第45講弱電解質的電離平衡【復習目標】1.能用化學用語正確表示弱電解質的電離平衡，能通過實驗證明水溶液中存在的電離平衡，能舉例說明電離平衡在生產、生活中的應用。2.了解電離平衡常數(shù)的含義和應用；掌握電離平衡常數(shù)的相關計算?？键c一弱電解質的電離平衡及影響因素1.電離平衡的含義在一定條件(如溫度、濃度)下，當電離的速率和離子結合為分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)。2.電離平衡的建立及特征(1)開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。(2)平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結合)。(3)當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。3.外因對電離平衡的影響(1)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，越易電離。(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。(3)同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動。(4)化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使電離平衡向電離方向移動。【微思考】(1)以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例，只改變一種條件對CH3COOH(aq)?CH3COO－(aq)＋H＋(aq)ΔH＞0的影響，完成下表：改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導電能力加水稀釋向右增大減小減弱加入少量冰醋酸向右增大增大增強通入HCl(g)向左增大增大增強加NaOH(s)向右減小減小增強加CH3-COONa(s)向左減小減小增強升高溫度向右增大增大增強(2)分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導率和pH隨加水體積變化的曲線。提示：學生用書?第251頁電離平衡的移動1.H2S水溶液中存在電離平衡H2S?H＋＋HS－和HS－?H＋＋S2－。若對H2S溶液進行以下操作，說法正確的是()A.加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大B.通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大C.滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小答案：C解析：加水促進H2S的電離，由于溶液體積增大，氫離子濃度減小，A項錯誤；通入SO2和H2S發(fā)生反應：2H2S＋SO23S↓＋2H2O，pH增大；當SO2過量，溶液顯酸性，因H2SO3酸性比H2S強，故pH減小，B項錯誤；滴加新制氯水，發(fā)生反應Cl2＋H2S2HCl＋S↓，平衡向左移動，但生成了強酸，溶液pH減小，C項正確；加入少量硫酸銅固體，發(fā)生反應H2S＋Cu2＋CuS↓＋2H＋，H＋濃度增大多角度證明弱電解質2.下列事實，可以說明次氯酸是弱酸的是()A.次氯酸不穩(wěn)定難保存B.次氯酸鈉與硫酸反應有次氯酸生成C.能與氫氧化鈉反應生成次氯酸鈉D.0.1mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4mol·L－1答案：D解析：次氯酸不穩(wěn)定難保存，不能說明次氯酸是弱酸，A不選；次氯酸鈉與硫酸反應有次氯酸生成，說明硫酸酸性大于次氯酸，不能說明次氯酸是弱酸，B不選；次氯酸能與氫氧化鈉反應生成次氯酸鈉，是酸的通性，不能說明次氯酸是弱酸，C不選；0.1mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4mol·L－1，說明HClO在水溶液中不能完全電離，說明次氯酸是弱酸，D選。判斷弱電解質的三個思維角度角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離。角度二：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動。角度三：弱電解質形成的鹽類能水解。考點二電離平衡常數(shù)1.電離常數(shù)的表達式(1)一元弱酸或弱堿一元弱酸HA一元弱堿BOH電離方程式HA?H＋＋A－BOH?B＋＋OH－電離常數(shù)表達式Ka＝cKb＝c(2)多元弱酸(以H2CO3為例)第一步電離第二步電離電離方程式H2CO3?H＋＋HCOHCO3－?H＋＋電離常數(shù)表達式Ka1＝cKa2＝c電離常數(shù)關系Ka1＞Ka2(填“＞”或“＜”)2.