2019届一轮复习鲁科版弱电解质的电离学案

2019届一轮复习鲁科版弱电解质的电离学案

第八章 物质在水溶液中的行为 第一节　弱电解质的电离 ‎ [教材基础——自热身]‎ ‎1．弱电解质 ‎(1)概念 ‎(2)电离方程式的书写 ‎①强电解质用“===”号，弱电解质用“”号。‎ ‎②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋、。‎ ‎③多元弱碱，分步电离，一步书写，如Fe(OH)3：‎ Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。‎ ‎④酸式盐 在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。如 NaHSO4：；‎ NaHCO3：；‎ 在熔融状态时NaHSO4===Na＋＋HSO。‎ ‎2．弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下，弱电解质的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，溶液中的分子和离子的浓度都保持不变时的状态。‎ 平衡建立过程的vt图像如图所示。‎ ‎(2)电离平衡的特征 ‎3．影响电离平衡的因素 ‎(1)内因：弱电解质本身的性质。‎ ‎(2)外因：浓度、温度、加入试剂等。‎ ‎①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。‎ ‎④加入与离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎4．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，溶液中已经电离的溶质分子数占原有溶质分子总数的百分率。‎ ‎(2)表达式：α＝×100%。‎ ‎(3)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。‎ ‎[知能深化——扫盲点]‎ 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0为例，判断外界条件对电离平衡的影响 改变条件 平衡移动方向 n(H＋)‎ c(H＋)‎ 导电能力 Ka 电离程度 加水稀释 ‎→‎ 增大 减小 减弱 不变 增大 加入少量冰醋酸 增大 增大 增强 不变 减小 通入HCl(g)‎ 增大 增大 增强 不变 减小 加入NaOH(s)‎ 减小 减小 增强 不变 增大 加入镁粉 减小 减小 增强 不变 增大 升高温度 增大 增大 增强 增大 增大 ‎[对点练]‎ ‎　　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ 已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋‎ ‎，要使溶液中的值增大，可以采取的措施是(　　)‎ ‎①加少量烧碱溶液　②升高温度　③加少量冰醋酸　④加水 A．①② B．①③ C．②④ D．③④‎ 解析：选C　四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①③项会使 的值减小。‎ ‎[题点全练——过高考]‎ 题点一　弱电解质电离平衡的特点 ‎1．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡的标志是(　　)‎ A．溶液显电中性 B．溶液中无CH3COOH分子 C．氢离子浓度恒定不变 D．c(H＋)＝c(CH3COO－)‎ 解析：选C　醋酸溶液中存在的电离平衡有：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OH＋＋OH－，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数永远相等，与是否达到电离平衡无关，A错误；CH3COOH是弱电解质，溶液中一定存在CH3COOH分子，B错误；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c(H＋)＞c(CH3COO－)，D错误；氢离子浓度恒定不变时，电离达到平衡，C正确。‎ ‎2．下列有关电离平衡的叙述正确的是(　　)‎ A．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就会发生移动 B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡 C．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等 D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等 解析：选A　电离平衡是化学平衡的一种，达到平衡时，反应仍在进行，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，各分子和离子的浓度不再变化，与分子和离子浓度是否相等没有关系，所以只有A正确。‎ 题点二　影响电离平衡的外界因素 ‎3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，可采取的措施是(　　)‎ ‎①加入少量NH4Cl固体　②加入少量硫酸　③加入少量NaOH固体　④加水稀释　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥‎ C．③ D．③⑤‎ 解析：选C　若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－‎ ‎)减小，①错误；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②错误；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，符合题意，③正确；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小，④错误；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤错误；加入MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥错误。