第1讲-弱电解质的电离平衡(教案).doc

考纲要求★靶向明确
1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(Ka、Kb)进行相关计算。
3．了解水的电离、离子积常数(KW)。
知识点一　弱电解质的电离平衡
【考必备·清单】
1．强、弱电解质
(1)定义与物质类别

(2)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”
①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO_。
②弱电解质
a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。
b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远大于第二步电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO_、HCOH＋＋CO。
c．多元弱碱，分步电离，一步书写，如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
③酸式盐
a．强酸的酸式盐，如NaHSO4在水溶液中：
NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；熔融时：NaHSO4===Na＋＋HSO。
b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：
NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO。
[名师点拨]　(1)中学阶段常见的六大强酸是指HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4，其他一般是中强酸或弱酸。
(2)中学阶段常见的四大强碱是指NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2，其他一般是中强碱或弱碱。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，即电离平衡。平衡建立过程如图所示：

(2)外因对电离平衡的影响
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相同离子：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。
⑤实例：以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋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
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
[名师点拨]　(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有离子的浓度都减小，如醋酸溶液中的c(H＋)减小，但c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。
(3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，使电离平衡向右移动，但电离程度减小。
3．电解质溶液的导电能力与溶液中离子的关系
电解质溶液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。
比较对象
导电性
原因
同浓度的氢氧化钠溶液与氨水溶液
氢氧化钠溶液大于氨水溶液
氢氧化钠是强电解质，完全电离；一水合氨是弱电解质，部分电离
同浓度的醋酸溶液与草酸溶液
醋酸溶液小于草酸溶液
H2C2O4的Ka1＝5.9×10－2
CH3COOH的Ka＝1.79×10－5
电离常数：H2C2O4＞CH3COOH
氢氧化钠极稀溶液与0.1 mol·L－1氨水溶液
氢氧化钠极稀溶液小于0.1 mol·L－1氨水溶液
氢氧化钠极稀溶液的离子浓度小于0.1 mol·L－1氨水溶液的离子浓度
4.判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
(1)测定一定浓度的HA溶液的pH。
(2)与同浓度盐酸比较导电性。
(3)与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
(3)从等体积、等pH的HA溶液与盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解。如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)(2019·高考全国卷Ⅲ，改编)常温下pH＝2的H3PO4溶液，加水稀释使电离度增大，溶液pH减小；加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强(　　)
(2)(2018·高考北京卷)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－(　　)
(3)pH＝1的H3PO4溶液中，含有0.1NA个H＋(　　)
(4)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在：BOH===B＋＋OH－(　　)
(5)25 ℃时，0.1 mol·L－1CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×
2．下列事实能说明HNO2是弱电解质的是(　　)
①25 ℃时，NaNO2溶液的pH大于7
②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗
③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应
④25 ℃时，0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1
A．①②③　　　　　　　 B．②③④
C．①④ D．①②④
解析：选C　25 ℃时，NaNO2溶液的pH大于7，说明NO发生了水解反应，则HNO2是弱电解质，①符合题意；用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度较小，但由于未与等浓度盐酸等强电解质作比较，故不能判断HNO2是弱电解质，②不符合题意；HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应，只能说明HNO2的酸性比H2SO4的弱，但不能说明HNO2一定是弱酸，即不能说明HNO2是弱电解质，③不符合题意；25 ℃时，0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1，则溶液中 c(H＋)＝10－2.1mol·L－1<0.1 mol·L－1，说明HNO2部分电离，则HNO2是弱电解质，④符合题意。
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
解析：选C　A项，由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b，错误；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a，错误；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，正确；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，错误。
知识点二　电离平衡常数
【考必备·清单】
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，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，又称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
(2)表达式

