高考化学一轮复习教案第8章第1讲 弱电解质的电离平衡（含解析）

这是一份高考化学一轮复习教案第8章第1讲 弱电解质的电离平衡（含解析），共16页。

第1课时　必备知识——弱电解质的电离平衡
知识清单
[重要概念]①强电解质；②弱电解质；③电离；④电离平衡
[基本规律]①外界条件对电离平衡的影响；②电离平衡常数及相关计算

知识点1　弱电解质的电离平衡

1．弱电解质
(1)概念

(2)强、弱电解质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．弱电解质的电离平衡
(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状态。
(2)电离平衡的建立与特征

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．外界条件对电离平衡的影响
(1)理论依据：依据化学平衡移动原理进行分析，平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“消除”或“超越”这种改变。
(2)具体分析：
①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，其浓度越小，越易电离。
②温度：对于同一弱电解质，其他条件相同时，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。以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例进行分析：
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
加入少量
冰醋酸
向右
增大
增大
增强
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
加入NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
升高温度
向右
增大
增大
增强
4.溶液中离子浓度变化的宏观判断方法
(1)有颜色的离子：通过溶液颜色的变化来判断，可用比色计测量离子浓度。
(2)H＋或OH－浓度：可用酸碱指示剂或pH计测量H＋或OH－浓度的变化。
(3)溶液的导电性：常用溶液的电导率，定量描述溶液的导电性。电解质溶液的电导率与离子浓度和离子所带电荷数成正比。

[通关1] (易错排查)判断正误
(1)(2020.7·浙江选考)常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质(√)
(2)(2020.7·浙江选考)常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大(√)
(3)(2020.1·浙江选考)相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液中，c(OH－)相等(√)
(4)(2020.1·浙江选考)中和pH和体积均相等的氨水、NaOH溶液，所需HCl的物质的量相等(×)
(5)(2019·全国卷Ⅲ)常温下pH＝2的H3PO4溶液加水稀释使电离度增大，溶液pH减小(×)
[通关2] (2021·重庆南川中学检测)甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是(　　)
A.常温下，1 mol·L－1甲酸溶液中的c(H＋)约为1×10－2mol·L－1
B.甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳
C.10 mL 1 mol·L－1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反应
D.甲酸溶液与锌反应比强酸溶液缓慢
A　[常温下，1 mol·L－1HCOOH溶液中c(H＋)约为1×10－2 mol·L－1，说明HCOOH部分电离，则HCOOH为弱电解质，A正确；甲酸能与Na2CO3反应放出CO2，则HCOOH的酸性强于H2CO3，不能判断是否为弱电解质，B错误；等体积等浓度甲酸和NaOH溶液完全反应，证明甲酸是一元酸，不能判断是否为弱电解质，C错误；题目未指明强酸是一元酸，且未指明甲酸和强酸的浓度，故无法判断甲酸是否为弱电解质，D错误。]

[通关3] (2021·河南部分重点校联考)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溶液体积：c＜a＜b
C　[由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b，A错误；加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a，B错误；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，C正确；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，D错误。]
[通关4] (2020·全国卷Ⅱ)二氧化碳的过量排放可对海洋生物的生存环境造成很大影响， 其原理如图所示。下列叙述错误的是(　　)