‎ ‎4.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。右图是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(　　)‎ 解析：选D　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。‎ ‎5．(2018·北京东城区模拟)下列关于常温下pH＝2的醋酸溶液的叙述正确的是(　　)‎ A．c(CH3COOH)＝0.01 mol·L－1‎ B．c(H＋)＝c(CH3COO－)‎ C．加水稀释100倍后，pH＝4‎ D．加入醋酸钠固体，可抑制醋酸的电离 解析：选D　醋酸为弱酸。A项，c(CH3COOH)＞0.01 mol·L－1，错误；B项，c(H＋)＞c(CH3COO－)，错误；C项，pH＜4，错误。‎ ‎[教材基础——自热身]‎ ‎1．表达式 ‎(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。‎ ‎(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝‎ 。‎ ‎2．特点 电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是热的，故温度升高，K增大。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第步电离。‎ ‎3．意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。‎ ‎4．影响因素 ‎[知能深化——扫盲点]‎ 以弱酸HX为例：‎ ‎(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。‎ ‎　　　HX　　　　　　H＋　　＋　　　X－‎ 起始：c(HX)　　　　　　　0　　　　　　　0‎ 平衡：c(HX)－c(H＋)　　c(H＋)　　　　c(X－)‎ 则：K＝＝ ‎(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。‎ ‎　　　HX　　　　　　H＋　　＋　　　X－‎ 起始：c(HX)　　　　　　　0　　　　　　　0‎ 平衡：c(HX)－c(H＋)　　c(H＋)　　　　　c(X－)‎ 则：K＝＝ c(H＋)＝ ‎[对点练]‎ ‎1．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________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝______________。‎ 解析：由溶液的电荷守恒可得：c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，已知c(NH)＝c(Cl－)，则有c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液显中性；电离常数只与温度有关，则此时NH3·H2O的电离常数Kb＝＝＝。‎ 答案：中　 ‎2．(2016·全国卷Ⅱ节选)联氨(又称联肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为__________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为____________________。‎ 解析：将H2OH＋＋OH－　Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2H　K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－　Ka1＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。类比NH3与H2SO4形成酸式盐的化学式NH4HSO4可知，N2H4与H2SO4形成的酸式盐的化学式应为N2H6(HSO4)2。‎ 答案：8.7×10－7　N2H6(HSO4)2‎ ‎ 根据酸碱的电离常数大小可进行以下判断：‎ ‎(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，碱性(或酸性)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。‎ ‎(4)判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。‎ 如：0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。‎ ‎[对点练]‎ ‎3．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：‎ 化学式 CH3COOH H2CO3‎ HClO 电离平 衡常数 ‎1.7×10－5‎ K1＝4.3×10－7‎ K2＝5.6×10－11‎ ‎3.0×10－8‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)同浓度的CH3COO－、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，写出反应的离子方程式：_______________。‎ ‎(4)常温下0.1 mol·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”)。‎ ‎①_______；②________；‎ ‎③_______；④_______。‎ ‎(5)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是______________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案：(1)CH3COOH＞H2CO3＞HClO ‎(2)CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－‎ ‎(3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO ‎(4)①变小　②不变　③变大　④不变 ‎(5)大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大 ‎[题点全练——过高考]‎ 题点一　电离常数的计算 ‎1．