2024届高考化学一轮复习练习第八章水溶液中的离子反应与平衡第38讲弱电解质的电离平衡

这是一份2024届高考化学一轮复习练习第八章水溶液中的离子反应与平衡第38讲弱电解质的电离平衡，共18页。
[课程标准] 1.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。2.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．电离平衡
在一定条件(如温度、浓度)下，当电离的速率和离子结合为分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2．电离平衡的特征
3．外界条件对电离平衡的影响
以0.1 ml/L的醋酸溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋)填写下表。
[正误辨析]
(1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子( )
(2)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态( )
(3)室温下，由0.1 ml·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－( )
(4)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( )
(5)稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小( )
答案： (1)√ (2)× (3)× (4)× (5)×
1．下列说法正确的是( )
A．NaHSO4在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4))
B．H2CO3是弱酸，故Na2CO3是弱电解质
C．KClO3和SO3溶于水后均能导电，故KClO3和SO3均为电解质
D．NaHCO3在水溶液中的电离：NaHCO3===Na＋＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) H＋＋CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3))
D [NaHSO4在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) ，A项错误；Na2CO3为强电解质，B项错误；SO3为非电解质，C项错误。]
2．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若对H2S溶液进行以下操作，说法正确的是( )
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
C [加水促进H2S的电离，由于溶液体积增大，氢离子浓度减小，A项错误；反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，pH增大；当SO2过量，溶液显酸性，因H2SO3酸性比H2S强，故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，生成了强酸，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。]
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。
下列有关说法正确的是( )
A．三点溶液中c(CH3COO－)：a>b>c
B．三点溶液中醋酸的电离程度：b>a>c
C．三点溶液用等浓度的KOH溶液中和，消耗KOH溶液的体积：a>b>c
D．若使b点溶液的pH增大，可采取的措施是稀释溶液或加入CH3COONa固体
D [溶液的导电能力越强，溶液中离子的浓度越大，由题图可知，导电能力：b>a>c，则溶液中c(CH3COO－)：b>a>c，A错误。加水稀释，醋酸的电离平衡正向移动，电离程度增大，故醋酸的电离程度：aHZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．相同温度下，浓度均为0.1 ml·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液的pH最大
D．相同温度下，1 ml·L－1HX溶液的电离常数大于0.1 ml·L－1HX溶液的电离常数
B [Ka越大，说明酸性越强，根据表中数据可知，三种酸的酸性强弱关系是HZ>HY>HX，A项错误；根据A项分析及强酸制弱酸的原理知，反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生，B项正确；一元酸的Ka越小，其对应盐的水解程度越大，根据盐类水解的规律——越弱越水解，知三种钠盐中pH最大的是NaX，C项错误；电离常数只受温度的影响，相同的温度下，HX的电离常数不变，D项错误。]
2．常温下0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
学生用书第187页
(1) eq \f(c（CH3COOH）,c（H＋）) ；
(2) eq \f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）) ；
(3) eq \f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）) ；
(4) eq \f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）) 。
答案： (1)变小 (2)不变 (3)变大 (4)不变
eq \a\vs4\al(反思归纳)
判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
1．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。
2．“假设法”：假设无限稀释， c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7ml·L－1，故比值变小。
3．“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
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＋)＝ eq \r(c（CH3COOH）·Ka) 。
(2)一元弱碱(以NH3·H2O为例)：c(OH－)＝ eq \r(c（NH3·H2O）·Kb) 。
已知饱和硫化氢的浓度为0.1 ml·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： 由于硫化氢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＋)＝ eq \r(c（H2S）×Ka1) ≈ eq \r(0.1×1.0×10－7) ml·L－1＝1.0×10－4 ml·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＝ eq \r(\f(K,c)) 。
计算25 ℃时，2 ml·L－1氨水的电离度(已知25 ℃时，Kb＝1.8×10－5)。
答案： α＝ eq \r(\f(Kb,c)) ＝ eq \r(\f(1.8×10－5,2)) ＝3×10－3＝0.3%。
3．计算电离常数的思维方法(以弱酸HX为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/(ml·L－1)： c(HX) 0 0
平衡/(ml·L－1): c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则K＝ eq \f(c2（H＋）,c（HX）－c（H＋）) ，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＝ eq \f(c2（H＋）,c（HX）) 或c(H＋)＝ eq \r(K·c（HX）) 。
