第八章水溶液中的離子反應與平衡第1講電離平衡課標要求核心考點五年考情核心素養(yǎng)對接1.從電離、離子反應、化學平衡的角度認識電解質水溶液的組成、性質和反應。2.認識弱電解質在水溶液中存在電離平衡，了解電離平衡常數的含義。3.了解水溶液中的離子反應與平衡在物質檢測、化學反應規(guī)律研究、物質轉化中的應用弱電解質的電離平衡及影響因素2023山東，T15；2023年1月浙江，T13；2021年6月浙江，T19；2021年1月浙江，T17；2020北京，T11證據推理與模型認知：建立微觀粒子的電離平衡模型，能將溶液中的電離平衡與物質組成、微粒種類和數量關聯(lián)起來；能結合化學平衡移動規(guī)律，概括電離平衡移動的影響因素；能基于電離平衡預測溶液中的微粒種類與數量關系；能基于平衡移動規(guī)律，推測電離平衡移動及其結果電離平衡常數及其應用2023湖北，T14；2023遼寧，T15；2022全國乙，T13；2022年1月浙江，T17；2020海南，T12；2019天津，T5命題分析預測1.高考對電離平衡考查主要集中在弱電解質的電離平衡、電離常數的計算等，主要以選擇題的形式出現。有關電離平衡的考查常用圖像等創(chuàng)設新情境，考查考生的觀察、理解能力。2.高考命題熱點主要有影響弱電解質電離平衡的因素，通過圖像分析強、弱電解質，電離常數和電離度，比較微粒濃度大小和pH計算等，有時會與水解相結合增加試題的難度。預計在2025年的高考中圖像題出現的可能性仍然比較大1.思維視角——宏觀與微觀結合、定性與定量結合[弱電解質（以CH3COOH為例）電離的量化視圖]2.認識思路考點1弱電解質的電離平衡及影響因素1.強電解質與弱電解質[具體參見本書P015]2.弱電解質的電離平衡（1）電離平衡的定義在一定條件（如一定溫度、濃度）下，當[1]弱電解質分子電離成離子的速率和[2]離子重新結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫作電離平衡。（2）影響電離平衡的因素以CH3COOH?H＋＋CH3COO－（NH3·H2O?OH－＋NH4①內因：弱電解質本身的性質是決定因素。②1.易錯辨析。（1）[浙江高考]測得0.1mol·L－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，則HA一定為弱電解質。（√）（2）相同溫度下，弱電解質電離平衡常數越大，代表其電離能力越強。（√）（3）1mol·L－1CH3COOH溶液，升高溫度，CH3COOH的電離程度增大。（√）2.H2S溶液中存在電離平衡H2S?H＋＋HS－、HS－?H＋＋S2－。下列說法正確的是（C）A.向H2S溶液中加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大B.向H2S溶液中通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大C.向H2S溶液中滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小D.向H2S溶液中加入少量CuSO4固體（忽略體積變化），溶液中所有離子濃度都減小命題點1判斷弱電解質及其相對強弱1.[2021浙江]某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是（B）A.25℃時，若測得0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸B.25℃時，若測得0.01mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，則HR是弱酸C.25℃時，若測得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0mL，加蒸餾水稀釋至100.0mL，測得pH＝b，b－a＜1，則HR是弱酸D.25℃時，若測得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0mL，升溫至50℃，測得pH＝b，a＞b，則HR是弱酸解析25℃時，0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，即溶液呈中性，說明R－不水解，HR為強酸，A項錯誤；25℃時，0.01mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，說明HR部分電離，溶液中存在電離平衡，即HR為弱酸，B項正確；無論HR溶液酸性強弱，當6＜a＜7時，將溶液稀釋至體積為原來的10倍時，稀釋后溶液的pH只能接近7，即b－a＜1，故據此無法判斷HR是弱酸，C項錯誤；若HR為強酸，則NaR溶液呈中性，升溫能促進水的電離，水的離子積常數增大，溶液pH減小，即a＞b，故據此不能判斷HR為弱酸，D項錯誤。