(2016·浙江高考)苯甲酸钠(COONa，缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－。已知25 ℃时，HA的Ka＝6.25×10－5，H2CO3的Ka1＝4.17×10－7，Ka2＝4.90×10－11。在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。下列说法正确的是(温度为25 ℃，不考虑饮料中其他成分)(　　)‎ A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低 B．提高CO2充气压力，饮料中c(A－)不变 C．当pH为5.0时，饮料中＝0.16‎ D．碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为c(H＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(OH－)－c(HA)‎ 解析：选C　充入CO2的碳酸饮料中H＋浓度大，易形成抑菌能力强的HA，故碳酸饮料抑菌能力强，A项错误；提高CO2的充气压力，能够增大CO2的溶解度，溶液中H＋浓度增大，与A－结合生成难电离的HA，饮料中c(A－‎ ‎)减小，B项错误；根据电离平衡常数的关系式可得＝6.25×10－5，整理得＝＝0.16，C项正确；根据电荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋2c(CO)＋c(OH－)＋c(HCO)，根据物料守恒得c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)，将c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)代入电荷守恒关系式可得c(H＋)＋c(HA)＝2c(CO)＋c(OH－)＋c(HCO)，D项错误。‎ ‎2．电离常数是用实验的方法测定出来的。现已经测得 25 ℃ 时c mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)＝a mol·L－1，试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数K＝____________。‎ 解析：电离平衡常数K＝＝。‎ 答案： ‎3．常温下，将a mol·L－1CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝______________。‎ 解析：由电荷守恒和物料守恒可得 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)‎ CH3COOH　　CH3COO－　　＋　　H＋‎ mol·L－1　mol·L－1 　10－7 mol·L－1‎ Ka＝＝。‎ 答案： 题点二　电离平衡常数的影响因素及应用 ‎4．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)‎ 酸 HX HY HZ 电离常数K ‎9×10－7‎ ‎9×10－6‎ ‎1×10－2‎ A.三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX　‎ 解析：选B　根据表中电离常数大小关系可得酸的强弱关系为HZ＞HY＞HX，可知A、C不正确，B正确；电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。‎ ‎5．将浓度为 0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)‎ A．c(H＋)　　B．Ka(HF)　　C.　　D. 解析：选D　A项，在0.1 mol·L－1 HF 溶液中存在如下电离平衡：HFH＋＋F－，加水稀释，平衡向右移动，但c(H＋)减小；B项， 电离常数与浓度无关，其数值在稀释过程中不变；C项，加水后，平衡右移，但c(F－)、c(H＋)都减小，由于溶液中存在电荷守恒，则c(F－)＋c(OH－)＝c(H＋)，则＝＝1－，由于c(H＋)减小，c(OH－)增大，故减小；D项，变形后得，稀释过程中c(F－)逐渐减小，故其比值始终保持增大。‎ ‎[知能深化——扫盲点]‎ ‎1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 以盐酸、醋酸为例：‎ ‎(1)加入足量的Zn，V(H2)与时间的变化曲线，见图1‎ 开始阶段单位时间内，盐酸产生的H2多，反应停止时，产生的H2的量一样多。‎ ‎(2)加水稀释，pH变化的曲线，见图2‎ 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pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 以盐酸、醋酸为例：‎ ‎(1)加入足量的Zn，V(H2)与时间的变化曲线，见图3‎ 反应过程中单位时间内，醋酸产生的H2多，反应停止时，醋酸产生的H2多。‎ ‎(2)加水稀释，pH变化的曲线，见图4‎ 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。‎ ‎[题后归纳]‎ 一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较 浓度均为0.01‎ ‎ mol·L－1‎ pH均为2‎ pH或物质的量浓度 ‎2＝pHHAHB HA＝HB 体积相同时与过量的碱反应 消耗碱的量 HA＝HB HAc(B－)‎ c(A－)＝c(B－)‎ 分别加入固体NaA、NaB后pH变化 HA：不变 HB：变大 HA：不变 HB：变大 加水稀释10倍后 ‎3＝pHHApHHB>2‎ 溶液的导电性 HA>HB HA＝HB 水的电离程度 HAa>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b(或c>a＝2b)‎ ‎(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b 题点二　强弱电解质的相关图像 ‎3．