電離常數(shù)的意義(1)反映弱電解質的相對強弱，電離平衡常數(shù)越大，弱電解質的電離能力越強。(2)多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關系是Ka1＞Ka2＞Ka3……，當Ka1?Ka2時，計算多元弱酸中的c(H＋)或比較多元弱酸酸性的相對強弱時，通常只考慮第一步電離。3.電離常數(shù)的影響因素(1)內因：相同溫度下，電解質越弱，其電離常數(shù)越??；反之，電離常數(shù)越大。(2)外因：電離平衡常數(shù)與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K增大。4.電離度(1)概念在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數(shù)占原電解質總分子數(shù)的百分比。(2)表示方法α＝已經電離的弱電解質分子數(shù)溶液中原有弱電解質的總分子數(shù)×100(3)影響因素①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越大。學生用書?第252頁【微思考】(1)25℃時，0.01mol·L－1的HA溶液中HA的電離度為0.1％，則25℃時，c(H＋)和Ka(HA)分別為多少？寫出解題步驟。。(2)思考下列問題，并分析總結①改變條件，電離度增大，電離常數(shù)一定增大嗎？為什么？。②向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，電離平衡右移，電離度增大嗎？為什么？。提示：(1)c(H＋)＝0.01mol·L－1×0.1％＝1×10－5mol·L－1，c(HA)＝0.01－1×10－5mol·L－1≈0.01mol·L－1，Ka(HA)＝1×10－5(2)①不一定，升溫引起電離度增大，電離常數(shù)一定增大，否則不變(如改變C，電離常數(shù)不變)。②不增大，根據(jù)勒夏特列原理可知，電離程度變小，電離度變小。弱電解質相對強弱的比較1.(2022·湖北卷)根據(jù)酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，給出質子的能力越強，酸性越強。已知：N2H5＋＋NH3NH4＋＋N2H4，N2H4＋CH3COOHN2H5＋＋CHA.N2H5＋＞N2H4＞B.N2H5＋＞CH3COOH＞C.NH3＞N2H4＞CH3COO－D.CH3COOH＞N2H5＋＞N答案：D解析：根據(jù)復分解反應的規(guī)律，強酸能制得弱酸，根據(jù)酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，則反應N2H4＋CH3COOHN2H5＋＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2H5＋，反應N2H5＋＋NH3NH4＋＋N2H4中，酸性：N2H5＋＞NH4＋2.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO電離平衡常數(shù)(25℃)Ka＝1.77×10－4Ka1＝1.1×10－7Ka2＝1.3×10－13Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11Ka＝4.0×10－8按要求回答下列問題：(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為。(2)相同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3－、CO32－、ClO－結合(3)運用上述電離常數(shù)及物質的特性判斷下列化學方程式不正確的是(填序號)。①次氯酸與NaHCO3溶液的反應：HClO＋HCO3－ClO－＋H2O②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－CO3③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－HCO3④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－HS－＋⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO32－2HCOO－＋CO2答案：(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO(2)S2－＞CO32－＞ClO－＞HS－＞HCO(3)①②④分析微粒濃度比值的變化3.常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。(1)c(C(2)c(C(3)c(C(4)c(C(5)c(C答案：(1)變小(2)變大(3)變小(4)不變(5)不變解析：(1)將該式變?yōu)閏(CH3COOH)·c(CH3COO－)c(H＋)·c(CH3COO－)＝c(CH3COO－)Ka或稀釋時醋酸的電離平衡正向移動，c(CH3分析微粒濃度比值變化的三種方法1.