命題拓展[變式拓展]某小組同學探究濃度對某酸HR電離程度的影響時，用pH計測定25℃時不同濃度的HR溶液的pH，其結果如下：HR溶液濃度/（mol·L－1）0.00100.01000.02000.10000.2000pH3.883.383.232.882.73（1）根據表中數據，可以得出HR是弱電解質的結論，你認為得出此結論的依據是0.0100mol·L－1HR溶液的pH大于2（合理即可）。（2）簡述用pH試紙測0.1mol·L－1HR溶液pH的方法：取一小片pH試紙放在干燥潔凈的表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙上，半分鐘內與標準比色卡對照。2.[2021浙江]25℃時，下列說法正確的是（D）A.NaHA溶液呈酸性，可以推測H2A為強酸B.可溶性正鹽BA溶液呈中性，可以推測BA為強酸強堿鹽C.0.010mol·L－1、0.10mol·L－1的醋酸溶液的電離度分別為α1、α2，則α1＜α2D.100mLpH＝10.00的Na2CO3溶液中水電離出H＋的物質的量為1.0×10－5mol解析NaHA溶液呈酸性，不能推出H2A為強酸，A錯誤；正鹽CH3COONH4為弱酸弱堿鹽，溶液呈中性，B錯誤；醋酸溶液濃度越小，電離度越大，即0.010mol·L－1的CH3COOH溶液的電離度大于0.10mol·L－1的CH3COOH溶液的電離度，C錯誤；溶液pH＝10.00，則c（H＋）＝10－10mol·L－1，c（OH－）＝10－4mol·L－1，即水電離出的c水（H＋）＝10－4mol·L－1，故水電離出的H＋的物質的量為0.1L×10－4mol·L－1＝1.0×10－5mol，D正確。技巧點撥判斷弱電解質相對強弱的方法——命題點2弱電解質的電離平衡及其影響因素3.下列說法正確的是（B）A.[浙江高考]2.0×10－7mol·L－1的鹽酸中c（H＋）＝2.0×10－7mol·L－1B.[浙江高考]將KCl溶液從常溫加熱至80℃，溶液的pH變小但仍保持中性C.[全國Ⅲ高考改編]常溫下，加水稀釋H3PO4溶液，H3PO4電離度增大，溶液pH減小D.[全國Ⅲ高考改編]常溫下，向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強解析極稀的溶液中，H2O電離出的H＋不能忽略，故c（H＋）大于2.0×10－7mol·L－1，A項錯誤。水的電離是吸熱的，升高溫度促進水的電離，氫離子濃度和氫氧根離子濃度均增大，但氫離子濃度和氫氧根離子濃度仍相等，溶液呈中性，B項正確。加水稀釋能促進H3PO4的電離，使其電離度增大，由于以增大溶液體積為主，溶液中c（H＋）減小，溶液pH增大，C項錯誤。向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固體，溶液中c（H2PO4－）增大，促使平衡H3PO4?H＋＋H2PO4－逆向移動，抑制H3PO命題拓展[變式拓展]現有10mL0.1mol·L－1氨水，加蒸餾水稀釋到1L后，下列變化中正確的是（C）①NH3·H2O的電離程度增大②c（NH3·H2O）增大③n（NH4④c（OH－）增大⑤溶液的導電性增強⑥c（H＋）減?、遚（A.①②③⑤ B.①③⑥C.①③ D.②④⑦解析NH3·H2O屬于弱電解質，存在電離平衡NH3·H2O?NH4＋＋OH－，將氨水加蒸餾水稀釋，平衡正向移動，NH3·H2O的電離程度增大，NH4＋和OH－的物質的量增大，但c（NH3·H2O）、c（OH－）均減小，則溶液的導電性減弱，c（H＋）增大，故①③正確，②④⑤⑥錯誤；Kb（NH3·H2O）＝c（NH4＋）·c技巧點撥命題點3溶液的導電能力變化與粒子關系4.在一定溫度下，將冰醋酸加水稀釋，溶液的導電能力隨加水量變化的曲線如圖所示。請回答下列問題：（1）“O”點冰醋酸幾乎不能導電的原因是在冰醋酸中，CH3COOH主要以分子形式存在。（2）a、b、c三點對應的溶液中，c（H＋）由小到大的順序為c＜a＜b。（3）a、b、c三點對應的溶液中，CH3COOH的電離程度最大的是c。（4）若使c點對應的溶液中c（CH3COO－）增大，下列措施可行的是ABDE（填字母，下同）。A.加熱 B.加KOH固體C.加水 D.加CH3COONa固體E.加鋅粒（5）在稀釋過程中，隨著醋酸濃度的降低，下列各量增大的是BD。A.c（H＋） B.n（H＋）C.n（CH3COOH） D.c解析（1）在冰醋酸中，CH3COOH主要以分子形式存在，故“O”點冰醋酸幾乎不能導電。（2）導電能力越強，c（H＋）、c（CH3COO－）越大，故a、b、c三點對應的溶液中，c（H＋）由小到大的順序為c＜a＜b。（3）加水稀釋促進CH3COOH的電離，故c點對應的溶液中CH3COOH的電離程度最大。（4）加熱促進CH3COOH的電離，c（CH3COO－）增大，A項正確；加KOH固體后，OH－與H＋反應使CH3COOH的電離平衡右移，c（CH3COO－）增大，B項正確；加水稀釋雖使CH3COOH的電離平衡右移，但c（CH3COO－）減小，C項錯誤；加CH3COONa固體雖使CH3COOH的電離平衡左移，但c（CH3COO－）增大，D項正確；加鋅粒會消耗H＋，CH3COOH的電離平衡右移，c（CH3COO－）增大，E項正確。