v(结合)≠0
(3)动：动态平衡
(4)定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变
(5)变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变
3．影响弱电解质电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质是决定因素
(2)外因
①浓度：同一弱电解质溶液，电解质溶液的浓度越小，电离程度越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程越小
a．同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH－)会增大
b．增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小
②温度：电离一般是吸热过程，温度升高，电离程度增大；反之电离程度减小
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质时，电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小
④化学反应：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
以0.1 mol·L－1 CH3COOHCH3COO－＋H+为例
平衡移动方向 电离 程度 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－ ) c(CH3COOH ) 导电能力 平衡常数Ka
加水稀释 向右 增大 增大 减小 减小 减小 减小 不变
加冰醋酸 向右 减小 增大 增大 增大 增大 增大 不变
升温 向右 增大 增大 增大 增大 减小 增大 增大
加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 减小 增大 增大 增大 不变
通入HCl(g) 向左 减小 增大 增大 减小 增大 增大 不变
加NaOH(s) 向右 增大 减小 减小 增大 减小 增大 不变
加入镁粉 向右 增大 减小 减小 增大 减小 增大 不变
【易错提醒】
①加水稀释电解质溶液时，溶液中离子的浓度不一定减小。如因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)不变，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大
②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小。如对于NH3·H2ONH＋OH－，平衡后，通入氨气，c(NH3·H2O)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除这种改变，再次达到平衡时，c(NH3·H2O)比原平衡时大
③电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(H＋)比原平衡时要小
④电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小
4．电解质溶液导电能力的判断
电解质溶液的导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图所示：
(1)OA段随加水量的增多，导电能力增强，其原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大
(2)AB段导电能力减弱，原因是随着水的加入，溶液的体积增大，离子浓度减小，导电能力减弱
【精准训练1】
1．H2S溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是(　　)
A．向H2S溶液中加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．向H2S溶液中通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．向H2S溶液中滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D．向H2S溶液中加入少量CuSO4固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
2．常温下，将浓度为0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是(　　)
①c(H＋)　②c(F－)　③c(OH－)　④Ka(HF)　⑤Kw　⑥ 　⑦
A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤
3．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜b
B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b
7．电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100
mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1 B．溶液温度高低为①＞③＞②
C．③点溶液有c(Cl－)＞c(CH3COO－) D．③点后因离子数目减少使电导率略减小
考点二 电离平衡常数及应用
【核心知识梳理】
1．电离常数
(1)概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，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，该常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示)
(2)电离平衡常数表达式
①一元弱酸或弱碱
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－
电离常数表达式 Ka＝ Kb＝
②多元弱酸(以H2CO3为例)
第一步电离 第二步电离
电离方程式 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO
电离常数表达式 Ka1＝＝4.3×10－7 Ka2＝＝5.6×10－11
电离常数关系 Ka1 Ka2
(3)电离常数的影响因素
①内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大
②外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大
(4)电离常数的意义
①反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强
②多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1＞Ka2＞Ka3……，当Ka1 Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离
(5)电离平衡常数的应用
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。如常温下，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，HClO的Ka＝4.0×10－8，则酸性强弱为CH3COOH＞HClO
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱。如醋酸的Ka＝1.75×10－5，次氯酸的Ka＝4.0×10－8，则相同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH：醋酸钠＜次氯酸钠