常温下，向20 mL 0.010 ml·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 ml·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。
(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lg c(OH－)，在M点时，溶液中c(OH－)＝10－10ml·L－1，常温时c(H＋)＝10－4ml·L－1＜0.010 ml·L－1，HA为弱酸。
(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)＝ eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）) ≈ eq \f(10－4×10－4,0.010) ＝1.0×10－6。
应用1.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 ml·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3ml·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＝ 。
解析： 因c(BOH)初始＝0.1 ml·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3ml·L－1，则电离度α＝ eq \f(1×10－3ml·L－1,0.1 ml·L－1) ×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＝0.1 ml·L－1－1×10－3ml·L－1≈0.1 ml·L－1，则电离常数Kb＝ eq \f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）) ＝ eq \f(1×10－3×1×10－3,0.1) ＝1×10－5。
答案： (1)BOHB＋＋OH－ (2)1% (3)1×10－5
应用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)＝1.5×10－5 ml·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ＋H＋的电离常数K1≈ (已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
解析： 由H2CO3H＋＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 得K1＝ eq \f(c（H＋）·c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）,c（H2CO3）) ＝ eq \f(10－5.60×10－5.60,1.5×10－5) ≈4.2×10－7。
答案： 4.2×10－7
学生用书第188页
应用3.(1)常温下，向a ml·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b ml·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a ml·L－1的醋酸与b ml·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)。
解析： (1)由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素质量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
eq \f(b,2) eq \f(a,2) － eq \f(b,2) 10－7
Ka＝ eq \f(10－7×（\f(a,2)－\f(b,2)）,\f(b,2)) ＝ eq \f(10－7（a－b）,b) 。
(2)根据电荷守恒2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b ml·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
eq \f(a,2) －b b 10－7
Ka＝ eq \f(10－7×b,\f(a,2)－b) ＝ eq \f(2b×10－7,a－2b) 。
答案： (1) eq \f(10－7（a－b）,b) (2) eq \f(2b×10－7,a－2b)
应用4.已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) ＋H＋ Ka1，HC2O eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) C2O eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) ＋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 eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) 、C2O eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) 三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝ 。
(2)Ka2＝ 。
(3)pH＝2.7时，溶液中 eq \f(c2（HC2O eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) ）,c（H2C2O4）·c（C2O eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) ）) ＝ 。
解析： (1)由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) )＝c(H2C2O4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。
(2)pH＝4.2时，c(HC2O eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) )＝c(C2O eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) )，则Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可以知道 eq \f(c2（HC2O eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) ）,c（H2C2O4）·c（C2O eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) ）) ＝ eq \f(Ka1,Ka2) ＝ eq \f(10－1.2,10－4.2) ＝103＝1 000。
答案： (1)10－1.2 (2)10－4.2 (3)1 000
应用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。
(1)写出亚磷酸电离的方程式： 、 。
(2)表示pH与lg eq \f(c（HPO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）,c（H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）) 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＝ 。
