弱電解質(zhì)的電離平衡（原卷版）-2025年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)講義（新教材新高考）

備戰(zhàn)2025年高考化學(xué)【一輪-考點精講精練】復(fù)習(xí)講義

考點46弱電解質(zhì)的電離平衡

疆本講?講義概要

一.弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

二.電離平衡常數(shù)及應(yīng)用

知識精講

三.電離度

四.一元強酸（堿）與一元弱酸（堿）的比較

選擇題：20題建議時長：60分鐘

課后精練

實際時長：________分鐘

非選擇題：5題

吆夯基?知識精講________________________________________________________

一.弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

1.電離平衡的概念

在一定條件下（如溫度、壓強等），當(dāng)弱電解質(zhì)電離的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達

到平衡狀態(tài)。

2.電離平衡的建立與特征

一動一

-U（電離）=。（結(jié)合）wo

-等」

平衡狀態(tài)

特征—定：各組分濃度保持恒定不變

—變：條件改變，平衡發(fā)生移動

（1）開始時，V（電離）最大，而V（結(jié)合）為。。

（2）平衡的建立過程中，v（電離）〉v（結(jié)合）。

（3）當(dāng)v（電離）=v（結(jié)合）時，電離過程達到平衡狀態(tài)。電離平衡是一種動態(tài)平衡，即ImolCH3coOH

電離同時則有ImolCH3COOH分子形成。

3.電離平衡的影響因素

電離平衡也屬于平衡體系，具有平衡體系的一切特征，也受外界條件如溫度、濃度等的影響，其變化

也適用平衡移動原理來解釋。

(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定了其電離程度的大小，通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。

(2)外因：

①溫度：電離是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動，電離程度越大。

②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。(越稀越電離)

a.同一弱電解質(zhì)，稀釋溶液時，電離平衡將向電離的方向移動，電離程度增大，但溶液中離子濃度不

一定變大，如：弱酸HA溶液稀釋時，c(HA)、c(H+)、c(A-)均減小(參與平衡建立的微粒)，但c(OH-)會增

大。

b.增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但電解質(zhì)的電離程度減小。

③同離子效應(yīng)：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(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方

向(逆向)移動。

④反應(yīng)離子：加入能與電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子時，電離平衡向電離方向移動。

1

以0.1molL-CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH=金CH3coCT+H+的影響。

改變條件平衡移動方向"(H+)c(H+)C(CH3COO-)導(dǎo)電能力Ka

加水稀釋向右增大減小減小減弱不變

加入少量冰醋酸向右增大增大增大增強不變

通入HCl(g)向左增大增大減小增強不變

力口NaOH(s)向右減小減小增大增強不變

加CH3coONa(s)向左減小減小增大增強不變

加入鎂粉向右減小減小增大增強不變

升高溫度向右增大增大增大增強增大

電離平衡移動過程中粒子濃度比值變化的判斷:

①同一溶液，濃度比等于物質(zhì)的量比。如HF溶液：(由濃度比變成物質(zhì)的量比)

c(H+)c(”+>c(F—)K

②將濃度比換算成含有某一常數(shù)的式子，然后分析。如HF溶液：~^=(由a

Cytir)C^rirj,Cyr)CQr)

兩個變量轉(zhuǎn)變?yōu)橐粋€變量)

(3)外界條件對電離平衡影響的四個“不一定”

①加水稀釋電解質(zhì)時，溶液中離子的離子濃度不一定減小。如因為溫度不變，Kw=c(H+>c(OH-)不變,

稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H+)減小，故c(OH-)增大。

②電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小。如對于NHsHOK^NHj+OH-,平衡后，通入

氨氣，。郃氏-氏。)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消除這種改變，再次達到平衡時,

c(NH3?玲。)比原平衡時大。

③電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，如在CH3co0H溶液中加水稀釋或加少量NaOH固體，都

會引起平衡右移，但c(H+)比原平衡時要小。

④電離平衡右移，電離程度也不一定增大，如增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡向右移動，弱電解質(zhì)的

