【备考2024年】从巩固到提高 高考化学二轮微专题24 弱电解质的电离平衡及电离平衡常数
一、选择题
1．（2024高二上·光明期末）常温下，有关下列四种溶液的叙述中，正确的是（ ）
编号 ① ② ③ ④
溶液 氨水 溶液 醋酸 盐酸
11 11 3 3
A．在溶液①和②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的均增大
B．分别取上述四种溶液稀释到，稀释后溶液的：①②③④
C．将溶液②、③等体积混合，所得溶液存在
D．将溶液②与溶液④混合，若所得溶液的，体积为，则
【答案】D
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；离子浓度大小的比较
【解析】【解答】A、 在①中加入NH4Cl，抑制一水合氨电离，在②溶液中加入NH4Cl，生成一水合氨，一水合氨部分电离，则溶液中c（OH-）都减小，溶液的pH都减小，故A错误；
B、加水促进弱电解质的电离，这四种溶液稀释相同倍数时，pH：③＜④＜7，pH：①＞②＞7，则①＞②＞④＞③，故B错误；
C、②③等体积混合，③过量，溶液呈酸性， c（OH-）＜c（H+），根据电荷守恒有c（CH3COO-）＞c（Na+），则c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-） ，故C错误；
D、将aL溶液②与bL溶液④混合后，若所得溶液的pH=10，则混合溶液中，解得a：b=11：9，故D正确；
故答案为：D。
【分析】A、氨水部分电离，氯化铵完全电离；
B、加水促进弱电解质电离；
C、根据电荷守恒分析；
D、计算混合后的氢氧根离子浓度，确定a和b的比值。
2．（2024高三上·辽源期末）已知草酸（）为二元弱酸，在室温下，向一定浓度的草酸溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，溶液中、、三种微粒分别在三者中所占的物质的量分数（）与溶液pH的关系如图所示。下列说法中正确的是（ ）
A．室温时，的水解平衡常数
B．当溶液时，
C．当溶液时，
D．A点溶液加水稀释，则水的电离程度减小
【答案】C
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；水的电离；离子浓度大小的比较；电离平衡常数
【解析】【解答】A、=，则=10-9.71，故A错误；
B、时，溶液为K2C2O4、KHC2O4，溶液呈酸性c(H+) ＞c(OH-) ，此时，根据电荷守恒可得，则，故B错误；
C、由、Ka2表达式可知，=，故C正确；
D、 A点溶液呈酸性，抑制水的电离，加水稀释时，溶液中c（H+）减小，水的电离程度增大，故D错误；
故答案为：C。
【分析】A、根据和计算；
B、时，，结合电荷守恒分析；
C、=；
D、酸或碱抑制水的电离，含有弱离子的盐水解促进水的电离。
3．（2023高二上·南京期中）是一种二元弱酸。常温下，通过下列实验探究溶液的性质。
实验1：测得溶液的约为。
实验2：向酸性溶液中滴加过量溶液，溶液紫红色褪去。
实验3：向溶液中加入等体积等浓度溶液，溶液变浑浊。
实验4：向溶液中滴加少量等浓度溶液，无明显现象。
若忽略溶液混合时的体积变化，下列说法正确的是（ ）
A．依据实验1推测：
B．依据实验2推测：溶液具有漂白性
C．依据实验3推测：
D．依据实验4推测：反应后溶液中存在
【答案】A
【知识点】离子浓度大小的比较；性质实验方案的设计；电离平衡常数
【解析】【解答】A、实验1测得KHC2O4溶液的pH约为5.5，说明的电离程度大于水解程度，则，Kh1＞Kh2，故，，则 ，故A正确；
B、向酸性KMnO4溶液中滴加过量0.1mol/L的K2C2O4溶液，溶液紫红色褪色，酸性KMnO4具有氧化性，则 溶液具有还原性，不具有漂白性，故B错误；
C、 向溶液中加入等体积等浓度溶液 ，溶液变浑浊，说明产生沉淀，此时草酸根离子浓度约为，钡离子浓度为，故Qc＝c(Ba2＋)×c()＝2.5×10 3＞Ksp (BaC2O4)，则 ， 故C错误；
D、 向溶液中滴加少量等浓度溶液 ，得到的溶液中溶质为草酸氢钠和少量草酸钠，反应后溶液中存在c(Na＋)＞c(H2C2O4)＋c()＋c()，故D错误；
故答案为：A。
【分析】A、的电离程度大于水解程度；
B、 酸性溶液与 溶液发生氧化还原反应；
C、根据Ksp (BaC2O4)=c(Ba2＋)×c()计算；
D、结合物料守恒分析。
4．（2023高二上·大连月考）部分弱电解质的电离常数如下表：
弱电解质 HCOOH HCN
电离常数（25℃） 、
下列说法错误的是（ ）
A．根据电离常数，可判断酸性
B．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中离子总数：前者小于后者
C．向NaCN溶液中通入少量，离子方程式为：
D．25℃时，反应的化学平衡常数为
【答案】B
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A. 根据电离常数越大，酸性越强可知，三种酸的酸性强弱顺序为：，故A正确；
B.由电离常数可知，酸性强弱顺序为：，则CN-水解能力强于HCOO-，等体积、等浓度的HCOONa的碱性强于NaCN，则HCOONa溶液中数目多，根据电荷守恒，溶液中数目越多，离子总数越多，因此等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中离子总数：前者大于后者，故B错误；
C. 由分析可知，酸的电离程度大小顺序为，由强酸制弱酸的原理可知，向NaCN溶液中通入少量生成HCN和碳酸氢钠，离子方程式为：，故C正确；
D. 由可知， 25℃时反应的化学平衡常数为，故D正确；
故选B。
【分析】A. 根据电离常数越大，酸性越强；
B.根据电荷守恒，溶液中数目越多，离子总数越多分析；
C. 依据强酸制弱酸的原理分析；
D.依据化学平衡常数的表达式，利用变形法计算。
5．（2023高三上·沈阳期中）人体血液存在和等缓冲对。常温下，水溶液中各缓冲对的微粒浓度之比的对数值[x表示或]与的关系如图所示。已知。下列说法正确的是（ ）
A．曲线Ⅰ表示与的变化关系
B．点点的过程中，水的电离程度逐渐减小
C．当增大时，逐渐减小
D．当时，
【答案】D
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；水的电离；离子浓度大小的比较
【解析】【解答】A.当lgx=0时，pH分别为6.4、7.2时，所以曲线I表示的是 ，A选项是错误的；
B.酸对水的电离有抑制作用，酸性越强即pH越小，抑制作用越大，水的电离程度越小，a-b的过程中pH增大，溶液酸性减弱，水的电离程度增大，B选项是错误的；
C.当pH值逐渐增大时，c（H2CO3）逐渐减小，因此 不会逐渐减小，C选项是错误的；
D.当 ，那么lg，溶液中pH=6.4，则lg=pH1-pKa=pH-7.2=6.4-7.2=-0.8<0， ，D选项是正确的。
故答案为：D。
【分析】H2CO3 H++HCO3-，HCO3- H++CO32-，Ka1=，所有lg =pKa1-pH=6.4-pH；
H2PO4- H+HPO42-，Ka2=，所以lg=pH-pKa2=pH-7.2.