解析： 由于Ka1＝ eq \f(c（H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）·c（H＋）,c（H3PO3）) ，Ka2＝ eq \f(c（HPO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）·c（H＋）,c（H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）) ，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同 eq \f(c（H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）,c（H3PO3）) 或 eq \f(c（HPO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ）,c（H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）) 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＝ eq \f(c（H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）·c（H＋）,c（H3PO3）) ＝10×10－2.4＝10－1.4。
答案： (1)H3PO3H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ＋H＋
H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) HPO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ＋H＋ (2)Ⅰ (3)10－1.4
真题演练 明确考向
1．(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。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(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 eq \b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(\f(c（A－）,c总（HA）))) 为 eq \f(1,101)
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
B [A.常温下溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7ml/L，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A错误；B.常温下溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 ml/L，Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）) ＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，则 eq \f(0.1c（A－）,c总（HA）－c（A－）) ＝1.0×10－3，解得 eq \f(c（A－）,c总（HA）) ＝ eq \f(1,101) ，B正确；C.根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C错误；D.常温下溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7ml/L，Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）) ＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)， eq \f(10－7[c总（HA）－c（HA）],c（HA）) ＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中c总(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液Ⅱ中c(H＋)＝0.1 ml/L，Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）) ＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)， eq \f(0.1[c总（HA）－c（HA）],c（HA）) ＝1.0×10－3，溶液Ⅱ中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，D错误。]
2. (2022·1月浙江选择考，17)已知25 ℃时二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是( )
A. 在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B．向0.1 ml·L－1的H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH＝3，则H2A的电离度为0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c(A2－)＞c(HA－)
D．取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100 mL，则该溶液pH＝a＋1
B [A.在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，A2－的水解程度大于HA－，水的电离程度前者大于后者，故A错误；B.溶液中c(H＋)＝10－3ml/L，H2A电离程度较小，溶液中c(H2A)≈0.1 ml/L，Ka1＝ eq \f(10－3×c（HA－）,c（H2A）) ＝1.3×10－7，c(HA－)＝1.3×10－5ml/L，c(HA－)≈c(H2A) 电离，则H2A的电离度 eq \f(c（HA－）,c（H2A）) ×100%＝1.3×10－4×100%＝0.013%，故B正确；C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11， eq \f(10－11×c（A2－）,c（HA－）) ＝7.1×10－15，则c(A2－)c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)
CD [向H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，依次发生反应：H3R2＋＋OH－===H2R＋＋H2O，H2R＋＋OH－===HR＋H2O，HR＋OH－===R－＋H2O，溶液中H3R2＋浓度逐渐减小，H2R＋、HR浓度先增大后减小，R－浓度逐渐增大，曲线①、②、③、④分别表示H2R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系数δ(x)随pH的变化，
K1＝ eq \f(c（H2R＋）·c（H＋）,c（H3R2＋）) ，K2＝ eq \f(c（HR）·c（H＋）,c（H2R＋）) ，K3＝ eq \f(c（H＋）·c（R－）,c（HR）) ，由题图得K1≈10－2.2，K2≈10－9.1，K3≈10－10.8。