將濃度之比轉化為物質的量之比進行比較，這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化，只需分析微粒數(shù)目的變化即可。2.“假設法”，如上述問題(3)，假設無限稀釋，c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨于10－7mol·L－1，故比值變小。3.“湊常數(shù)”，解題時將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉化為一個常數(shù)與某種粒子濃度的乘積或相除的關系。學生用書?第253頁1.(2020·北京卷)室溫下，對于1L0.1mol·L－1醋酸溶液。下列判斷正確的是()A.該溶液中CH3COO－的粒子數(shù)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答案：C解析：醋酸屬于弱電解質，則含0.1mol醋酸的溶液中CH3COO－的粒子數(shù)小于6.02×1022，A錯誤；加入少量CH3COONa固體，抑制醋酸的電離，溶液的pH升高，故B錯誤；根據(jù)元素守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1mol，故C正確；醋酸的酸性強于碳酸，則根據(jù)強酸制取弱酸，醋酸與Na2CO3溶液反應生成醋酸鈉、二氧化碳和水，醋酸是弱電解質，離子反應中不能拆寫，故D錯誤。2.(2022·全國乙卷)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()A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)B.溶液Ⅱ中的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答案：B解析：常溫下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，則溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol/L，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A錯誤；常溫下，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1mol/L，Ka＝c(H＋)·c(A－)c(HA)＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，則0.1c(A－)c總(HA)－c(A－)＝1.0×10－3，解得c(A－)c總(HA)＝1101，B正確；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；常溫下溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7mol/L，Ka＝c(H＋)·c(A－)c(HA)＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，10－7[c總(HA)－c(HA)]c(HA)＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中c總(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液Ⅱ中c(H＋)＝0.1mol/L，Ka＝c(H＋)·c(A－)c(HA)＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，0.13.(2020·天津卷節(jié)選)已知25℃碳酸電離常數(shù)為Ka1、Ka2，當溶液pH＝12時，c(H2CO3)∶c(HCO3－)∶c(CO32－)＝1答案：1012·Ka11024·Ka1·Ka2解析：H2CO3是二元弱酸，發(fā)生分步電離：H2CO3?HCO3－＋H＋、HCO3－?CO32－＋H＋，則有Ka1＝c(HCO3－)·c(H＋)c(H2CO3)、Ka2＝c(CO32－)·c(H＋)c(HCO3－)，從而可得Ka1·Ka2＝c(CO32－)·c2(H＋)c(H2CO3)。當溶液pH＝12時，c(H＋)＝10－12c(H2CO3)∶c(HCO3－)∶c(CO32－)＝1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka11.依據(jù)電離平衡常數(shù)計算c(H＋)或c(OH－)當一元弱酸或一元弱堿的電離常數(shù)很小時，可用如下兩個公式計算c(H＋)或c(OH－)。(1)一元弱酸(以CH3COOH為例)：c(H＋)＝c((2)一元弱堿(以NH3·H2O為例)：c(OH－)＝c(已知飽和硫化氫的濃度為0.1mol·L－1，硫化氫的電離常數(shù)為Ka1＝1.0×10－7、Ka2＝1.0×10－19。