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)‎ 解析：选C　强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸会继续电离出H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。‎ ‎4．一元弱酸HA溶液中存在下列电离平衡：HAH＋＋A－。将1.0 mol HA分子加入水中配成1.0 L溶液，如图表示溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间变化的曲线正确的是(　　)‎ 解析：选C　刚加入时HA浓度最大，后逐渐减小，故D错误；达到电离平衡时，HA与A－的物质的量浓度之和等于1.0 mol·L－1，故A、B错误。‎ 题点三　弱电解质的判断 ‎5.(2018·郑州一中模拟)pH＝12的X、Y两种碱溶液各10 mL，分别稀释至1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　)‎ A．若10＜a＜12，则X、Y都是弱碱 B．X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等 C．完全中和pH相同的X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：V(X)＞V(Y)‎ D．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 解析：选A　若X为强碱，则10 mL pH＝12的X溶液稀释至1 000 mL，pH应该为10，故若10＜a ‎＜12，则X、Y均为弱碱，A项正确；两种碱稀释相同倍数，pH变化不同，说明两种碱的强弱不同，则pH相同时，二者的物质的量浓度一定不同，B项错误；当pH相同时，c(X)＜c(Y)，所以完全中和这两种碱时，消耗相同浓度的盐酸的体积：V(X)＜V(Y)，C项错误；由图像数据可知，稀释后Y溶液的pH比X溶液的pH大，故Y溶液的碱性强，D项错误。‎ ‎6．(2018·广州模拟)下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是(　　)‎ ‎①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色　②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗　③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2中和碱的能力强　④0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2　⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体　⑥c(H＋)＝0.1 mol·L－1的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH<4‎ A．①⑤　　　B．②⑤　　　C．③⑥　　　D．③④‎ 解析：选B　NO水解，生成弱电解质HNO2和OH－，使酚酞试液显红色，①能证明；HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，只能说明溶液中离子的浓度小，并不能说明HNO2部分电离，②不能证明；等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中，HNO2中和碱能力强，0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2，都能说明HNO2部分电离，③④能证明；HNO2与CaCO3反应放出CO2气体，说明HNO2的酸性比H2CO3强，但并不一定是弱电解质，⑤不能证明；HNO2若是强酸，⑥中pH应等于4，故⑥能证明。‎ ‎7．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则(　　)‎ A．x为弱酸，Vx＜Vy B．x为强酸，Vx＞Vy C．y为弱酸，Vx＜Vy D．y为强酸，Vx＞Vy 解析：选C　由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy＜1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7时消耗NaOH溶液的体积y比x大。‎ ‎8．为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。‎ ‎(1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是________，理由是____________________________________。‎ ‎(2)乙将pH＝3的醋酸和盐酸，各取1 mL，用蒸馏水稀释到100‎ ‎ mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是_________________。‎ ‎(3)丙分别取pH＝3的盐酸和pH＝3的醋酸各10 mL，然后分别加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？________(填“正确”或“不正确”)。并说明理由：_____________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞试液，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案：(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全电离 ‎(2)盐酸的pH＝5，醋酸的pH<5　(3)正确　由于醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，c(H＋)变化小，产生H2的速率比盐酸快　(4)配制等浓度的CH3COONa、NaCl溶液，分别滴入酚酞试液，CH3COONa溶液变浅红色，NaCl溶液不变色 ‎[规律方法]‎ ‎1．假设法进行有关量的大小比较 在做有关强酸、弱酸、强碱、弱碱的题目时，可以先假设所给物质全部是强电解质，再在此基础上结合电离平衡移动原理进行分析。