2019届一轮复习人教版弱电解质的电离平衡学案
第八章 水溶液中的离子平衡
第31讲 弱电解质的电离平衡
考纲要求
考情分析
命题趋势
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。
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。
2017，全国卷Ⅰ，28T
预计2019年高考对本部分内容的考查仍将以外界条件对弱电解质电离平衡的影响为主，同时可能会考查电离平衡常数、水的离子积等。复习备考时，注意与溶液的酸碱性、盐类水解等知识结合理解。
2016，全国卷甲，28T
2016，全国卷乙，12T
2016，全国卷丙，13T
2016，天津卷，4T
分值：4～6分
考点一 弱电解质的电离平衡(见学用讲义P153)
1．强电解质和弱电解质(详见P25 第5讲离子反应考点一)
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。平衡建立过程如图所示。
(2)影响弱电解质电离平衡的因素
内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。
外因
(3)弱电解质的电离平衡移动规律遵循平衡移动原理。
以CH3COOH??H＋＋CH3COO－ ΔH＞0为例
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
―→
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
―→
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
增大
增大
增强
不变
加入NaOH(s)
―→
减小
减小
增强
不变
加入CH3COONa(s)
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
―→
减小
减小
增强
不变
升高温度
―→
增大
增大
增强
增大
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。
(1)BaSO4难溶于水，但它是强电解质，氨水是弱电解质。( × )
(2)氢硫酸溶液中H2S的电离方程式：H2S??H＋＋HS－、HS－??H＋＋S2－。( √ )
(3)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液与0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)之比为10：1。( × )
(4)由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。( × )
2．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c(H＋)/c(CH3COOH) 值增大，可以采取的措施是( C )
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
一 外界条件对电离平衡的影响
1．稀醋酸加水稀释时，溶液中不是所有的离子浓度都减小。
因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
2．电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
如对于CH3COOH??CH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
[例1](2018·浙江台州)室温下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是( B )
A．溶液中导电粒子的数目减少
B．溶液中不变
C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大
D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液的pH＝7
解析 醋酸属于弱酸，加水稀释有利于醋酸的电离，所以醋酸的电离程度增大，同时溶液中导电粒子的数目会增大，由于溶液体积变化更大，所以溶液的酸性会降低，即c(H＋)、c(CH3COO－)、c(CH3COOH)均会降低，A、C项错误；＝＝，其中Ka表示醋酸的电离平衡常数，由于水的离子积常数和醋酸的电离平衡常数均只与温度有关，B项正确；pH＝3的醋酸说明醋酸的浓度大于0.001 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液说明氢氧化钠溶液的浓度等于0.001mol·L－1，因此加入等体积的pH＝11的NaOH溶液时，醋酸会过量，因此溶液显酸性，D项错误。
二 一元强酸与一元弱酸的比较
浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHA
HB
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的变化
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
HA①>②__。
b．取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液的体积大小关系为__③>①＝②__。
c．若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为__①＝②>③__。
(2)若三种酸溶液中的c(H＋)相等。
a．三种酸的物质的量浓度大小关系为__②>①>③__。
b．取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液的体积大小关系为__②>①＝③__。
c．若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为__①＝③>②__。
[例1]浓度均为0.10 mol/L、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
[答题送检]来自阅卷名师报告
错误
致错原因
扣分
A
不能充分挖掘图像中的隐含信息，例如当lg＝0时，MOH、ROH
－6
的起始pH与其浓度间的关系，或者lg的值每增加1，二者pH的变化情况
[解析] 利用MOH与ROH的起始pH，再结合二者浓度可知MOH为强碱，ROH为弱碱，A项正确；加水促进弱电解质的电离，b点溶液是将a点溶液加水稀释10倍，故ROH的电离程度：b点大于a点，B项正确；当两溶液无限稀释时，两溶液的pH都接近中性，则二者c(OH－)相等，C项正确；当lg＝2时，结合二者碱性强弱可知，同时升高溶液温度，c(M＋)不变，c(R＋)增大，因此溶液中减小，D项错误。
[答案] D
1．H2S水溶液中存在电离平衡：H2S??H＋＋HS－和HS－??H＋＋S2－。若向H2S溶液中( C )
