考向25弱電解質(zhì)的電離平衡

(2022?全國乙卷)常溫下”一元酸HA的Ka(HA尸1.0x10,在某體系中，與人-離子不

能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。

溶液I膜溶液n

pH=7.0pH=1.0

JT+A-QHA*~P->HAQH++A-

設溶液中c￡HA)=c(HA)+c(A)當達到平衡時，下列敘述正確的是

A.溶液I中c(H+)=c(0H)+c(Aj

rC(A-))i

B.溶液H中的HA的電禺度為

“總(HA)J71K01

C.溶液I和II中的c(HA)不相等

D.溶液I和H中的c￡HA)之比為io-"

【答案】B

【解析】A.常溫下溶液I的pH=7.0,則溶液I中c(H+)=c(OH-)=lx10-7mol/L,c(H+)<c(OH)

+c(A-),A錯誤；

c(H

B.常溫下溶液n的pH=1.0,溶液中c(H+)=0.1mol/L,^a==1.0xlQ-3,ce

c(HA)

0lc(A)i

(HA)=c(HA)+c(A),貝U1Tj一、=1.0x10-3,解得〉；B正確；

c總(HA)-C(A)c總(HA)101

C.根據(jù)題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，C錯誤；

C(H3

D.常溫下溶液I的pH=7.0,溶液I中c(H+尸Ixl(y7moi/L,Ka==1,0x1O-,c也

c(HA)

W7[C?(HA)-C(HA)]

(HA)=c(HA)+c(A-),一5~~-=1.0xl0-3,溶液I中c虱HA)=(104+I)C(HA),溶液

c(HA)

+C(H3

II的pH=1.0,溶液II中c(H)=0.1mol/L,Ka=-=1,ox1o,c“(HA尸c(HA)+c(A)

c(HA)

0.1[c&HA)-c(HA)]=i3溶液n中，式HA)=ioic(HA),未電離的HA可自由穿過隔

膜，故溶液I和n中的c（HA）相等，溶液I和n中c￡HA）之比為［（1O4+1）C（HA）］：

［1.01c（HA）］=（104+l）：1.01-104,D錯誤；

答案選B。

藐凝溶液導電性不二

區(qū)望質(zhì)溶液導電薄不二簪，與溶液中日子濃度成正比化合物類型

C溶液的導電性電解質(zhì)、非電解質(zhì)

強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的比較

溶液中存在的粒子

加入固體加入無水通入氣加冰as酸

電福電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下.離解成自由移動的離子的過程

NaOHCHjCOWa體HCICH,COOH電離方程式

外界條件的改變對電離平衡的影響，

及其書寫/走用化學式和離子符號來裊示電解質(zhì)電福的式子

平衡移動左移以01molLCH,COOH溶液為例電離方程式

H,的物質(zhì)說明（注意勒夏特列原理的應用）強電解質(zhì)用

的?（mol）弱電朗質(zhì)用

增大增大學習誤區(qū)

pH增大減小增大增大H小薄示'

知識建立在一定條件下，當弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率與離

導電他力增強—麗麗F一增強

/—一結合成分子的速率相等時,電離過程達到了平衡狀態(tài)

電商程度梳理

、總結升華電離平衡的

建立、特征

和限度

特征動：動態(tài)平衡，沒有停止

相同物質(zhì)的■濃度、一元強酸與知能提升

相同體積一元弱酸的比較定：條件一定，達到平衡時,分子和離子濃度一定

變：條件變化，電離平衡破壞,平衡移動，?新達新平衡

圍離常數(shù)與弱酸、弱破的濃度無關,只防溫度改變而變化

中和時的能力當弱電解質(zhì)在溶液中達到電隨平衡時,溶液中已控電

電離度概念離的電解質(zhì)分子占原來弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分數(shù)