A.海水酸化能引起HCO浓度增大、CO浓度减小
B.海水酸化能促进CaCO3的溶解，导致珊瑚礁减少
C.CO2能引起海水酸化，其原理为HCOH＋＋CO
D.使用太阳能、氢能等新能源可改善珊瑚的生存环境
C　[海水酸化，会使反应H＋＋COHCO的平衡向正反应方向移动，造成CO浓度减小，HCO浓度增大，A选项正确；根据CaCO3的沉淀溶解平衡，可以得出CO浓度减小会促进CaCO3溶解，导致珊瑚礁减少，B选项正确；CO2能够引起海水酸化的原因是CO2的过量排放，促使反应CO2＋H2OH2CO3HCO＋H＋的平衡不断向右移动，由此造成H＋浓度增大，而不是HCOCO＋H＋，C选项错误；使用太阳能、氢能等新能源，可以避免大量的CO2气体排放，由此避免海水酸化，这样也可以改善珊瑚的生存环境，D选项正确。]
[通关5] (2020·北京卷)室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是(　　)
A.该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
C　[1 L 0.1 mol•L－1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol，醋酸属于弱酸，是弱电解质，在溶液中部分电离，存在电离平衡，则CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A错误；加入少量CH3COONa固体后，溶液中CH3COO－的浓度增大，根据同离子效应，会抑制醋酸的电离，溶液中的氢离子浓度减小，酸性减弱，碱性增强，则溶液的pH升高，B错误；1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol，滴加NaOH溶液过程中，溶液中始终存在物料守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 mol，C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写，则离子方程式为CO＋2CH3COOH===H2O＋CO2↑＋2CH3COO－，D错误。]


知识点2　电离平衡常数

1．电离平衡常数
(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，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＝c(H＋)·c(A－)　c(HA)
Kb＝c(B＋)·c(OH－)　c(BOH)
(3)特点及影响因素
①影响因素

②电离平衡常数反映弱电解质电离程度的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
③多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。
(4)电离平衡常数的三大应用
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，酸性(或碱性)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。
2．电离度(α)
(1)概念
在一定条件下，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。

[通关1] (易错排查)判断正误
(1)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(×)
(2)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(×)
(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(×)
(4)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(×)
(5)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(√)
(6)向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，先增大再减小(×)
[通关2] (2021·河南郑州调研)硼酸(H3BO3)溶液中存在：H3BO3(aq)＋H2O(l)⇌[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下列说法正确的是(　　)
化学式
电离常数(25 ℃)
H3BO3
Ka＝5.7×10－10
H2CO3
Ka1＝4.4×10－7；Ka2＝4.7×10－11
CH3COOH
Ka＝1.75×10－5
A.等物质的量浓度的H2CO3溶液和H3BO3溶液比较，溶液中c(H＋)：前者<后者
B.等物质的量浓度的CH3COOH溶液和H2CO3溶液比较，溶液中c(H＋)：前者>后者
C.将一滴Na2CO3溶液滴入H3BO3溶液中，一定能观察到有气泡产生
D.将一滴CH3COOH溶液滴入Na2CO3溶液中，一定能观察到有气泡产生
B　[根据电离常数推知，酸性：CH3COOH >H2CO3>H3BO3>HCO，等物质的量浓度时，电离产生的c(H＋)大小与酸性强弱一致，故醋酸溶液中c(H＋)最大，B正确，A错误；H2CO3的酸性强于H3BO3，Na2CO3溶液滴入H3BO3溶液生成NaHCO3，不能产生CO2，C错误；一滴CH3COOH溶液滴入Na2CO3溶液中，醋酸不足量，反应生成NaHCO3，不产生CO2，D错误。]
[通关3] (人教选修4·P52，4题改编)现有常温下pH＝2的盐酸甲和pH＝2的醋酸溶液乙，请根据下列操作回答问题：
(1)取等体积的甲、乙两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和，则消耗的NaOH溶液的体积大小关系为：V(甲)________ V(乙)( 填“＞”、“＜”或“＝”)。
(2)已知25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数K1
1.8×10－5
4.3×10－7
3.0×10－8
K2

5.6×10－11

下列四种离子结合H＋能力最强的是________，最弱的是_____。
A．HCO　　　　　　　　 B．CO
C．ClO－　　　 D．CH3COO－
(3)根据以上信息书写下列反应的离子方程式：
①将少量Na2CO3溶液滴加到CH3COOH溶液中_____________________________
__________________________________________________________________________。
②将少量CO2气体通入NaClO溶液中___________________________________________
________________________________________________________________________。
解析　(1)pH相等的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大于盐酸，等体积等pH的两种酸，醋酸的物质的量大于盐酸，酸的物质的量越多需要等浓度的氢氧化钠溶液体积越大，所以V(甲)＜V(乙)。
(2)电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，溶液酸性越强，根据表中数据可知，酸性由强到弱的顺序为：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO，酸性越弱，对应的酸根离子结合氢离子的能力越强，则结合氢离子能力最强的为CO，故选B，最弱的是CH3COO－，故选D。
(3)①酸性CH3COOH＞H2CO3，故Na2CO3溶液和CH3COOH溶液反应生成CH3COONa、H2O、CO2。②酸性H2CO3＞HClO＞HCO，故反应只能生成HCO。
答案　(1)＜　(2)B　D　(3)①2CH3COOH＋CO===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑
②ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO

[通关4] (深度思考)(1)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)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3⇌HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
(2)在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显________性(填“酸”“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝______。
(3)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1Ba(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)。
(4)25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________ mol·L－1。[已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5]
解析　(1)由H2CO3H＋＋HCO得
K1＝＝≈4.2×10－7。
(2)氨水与HCl等体积混合，电荷守恒关系式为c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。
NH3·H2O　　　　NH　　＋　　OH－
mol·L－1 mol·L－1 10－7 mol·L－1
则有电离常数：Kb＝＝。
(3)根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，
所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
(4)根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，n(NH)＝n(NO)＝a mol
设加入氨水的浓度为c mol·L－1，混合溶液的体积为V L，由Kb＝＝＝2×10－5，得c＝。
答案　(1)4.2×10－7　(2)中　　(3)　(4)

知识点3　一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较

1．一元强酸(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
　比较项目
酸　　
c(H＋)
pH
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
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
酸　　　
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
2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数，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值的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多

[通关1] (2021·河北衡水中学调研)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n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
B　[由图可知，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；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，且c(H＋)或c(OH－)越大，水的电离程度越小；X点溶液中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，Y、Z点溶液中c(OH－)分别为10－4 mol·L－1、10－5 mol·L－1，故水的电离程度：X＝Z＞Y，B正确。升高温度，水的离子积和氢浓度变大，OH－浓度不变，故pH均减小，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。]
[通关2] (2021·湖北武汉联考)已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是(　　)

A．曲线Ⅰ为次氯酸稀释时pH变化曲线
B．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗氢氟酸的体积较小
C．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
D．从b点到d点，溶液中保持不变(HR代表HClO或HF)
D　 [酸性越强，加水稀释时溶液pH变化越大，HF酸性强于HClO，加水稀释时pH变化大，所以曲线Ⅰ代表HF稀释时pH变化曲线，A错误；pH相同的两种酸，越弱的酸其浓度越大，消耗的NaOH溶液体积更多，HClO酸性弱于HF，所以中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO的体积较小，B 错误；酸性溶液中，pH越大，H＋浓度越低，对水的电离抑制程度越低，所以b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大，C错误；溶液中＝＝，平衡常数只随温度的改变而改变，所以从b点到d点，溶液中保持不变，D正确。]
[通关3] (2020·浙江杭州检测)常温下10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的HX和HY两种一元酸溶液加水稀释过程中的pH随溶液体积变化曲线如图所示。则下列说法不正确的是(　　)

A．电离常数：K(HX)＜K(HY)
B．浓度均为0.1 mol·L－1的HX和HY的混合溶液中：c(X－)＋c(HX)＝c(Y－)＋c(HY)
C．浓度均为0.1 mol·L－1的NaX和NaY的混合溶液中：c(Na＋)＞c(Y－)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．a点水的电离度大于b点水的电离度
D　[浓度均为0.1 mol·L－1的HX和HY两种一元酸溶液，HY溶液的pH＝2，HX溶液的pH＞2，说明HY溶液中氢离子浓度大于HX溶液中的氢离子浓度，则HY的酸性强于HX，故电离常数：K(HX)＜K(HY)，A项正确；根据物料守恒可知浓度均为0.1 mol·L－1的HX和HY的混合溶液中：c(X－)＋c(HX)＝c(Y－)＋c(HY)，B项正确；由于HY的酸性强于HX，则NaX的水解程度大，所以溶液中c(Y－)＞c(X－)，则溶液中离子浓度大小关系为：c(Na＋)＞c(Y－)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H＋)，C项正确；a、b两点溶液中氢离子浓度相同，对水电离的抑制作用相同，故两点水的电离程度相同，D项错误。]
训练(三十八)　弱电解质的电离平衡