6．（2023高二上·内蒙古自治区期中）25℃时，有关物质的电离平衡常数如下表，已知，下列有关说法中正确的是（ ）
弱酸 HCN
电离常数
A．0.2 mol/L稀醋酸溶液中， mol/L
B．将少量通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是
C．向稀醋酸中加水稀释的过程中，的值减小
D．等浓度的、、、中，结合质子能力最强的是
【答案】A
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A、设发生电离的醋酸的浓度为xmol/L，则有：
===，电离是微弱的，则，即，故A正确；
B、酸性：，则将少量通入NaCN溶液中，发生反应，故B错误；
C、稀释促进醋酸电离，但溶液体积增大，氢离子浓度减小，，Ka只与温度有关，则增大，故C错误；
D、酸性越弱，其对应酸根结合质子的能力越强， 则等浓度的、、、中，结合质子能力最强的是 ，故D错误；
故答案为：A。
【分析】电离平衡常数越大，酸性越强，根据表中数据可知，酸性：。
7．（2023高二上·南海月考）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℃) Ka1=1.77×10-4 Ka1=4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 ；Ka2=5.6×10-11
下列选项错误的是（ ）
A．向NaCN溶液中通入少量CO2气体：CN－+H2O+CO2=HCN+HCO
B．相同浓度的HCN和NaHCO3的导电能力：HCN＞NaHCO3
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pH的HCOOH和HCN稀释相同的倍数后，pH前者大于后者
【答案】B
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A.Ka1（ H2CO3 ）>Ka（ HCN ）>Ka2（H2CO3），所以A选项不符合题意；
B.因为HCN是弱电解质，NaHCO3是强电解质，所以同浓度的二者，NaHCO3的导电能力更强，B选项符合题意；
C. 等体积、等pH的HCOOH和HCN ，由于HCN的酸性更弱，所以HCN的浓度更大，所以HCN消耗的NaOH的量更多，C选项不符合题意；
D. 等pH的HCOOH和HCN稀释相同的倍数后 ， pH前者大于后者 ，D选项不符合题意。
故答案为：B。
【分析】A.根据“强酸制弱酸”的原理可知该反应可以发生；
B.同浓度的HCN和，NaHCO3溶液，NaHCO3溶液中离子浓度更大，所以NaHCO3的导电能力更强；
C.等pH的HCOOH和HCN ，由于HCN的酸性更弱，所以HCN的浓度更大；
D.稀释会促进弱电解质的电离，因为HCOOH的酸性更强，所以稀释稀释相同的倍数，HCOOH的pH值更大。
8．（2023高二上·化州月考）化学平衡常数是表明化学反应限度的一个特征值，由下表中的数据不能得出的结论是（ ）
弱酸 HCOOH HCN
电离平衡常数（25℃） ，
A．
B．
C．
D．等浓度的溶液和溶液中，
【答案】A
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A、由分析可知，酸性：HCN>，则 不能发生，故A符合题意；
B、酸性：HCOOH>HCN，则 能发生，故B不符合题意；
C、酸性：HCOOH>H2CO3，则 能发生，故C不符合题意；
D、 根据越弱越水解，等浓度的HCOONa溶液和NaCN溶液中，CN-水解程度大于HCOO-水解程度，则c(HCOO-)＞c(CN-)，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】电离平衡常数越大，酸性越强，强酸可以制取弱酸，根据电离平衡常数可知，酸性：HCOOH＞H2CO3＞HCN>。
9．（2023高二上·江门月考）由表格中的电离常数（25℃）判断可以发生的反应是（ ）
化学式 电离常数
HClO
A．
B．
C．
D．
【答案】B
【知识点】离子反应发生的条件；电离平衡常数
【解析】【解答】A.由于酸性HClO＞HCO3-，因此反应无法发生，A不符合题意；
B.由于酸性：HClO＞HCO3-，因此反应可以发生，B符合题意；
C.由于酸性：CO2＞HClO，因此反应无法发生，C不符合题意；
D.由于酸性：HClO＞HCO3-，因此产物中HClO和Na2CO3不可同时存在（会发生反应），D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】由表可知，酸性：CO2（H2CO3）＞HClO＞HCO3-，结合“强酸可制弱酸”的规律分析。
10．（2023高二上·农安期中）相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是（ ）。
酸 HA HB HC
电离常数K
A．三种酸的酸性强弱关系：HA＞HB＞HC
B．相同物质的量浓度的盐溶液、、，水解程度最大
C．反应能够发生
D．相同物质的量浓度的盐溶液、、，pH值依次增大
【答案】C
【知识点】盐类水解的原理；电离平衡常数
【解析】【解答】 A.相同温度下，酸的电离常数越大，则酸的电离程度越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HC> HB> HA，故A错误；
B.根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HC> HB> HA，酸的电离程度越大，酸根离子水解程度越小，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液，NaA溶液水解程度最大，故B错误；
C.由A知，HC的酸性大于HB，根据强酸制取弱酸知：HC＋B－=HB＋C－能发生，故C正确；
D.由A可知，NaA、NaB、NaC水解程度逐渐减弱，所以相同物质的量浓度的盐溶液NaA、NaB、NaC ，pH值依次减小，故D错误；
故选C。
【分析】 相同温度下，酸的电离常数越大，则酸的电离程度越大，酸的酸性越强，则酸根离子水解程度越小，结合强酸制取弱酸分析解答。
11．（2023高三上·浙江月考）某水溶液中存在、缓冲对。常温下，该水溶液中各缓冲对微粒浓度之比的对数值[G表示或]与溶液pH的变化关系如图所示（已知：常温下，的电离平衡常数为、，的电离平衡常数为，，）。下列说法不正确的是（ ）
A．曲线Ⅰ表示与溶液pH的关系
B．的过程中，水的电离程度越来越大
C．当时，
D．当溶液pH逐渐增大时，逐渐减小
【答案】C
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；水的电离；离子浓度大小的比较；电离平衡常数
【解析】【解答】A、由分析可知， 曲线Ⅰ表示与溶液pH的关系 ，故A不符合题意；
B、酸或碱抑制水的电离，含有弱离子的盐水解促进水的电离，a→b的过程中，逐渐增大，c()逐渐减小，c()逐渐增大，则水的电离程度逐渐增大，故B不符合题意；
C、当 时，c(H+) =10-6.4mol/L，Ka2(H3YO4)= =10-7.2，则，则c() D、，pH增大，c(H2XO3)减小，温度不变，Ka1(H2XO3)和Ka2(H3YO4)不变，则 逐渐减小 ，故D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】随着溶液的pH逐渐增大，c(H2XO3)不断减小，c()不断增大，由图可知， 曲线Ⅰ表示与溶液pH的关系 ，曲线Ⅱ表示 与溶液pH的关系。
二、非选择题
12．（2024高二上·成都期末）HCOOH、CH3COOH、H2C2O4是典型的有机酸，常温下，其电离常数如下表：
有机酸 HCOOH CH3COOH H2C2O4
电离常数 Ka=1.8×10 4 Ka=1.75×10 5 Ka1=5.6×10 2 Ka2=1.5×10 4
回答下列问题(以常温为研究温度)：
（1）H2C2O4对应Ka2的表达式为 。
（2）等物质的量浓度、等体积的HCOOH和CH3COOH，其pH的大小关系为：HCOOH CH3COOH(填“>”“<”或“=”)。