與活潑金屬（足

■）產(chǎn)生H：的■弱電窟

影響因素內(nèi)因：電解展本身的演

開始與金屬--------------<27外因：海海的濃度和澧￡

反應的速率的函哥

相同pH、I

相同體積衡■弱電解質(zhì)的電離程度

學法指導濃度

至鍵證明它只是部》影響因素乙%------

酸溶液的P”k1?犬7同離子效應

電離或存在電離平電

鹽溶液的PH］電離平衡的影響因素加入能與電離出來的離子反應的物質(zhì)

溶液的導電荏二和移動規(guī)律|

證明弱電解質(zhì)移動規(guī)律電商平衡的移動ifl循勒熨特列原理

與金屬反應的速率的實驗方法

強酸制弱酸原理一

中和8<的能力

稀釋前后pH與稀釋倍數(shù)的關心

與活潑金屬（足工事面重而電解質(zhì)

■）產(chǎn)生H：的量非電網(wǎng)質(zhì)/

判斷電解質(zhì)/-------------一二大多數(shù)有機物

與金屬反開始相同.及其強弱/

應的速率后來弱酸大

弱電解質(zhì)的電離

使用可逆符號,多元弱酸分步電離電離方程式的書寫

判斷強、弱電解質(zhì)活潑金屬飆化物

勒夏特列原理的應用電離平衡的移動

衡■弱電解質(zhì)的電離程度電離平衡常數(shù)及電離度

知識點一弱電解質(zhì)的電離平衡

1.強、弱電解質(zhì)

⑴定義與物質(zhì)類別

局在水會全曳迷演席麗:苞括喊嬴瓦確:滅3孤毒】

同..￥部分電豈:黃―；一括翦嬴西藏、永琴~!

(2)電離方程式的書寫——“強等號，弱可逆，多元弱酸分步離”

①強電解質(zhì)：如H2so4：H2SO4=2H++SO乎。

②弱電解質(zhì)

a.一元弱酸，如CH3coOH：CH3coOHCH3coeT+H+。

b.多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠大于第二步電離程度，如H2c03：

H2c。3H++HCO；、HCO：H++COA。

c.多元弱堿，分步電離，一步書寫，如Fe(0H)3：Fe(0H)3Fe3++3OH，

③酸式鹽

a.強酸的酸式鹽，如NaHSCU在水溶液中：

+

NaHS04=Na++H++S0A；熔融時：NaHSQ4=Na+HSOz□

b.弱酸的酸式鹽：“強中有弱”，如NaHCCh：

NaHCC)3=Na++HC0：、HCO；口+(30獰。

［名師點撥］(1)中學階段常見的六大強酸是指HC1、H2so4、HNO3、HBr、HI、HC104,

其他一般是中強酸或弱酸。

(2)中學階段常見的四大強堿是指NaOH、KOH、Ca(OH)2>Ba(OH)2,其他一般是中強

堿或弱堿。

2.弱電解質(zhì)的電離平衡

(1)電離平衡的建立

在一定條件(如溫度、濃度等)下，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結合成弱電

解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到平衡狀態(tài)，即電離平衡。平衡建立過程如圖所示：

速率

弱電解質(zhì)分子

'、、、電離成離子

,、、、的速率兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

,,一［嗇子結

/合成弱電解

,質(zhì)分子的速率

訪時間

(2)外因對電離平衡的影響

①濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，越易電離。

②溫度：溫度越高，電離程度越大。

③相同離子：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結合成弱電解

質(zhì)分子的方向移動。

④化學反應：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應的物質(zhì)時，可使電離平衡向電離方向

移動。

⑤實例：以0.1mol1—1CH3co0H溶液為例，填寫外界條件對

CH3coOHCH3coeT+H+AH>0的影響。

改變條件平衡移動方向〃(H+)c(H+)導電能力Ka

加水稀釋向右增大減小減弱不變

加入少量冰醋酸向右增大增大增強不變

通入HCl(g)向左增大增大增強不變

加NaOH(s)向右減小減小增強不變

加

向左減小減小增強一不變

CH3coONa(s)

加入鎂粉向右減小減小增強不變

升高溫度向右增大增大增強增大

［名師點撥］(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有離子的濃度都減小，如醋酸溶液

中的c(H+)減小，但c(Oir)增大。

(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如稀醋酸中加入冰醋酸。

(3)電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大，如增大弱電解質(zhì)