1．(2021·湖南益阳调研)将浓度为0.05 mol/L的HClO溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)
A．c(H＋)　　　　　　　　　 B．
C．Ka(HClO)　　　 D．
B　[HClO溶液加水稀释，HClO的电离平衡正向移动，c(H＋)、c(ClO－)均减小，A错误；n(H＋)增大，n(HClO)减小，由于溶液体积相同，则增大，B正确；由于温度不变，则Ka(HClO)不变，C错误，若忽略水的电离，则c(H＋)始终等于c(ClO－)，随稀释的进行，由水电离出的H＋不断增多，故不断减小，D错误。]
2．(2021·广州荔湾区检测)常温下，一元弱碱MOH溶液中存在电离平衡MOH⇌M＋＋OH－，下列说法正确的是(　　)
A．加入MCl固体，MOH电离平衡逆向移动，M＋浓度减小
B．加水稀释，溶液中MOH的电离程度和M＋浓度均增大
C．升高温度，MOH电离平衡正向移动，MOH的电离程度和M＋浓度均增大
D．滴加少量稀盐酸，MOH的电离程度和OH－浓度均增大
C　[加入MCl固体，溶液中c(M＋)增大，MOH电离平衡逆向移动，A错误；加水稀释，溶液中MOH的电离程度增大，但M＋浓度减小，B错误；升高温度，MOH电离平衡正向移动，MOH的电离程度增大，由于溶液体积不变，则M＋浓度增大，C正确；滴加少量稀盐酸，H＋和OH－反应生成H2O，MOH电离平衡正向移动，MOH的电离程度增大，但OH－浓度减小，D错误。]
3．(2021·天津部分区联考)已知某温度下，四种弱酸的电离常数：Ka(HCN)＝4.9×10－10，Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5 ，Ka(HNO2)＝5.6×10－4。物质的量浓度都为0.1 mol/L的下列溶液中，c(H＋)最大的是(　　)
A．HCN B．CH3COOH
C．HF　　　 D．HNO2
C　[相同温度下，弱酸的电离常数越大，其酸性越强，物质的量浓度都为0.1 mol/L，电离产生c(H＋)也越大，故0.1 mol/L HF溶液中c(H＋)最大。]
4．(2021·河南南阳调研)下列实验事实能说明HNO2是弱电解质的是(　　)
①HNO2溶液能与NaHCO3溶液混合，放出气泡
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
④0.1 mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015 mol·L－1
⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱
⑥取0.1 mol·L－1HNO2溶液200 mL，加水至体积为2 L，pH＜2
A．①②③ B．④⑤⑥
C．①③④　　　 D．①④⑤⑥
B　[HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体，说明HNO2的酸性强于H2CO3，不能判断HNO2是否为弱电解质，①错误；HNO2溶液导电能力与溶液中离子浓度有关，灯泡很暗，不能判断HNO2是否为弱电解质，②错误；由于H2SO4是稳定的可溶性强酸，HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应不能判断HNO2是否为弱电解质，③错误；0.1 mol·L－1 HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015 mol·L－1，说明HNO2未完全电离，则HNO2是弱电解质，④正确；相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱，说明HNO2并未完全电离，则HNO2是弱电解质，⑤正确；取0.1 mol·L－1 HNO2溶液200 mL，加水至体积为2 L，pH<2，说明加水稀释时，HNO2电离产生H＋，则HNO2是弱电解质，⑥正确。]
5．(2021·山东日照实验中学检测)下列说法中正确的是(　　)
A．HCOOH溶于水，当HCOOH电离出的c(H＋)＝c(HCOO－)时，表明HCOOH处于电离平衡状态
B．常温下，将1 moL/L醋酸用蒸馏水稀释，稀释过程中，电离程度增大，c(H＋)减小
C．常温下，由1 mol·L－1AOH溶液的pH＝13，可推知AOH溶液电离方程式为AOH===A＋＋OH－
D．稀释氨水时，所有粒子浓度都一定会减小
B　[HCOOH电离出的c(H＋)和c(HCOO－)永远相等，不能表明HCOOH处于电离平衡状态，A项错误。醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释促进电离，n(H＋)增大，但体积增大大于电离程度的倍数，c(H＋)减小，B项正确；由1 mol·L－1AOH溶液中的c(OH－)＝10－1mol·L－1知，AOH为弱碱，故电离方程式为AOHA＋＋OH－，C项错误；稀释氨水时，c(OH－)减小，c(H＋)增大，D项错误。]