計算飽和硫化氫溶液中氫離子的濃度。答案：由于硫化氫Ka1?Ka2，且電離常數(shù)很小，因而可用其一級電離常數(shù)計算氫離子濃度。c(H＋)＝c(H2S)×Ka1≈0.1×1.0×10－72.電離常數(shù)(K)與電離度(α)的定量關系一定溫度下，當電離常數(shù)很小時，電離度與電離常數(shù)有如下關系：K＝c·α2或α＝Kc計算25℃時，2mol·L－1氨水的電離度(已知25℃時，Kb＝1.8×10－5)。答案：α＝Kbc＝1.8×10－523.計算電離常數(shù)的思維方法(以弱酸HX為例)HX?H＋＋X－起始/(mol·L－1)c(HX)00平衡/(mol·L－1)c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)則K＝c2(H＋)c(HX)－c(H＋)，由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX常溫下，向20mL0.010mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010mol·L－1的NaOH溶液，溶液中l(wèi)gc(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關系如圖。學生用書?第254頁(1)判斷HA為酸(填“強”或“弱”)。(2)若HA為弱酸，請計算P點的電離平衡常數(shù)。答案：(1)弱(2)1.0×10－6解析：(1)縱坐標為lgc(OH－)，在M點時，溶液中c(OH－)＝10－10mol·L－1，常溫時c(H＋)＝10－4mol·L－1＜0.010mol·L－1，HA為弱酸。(2)在相同溫度下，M、P點的電離常數(shù)相同，用M點計算電離常數(shù)。HA?H＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，常溫下，Ka(HA)＝c(H＋)·c(A－)1.已知25℃時，測得濃度為0.1mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1。(1)寫出BOH的電離方程式：。(2)BOH的電離度α＝。(3)BOH的電離平衡常數(shù)Kb＝。答案：(1)BOH?B＋＋OH－(2)1％(3)1×10－5解析：因c初始(BOH)＝0.1mol·L－1，c電離(BOH)＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，則電離度α＝1×10－3mol·L－10.1mol·L－1×100％＝1％；BOH不完全電離，故電離方程式為BOH?B＋＋OH－；電離達平衡時，c平衡(BOH)＝0.1mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1mol·L2.常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3?HCO3－＋H＋的電離常數(shù)K1≈(已知：10－5.60＝2.5×10－6答案：4.2×10－7解析：由H2CO3?H＋＋HCO3－得K1＝c(H＋)·c(HCO3.(1)常溫下，向amol·L－1CH3COONa溶液中滴加等體積的bmol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，則醋酸的電離常數(shù)Ka＝(用含a和b的代數(shù)式表示)。(2)常溫下，將amol·L－1的醋酸與bmol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝(用含a和b的代數(shù)式表示)。答案：(1)10－7(a解析：(1)因溶液呈中性，溶質為NaCl、CH3COOH、CH3COONa，由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COO－)＝c(Na＋)－c(Cl－)＝(a2－b2)mol/L，由元素守恒，c(CH3COOH)＝a2－(a2－b2)CH3COOH?CH3COO－＋H＋b2a2－b2Ka＝10－7×(a2－b2)b2＝10－7(a－b)b。(2)根據(jù)電荷守恒2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝CH3COOH?CH3COO－＋H＋a2－bb10－Ka＝10－74.已知草酸為二元弱酸：H2C2O4?HC2O4－＋H＋Ka1，HC2O4－?C2O42－＋H＋Ka2，常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O4－、C2(1)常溫下草酸的電離常數(shù)Ka1＝，Ka2＝。