③判断反应能否发生或者判断产物是否正确，一般符合“较强酸制较弱酸”规律
弱酸 H2CO3 HClO
电离平衡常数(25℃) Ka1＝4.30×10－7；Ka2＝5.61×10－11 Ka＝4.0×10－8
a．酸性：H2CO3＞HClO＞HCO
b．HClO与NaHCO3溶液不反应
c．HClO与Na2CO3溶液反应：CO＋HClO===HCO＋ClO－
d．向NaClO溶液中通入CO2：ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCO (反应方程式与通入CO2的量无关)
④判断溶液微粒浓度比值的变化，利用温度不变，电离常数不变来判断
如：把0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，
稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大
2．电离度
(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数
(2)表达式：α＝×100%＝×100%
(3)影响因素
温度的影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度的影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
(4)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大
(5)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA为例
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α
HA H＋ ＋ A－
起始浓度/mol·L－1 c酸 0 0
变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α
电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1
则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)
则：c(H＋)＝c酸·α＝
【精准训练2】
1．25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是(　　)
HCOOH H2CO3 HCN
Ka＝1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7；Ka2＝4.7×10－11 Ka＝6.2×10－10
A．H2CO3溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为H2CO3＋CN－===HCO＋HCN
B．HCOOH的电离平衡常数表达式为Ka＝
C．物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的HCOONa溶液和NaCN溶液，pH前者大
D．酸性强弱顺序是HCOOH＞HCN＞H2CO3
2．下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是(　　)
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以 B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1 D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
3．已知，下列实验中，因通入CO2的量不同而产物不同的是(　　)
HClO 苯酚 H2CO3
Ka＝4.0×10－8 Ka＝1.0×10－10 Ka1＝4.5×10－7；Ka2＝4.7×10－11
A．向苯酚钠溶液中通入CO2 B．向NaClO溶液中通入CO2
C．向Na2CO3溶液中通入CO2 D．向Ba(OH)2溶液中通入CO2
4．现取20 mL c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，测得溶液导电能力的变化如图所示，则加入氨水前CH3COOH的电离度为(　　)
A．0.5% B．1.5% C．0.1% D．1%
考点三 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
【核心知识梳理】
1．从实验的角度判断强、弱电解质的方法——以判断室温下某酸(HA)是否为弱酸为例
①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH＞2，HA为弱酸
②室温下测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH＞7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA溶液和盐酸(强酸)的导电性 若导电性相同，则HA为强酸；若导电性较盐酸弱，则HA为弱酸
④测定同pH的HA与HCl溶液稀释相同倍数后的pH变化 若ΔpH(HA)＝ΔpH(HCl)，HA是强酸；若ΔpH(HA)＜ΔpH(HCl)，HA是弱酸
⑤测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别中和NaOH的量 若消耗NaOH的量相同，则HA为强酸；若HA溶液消耗NaOH的量较盐酸多，则HA为弱酸
⑥往同浓度的HA和HCl中投入相同的Zn粒 开始反应速率快的为强酸；开始反应速率慢的为弱酸
⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸
⑦从升高温度后pH的变化判断 若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸；若升高温度，溶液的pH变化幅度小，则是强酸
2．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
　　项目酸　　 c(H＋) pH 溶液的导电性 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 大 小 强 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 弱 小
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
　　项目酸　　 c(H＋) c(酸) 溶液的导电性 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 相同 小 相同 小 少 相同，反应过程中醋酸的快
醋酸溶液 大 大 多
3．图像法理解强酸、弱酸的稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释的图像
加水稀释相同的倍数 加水稀释到相同的pH
醋酸的pH大 盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸加水稀释的图像
加水稀释相同的倍数 加水稀释到相同的pH
盐酸的pH大 醋酸加入的水多
4．一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像
实验操作 同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应 同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