電離程度減小。

4.電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中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(dǎo)電能力越強。

比較對象導(dǎo)電性原因

同濃度的氫氧化鈉溶液氫氧化鈉是強電解質(zhì)，完全電離；一水

氫氧化鈉溶液大于氨水溶液

與氨水溶液合氨是弱電解質(zhì)，部分電離；

H2c2。4的Kal=5.9x10-2

同濃度的醋酸溶液與草

醋酸溶液小于草酸溶液CH3COOH的&=1.79X10-5

酸溶液

電離常數(shù)：H2c2（）4>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01

mol-LT氨水溶液mol-L-1氨水溶液mol-L-1氨水溶液的離子濃度；

將冰醋酸和稀醋酸分別加水稀釋，其導(dǎo)電能力隨加水量的變化曲線如圖所示:

(1)0A段隨加水量的增多，導(dǎo)電能力增強，其原因是冰醋酸發(fā)生了電離，溶液中離子濃度增大。

(2)AB段導(dǎo)電能力減弱，原因是隨著水的加入，溶液的體積增大，離子濃度減小，導(dǎo)電能力減弱。

二.電離平衡常數(shù)及應(yīng)用

1.概念：

在一定條件下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對一元弱酸或

一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一

個常數(shù)，該常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸的電離平衡常數(shù)用&表示，弱堿的電離

平衡常數(shù)用&表示)。

2.表達式(在此計算公式中，離子濃度都是平衡濃度)

c(H+)-c(父)

⑴對于一元弱酸HA：HAuiIF+A-,電離平衡常數(shù)氏=-----------=

c)

c(8+)-c(0/T)

(2)對于一元弱堿BOH：BOH^^B++OH-,電離平衡常數(shù)a=--------——--------。

_c(CHC00yc(H+)

例如：①一元弱酸的電離平衡常數(shù)：CH3coOHuCH3co0-+H+3

"C(CH3COOH)

②一元弱堿的電離平衡常數(shù)：NH3-HO^^NHj+OH-KB

2C(NH3-H2O)

③多元弱酸的電離平衡常數(shù)：多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用乂、

&等來分別表示

c(HCOiyc(H+\多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較為Kal?&2,第

H2c。3==H++HC03/=二-----~~-

“”。3)一級電離程度較大，第一步電離產(chǎn)生的H+,對第

c(”+)?c(C。/)二級、第三級電離起抑制作用，因此，多元弱酸的

HCO3一=H++COrK^=~————-

c(HCOg)酸性主要由第一步電離決定。

④弱堿的電離平衡常數(shù)：由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用難溶物的溶度

積常數(shù)。

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(yīng)酸或堿的酸性或堿性相對越強。

4.特點

（1）某弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與該弱電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的,

故溫度升高，K增大。

（2）電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)電離程度的相對強弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越

強。

礴ggMWT酸（堿）性越強

（3）多元弱酸是分步電離的，各步電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系為通常（1>>（2,故多元弱酸

的酸性一般取決于其第一步電離。多元弱堿的情況與多元弱酸類似。

5.影響因素

（1）內(nèi)因（決定因素）：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

（2）外因：電離平衡常數(shù)只受溫度影響，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。

6.電離平衡常數(shù)的四大應(yīng)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。如常溫下，CH3co0H的&=1.75x10

T,HC1O的&=2.95*10-8,則酸性強弱為CH3coOH>HC1O。

（2）判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強弱。弱酸或弱堿的電離常數(shù)越大，對應(yīng)鹽的水解程度越小，鹽溶液的堿

性（或酸性）越弱。如醋酸的兄=1.75x10-5,次氯酸的Ka=2.95xl0-8,則相同濃度的醋酸鈉和次氯酸鈉溶液

的pH：醋酸鈉〈次氯酸鈉。

（3）判斷反應(yīng)能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確。一般強酸能將弱酸從其鹽溶液中置換出來。