的濃度，使電離平衡向右移動，但電離程度減小。

3.電解質(zhì)溶液的導電能力與溶液中離子的關系

電解質(zhì)溶液導電能力取決于自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由移動離子的濃

度越大、離子所帶電荷數(shù)越多，導電能力越強。

比較對象導電性原因

同濃度的氫氧化鈉溶液與氨氫氧化鈉是強電解質(zhì)，完全電離；

氫氧化鈉溶液大于氨水溶液

水溶液一水合氨是弱電解質(zhì)，部分電離

H2c2。4的Kal=5.9x10-2

同濃度的醋酸溶液與草酸溶

醋酸溶液小于草酸溶液CH3coOH的Ka=1.79xior

液

電離常數(shù)：H2c204>CH3coOH

氫氧化鈉極稀溶液與0」氫氧化鈉極稀溶液小于0.1氫氧化鈉極稀溶液的離子濃度小于

氨水溶液mol-IT1氨水溶液0.1mol1-1氨水溶液的離子濃度

4.判斷弱電解質(zhì)的三個思維角度

角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離。

⑴測定一定濃度的HA溶液的pHo

(2)與同濃度鹽酸比較導電性。

(3)與同濃度的鹽酸比較和鋅反應的快慢。

角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動。

(1)從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。

(2)從升高溫度后pH的變化判斷。

(3)從等體積、等pH的HA溶液與鹽酸分別與過量的鋅反應生成H2的量判斷。

角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解。如判斷CH3co0H為弱酸可用下面兩個現(xiàn)象：

(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚醐溶液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。

(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH。現(xiàn)象：pH>7?

知識點二電離平衡常數(shù)

1.電離常數(shù)

(1)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子

濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，又

稱電離常數(shù)，用K(弱酸用Ka,弱堿用Kb)表示。

(2)表達式

一元弱酸HA一元弱堿BOH

電離方程式HAH++A-BOHB++OH

電離常數(shù)表c(H+)(A-)c(B+)C(OH)

KaKb_

達式c(HA)c(BOH)

(3)意義

相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離,所對應酸或堿的酸性或堿性相對越

強。

(4)特點

①電離常數(shù)只與溫度有關，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關，由于電離過程是吸熱的，故

溫度升高，K增大。

②多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關系是K?K2……所以其酸性主要取

決于第一步電離。

(5)電離常數(shù)的四大應用

①判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。

②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱

電離常數(shù)越大，對應鹽的水解程度越小，鹽溶液的堿性(或酸性)越弱。

③判斷反應能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確

通過強酸制弱酸來判斷。如H2co3：Kai=4.2xl0-7,Ka2=5.6xl0—u,苯酚(C6H50H)：

Ka=1.3xio-1。，向苯酚鈉(C6H50Na)溶液中通入的C02不論是少量還是過量，其化學方程式

均為C6H5ONa+CO2+H2O=C6HQH+NaHCOa。

④判斷溶液微粒濃度比值的變化

利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。

c(CH3coeT)

如把0.1mol'L''CHsCOOH溶液加水稀釋,

c(CH3coOH)

c(CH3coeT)(H+)Ka

稀釋時，c(H+)減小,Ka不變,則

c(CH3coOH)-c(H+)c(H+)

c(CH3coeT)_,

---------------------

c(CH3COOH)

2.電離度

⑴概念

電離度是在一定條件下的弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)

占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分數(shù)。

(2)表示方法

a=已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)xl00%

溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)

弱電解質(zhì)的離子濃度

也可表示為a=Ml00%

弱電解質(zhì)的濃度

(3)影響因素

升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大;降低溫度，電離平衡向左移動,

溫度的影響———

電離度減小

當弱電解質(zhì)溶液濃度增大時，電離度減小；當弱電解質(zhì)溶液濃度減小時，電

濃度的影響

離度增大

［名師點癡(1)濃度為cmol-L-i的一元弱酸(HA)溶液中，c(H+)=c,a=NKa-c。

(2)濃度為cmol,L—1的一元弱堿(BOH)溶液中，c(0H3=c-a=^ft<c。

(3)一元弱酸(HA)溶液中電離度與電離常數(shù)的關系為Ka=c-a2或a=A/—。

1.在0.1mol1-1的HCN溶液中存在如下電離平衡：HCNH++CNT。對該平

衡，下列敘述正確的是()

