2021届高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第24讲弱电解质的电离平衡教学案新人教版
第八章 水溶液中的离子平衡
[考纲解读] 1.了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解电解质在水溶液中的电离，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。4.了解水的电离、离子积常数。5.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。7.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积(Ksp)的含义，能进行相关的计算。
第24讲 弱电解质的电离平衡
1.强、弱电解质
(1)定义与物质类别
(2)与化合物类别的关系
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。
(3)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：
CH3COOHCH3COO－＋H＋。
b．多元弱酸，分步分离，电离方程式只写第一步，如
H2CO3：H2CO3H＋＋HCO。
c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：
Fe(OH)3Fe3＋＋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：如NaHCO3：
NaHCO3===Na＋＋HCO。
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2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
(2)电离平衡的特征
(3)外界条件对电离平衡的影响
①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，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，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。
3．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
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。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2
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……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
(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
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，溶液中已经电离的分子数占原来总分子数的百分数。
(2)表达式：α＝×100%
＝×100%＝×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。
1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。
(1)稀释氨水时，电离平衡正向移动，c(NH3·H2O)减小，c(NH)增大。(×)
错因：稀释氨水时溶液体积增大，c(NH3·H2O)、c(NH)均减小。
(2)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。(×)
错因：0.1 mol·L－1的BOH的pH＝10，说明其c(OH－)＝10－4 mol·L－1，仅极少部分电离，其电离方程式用“”。
(3)0.1 mol·L－1的CH3COOH与0.01 mol·L－1的CH3COOH中，c(H＋)之比为10∶1。(×)
错因：加水稀释，电离程度增大，所以0.1_mol·L－1的CH3COOH与0.01_mol·L－1的CH3COOH中c(H＋)之比小于10∶1。
(4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(×)
错因：H2CO3为二元弱酸，分步电离，其中Ka1＝，Ka2＝。
(5)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(×)
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错因：K仅与温度有关。
(6)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：酸溶液中的c(H＋)除与K值大小有关外，还与酸的浓度有关。
2．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是( )
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
答案 C
解析 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不合题意；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不合题意；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，③符合题意；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不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，⑥不合题意。
3．教材改编题
(据人教选修四P44T4)已知25 ℃下，醋酸的电离平衡常数
K＝＝1.69×10－5
试回答下述问题：
(1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述数值将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)若醋酸的起始浓度为0.0010 mol/L，平衡时c(H＋)是____________[提示：醋酸的电离常数很小，平衡时的c(CH3COOH)可近似视为仍等于0.0010 mol/L]。
答案 (1)不变 (2)1.3×10－4 mol/L