图像
【精准训练3】
1．室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是(　　)
A．0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH小于7
C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱
D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色
2．下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是(　　)
A．因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2
B．若V1>V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸
C．若实验①中，V＝V1，则混合溶液中c(Na＋)＝c(A－)
D．实验②的混合溶液，可能pH＜7
3．某温度下，将pH和体积均相同的HCl和CH3COOH溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．稀释前溶液中溶质的浓度：c(HCl)＞c(CH3COOH)
B．溶液中水的电离程度：b点＜c点
C．从b点到d点，溶液中c(H＋)·c(OH－)逐渐增大
D．在d点和e点均存在：c(H＋)＜c(酸根阴离子)
4．在一定温度下，有a.盐酸，b.硫酸，c.醋酸三种酸(用a、b、c填空)
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和同物质的量浓度的NaOH溶液的能力由大到小的顺序是________
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________
(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，则开始瞬间反应速率的大小关系为________，若产生相同体积的H2(相同状况)，反应所需时间的长短关系是________
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________
【高考真题演练】
1．(2024·新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中，分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如：δ(CH2ClCOO－)＝]，下列叙述正确的是( )
A．曲线M表示δ(CHCl2COO－)～pH的变化关系
B．若酸的初始浓度为0.10 mol·L－1，则a点对应的溶液中有c(H+)＝c(CHCl2COO－)＋c(OH－)
C．CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10－1.3
D．pH＝2.08时，＝
2．(2023·浙江1月卷)甲酸Ka＝1.8×10－4是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是( )
A．活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2OR3NH+＋OH－
B．pH＝5的废水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18
C．废水初始pH＜2.4，随pH下降，甲酸的电离被抑制，与R3NH+作用的HCOO－数目减少
D．废水初始pH＞5，离子交换树脂活性成分主要以R3NH+形态存在
3．(2022·浙江6月)25 ℃时，苯酚(C6H5OH)的Ka＝1.0×10－10，下列说法正确的是(　　)
A．相同温度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O－)>c(CH3COO－)
B．将浓度均为0.10 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加热，两种溶液的pH均变大
C．25 ℃时，C6H5OH溶液与NaOH溶液混合，测得pH＝10.00，则此时溶液中c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)
D．25 ℃时，0.10 mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度变小
4．(2022·全国乙卷)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是(　　)
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中的HA的电离度[]为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4
【课时精练】
1．25 ℃时，对于pH＝2的CH3COOH溶液，下列判断不正确的是(　　)
A．加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中c(H＋)减小
B．通入少量HCl气体，电离平衡逆向移动，c(CH3COO－)减小，Ka减小
C．加入少量CH3COONa固体，电离平衡逆向移动，c(H＋)减小，Ka不变
D．升高温度，电离平衡正向移动，c(H＋)增大，pH减小
2．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀释后，下列说法正确的是(　　)
A．溶液中导电离子的数目减少 B．溶液中eq \f(c(OH－)·c(NH),c(NH3·H2O))不变
C．NH3·H2O的电离程度增大，c(OH－)亦增大 D．Kw随氨水浓度减小而减小
3．下列说法正确的是(　　)
A．同浓度的醋酸溶液和硫酸溶液相比，醋酸溶液的导电性弱不能说明醋酸是弱电解质
B．相同条件下，用等pH的氨水和氢氧化钠溶液分别中和等物质的量的盐酸，消耗氢氧化钠溶液的体积小
C．等体积等浓度的醋酸溶液和盐酸，稀释相同倍数后与足量镁反应，醋酸溶液产生氢气多
D．醋酸溶液加水稀释后，溶液中的值增大
4．硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2OB(OH)＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10－10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。下列说法错误的是(　　)
A．H3BO3为一元酸
B．0.01 mol·L－1 H3BO3溶液的pH≈6
C．常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa>NaB(OH)4
D．NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液
5．根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。相同温度下，HCl和HNO3在冰醋酸中存在HCl＋CH3COOHCl－＋CH3COOH　pKa＝8.8，HNO3＋CH3COOHNO＋CH3COOH　pKa＝9.4(已知pKa＝－lg Ka)，下列说法正确的是(　　)
A．把HCl通入CH3COONa水溶液中：2HCl＋CH3COONa===NaCl＋CH3COOH2Cl
B．酸性强弱顺序为HCl＜HNO3＜CH3COOH
C．HNO3在HCOOH中的pKa＜9.4
D．接受质子的能力：CH3COOH＜H2O
6．下列说法正确的是(　　)