（3）等物质的量浓度、等体积的HCOOH和CH3COOH均用蒸馏水稀释至原体积的10倍，其溶液的导电性强弱关系为：HCOOH CH3COOH(填“>”“<”或“=”)。
（4）等物质的量浓度的HCOONa溶液和CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH )大小关系为：HCOONa CH3COONa(填“>”“<”或“=”)。
（5）KHC2O4的水溶液呈 性。
（6）将pH之和等于14的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合，溶液呈 性。
（7）在H2C2O4溶液中加入过量的HCOONa溶液，其反应的离子方程式为 。
（8）将物质的量浓度比为2：1的HCOOH和NaOH溶液等体积混合，混合后溶液中的微粒浓度关系中，c(H+)-c(OH )= (用HCOOH及HCOO 的浓度符号表示)。
【答案】（1）
（2）<
（3）>
（4）<
（5）酸
（6）酸
（7）
（8）
【知识点】电解质溶液的导电性；弱电解质在水溶液中的电离平衡；盐类水解的原理；离子浓度大小的比较；溶液酸碱性的判断及相关计算；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）是二元弱酸，电离方程式为、，第二步电离平衡常数表达式为；
故答案为： ；
（2）根据电离平衡常数可知，HCOOH比CH3COOH酸性强，等物质的量浓度的HCOOH电离程度比CH3COOH电离程度大，HCOOH溶液中大于CH3COOH溶液中，故pH：HCOOH答案为：<；
（3）等物质的量浓度、等体积的HCOOH和CH3COOH均用蒸馏水稀释至原体积的10倍，两溶液物质的量浓度仍相等，稀释后HCOOH溶液中大于稀释后CH3COOH溶液中，溶液导电性HCOOH>CH3COOH；
答案为：>；
（4）等物质的量浓度的HCOONa溶液和CH3COONa溶液中，、发生水解，对水的电离有促进作用，水解程度大，CH3COONa溶液中大于HCOONa溶液中，由水电离的=溶液中的，HCOONa溶液中水电离的小于CH3COONa溶液中水电离的；
故答案为：<；
（5）KHC2O4的溶液中存在的电离平衡和水解平衡，大于，>，溶液显酸性；
故答案为：酸；
（6） CH3COOH溶液与NaOH溶液的pH之和等于14，则NaOH溶液中c（OH-）等于CH3COOH溶液中c（H+），溶液浓度：CH3COOH＞NaOH，由于CH3COOH是弱电解质，所以CH3COOH溶液过量，所得混合溶液呈酸性 ；
故答案为：酸；
（7）的大于HCOOH的，但小于HCOOH的，故酸性强弱为>HCOOH>，H2C2O4溶液中加入过量的HCOONa溶液发生反应生成HCOOH和，不能生成，反应的离子方程式为：；
故答案为：；
（8）物质的量浓度比为2：1的HCOOH和NaOH溶液等体积混合，混合后溶液中含有等物质的量的HCOOH和HCOONa，溶液中存在电荷守恒，即，溶液中存在物料守恒，即，两式整理消去，得；
故答案为：。
【分析】（1）平衡常数是指各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比；
（2） Ka越大，酸性越强；
（3）溶液的导电性与离子浓度和离子所带电荷成正比；
（4） 弱酸强碱盐溶液中，OH 都是水电离出来的，越弱越水解；
（5）根据的水解程度和电离程度判断溶液的酸碱性；
（6） CH3COOH溶液与NaOH溶液的pH之和等于14，则NaOH溶液中c（OH-）等于CH3COOH溶液中c（H+），溶液浓度：CH3COOH＞NaOH；
（7）根据强酸制弱酸原理分析；
（8） 将物质的量浓度比为2：1的HCOOH和NaOH溶液等体积混合，溶液中溶质为等物质的量浓度的HCOOH和HCOONa，溶液呈酸性，即c（OH-）＜c（H+），根据电荷守恒和物料守恒分析。
13．（2024高二上·揭西期末）某学习小组为了探究一定温度下(简写为HAc)电离平衡的影响因素，进行了如下实验。
（1）【实验一】测定HAc的浓度。
用 (填仪器名称)准确移取20.00 mL HAc溶液，转移至锥形瓶，加入2滴 。(填“酚酞”。“石蕊”或“甲基橙”)作指示剂，用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定，平行测定4次，消耗NaOH溶液的体积分别为20.05 mL、20.00 mL、18.40 mL、19.95 mL，则 mol·L-1。
（2）滴定管在洗涤前应先检查 。实验操作中，滴定管盛装NaOH溶液后排气泡动作正确的是 (填字母，下同)。
A． B． C． D．
（3）下列有关实验操作的说法错误的是____。
A．锥形瓶盛装HAc溶液前未干燥，对测定结果无影响
B．滴定时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，眼睛注视滴定管中的液面变化
C．滴定前仰视读数，滴定后读数正确，测得醋酸浓度偏低
D．接近滴定终点时，改为滴加半滴NaOH溶液，溶液出现颜色变化，即达到滴定终点
（4）【实验二】探究25℃下HAc电离平衡的影响因素。
将实验一中的HAc溶液和与其等浓度的(简写为NaAc)溶液按一定体积比混合，测pH。
序号 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL /mL pH
Ⅰ 40.00 0 2.86
Ⅱ 4.00 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
根据表中信息，补充数据：a= ，b= 。
（5）对比实验Ⅰ和Ⅱ可得结论：稀释HAc溶液，电离平衡正向移动；结合表中数据，给出判断理由： ；由实验Ⅱ~Ⅷ可知，增大浓度，HAc电离平衡 向移动(填“正”、“逆”)。
【答案】（1）酸式滴定管；酚酞；0.100
（2）是否漏液；C
（3）B；D
（4）3.00；33.00
（5）当溶液稀释10倍，溶液的pH的变化之小于1，说明稀释溶液，平衡正向移动；逆
【知识点】化学平衡的影响因素；弱电解质在水溶液中的电离平衡
【解析】【解答】（1）HAc为弱酸，要准确移取20.00 mL HAc溶液，需用酸式滴定管移取；醋酸和氢氧化钠恰好反应生成强碱弱酸盐醋酸钠，此时溶液显碱性，应选用酚酞作指示剂；4次滴定标准液用量分别为20.05 mL、20.00 mL、18.40 mL、19.95 mL，第3次实验误差较大，舍弃，平均用量为20.00 mL，根据HAc~NaOH，则HAc的物质的量浓度为；
（2）滴定管在洗涤前应先检查是否漏液；A、B为酸式滴定管，不能盛装NaOH，碱式滴定管排气泡时尖嘴应向上倾斜，故C操作正确；
故答案为：是否漏液；C；
（3）A、锥形瓶盛装HAc溶液前未干燥，对测定结果无影响，故A正确；
B、滴定时，左手控制滴定管胶管内的玻璃珠，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，故B错误；
C、滴定前仰视读数，滴定后读数正确，导致所测标准液体积会偏小，最终测得醋酸浓度偏低，故C正确；
D、接近滴定终点时，改为滴加半滴NaOH溶液，直到最后半滴滴入时溶液由无色变粉红色且半分钟内不变色，表示已经到达滴定终点，D错误；
故答案为：BD；
（4）根据表中信息，Ⅶ中n(NaAc)：(HAc)=3：4，HAc和NaAc浓度均为，则两者体积之比应为3：4，V(HAc) =4.00 mL，则V(NaAc)=3.00 mL，即a=3.00；同时要保持最终溶液体积相同，则b=40.00-4.00-3.00=33.00；
故答案为：3.00；33.00；
（5）对比实验Ⅰ和Ⅱ，当溶液稀释10倍，溶液的pH的变化之小于1，说明稀释溶液，平衡正向移动；由实验Ⅱ~Ⅷ可知，增大浓度，溶液的pH增大，则说明HAc电离平衡向逆向移动；
故答案为：当溶液稀释10倍，溶液的pH的变化之小于1，说明稀释溶液，平衡正向移动；逆。
【分析】 （1）HAc溶液呈酸性；滴定终点时，溶液呈碱性，根据HAc~NaOH计算；
（2）滴定管应先检漏；碱式滴定管中排气泡的方法：将胶管弯曲使玻璃尖嘴斜向上，用两指捏住胶管，轻轻挤压玻璃珠，使溶液从尖嘴流出，从而溶液充满尖嘴，排除气泡；