（5）在稀釋過程中，CH3COOH的電離平衡右移，n（H＋）增大、n（CH3COOH）減小，但c（H＋）、c（CH3COOH）均減小，B項正確，A、C項錯誤；c（H＋）c（CH3COOH）＝c（H＋）·c技巧點撥溶液的導電能力電解質溶液導電能力取決于溶液中自由移動離子的濃度和離子所帶的電荷數。自由移動離子濃度越大，離子所帶電荷數越多，則溶液導電能力越強。將冰醋酸、稀醋酸加水稀釋，其導電能力隨加水量的變化曲線如圖所示。提醒：①OA段導電能力隨加水量的增多而增強，原因是冰醋酸發(fā)生了電離，溶液中離子濃度增大。②AB段導電能力隨加水量增多而減弱的原因是隨著水的加入，溶液的體積增大，溶液中離子濃度減小。命題拓展[變式拓展]溶液的導電能力可用電導率來表示。下列溶液電導率最大的是（C）A.0.1mol·L－1CH3COOH溶液B.0.1mol·L－1NaCl溶液C.0.1mol·L－1MgSO4溶液D.0.1mol·L－1氨水考點2電離平衡常數及其應用1.電離常數和電離度電離常數（K）電離度（α）概念在一定條件下，當弱電解質（如一元弱酸或一元弱堿）的電離達到平衡時，溶液中弱電解質電離所生成的[1]各種離子濃度的乘積，與溶液中[2]未電離分子的濃度之比是一個常數，該常數叫作電離平衡常數，簡稱電離常數弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，[3]已電離的溶質的分子數占[4]原有溶質分子總數（包括已電離的和未電離的）的百分率稱為電離度。表達式：α＝[5]已電離的溶質分子數原有溶質分子總數×100注：[魯科版教材]影響因素電離常數與[6]溫度有關，因為電離過程通常是吸熱過程，所以溫度越高，電離常數越大相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度越[7]??；相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度越[8]大2.弱電解質的電離方程式與電離平衡常數表達式類型電離方程式電離常數表達式一元弱酸HF?H＋＋F－HCOOH?H＋＋HCOO－CH3COOH?H＋＋CH3COO－HClO?H＋＋ClO－弱酸HA的Ka＝[9]c二元弱酸H2SO3?H＋＋HSOHSO3－?H＋H2CO3?H＋＋HCOHCO3－?H＋弱酸H2A的Ka1＝[10]c（H＋）·c三元弱酸H3PO4?H＋＋H2POH2PO4－?H＋HPO42－?H弱酸H3A的Ka1＝[12]c（H＋）·c（H2A－）c一元弱堿NH3·H2O?NH4＋＋NH3·H2O的Kb＝[15]c（注意（1）H3BO3（硼酸）屬于一元弱酸，電離方程式為H3BO3＋H2O?H＋＋[B（OH）4]－。（2）常見的弱堿還有CH3NH2、H2NCH2CH2NH2、NH2OH、N2H4等。（3）多元弱酸的各級電離常數的大小關系一般是Ka1?Ka3.電離平衡常數的應用（1）計算弱酸或弱堿溶液中H＋或OH－的濃度示例1①常溫下，0.1mol·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）為[16]1.3×10－3mol·L－1。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5，1.7≈②常溫下，0.1mol·L－1氨水中c（OH－）為[17]1.3×10－3mol·L－1。（已知：NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5，1.7≈（2）計算弱酸或弱堿溶液中微粒濃度之比示例2①常溫下，pH＝5的CH3COOH溶液中，c（CH3COO－）c（CH3COOH）＝[18]1.7②常溫下，pOH＝4.5的NH2OH溶液中，c（NH3OH＋）c（NH2OH）＝[19]10－4.5。（已知：NH2OH的電離方程式為NH2OH＋H2O?NH3OH＋＋OH4.利用電離度計算溶液中c（H＋）示例3常溫下，0.1mol·L－1CH3COOH溶液中，α（CH3COOH）＝1.3％，該溶液中c（H＋）為[20]1.3×10－3mol·L－1。注意電離度實質上表示的是弱電解質達到電離平衡時的轉化率。1.易錯辨析。（1）電離平衡向電離方向移動，電離常數一定增大。（?）（2）電解質的電離度越大，電離常數就越大。（?）（3）常溫下，Ka1（H2CO3）＞Ka2（H3PO4），可知碳酸的酸性比磷酸強。（?）（4）電離常數隨著弱電解質濃度的增大而增大。（?）2.[判斷弱酸的相對強弱]已知：25℃時，Ka（HF）＝6.8×10－4、Ka（CH3COOH）＝1.7×10－5、Ka（HCN）＝6.2×10－10。（1）三種弱酸由強到弱的順序是HF＞CH3COOH＞HCN。