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第22讲　弱电解质的电离平衡
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学习目标
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1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
考点一　弱电解质的电离平衡
1．弱电解质
(1)概念
(2)与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价化合物。
2．弱电解质的电离概念
(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)电离平衡的建立与特征
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①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．外因对电离平衡的影响
以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
判断
(1)当氨水电离处于平衡状态时，c(NH3·H2O)＝c(NH)(×)
错因：弱电解质的电离程度很小，只有少部分电离。
(2)强电解质都是离子化合物(×)
错因：许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
(3)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(×)
错因：0.1mol·L－1CH3COOH加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
(4)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大(×)
错因：温度不变时，向溶液中加入弱电解质，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小。
(5)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强(×)
错因：溶液的导电能力(电导率)与电解质的强弱无关，它决定于溶液中自由移动的离子浓度大小及离子所带的电荷数目。
练习
分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。
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答案
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小结
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
题组练习
题组一　强弱电解质及电离
1．(2020·南宁模拟)某离子化合物MCl(s)在水中溶解并发生电离，该过程的微观示意图如图。已知NA为阿伏加德罗常数的值。下列相关说法正确的是(　　)
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A．1molMCl中含有NA对共用电子对
B．MCl为弱电解质，在水中仅部分电离
C．M＋和Cl－均与水分子中的氧原子结合形成水合离子
D．MCl在水作用下的溶解和电离过程是物理变化
答案　D
解析　MCl为离子化合物，通过阴、阳离子之间的静电作用形成化学键，不存在共用电子对，故A错误；MCl为离子化合物，故MCl为强电解质，在水中完全电离，故B错误；M＋带正电荷，与水分子中的显负电性的氧原子结合形成水合离子，Cl－带负电荷，与水分子中显正电性的氢原子结合形成水合离子，故C错误；MCl在水作用下的溶解和电离过程中没有新物质生成，是物理变化，故D正确。
2．已知：①Al(OH)3固体的熔点为300
℃，电离方程式为H＋＋AlO＋H2OAl(OH)33OH－＋Al3＋；②无水AlCl3晶体易升华，溶于水的电离方程式为AlCl3===Al3＋＋3Cl－；③熔融状态的HgCl2不能导电，稀溶液具有弱的导电能力且可作为手术刀的消毒液。下列关于Al(OH)3、AlCl3和HgCl2的说法正确的是(　　)
A．均为强电解质
B．均为弱电解质
C．均为离子化合物
D．均为共价化合物
答案　D
解析　依据电离方程式可知：氢氧化铝在水溶液中只能部分电离，属于弱电解质，故A错误；依据氯化铝在水溶液中完全电离，可知氯化铝为强电解质，故B错误；熔融状态的HgCl2不能导电，可知氯化汞不是离子化合物，故C错误；依据Al(OH)3固体的熔点为300℃，无水AlCl3晶体易升华，熔融状态时HgCl2不能导电，可知三者都是共价化合物，故D正确。
题组二　弱电解质的电离平衡及影响因素
3．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是(　　)
A．当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定
B．当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定
C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小
D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
答案　C
解析　若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H＋)减小，体液的pH增大。
4．H2S水溶液中存在电离平衡：H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中
(　　)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
答案　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。
题组三　弱电解质电离与溶液导电图像分析
5．一定温度下，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(　　)
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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1mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c＜a＜b
答案　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，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，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
6．电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。下图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)
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答案　D
解析　HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。
小结
电解质溶液导电性的影响因素
(1)电解质导电的条件
电解质的导电条件是在水溶液中或高温熔融状态，共价化合物只能在水溶液中导电，离子化合物在熔融状态和溶液中均可导电。
(2)导电性强弱
考点二　电离平衡常数
1．表达式
(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。
(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。
2．特点
(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1?K2?K3……，故其酸性取决于第一步电离。
3．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。
例1　相同温度下，根据三种酸的电离常数，
酸
HX
HY
HZ
电离平衡常数
9×10－7
9×10－6
1×10－2
则三种酸的强弱关系：HZ>HY>HX。
(2)定量判断电离平衡移动的方向、解释移动的原因。
例2　0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，平衡移动方向的判断，溶液中c(H＋)的变化情况。
答案　
　　　　　　　CH3COOH　　H＋　＋CH3COO－