如：常溫下，H2cCh和HC1O的電離常數(shù)分別為

H2CO3：<1=4.4X10-7,HC1O：33.0X10-8

Ka2=4.7xl()Tl

故酸性：H2CO3>HC1O>HCO3

因此：①HC10與NaHCO3溶液不反應(yīng)。

②HC1O與Na2c。3溶液反應(yīng)：COr+HClO=HCO3+ClQ-=

③向NaClO溶液中通入CO2：CH”+H2O+CC)2=HC1O+HCO式反應(yīng)方程式與通入CO2的量無

關(guān))。

(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。

+

cCCH.COO)C(C//3COO)-C(H)Ka

如：mol-L-CH3COOH溶液中加水稀釋，記初麗=即而而而=訴’加水稀釋時，

C(CHCOO-)

c(H+)減小，&不變,則或也3。。。//)%大。

三.電離度及其計算

1.電離度

(1)概念：在一定條件下的弱電解質(zhì)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

分比。

(2)表示方法

—已電離的弱電解質(zhì)的濃度xo_己電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)X。

1%

0二弱電解質(zhì)的初始濃度-100%(或溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)/00)

(3)影響因素

升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大；

溫度

降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小。

當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時，電離度減小；

濃度

當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時，電離度增大。

(4)意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱

電解質(zhì)的電離程度越大。

(5)電離度(㈤與電離平衡常數(shù)((、&)之間的關(guān)系

①一元弱酸(以CH3coOH為例)

設(shè)常溫下，濃度為cmol【T的醋酸的電離度為a

CH3coOHCH3COO+H+

起始(mol[T)c00

轉(zhuǎn)化(mol?LT)C'aC'aC'a

平衡(mol?LT)c—ca^cC'aC'a

ca-caK____

a+

A-aca~、ot一,c(H)=ca=dKa-co

cv

c、

②一元弱堿(如NH3H2O,電離常數(shù)為&)

2

同理可得：Kb=ca,c(OH-)=ca=JK//C。

2.有關(guān)電離常數(shù)計算的四種題型(以弱酸HX為例)

(1)己知c始(HX)和c(H+),求電離常數(shù)。

HXH++X-

起始mol/LC始(HX)00

轉(zhuǎn)變mol/Lc(H+)c(H+)c(H+)

平衡mol/Lc始(HX)—c(H+)c(H+)c(H+)

m,"—c(”+>c(X-)_C2(H+)

c(HX)c始(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始(HX)—c(H+戶c始(HX),則居之

C2(H+)

—代入數(shù)值求解即可。

c始(HX)

(2)已知c始(HX)和電離常數(shù)，求c(H+)。

c2(H+)c2(W+),_________

同理可得Ka=則。3+)=而與兩，代入數(shù)值求解即可。

—X)—)C始(HX)

(3)特定條件下的Ka或Kb的有關(guān)計算

25。(2時，amol-LT弱酸鹽NaA溶液與bmolL1的強酸HB溶液等體積混合，溶液呈中性，則HA的

電離常數(shù)及求算三步驟:

第一步一電荷守恒：

CL-b

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)+c(B-)一c(A-)=c(Na+)—c(B-)=—^―

aaa—b

第二步一元素質(zhì)量守恒：c(HA)+c(A-)=--c(HA)=]-----o

IO—xa-b

c(H+>c(a-)2

第三步一a=

c(7M)aa-b

2——2

(4)利用分布系數(shù)圖像計算弱酸的電離常數(shù)

某二元弱酸(H?A)溶液中，H2A>HA、A2-的物質(zhì)的量分數(shù)3(x)隨pH的變化如圖所示:

■C(x)

已知6(x)=c(“2a)+c(H/T)+c(42-)

8

o.

o.6

o.5

s4

s2

二元弱酸中存在電離平衡:

±+

H2A^=H+HA-Kal

HA-^^H+4-A2-心

*H2A)=a(HA-)即C(HA-)=C(H2A)

a點(pH=1.5)：c(H+)-c(HA-)