（2）下列離子方程式錯誤的是C（填標號）。A.HF＋CN－HCN＋FB.CH3COOH＋CN－HCN＋CH3COOC.CH3COOH＋F－HF＋CH3COO3.現有0.1mol·L－1HCOOH溶液，則：（1）溫度升高時，該溶液的pH減小。（2）向該溶液中加入少量HCOONa固體，電離平衡向左（填“左”或“右”）移動。（3）常溫下，向該溶液中加水稀釋時，請?zhí)顚懴铝斜磉_式中數據的變化情況（填“變大”“變小”或“不變”）。①c（HCOOH）②c（HCOO③c（HCOO④c（HCOO⑤c（HCOO4.[電離度與電離常數的關系]已知25℃時，某濃度為c的一元弱酸HA溶液的電離度為α，請計算該溫度下HA的電離常數（Ka）。HA?H＋＋A－起始濃度c00轉化濃度cαcαcα平衡濃度c（1－α）cαcαKa＝（cα）2c（1－α）＝cα21－α命題點1根據圖像交點計算電離平衡常數1.[全國Ⅱ高考]改變0.1mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物質的量分數δ（X）隨pH的變化如圖所示[已知δ（X）＝c（X）c（HA.pH＝1.2時，c（H2A）＝c（HA－）B.lg[K2（H2A）]＝－4.2C.pH＝2.7時，c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－）D.pH＝4.2時，c（HA－）＝c（A2－）＝c（H＋）解析讀圖結論pH＝1.2對應的點c（H2A）＝c（HA－），A項正確pH＝2.7對應的點c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－），C項正確pH＝4.2對應的點c（HA－）＝c（A2－）≈0.05mol·L－1，而c（H＋）＝10－4.2mol·L－1，D項錯誤B項，K2（H2A）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），需要找c（HA－）＝c（A2－）的點，即pH＝4.2時，c（HA－）＝c（A2－），c（H＋）＝10－4.2mol·L－1，則lg[K2.H2C2O4溶液中部分微粒的分布分數δ（X）（X＝H2C2O4、HC2O4－或C2O42－）與溶液pH的關系如圖所示，下列說法正確的是A.向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝2.5：c（H2C2O4）＋c（C2O42－）＞c（HCB.Ka1（H2C2O4）＝10－2.5，Ka2（H2C2O4）＝10－4.2C.常溫下，向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7，則溶液中2c（C2O42－）＞c（D.在等濃度、等體積的H2C2O4溶液與NaOH溶液混合后的溶液中：c（OH－）＋c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（H2C2解析B項，信息③中，c（H2C2O4）＝c（C2O42－），且此時pH＝2.5，聯(lián)系平衡常數的表達式，可得Ka1（H2C2O4）·Ka2（H2C2O4）＝c（HC2O4－）·c（H＋）c（H2C2O4）×c（C2O42－）·c（H＋）c（HC2O4－）＝c2（H＋）＝（10－2.5）2＝10－5，則Ka1（H2C2O4）＝10－510－4.2＝10－0.8，錯誤。C項，若因思維定式尋找題圖中pH＝7的對應溶液中粒子的濃度關系會得不出答案，常溫下pH＝7時c（OH－）＝c（H＋），溶液中存在電荷守恒c（OH－）＋c（HC2O4－）＋2c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（Na＋），故c（HC2O4－技巧點撥命題點2電離平衡常數的應用3.[2022全國乙]常溫下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某體系中，H＋與A－離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜（如圖所示）。設溶液中c總（HA）＝c（HA）＋c（A－），當達到平衡時，下列敘述正確的是（B）A.溶液Ⅰ中c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）B.溶液Ⅱ中HA的電離度（c（AC.