A.加入少量NaOH固體，平衡正向移動

B.加水，平衡逆向移動

C.滴加少量0.1molL-1HC1溶液，溶液中c(H+)減小

D.加入少量NaCN固體，平衡正向移動

2.在25℃時，用蒸儲水稀釋1氨水至0.01隨溶液的稀釋，下列各

項中始終保持增大趨勢的是()

.c(OH-)rC(NH4)

A.B.2

c(NH3-H2O)C(OH-)

3.下列有關水電離情況的說法正確的是()

A.25°C,pH=12的燒堿溶液與pH=12的純堿溶液，水的電離程度相同

B.其他條件不變，CH3coOH溶液在加水稀釋過程中，。----定變小

c(H+)

C.其他條件不變，稀釋氫氧化鈉溶液，水的電離程度減小

D.其他條件不變，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大

4.已知次磷酸(H3Po2)為一元酸，欲證明它是弱電解質(zhì)，下列操作方法不正確的是()

A.用物質(zhì)的量濃度相同的NaCl溶液和NaH2P。2溶液進行導電性實驗，比較燈泡的亮

B.用一定濃度的NaOH溶液分別滴定等體積、等pH的鹽酸和次磷酸溶液，比較消耗

堿液的體積

C.加熱滴有酚酥試液的NaH2P。2溶液，溶液顏色變深

D.常溫下，稀釋0.1mol-L-i次磷酸溶液至原溶液體積的100倍，測得pH在4?5之

5.已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2x10-4、4.6x10-4、4.9xl(T。分別是下列有關三種酸的電離常

數(shù)(25℃)□若已知下列反應可以發(fā)生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2,NaCN+HF=HCN

+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF?由此可判斷下列敘述不正確的是()

A.K(HF)=7.2x10-4

B.K(HNO2)=4.9xl()r°

C.根據(jù)兩個反應即可得出一元弱酸的強弱順序：HF>HNO2>HCN

D.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)

1.(2022?遼寧?新民市第一高級中學高三階段練習)下列說法正確的是

A.pH=5的NH4cl溶液或醋酸溶液中，由水電離出的c(H+)均為lO/ol.L-i

B.常溫下，將pH=3的醋酸和pH=ll的NaOH溶液等體積混合后，pH>7

C.在c(H+)：c(OH-尸1：IO-的溶液中,Na+、CNO］、SO;能大量共存

D.0.1mol?I/iNa2cCh溶液和01mol?LTNaHSC>4溶液等體積混合，溶液中：

c(Na+)+c(H+)=c(CO；)+c(SOt)+c(HCO；)+c(OH-)

2.(2022?湖北武漢?高三開學考試)常溫下，用O.lOmoll一鹽酸滴定

10.00mL0.10mollTNa2cO3溶液時，溶液pH隨滴加鹽酸體積的變化如圖所示，a點時,

C(H2C03)?C(C0^)O已知之(凡0)3)=5*10-7、/Ca2(H2CO3)=5xl0-'\lg5=0.7o

A.a點溶液的pH約為8.3

B.a點溶液中c(Na+)=c(H2co?)+4HCO；)+4C。,)

C.a?b過程中水的電離程度不斷減小

D.a?b滴定過程可選用甲基橙作指示劑

3.(2022?全國?高三專題練習)濃度均為O.lOmobL」、體積均為Vo的MOH和ROH溶液,

V

分別加水稀釋至體積V,pH隨Igj的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是

A.MOH的堿性強于ROH的堿性

B.ROH的電離程度：a點大于b點

C.若兩溶液無限稀釋，貝沱們的c(OH)相等

D.當lgVj=2時，若兩溶液同時升高溫度，則c一(M目+)增大

voc(R)