（3）根据操作对消耗标准液体积的影响分析误差；
（4）（5）利用控制变量法探究时，应保证变量的唯一性。
14．（2023高二上·四子王旗期中）弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡均属于化学平衡。根据要求回答问题。
（1）生活中明矾常作净水剂，其净水的原理是 (用离子方程式表示)。
（2）常温下，取0.2mol/L HCl溶液与0.2mol/L MOH溶液等体积混合，测得混合后溶液的pH=5，则pH=13的MOH溶液的浓度 0.1mol/L(填“＜”、“>”或“=”)。
（3）25℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数 Ka =1.8×10-5 3.0×10-8
回答下列问题：
①25℃时，等浓度的三种溶液，酸性最强的是 （填化学式），一般情况下，当温度升高时， (填“增大”、“减小”或“不变”)；
②用蒸馏水稀释的醋酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是 (填序号)。
A． B． C． D．
③室温下，某溶液中存在着 CH3COOH(aq)+ (aq)CH3COO-(aq)+H2CO3(aq)，该反应的平衡常数K= 。(用Ka、K1或K2表示)
【答案】（1）Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
（2）>
（3）CH3COOH；增大；B；
【知识点】化学平衡常数；弱电解质在水溶液中的电离平衡；影响盐类水解程度的主要因素；盐类水解的应用；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）明矾（十二水硫酸铝钾）溶于水后电离，Al3+发生水解反应：，氢氧化铝胶体具有较大表面积，可吸附水中悬浮颗粒物从而达到净水的目的。故答案为：；
（2）常温等浓度、等体积的HCl溶液与MOH溶液混合两者恰好完全反应溶液为MCl溶液。该溶液pH=5溶液呈酸性，说明MOH为弱碱。MOH在水溶液中部分电离，则pH=13的MOH溶液的浓度需大于0.1mol/L；故答案为：>；
（3）①结合表格中数据可知，酸性： CH3COOH > H2CO3 > HClO >HCO3-。一般酸的电离为吸热过程，升高温度，酸的电离程度增大，电离平衡常数增大。故答案为：CH3COOH；增大；
②A．醋酸溶液存在电离平衡：，加水稀释，平衡正向移动，电离出更多的醋酸根，但溶液体积增大的幅度更大，减小；温度不变，不变。根据，当减小，则比值减小，A不符合题意；
B．加水稀释。温度不变，不变。根据，，减小则比值增大，B符合题意；
C．加水稀释时，温度不变不变，减小，则比值减小，C不符合题意；
D．加水稀释，降低，温度不变，不变。增大，则比值减小，D不符合题意；
故答案为：B；
③已知，；，， ，；所以，故答案为：。
【分析】（1）Al3+发生水解反应：；
（2）常温等浓度、等体积的HCl溶液与MOH溶液混合两者恰好完全反应溶液为MCl溶液。该溶液pH=5溶液呈酸性，说明MOH为弱碱。
（3）弱酸的电离平衡常数越大，电离程度越大，酸性越强。醋酸溶液存在电离平衡：，加水稀释，平衡正向移动；已知，；，，
，；所以。
15．（2023高二上·内蒙古自治区期中）已知在、温度下水的电离平衡曲线如图所示：
（1）℃时，0.1 mol/L HA溶液中，则0.1 mol/L HA溶液 ，HA的电离常数为 。
（2）℃时，将1体积的稀硫酸与100体积 KOH溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间满足的关系是 。
（3）℃时，体积为10 mL、的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000 mL，稀释过程pH变化如图，则HX的电离平衡常数 （填“大于”“小于”或“等于”，下同）醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX溶液中水电离出来的 醋酸溶液中水电离出来的。
（4）已知℃，的，的。亚硫酸电离常数为、，改变0.1 mol/L亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图， 。
将通入氨水中，当降至mol/L时，溶液中的 ，将通入溶液发生反应的离子方程式为 。
【答案】（1）3；
（2）
（3）大于；大于
（4）；（0.1或1/10）；
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；水的电离；离子积常数；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）t2℃时，Kw=(H+) c(OH-)=1×10-12，0.1 mol/L HA溶液中，则c(H+)=1×10-3，溶液的pH=3；HA的电离常数==1.0×105，故答案为：3； ；
（2） ℃时，将1体积的稀硫酸与100体积 KOH溶液混合后溶液呈中性 ，则1×10-a=100×10-(12-b)，解得a+b=10，故答案为： ；
（3）t1℃时，体积为10 mL、pH=2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000 mL，酸稀释时，酸性强的pH变化大，则由图可知，HX溶液的pH变化大，说明HX的酸性比醋酸强，HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数；稀释后，HX的pH比醋酸大，电离产生的氢离子浓度小，对水电离的抑制作用小，所以HX溶液中水电离出来的c(H+)大于醋酸溶液中水电离出来的c(H+)，故答案为：大于；大于；
（4）由图可知，pH=2时，c(H2SO3)=c()，此时c(H+)=1×10-2，则Ka1==c(H+)=1×10-2；pH=7时，c()=c()，此时c(H+)=1×10-7，Ka2==c(H+)=1×10-7，则==105； 将通入氨水中，当降至mol/L时 ，溶液中的===0.1；Ka2(H2SO3)＜Ka(CH3COOH)=1.75×10-5＜Ka1(H2SO3)，则将SO2通入CH3COONa溶液中，发生反应生成NaHSO3和CH3COOH，反应的离子方程式为，故答案为： ； （0.1或1/10） ；。
【分析】（1）根据pH=-lgc(H+)计算；根据计算；
（2）溶液呈中性，则c(H+)=c(OH-)；
（3）酸稀释时，pH变化大的酸性强，电离平衡常数越大，酸性越强；酸或碱抑制水的电离，含有弱离子的盐水解促进水的电离；
（4） ；结合强酸制弱酸原理分析。
16．（2023高二上·普宁月考）25℃时，有关物质的电离平衡常数如下，回答下列问题：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数
（1）常温下，醋酸钠的溶液呈 性，原因是 (写离子方程式)
（2）物质的量浓度为的下列四种溶液，pH由大到小的顺序是 (填编号)。
A.Na2CO3
B.NaClO
C.CH3COONa
D.NaHCO3
（3）体积均为10mL、pH均为2的醋酸溶液与HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH变化如图所示。则HX的电离平衡常数 (填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数，HX是 酸(填“强”或“弱”)。
（4）25℃时，若测得CH3COOH与CH3COONa的混合溶液pH=6，则溶液中c(CH3COO-) - c(Na+)＝ （填计算式，不用求具体值）
（5）在室温下，0.175 mol·L－1醋酸钠溶液的pH约为
（6）标准状况下，将1.12L CO 2通入100mL 0.75mol·L -1的NaOH溶液中，则溶液中离子的浓度由大到小的顺序
【答案】（1）碱；
（2）ABDC
（3）大于；弱
（4）10-6-10-8
（5）9
（6）c(Na +)>c(HCO 3-)>c(CO 32-)>c(OH -)>c(H +)