一元弱酸HA
一元弱碱BOH
电离方程式
HAH＋＋A－
BOHB＋＋OH－
电离常数表达式
Ka＝
Kb＝

(3)意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应酸或碱的酸性或碱性相对越强。
(4)特点
①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……所以其酸性主要取决于第一步电离。
(5)电离常数的四大应用
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，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱。
③判断反应能否发生或者判断产物是否正确
通过强酸制弱酸来判断。如H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。
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
电离度是在一定条件下的弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分数。
(2)表示方法
α＝×100%
也可表示为α＝×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
[名师点拨]　(1)浓度为c mol·L－1的一元弱酸(HA)溶液中，c(H＋)＝c·α＝。
(2)浓度为c mol·L－1的一元弱碱(BOH)溶液中，c(OH－)＝c·α＝。
(3)一元弱酸(HA)溶液中电离度与电离常数的关系为Ka＝c·α2或α＝ 。
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，升高温度，电离度增大(　　)
(2)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(　　)
(3)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(　　)
(4)不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同(　　)
(5)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(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×
2．常温下，将0.1 mol·L－1CH3COOH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
3．部分弱酸的电离常数如下表：

弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离常数(25 ℃)
Ka＝1.77×10－4
Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15

Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
Ka＝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)将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应的离子方程式：________________________________________________________________________。
答案：(1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
(2)S2－>CO>ClO－>HS－>HCO>HCOO－
(3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO
4．联氨(又称肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，联氨是二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，其一级电离方程式为___________________
___________________________________________________________，其一级电离常数Kb1＝________。
(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；KW＝1.0×10－14)
解析：①H2OH＋＋OH－　KW＝1.0×10－14
②N2H4＋H＋N2H　K＝8.7×107，
由①＋②可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－，
Kb1＝K·KW＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。
答案：N2H4＋H2ON2H＋OH－　8.7×10－7
知识点三　水的电离
【考必备·清单】
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
[名师点拨]　任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。
2．水的离子积常数

[名师点拨]　KW＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。
3．水电离平衡的影响因素
(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：加入酸或碱均能使水的电离平衡逆向移动，能抑制水的电离。
(3)能水解的盐：(如CH3COONa)
CH3COO－能与水电离出的H＋结合生成CH3COOH，故能促进水的电离。
[名师点拨]　(1)给水加热，水的电离程度增大，c(H＋)＞10－7 mol·L－1，pH<7，但水仍显中性。
(2)酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，而能水解的盐溶液中水电离产生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7 mol·L－1。
4．水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)的计算
(1)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的。如下表：

溶液(25 ℃)

水电离出来的
pH＝2的盐酸
10－2
10－12
10－12
pH＝13的NaOH溶液
10－13
10－1
10－13
(2)当促进水的电离时(如盐的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。如下表：
溶液(25 ℃)

水电离出来的

pH＝5的NH4Cl溶液
10－5
10－9
10－5
pH＝10的Na2CO3溶液
10－10
10－4
10－4
[名师点拨]　室温下，水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1
(2)酸溶液
酸溶液中，H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。
(3)碱溶液
碱溶液中，OH－来源于碱的电离和水的电离，而H＋只来源于水的电离。
(4)盐溶液
水解呈酸性或碱性的盐溶液中，H＋和OH－均来源于水的电离。
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)25 ℃与60 ℃时，水的pH相等(　　)
(2)25 ℃时NH4Cl溶液的KW大于100 ℃时NaCl溶液的KW(　　)
(3)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等(　　)
(4)25 ℃时，0.10 mol·L－1NaHCO3溶液加水稀释后，c(H＋)与c(OH－)的乘积变大(　　)
(5)向水中滴入少量稀盐酸，水的电离平衡逆向移动，KW减小(　　)
(6)将水加热，KW增大，pH减小(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)√
2．已知：25 ℃时，KW＝1.0×10－14；35 ℃时，KW＝2.1×10－14。下列有关水的电离的叙述正确的是(　　)
A．c(H＋)随温度的升高而减小
B．水的电离属于吸热过程
C．向蒸馏水中加入NaOH溶液，KW增大
D．35 ℃时，水中c(H＋)＞c(OH－)
解析：选B　水的离子积KW＝c(H＋)·c(OH－)，升高温度，KW增大，说明升高温度，水的电离程度增大，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)均增大，A错误，B正确；KW仅与温度有关，向蒸馏水中加入NaOH溶液，c(OH－)增大，由于温度不变，则KW不变，C错误；任何温度下水都呈中性，则35 ℃时，水中c (H＋)＝c(OH－)，D错误。
3．室温下，pH＝11的某溶液中水电离出的c(OH－)为(　　)
①1.0×10－7 mol·L－1　②1.0×10－6 mol·L－1
③1.0×10－3 mol·L－1　④1.0×10－11 mol·L－1
A．③　　　　　　　　 B．④
C．①或③ D．③或④
解析：选D　若该溶液是强碱溶液，则c(OH－)＝10－3 mol·L－1，c(H＋)＝10－11 mol·L－1，故水电离出的c水(OH－)＝10－11 mol·L－1，④正确；若该溶液是能水解的盐溶液，则c(OH－)＝10－3 mol·L－1，故水电离出的c水(OH－)＝10－3 mol·L－1，③正确。
　　　知识点四　一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
【考必备·清单】
1．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
比较项目
c(H＋)
pH
中和碱的能力
与较活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
2.相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
比较项目
c(H＋)
c(酸)
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多
3.图像法理解一强一弱的稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸

加水稀释到相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
　　(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸

加水稀释到相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
【夯基础·小题】
1．25 ℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)

A．同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)小于c(B－)
B．a点溶液的导电性大于b点溶液
C．a点的c(HA)大于b点的c(HB)
D．HA的酸性强于HB
解析：选D　酸的酸性越强，对应的盐的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同浓度的NaA与NaB溶液中c(B－)小于c(A－)，A项错误；b点溶液的pH小于a点溶液的pH，说明b点溶液中c(H＋)和c(B－)较大，故b点溶液导电性较强，B项错误；HA酸性强于HB，则相同pH的溶液，c(HA)<c(HB)，稀释相同倍数时，a点的c(HA)小于b点的c(HB)，C项错误；由于稀释过程中HA的pH变化较大，故HA的酸性强于HB，D项正确。
2．常温下，分别取未知浓度的MOH和HA溶液，加水稀释至原体积的几倍，稀释过程中，两溶液pH的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)

A．MOH为弱碱，HA为强酸
B．水的电离程度：X＝Z＞Y
C．若升高温度，Y、Z点对应溶液的pH均不变
D．将X点溶液与Z点溶液等体积混合，所得溶液呈碱性
解析：选B　由图可知，将X点HA溶液稀释10倍(即lg n增大1)，pH变化小于1，则HA是弱酸；将Y点MOH溶液稀释10倍，pH减小1，则MOH是强碱，A错误；酸、碱均抑制水的电离，X点溶液中c(H＋)＝10－5mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－9mol·L－1，Y、Z点溶液中c(OH－)分别为10－4mol·L－1、10－5mol·L－1，则由水电离出的c(H＋)分别为10－10mol·L－1、10－9mol·L－1，故水的电离程度：X＝Z＞Y，B正确；MOH是强碱，升高温度，溶液中c(OH－)几乎不变，但KW增大，c(H＋)变大，溶液的pH减小，C错误；将X点溶液与Z点溶液等体积混合，发生中和反应后，HA有剩余，所得混合液呈酸性，D错误。
【新教材·应用】
已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：

CH3COOH
HNO2
HCN
H2CO3
电离常数
1.75×10－5
5.0×10－4
6.2×10－10
Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
[问题探究]
(1)试比较相同浓度CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3的酸性强弱。
提示：电离常数越大，酸性越强，故酸性：
HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN。
(2)判断反应：NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2是否正确？向NaCN溶液中通入少量CO2，反应能否进行？若能进行，写出反应的化学方程式。
提示：NaNO2与CH3COOH不反应，原因是HNO2的酸性强于CH3COOH，故反应方程式错误。因酸性H2CO3＞HCN＞HCO，故向NaCN溶液中通入CO2，不论CO2是否过量，产物均为HCN和NaHCO3，反应方程式为：NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。
(3)25 ℃时，醋酸溶液中c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，则溶液中的c(H＋)是多少？
提示：c(H＋)＝＝≈1.32×10－3mol·L－1。
(4)常温、常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液中pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1，若忽略水的电离及H2CO3的二级电离，则H2CO3H＋＋HCO的电离常数(Ka1)是多少？
(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
提示：由H2CO3H＋＋HCO得
Ka1＝＝≈4.2×10－7。
随堂检测反馈
1．(2020·浙江7月选考)下列说法不正确的是(　　)
A．2.0×10－7mol·L－1的盐酸中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1
B．将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性
C．常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质
D．常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大
解析：选A　极稀的溶液中，H2O电离出的H＋不能忽略，故c(H＋)大于2×10－7 mol·L－1，A项错误；水的电离是吸热的，升高温度促进水的电离，氢离子浓度和氢氧根离子浓度均增大，pH减小，但氢离子浓度和氢氧根离子浓度仍相等，溶液呈中性，B项正确；常温下，NaCN溶液呈碱性，说明NaCN是强碱弱酸盐，HCN是弱酸，C项正确；醋酸溶液中加入醋酸钠，醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，氢离子浓度减小，pH增大，D项正确。
2．(2019·天津高考)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。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HNO2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n(Na＋)相同
解析：选C　由Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)可知，酸性：HNO2>CH3COOH。A错误，pH相同的两种酸稀释相同倍数时，酸性强的酸pH变化大，所以曲线Ⅱ为HNO2；B错误，b、c两点处，b点酸性强，对水的电离抑制程度大，所以水的电离程度：c点>b点；C正确，从c点到d点，＝＝，KW和Ka是两个常数，只要温度不变，比值也不变；D错误，相同体积a点的两溶液中，由于c(CH3COOH)>c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同。
3．浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　)