K「c”)—聽廠I。一

5(HA-)=(5(A2-),即c(HA-)=c(A2-)

b點(pH=4)：c(”+)?cQ42-)

K「c(/M—)—M)—I。-,

四.一元強酸(堿)與一元弱酸(堿)的比較

弱電解質(zhì)與強電解質(zhì)的根本區(qū)別在于弱電解質(zhì)不完全電離，存在電離平衡，常用以下幾種形式進行比

較。

1.一元強酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)的比較

(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

\項目

溶液的中和堿與活潑金屬反應(yīng)開始與金屬反應(yīng)

c(H+)pH

的速率

酸X.導(dǎo)電性的能力產(chǎn)生H2的量

鹽酸大小強大

相同相同

醋酸溶液小大弱小

(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

\項目

溶液的中和堿與活潑金屬反應(yīng)開始與金屬反應(yīng)

c(H+)C(酸)

的速率

酸導(dǎo)電性的能力產(chǎn)生H2的量

鹽酸小小少相同，反應(yīng)過程

相同相同

醋酸溶液大大多中醋酸的快

2.一元強酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)稀釋圖像比較

(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

H

pt7叫

a7

6

。

加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸

PH

7

a

b

。

V'V(水)

加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多

3.一元弱酸和一元強酸與金屬的反應(yīng)（以鹽酸和醋酸為例）圖像

實驗操作圖像

HCl(aq)/^^

同體積、同濃度的鹽酸和醋酸分別

與足量Zn反應(yīng)/Z/CH3COOH(aq)

0"min

，(也)

CH3COOH(aq)

「

同體積、同pH的鹽酸和醋酸分別與

足量Zn反應(yīng)

0t/min

4.實驗設(shè)計判斷強、弱電解質(zhì)

實驗設(shè)計思路：以判斷室溫下某酸（HA）是否為弱酸為例

實驗方法結(jié)論

pH=2,HA為強酸

①測0.01molL-1HA溶液的pH

pH>2,HA為弱酸

pH=7,HA為強酸

②測NaA溶液的pH

pH>7,HA為弱酸

③相同條件下，測相同濃度的HA和HC1（強若HA溶液的導(dǎo)電能力比HC1（強酸）溶液的弱，則

酸）溶液的導(dǎo)電能力HA為弱酸

④測相同pH的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍

若HA溶液的pH變化較小，則HA為弱酸

數(shù)前后的pH變化

⑤測等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別若HA溶液反應(yīng)過程中產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生H2

與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的快慢及H2的量的量較多，則HA為弱酸

⑥測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和

若HA溶液耗堿量大，則HA為弱酸

等濃度堿溶液所需消耗的堿的量

若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸；

⑦從升高溫度后pH的變化判斷

若升高溫度，溶液的pH變化幅度小，則是強酸；

巡提能?課后精練_________________________________________________

1.分析化學(xué)中將“滴定分數(shù)”定義為：所加滴定劑與被滴定組分的物質(zhì)的量之比。常溫下，以O(shè).lOmoLLT

NaOH溶液為滴定液滴定O.lOmoLLT一元酸HA溶液，滴定曲線如圖所示。下列敘述正確的是

A.Ka（HA卜1.9x10-6

B.a點：c（HA）＞c（A-）

C.b點:c（Na+）=c（HA）+c（A-）=0.10mol-L-1

D.c點：c（A-）＞c（Na+）＞c（0H-）＞c（H+）

5

2.25°C時，已知Ka（HA尸"Xi?！?、Ka（HB）=1.75xlO-,則下列敘述正確的是

A.因K,（HA）＞Ka（HB）,故NaB溶液的pH大于NaA溶液的pH

B.等pH的HA、HB溶液分別稀釋100倍，溶液中c(A)>c(B-)

C.向NaB溶液中滴加HA溶液至pH=7時，c(Bj-c(HA)>c(Aj-c(HB)