如pH＝3的盐酸、醋酸，分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，溶液的pH均为4，然后再根据弱酸的电离平衡及浓度进行分析。‎ ‎2．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，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。‎ 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。‎ 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。‎ 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ ‎[课堂真题集训——明考向]‎ ‎1．(2016·全国卷Ⅲ)下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)‎ A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小 B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1‎ D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变 解析：选D　A项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝，则＝，加水稀释，Ka不变，c(CH3COO－)减小，故比值变大，错误；B项，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，Kh＝，升高温度，水解平衡正向移动，Kh增大，则减小，错误；C项，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)，错误；D项，向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于＝＝，Ksp仅与温度有关，故不变，正确。‎ ‎2.(2016·北京高考)在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。‎ 下列分析不正确的是(　　)‎ A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线 B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－‎ C．c点，两溶液中含有相同量的OH－‎ D．a、d两点对应的溶液均显中性 解析：选C　Ba(OH)2与H2SO4、NaHSO4溶液反应的化学方程式分别为Ba(OH)2＋H2SO4===BaSO4↓＋2H2O，Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋H2O＋NaOH。从反应方程式可看出，滴加NaHSO4溶液的导电能力下降得慢 ，故①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线，②代表滴加NaHSO4溶液的变化曲线，A项正确；从图像可看出，b点为Ba(OH)2恰好完全反应的点，生成了大量的NaOH，B项正确；在c点，对于曲线①，H2SO4过量，溶液显酸性，而曲线②滴入NaHSO4溶液，生成的NaOH没有全部反应，溶液显碱性，故c点两溶液中OH－的量不同，C项错误；a点是Ba(OH)2与H2SO4恰好反应的点，d点是NaOH与NaHSO4恰好反应的点，故溶液都呈中性，D项正确。‎ ‎3．(2015·全国卷Ⅰ)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．(2015·海南高考)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(　　)‎ 解析：选B　A．这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOHc(I－)，故不正确。‎ ‎6．(2015·福建高考节选)25 ℃，两种酸的电离平衡常数如下表。‎ Ka1‎ Ka2‎ H2SO3‎ ‎1.3×10－2‎ ‎6.3×10－8‎ H2CO3‎ ‎4.2×10－7‎ ‎5.6×10－11‎ ‎(1)HSO的电离平衡常数表达式K＝_____________________________________。‎ ‎(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为 ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)电离平衡常数等于电离出的离子平衡浓度的系数次幂的乘积与弱电解质的平衡浓度的比值。(2)根据电离平衡常数的大小可判断H2SO3的酸性强于碳酸，故反应可放出CO2气体，H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O。‎ 答案：(1) ‎(2)H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O ‎7．(2015·海南高考)氨是合成硝酸、铵盐和氮肥的基本原料，回答下列问题：‎ 氨的水溶液显弱碱性，其原因为________________(用离子方程式表示)，0.1 mol·L－1的氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明矾，溶液中NH的浓度________(填“增大”或“减小”)。解析：氨水中的NH3·H2O部分电离产生NH和OH－，使溶液显碱性；若加入NH4Cl，则NH浓度增大，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，OH－浓度减小，pH降低。‎ 答案：NH3·H2ONH＋OH－　降低　增大 ‎[课下能力测评——查缺漏]‎ ‎1．(2018·江西名校联考)下列电离方程式正确的是(　　)‎ A．NaHSO4溶于水：NaHSO4Na＋＋H＋＋SO B．次氯酸电离：HClO===ClO－＋H＋‎ C．HF溶于水：HF＋H2OH3O＋＋F－‎ D．