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；离子浓度大小的比较；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）醋酸钠水解生成醋酸和氢氧根离子，使得溶液显碱性，醋酸根水解的离子方程式为；
故答案为：碱；；
（2）电离常数越大，酸性越强，其酸根离子的水解能力越弱，对应钠盐溶液的pH越小，根据电离平衡常数可知，酸性：，则则酸根离子的水解能力：，则pH由大到小的顺序是Na2CO3>NaClO>NaHCO3> CH3COONa，即为ABDC；
故答案为：ABDC；
（3）稀释相同的倍数，HX的pH变化程度大，则酸性HX强，电离平衡常数大；稀释100倍后，HX的pH变化小于2，说明稀释过程中HX电离出氢离子，HX为弱酸；
故答案为：大于；弱；
（4）25℃时，溶液的pH=6，则c(H+)=1×10-6mol L-1，，溶液中存在电荷守恒：，则；
故答案为： 10-6-10-8 ；
（5）醋酸钠溶液中存在，则，即，解得c(OH－)＝10-5 mol·L－1，pH=14-[lgc(OH-)]=9；
故答案为：9；
（6）标准状况下，1.12L CO2的物质的量为0.05mol，n(NaOH)=0.75mol/L×0.1L=0.075mol，完全反应后溶液中的溶质为等物质的量的碳酸钠和碳酸氢钠，溶液呈碱性，则c(OH-)>c(H+)，碳酸根的水解程度大于碳酸氢根的水解程度，则溶液中离子的浓度由大到小的顺序为c(Na +)>c()>c()>c(OH-)>c(H+)；
故答案为：c(Na +)>c()>c()>c(OH-)>c(H+)。
【分析】（1）醋酸根水解显碱性；
（2）电离平衡常数越大，酸性越强，对应的酸根离子水解程度越小；
（3）弱酸部分电离；
（4）根据电荷守恒计算；
（5）先计算c(H+)，根据pH=-lgc(H+)计算；
（6）溶液溶液中的溶质为等物质的量的碳酸钠和碳酸氢钠，结合电荷守恒和物料守恒分析。
17．（2023高二上·浙江月考）是一种二元弱酸，时其电离平衡常数．
（1）①溶液与足量溶液反应的离子方程式为 ．
②时，向的溶液中滴加等浓度等体积的溶液（溶液体积变化忽略不计），则溶液中的微粒浓度从大到小的排列顺序为 ．
（2）某温度下，四种酸在冰醋酸中的电离常数如下表：
酸
下列说法正确的是____．
A．用浓硫酸和氯化钠固体加热制氯化氢是因为在水中硫酸的酸性比盐酸的酸性强
B．冰醋酸中可以发生反应：
C．冰醋酸中的电离方程式为：
D．向硫酸的冰醋酸溶液中加入，硫酸的电离程度增大
（3）液氨与水一样可以发生微弱电离，如：
①与反应的化学方程式为 ．
②醋酸和氢氟酸在水溶液中为弱酸，但在液氨中都显强酸性的原因可能是 ．
【答案】（1）；＞＞＞
（2）C；D
（3）；结合质子的能力比水强
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；离子方程式的书写；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）①溶液与足量溶液反应的离子方程式为 ： ；
②等浓度等体积的NaOH和H3PO3混合后得到的溶质是NaH2PO3，根据 的Ka1=3.7×10-2，Ka2=2.0×10-7，可得Kh2=≈2.7×10-13，Kh2（2）A.该原理是难挥发性的酸是易挥发性的酸，不是强酸制弱酸，A选项是错误的；
B.高氯酸的酸性强于硝酸，因此该反应不能发生，B选项是错误的；
C.在冰醋酸中，盐酸有电离平衡常数，因此是弱电离，C选项是正确的；
D.向硫酸的冰醋酸溶液中加入醋酸钠，醋酸根会结合氢离子，促使硫酸的电离平衡向正反应方向进行，因此硫酸的电离程度增大，D选项是正确的。
故正确答案为：CD。
（3） ①与反应的化学方程式为 ： ；
②醋酸和氢氟酸在水溶液中为弱酸，但在液氨中都显强酸性的原因可能是 ： 结合质子的能力比水强。
【分析】（1）①因为H3PO3是两元弱酸，所以1molH3PO3可以与2molNaOH反应；
②NaH2PO3既会水解也会电离；
（2）A.该原理是难挥发性的酸是易挥发性的酸，不是强酸制弱酸；
B.高氯酸的酸性强于硝酸，因此该反应不能发生；
C.在冰醋酸中，盐酸有电离平衡常数，因此是弱电离；
D.向硫酸的冰醋酸溶液中加入醋酸钠，醋酸根会结合氢离子，促使硫酸的电离平衡向正反应方向进行，因此硫酸的电离程度增大。
（3） ①与反应的化学方程式为 ： ；
②醋酸和氢氟酸在水溶液中为弱酸，但在液氨中都显强酸性的原因可能是 ： 结合质子的能力比水强。
18．（2023高二上·辽源月考）已知在25℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表所示
酸 电离平衡常数
醋酸 K=1.75× 10-5
碳酸 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11
亚硫酸 K1=1.4×10-2K2=6.0×10-8
（1）醋酸在水溶液中的电离方程式为： ，根据上表可知，酸性H2CO3 H2SO3(填“>”“<”或“=”，下同)，在相同条件下，试比较同浓度Na2CO3、Na2SO3溶液的 PH：Na2CO3 Na2SO3
（2）向0.1mol/L的CH3COONa溶液中加入少量下列物质，
其水解程度增大的是____(填字母)。
A．NaCl溶液 B．Na2CO3固体
C．NH4Cl溶液 D．CH3COONa固体
（3）NaHSO3是中学化学常见的物质。HSO3-，在水溶液中存在两个平衡：
HSO3— H+SO32-Ka2， HSO3-+H2O H2SO3+OH- Kh2
已知25℃时，Ka2>Kh2，则0.1mol/L NaHSO3溶液：
①溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”)。
②溶液中 c(Na+) c(HSO3-)。(填“>”“<”或“=”)
【答案】（1）CH3COOH；<；>
（2）A；C
（3）酸性；>
【知识点】电解质在水溶液中的电离；弱电解质在水溶液中的电离平衡；盐类水解的原理；盐类水解的应用；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）醋酸是弱电解质，因此在水中的电离方程式为： CH3COOH CH3COO-+H+；因为H2CO3的K1值小于H2SO3的K1，因此H2SO3的酸性更强；根据“越弱越水解”，可知， 同浓度Na2CO3、Na2SO3溶液 ，Na2CO3溶液的碱性更强；
（2）根据水解平衡的方程式：CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，A.加入NaCl相当于加水稀释，会促进CH3COO-离子的水解；
B.Na2CO3会抑制CH3COO-的水解；
C.NH4+与CH3COO-之间会发生互促水解，可以促进CH3COO-离子的水解；
D.加入 CH3COONa固体 ，相当于中增大CH3COO-离子的浓度，会使水解平衡逆移，碱性其水解碱性；
因此正确答案为：AC；
（3） ① HSO3-的电离程度大于水解程度，因此NaHSO3溶液显酸性；
② 因为 HSO3-既电离也水解，因此HSO3-会消耗，所以 c(Na+) > c(HSO3-)。
【分析】（1）弱酸的电离平衡常数越小，其酸性就越弱；可以水解的盐对应的弱电解质越弱，该盐的水解程度就越强；
（2）根据盐类水解的方程式，增大反应物的浓度或减小生成物浓度会使水解平衡正移；减小反应物的浓度或增大生成物的浓度会使水解平衡逆移；加水稀释会使水解正移；
（3）对于弱酸的酸式盐来说，既存在电离又存在水解，盐溶液显酸性还是显碱性，取决于电离和水解的相对强弱。
19．（2023高二上·抚松月考）某学习小组为探究的电离情况，进行了如下实验．
（1）【实验一】配制并测定醋酸中的浓度．
配制稀醋酸，用 （填标号）量取于锥形瓶中，加入几滴 溶液作指示剂．
（2）用的溶液滴定，达到滴定终点时的现象为 ．
（3）4次滴定消耗溶液的体积记录如下：
实验次数 1 2 3 4
滴定前 滴定终点
消耗溶液的体积/ 25.07 25.02 26.88
第4次滴定消耗溶液的体积为 ，则所配稀醋酸的物质的量浓度约为 （保留4位有效数字）．
（4）【实验二】探究浓度对电离程度的影响．用计测定时不同浓度的醋酸的，结果如下：