(2)pH＝2.7時，溶液中c2(H答案：(1)10－1.210－4.2(2)1000解析：(1)由圖像可知：pH＝1.2時，c(HC2O4－)＝c(H2C2O4)，Ka1(H2C2O4)＝c(HC2OpH＝4.2時，c(HC2O4－)＝c(C2OKa2(H2C2O4)＝c(C2O42－(2)由電離常數(shù)表達式可知c2(HC2O4－)5.已知亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，常溫下，向某濃度的亞磷酸溶液中逐滴加入一定物質的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關系如圖所示。(1)寫出亞磷酸電離的方程式：、。(2)表示pH與lgc(HPO32－)c(H2PO(3)根據(jù)圖像計算亞磷酸的Ka1＝。答案：(1)H3PO3?H2PO3－＋HH2PO3－?HPO32－＋H＋(2)Ⅰ(3)解析：由于Ka1＝c(H2PO3－)·c(H＋)c(H3PO3)，Ka2＝c(HPO32－)·c(H＋)c(H2PO3－)，且Ka1＞Ka2，由圖像可知，在c(H2PO3－)c(H3PO3)和c(HPO32－)c學生用書?第255頁由教材導向看命題趨向教材導向——教材這樣寫[教材](人教版選擇性必修1“思考與討論”)向兩個錐形瓶中各加入0.05g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol·L－1鹽酸、2mL2mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示。(1)兩個反應的反應速率及其變化有什么特點？(2)反應結束時，兩個錐形瓶內氣體的壓強基本相等，由此你能得出什么結論？教材相關知識曲線①代表鎂條與鹽酸的反應，曲線②代表鎂條與醋酸的反應。(1)鎂條與鹽酸反應比與醋酸反應快，說明鹽酸中c(H＋)大于醋酸中c(H＋)，進一步說明醋酸部分電離，存在電離平衡。(2)由于鹽酸、醋酸相對鎂條均過量，最終生成氫氣的量由鎂條決定，兩個反應產生氫氣的量相同。發(fā)掘訓練——可能這樣考[練習]向兩個錐形瓶內各加入0.24g鎂條，塞緊橡膠塞，然后用注射器分別注入10mL2mol·L－1的鹽酸、10mL2mol·L－1的醋酸，測得錐形瓶內壓強和pH變化如圖所示。下列說法正確的是()A.a、b表示溶液pH隨時間的變化，c、d表示氣體壓強隨時間的變化B.a、d曲線表示鹽酸，b、c曲線表示醋酸C.反應開始時醋酸的反應速率大于鹽酸的速率D.反應全部結束時，醋酸放出的氣體物質的量多邏輯推理與論證鎂的物質的量為0.01mol，鹽酸和醋酸的物質的量均為0.02mol，則反應中鎂和鹽酸、醋酸均恰好反應分別生成氯化鎂和醋酸鎂，氯化鎂中由于鎂離子水解生成氫離子導致溶液顯酸性，醋酸鎂中醋酸根離子、鎂離子均水解，使得醋酸鎂溶液pH大于氯化鎂，c、d分別為醋酸、鹽酸反應的pH曲線；鹽酸為強酸，反應速率更快，開始壓強變化更大，a、b分別為鹽酸、醋酸反應的壓強曲線，A錯誤，B正確。鹽酸為強酸，反應速率更快，開始壓強變化更大，反應開始時醋酸的反應速率小于鹽酸的速率，C錯誤。反應全部結束時，醋酸、鹽酸放出的氣體物質的量相同，D錯誤。答案：B課時測評45弱電解質的電離平衡對應學生(時間：45分鐘滿分：60分)(本欄目內容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)選擇題1－10題，每小題3分，共30分。1.等物質的量的下列物質溶于水配成等體積的溶液，導電能力最弱的是()A.NaOH B.H3PO4C.NH3 D.CH3CH2OH答案：D解析：NaOH是強電解質，在水溶液中完全電離，故其中自由移動的離子濃度最大，導電能力最強，A錯誤；H3PO4是弱電解質，在水溶液中部分電離，故其中自由移動的離子濃度較小，導電能力較弱，B錯誤；NH3溶于水，與水反應生成的NH3·H2O是弱電解質，在水溶液中部分電離，故其中自由移動的離子濃度較小，導電能力較弱，C錯誤；CH3CH2OH是非電解質，其水溶液幾乎不導電，導電能力最弱，D正確。2.已知人體體液中存在如下平衡：CO2＋H2O?H2CO3?H＋＋HCO3－，以維持體液pH的相對穩(wěn)定。下列說法不合理的是(A.當強酸性物質進入體液后，上述平衡向左移動，以維持體液pH的相對穩(wěn)定B.當強堿性物質進入體液后，上述平衡向右移動，以維持體液pH的相對穩(wěn)定C.若靜脈滴注大量生理鹽水，則體液的pH減小D.進行呼吸活動時，如果CO2進入血液，會使體液的pH減小答案：C解析：若靜脈滴注大量生理鹽水，則血液被稀釋，平衡雖然正向移動，但根據(jù)勒夏特列原理，c(H＋)減小，體液的pH增大。3.下列事實一定能說明亞硝酸(HNO2)是弱電解質的是()A.NaNO2溶液呈堿性B.向HNO2溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液呈紅色C.