解析 (1)K仅与温度有关，温度不变，K不变。
(2)把已知数值代入平衡常数：＝1.69×10－5，由于平衡时c(CH3COOH)≈0.0010 mol/L，c(H＋)＝c(CH3COO－)，因此c(H＋)＝
＝1.3×10－4 mol/L。
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
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[解析] A项，CH3COOH为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1 L 0.5 mol·L－1CH3COOH溶液中含有的H＋数小于0.05NA，错误；B项，CH3COOH溶液中存在电离平衡，CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，导电能力减弱，错误；C项，加水稀释时，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，＝＝，故比值变大，错误；D项，稀释时，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，＝＝，故比值减小，正确。
[答案] D
影响弱电解质电离平衡的因素
1．内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。
2．外界条件对弱电解质电离平衡的影响
以0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液为例：
CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
c(CH3COO－)
c(CH3COOH)
电离程度(α)
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减小
减小
增大
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增大
增大
减小
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
减小
增大
减小
不变
加入NaOH(s)
向右
减小
减小
增大
减小
增大
不变
加入CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增大
增大
减小
不变
升高温度
向右
增大
增大
增大
减小
增大
增大
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加入镁粉
向右
减小
减小
增大
减小
增大
不变
1．饱和氨水中存在化学平衡和电离平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。下列有关说法正确的是( )
A．常温下饱和氨水的pH<7
B．向氨水中滴加过量硫酸，上述平衡均正向移动，pH增大
C．电离是吸热过程，升高温度，上述平衡均正向移动
D．向氨水中加入少量NaOH固体，上述平衡均逆向移动，有NH3放出
答案 D
解析 升温会使NH3逸出，NH3＋H2ONH3·H2O平衡向逆反应方向移动，C错误。
2．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示。下列说法不正确的是( )
A．在O点时，醋酸不导电
B．a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小
C．b点时，醋酸电离程度最大
D．可通过微热的方法使c点溶液中c(CH3COO－)增大
答案 C
解析 A项，在O点时没有水，醋酸没有电离，不导电，正确；B项，导电能力为b>c>a，a、b、c三点，a点时醋酸溶液中H＋浓度最小，正确；C项，加水促进醋酸电离，b点时醋酸电离程度不是最大，错误；D项，加热向电离方向移动，正确。
考点二 强、弱电解质的比较
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[解析] ①常温下NaNO2溶液pH大于7，说明亚硝酸钠是强碱弱酸盐，则HNO2是弱电解质，故①正确；②溶液的导电性与离子浓度及离子所带电荷数有关，用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，不能证明HNO2为弱电解质，故②错误；③HNO2与NaCl不能发生反应，只能说明不符合复分解反应发生的条件，但不能说明HNO2是弱电解质，故③错误；④常温下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1，说明HNO2不完全电离，即说明HNO2为弱电解质，故④正确；⑤较强酸可以制取较弱酸，NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2，说明HNO2的酸性弱于H3PO4，则HNO2为弱电解质，故⑤正确；⑥常温下将pH＝1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，溶液pH约为2.8，说明HNO2是弱电解质，故⑥正确。
[答案] C
1．判断强、弱电解质的方法
(1)电解质是否完全电离
在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸，如：若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸。
(2)是否存在电离平衡
强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。
①一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化：
将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH＜5，则为弱酸。
②升高温度后pH的变化：若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
2．常温下，一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图像
等pH的一元强碱a和一元弱碱b
等pH的一元强酸a和一元弱酸b
等浓度的一元强碱a和一元弱碱b
等浓度的一元强酸a和一元弱酸b
变化图像
图像特点
稀释相同倍数时，强酸、强碱pH变化程度大；无限稀释都只能无限趋近于7，但酸要小于7，碱要大于7
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3．一元强酸与一元弱酸的比较