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，溶液的pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液的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 A项，加水，电离平衡虽向右移动，但因溶液体积变大，c(H＋)减小，错误；B项，通入少量SO2时，因发生反应：SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移动，溶液的pH增大，通入过量SO2时，最终溶液为饱和亚硫酸溶液，溶液的pH减小，错误；C项，加入新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，生成了强酸，酸性增强，pH减小，正确；D项，加入CuSO4固体后，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c(H＋)变大，错误。
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。
(1)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。( × )
(2)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弱。( √ )
(3)pH＝1的NaHSO4溶液：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－)。( √ )
(4)测0.1 mol·L－1氨水的pH为11：NH3·H2O??NH＋OH－。( √ )
2．(2016·江苏卷)下列说法正确的是( A )
A．氢氧燃料电池工作时，H2在负极上失去电子
B．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液加热后，溶液的pH减小
C．常温常压下，22.4 L Cl2中含有的分子数为6.02×1023个
D．室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强
解析 A项，氢氧燃料电池放电时，H2在负极上失去电子，正确；B项，加热会促进CO
水解，溶液的碱性增强，pH增大，错误；C项，常温常压下，22.4 L Cl2不是1 mol，错误；D项，稀释CH3COOH溶液时，CH3COO－和H＋的浓度减小，溶液的导电能力减弱，错误。
3(2017·全国卷Ⅰ节选)下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是( D )
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
解析 根据较强酸制备较弱酸原理，氢硫酸不与碳酸氢钠反应，亚硫酸与碳酸氢钠反应，说明亚硫酸、碳酸、氢硫酸的酸性依次减弱，A项正确；相同浓度，溶液的导电能力与离子总浓度有关，相同浓度下，氢硫酸溶液导电能力弱，说明氢硫酸的电离能力较弱，即电离出的氢离子数较少，B项正确；相同浓度下，亚硫酸的pH较小，故它的酸性较强，C项正确；酸性强弱与还原性无关，酸性强调酸电离出氢离子的难易，而还原性强调还原剂失电子的难易，D项错误。
考点二 电离平衡常数Ka(或Kb)及其应用(见学用讲义P155)
1．表达式
(1)对于一元弱酸HA
HA??H＋＋A－，平衡常数Ka＝ 。
(2)对于一元弱碱BOH
BOH??B＋＋OH－，平衡常数Kb＝ 。
2．特点
(1)电离平衡常数
(2)多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是__K1≫K2≫K3……__，所以多元弱酸的酸性决定于其__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__容易__电离，所对应的酸性或碱性相对越__强__。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。
(1)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。( × )
(2)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。 ( × )
(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)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。( × )
(5)电离平衡右移，电离常数一定增大。( × )
(6)(2016·全国卷乙改编)298 K时，20 mL 0.10 mol·L－1氨水的电离度为1.32%，则该氨水的pH＜12。( √ )
2．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因：__第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用__(从电离平衡的角度解释)。
一 电离平衡常数的常见应用
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：电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱性(或酸性)越强。
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。
[例1]已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
Ka
1.8×10－5
4.9×10－10
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
根据上述电离平衡常数分析，下列说法错误的是( B )
A．25 ℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为
pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)
B．2NaCN＋H2O＋CO2===2HCN＋Na2CO3
C．a mol/L HCN溶液与b mol/L NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na＋)＝c(CN－)，则a一定大于b
D．2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑
解析 根据电离平衡常数可知酸的强弱顺序是CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO，物质的量浓度相等时，酸性越弱，溶液的pH越大，所以等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(HCN)>pH(H2CO3)>pH(CH3COOH)，A项正确；HCN的酸性强于HCO，所以反应为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3，B项错误；a mol/L HCN溶液与b mol/L NaOH溶液等体积混合，所得溶液中c(Na＋)＝c(CN－)，根据电荷守恒得c(OH－)＝c(H＋)，溶液呈中性，则溶液中的溶质是氰化钠和HCN的混合物，所以a一定大于b，C项正确；CH3COOH的酸性强于H2CO3，所以可以发生反应：2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑，D项正确。
二 电离常数的计算(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离常数
HX ?? H＋ ＋ X－
起始c c(HX) 0 0
平衡c c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：K＝＝。
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＝，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。因弱酸c(H＋)很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。则c(H＋)＝，代入数值求解即可。
[例2](1)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(CH3COOH)＝ 。
(2)常温下，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝8.5，则HCOOH的电离常数Ka＝__10－4 mol·L－1__。
(3)25 ℃时，将a mol NH4NO3溶于水，溶液显酸性，向该溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，所滴加氨水的浓度为 mol·L－1(NH3·H2O的电离平衡常数取Kb＝2×10－5 mol·L－1)。
解析 (2)电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，因此c(HCOO－)＝c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＝(0.1＋10－8.5－10－5.5) mol·L－1≈0.1 mol·L－1；物料守恒：c(HCOO－)＋c(HCOOH)＝c(Na＋)，所以c(HCOOH)＝c(Na＋)－c(HCOO－)＝c(Na＋)－[c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)]＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－5.5－10－8.5)mol·L－1≈10－5.5mol·L－1，所以Ka＝
＝ mol·L－1＝10－4 mol·L－1。
(3)设原NH4NO3溶液为V L，滴入的氨水浓度为c，则加氨水后溶液体积约为(V＋b) L；c(NH)＝ mol·L－1；c(NH3·H2O)＝ mol·L－1；得Kb＝＝＝2×10－5 mol·L－1，得c＝ mol·L－1。
三 判断强、弱电解质的三个角度
1．从是否完全电离的角度判断
在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：
方法
结论
测定一定浓度的HA溶液的pH
若测得0.1 mol·L－1的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸
与同浓度的盐酸比较导电性
导电性和盐酸相同时为强酸，比盐酸弱时为弱酸
与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢
反应速率相同时为强酸，比盐酸反应慢时为弱酸
2．从是否存在电离平衡的角度判断
在水溶液中，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。据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。如将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)从升高温度后pH的变化判断。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。
3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断
强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解。据此可以判断HA是强酸还是弱酸。
[例3]为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。
(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，
你认为这一方法是否正确？__正确__(填“正确”或“不正确”)，并说明理由：__若是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12__。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b值应满足什么关系？__a－2H2CO3>HCO。A
项，碳酸饮料因充有CO2而使HA的电离受到抑制，故相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料中HA的浓度较大，抑菌能力较强，错误；B项，提高CO2充气压力，CO2的溶解度增大，HA的电离平衡左移，c(A－)减小，错误；C项，因为HA??H＋＋A－，Ka＝c(H＋)·c(A－)/c(HA)，故c(HA)/c(A－)＝c(H＋)/Ka＝10－5/(6.25×10－5)＝0.16，正确；D项，依据溶液中电荷守恒可知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)＋c(A－)，结合物料守恒：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)，所以，c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)－c(HA)，错误。
[答案] C
1．(双选)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25 ℃)
Ki＝1.77×10－4
Ki＝4.9×10－10
Ki1＝4.3×10－7
Ki2＝5.6×10－11
下列选项错误的是( AD )
A．2CN－＋H2O＋CO2―→2HCN＋CO
B．2HCOOH＋CO―→2HCOO－＋H2O＋CO2↑
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者