浓度/ 0.0010 0.0100 0.1000
3.88 3.38 2.88
由表中数据计算的电离常数 ．
（5）从表中数据可以计算得出：随着浓度的增大，的电离程度将 （填“增大”“减小”或“不变”）．
【答案】（1）a；酚酞
（2）当滴入最后半滴溶液时，锥形瓶中溶液颜色由无色变成浅红色，且内不褪色
（3）25.00；0.1001
（4）
（5）减小
【知识点】中和滴定；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）醋酸为酸，用酸式滴定管量取即可，由于用氢氧化钠来滴定，滴定终点显碱性，所以用酚酞为指示剂，
（2） 用的溶液滴定，达到滴定终点时的现象为 ： 当滴入最后半滴溶液时，锥形瓶中溶液颜色由无色变成浅红色，且内不褪色 ，
（3）第四次读数为：25.06-0.06=25.00mL，很，第3组数据误差较大，舍弃，氢氧化钠溶液体积为：，那么醋酸浓度为：mol/L，
（4）当醋酸浓度为0.1mol/L，其pH=2.88，氢离子等于10-2.88mol/L，
（5） 中数据可以计算得出：随着浓度的增大，的电离程度将 减小；
【分析】（1）取酸用酸式滴定管，滴定终点为碱性，采用酚酞，酸性采用甲基橙；
（2）滴定终点一定要强调半分钟内不褪色；
（3）对于误差较大的数据应该舍去；所以舍弃第3组数据；
（4）从表中数据可知，浓度越小，电离程度越大，即越稀越电离。
20．（2023高二上·青龙期中）已知25℃时，醋酸、氢硫酸、氢氰酸的电离平衡常数如下表：(单位省略)
醋酸 氢硫酸 氢氰酸
，
（1）体积相同、相同的三种酸溶液a．；b．HCN；c．分别与同浓度的NaOH溶液完全中和，消耗NaOH溶液的体积由大到小的排列顺序是 。(填字母)
（2）25℃时，等浓度的三种溶液①NaCN溶液、②溶液、③溶液，pH由大到小的顺序为 (填序号)。
（3）25℃时，浓度均为0.01 mol/L的①NaCN、②、③NaCl溶液中，阴离子总浓度由大到小的顺序为 (填序号)。
（4）将浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01 mol/L NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中，下列关系正确的是 。
a．
b．
c． mol/L
（5）25℃时，向NaCN溶液中通入少量，反应的离子方程式为 。
（6）下列四种离子结合质子能力由大到小的顺序是 (填字母)。
a． b． c． d．
（7）用蒸馏水稀释0.10 mol/L的醋酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是 (填字母)。
a． b． c．
【答案】（1）HCN>CH3COOH>H2SO4
（2）②>①>③
（3）③>②>①
（4）ac
（5）CN-+H2S=HS-+HCN
（6）a>b>d>c
（7）b
【知识点】盐类水解的应用；离子浓度大小的比较；中和滴定；电离平衡常数
【解析】【解答】（1） 体积相同、相同的三种酸溶液，则酸性越弱，其溶质浓度越高，消耗的NaOH体积越多，根据酸性越强，其电离平衡常数越大，可知醋酸酸性大于氢氰酸酸性，则消耗NaOH体积最多的是HCN，最少的是H2SO4，故答案为： HCN>CH3COOH>H2SO4 ；
（2）根据“越弱越水解”的原理，酸性越弱，其盐类水解程度越强，盐类的碱性越强，根据表格，HS-酸性最弱，CH3COOH酸性越强，则其盐类pH最大的是Na2S，最小的是CH3COONa，故答案为： ②>①>③；
（3） 结合电荷守恒，NaCN溶液的电荷守恒为c(H+)+c(Na+)=c(CN-)+c(OH-)，CH3COONa溶液的电荷守恒为浓度均为c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，NaCl的电荷守恒为c(H+)+c(Na+)=c(Cl-)+c(OH-)，则阴离子总浓度可以看出c(H+)+c(Na+)的比较，0.01 mol/L的①NaCN、②、③NaCl溶液中c(Na+)相同，c(H+)可以根据盐的碱性判断，碱性越强，其c(H+)越少，NaCl为中性，根据（2）可知NaCN的碱性比CH3COONa碱性更强，则c(H+)的比较NaCl最多，NaCN最少，则阴离子总浓度最大的是NaCl，最少的是NaCN，故答案为： ③>②>①；
（4） 将浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01 mol/L NaOH溶液等体积混合，则混合后的溶质为NaCN和HCN，且c(NaCN)=c(HCN)=0.005mol/L，则初始浓度c(HCN)=c(Na+)=c(CN-)，NaCN中存在水解平衡，HCN中存在电离平衡，因为溶液中 ，即c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)，则混合溶液中CN-的水解程度大于HCN的电离程度；
a、根据分析，CN-的水解程度大于HCN的电离程度，即溶液为碱性，即，a正确；
b、存在电荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CN-)，根据c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)，可知c(H+)+c(HCN)=>c(OH-)+c(CN-)，b错误；
c、c(NaCN)=c(HCN)=0.005mol/L，则c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L，c正确；
故答案为：ac；
（5）根据强酸制弱酸的原理，酸性大小为H2S>HCN>HS-，则 向NaCN溶液中通入少量 ，最终H2S只能和NaCN反应生成NaHS而不是Na2S，故答案为： CN-+H2S=HS-+HCN；
（6）酸性越弱，其离子结合氢离子的能力越强，根据表格分析，酸性大小为CH3COOH>H2S>HCN>HS-，则离子结合氢离子的能力大小为CH3COOHb>d>c；
（7）CH3COOH溶液中存在电离平衡，其电离常数为，加水稀释，c(CH3COO-)、c(H+)、c(CH3COOH)减小，c(OH-)增大，其电离平衡常数不变；
a、加水稀释，c(CH3COO-)减小，电离平衡常数不变，则增大，则减小，a错误；
b、加水稀释，c(H+)减小，则增大，b正确；
c、加水稀释，c(H+)减小，c(OH-)增大，则 减小，c错误；
故答案为：b。
【分析】（1）体积相同、相同的三种酸溶液，则酸性越弱，其溶质浓度越高，消耗的NaOH体积越多；
（2）根据“越弱越水解”的原理，酸性越弱，其盐类水解程度越强，盐类的碱性越强；
（3）阴离子的总浓度大小通常可以结合电荷守恒判断；
（4）将浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01 mol/L NaOH溶液等体积混合，则混合后的溶质为NaCN和HCN，且c(NaCN)=c(HCN)=0.005mol/L，则初始浓度c(HCN)=c(Na+)=c(CN-)，再结合电离程度和水解程度判断；
（5）根据强酸制弱酸的原理，酸性大小为H2S>HCN>HS-，则 向NaCN溶液中通入少量 ，最终H2S只能和NaCN反应生成NaHS而不是Na2S；
（6）酸性越弱，其离子结合氢离子的能力越强；
（7）离子浓度的比值通常可以结合电离平衡常数解答。
21．（2023高二上·德保期中）在一定温度下，对冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。请回答下列问题：
（1）在一定温度下，向上述醋酸溶液中，加入加水稀释，按要求填空。
①电离平衡将 (填“向电离方向”、“向生成醋酸分子方向”或“不”)移动；
②醋酸的平衡常数Ka将 （填“增大”、“减小”或“不变”）
（2）a、b、c三点对应的溶液中，c(H＋)最小为 。
（3）a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH的电离程度最大的是 。
（4）若使c点对应的溶液中的c(CH3COO-)增大，则下列措施中，可行的是____(填字母，下同)。