相同体积，相同浓度的强酸HA与弱酸HB
相同体积，相同pH的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
pHHA
HB
HA＝HB
与过量的碱反应时消耗碱的量
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
加水稀释相同倍数后
pHHApHHB
溶液的导电性
HA>HB
HA＝HB
水的电离程度
HAa＝b
解析 HCl===H＋＋Cl－；H2SO4===2H＋＋SO；CH3COOHH＋＋CH3COO－。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，因随着NaOH溶液的加入，CH3
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COOH电离平衡右移，提供的H＋和盐酸相同，中和NaOH的能力盐酸和醋酸相同，而H2SO4提供的H＋是它们的2倍，故b>a＝c。
(3)c(H＋)相同时，因醋酸为弱酸，电离程度小，醋酸溶液浓度最大，H2SO4浓度为盐酸的一半，故c>a>b(或c>a＝2b)。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，因HCl、H2SO4为强电解质，在溶液中完全电离，所以H＋总的物质的量相同，故产生H2的体积相同。CH3COOH为弱电解质，最终能提供的H＋最多，生成的H2最多，故c>a＝b。
考点三 电离平衡常数及其应用
[解析] 混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈ mol·L－1，根据电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝ mol·L－1，则Ka＝＝，A正确。
[答案] A
1．电离平衡常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，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，但电离平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如：0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，酸溶液加水稀释，c(H＋)减小，K值不变，则增大。
2．电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)
(1)已知c始(HX)和c(H＋)，求电离常数(水的电离忽略不计)
HX H＋ ＋ X－
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起始/
(mol·L－1): c始(HX) 0 0
平衡/
(mol·L－1): c始(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：Ka＝＝。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可作近似处理：c始(HX)－c(H＋)≈c始(HX)，则Ka＝。
(2)已知c始(HX)和电离常数，求c(H＋)
根据上面的推导有Ka＝≈
则：c(H＋)＝。
5．(2019·大连质检)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)1，证明HX是弱酸
B．室温下，将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合，若混合溶液pH<7，证明HX是弱酸
C．相同浓度的HX溶液与盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，HX产生H2的起始速率小，证明HX为弱酸
D．在相同条件下，对0.1 mol·L－1的盐酸和0.1 mol·L－1的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸
答案 B
解析 等物质的量的HCl与NaX混合后，无论HX是强酸还是弱酸，上述混合液都是呈酸性，B错误；浓度相同的HX与盐酸，若HX是弱酸，c(H＋)小于盐酸中的c(H＋)，开始生成H2的起始速率小，C正确。
6．25 ℃时，向0.2 mol·L－1的氨水中加水稀释，则图中的y轴可以表示( )
①电离程度 ②c(NH3·H2O) ③c(NH) ④c(H＋) ⑤溶液的导电能力 ⑥pH ⑦ ⑧c(H＋)·c(OH－)
A．①②③⑤ B．②③⑤⑥
C．②③⑥⑦ D．①②⑤⑥
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答案 B
解析 加水稀释，NH3·H2O的电离程度增大，①错误；加水稀释虽然促进了NH3·H2O的电离，但由于溶液体积增大得更多，故c(NH3·H2O)、c(NH)、c(OH－)均减小，c(H＋)增大，②、③正确，④错误；溶液中离子浓度减小，导电性减弱，⑤正确；c(OH－)减小，pH减小，⑥正确；NH3·H2O的电离常数Kb＝，只与温度有关，温度不变，Kb不变，⑦错误；c(H＋)·c(OH－)＝Kw，只受温度影响，温度不变，c(H＋)·c(OH－)保持不变，⑧错误；综上分析，B正确。
7．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
1.6×10－5
6.3×10－9
1.6×10－9
4.2×10－10
从以上表格判断以下说法不正确的是( )
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸
C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO42H＋＋SO
D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四种酸的强弱
答案 C
解析 由电离常数知，在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离，高氯酸的Ka最大，是这四种酸中最强的酸，A、B正确；硫酸在冰醋酸中电离受到抑制，分步电离，并非完全电离，并且是可逆的，C错误；在水中，四种酸都是强酸，但在冰醋酸中电离程度不同，D正确。
8．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，VxVy
C．y为弱酸，VxVy
答案 C
解析 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。