用HNO2溶液做導電性實驗，燈泡很暗D.10mL0.1mol·L－1HNO2溶液恰好與10mL0.1mol·L－1NaOH溶液完全反應答案：A解析：NaNO2溶液呈堿性說明NO2－發(fā)生水解反應，說明HNO2是弱酸，為弱電解質，A正確；紫色石蕊溶液呈紅色說明HNO2為酸，不能說明HNO2部分電離，則不能說明HNO2為弱電解質，B錯誤；用HNO2溶液做導電性實驗，燈泡很暗，說明溶液中離子濃度很小，不能說明HNO2部分電離，所以不能證明HNO2為弱電解質，C錯誤；10mL0.1mol·L－1HNO2溶液恰好與10mL0.1mol·L－1NaOH溶液完全反應，說明HNO2為一元酸，不能說明HNO2部分電離，所以不能證明HNO2為弱電解質，4.液態(tài)化合物AB會發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為AB?A＋＋B－，在不同溫度下其平衡常數(shù)K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是()A.c(A＋)隨溫度的升高而降低B.35℃時，c(A＋)＞c(B－)C.AB的電離程度：α(25℃)＞α(35℃)D.AB的電離是吸熱過程答案：D解析：升高溫度，K增大，說明AB的電離程度增大，所以c(A＋)隨著溫度的升高而增大，A項錯誤；根據(jù)題給信息，無法推出35℃時，c(A＋)＞c(B－)，B項錯誤；升高溫度，K增大，AB的電離程度增大，所以AB的電離程度：α(25℃)＜α(35℃)，C項錯誤；升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，AB的電離程度增大，則AB的電離是吸熱過程，D項正確。5.已知：在25℃時，次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數(shù)如表：弱電解質電離平衡常數(shù)(Ka)HClOKa＝4.7×10－8H2CO3Ka1＝4.2×10－7Ka2＝5.6×10－11H2SO3Ka1＝1.54×10－2Ka2＝1.02×10－7下列微粒在溶液中不能大量共存的是()A.SO32－、HCO3－ B.C.HSO3－、CO32－ D答案：C解析：根據(jù)表中電離平衡常數(shù)可知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO3－＞HClO＞HCO3－；根據(jù)“較強酸制取較弱酸”的復分解反應規(guī)律，判斷溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HSO3－＞HCO3－，則SO32－、HCO3－不能反應，可以大量共存，A不符合題意；酸性：HClO＞HCO3－，則ClO－、HCO3－不能反應，可以大量共存，B不符合題意；由于酸性：HSO3－＞HCO3－，則HSO3－、CO32－反應生成SO326.下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離度與濃度關系的是()答案：B解析：乙酸和一氯乙酸均顯弱酸性。弱酸的濃度越大，在水中的電離度越小，排除C項、D項。電離平衡常數(shù)：CH3COOH＜CH2ClCOOH，濃度相同時，電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，電離度越大，排除A項，故選B項。7.常溫下，向0.01mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸銨固體(其水溶液pH＝7)，溶液的pH隨加入醋酸銨固體質量的變化曲線如圖所示。下列分析正確的是()A.a點：pH＝2B.b點：c(CH3COO－)＞c(NH4C.c點：pH可能大于7D.a點到c點，溶液pH增大是因為醋酸銨水解顯堿性答案：B解析：醋酸是弱電解質，0.01mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)＜0.01mol·L－1，則溶液的pH＞2，A錯誤。b、c點為CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液，而CH3COONH4溶液顯中性，CH3COOH電離使溶液顯酸性，則混合溶液的pH＜7，即b點溶液中c(H＋)＞c(OH－)，結合電荷守恒推知，c(CH3COO－)＞c(NH4＋)，B正確，C錯誤。a點到c點，溶液的pH增大，其原因是醋酸是弱電解質，溶液中存在電離平衡：CH3COOH?CH3COO－＋H＋，向醋酸溶液中加入醋酸銨固體，c(CH3COO－)增大，醋酸的電離平衡逆向移動，則溶液中的c(H＋)減小，溶液的pH增大，常溫下，醋酸銨的水溶液pH＝7，即醋酸銨溶液顯中性，8.已知室溫時，0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1％發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是()A.該溶液的pH＝4B.升高溫度，溶液的pH增大C.室溫時，此酸的電離常數(shù)約為1×10－7D.