A．加热 B．加入NaOH稀溶液
C．加入K2CO3固体 D．加水
（5）部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
电离平衡常数 (25℃)
①依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为 。
②向NaCN溶液中通入CO2气体，反应的化学方程式为 。
【答案】（1）向电离方向；不变
（2）c
（3）c
（4）A；C
（5）HCOOH＞H2CO3＞HCN；NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）①醋酸为弱酸，其电离方程式为，加水稀释，电离平衡向电离方向移动；平衡常数Ka只与温度有关，温度不变，平衡常数Ka不变；
故答案为：向电离方向；不变；
（2）导电能力与离子浓度成正比，c点导电能力最弱，则最小；
答案为：c；
（3）加水稀释，平衡向电离方向移动，电离程度增大，从图中看 a、b、c三点，c点加入水的体积最大，则c点电离程度最大；
故答案为：c；
（4）A、由醋酸电离吸热，加热，电离平衡正移，c(CH3COO-)增大，故A正确；
B、加入NaOH稀溶液，与反应，使平衡正移，数目增加，但溶液体积增大c(CH3COO-)减小，故B错误；
C、加入K2CO3固体，与反应，使平衡正移，数目增加，c(CH3COO-)增大，故C正确；
D、加水稀释，电离平衡向电离方向移动，数目增加，但溶液体积增大c(CH3COO-)减小，故D错误；
故答案为：AC；
（5）①电离平衡常数越大，酸性越强，由表中数据可知，则酸性：>>，故答案为： HCOOH＞H2CO3＞HCN ；
②酸性>>，则 向NaCN溶液中通入CO2气体 ，发生反应： NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3 ；
故答案为： NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3 。
【分析】（1）加水稀释促进醋酸电离；电离平衡常数只与温度有关；
（2）导电能力与离子浓度成正比；
（3）越稀释醋酸的电离程度越大；
（4） 使c点对应的溶液中的c(CH3COO-)增大，应使平衡正向移动；
（5）电离平衡常数越大，酸性越强；强酸能制取弱酸。
22．（2023高二上·郫都期中）（1）Ⅰ．现将pH=3，体积均为的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释至体积V，pH随的变化如图所示。
加水稀释过程中，醋酸的电离平衡向 （填“正”或“逆”）反应方向移动，原醋酸溶液中水的电离平衡向 （填“正”或“逆”）反应方向移动。
（2）t℃，蒸馏水的pH=6.5则 ，该温度下，将pH=3的盐酸与pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= 。
（3）a、b、c三点溶液的导电能力强弱关系为 。
（4）用等浓度的NaOH溶液和a、b处溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。
（5）Ⅱ．已知，常温下几种酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
次磷酸（）是一种精细化工产品，向10mL 溶液中加入30mL等物质的量浓度的NaOH溶液后，所得的溶液中阴离子为
（6）写出少量与NaClO溶液反应的离子方程式
【答案】（1）正；正
（2）；6.5
（3）
（4）a＜b
（5）和
（6）
【知识点】化学平衡移动原理；电解质溶液的导电性；弱电解质在水溶液中的电离平衡；离子积常数；pH的简单计算；离子反应发生的条件
【解析】【解答】（1）根据加水稀释相当于扩大体积，根据平衡移动原理可知醋酸电离平衡正向移动，但无法抵消c(H+)的减小，则c(H+)减小，对水电离的抑制程度减弱，水的电离平衡正向移动。故第一空答案为：正，第二空答案为：正；
（2）由于蒸馏水中c(H+)=c(OH-)=10-6.5，故Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13。pH=3的盐酸中c(H+)=10-3mol/L。pH=10的NaOH溶液中c(H+)=10-10mol/L，则c(OH-)==10-3mol/L。故此时盐酸和NaOH溶液物质的量浓度相等，则等体积混合恰好完全中和，溶液显中性，pH=6.5。故第一空答案为：10-13，第二空答案为：6.5；
（3）无论稀释何种酸，溶液中的阳离子只有H+，因此pH大小代表了导电能力，pH越小导电能力越强。由于pH：a=b＜c，故导电能力：a=b＞c。故答案为：a=b＞c；
（4）由于HCl为强酸，完全电离，溶液中不存在未电离的HCl分子，稀释后不可继续电离；而CH3COOH为弱酸，微弱电离，溶液中存在大量未电离的CH3COOH分子，稀释后可继续电离。故稀释相同倍数时盐酸pH更大，则a为盐酸，b为醋酸溶液；相同pH时，物质的量浓度：醋酸溶液＞盐酸。故用等浓度的NaOH溶液和a、b处溶液完全反应（1：1反应），消耗NaOH溶液的体积：醋酸溶液＞盐酸。故答案为：a＜b；
（5）据表可知，H3PO2为一元弱酸和NaOH按物质的量之比1：1中和：H3PO2+OH-=H2PO2-+H2O。向10mL 溶液中加入30mL等物质的量浓度的NaOH溶液，则NaOH过量，溶液的阴离子有H2PO2-和OH-。故答案为：H2PO2-和OH-；
（6）由表可知，酸性：CO2(H2CO3)＞HClO＞HCO3-。因此CO2可以与ClO-反应生成HClO和HCO3-，而不能生成HClO和CO32-，否则会发生：HClO+CO32-=ClO-+HCO3-。因此该反应的方程式为：，故答案为：。
【分析】（1）根据平衡移动原理可知醋酸电离平衡正向移动，但c(H+)减小，据此分析；
（2）蒸馏水中c(H+)=c(OH-)，据此计算；
（3）其他条件相同时，溶液中正电荷（或负电荷）总浓度越大，溶液导电能力越强；
（4）相同pH的强酸溶液物质的量浓度＜弱酸溶液物质的量浓度；相同pH的溶液稀释相同倍数时，强酸pH＞弱酸pH。据此分析；
（5）据表可知，H3PO2为一元弱酸，和NaOH按物质的量之比1：1中和；
（6）据表排出各微粒酸性，根据“强酸制弱酸”分析。
1 / 1【备考2024年】从巩固到提高 高考化学二轮微专题24 弱电解质的电离平衡及电离平衡常数
一、选择题
1．（2024高二上·光明期末）常温下，有关下列四种溶液的叙述中，正确的是（ ）
编号 ① ② ③ ④
溶液 氨水 溶液 醋酸 盐酸
11 11 3 3
A．在溶液①和②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的均增大
B．分别取上述四种溶液稀释到，稀释后溶液的：①②③④
C．将溶液②、③等体积混合，所得溶液存在
D．将溶液②与溶液④混合，若所得溶液的，体积为，则
2．（2024高三上·辽源期末）已知草酸（）为二元弱酸，在室温下，向一定浓度的草酸溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，溶液中、、三种微粒分别在三者中所占的物质的量分数（）与溶液pH的关系如图所示。下列说法中正确的是（ ）
A．室温时，的水解平衡常数
B．当溶液时，
C．当溶液时，
D．A点溶液加水稀释，则水的电离程度减小
3．（2023高二上·南京期中）是一种二元弱酸。常温下，通过下列实验探究溶液的性质。
实验1：测得溶液的约为。
实验2：向酸性溶液中滴加过量溶液，溶液紫红色褪去。
实验3：向溶液中加入等体积等浓度溶液，溶液变浑浊。
实验4：向溶液中滴加少量等浓度溶液，无明显现象。
若忽略溶液混合时的体积变化，下列说法正确的是（ ）
A．依据实验1推测：
B．依据实验2推测：溶液具有漂白性
C．依据实验3推测：
D．依据实验4推测：反应后溶液中存在
4．（2023高二上·大连月考）部分弱电解质的电离常数如下表：
弱电解质 HCOOH HCN
电离常数（25℃） 、
下列说法错误的是（ ）
A．根据电离常数，可判断酸性