A． eq \f(K2,K1) ＝ eq \f(10－9.1,10－2.2) ＝10－6.9， eq \f(K3,K2) ＝ eq \f(10－10.8,10－9.1) ＝10－1.7，因此 eq \f(K2,K1) ＜ eq \f(K3,K2) ，故A错误；B.M点存在电荷守恒：c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝2c(H3R2＋)＋c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，此时c(H3R2＋)＝c(H2R＋)，因此c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝3c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，故B错误；C.O点c(H2R＋)＝c(R－)，因此 eq \f(c（H2R＋）,c（R－）) ＝1，即 eq \f(c（H2R＋）·c（HR）·c（H＋）·c（H＋）,c（R－）·c（HR）·c（H＋）·c（H＋）) ＝ eq \f(c2（H＋）,K2·K3) ＝1，因此c(H＋)＝ eq \r(K2·K3) ，溶液pH＝－lg c(H＋)＝ eq \f(－lg K2－lg K3,2) ，故C正确；D.P点溶质为NaCl、HR、NaR，此时溶液呈碱性，因此c(OH－)＞c(H＋)，溶质浓度大于水解和电离所产生微粒浓度，因此c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故D正确。]
4．[2020·全国卷Ⅱ·26(2)] 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)＝ eq \f(c（X）,c（HClO）＋c（ClO－）) ，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka值为 。
解析： 由题图pH＝7.5时，c(HClO)＝c(ClO－)，HClO的Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（ClO－）,c（HClO）) ＝c(H＋)＝10－7.5。
答案： 10－7.5
课时精练(三十八) 弱电解质的电离平衡 eq \a\vs4\al(\f(对应学生,用书P424))
(本栏目内容，在学生用书中以独立形式分册装订！)
1．等物质的量的下列物质溶于水配成等体积的溶液，导电能力最弱的是( )
A．NaOH B．H3PO4
C．NH3 D．CH3CH2OH
D [ NaOH是强电解质，在水溶液中完全电离，故其中自由移动的离子浓度最大，导电能力最强，A错误；H3PO4是弱电解质，在水溶液中部分电离，故其中自由移动的离子浓度较小，导电能力较弱，B错误；NH3溶于水，与水反应生成的NH3·H2O是弱电解质，在水溶液中部分电离，故其中自由移动的离子浓度较小，导电能力较弱，C错误；CH3CH2OH是非电解质，其水溶液几乎不导电，导电能力最弱，D正确。]
2．能证明乙酸是弱酸的实验事实是( )
A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
B．常温下，0.1 ml·L－1CH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D．0.1 ml·L－1CH3COOH溶液可使紫色石蕊试液变红
B [乙酸溶液与Zn反应放出H2，只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，A项错误；常温下，CH3COONa溶液显碱性，可以证明乙酸是弱酸，B项正确；可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但不能证明其是弱酸，C项错误；可以证明乙酸具有酸性，但不能证明其酸性强弱，D项错误。]
3．液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是( )
A．c(A＋)随温度的升高而降低
B．35 ℃时，c(A＋)>c(B－)
C．AB的电离程度：α(25 ℃)>α(35 ℃)
D．AB的电离是吸热过程
D [升高温度，K增大，说明AB的电离程度增大，所以c(A＋)随着温度的升高而增大，A项错误；根据题给信息，无法推出35 ℃时，c(A＋)>c(B－)，B项错误；升高温度，K增大，AB的电离程度增大，所以AB的电离程度：α(25 ℃)H2CO3>HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) >HClO>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ；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 eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) >HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，则SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) 、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，则ClO－、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) >HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，则HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 、CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) 反应生成SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) 和HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3>HClO，HClO、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 不能反应，可以大量共存，D不符合题意。]
5．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( )
B [乙酸和一氯乙酸均显弱酸性。弱酸的浓度越大，在水中的电离度越小，排除C项、D项。电离平衡常数：CH3COOHc(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )
C．c点：pH可能大于7
D．a点到c点，溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性
B [醋酸是弱电解质，0.01 ml·L－1的醋酸溶液中c(H＋)2，A错误。b、c点为CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液，而CH3COONH4溶液显中性，CH3COOH电离使溶液显酸性，则混合溶液的pHc(OH－)，结合电荷守恒推知，c(CH3COO－)>c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )，B正确，C错误。a点到c点，溶液的pH增大，其原因是醋酸是弱电解质，溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，向醋酸溶液中加入醋酸铵固体，c(CH3COO－)增大，醋酸的电离平衡逆向移动，则溶液中的c(H＋)减小，溶液的pH增大，常温下，醋酸铵的水溶液pH＝7，即醋酸铵溶液显中性，D错误。]
7．已知室温时，0.1 ml·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溶液时，不是所有粒子的浓度都一定会减小