A．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可通过在常温下测NaHA溶液的pH，若pH＞7，则H2A一定是弱酸
B．用NaOH标准溶液滴定CH3COOH溶液至中性时，CH3COOH溶液恰好被中和
C．向冰醋酸中不断加水，溶液的pH不断增大
D．25 ℃和40 ℃时，0.1 mol·L－1的氨水的pH不相等，而25 ℃和40 ℃时，0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液的pH相等
7．常温下，一元碱BOH的Kb(BOH)＝1.0×10－5。在某体系中，B＋与OH－不能穿过隔膜，未电离的BOH可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(BOH)＝c(BOH)＋c(B＋)，当达到平衡时，下列叙述正确的是(　　)
A．溶液Ⅱ中c(B＋)＋c(H＋)＝c(OH－)
B．溶液Ⅰ中BOH的电离度[]为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(BOH)不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(BOH)之比为10－4∶1
8．室温时，HCOOH和CH3COOH的电离常数分别为1.8×10－4和1.75×10－5.。将浓度和体积均相同的两种酸溶液混合后加水稀释，随加水量的变化，溶液中HA浓度(HA表示混合溶液中的HCOOH或CH3COOH)与溶液pH的关系如图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．曲线X代表HCOOH
B．当pH＝6时，c点所对应的溶液中c＋c＝9.9×10－7 mol·L－1
C．稀释过程中，逐渐减小
D．溶液中水电离出的H＋物质的量浓度：a＝b＞c
9．一定温度下，在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜。溶液①中HA的平衡浓度c(HA)＝1 mol·L－1，A－的平衡浓度为0.01 mol·L－1，溶液②中表达方式类似。下列叙述错误的是(　　)
A．溶液②中c(HA)＝1 mol·L－1 B．一元酸HA的pKa＝5.4
C．溶液①和②中的lg 均为2 D．溶液①和②中的c(A－)之比为10－4
10．谷氨酸钠是具有鲜味的物质，即味精。谷氨酸()可以看作三元弱酸(简写为H3A＋)，逐级电离常数为K1、K2、K3。已知常温下pK1＝2.19、pK2＝4.25、pK3＝9.67。下列说法不正确的是(　　)
A．水溶液中K1对应基团可以看作—NH，K2、K3对应基团分别可以看作α COOH和γ COOH
B．当谷氨酸所带净电荷为0(即H3A＋与HA－数目相等)时，溶液pH为3.22
C．2H2AH3A＋＋HA－的平衡常数K＝10－2.06
D．常温下，A2－＋H2OHA－＋OH－的平衡常数Kb的数量级为10－5
11．下列叙述不正确的是(　　)
A．向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中减小
B．两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c1＞10c2
C．pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色
D．将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，c(SO)＝2c(NH)
12．乳酸是一种重要的化工原料，可用于制备聚乳酸(PLA)生物可降解性塑料。已知常温下，乳酸的电离常数Ka＝1.4×10－4。下列有关说法正确的是(　　)
A．乳酸稀溶液加少量水稀释的过程中，溶液中c(OH－)减小
B．在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，乳酸的电离平衡逆向移动，c(H＋)变小
C．恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量NaOH溶液，乳酸的电离常数Ka＞1.4×10－4
D．常温下，体积为10 mL pH＝3的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000 mL，若稀释后溶液的pH：醋酸＜乳酸，则电离常数：醋酸＜乳酸
13．根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性强弱顺序正确的是(　　)
A．N2H＞N2H4＞NH B．N2H＞CH3COOH＞NH
C．NH3＞N2H4＞CH3COO－ D．CH3COOH＞N2H＞NH
14．下列用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法正确的是(　　)
①向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大　
②pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大　
③常温下，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1　
④0.1 mol·L－1的盐酸与过量的Mg反应，当加入CH3COONa固体后，反应速率减慢，但生成氢气的总量不变
⑤相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同　
⑥常温下，pH＝4的CH3COOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性　
⑦CH3COOH溶液中有两种分子存在　
⑧常温下，醋酸钠溶液的pH大于7
A．②③④⑤⑥⑦ B．①②③④⑥⑦⑧ C．②③⑤⑥⑧ D．全部
15．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－1) 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．从HX的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大
C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)＜c(Y－)＜c(X－)
D．Ka5＞Ka4＞Ka3
16．部分弱电解质的电离常数如表，下列说法错误的是(　　)
弱电解质 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
A．结合H＋的能力：CO＞CN－＞HCO＞HCOO－
B．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
C．中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量：前者小于后者
D．25 ℃时，反应HCOOH＋CN－HCN＋HCOO－的化学平衡常数约为3.67×105
17．常温下，部分弱酸的电离平衡常数如表。下列离子方程式书写正确的是(　　)
化学式 H2CO3 HClO H2S
电离常数 Ka1＝4×10－7；Ka2＝5.6×10－11 Ka＝4.7×10－8 Ka1＝1.3×10－7；Ka2＝7.1×10－15
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===CO2↑＋2HClO＋2Cl－
B．向Na2S溶液中通入过量CO2：S2－＋2H2O＋2CO2===H2S↑＋2CO
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋ClO－＋H2O===HCO＋HClO