原平衡：　　c(CH3COOH)　c(H＋)　c(CH3COO－)
假设稀释　　　　
至n倍后：
Q＝＝＝1)
所以电离平衡向电离方向移动。
移动的结果使c(CH3COOH)减小，由于平衡常数不变，故c(H＋)和c(CH3COO－)都必然减小。
(3)计算常温下一定浓度的弱酸或弱碱溶液中的c(H＋)或c(OH－)。
例3　已知25℃时某弱酸HX的电离常数Ka＝1.75×10－5，则25℃时0.1mol·L－1的HX溶液中H＋浓度是多少？
答案　　　　HX　　　　　　H＋　＋　X－
起始：　　c(HX)　　　　　　　0　　　　0
平衡：　c(HX)－c(X－)　　　c(H＋)　c(X－)[约等于c(H＋)]
则Ka＝≈
由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)
c(H＋)≈＝mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1
(4)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
例4　已知25
℃时弱酸的电离平衡常数HCN：Ka＝4.9×10－10，H2S：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－15，则反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能否发生？
答案　能发生。
解析　根据电离平衡常数的关系，电离氢离子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS－，所以反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN可以发生。
4．电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%
(3)影响因素
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
(4)电离度与平衡常数的关系
电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例)
HA　　　　H＋　　＋　　A－
起始：
c酸
0
0
转化：
c酸·α
c酸·α
c酸·α
平衡：
c酸·(1－α)
c酸·α
c酸·α
Ka＝＝
α很小，可认为1－α≈1，
则Ka＝c酸·α2或α＝。
判断
(1)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(×)
错因：多元弱酸的电离常数分步书写。
(2)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(×)
错因：电离常数只与温度有关，与平衡移动的方向无关。
(3)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×)
错因：酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关。
(4)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(×)
错因：相同温度下，同一弱电解质的电离常数相同，而溶液的浓度越小电离度越大。
(5)相同温度下，向1mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(√)
小结
部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡常数(25℃)
K＝1.77×10－4
K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15
K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11
K＝3.0×10－8
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为_____________________________。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_______。
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学反应方程式不正确的是________(填序号)。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO
④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
答案　(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO(2)S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－(3)①②④
注意
(1)判断强酸制弱酸的离子方程式正误时，若产物的物质之间还能发生反应，该离子方程式一定错误。
(2)强酸制弱酸原理只适用于复分解反应型离子反应，如上述(3)④产物还会发生氧化还原反应。
题组练习
题组一　应用电离常数判断酸性强弱
1．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
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为HF＞HNO2＞HCN
D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
答案　B
解析　相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，结合强酸制取弱酸分析可知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸而小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10－4，故B错误。
2．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式
HX
HY
H2CO3
电离平衡常数
7.8×10－9
3.7×10－15
K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11
下列推断正确的是(　　)
A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY
B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3
C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO===HCO＋Y－
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
答案　A
解析　根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，故A正确，C、D错误；酸越弱，其对应的盐的水解能力越强，故相同条件下溶液的碱性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，故B错误。
题组二　判断微粒浓度比值的大小
3．(2020·济南模拟)25℃时，下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)
A．加水稀释0.1mol·L－1氨水，溶液中c(H＋)·c(OH－)和均保持不变
B．向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa，溶液中的值增大
C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：＜
D．将浓度为0.1mol·L－1HF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
答案　B
解析　A项，0.1
mol·L－1氨水稀释过程中c(H＋)增大，c(OH－)减小，因而比值变大，错误；B项，向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa，溶液中＝，加入CH3COONa，溶液碱性增强，则c(H＋)降低，所以的值增大，正确；C项，等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合，根据电离常数有Ka1＝、Ka2＝，同一溶液中c(H＋)相等，则c(H＋)＝Ka1·＝Ka2·，而Ka1＞Ka2，则＞，错误；D项，0.1
mol·L－1的HF加水稀释，c(F－)趋近于0，而c(H＋)趋于不变(10－7
mol·L－1)，故变小，错误。