解析 A项，Ki1(H2CO3)>Ki(HCN)>Ki2(H2CO3)，故CN－＋H2O＋CO2―→HCN＋HCO，错误；D项，在等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中，均存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(R－)＋c(OH－)，因CN－水解程度大，则在NaCN溶液中c(H＋)较小，而两溶液中c(Na＋)相等，故两溶液中所含离子数目前者大于后者，错误。
1．(2017·天津卷节选)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－)＝__6.0×10－3__mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝__0.62__。
解析 由Kb＝1.8×10－5＝＝，得c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1；Ka2＝6.2×10－8＝，25 ℃时，c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1的溶液呈中性，则c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1，解得c(SO)/c(HSO)＝0.62。
2．(2016·全国卷甲)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为__8.7×10－7__(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__N2H6(HSO4)2__。
3．25 ℃，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)0.10 mol·L－1 Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为__c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)>c(H＋)__。
(3)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为__H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O__。
解析 (2)Na2SO3溶液由于SO的水解而显碱性，且HSO进一步水解仍会产生OH－，故离子浓度大小为c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)>c(H＋)。(3)H2SO3属于弱酸，在离子方程式中不能拆成离子形式，根据其电离平衡常数知，产物为NaHSO3。
课时达标 第28讲(见课时达标P43)
1．下列有关电解质的说法正确的是( C )
A．强电解质一定是离子化合物，弱电解质一定是共价化合物
B．HClO是弱酸，所以NaClO是弱电解质
C．易溶性强电解质的稀溶液中不存在溶质分子
D．由于硫酸钡难溶于水，所以硫酸钡是弱电解质
解析 强电解质也可能是共价化合物，如H2SO4，A项错误；NaClO是强电解质，B项错误；易溶性强电解质在溶液中完全电离成离子，C项正确；硫酸钡溶于水的部分能完全电离，是强电解质，D项错误。
2．下表中物质的分类组合完全正确的是( A )
选项
A
B
C
D
强电解质
NaNO3
H2SO4
BaSO4
AgCl
HF
NH3
弱电解质
CaCO3
HClO
非电解质
SO2
CS2
H2O
C2H5OH
解析 CaCO3虽难溶，但溶于水的部分完全电离，是强电解质；H2O是弱电解质；NH3是非电解质。
3．下列电离方程式错误的是( B )
A．(NH4)2SO4溶于水：(NH4)2SO4===2NH＋SO
B．H3PO4溶于水：H3PO4??3H＋＋PO
C．HF溶于水：HF??H＋＋F－
D．NaHS溶于水：NaHS===Na＋＋HS－，HS－??H＋＋S2－
4．某温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是( B )
A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点Kw的数值比c点Kw的数值大
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
解析 A项，氯化氢是强电解质，醋酸是弱电解质，在稀释的过程中，醋酸不断电离，pH变化小，故Ⅱ为醋酸稀释时的pH变化曲线，错误；B项，溶液的导电能力主要取决于溶液的浓度，所以b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强，正确；C项，稀释过程中，温度不变，Kw不变，错误；D项，相同pH的盐酸和醋酸，醋酸的浓度要大于盐酸的浓度，稀释相同的倍数，醋酸的浓度仍大于盐酸的浓度(a>b)，错误。
5．下列关于常温下pH＝2的醋酸溶液的叙述正确的是( D )
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
6．关于pH相同的醋酸和盐酸溶液，下列叙述不正确的是( B )
A．取等体积的两种酸溶液分别稀释至原溶液的m倍和n倍，结果两溶液的pH仍然相同，则m>n
B．取等体积的两种酸溶液分别与完全一样的足量锌粒反应，开始时反应速率盐酸大于醋酸
C．取等体积的两种酸溶液分别中和NaOH溶液，醋酸消耗NaOH的物质的量比盐酸消耗的多
D．两种酸溶液中c(CH3COO－)＝c(Cl－)
7．下列叙述正确的是( D )
A．CO2溶于水得到的溶液能导电，所以CO2是电解质
B．稀CH3COOH加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小
C．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH，若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A为强酸
D．室温下，对于0.10 mol·L－1的氨水，加水稀释后溶液中c(NH)·c(OH－)变小
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( B )
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 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项正确；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项错误；平衡常数K＝＝≈1×10－7，C项正确；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项正确。
9．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( C )