D．向NaClO溶液中通入过量H2S：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
18．下列关于电解质的说法正确的是(　　)
A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀释后，溶液中不变
C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：＜
D．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，始终增大
19．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(　　)
20．在体积都为1 L，pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下图所示符合客观事实的是(　　)
21．磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1H3PO2与20 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题：
①NaH2PO2属于____________(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
②若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝________
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：_______________________、___________________________
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为________(Ka2＝2×10－7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计)
(3)亚磷酸的结构式为(结构式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供)，含有两个“－OH”，分子中有两个可电离的H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有__________个“O－H”
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液，回答下列问题：
①恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”，下同)7。
②溶液呈中性时，所得溶液的c(Na＋)________c(H2PO)＋2c(HPO)。
③若用甲基橙作指示剂，用NaOH溶液滴定，达到滴定终点时，所得溶液的c(Na＋)________c(H2PO)＋2c(HPO)
22．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式 电离平衡常数(Ka或Kb)
CH3COOH 1.8×10－5
HNO2 4.9×10－4
HCN 5×10－10
HClO 3×10－8
H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 ；Ka2＝5.6×10－11
NH3·H2O 1.8×10－5
(1)上述五种酸的酸性由强到弱的顺序是________________________________________
(2)该温度下，0.10 mol·L－1 HNO2溶液中的c(H＋)＝________ mol·L－1
(3)25 ℃时，向NaClO溶液中通入少量的CO2，发生反应的离子方程式为____________________
(4)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是________(填序号)
A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量CH3COONa固体
D．加入少量冰醋酸 E．加入少量NaOH固体(温度不变)
23．常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。用“>”“＝”或“<”填写下列问题。
(1)c(CH3COO－)：①________②
(2)电离程度：①________②
(3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率：①____②，反应结束生成相同状况下H2的体积：①___②
(4)与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积：①________②
24．下表是25 ℃时某些弱酸的电离常数。
化学式 CH3COOH HClO H2CO3 H2C2O4
Ka Ka＝1.8×10－5 Ka＝3.0×10－8 Ka1＝4.1×10－7；Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝5.9×10－2；Ka2＝6.4×10－5
(1)H2C2O4与含等物质的量的KOH的溶液反应后所得溶液呈酸性，该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为____________________________________________
(2)pH相同的NaClO和CH3COOK溶液，其溶液的物质的量浓度的大小关系是：CH3COOK________NaClO，两溶液中：[c(Na＋)－c(ClO－)]________[c(K＋)－c(CH3COO－)]。(填“>”“<”或“＝”)
(3)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝5∶9，此时溶液pH＝________
(4)碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式为_________________________
25．Ⅰ.25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下表所示。
名称 醋酸 氢氟酸 草酸
化学式 CH3COOH HF H2C2O4
电离平衡常数 1.8×10－5 3.5×10－4 Ka1＝5.9×10－2；Ka2＝6.5×10－5
(1)三种酸的酸性由强到弱的顺序为________________________________(填化学式)
(2)将pH和体积均相同的CH3COOH溶液和HF溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示
①稀释前c________ 0.01 mol·L－1(填“>”“＝”或“<”)
②a、b两点：c________c(填“>”“＝”或“<”)
(3)在NaF溶液中滴加少量的草酸溶液，发生反应的离子反应方程式为__________________
Ⅱ.分别取40 mL的0.50 mol·L－1盐酸与40 mL的0.55 mol·L－1NaOH溶液进行中和反应。通过测定反应过程中放出的热量可计算中和热。回答下列问题：
某学生实验记录数据如下：
实验序号 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃
盐酸 NaOH 混合溶液
1 20.0 20.1 23.2
2 20.2 20.4 23.4
3 20.5 20.6 23.6