6．(2021·东北育才中学检测)25 ℃时，向盛有50 mL pH＝2的HA溶液的绝热容器中加入pH＝13的NaOH溶液，加入NaOH溶液的体积(V)与所得混合溶液的温度(T)的关系如图所示。下列叙述正确的是(　　)

A．HA溶液的物质的量浓度为0.01 mol·L－1
B．b→c的过程中，温度降低的主要原因是溶液中发生了吸热反应
C．a→b的过程中，混合溶液中可能存在：c(A－)＝c(Na＋)
D．25 ℃ 时，HA的电离平衡常数K约为1.43×10－2
C　[恰好中和时混合溶液温度最高，即b点，此时消耗氢氧化钠0.004 mol，得出HA的浓度为0.08 mol·L－1，A项错误；b→c的过程中，温度降低的主要原因是溶液中反应已完全，继续滴加温度较低的氢氧化钠溶液，使混合液温度降低，B项错误；NaA呈碱性，HA呈酸性，a→b的过程中，混合溶液中可能呈中性，存在：c(A－)＝c(Na＋)，C项正确；电离平衡常数K＝≈1.43×10－3，D项错误。]
7．(2021·河南平顶山检测)25 ℃时，几种弱电解质的pKa如下表所示：
CH3COOH
HCOOH
H2SO3
pKa＝4.74
pKa＝3.74
pKa1＝1.90 pKa2＝7.20
已知：pKa＝－lg Ka，pH＝－lg c(H＋)。
请回答下列问题：
(1)等物质的量浓度的CH3COOH、HCOOH、H2SO3溶液中，c(H＋)的大小顺序为________________________________________________________________________。
(2)CH3COO－、HCOO－、SO中，结合H＋能力最强的是________。向Na2SO3溶液中加入足量CH3COOH，发生反应的离子方程式为________________________________。
(3)体积均为10 mL、pH均为2的上述3种酸溶液分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH的变化如图所示，则曲线x、y、z分别代表________。

解析　(1)由于pKa＝－lg Ka，则pKa的值越小，Ka越大，对应酸的酸性越强，则酸性：H2SO3>HCOOH>CH3COOH>HSO，故等物质的量浓度的三种溶液中c(H＋)的大小顺序：H2SO3>HCOOH>CH3COOH。
(2)酸性越强，对应酸根结合H＋的能力就越弱，由于酸性：H2SO3>HCOOH>CH3COOH>HSO，则结合H＋的能力：SO>CH3COO－>HCOO－>HSO。由于酸性：H2SO3> CH3COOH>HSO，Na2SO3溶液中加入足量CH3COOH，反应生成NaHSO3和CH3COONa，离子方程式为SO＋CH3COOH===HSO＋CH3COO－。
(3)由于pH＝－lg c(H＋)，pH越大，溶液中c(H＋)越小，由三种溶液稀释相同倍数时pH的变化快慢可知，酸性：x>y>z，由于酸性：H2SO3>HCOOH>CH3COOH，故x是H2SO3，y是HCOOH，z是CH3COOH。
答案　(1)H2SO3>HCOOH>CH3COOH
(2)SO　 SO＋CH3COOH===HSO＋CH3COO－
(3)H2SO3　　HCOOH　　CH3COOH