NH4Cl溶于水：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋‎ 解析：选C　NaHSO4是强电解质，溶于水后能完全电离，电离方程式应使用“===”，A错误；HClO是弱酸，电离方程式应使用“”，B错误；NH4Cl溶于水的电离方程式是NH4Cl===NH＋Cl－，D错误。‎ ‎2．下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是(　　)‎ A．等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多 B．pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等体积混合，溶液呈酸性 C．CH3COONa和稀H3PO4反应，生成CH3COOH D．10 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应 解析：选D　A项说明CH3COOH还可电离出H＋，可以证明；B项说明CH3COOH有剩余，即CH3COOH没有完全电离，可以证明；C项说明CH3COOH的酸性比H3PO4弱，而H3PO4为中强酸，则CH3COOH为弱酸，可以证明；D项只能说明一元酸碱恰好反应，不能说明CH3COOH是弱酸。‎ ‎3．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－，若向H2S溶液中(　　)‎ A．加水，平衡向右移动，溶液中H＋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 解析：选C　向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比H2S强，因此溶液pH减小，B错误；滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的HCl为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C正确；加入少量CuSO4，发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。‎ ‎4．(2018·武汉市高三调研)浓度均为0.1 mol·L－1、体积均为V0的HX、HY溶液，分别加水稀释至体积V，pH随 lg的变化关系如图所示。下列叙述正确的是(　　)‎ A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B．常温下，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b C．相同温度下，电离常数K(HX)：a＞b D．lg ＝3，若同时微热两种溶液(不考虑HX、HY和H2O的挥发)，则减小 解析：选B　A项，由图像可知当lg＝0，即V＝V0时，0.1 mol·L－1的HX溶液和HY溶液的pH分别为2到3之间和1，所以HX是弱酸、HY是强酸，错误；B项，酸抑制水的电离，所以酸性越弱、水的电离程度越大，即pH越大，水电离出的c(H＋)·c(OH－)越大，由已知图像可知，由水电离出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b，正确；C项，温度相同，则电离常数相同，错误；D项，微热促进HX的电离，所以增大，错误。‎ ‎5．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．此酸的电离平衡常数约为1×10－7‎ D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 解析：选B　根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1 mol·L－1×0.1%＝10－4 mol·L－1，pH＝4，A正确；升高温度，HA在水中的电离平衡向电离的方向移动，c(H＋)增大，pH减小，B错误；平衡常数K＝＝≈1×10－7 ，C正确；c(H＋)酸电离＝10－4 mol·L－1，所以c(H＋)水电离＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍，D正确。‎ ‎6．(2018·牡丹江模拟)已知：Ka(HClO)＝3×10－8, Ka1(H2CO3)＝4.3×10－7, Ka2(H2CO3)＝5.6×10－11。反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO浓度增大，可加入(　　)‎ A．NaOH固体　　　　　　B．HCl C．CaCO3固体 D．H2O 解析：选C　A项，NaOH和HCl、HClO都反应，不能使HClO浓度增加，错误；B项，加入HCl，溶液H＋浓度增大，平衡向逆反应方向移动，HClO浓度减小，错误；C项，加入碳酸钙固体，HCl与碳酸钙反应，而HClO不反应，溶液中H＋‎ 浓度减小，平衡向正反应方向移动，HClO浓度增加，正确；D项，加入水，溶液体积增大，虽然平衡向正反应方向移动，但溶液浓度反而降低，错误。‎ ‎7．(2018·西安模拟)在0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。下列叙述中正确的是(　　)‎ A．加入少量浓盐酸，盐酸与NH3反应生成NH4Cl，使NH3浓度减小，NH浓度增大，平衡逆向移动 B．加入少量NaOH固体，OH－与NH结合生成NH3·H2O，使NH浓度减小，平衡正向移动 C．加入少量0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，电离平衡常数不变，溶液中c(OH－)减小 D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大 解析：选C　A选项，加入少量浓盐酸，首先发生H＋＋OH－===H2O，使OH－浓度降低，平衡正向移动，错误；B选项，加入少量NaOH固体，使OH－浓度升高，平衡逆向移动，错误；C选项，加入少量NH4Cl溶液，使NH浓度升高，平衡逆向移动，溶液中c(OH－)减小，正确；D选项，Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，溶液pH减小，错误。‎ ‎8．