4．常温下，将0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请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)________。
答案　(1)变小　(2)变大　(3)变小　(4)不变(5)不变
解析　(1)稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增大，因而其比值变小。
(2)稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大，因而其比值变大。
(3)假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，极稀溶液要考虑水的电离，c(H＋)趋近于10－7mol·L－1，因而比值变小。
(4)此式为Ka，其值不变。
(5)将该式变为＝，其值不变。
小结
溶液中某些离子浓度比值的变化判断方法
对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用三种方法分析：第一种方法是将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。第二种方法是“凑常数”，解题时将某些离子的浓度比值乘以或除以某种离子的浓度，转化为一个常数与某种离子浓度的乘积或相除的关系。第三种方法是“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7mol·L－1，故比值变小。
考点三
电离常数的相关计算
1．依据电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)
当一元弱酸或一元弱碱的电离常数很小时，可用如下两个公式计算c(H＋)或c(OH－)。
(1)一元弱酸(以CH3COOH为例)
c(H＋)＝
(2)一元弱碱(以NH3·H2O为例)
c(OH－)＝
例1　已知饱和硫化氢的浓度为0.1mol·L－1，硫化氢的电离常数为Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19计算饱和硫化氢溶液中氢离子的浓度。
答案　由于氢硫酸Ka1?Ka2，且电离常数很小，因而可用其一级电离常数计算氢离子浓度。c(H＋)＝≈mol·L－1＝1.0×10－4mol·L－1。
2．电离常数(K)与电离度(α)的定量关系
一定温度下，当电离常数很小时，电离度与电离常数有如下关系。
K＝c·α2或α＝
例2　计算25℃时，2mol·L－1氨水的电离度(已知25℃时，Kb＝1.8×10－5)。
答案　α＝＝＝3×10－3＝0.3%。
3．计算电离常数的思维方法
(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。
(2)根据题干信息，结合电荷守恒、物料守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。
(3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
例3　常温下，向20mL0.010mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lgc(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。
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(1)判断HA为强酸还是弱酸。
(2)若HA为弱酸，请计算在P点的电离平衡常数。
答案　(1)纵轴坐标为lgc(OH－)，在M点时，溶液中c(OH－)＝10－10mol·L－1，常温时c(H＋)＝10－4mol·L－1，则HA为一元弱酸。
(2)在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。
HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)
常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
练习
1．已知25℃时，测得浓度为0.1mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1。
(1)写出BOH的电离方程式：_______________________________。
(2)BOH的电离度α＝________。
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝________。
答案　(1)BOHB＋＋OH－　(2)1%　(3)1×10－5
解析　因c(BOH)初始＝0.1mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝×100%＝1%；BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－；电离平衡时，c(BOH)平衡＝0.1mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。
2．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
答案　4.2×10－7
解析　由H2CO3H＋＋HCO得：K1＝＝≈4.2×10－7。
3．(1)常温下，向amol·L－1CH3COONa溶液中滴加等体积的bmol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝_____________(用含a和b的代数式表示)。
(2)常温下，将amol·L－1的醋酸与bmol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)。
答案　(1)(2)
解析　(1)由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，物料守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
?
－
10－7
Ka＝＝。
(2)根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝bmol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
－b
b
10－7
Ka＝＝。
4．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋　Ka1，HC2OC2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
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则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中＝__________________________。
答案　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1000
解析　(1)由图像可以知道pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。
(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可以知道＝＝＝103＝1
000。
5．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。
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(1)写出亚磷酸电离的方程式：________________________、________________________。
(2)表示pH与lg的变化关系的曲线是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________。
答案　(1)H3PO3H2PO＋H＋　H2POHPO＋H＋(2)Ⅰ　(3)10－1.4
解析　由于Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同或时，“曲线Ⅱ”对应的c(H＋)较大，为一级电离(Ka1)，“曲线Ⅰ”对应的c(H＋)较小，为二级电离(Ka2)，显然选用“曲线Ⅱ”中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝101×10－2.4＝10－1.4。
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精品试卷·第
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