B [0.1 ml·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，说明溶液中c(H＋)约为0.1 ml·L－1×0.1%＝1×10－4ml·L－1，溶液的pH＝4，A项正确；电离属于吸热过程，升温促进HA电离，溶液中的c(H＋)增大，pH减小，B项错误；室温时，此酸的电离常数约为10－4×10－4/0.1＝1×10－7，C项正确；稀释HA溶液可促进HA电离，但溶液中c(H＋)、c(A－)、c(HA)都减小，而c(OH－)增大，D项正确。]
8．常温下，0.1 ml·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝a＋1的措施是( )
A．将溶液稀释到原体积的10倍
B．加入适量的醋酸钠固体
C．加入等体积的0.2 ml·L－1盐酸
D．提高溶液的温度
B [醋酸是弱酸，电离方程式是CH3COOHH＋＋CH3COO－，故稀释10倍，pH增加不到一个单位，A项错误；加入适量的醋酸钠固体，抑制醋酸的电离，使其pH增大，可以使其pH由a变成a＋1，B项正确；加入等体积的0.2 ml·L－1盐酸，虽然抑制了醋酸的电离，但增大了c(H＋)，溶液的pH减小，C项错误；提高溶液的温度，促进了醋酸的电离，c(H＋)增大，溶液的pH减小，D项错误。]
9．有关0.1 ml/L NH3·H2O溶液中，下列说法中正确的是( )
A．NH3·H2O的电离方程式为：NH3·H2O===NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋OH－
B．溶液中有：c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )＋c(H＋)＝c(OH－)
C．溶液中：c(NH3·H2O)＝0.1 ml/L
D．加入少量NaOH固体，溶液碱性增强，c(H＋)与c(OH－)的乘积将增大
B [NH3·H2O是弱电解质，NH3·H2O的电离方程式为：NH3·H2ONH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋OH－，故A错误；根据电荷守恒，溶液中有：c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )＋c(H＋)＝c(OH－)，故B正确；根据元素质量守恒，溶液中：c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )＋c(NH3·H2O)＝0.1 ml/L，故C错误；温度不变，c(H＋)与c(OH－)的乘积不变，故D错误。]
10．常温时，改变饱和氯水的pH，得到部分含氯微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示。下列叙述不正确的是( )
A．该温度下，HClOH＋＋ClO－的电离常数Ka的对数值lg Ka＝－7.54
B．氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能与KI发生反应
C．pH＝1的氯水中，c(Cl2)>c(Cl eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )>c(HClO)>c(ClO－)
D．已知常温下反应Cl2(aq)＋Cl－(aq)Cl eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) (aq)的K＝0.191，当pH增大时，K减小
D [HClOH＋＋ClO－的电离常数Ka的对数值lg Ka＝lg eq \f(c（H＋）·c（ClO－）,c（HClO）) ＝lg c(H＋)＋lg eq \f(c（ClO－）,c（HClO）) ，根据图示，当溶液的pH＝7.54时，HClO和ClO－的物质的量分数相等，即c(H＋)＝10－7.54ml·L－1时，c(HClO)＝c(ClO－)，代入得lg Ka＝－7.54，A项正确；氯水中的Cl2、ClO－、HClO均有强氧化性，均能与KI发生反应，B项正确；根据图示，pH＝1的氯水中，c(Cl－)>c(Cl2)>c(Cl eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )>c(HClO)>c(ClO－)，C项正确；平衡常数只与温度有关，当pH增大时，K不变，D项错误。]
11．25 ℃时，下列说法错误的是( )
A．pH相等的盐酸和醋酸溶液等体积混合(忽略溶液体积变化)，混合液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)
B．pH相等的盐酸和醋酸溶液分别与足量的镁粉反应，相同条件下醋酸产生H2的体积更大
C．HNO2溶液中加入一定量的NaNO2晶体，溶液中c(OH－)增大，可以证明HNO2为弱酸
D．pH＝3的酸HA和pH＝11的碱BOH等体积混合后溶液呈酸性，则HA为弱酸
B [ 盐酸和醋酸溶液中电荷关系分别为c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)、c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，pH相等的两溶液等体积混合后pH不变，即c(H＋)、c(OH－)不变，所以混合液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)，故A正确；pH相等的盐酸和醋酸溶液：c(CH3COOH)>c(HCl)，溶液体积未知，则不能确定n(CH3COOH)、n(HCl)大小，不能确定产生H2的体积的大小，故B错误；HNO2溶液中加入一定量的NaNO2晶体，溶液中c(OH－)增大，则溶液酸性减弱，HNO2的电离平衡逆向移动，可证明HNO2为弱酸，故C正确；pH＝3的HA溶液中c(H＋)＝10－3ml·L－1，pH＝11的BOH溶液中c(OH－)＝10－3ml·L－1，等体积混合后溶液呈酸性，则HA过量，说明HA为弱酸，故D正确。]
12．次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 ml·L－1 H3PO2与20 mL 1 ml·L－1 NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的盐，回答下列问题：
(1)NaH2PO2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 ml·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：
； 。
解析： (1)计算可知NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸只能电离出一个H＋，因而NaH2PO2是正盐。
(2)设溶液中的H＋浓度为x ml·L－1。
H3PO2H＋＋H2PO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(2))
起始/(ml·L－1) 0.02 0 0
转化/(ml·L－1) x x x
平衡/(ml·L－1) 0.02－x x x
Ka(H3PO2)＝ eq \f(x2,0.02－x) ＝1×10－2，解得x≈0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。
(3)可从NaH2PO2溶液存在水解平衡以及H3PO2存在电离平衡等角度设计实验。
答案： (1)正盐 (2)2 (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(答案合理即可)
13．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)常温下0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液加水稀释过程，下列表达式的数值一定变小的是 (填字母)。
A．c(H＋) B． eq \f(c（H＋）,c（CH3COOH）)
C．c(H＋)·c(OH－) D． eq \f(c（OH－）,c（H＋）)