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c（HA）不相等D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總（HA）之比為10－4解析pH＝7.0，溶液Ⅰ呈中性，c（H＋）＝c（OH－），若c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－），則c（A－）＝0，明顯不符合實際情況，A項錯誤；溶液Ⅱ中，c（A－）c總（HA）＝c平衡（A－）c平衡（HA）＋c平衡（A－）＝1c平衡（HA）c平衡（A－）+1＝1c平衡（H＋）Ka（HA）+1＝10－310－1+10－3＝1101，B項正確；HA可以自由通過隔膜，溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）應相等，C項錯誤；溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）相等，由Ka（HA）＝c平衡（A－）×c平衡（H＋）c平衡（HA），可得cⅠ平衡（A－）×cⅠ平衡4.[電離程度與平衡常數之間的關系][2022浙江]已知25℃時二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列說法正確的是（B）A.在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，水的電離程度前者小于后者B.向0.1mol·L－1的H2A溶液中通入HCl氣體（忽略溶液體積的變化）至pH＝3，則H2A的電離度為0.013％C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，則c（A2－）＞c（HA－）D.取pH＝a的H2A溶液10mL，加蒸餾水稀釋至100mL，則該溶液pH＝a＋1解析鹽類的水解促進水的電離，Na2A比NaHA易水解，等濃度的溶液前者水的電離程度更大，A項錯誤；設0.1mol·L－1H2A溶液在pH＝3時H2A的電離度是α，則Ka1＝c（HA－）·c（H＋）c（H2A）＝0.1α×10－30.1－0.1α＝1.3×10－7，解得α＝1.3×10－4，B項正確；溶液pH＝11時，c（H＋）＝10－11mol·L－1，由Ka2＝c（A2－）·c（H＋）素養(yǎng)13模型建構——基于電離平衡分析一元酸（堿）加水稀釋圖像命題特點：一元酸與一元堿溶液稀釋中的平衡考查。（1）坐標的意義；坐標和離子濃度關系（正比、反比、“c”“l(fā)gx”“pc”）。（2）關注“點”：起點pH→酸（堿）性強弱、計算Ka或Kb，終點pH取值范圍→圖像正誤判斷；特殊點的溶質成分及量的關系。（3）選項中等式或不等式關系：K與Kw的聯(lián)系。1.弱電解質（以HA為例）溶液稀釋模型（pH－lgVV橫軸lgVV0表示稀釋10n倍，縱軸表示酸（堿）溶液的2.弱電解質溶液稀釋圖像的結構化（以一元弱酸HA為例）1.[一元酸溶液稀釋][天津高考]某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是（C）A.曲線Ⅰ代表HNO2溶液B.溶液中水的電離程度：b點＞c點C.從c點到d點，溶液中c（HA）·c（D.相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n（Na＋）相同解析根據HNO2和CH3COOH的電離常數，可知酸性：HNO2＞CH3COOH。相同pH、相同體積的兩種酸溶液，稀釋相同倍數時，酸性越弱其pH變化越小，故曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液，A項錯誤；兩種酸溶液中水的電離受到抑制，b點溶液pH小于c點溶液pH，則b點對應酸電離出的c（H＋）大，對水的電離抑制程度大，故水的電離程度：b點＜c點，B項錯誤；溶液中c（HA）·c（OH－）c（A－）＝c（HA）·c（OH－）·c（H＋）c（A－）·c（H＋）＝KwKa（HA），從c點到d點，HA2.[一元堿溶液稀釋][全國Ⅰ高考]濃度均為0.10mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lgVV0的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是（DA.MOH的堿性強于ROH的堿性B.ROH的電離程度：b點大于a點C.若兩溶液無限稀釋，則它們的c（OH－）相等D.當lgVV0＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則解析看圖像橫、縱軸橫軸表示稀釋10n倍，縱軸表示堿溶液的pH看圖像起點0.10mol·L－1的MOH溶液和ROH溶液的pH分別為13和小于13，說明MOH是強堿，ROH是弱堿，A項正確看圖像變化每稀釋10倍，MOH溶液的pH變化1，ROH溶液的pH變化小于1，說明MOH是強堿，ROH是弱堿。若無限稀釋，兩條曲線最終交于一點，則說明兩種堿溶液中c（OH－）相等，C項正確看a、b兩點“越稀越電離”，加水稀釋使電離平衡右移，電離程度增大，b點對應溶液的稀釋程度大于a點，則b點對應溶液中ROH的電離程度大于a點，B項正確溫度對電離的影響升溫能使電離平衡右移，ROH是弱堿，c（R＋）增大，而MOH是強堿，c（M＋）不變，則c（M＋1.