D.等物質(zhì)的量濃度的NaA和NaB混合溶液中，C(OHj=c(H+)+c(HA)+c(HB)

3.在相同溫度下，100mL0.01mol-1/CH3coOH溶液與10mL0.1mol［TCH3coOH溶液相比，前者一

定大于后者的是

A.中和時所需NaOH的量B.電離程度

+

C.c(H)D.H(CH3COOH)

4.在25。(2時兩種酸的電離常數(shù)如下：H2cCh：Kii=4.2xl0-7,Ki2=5.6xl0-n；

H2S：K"=5.7xlO-8K2=L2xIO-。,則下列反應(yīng)可能發(fā)生的是

A.NaHCCh+NaHS—Na2cO3+H2STB.H2S+Na2CO3NaHS+NaHCO3

C.Na2S+H2O+CO2Na2CO3+H2STD.H2S+NaHCO3NaHS+H2CO3

5.下列有關(guān)說法不正確的是

A.25℃,用pH試紙測得某氯水的pH為5

B.任何溫度下，利用H+和OIF濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性

C.25℃,pH=12的NaOH溶液，由水電離出的c(OH-)=10-2mol/L

D.pH=3的醋酸溶液與pH=3的鹽酸等體積混合，混合液的pH=3

6.關(guān)于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法中正確的是

A.相同物質(zhì)的量濃度的兩游液中c(H+)相同

B.相同物質(zhì)的量的兩溶液中和氫氧化鈉的物質(zhì)的量相同

C.pH=3的兩溶液稀釋100倍，pH均變?yōu)?

D.兩溶液中分別加入少量對應(yīng)的鈉鹽固體，c(H+)均減小

7.已知二甲胺［(CH3)2NHH2。］在水中的電離與一水合氨相似，下列關(guān)于常溫下pH=12的二甲胺溶液的敘述

正確的是

+

A.C(OH->C[(CH3)2NH2]

cRCH4NH；]

B.加水稀釋時增大

C[(CH3)2NH-H2O]