(4)近似认为0.55 mol·L－1的NaOH溶液和0.50 mol·L－1的盐酸的密度都是1 g·cm－3，中和后生成溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1，则中和热ΔH＝________(取小数点后一位)
(5)用相同浓度和体积的醋酸代替盐酸溶液进行上述实验，测得的中和热数值()会________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)
【弱电解质的电离平衡】答案
【精准训练1】
1．C。解析：加水促进电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入过量SO2气体发生反应2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。
2．C。解析：HF是弱电解质，加水稀释促进HF的电离，但c(H＋)、c(F－)、c(HF)都减小；温度不变，Kw不变，c(H＋)减小，则c(OH－)增大；温度不变，Ka(HF)不变，＝，c(F－)减小，则增大；根据电荷守恒知，c(H＋)＝c(OH－)＋c(F－)，则＝＝1－，增大，故减小。综上所述，c(OH－)、保持增大。
3．C。解析：A项，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力增强，c(H＋)增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。
4．C。解析：醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)<0.200 mol·L－1，故A错误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，故B错误；③点时恰好完全反应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c(Cl－)＞c(CH3COO－)，故C正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，故D错误。
【精准训练2】
1．A
2．D
3．D。解析：由题给各物质的电离平衡常数可知，苯酚的酸性弱于碳酸，强于碳酸氢根离子，故向苯酚钠溶液中通入CO2气体，只能生成苯酚和碳酸氢钠，A项产物与通入CO2的量无关；由题给各物质的电离平衡常数可知，次氯酸的酸性比碳酸弱，比碳酸氢根离子强，故向次氯酸钠溶液中通入CO2气体，只能生成次氯酸和碳酸氢钠，B项产物与通入CO2的量无关；向碳酸钠溶液中通入CO2气体，只能生成碳酸氢钠，C项产物与通入CO2的量无关；向氢氧化钡溶液中通入少量二氧化碳，生成碳酸钡白色沉淀，通入过量二氧化碳，生成碳酸氢钡，D项因通入CO2的量不同而产物不同。
4．D。解析：由题图可知，当加入10 mL氨水时，溶液的导电能力最强，即此时二者恰好完全反应，则有20 mL×c(CH3COOH)＝0.2 mol·L－1×10 mL，则c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，故CH3COOH的电离度为×100%＝1%。
【精准训练3】
1．D。解析：D项，只能说明NH3·H2O显碱性，不能说明其是弱碱。
2．C。解析：因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相对大小，故A错误；若V1＞V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法说明HA是强酸，故B错误；若实验①中，V＝V1，则HA的物质的量浓度也为0.01 mol·L－1，HA溶液pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合溶液中c(Na＋)＝c(A－)，故C正确；恰好完全中和后实验②的混合溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，故D错误。
3．B 。解析：稀释前两溶液的pH相等，由于CH3COOH部分电离，因此稀释前溶液中溶质的浓度：c(CH3COOH)>c(HCl)，故A错误；b点pH小于c点pH，说明c点酸性弱，对水的电离抑制程度小，水的电离程度大，因此溶液中水的电离程度：b点＜c点，故B正确；从b点到d点，由于温度不变，因此溶液中
c(H＋)·c(OH－)不变，故C错误；在d点和e点均存在电荷守恒：c(H＋)＝c(酸根阴离子)＋c(OH－)，因此存在：c(酸根阴离子)＜c(H＋)，故D错误。
4．(1)b>a>c　
(2)b>a＝c　
(3)c>a>b
(4)c>a＝b　
(5)a＝b＝c　a＝b>c
(6)c>a＝b
【高考真题演练】
1．D。解析：随着pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH浓度减小，CH2ClCOO－、CHCl2COO－浓度增大，－Cl为吸电子基团，CHCl2COOH的酸性强于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)＞Ka(CH2ClCOOH)，δ(酸分子)＝δ(酸根离子)＝0.5时的pH分别约为1.3、2.8，则两种酸的电离常数分别为Ka(CHCl2COOH)≈10 1.3，Ka(CHCl2COOH)≈10 2.8，由此分析解题。A．根据分析，曲线M表示δ(CH2ClCOO－)～pH的变化关系，A错误；B．根据Ka(CHCl2COOH)＝，初始c0(CHCl2COOH)＝0.10 mol·L－1，若溶液中溶质只有CHCl2COOH，则c(CHCl2COO－)＝c(H+)≈＝10 1.15 mol·L－1，但a点对应的c(H+)＝0.10 mol·L－1，说明此时溶液中加入了酸性更强的酸，根据电荷守恒，c(H+)＞c(CHCl2COO－)＋c(OH－)，B错误；C．根据分析，CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10 2.8，C错误；D．电离度α＝，n(始)＝n(电离)＋n(未电离)，则α(CH2ClCOOH)＝δ(CH2ClCOO－)，α(CHCl2COOH)＝δ(CHCl2COO－)，pH＝2.08时，δ(CH2ClCOO－)＝0.15，δ(CHCl2COO－)＝0.85，则CH2ClCOOH与CHCl2COOH的电离度之比为0.15∶0.85，D正确；故答案选D。
2．D。解析：A项，由图可知，R3N溶液呈碱性，溶液中存在如下平衡R3N＋H2OR3NH+＋OH－，故A正确；B项，由电离常数公式可知，溶液中＝，当溶液pH为5时，溶液中中＝＝18，故B正确；C项，由图可知，溶液pH为2.4时，废水中的甲酸及其盐回收率最高，当溶液中pH小于2.4时，随溶液pH下降，溶液中氢离子浓度增大，甲酸的电离被抑制，溶液中甲酸个离子浓度减小，与R3NH+作用的数目减小，故C正确；D项，由图可知，R3N溶液呈碱性，溶液中存在如下平衡R3N＋H2OR3NH+＋
OH－，当废水初始pH大于5时，平衡向左移动，离子交换树脂活性成分主要以R3N形态存在，故D错误；故选D。
3．C
4．B。解析：常温下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A错误；常温下，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，Ka(HA)＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，则＝1.0×10－3，解得＝，B正确；常温下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，Ka(HA)＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中c总(HA)＝(104＋1)c(HA)；溶液Ⅱ中，由B项解析可知c总(HA)＝1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)之比为[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，C、D错误。