(2)取10 mL的乙溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移动；另取10 mL的乙溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中 eq \f(c（H＋）,c（CH3COOH）) 的值将 (填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(3)已知25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
下列四种离子结合H＋能力最强的是 (填字母)。
A．HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) B．CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3))
C．ClO－ D．CH3COO－
写出下列反应的离子方程式。
CH3COOH＋Na2CO3(少量)： ；
HClO＋Na2CO3(少量)： 。
解析： (1)CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，加水稀释过程中，平衡正向移动，但溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，A符合题意。CH3COOH的电离平衡常数Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）) ，则有 eq \f(c（H＋）,c（CH3COOH）) ＝ eq \f(Ka,c（CH3COO－）) ，加水稀释时，c(CH3COO－)减小，但Ka不变，则 eq \f(c（H＋）,c（CH3COOH）) 增大，B不符合题意。由于温度不变，则c(H＋)·c(OH－)＝Kw不变，C不符合题意。加水稀释时，溶液中c(H＋)减小，由于c(H＋)·c(OH－)＝Kw不变，则c(OH－)增大，故 eq \f(c（OH－）,c（H＋）) 增大，D不符合题意。(2)醋酸溶液中加入等体积的水，醋酸的电离平衡向右移动，电离程度增大；醋酸溶液中加入少量无水醋酸钠固体，c(CH3COO－)增大，电离平衡逆向移动，据CH3COOH的电离平衡常数Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）) 推知， eq \f(c（H＋）,c（CH3COOH）) ＝ eq \f(Ka,c（CH3COO－）) ，由于温度不变，Ka不变，c(CH3COO－)增大，则溶液中 eq \f(c（H＋）,c（CH3COOH）) 的值减小。
(3)由表中电离平衡常数可知，各种酸的酸性强弱：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，则酸的电离程度由易到难的顺序：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，而酸越易电离，则电离产生的酸根离子结合质子(H＋)的能力越弱，因此四种离子结合H＋的能力：CH3COO－HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，则CH3COOH与Na2CO3(少量)反应生成CH3COONa、CO2和H2O，离子方程式为2CH3COOH＋CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O；HClO与Na2CO3(少量)反应生成NaClO和NaHCO3，离子方程式为HClO＋CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ===ClO－＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 。
答案： (1)A (2)向右 减小 (3)B 2CH3COOH＋CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O HClO＋CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ===ClO－＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3))
14．H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各种微粒的分布分数(平衡时某物质的浓度占各物质浓度之和的分数)与pH的关系分别如图所示。
(1)以酚酞为指示剂(变色范围：pH 8.2～10.0)，将NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。该过程中主要反应的离子方程式为 。
(2)H3AsO4第一步电离方程式为 。
(3)若pKa2＝－lg Ka2，H3AsO4第二步电离的电离常数为Ka2，则pKa2＝ 。
解析： (1)以酚酞为指示剂，将NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，当溶液由无色变为浅红色时，溶液pH在8.2～10.0之间，结合图像可知溶液中H3AsO3减少而H2AsO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 增加，则该过程中主要发生反应的离子方程式为OH－＋H3AsO3===H2AsO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ＋H2O。(2)结合题图知，H3AsO4为多元弱酸，存在电离平衡，其第一步电离方程式为H3AsO4H2AsO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) ＋H＋。(3)H3AsO4第二步电离方程式为H2AsO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) HAsO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) ＋H＋，其电离常数Ka2＝ eq \f(c（HAsO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) ）·c（H＋）,c（H2AsO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) ）) ，由图像可知当pH＝7.0时，c(H2AsO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) )＝c(HAsO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) )，则Ka2＝10－7.0，pKa2＝7.0。
答案： (1)OH－＋H3AsO3===H2AsO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ＋H2O
(2)H3AsO4H2AsO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(4)) ＋H＋ (3)7.0外界条件
平衡移
动方向
平衡常
数Ka
n(H＋)
c(H＋)
导电性
加水稀释
正向
不变
增大
减小
减弱
加冰醋酸
正向
不变
增大
增大
增强
升温
正向
增大
增大
增大
增强
加
CH3COONa(s)
逆向
不变
减小
减小
增强
加
NaOH(s)
正向
不变
减小
减小
增强
一元酸
HX
HY
HZ
电离常数Ka
9×10－7
9×10－6
1×10－2
弱电解质
电离平衡常数(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
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
Ka1
1.8×10－5
4.3×10－7
3.0×10－8
Ka2
－
5.6×10－11
－