4.（2022?全國?高三專題練習）已知常溫時HC1O的Ka=3.0xl0-8,HF的Ka=3.5xl（）-4,現(xiàn)將

pH和體積都相同的次氯酸和氫氟酸溶液分別加蒸儲水稀釋，pH隨溶液體積的變化如圖所

示，下列敘述正確的是

溶液體積

A.曲線n為氫氟酸稀釋時pH變化曲線

B.取a點的兩種酸溶液，中和相同體積、相同濃度的NaOH溶液，消耗氫氟酸的體積較小

C.b點溶液中水的電離程度比c點溶液中水的電離程度小

cK

D.從b點到d點，溶液中二一二、保持不變（HR代表HC1O或HF）

c（HR1）-c（0H）

5.（2022?重慶南開中學高三階段練習）常溫下，已知H3PO3溶液中含磷物種的濃度之和為

O.lmoir1,溶液中各含磷物種的pc-pOH關系如圖所示。圖中pc表示各含磷物種的濃度負

對數(shù)（pc=-lgc）,pOH表示OH-的濃度負對數(shù)［pOH=-lgc（OH-）］；X、＞、z三點的坐標:

x（7.3,1.3）,^（10.0,3.6）,z（12.6,1.3）。下列說法正確的是

02468101214

pOH

A.H3P為三元弱酸

B.曲線②表示pc（H3Po3）隨pOH的變化

1

C.pH=4的溶液中:c（H2PO；）＜0.Imol-K-c（HPO^）

D.2H2PO；=H3PO3+HPOt的平衡常數(shù)K＞1.0、及

》真題練

1.(2022?浙江6月卷)25℃時，苯酚(C6H5OH)的Ka=1.0xl()T0,下列說法正確的是

A.相同溫度下，等pH的C6HsONa和CHWONa溶液中，C(C6H5O)>C(CH3COO)

B.將濃度均為O.lOmoLL」的C6HsONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大

C.25℃時，C6H50H溶液與NaOH溶液混合，測得pH=10.00,則此時溶液中

C(C6H5O)=C(C6H5OH)

D.25℃時，O.lOmoLL」的C6H50H溶液中加少量CfHsONa固體，水的電離程度變小

2.(2020全國2卷)二氧化碳的過量排放可對海洋生物的生存環(huán)境造成很大影響，其原理如

下圖所示。下列敘述錯誤的是

A.海水酸化能引起HCO；濃度增大、COj濃度減小

B.海水酸化能促進CaCCh的溶解，導致珊瑚礁減少

C.CO2能引起海水酸化，其原理為HCO；1H++CO：

D.使用太陽能、氫能等新能源可改善珊瑚的生存環(huán)境

3.(2020浙江高考真題)下列說法不正確的是()

A.pH>7的溶液不一定呈堿性

B.中和pH和體積均相等的氨水、NaOH溶液，所需HC1的物質(zhì)的量相同

C.相同溫度下，pH相等的鹽酸、CH3coOH溶液中，c(0H]相等

D.氨水和鹽酸反應后的溶液，若溶液呈中性，則c(Cl]=c(NH：)

4.(2019全國高考真題)設、為阿伏加德羅常數(shù)值。關于常溫下pH=2的H3P04溶液,

下列說法正確的是

A.每升溶液中的H+數(shù)目為0.02以

+

B.c(H)=c(H2PO；)+2C(HPO^)+3c(PO^)+c(OH-)

C.加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小

D.加入NaH2Po4固體，溶液酸性增強

5.（2019?天津高考真題）某溫度下，HNC>2和CH3coOH的電離常數(shù)分別為5.0x10“和

1.7x10-5。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（）

加水體積

A.曲線I代表HNC>2溶液

B.溶液中水的電離程度：b點〉c點

c（HA）-c（0H）

C.從c點到d點，溶液中保持不變（其中HA、A-分別代表相應

的酸和酸根離子）

D.相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中“（Na+）相同

基礎練

1.【答案】A

【解析】加入NaOH,NaOH和H+反應而減小溶液中c（H+）,從而促進HCN電離，則

平衡正向移動，故A正確；加水稀釋促進弱電解質(zhì)的電離，所以平衡正向移動，故B錯誤;