[2023浙江]甲酸（HCOOH）是重要的化工原料。工業(yè)廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交換樹脂（含固體活性成分R3N，R為烷基）因靜電作用被吸附回收，其回收率（被吸附在樹脂上甲酸根的物質的量分數）與廢水初始pH關系如圖（已知甲酸Ka＝1.8×10－4），下列說法不正確的是（D）A.活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2O?R3NH＋＋OH－B.pH＝5的廢水中c（HCOO－）∶c（HCOOH）＝18C.廢水初始pH＜2.4，隨pH下降，甲酸的電離被抑制，與R3NH＋作用的HCOO－數目減少D.廢水初始pH＞5，離子交換樹脂活性成分主要以R3NH＋形態(tài)存在解析活性成分R3N中N能與水電離出的H＋形成配位鍵，因此在水中存在平衡：R3N＋H2O?R3NH＋＋OH－，A項正確；pH＝5的廢水中，c（H＋）＝10－5mol·L－1，根據甲酸Ka＝c（H＋）·c（HCOO－）c（HCOOH）＝1.8×10－4，得c（HCOO－）c（HCOOH）＝Kac（H＋）＝1.8×10－410－5＝18，B項正確；廢水初始pH＜2.4，隨pH下降，c（2.[2023山東改編]在含HgI2（s）的溶液中，一定c（I－）范圍內，存在平衡關系：HgI2（s）?HgI2（aq）；HgI2（aq）?Hg2＋＋2I－；HgI2（aq）?HgI＋＋I－；HgI2（aq）＋I－?HgI3－；HgI2（aq）＋2I－?HgI42－，平衡常數依次為K0、K1、K2、K3、K4。已知lgc（Hg2＋）、lgc（HgI＋），lgc（HgI3－）、lgc（HgI42－）隨A.線L表示lgc（HgI4B.隨c（I－）增大，c[HgI2（aq）]不變C.a＝lgKD.溶液中I元素與Hg元素的物質的量之比始終為2∶1解析依次將題給平衡編號為①、②、③、④、⑤，對于平衡②，K1＝c（Hg2+）·c2（I－）c（HgI2），則有c（Hg2＋）＝K1·c（HgI2）c2（I－），進而可得lgc（Hg2＋）＝－2lgc（I－）＋lgK1＋lgc（HgI2）；同理對于平衡③、④、⑤可得lgc（HgI＋）＝－lgc（I－）＋lgK2＋lgc（HgI2），lgc（HgI3－）＝lgc（I－）＋由上述分析可知，曲線L表示lgc（HgI42－）的變化情況，A正確；K0＝c[HgI2（aq）]，溫度不變，則c[HgI2（aq）]不變，B正確；已知HgI2（aq）?Hg2＋＋2I－、HgI2（aq）?HgI＋＋I－的平衡常數分別為K1、K2，由第二個反應－第一個反應，可得Hg2＋＋I－?HgI＋K＝c（HgI＋）c（Hg2+）·c（I－）＝K2K1，M點c（HgI＋）＝c（Hg2＋），則c（I－）＝K1K2，a＝lg3.[弱電解質的電離平衡][2020北京]室溫下，對于1L0.1mol·L－1醋酸溶液。下列判斷正確的是（C）A.該溶液中CH3COO－的粒子數為6.02×1022B.加入少量CH3COONa固體后，溶液的pH降低C.滴加NaOH溶液過程中，n（CH3COO－）與n（CH3COOH）之和始終為0.1molD.與Na2CO3溶液反應的離子方程式為CO32－＋2H＋H2O解析1L0.1mol·L－1醋酸溶液中醋酸為0.1mol，醋酸為弱酸，不能完全電離，因此CH3COO－的粒子數小于6.02×1022，A項錯誤；加入少量CH3COONa固體后，c（CH3COO－）增大，CH3COOH?CH3COO－＋H＋平衡逆向移動，c（H＋）減小，溶液的pH升高，B項錯誤；滴加NaOH溶液的過程中，根據物料守恒，知n（CH3COO－）＋n（CH3COOH）＝0.1mol，C項正確；醋酸為弱酸，與Na2CO3溶液反應的離子方程式為CO32－＋2CH3COOH2CH3COO－＋H2O＋CO24.[弱電解質的電離][浙江高考]25℃時，在“H2A－HA－－A2－”的水溶液體系中，H2A、HA－和A2－三者中各自所占的物質的量分數（α）隨溶液pH變化的關系如圖所示。下列說法正確的是（C）A.在含H2A、HA－和A2－的溶液中，加入少量NaOH固體，α（HA－）一定增大B.將等物質的量的NaHA和Na2A混合物溶于水，所得的溶液中α（HA－）＝α（A2－）C.NaHA溶液中，HA－的水解能力小于HA－的電離能力D.