C.與pH=2的鹽酸等體積混合后，溶液呈中性

D.加入氫氧化鈉固體可抑制二甲胺的電離，電離常數(shù)&變小

426

8.已知：常溫下，Ka（HA）=3.0xl0,Kal（H2B）=4.3xlO-,Ka2（H2B）=5.6xl0o下列說法正確的是

A.NaOH與等濃度等體積的HA、I^B溶液完全反應(yīng)，消耗NaOH的物質(zhì)的量前者更大

B.pH=a的NaA溶液中，水電離出的c（0IT）為./。卜!/

C.向NaA溶液中滴加少量H?B溶液的離子方程式為A-+H2B=HE-+HA

D.向Na?B溶液中滴加等濃度等體積的鹽酸，充分反應(yīng)后溶液呈堿性

9.實驗室用CH3coOH和CH3cH20H反應(yīng)制備CH3coOCH2cH3,設(shè)義表示阿伏加德羅常數(shù)的值。下列說

法正確的是

A.ImolCH3cH「OH中子總數(shù)為20/

B.18g冰水混合物中所含的氫鍵數(shù)小于2/

C.O.lmolL-1CH3coOH溶液的H+數(shù)目為O.INA

D.46gCH3CHqH充分反應(yīng)后生成CH3coOCH2cH3的分子數(shù)為名

10.室溫下，往lOmLO.lmol/LNaOH溶液中加入下列試劑，所得溶液仍呈堿性的是

A.10mLpH=l的H2sB.10mLpH=1的CH3co0H

C.22.4LCl2D_10mL0.1mol/LNaHSO3

11.25。（2時，有濃度均為SlmoLL-的4種溶液：

①鹽酸②HF溶液③NaOH溶液④氨水

5

已知：25。（3時，電離平衡常數(shù)Ka（HF）=6.8xlOT,Kb（NH3-H2O）=1.7xl0-

下列說法不正確的是

A.溶液pH：③〉④，②〉①

B.水電離出的H+濃度：①=③<②（④

C.②和④等體積混合后的溶液中：c（NH：）>c（Fj>c（0Hj>c（H+）

D.VamL①和VbmL③混合后溶液pH=2（溶液體積變化忽略不計），則丫一:乂二"夕

12.乳酸是一種重要的化工原料，可用于制備聚乳酸（PLA）生物可降解性塑料。已知常溫下，乳酸的電離常

數(shù)尺=1.4x10-4。下列有關(guān)說法正確的是

A.乳酸稀溶液加水稀釋的過程中，溶液中c（oir）減小

B.在乳酸稀溶液中滴加少量鹽酸，乳酸的電離平衡逆向移動，｛H+）變小

C.恒溫下，在乳酸稀溶液中滴加少量NaOH溶液，乳酸的電離常數(shù)14x10-4

D.常溫下，體積為10mLpH=3的醋酸溶液和乳酸溶液分別加水稀釋至1000mL,若稀釋后溶液的pH：

醋酸〈乳酸，則電離常數(shù)：醋酸〈乳酸

c（Ar）

13.常溫下，向二元弱酸H2A溶液中，滴加NaOH溶液，混合溶液中l(wèi)gX[X=^R或卡苜]與pH的

變化關(guān)系如下圖所示，下列說法不正確的是

A.直線a表示lg￡_^與pH的變化關(guān)系

C（H2A）

B.室溫下NaHA溶液呈堿性

c（HA"）

C.加入NaOH溶液的過程中,-----------——7~~2T不變

c（H2A）xc（A）

2

D.當(dāng)溶液中pH>4.2時,c（A-）>c（HA-）>c（H2A）

14.常溫下，向20mLO.lOmoLLT的二元酸H2A溶液中滴加相同濃度的NaOH溶液，H2A溶液中存在的微

粒有HA，A2\凡0、H+、OH",下列說法錯誤的是

A.H2A的電離方程式為H2A=IT+HA\HA-UIT+A”

B.當(dāng)V（NaOH）=10mL時，溶液的pH<7

C.當(dāng)V（NaOH）=30mL時，溶液中有2c（0H-）+c（A"）=2c（H+）+c（HA）

D,當(dāng)V（NaOH尸20mL時，溶液中有c（Na+）-c（HA-）_c（A"）=c（0IT）_c（H+）

15.下列一定能說明HC1O是弱電解質(zhì)的是

A.25P時,用pH試紙測O.OlmorL/HClO的pH值

B.25。（2時，NaClO溶液的pH值大于7

C.25。（2時，若測得HC1O溶液pH=a,取該溶液10.0mL,加蒸儲水稀釋至100.0mL,測得pH=b,

b-a<l,則HC1O是弱酸

D.濃度相同的NaOH溶液分別與pH相同的次氯酸、鹽酸反應(yīng)呈中性，前者消耗的NaOH溶液的體積

多

16.下列實驗?zāi)苓_到預(yù)期目的

編號實驗內(nèi)容實驗?zāi)康?/p>

室溫下，用pH試紙分別測定濃度為O.lmolLNaClO溶液和0.1比較HC1O和CH3coOH的

A

mol-L」CH3coONa溶液的pH酸性強弱

分別測定室溫下等物質(zhì)的量濃度的Na2s。3與Na2CO3溶液的pH,

B證明非金屬性：s>c

后者較大

證明Na2c03溶液中存在水解

C向含有酚醐的Na2c。3溶液中加入少量BaCl2固體，溶液紅色變淺

平衡

向lOmLO.Zmol-L'NaOH溶液中滴入2滴0.1mol-L」MgC12溶液，產(chǎn)