A B
C D
解析 pH
相同的一元中强酸的物质的量浓度大于一元强酸的物质的量浓度，所以加入足量锌粉最终产生氢气的量，一元中强酸多，反应过程中，未电离的中强酸分子继续电离，使得溶液中H＋浓度比强酸大，反应速率是中强酸大于强酸。
10．(2018·山东菏泽质检)硼酸(H3BO3)溶液中存在如下电离：H3BO3(aq)＋H2O(l)??[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下列说法正确的是( D )
化学式
电离常数(298 K)
H3BO3
K＝5.7×10－10
H2CO3
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
CH3COOH
K＝1.75×10－5
A．将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生
B．将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生
C．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：前者＞后者
D．等物质的量浓度的碳酸钠溶液和醋酸钠溶液比较，pH：前者＞后者
解析 由电离常数可知酸性：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO，D项，CH3COO－的水解程度小于CO的水解程度，醋酸钠溶液的pH较小。
11．MOH和ROH两种一元碱，其水溶液分别加水稀释时，pH变化如图所示。下列叙述正确的是 ( A )
A．在X点时，ROH完全电离
B．在X点时，c(M＋)>c(R＋)
C．MOH是一种强碱
D．稀释前，c(ROH)＝10c(MOH)
解析 根据图像可知，ROH溶液稀释10倍，溶液的pH减小1个单位，稀释100倍，溶液的pH减小2个单位，可知ROH是强碱，任何浓度时都是完全电离的，A项正确；在X点时，两种溶液的pH相等，说明c(OH－)相等，由于二者都是一元碱，根据电荷守恒可得c(M＋)＝c(R＋)，B项错误；MOH稀释100倍，溶液pH减小1个单位，可知MOH是弱碱，部分电离，在溶液中存在电离平衡：MOH??M＋＋OH－，C项错误；在稀释前，两种溶液的pH相差一个单位，但是由于一种是强碱，一种是弱碱，因此不能确定稀释前二者的浓度的倍数关系，D项错误。
12．25 ℃，两种酸的电离常数如下表：
Ka1
Ka2
H2A
1.3×10－2
6.3×10－6
H2B
4.2×10－7
5.6×10－11
下列叙述中正确的是( D )
A．H2A的电离方程式：H2A===2H＋＋A2－
B．常温下，在水中Na2B的水解平衡常数为Ka1＝
C．等浓度的Na2A和Na2B溶液，由水电离产生的H＋浓度大小关系：前者大于后者
D．向Na2B溶液中加入少量H2A溶液，可发生反应：2B2－＋H2A===A2－＋2HB－
解析 H2A是二元弱酸，分步电离，电离方程式是H2A??H＋＋HA－，HA－??H＋＋A2－，A项错误；常温下，在水中Na2B的水解平衡常数K＝＝＝，B项错误；根据电离平衡常数可知酸性：H2A>H2B，等浓度的Na2A和Na2B溶液，由水电离产生的H＋浓度大小关系为前者小于后者，C项错误。
13．已知弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
H2CO3
水杨酸()
电离平衡常数(25 ℃)
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
Ka1＝1.3×10－3
Ka2＝1.1×10－13
下列选项正确的是( D )
A．常温下，等浓度的NaHCO3溶液的pH小于溶液的pH
B．常温下，等浓度、等体积的Na2CO3溶液和溶液中所含离子总数前者小于后者
C．＋2NaHCO3―→＋
D．水杨酸的Ka2远小于Ka1的原因之一是能形成分子内氢键
解析 根据碳酸、水杨酸电离平衡常数的数据，常温下，等浓度的NaHCO3溶液的pH大于溶液的pH，A项错误；常温下，等浓度、等体积的Na2CO3溶液的pH小于溶液的pH，根据溶液中电荷守恒，Na2CO3溶液和溶液中所含离子总数[2c(H＋)＋2c(Na＋)]前者大于后者，B项错误；NaHCO3只与—COOH发生反应，C项错误；根据水杨酸的结构可知，其能形成分子内氢键，D项正确。
14．下列事实能说明亚硫酸的酸性强于碳酸的是( C )
A．饱和亚硫酸溶液的pH小于饱和碳酸溶液的pH
B．亚硫酸能使酸性高锰酸钾溶液褪色，而碳酸不能
C．同温下，等浓度的亚硫酸氢钠和碳酸氢钠溶液，碳酸氢钠溶液的碱性强
D．将过量二氧化硫气体通入碳酸氢钠溶液中，逸出的气体能使澄清石灰水变浑浊
解析 饱和亚硫酸溶液的pH小于饱和碳酸溶液的pH，但二者的浓度不一定是相等的，所以不能说明二者的酸性强弱，A项不正确；亚硫酸能使酸性高锰酸钾溶液褪色，说明亚硫酸具有还原性，不能说明二者的酸性强弱，B项不正确；同温下，等浓度的亚硫酸氢钠和碳酸氢钠溶液，碳酸氢钠溶液的碱性强，说明HCO的水解程度强于HSO的水解程度，根据越弱越水解可知，亚硫酸的酸性强于碳酸，C项正确；由于二氧化硫也能使澄清的石灰水变浑浊，所以将过量二氧化硫气体通入碳酸氢钠溶液中，逸出的气体能使澄清石灰水变浑浊不能说明有CO2产生，因此不能确定二者的酸性强弱，D项不正确。
15．25 ℃时，弱酸的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是( C )
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
Ka
1.8×10－5
4.9×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
A．物质的量浓度相等的三种溶液中，pH大小关系为：
pH(NaCN)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)
B．a mol·L－1HCN溶液与b mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后所得溶液中c(Na＋)>c(CN－)，则a一定小于b
C．向冰醋酸中逐滴加入水稀释的过程中，溶液导电能力先增大后减小
D．将0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液逐滴加入到等浓度的HCN溶液中无明显现象，说明未反应
解析 根据电离平衡常数可知酸性强弱顺序为CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO，对应酸根离子的水解程度大小顺序为CO>CN－>HCO>CH3COO－，所以等浓度的溶液的pH大小关系为pH(Na2CO3)>pH(NaCN)>pH(NaHCO3)>pH(CH3COONa)，A项错误；若c(Na＋)>c(CN－)，根据电荷守恒可知c(H＋)
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