稀釋HA溶液時，不是所有粒子的濃度都一定會減小答案：B解析：0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1％發(fā)生電離，說明溶液中c(H＋)約為0.1mol·L－1×0.1％＝1×10－4mol·L－1，溶液的pH＝4，A項正確；電離屬于吸熱過程，升溫促進HA電離，溶液中的c(H＋)增大，pH減小，B項錯誤；室溫時，此酸的電離常數(shù)約為10－4×10－40.1＝1×10－7，C項正確；稀釋HA溶液可促進HA電離，溶液中c(H＋)、c(A－)、c(HA)都減小9.常溫時，改變飽和氯水的pH，得到部分含氯微粒的物質的量分數(shù)與pH的關系如圖所示。下列敘述不正確的是()A.該溫度下，HClO?H＋＋ClO－的電離常數(shù)Ka的對數(shù)值lgKa＝－7.54B.氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能與KI發(fā)生反應C.pH＝1的氯水中，c(Cl2)＞c(Cl3－)＞c(HClO)＞c(ClOD.已知常溫下反應Cl2(aq)＋Cl－(aq)?Cl3－(aq)的K＝0.191，當pH增大時，答案：D解析：HClO?H＋＋ClO－的電離常數(shù)Ka的對數(shù)值lgKa＝lgc(H＋)·c(ClO－)c(HClO)＝lgc(H＋)＋lgc(ClO－)c(HClO)，根據(jù)題圖，當溶液的pH＝7.54時，HClO和ClO－的物質的量分數(shù)相等，即c(H＋)＝10－7.54mol·L－1時，c(HClO)＝c(ClO－)，代入得lgKa＝－7.54，A項正確；氯水中的Cl2、ClO－、HClO均有強氧化性，均能與KI發(fā)生反應，B項正確；根據(jù)題圖，pH＝1的氯水中，c(Cl－)＞c(Cl2)＞c(Cl3－)10.亞砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，可以用于治療白血病，H3AsO3水溶液中含砷物種的分布分數(shù)(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數(shù))與pH的關系如下圖，下列說法正確的是()A.Na2HAsO3的水解方程式為HAsO32－＋H3O＋?H2AsO3B.H3AsO3第一步的電離常數(shù)為Ka1，則Ka1＝10－9.2C.H3AsO3溶液的pH約為9.2D.pH＝12時，溶液中c(H2AsO3－)＋2c(HAsO32－)＋3c(AsO33－)＋c(OH答案：B解析：亞砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，分三步電離，電離方程式為H3AsO3?H＋＋H2AsO3－、H2AsO3－?H＋＋HAsO32－、HAsO32－?H＋＋AsO33－，由此可知，隨著pH的增大，含砷元素的微粒由H3AsO3向H2AsO3－、HAsO32－轉化，因此曲線a表示H3AsO3的分布分數(shù)，曲線b表示H2AsO3－的分布分數(shù)，曲線c表示HAsO32－的分布分數(shù)。Na2HAsO3的水解方程式為HAsO32－＋H2O?H2AsO3－＋OH－，故A錯誤；由圖可知，pH＝9.2時，c(H＋)＝10－9.2mol/L，曲線a和曲線b的交點存在c(H3AsO3)＝c(H2AsO3－)，則Ka1＝c(H2AsO3－)×c(H＋)c(H3AsO3)＝c(H＋)＝1.0×10－9.2，故B正確；pH＝9.2時，c(H＋)＝10－9.2mol/L，c(H3AsO3)＝c(11.(10分)食醋(主要成分CH3COOH)、純堿(Na2CO3)和小蘇打(NaHCO3)均為家庭廚房中常用的物質。已知：弱酸CH3COOHH2CO3HNO2HCN電離常數(shù)Ka＝1.8×10－5Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11Ka＝5.0×10－4Ka＝6.2×10－10請回答下列問題：(1)CO2通入NaNO2溶液中，(填“能”或“否”)生成HNO2，理由是。(2)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反應的離子方程式為。(3)25℃時，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得溶液的pH＝6，則混合液中c(CH(4)常溫下，下列方法可以使0.1mol·L－1CH3COOH的電離程度增大的是(填字母)。a.加入少量的稀鹽酸 b.加熱溶液c.加水稀釋 d.加入少量冰醋酸答案：(1)否H2CO3的Ka1小于HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性弱(2)CO2＋H2O＋CN－HCN＋HC(3)18(4)bc12.(8分)次磷酸(H3PO2)是一種精細化工產品，已知10mL1mol·L－1H3PO2與20mL1mol·L－1NaOH溶液充分反應后生成組成為NaH2PO2的鹽，回答下列問題：(1)NaH2PO2屬于(填“正鹽”“酸式鹽”或“無法確定”)。(2)若25℃時，Ka(H3PO2)＝1×10－2，則0.02mol·L－1的H3