在含H2A、HA－和A2－的溶液中，若c（H2A）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋），則α（H2A）和α（HA－）一定相等解析由題圖可知，當pH＞3時，加入NaOH固體，溶液pH增大，α（HA－）減小，A項錯誤；根據電離方程式：HA－?H＋＋A2－，可得K2＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），在pH≈4.2處，c（HA－）＝c（A2－），故K2＝c（H＋）＝10－4.2，同理可知K1＝10－1.2，根據水解方程式：HA－＋H2O?H2A＋OH－，可得Kh（HA－）＝c（OH－）·c（H2A）c（HA－）＝c（H＋）·c（OH－）·c（H2A）c（H＋）·c（HA－）＝KwK1＝10－12.8，同理可得Kh（A2－）＝10－9.8，則K2＞Kh（A2－），即HA－的電離能力大于A2－的水解能力，K2＞Kh（HA－），即HA－的電離能力大于其水解能力，B項錯誤，C項正確；當溶液中除了H＋之外沒有其他陽離子，且陰離子只有HA－、A2－、OH－時，根據電荷守恒：c（HA－）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋），根據題給等式c（H2A）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋）可知，c（H2A）＝c（HA－），則α（H2A）＝α（HA－），當溶液中除了H＋之外還含有其他陽離子，如Na＋，且陰離子只有HA－、A2－、OH－時，根據電荷守恒：c（HA－）＋2c（A2－）＋c5.[水溶液中的離子平衡與微粒濃度比較][2020海南]某弱酸HA溶液中主要成分的分布分數隨pH的變化如圖所示。下列說法錯誤的是（B）A.該酸－lgKa≈4.7B.NaA的水解平衡常數Kh＝1C.當該溶液的pH＝7.0時，c（HA）＜c（A－）D.某c（HA）∶c（A－）＝4∶1的緩沖溶液，pH≈4解析根據圖像可知，當c（HA）＝c（A－）時，溶液pH≈4.7，則該酸的電離平衡常數Ka＝c（H＋）·c（A－）c（HA）＝c（H＋）≈10－4.7，即－lgKa≈4.7，A項正確；NaA溶液中，A－的水解反應方程式為A－＋c（HA）·c（OH－）·c（H＋）c（A－）·c（H＋）＝KwKa，B項錯誤；結合圖像可知，當溶液的pH＝7.0時，c（HA）＜c（A－），C項正確；該緩沖溶液中存在Ka＝c（H＋）·c（A－）c（HA）≈1.[2024河南南陽月考]醋酸的電離方程式為CH3COOH?CH3COO－＋H＋。25℃時，Ka（CH3COOH）＝1.75×10－5。下列說法錯誤的是（C）A.0.1mol·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）約為1.3×10－3mol·L－1B.25℃時，等物質的量濃度的CH3COOH溶液與HA溶液[25℃時，Ka（HA）＝6.2×10－10]的pH：CH3COOH溶液＜HA溶液C.25℃時，向0.01mol·L－1醋酸溶液中加少量冰醋酸，Ka（CH3COOH）＜1.75×10－5D.升高溫度，醋酸溶液中c（H＋）增大，Ka變大解析CH3COOH的Ka＝c（CH3COO－）·c（H＋）c（CH3COOH），0.1mol·L－1CH3COOH溶液中c（CH3COO－）≈c（H＋），c（CH3COOH）≈0.1mol·L－1，則c（H＋）＝Ka·c（CH3COOH）≈1.3×10－3mol·L－1，A項正確；弱酸的Ka越大，酸性越強，25℃時，Ka（CH3COOH）＞K2.[強酸與弱酸的比較][浙江高考]相同溫度下，關于鹽酸和醋酸兩種溶液的比較，下列說法正確的是（A）A.pH相等的兩溶液中：c（CH3COO－）＝c（Cl－）B.分別中和pH相等、體積相等的兩溶液，所需NaOH的物質的量相同C.相同濃度的兩溶液，分別與金屬鎂反應，反應速率相同D.相同濃度的兩溶液，分別與NaOH固體反應后呈中性的溶液中（忽略溶液體積變化）：c（CH3COO－）＝c（Cl－）解析HCl為強電解質、CH3COOH為弱電解質，根據電荷守恒得：醋酸溶液中c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），鹽酸中c（H＋）＝c（OH－）＋c（Cl－），又因兩溶液的pH相等，故c（CH3COO－）＝c（Cl－），A項正確。pH相等的兩種溶液，溶質的酸性越弱，溶液的濃度越大，體積相同時所含溶質的物質的量就越多，CH3COOH的酸性小于HCl，所以分別中和pH相等、體積相等的兩溶液時醋酸溶液所消耗的氫氧化鈉更多，B項錯誤。溶液與金屬鎂反應，c（H＋）越大反應速率越快，相同濃度的兩溶液，HCl完全電離而醋酸部分電離，故鹽酸與金屬鎂的起始反應速率更快，C項錯誤。相同濃度（假設為c0）的CH3COOH溶液和鹽酸，分別與NaOH固體反應后呈中性的溶液中，分別有c（CH3COO－）＝c（Na＋），c（Cl－）＝c（Na＋），前者所得溶液中c（Na＋）＜c0，后者所得溶液中c（Na＋）＝c0，故二者分別與NaOH固體反應后呈中性的溶液中：c（CH3COO－）＜c（Cl－），D項錯誤。3.[生活實際][2023湖北七市聯(lián)考]谷氨酸鈉是具有鮮味的物質，是味精的主要成分。谷氨酸（）的鹽酸鹽可以看作三元弱酸（簡寫為H3A＋），逐級電離常數為K1、K2、K3。已知常溫下pK1＝2.19，pK2＝4.25，pK3＝9.67。下列說法不正確的是（A）A.