A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大
解析：选D　由图像分析浓度为0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，则MOH为强碱，而ROH的pH<13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱。A.MOH的碱性强于ROH的碱性，A正确；B.曲线的横坐标lg越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a点，弱碱ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：b点大于a点，B正确；C.若两溶液无限稀释，则溶液的pH接近于7，故两溶液的c(OH－)相等，C正确；D.当lg＝2时，溶液V＝100V0，溶液稀释100倍，由于MOH发生完全电离，升高温度，c(M＋)不变；ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，c(R＋)增大，故减小，D错误。
4．(1)(2020·全国卷Ⅱ节选)次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka值为________。

(2)(2019·全国卷Ⅰ节选)根据H3BO3的解离反应：H3BO3＋H2OH＋＋B(OH)，Ka＝5.81×10－10，可判断H3BO3是______酸。
(3)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＝________。
(4)25 ℃，两种酸的电离常数如下表。

Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10－2
6.3×10－8
H2CO3
4.2×10－7
5.6×10－11
①HSO的电离常数表达式K＝__________________。
②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为________________________________________________________________________。
解析：(1)HClO溶液中存在电离平衡HClOH＋＋ClO－，HClO的电离常数Ka＝，由题图(b)可知当pH＝7.5时，溶液中c(ClO－)＝c(HClO)，即Ka＝c(H＋)＝10－7.5。(2)根据题目信息中H3BO3的解离反应方程式和Ka的数值可知，H3BO3为一元弱酸。(3)设氨水中c(OH－)＝x mol·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(OH－)降至1.0×10－7mol·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 mol·L－1，则＝＝0.62。(4)②由H2SO3和H2CO3的电离常数可知酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HCO，故H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应可放出CO2气体，反应的离子方程式为H2SO3＋HCO===HSO＋H2O＋CO2↑。
答案：(1)10－7.5　(2)一元弱　(3)6.0×10－3　0.62　(4)①　②H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O
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1．(2021·芜湖模拟)在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCNH＋＋CN－。对该平衡，下列叙述正确的是(　　)
A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
B．加水，平衡逆向移动
C.滴加少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中c(H＋)减小
D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动
解析：选A　加入NaOH，NaOH和H＋反应而减小溶液中c(H＋)，从而促进HCN电离，则平衡正向移动，故A正确；加水稀释促进弱电解质的电离，所以平衡正向移动，故B错误；加入少量相同浓度的HCl溶液，HCl是强电解质，完全电离，导致溶液中c(H＋)增大，故C错误；加入少量NaCN固体，导致溶液中c(CN－)增大，平衡逆向移动，故D错误。
2．在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　)
A．　　　　　 B．
C． D．c(OH－)
解析：选A　A项，加水稀释促进NH3·H2O的电离，溶液中n(OH－)、n(NH)增大，分子的物质的量减小，该比值增大，正确；B项，溶液中OH－、NH的物质的量增大，且水电离出OH－的数目增多，该比值变小，错误；C项，稀释时，溶液中NH的物质的量增大，NH3·H2O分子的物质的量减小，该比值减小，错误；D项，加水稀释c(OH－)减小，错误。
3．下列有关水电离情况的说法正确的是(　　)
A．25 ℃，pH＝12的烧碱溶液与pH＝12的纯碱溶液，水的电离程度相同
B．其他条件不变，CH3COOH溶液在加水稀释过程中，一定变小
C．其他条件不变，稀释氢氧化钠溶液，水的电离程度减小
D．其他条件不变，温度升高，水的电离程度增大，KW增大