(2018·日照模拟)常温下，向10 mL b mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.01 mol·L－1的NaOH溶液，充分反应后，溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，下列说法不正确的是(　　)‎ A．b>0.01‎ B．混合后溶液呈中性 C．CH3COOH的电离常数Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度逐渐减小 解析：选D　反应后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)得c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，说明醋酸过量，b>0.01，A、B正确；pH＝7，c(H＋)＝10－7mol·L－1，Ka＝＝＝，C正确；在向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度先变大后逐渐减小，因为酸、碱抑制水的电离，D错误。‎ ‎9．下列说法正确的是(　　)‎ A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度 B．25 ℃时，0.1 mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力强 C．氯化铵、次氯酸都属于强电解质 D．CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小 解析：选D　醋酸属于弱酸，加入少量CH3COONa，CH3COO－浓度增大，抑制了醋酸的电离，A错误；H2S属于弱酸，部分电离，Na2S属于强电解质，H2S溶液比等浓度的Na2S溶液中离子浓度小，导电能力弱，B错误；HClO是弱酸，属于弱电解质，C错误；醋酸加水稀释的过程中，c(H＋)减小，但电离常数不变，由K电离＝得＝，故将减小，D正确。‎ ‎10．(2018·九江模拟)常温下pH＝1的乙酸溶液和pH＝13的NaOH溶液，下列有关叙述中正确的是(　　)‎ A．乙酸溶液中水的电离程度比NaOH溶液中的小 B．乙酸溶液中c(CH3COOH)大于NaOH溶液中c(Na＋)‎ C．若两溶液混合后pH＝7，则有：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)‎ D．分别稀释10倍，两溶液的pH之和大于14‎ 解析：选B　A项，c(H＋)＝c(OH－)＝0.1 mol·L－1，两溶液中水的电离程度相同，错误；C项，若pH＝7，则c(H＋)＝c(OH－)可知c(Na＋)＝c(CH3COO－)，错误；D项，稀释10倍，乙酸溶液pH＜2，NaOH溶液pH＝12，故二者pH之和小于14，错误。‎ ‎11．某小组以醋酸为例探究弱酸的性质。‎ ‎(1)实验一：探究酸的强弱对酸与镁条反应速率的影响。‎ ‎①设计实验方案如下表，表中c＝________mol·L－1。‎ 编号 酸的种类 酸的浓度/(mol·L－1)‎ 酸的体积/mL 镁条质量/g ‎1‎ 醋酸 ‎1.0‎ ‎10‎ ‎2.0‎ ‎2‎ 盐酸 c ‎10‎ ‎2.0‎ ‎ ②实验步骤：‎ a．检查装置(如图1)的气密性后，添加药品；‎ b．反应开始后，___________________________________________________；‎ c．将所记录的数据转化为曲线图(如图2)。‎ ‎③写出0～5 min醋酸、盐酸与镁条反应的反应速率变化规律：_________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)实验二：现有一瓶醋酸溶液，常温下测定其中醋酸的电离程度(已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比)。设计实验方案，将待测物理量和对应的测定方法填写在下表中。‎ 待测物理量 测定方法 ‎①________‎ 量取25.00 mL醋酸溶液于锥形瓶中，滴加指示剂，将0.100 0 mol·L－1 NaOH标准溶液装入________，滴定至终点，记录数据。重复滴定2次。‎ ‎②________‎ 解析：(1)①要探究酸的强弱对酸与镁条反应速率的影响，则两种酸的浓度应该是相等的，即表中c＝1.0 mol·L－1。②b.根据图像中数据可知，纵坐标需要H2的体积，因此反应开始后，每隔1 min记录一次生成H2的体积。③根据图像可知0～5 min醋酸反应的曲线几乎是直线，这说明醋酸与镁条反应的速率随时间变化不明显；而盐酸与镁条反应开始阶段曲线斜率较大，这说明反应速率很快，但一段时间后反应速率明显减小。(2)要测定醋酸的电离程度(已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比)，则需要测定醋酸的浓度和溶液的pH值。‎ 答案：(1)①1.0　②每隔1 min记录一次生成H2的体积 ‎③醋酸与镁条反应的反应速率随时间变化不明显；盐酸与镁条反应开始阶段反应速率很快，一段时间后反应速率明显减小 ‎(2)‎ 待测物理量 测定方法 ‎①醋酸溶液的物质的量浓度 碱式滴定管 ‎②H＋的物质的量浓度 取适量醋酸溶液于烧杯中，用pH计测定溶液pH ‎12.常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。‎ 温度/℃‎ c(NH3·H2O) /(mol·L－1)‎ 电离常数 电离度/%‎ c(OH－) /(mol·L－1)‎ ‎0‎ ‎16.56‎ ‎1.37×10－5‎ ‎9.098‎ ‎1.507×10－2‎ ‎10‎ ‎15.16‎ ‎1.57×10－5‎ ‎10.18‎ ‎1.543×10－2‎ ‎20‎ ‎13.63‎ ‎1.71×10－5‎ ‎11.2‎ ‎1.527×10－2‎ 提示：电离度＝×100%‎ ‎(1)温度升高，NH3·H2O的电离平衡向________(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是________(填字母，下同)。‎ A．电离常数　　　　　　　　B．电离度 C．c(OH－) D．c(NH3·H2O)‎ ‎(2)表中c(OH－)基本不变的原因是__________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是________。