水溶液中K1對應基團可以看作—NH3＋，K2、K3對應基團分別可以看作α—COOH和γB.當谷氨酸所帶凈電荷為0（即H3A＋與HA－數目相等）時，溶液pH為3.22C.2H2A?H3A＋＋HA－的平衡常數K＝10－2.06D.常溫下，A2－＋H2O?HA－＋OH－的平衡常數Kh的數量級為10－5解析根據谷氨酸的結構可知，三元弱酸H3A＋中存在—NH3＋，—NH3＋帶正電使附近的—COOH中—OH的極性增強，易電離出氫離子，距離—NH3＋越近，極性越強，故谷氨酸的K1、K2、K3分別對應α—COOH、γ—COOH、—NH3＋，A錯誤；當谷氨酸所帶凈電荷為0（即H3A＋與HA－數目相等）時，K1K2＝c2（H＋），所以pH＝pK1＋pK22＝3.22，B正確；2H2A?H3A＋＋HA－的平衡常數可以表示為K＝c（H3A＋）·c（HA－）c2（H2A），分子、分母同時乘以c（H＋）得K＝K2K1＝14.[2023遼寧阜新模擬]相同溫度下，三種酸在一定物質的量濃度下的電離度如表所示，下列說法正確的是（B）酸HAHBHD濃度/（mol·L－1）10.10.50.91電離度/％0.30.30.150.110A.HD是強酸B.酸性：HB＜HA＜HDC.在相同溫度下，HA濃度越大其電離度越小，因而溶液酸性越弱D.由表可知在相同溫度下，HB濃度越小其電離平衡常數越大解析強酸在水溶液中完全電離，1mol·L－1HD溶液的電離度為10％＜100％，故HD為弱酸，A項錯誤；濃度相同時，酸的電離度越大，其酸性越強，故酸性HA＜HD，由表中數據知，HB的電離度隨濃度的增大而減小，其濃度為1mol·L－1時，電離度小于0.1％，故酸性HB＜HA，B項正確；在相同溫度下，HA濃度越大，其電離度越小，但濃度增大，其電離平衡正向移動，溶液中c（H＋）增大，酸性增強，C項錯誤；溫度不變，弱酸的電離平衡常數不變，D項錯誤。5.[2023湖南邵陽開學考]常溫下，碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離平衡常數如表所示。下列說法正確的是（A）H2CO3H2SO3HClOKa1＝4.5×10Ka1＝1.4×10Ka＝4.0×10－8Ka2＝4.7×10Ka2＝6.0×10—A.向Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32－＋SO2＋H2OB.常溫下，相同濃度的H2SO3溶液和H2CO3溶液，后者的酸性更強C.向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋CO2＋H2O2HClO＋CD.向氯水中分別加入等濃度的NaHCO3溶液和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的濃度解析相同溫度下，酸的電離平衡常數越大，酸性越強，由電離平衡常數可知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO3－＞HClO＞HCO3－。因為酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO3－，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO3－和SO32－，當SO2過量時，生成CO2和HSO3－，A項正確；由題意可知，常溫下一級電離平衡常數：H2SO3＞H2CO3，所以相同條件下，同濃度的H2SO3溶液的酸性強于H2CO3溶液的酸性，B項錯誤；酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3－，所以少量的CO2通入NaClO溶液中生成碳酸氫根離子和次氯酸，離子方程式為CO2＋H2O＋ClO－HCO36.[2023湖南長郡中學二模改編]H2S是一種高毒性、高腐蝕性的氣體污染物。最新研究表明，在多孔炭材料上搭載活性組分催化氧化脫硫效果明顯優(yōu)于傳統(tǒng)的吸附法，其反應機理如圖所示，此時H2S在水中的質量濃度為0.34g/100mL。下列有關說法錯誤的是（D）A.活性炭（搭載活性組分）的作用為吸附劑和降低反應的活化能B.H2S的一級電離常數為10－8C.該反應的總反應方程式為2H2S＋O22S↓＋2H2D.溫度越高，多孔炭材料催化氧化脫硫的效果越好解析由題給信息可知，多孔活性炭可作吸附劑，其搭載活性組分作反應的催化劑，降低反應的活化能，A項正確；H2S溶液的濃度為0.34g34g/mol0.1L＝0.1mol/L，由題圖可知，溶液中c（H＋）＝c（HS－）＝10－4.5mol/L，則H2S的一級電離常數Ka1＝c（H＋）·c（HS－）c（H2S）＝17.[類比分析][2023重慶診斷]類比pH的定義，對于稀溶液可以定義pX＝－lgc（X）。常溫下，某濃度的H2A溶液在不同pH時，測得其pX（H2A）、pX（HA－）、pX（A2－）的變化如圖所示，下列說法正確