證明在相同溫度下的Ksp：

D生白色沉淀后，再滴加2滴O.lmolLiFeCb溶液，又生成紅褐色

Mg（OH）2>Fe（OH）3

沉淀

A.AB.BC.CD.D

17.室溫下，用相同濃度的HC1溶液，分別滴定濃度均為0.1mol/L的三種堿（XOH、YOH和ZOH）溶液，滴

定曲線如圖所示［已知pOH=-lgc(OlT)］。

POH

11

9

7

5

3

1

50100

中和百分數(shù)%

下列判斷正確的是

A.三種堿的電離常數(shù)關(guān)系：KZOH〉KY°H〉KXOH

B.滴定至M點時，溶液中:c(Cr)>c(Y+)>c(YOH)>c(H+)>cfOH")

C.pOH=7時，三種溶液中：c(X+)=c(Y+)=c(Z+)

D.當(dāng)中和百分數(shù)達100%時，將三種溶液混合后：C(XOH)+C(YOH)+C(ZOH)=C(H+)-C(OH-)

18.檸檬酸(用H3A表示)是一種有機三元弱酸，廣泛存在于水果中。25。(2時，用NaOH調(diào)節(jié)H3A溶液的

pH,溶液中各種微粒的分布系數(shù)3與pH的關(guān)系如圖所示［比如A?-的分布系

/\c(A3-)

'AE(H3A)+C(H2A"(HA”C.)］。下列敘述正確的是

1.0

9

8

7

6

e

O5

4

3

2

1

0

A.NaH2A溶液顯酸性，Na2HA溶液顯堿性

B.曲線I代表曲線IV代表/H3A)

+2

C.O.lmoLL-iNaH2A溶液中：c（Na）>c（H2A）>c（HA）>c（H3A）

D.反應(yīng)HsA+HA"。2HW的K=1（）5J

19.兩種溶液混合后的成分與溶液酸堿性的變化可能有關(guān)，下列說法正確的是

A.O.lmoir1的H2c2O4溶液與0.Imol-1/的NaOH溶液等體積混合后所得溶液中：

-1

c（H2C2O4）+c（HC2O4）+c（C2O；'）=O.lmolL

c（HCO；）c（CO^）

B.等體積、等物質(zhì)的量濃度的Na2c。3溶液和NaHCOs溶液混合:

C（H2CO3）c（HCO；）

C.常溫下，pH=2的HA溶液與pH=12的BOH溶液等體積混合，所得溶液pH＞7,則Kb（B。H）＜Ka（HA）

D.向某Na2s溶液中加入少量CUSO4晶體，所得溶液中S2-水解程度增大，pH增大

20.劇毒物氟化鈉（NaCN）固體遇水或酸生成劇毒易燃的HCN氣體，同時HCN又能與水互溶，造成水污

染。已知部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸HCOOHHCNH2CO3NH3H2O

Kal=4.3x10"

電離平衡常數(shù)（25℃）6=1.77x10-4Ka=5.0x10t0A；=1.8x10-5

心=5.6x1。-“

下列選項正確的是

A.向NaCN溶液中通入少量CO2發(fā)生的離子反應(yīng)為2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO：

B.中和等體積、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的物質(zhì)的量前者小于后者

C.處理含CN-廢水時，如用NaOH溶液調(diào)節(jié)pH至9,此時C（CN）＞c（HCN）

D.等體積、等物質(zhì)的量濃度的HCOONa和NaCN溶液中所含離子總數(shù)前者小于后者

21.次磷酸（HjP。?）是一種精細化工產(chǎn)品，可用作殺菌劑、神經(jīng)系統(tǒng)的強壯劑、金屬表面的處理劑以及制造

催化劑和次磷酸鹽等。

回答以下問題:

（1）次磷酸（H3Po2）在加熱到130~140℃時，易發(fā)生歧化反應(yīng)，補全下列化學(xué)方程式:

2H3P。2=H3PO4+0若O.lmolH3P。2反應(yīng)，轉(zhuǎn)移mol電子。

(2)已知次磷酸是一元弱酸，則H3P。2溶液與足量NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式為：。