【课时精练】
1．B。解析：通入少量HCl气体时，平衡逆向移动，c(CH3COO－)减小，但Ka不变，B错误。
2．B。解析：氨水加水稀释，促进NH3·H2O的电离，溶液中导电离子的数目增加，A错误；氨水加水稀释，电离程度增大，但c(OH－)减小，C错误；Kw只与温度有关，与氨水的浓度无关，D错误。
3．A。解析：相同条件下，等pH的氨水和氢氧化钠溶液，氨水的浓度远大于氢氧化钠溶液的，分别中和等物质的量的盐酸，消耗NH3·H2O和NaOH的物质的量相等，故消耗氢氧化钠溶液的体积大于消耗氨水的体积，B错误；盐酸和醋酸都是一元酸，等体积等浓度的醋酸溶液和盐酸中溶质的物质的量相等，稀释相同倍数后与足量镁反应，产生的氢气一样多，C错误；醋酸是弱酸，加水稀释促进其电离，根据Ka＝，得＝，加水稀释后，溶液中氢离子浓度降低，Ka不变，故的值减小，D错误。
4．C。解析：根据题意可知H3BO3只存在一步电离，所以为一元酸，A正确；设0.01 mol·L－1 H3BO3溶液中
c(H＋)＝x mol·L－1，则c[B(OH)]也可近似认为等于x mol·L－1，则有Ka(H3BO3)＝＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6，所以pH≈6，B正确；Ka(H3BO3)5．D。解析：在冰醋酸中才存在HCl＋CH3COOH??Cl－＋CH3COOH，在CH3COONa水溶液中的反应为HCl＋CH3COONa===NaCl＋CH3COOH，A错误；由题给信息知酸性强弱顺序为HCl>HNO3>CH3COOH，B错误；酸性：HCOOH>CH3COOH，给出H＋能力：HCOOH>CH3COOH，结合H＋能力：HCOOH9.4，C错误。
6．A。解析：常温下，若NaHA溶液的pH＞7，则说明NaHA发生了水解，说明其为强碱弱酸盐，即H2A为弱酸，A正确；CH3COOH为弱酸，刚好中和时的产物CH3COONa为强碱弱酸盐，溶液显碱性，B错误；纯醋酸不电离，向冰醋酸中不断加水，氢离子浓度先增大后减小，则溶液的pH先减小后增大，C错误；25 ℃和40 ℃时，水的离子积不同，水的电离程度不同，40 ℃时水的离子积较大，相同浓度的NaOH溶液在40 ℃时，溶液中的氢离子浓度较大，pH偏小，D错误。
7．B。解析：常温下溶液Ⅱ的pH＝7.0，则溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，c(B＋)＋c(H＋)>c(OH－)，A错误；常温下溶液Ⅰ的pH＝12，则溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，由Kb(BOH)＝＝1.0×10－5、c总(BOH)＝c(BOH)＋c(B＋)，得＝1.0×10－5，解得＝，B正确；未电离的BOH可自由穿过隔膜，C错误；由常温下溶液Ⅰ中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，Kb(BOH)＝＝
1.0×10－5、c总(BOH) ＝c(BOH)＋c(B＋)，可得＝1.0×10－5，则溶液Ⅰ中c总(BOH)＝(10－3＋1)c(BOH)，同理，溶液Ⅱ中c总(BOH)＝(102＋1)c(BOH)，结合溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(BOH)相等，可得溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(BOH)之比为[(10－3＋1)c(BOH)]∶[(102＋1)c(BOH)]≈10－2∶1，D错误。
8．B。解析：电离平衡常数越大酸性越强，故HCOOH酸性强于CH3COOH，则稀释过程中CH3COOH浓度比HCOOH大，曲线X代表CH3COOH，故A错误；c点pH＝6，根据混合溶液中电荷守恒可知：c＋c＝c－c＝10－6 mol·L－1－10－8 mol·L－1＝9.9×10－7 mol·L－1，故B正确Ka(HCOOH)＝，Ka＝，＝，温度不变，不变，故不变，故C错误；b点溶液pH相同，溶液中水电离出的H＋物质的量浓度相同，c点溶液pH比a点、b点大，对水的电离抑制减弱，溶液中水电离出的H＋物质的量浓度更大，故溶液中水电离出的H＋物质的量浓度：c＞a＝b，故D错误。
9．C。解析：未电离的HA可自由穿过该膜，平衡时，两溶液中的HA浓度相等，A正确；Ka(HA)＝＝＝10－5.4，pKa＝－lg Ka＝5.4，B正确；结合A、B项分析可得，溶液②中c(HA)＝1 mol·L－1，pH＝7.4，溶液②中c(A－)＝100 mol·L－1，则溶液①和②中的lg 分别为2和－2，C错误；溶液①和②中的
c(A－)之比为＝10－4，D正确。
10．A。解析：谷氨酸是酸性氨基酸，则其电离方程式为H3A＋vH2A＋H＋　K1；H2AH＋＋HA－　K2；
HA－H＋＋A2－　K3。—NH2属于碱性基团，若—NH对应K1，则—COOH仍能与—NH2反应形成—NH，故水溶液中K1对应基团可以看作α COOH，K2对应基团可以看作γ COOH，K3对应基团可以看作—NH，A错误；当谷氨酸所带净电荷为0(即H3A＋与HA－数目相等)时，K1×K2＝c2(H＋)＝10－2.19×10－4.25，c(H＋)＝10－3.22 mol·L－1，pH＝3.22，B正确；2H2AH3A＋＋HA－的平衡常数K＝＝＝＝10－2.06，C正确；常温下，A2－＋H2OHA－＋OH－的平衡常数Kb＝＝＝＝10－4.33，数量级为10－5，D正确。
11．D。解析：＝eq \f(Kb,c（NH）)，向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，铵根离子的浓度增大，Kb不变，则溶液中减小，A正确；若将pH为a的醋酸溶液稀释10倍，pH将变为ac(OH－)＝c(H＋)，则2c(SO)＝c(NH)，D错误。
12．D。解析：常温下，乳酸在水溶液中存在电离平衡，生成H＋，加水稀释，c(H＋)减小，则c(OH－)增大，A错误；在乳酸稀溶液中滴加盐酸，c(H＋)增大，电离平衡逆向移动，B错误；温度不变，电离常数不变，C错误；弱酸越弱，Ka越小，相同pH的酸的浓度越大，稀释相同倍数后，越弱的酸溶液的酸性越强，D正确。
13．D。解析：根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，则反应N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2H，反应N2H＋NH3===NH＋N2H4中，酸性：N2H＞NH，故酸性：CH3COOH>N2H>NH。
14．B。解析：相同浓度和体积的两溶液中溶质物质的量相同，消耗的金属的量相同，不能说明CH3COOH是弱酸，故⑤不能判断。
15．D。解析：相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 mol·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为HZ＞HY＞HX，即Ka5＞Ka4＞Ka3，D正确；电离常数只与温度有关，温度相同，则Ka1＝Ka2＝Ka3，A错误；依据Z－＋H2O??HZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C错误。