加入少量相同濃度的HC1溶液，HC1是強電解質(zhì)，完全電離，導致溶液中c（H+）增大，故C

錯誤；加入少量NaCN固體，導致溶液中c（CN1增大，平衡逆向移動，故D錯誤。

2.【答案】A

【解析】A項，加水稀釋促進NH3<H2。的電離，溶液中MOIT）、〃（NH；）增大，分子

的物質(zhì)的量減小，該比值增大，正確；B項，溶液中OH，NH：的物質(zhì)的量增大，且水電

離出OH-的數(shù)目增多，該比值變小，錯誤；C項，稀釋時，溶液中NH：的物質(zhì)的量增大,

NH3H2O分子的物質(zhì)的量減小，該比值減小，錯誤；D項，加水稀釋c（OJT）減小，錯誤。

3.【答案】D

【解析】酸或堿抑制水的電離，強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽、弱酸弱堿鹽均能促進水的電

離，NaOH是強堿，抑制水的電離，Na2cCh是強堿弱酸鹽，促進水的電離，所以兩溶液中

水的電離程度不同，A項錯誤；CH3co0H為弱酸，其他條件不變，稀釋CH3co0H溶液，

以才)減小，c(OH-)增大，所以增大，B項錯誤；NaOH抑制水的電離，其他條件

不變，稀釋氫氧化鈉溶液，其對水電離的抑制程度降低，所以水的電離程度增大，C項錯誤;

溫度升高，水的電離程度增大，c(OIT)和c(H+)增大，所以Kw增大，D項正確。

4.【答案】A

【解析】NaCl和NaH2P02都屬于強電解質(zhì)，所以用物質(zhì)的量濃度相同的NaCl溶液

和NaH2P02溶液進行導電性實驗，比較燈泡的亮度，不能證明H3P02是弱電解質(zhì)，故A錯

誤；因鹽酸為強酸，若滴定時次磷酸溶液消耗NaOH溶液的體積大于等體積、等pH的鹽酸

消耗的NaOH溶液的體積，則說明次磷酸為弱電解質(zhì)，B正確；若次磷酸為弱電解質(zhì)，則

NaH2P。2溶液呈堿性，加熱促進其水解，滴有酚醐試液的NaH2P02溶液顏色變深，C正確;

常溫下，若次磷酸為一元強酸，則把次磷酸溶液稀釋至原溶液體積的100倍，

pH應為3,而現(xiàn)測得pH在4?5之間，說明次磷酸沒有完全電離，為弱電解質(zhì)，D正確。

5.【答案】B

【解析】相同溫度下，酸的電離常數(shù)越大，該酸的酸性越強，結合“強酸制取弱酸”分析

可知，酸性：HF>HNO2>HCN,所以亞硝酸的電離平衡常數(shù)為4.6X10-4,故B錯誤。

提升練

1.【答案】C

【詳解】A.氯化鏤促進水電離，pH=5的NH4cl溶液由水電離出的c(H+)為10-5mol?L-l；

醋酸抑制水電離，pH=5的醋酸溶液由水電離出的c(H+)為10-9moi?L-1,故A錯誤；

B.醋酸是弱酸，常溫下，將pH=3的醋酸和pH=ll的NaOH溶液等體積混合后，醋酸有剩

余，溶液呈酸性，pH<7,故B錯誤；

C.c(H+)：c(OH-)=l：1012的溶液呈堿性，Na+、1-、NCP、SO；相互之間不反應，能大量

共存，故C正確；

D.0.1mol?L-lNa2c03溶液和0.1mol?L-lNaHSO4溶液等體積混合，反應生成NaHCO3、

Na2so4,根據(jù)電荷守恒，c(Na+)+c(H+)=2c(C0；)+2c(S0；)+c(HCO)+c(OH-),故D錯誤;

選C。

2.【答案】B

【分析】常溫下，用0」0