(3)為驗證次磷酸的弱酸性，甲、乙兩組同學(xué)分別設(shè)計了實驗方案，進行實驗。甲組同學(xué)設(shè)計如下實驗，其

中原理可行、數(shù)據(jù)合理的是。

A.用廣泛pH試紙測定常溫下0.10mol〕TH3P溶液PH為1.42

B.用pH計測定o.lOmol.L-的次磷酸的pH,用蒸儲水對O.lOmoLLT的次磷酸稀釋10倍再測稀釋后次磷酸

的pH,觀察到pH升高小于1

C.用廣泛pH試紙測定常溫下0.050mol?「的NaH2PO2溶液的pH大于7

乙組同學(xué)借助pH傳感器和電導(dǎo)率傳感器等儀器進行實驗。

已知：①pH傳感器，用來檢測溶液中氫離子濃度，可全量程測量溶液的酸堿度，自動繪制出溶液的pH曲

線。

②電導(dǎo)率能夠定量地表示溶液導(dǎo)電能力的強弱。在相同條件下，離子總濃度越大，溶液的導(dǎo)電能力越強，

電導(dǎo)率也越大。

實驗1：用pH傳感器分別測定(HOmoLL-的次磷酸溶液和純水水浴加熱過程的pH變化情況。若觀察到—

現(xiàn)象，可以得出次磷酸是弱酸的結(jié)論。

實驗2：用電導(dǎo)率傳感器分別測定O.lOmolI一鹽酸和O.lOmoLL一次磷酸溶液的電導(dǎo)率。若觀察到現(xiàn)

象，可以得出次磷酸是弱酸的結(jié)論。

(4)25℃時，用O.lOOOmoLLTNaOH溶液滴定20.00mL0」000mol〕TH3P02溶液，滴定曲線如下圖所示：

利用A點數(shù)據(jù)，求次磷酸的電離平衡常數(shù)Ka(寫出表達式并代入數(shù)據(jù))。C點溶液中，離子濃度由大

到小的順序是.

22.I.已知25。(2時，下列物質(zhì)的電離平衡常數(shù):

化學(xué)式HCN

CH3COOHH2CO3

電離常數(shù)1.8x10-5(1：4.3x10-7Ka2：5.6x10」6.2x107°

請回答下列問題：

（l）pH相同的以下四種溶液，濃度最大的是（填字母）。

A.NaHCO3B.NaCNC.CH3COONaD.Na2CO3

（2）25。（3時，在0.5tnol?L-醋酸溶液中由醋酸電離出的c（H卡）約是由水電離出的c（H*）的倍。

（3）25。（2時，CH3co0H與CH3coONa的混合溶液，若測得混合液pH=6,則溶液中

+

C（CH3COO）-c（Na）=（填準(zhǔn)確數(shù)值）。

（4）25。（2時，將“moll-氫氧化鈉溶液與ZnnoLLT醋酸溶液等體積混合，反應(yīng)后溶液恰好顯中性，用a、b表

示醋酸的電離平衡常數(shù)為o

（5）常溫下，含等物質(zhì)的量濃度的HCN與NaCN的混合溶液顯__________（填“酸”“堿”或“中”）性，c（CN）

（填“，或°（HCN）。

II.測定某樣品中Na2s03J達。的含量的實驗步驟如下（雜質(zhì)不參加反應(yīng)，Na2S2O3-5H2O的相對分子質(zhì)量

為248）：

①取0.01OOmoLL-的KzCrzO7溶液20.00mL,用硫酸酸化后，加入過量KL發(fā)生反應(yīng)：

+

Cr2O^+6r+l4H=2Cr"+3I2+7H2Oo

②稱取2.000g樣品，配制成100mL溶液，用該溶液滴定步驟①所得溶液至終點，三次平行實驗平均消耗

24.80mL樣品溶液。發(fā)生的反應(yīng)為U+2S2O；=21一+SQ7。

（6）步驟②中滴定選用作指示劑,滴定終點的現(xiàn)象為-

（7）樣品中Na2s2O3與：^。的質(zhì)量分數(shù)為（保