解析：选D　酸或碱抑制水的电离，强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐均能促进水的电离，NaOH是强碱，抑制水的电离，Na2CO3是强碱弱酸盐，促进水的电离，所以两溶液中水的电离程度不同，A项错误；CH3COOH为弱酸，其他条件不变，稀释CH3COOH溶液，c(H＋)减小，c(OH－)增大，所以增大，B项错误；NaOH抑制水的电离，其他条件不变，稀释氢氧化钠溶液，其对水电离的抑制程度降低，所以水的电离程度增大，C项错误；温度升高，水的电离程度增大，c(OH－)和c(H＋)增大，所以KW增大，D项正确。
4．已知次磷酸(H3PO2)为一元酸，欲证明它是弱电解质，下列操作方法不正确的是(　　)
A．用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实验，比较灯泡的亮度
B．用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液，比较消耗碱液的体积
C.加热滴有酚酞试液的NaH2PO2溶液，溶液颜色变深
D．常温下，稀释0.1 mol·L－1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得pH在4～5之间
解析：选A　NaCl和NaH2PO2都属于强电解质，所以用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实验，比较灯泡的亮度，不能证明H3PO2是弱电解质，故A错误；因盐酸为强酸，若滴定时次磷酸溶液消耗NaOH溶液的体积大于等体积、等pH的盐酸消耗的NaOH溶液的体积，则说明次磷酸为弱电解质，B正确；若次磷酸为弱电解质，则NaH2PO2溶液呈碱性，加热促进其水解，滴有酚酞试液的NaH2PO2溶液颜色变深，C正确；常温下，若次磷酸为一元强酸，则把0.1 mol·L－1次磷酸溶液稀释至原溶液体积的100倍，pH应为3，而现测得pH在4～5之间，说明次磷酸没有完全电离，为弱电解质，D正确。
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＋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>HNO2>HCN
D．K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)
解析：选B　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，酸性：HF>HNO2>HCN，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10－4，故B错误。
6．已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离常数如下表：
弱电解质
电离常数(Ka)
HClO
Ka＝4.7×10－8
H2CO3
Ka1＝4.2×10－7
Ka2＝5.6×10－11
H2SO3
Ka1＝1.54×10－2
Ka2＝1.02×10－7

下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　)
A．SO、HCO B．ClO－、HCO
C．HSO、CO D．HClO、HCO
解析：选C　根据表中电离常数可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HClO>HCO；根据“较强酸制取较弱酸”的复分解反应规律，判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HSO>HCO，则SO、HCO不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO>HCO，则ClO－、HCO不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HSO>HCO，则HSO、CO能反应生成SO和HCO，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3>HClO，HClO、HCO不能反应，可以大量共存，D不符合题意。
7.(2021·海滨模拟)25 ℃时，pH＝2的盐酸和醋酸溶液各1 mL分别加水稀释，pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．曲线Ⅰ代表醋酸溶液的稀释过程
B．a溶液的导电性比c溶液的导电性差
C．将a、b两溶液加热至30 ℃(忽略溶质挥发)，变大
D．与相同浓度的NaOH溶液恰好中和时，消耗a溶液的体积比b溶液的体积大
解析：选D　溶液稀释时，醋酸进一步电离，其溶液pH变化比盐酸的小，故曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程、Ⅱ应为醋酸稀释时的pH变化曲线，故A错误；稀释后盐酸溶液中氯离子、氢离子浓度减小，则溶液导电性减弱，故a溶液的导电性比c溶液的导电性强，故B错误；升高温度后，醋酸的电离程度增大，醋酸根离子浓度增大，而氯离子浓度基本不变，则比值减小，故C错误；醋酸的浓度大于盐酸，与相同浓度的NaOH溶液恰好中和时，消耗a溶液的体积比b溶液的体积大，故D正确。
8．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离。下列叙述错误的是(　　)
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．室温时，此酸的电离常数约为1×10－7
D．稀释HA