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9.一定温度下，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：ca>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，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。
10．(2019·山东师大附中高三模拟)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)＞c(HClO)＞c(ClO－)
D．已知常温下反应Cl2(aq)＋Cl－(aq)Cl(aq)的K＝0.191，当pH增大时，K减小
答案 D
解析 根据图像，pH＝7.54时，c(HClO)＝c(ClO－)，由电离方程式HClOClO－＋H＋可知，Ka＝
＝c(H＋)＝10－7.54，则lg Ka＝－7.54，A正确；氯水中含有的Cl2、ClO－
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、HClO均具有氧化性，KI具有还原性，B正确；根据图像，pH＝1时氯水中各种含氯微粒的物质的量分数由多到少的顺序是：Cl－>Cl2>Cl>HClO>ClO－，由于溶液为同一溶液，溶液的体积相同，所以溶液中微粒的浓度大小关系为：c(Cl2)＞c(Cl)＞c(HClO)＞c(ClO－)，C正确；K只与温度有关，温度不变，pH增大时，K不变，D错误。
11．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( )
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，因为溶液被稀释，电导率有下降趋势。
12．25 ℃时，H2SO3及其钠盐的溶液中，H2SO3、HSO、SO的物质的量分数(α)随溶液pH变化关系如图所示，下列叙述错误的是( )
A．溶液的pH＝5时，硫元素的主要存在形式为HSO
B．当溶液恰好呈中性时：c(Na＋)>c(SO)＋c(HSO)
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C．向pH＝8的上述溶液中滴加少量澄清石灰水，的值增大
D．向pH＝3的上述溶液中滴加少量稀硫酸，α(HSO)减小
答案 C
解析 分析题给图像可知溶液的pH＝5时，硫元素的主要存在形式为HSO，A正确；根据电荷守恒知c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，当溶液恰好呈中性时c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)>c(SO)＋c(HSO)，B正确；向pH＝8的溶液中滴加少量澄清石灰水发生反应HSO＋OH－===SO＋ H2O，Ca2＋＋SO===CaSO3，参加反应的HSO比SO多，的值减小，C错误；向pH＝3的溶液中滴加少量稀硫酸发生反应H＋＋HSOH2SO3，α(HSO)减小，D正确。
二、非选择题(共28分)
13．(12分)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)常温下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是________(填字母，下同)。
A．c(H＋) B.
C．c(H＋)·c(OH－) D.
E.
若该溶液升高温度，上述5种表达式的数据增大的是________。
答案 (1)CH3COOH>H2CO3>HClO
(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－
(3)A ABCE
解析 (1)物质的电离平衡常数越大其酸性越强。
(2)电离平衡常数越小，同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋
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的能力越强，即结合H＋由强到弱的顺序为CO>ClO－>HCO>CH3COO－。
(3)醋酸溶液浓度越小，c(H＋)越小；电离平衡常数＝，稀释过程中c(CH3COO－)减小，增大；c(H＋)·c(OH－)不变；醋酸稀释时，c(H＋)减小，c(OH－)增大，增大；不变。升高温度，醋酸电离平衡右移，c(H＋)增大；升高温度，醋酸电离平衡右移增大；升高温度c(H＋)·c(OH－)增大；升高温度，c(H＋)增大，c(OH－)减小，减小；升高温度，K＝增大。
14．(16分)25 ℃时，0.1 mol·L－1 HA溶液中＝108,0.01 mol·L－1 BOH溶液pH＝12。请回答下列问题：
(1)0.1 mol·L－1 HA溶液pH＝________，HA的电离常数Ka为________，BOH是________(填“强电解质”或“弱电解质”)。
(2)在加水稀释HA的过程中，随着水量的增加而减小的是________(填字母)。
A. B.
C．c(H＋)与c(OH－)的乘积 D．c(OH－)
(3)在体积相等、pH相等的HA溶液与HCl溶液中加入足量Zn，HA溶液中产生的气体比HCl溶液中产生的气体________(填“多”“少”或“相等”)。
答案 (1)3 10－5 强电解质 (2)B (3)多
解析 (1)25 ℃时，0.1 mol·L－1的HA溶液中＝108，结合Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，可得c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，所以pH＝3。HA的电离常数Ka＝≈＝10－5。0.01 mol·L－1 BOH溶液pH＝12，c(OH－)＝1×10－2 mol·L－1，所以BOH是强电解质。
(2)稀释过程中，温度不变，Ka＝不变，c(A－)减小，所以增大，A项不符合题意；稀释过程中Ka＝不变，c(H＋)减小，增大，因此减小，B项符合题意；由于温度不变，故Kw ＝c(H＋)·c(OH－)不变，C项不符合题意；Kw＝c(H＋)·c(OH－)不变，c(H＋)减小，所以c(OH－)增大，D项不符合题意。
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(3)由(1)知HA是弱电解质，体积、pH均相等的HA与HCl溶液，HA溶液的物质的量浓度较大，所以HA溶液中产生的氢气较多。
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