‎ A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小 C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小 ‎(4)将氨水与盐酸等浓度等体积混合，下列做法能使c(NH)与c(Cl－)比值变大的是________。‎ A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢 C．降低溶液温度 D．加入少量固体氢氧化钠 解析：(1)根据表中电离常数随温度的变化可以判断，NH3·H2O 的电离吸收热量，升高温度，NH3·H2O的电离平衡向右移动。(3)对于平衡NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固体，平衡左移，pH减小，电离度减小，c(OH－)减小，c(NH)增大，A、D错误。(4)氨水与盐酸等浓度等体积混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入固体NH4Cl，NH水解程度减小，增大，A正确；降温，NH水解程度减小，增大，C项正确；B项，通入HCl，c(Cl－)增大的较c(NH)多，减小；D项，加入NaOH固体，c(NH)减小，减小。‎ 答案：(1)右　A ‎(2)氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变 ‎(3)AD　(4)AC ‎13．为了证明一水合氨是弱电解质，甲、乙、丙、丁四位同学利用下面的试剂进行实验：0.10 mol·L－1氨水、NH4Cl晶体、醋酸铵晶体、酚酞试剂、pH试纸、蒸馏水。‎ ‎(1)甲用pH试纸测出0.10 mol·L－1氨水的pH为10，据此他认定一水合氨是弱电解质，你认为这一结论________(填“正确”“不正确”或“无法确定”)，并说明理由：________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)乙取出10 mL 0.10 mol·L－1氨水，用pH试纸测出其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测出其pH为b，他认为只要a、b满足如下关系____________(用等式或不等式表示)就可以确认一水合氨是弱电解质。‎ ‎(3)丙取出10 mL 0.10 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞试液，显粉红色，再加入CH3COONH4晶体少量，颜色变浅；你认为这一方法能否证明一水合氨是弱电解质，________(填“能”或“否”)。‎ ‎(4)丁同学的方案最可能是(答出实验操作方法、现象与结论)____________________。‎ 解析：(1)0.10 mol·L－1的一元强碱溶液的pH＝13，而弱碱溶液的pH因其不能完全电离而小于13，故甲的判断是正确的。(2)0.10 mol·L－1的强碱溶液稀释到原体积100倍后，其pH会减小2，弱碱则因稀释会促进原来没有电离的碱分子又电离出一部分OH－而导致pH减小值小于2。(3)因少量晶体的加入对溶液体积的影响可以忽略不计，故溶液颜色变浅只能是由于平衡移动使溶液中OH－浓度减小导致的，故以此现象可以判断一水合氨是弱电解质。(4)由于所给试剂中还有NH4Cl晶体没有用到，故丁同学的方案最可能是测量NH4Cl溶液的pH。‎ 答案：(1)正确　常温下，0.10 mol·L－1 NaOH溶液的pH为13，而0.10 mol·L－1氨水的pH为10，NH3·H2O 未完全电离　(2)a－b<2　(3)能　(4)测量NH4Cl溶液的pH，其 pH<7，证明一水合氨是弱电解质 ‎14．(2018·荆州模拟)常温下，有0.1 mol·L－1的以下几种溶液：①H2SO4溶液，②NaHSO4溶液，③CH3COOH溶液，④HCl溶液，⑤HCN溶液，⑥NH3·H2O，其中几种溶液的电离度(即已经电离的占原来总的百分数)如下表所示(已知H2SO4的第一步电离是完全的)，回答下面问题：‎ ‎①H2SO4溶液HSO ‎②NaHSO4溶液HSO ‎③CH3COOH ‎④HCl溶液 ‎10%‎ ‎29%‎ ‎1.33%‎ ‎100%‎ ‎(1)常温下，pH相同的表格中的几种溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是(填序号，下同)________________________________________________________________________。‎ ‎(2)常温下，将足量的锌粉投入等体积pH＝1的表格中的几种溶液中，产生H2的体积(同温同压下)由大到小的顺序是__________________。‎ ‎(3)在25 ℃时，若用已知浓度的NaOH滴定未知浓度的CH3COOH，应选用________作指示剂，若终点时溶液pH＝a，则由水电离出的c(H＋)为____________。‎ ‎(4)在25 ℃时，将b mol·L－1的KCN溶液与0.01 mol·L－1 的盐酸等体积混合，反应达到平衡时，测得溶液pH＝7，则KCN溶液的物质的量浓度________0.01 mol·L－1(填“＞”“＜”或“＝”)；用含b的代数式表示HCN的电离常数Ka＝____________。‎ 解析：(1)电离度越大，pH相同时浓度越小，故浓度由大到小为③②④①。(2)pH＝1的溶液中浓度大小为③＞②＞④＞①，但①为二元酸，故产生H2的体积大小为③＞②＞①＞④。(3)恰好中和时为CH3COONa溶液，溶液呈碱性，应用酚酞作指示剂。终点时CH3COO－的水解促进水的电离，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝＝10a－14 mol·L－1。(4)当c(KCN)＝0.01 mol·L－1时，溶液成分为HCN和KCl，呈酸性。所以当呈中性时c(KCN)＞0.01 mol·L－1。‎ 溶液中电荷守恒：c(K＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(CN－)＋c(OH－)，溶液呈中性可得出c(K＋)＝c(Cl－)＋c(CN－)，‎ c(CN－)＝mol·L－1，‎ Ka＝＝ ‎＝＝(b－0.01)×10－5。‎ 答案：(1)③＞②＞④＞①　(2)③＞②＞①＞④‎ ‎(3)酚酞　10a－14 mol·L－1　(4)＞　(b－0.01)×10－5‎