16．B。解析：由电离常数可知酸性强弱的顺序为HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO。酸性越强，对应酸根离子结合H＋能力越弱，A正确；HCO酸性弱于HCN，离子方程式应为CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO，B错误；酸性：HCOOH>HCN，pH相等时HCN的浓度大于HCOOH的，C正确；题给反应的平衡常数可表示为＝＝≈3.67×105，D正确。
17．C。解析：根据电离常数可知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，HCl、HClO都能与Na2CO3反应生成HCO，正确的离子方程式为2CO＋Cl2＋H2O===2HCO＋Cl－＋ClO－，A错误；根据电离常数可知，酸性：H2CO3>H2S>HCO>HS－，向Na2S溶液中通入过量CO2，生成H2S和NaHCO3，正确的离子方程式为S2－＋2CO2＋2H2O===H2S＋2HCO，B错误；向NaClO溶液中通入过量H2S，发生氧化还原反应：ClO－＋H2S===Cl－＋S↓＋H2O，D错误。
18．B。解析：B项，NH3·H2O的电离常数Kb＝，温度不变，Kb不变，正确；C项，H2CO3电离常数Ka1＝、Ka2＝，同一溶液中c(H＋)相等，而Ka1＞Ka2，则＞，错误；D项，0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，c(F－)趋近于0，而c(H＋)趋于10－7 mol·L－1，故变小，错误。
19．B。解析：乙酸和一氯乙酸都是弱电解质，在温度、浓度相等时，电离程度CH3COOH20．C。解析：因盐酸为强酸、醋酸为弱酸，故pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，c(HCl)＝0.01 mol·L－1，c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1，则1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A项，相同时间内pH变化较大的应为HCl；B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的应为HCl。
21．(1)①正盐　
②2　
③测NaH2PO2溶液的pH，若pH＞7，则证明次磷酸为弱酸　向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸　
(2)1×10－3　
(3)1　
(4)①＞　②＝　③＜
解析：(1)①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电离出的氢离子，因而NaH2PO2是正盐。②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1。
　　　　　　　H3PO2H＋＋H2PO
初始/(mol·L－1)　0.02　　0　　0
平衡/(mol·L－1)　0.02－x　x　　x
Ka(H3PO2)＝＝1×10－2[注意由于Ka(H3PO2)比较大，不能近似计算]，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。(2)忽略H3PO3的第二步电离和水的电离，则溶液中c(H2PO)≈c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，c(H3PO3)＝(0.11－1×10－2) mol·L－1＝0.1 mol·L－1，H3PO3的电离平衡常数Ka1＝＝＝1×10－3。
(4)①Na2HPO3溶液中，HPO水解，溶液呈碱性。
③电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋c(OH－)，用甲基橙作指示剂达滴定终点时，溶液呈酸性：c(H＋)＞c(OH－)，故c(Na＋)＜c(H2PO)＋2c(HPO)。
22．(1)HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN
(2)7×10－3
(3)CO2＋H2O＋ClO－===HClO＋HCO　
(4)BE
23．(1)＜　(2)＞　(3)<　＝　(4)＝
24．(1)c(K＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)
(2)＞　＝　
(3)5
(4)2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO
解析：(1)第一步：据用量书写反应方程式
H2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O。
第二步：据所得溶液呈酸性，判断溶质KHC2O4以电离为主，水解为次。
第三步：比较溶液中各离子浓度的大小c(K＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)。
(2)第一步：据CH3COOH、HClO的电离平衡常数，判断等pH的NaClO、CH3COOK两种溶液的浓度大小。
CH3COOH的电离常数大于HClO，故NaClO和CH3COOK溶液浓度相同时NaClO溶液的碱性较强，pH较大，则pH相同时，NaClO溶液的浓度较小。
第二步：根据电荷守恒，判断溶液中粒子的浓度大小
NaClO溶液中存在c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)
＋c(ClO－)，即c(Na＋)－c(ClO－)＝c(OH－)－
c(H＋)，同理CH3COOK溶液中c(K＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)，因为两溶液的pH相同，所以两溶液中c(OH－)－c(H＋)相等，即c(Na＋)－c(ClO－)＝c(K＋)－c(CH3COO－)。
(3)第一步：书写CH3COOH电离方程式
CH3COOHCH3COO－＋H＋。
第二步：依据电离平衡常数进行计算
K＝＝＝1.8×10－5，故c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，pH＝5。
(4)第一步：根据表格中酸的电离平衡常数大小判断酸性强弱H2CO3>HClO>HCO。
第二步：利用“强酸制弱酸”原理书写离子方程式
2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO。
25．(1)H2C2O4>HF>CH3COOH
(2)①＞　②＞
(3)F－＋H2C2O4===HF＋HC2O
(4)－51.8 kJ· mol－1
(5)偏小
解析：(1)电离平衡常数越大，酸性越强，则三种酸的酸性由强到弱的顺序为H2C2O4>HF>CH3COOH；(2)①稀释前HF的pH为2，由于HF为弱酸，则c>0.01 mol·L－1。②据电荷守恒可知，酸根离子浓度与氢氧根离子浓度之和等于氢离子浓度，pH越小，氢离子的浓度越大，酸根离子的浓度越大，曲线Ⅱ表示醋酸，则a、b两点：c＞c；(3)氢氟酸的电离平衡常数介于草酸一级电离和二级电离的平衡常数之间，可见酸性：H2C2O4＞HF＞HC2O。因此往氟化钠溶液中加入少量草酸溶液，发生反应的离子方程式为F－＋H2C2O4===HF＋HC2O；(4)40 mL的0.50 mol·L－1盐酸与40 mL的0.55 mol·L－1 NaOH溶液进行中和反应生成水的物质的量为0.02 mol，实验1、2、3的温度差分别为3.15 ℃、3.1 ℃、3.05 ℃，则三次实验温度差的平均值为3.1 ℃，中和热ΔH＝－＝－＝－ kJ· mol－1≈－51.8 kJ· mol－1；(5)由于醋酸电离需要吸热，故用相同浓度和体积的醋酸代替盐酸溶液进行上述实验，测得的中和热数值()会偏小。
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