B．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中离子总数：前者小于后者
C．向NaCN溶液中通入少量，离子方程式为：
D．25℃时，反应的化学平衡常数为
5．（2023高三上·沈阳期中）人体血液存在和等缓冲对。常温下，水溶液中各缓冲对的微粒浓度之比的对数值[x表示或]与的关系如图所示。已知。下列说法正确的是（ ）
A．曲线Ⅰ表示与的变化关系
B．点点的过程中，水的电离程度逐渐减小
C．当增大时，逐渐减小
D．当时，
6．（2023高二上·内蒙古自治区期中）25℃时，有关物质的电离平衡常数如下表，已知，下列有关说法中正确的是（ ）
弱酸 HCN
电离常数
A．0.2 mol/L稀醋酸溶液中， mol/L
B．将少量通入NaCN溶液中，反应的离子方程式是
C．向稀醋酸中加水稀释的过程中，的值减小
D．等浓度的、、、中，结合质子能力最强的是
7．（2023高二上·南海月考）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℃) Ka1=1.77×10-4 Ka1=4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 ；Ka2=5.6×10-11
下列选项错误的是（ ）
A．向NaCN溶液中通入少量CO2气体：CN－+H2O+CO2=HCN+HCO
B．相同浓度的HCN和NaHCO3的导电能力：HCN＞NaHCO3
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pH的HCOOH和HCN稀释相同的倍数后，pH前者大于后者
8．（2023高二上·化州月考）化学平衡常数是表明化学反应限度的一个特征值，由下表中的数据不能得出的结论是（ ）
弱酸 HCOOH HCN
电离平衡常数（25℃） ，
A．
B．
C．
D．等浓度的溶液和溶液中，
9．（2023高二上·江门月考）由表格中的电离常数（25℃）判断可以发生的反应是（ ）
化学式 电离常数
HClO
A．
B．
C．
D．
10．（2023高二上·农安期中）相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是（ ）。
酸 HA HB HC
电离常数K
A．三种酸的酸性强弱关系：HA＞HB＞HC
B．相同物质的量浓度的盐溶液、、，水解程度最大
C．反应能够发生
D．相同物质的量浓度的盐溶液、、，pH值依次增大
11．（2023高三上·浙江月考）某水溶液中存在、缓冲对。常温下，该水溶液中各缓冲对微粒浓度之比的对数值[G表示或]与溶液pH的变化关系如图所示（已知：常温下，的电离平衡常数为、，的电离平衡常数为，，）。下列说法不正确的是（ ）
A．曲线Ⅰ表示与溶液pH的关系
B．的过程中，水的电离程度越来越大
C．当时，
D．当溶液pH逐渐增大时，逐渐减小
二、非选择题
12．（2024高二上·成都期末）HCOOH、CH3COOH、H2C2O4是典型的有机酸，常温下，其电离常数如下表：
有机酸 HCOOH CH3COOH H2C2O4
电离常数 Ka=1.8×10 4 Ka=1.75×10 5 Ka1=5.6×10 2 Ka2=1.5×10 4
回答下列问题(以常温为研究温度)：
（1）H2C2O4对应Ka2的表达式为 。
（2）等物质的量浓度、等体积的HCOOH和CH3COOH，其pH的大小关系为：HCOOH CH3COOH(填“>”“<”或“=”)。
（3）等物质的量浓度、等体积的HCOOH和CH3COOH均用蒸馏水稀释至原体积的10倍，其溶液的导电性强弱关系为：HCOOH CH3COOH(填“>”“<”或“=”)。
（4）等物质的量浓度的HCOONa溶液和CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH )大小关系为：HCOONa CH3COONa(填“>”“<”或“=”)。
（5）KHC2O4的水溶液呈 性。
（6）将pH之和等于14的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合，溶液呈 性。
（7）在H2C2O4溶液中加入过量的HCOONa溶液，其反应的离子方程式为 。
（8）将物质的量浓度比为2：1的HCOOH和NaOH溶液等体积混合，混合后溶液中的微粒浓度关系中，c(H+)-c(OH )= (用HCOOH及HCOO 的浓度符号表示)。
13．（2024高二上·揭西期末）某学习小组为了探究一定温度下(简写为HAc)电离平衡的影响因素，进行了如下实验。
（1）【实验一】测定HAc的浓度。
用 (填仪器名称)准确移取20.00 mL HAc溶液，转移至锥形瓶，加入2滴 。(填“酚酞”。“石蕊”或“甲基橙”)作指示剂，用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定，平行测定4次，消耗NaOH溶液的体积分别为20.05 mL、20.00 mL、18.40 mL、19.95 mL，则 mol·L-1。
（2）滴定管在洗涤前应先检查 。实验操作中，滴定管盛装NaOH溶液后排气泡动作正确的是 (填字母，下同)。
A． B． C． D．
（3）下列有关实验操作的说法错误的是____。
A．锥形瓶盛装HAc溶液前未干燥，对测定结果无影响
B．滴定时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，眼睛注视滴定管中的液面变化
C．滴定前仰视读数，滴定后读数正确，测得醋酸浓度偏低
D．接近滴定终点时，改为滴加半滴NaOH溶液，溶液出现颜色变化，即达到滴定终点
（4）【实验二】探究25℃下HAc电离平衡的影响因素。
将实验一中的HAc溶液和与其等浓度的(简写为NaAc)溶液按一定体积比混合，测pH。
序号 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL /mL pH
Ⅰ 40.00 0 2.86
Ⅱ 4.00 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
根据表中信息，补充数据：a= ，b= 。
（5）对比实验Ⅰ和Ⅱ可得结论：稀释HAc溶液，电离平衡正向移动；结合表中数据，给出判断理由： ；由实验Ⅱ~Ⅷ可知，增大浓度，HAc电离平衡 向移动(填“正”、“逆”)。
14．（2023高二上·四子王旗期中）弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡均属于化学平衡。根据要求回答问题。
（1）生活中明矾常作净水剂，其净水的原理是 (用离子方程式表示)。
（2）常温下，取0.2mol/L HCl溶液与0.2mol/L MOH溶液等体积混合，测得混合后溶液的pH=5，则pH=13的MOH溶液的浓度 0.1mol/L(填“＜”、“>”或“=”)。
（3）25℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数 Ka =1.8×10-5 3.0×10-8
回答下列问题：
①25℃时，等浓度的三种溶液，酸性最强的是 （填化学式），一般情况下，当温度升高时， (填“增大”、“减小”或“不变”)；
②用蒸馏水稀释的醋酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是 (填序号)。
A． B． C． D．
③室温下，某溶液中存在着 CH3COOH(aq)+ (aq)CH3COO-(aq)+H2CO3(aq)，该反应的平衡常数K= 。(用Ka、K1或K2表示)
15．（2023高二上·内蒙古自治区期中）已知在、温度下水的电离平衡曲线如图所示：
（1）℃时，0.1 mol/L HA溶液中，则0.1 mol/L HA溶液 ，HA的电离常数为 。
（2）℃时，将1体积的稀硫酸与100体积 KOH溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间满足的关系是 。
（3）℃时，体积为10 mL、的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000 mL，稀释过程pH变化如图，则HX的电离平衡常数 （填“大于”“小于”或“等于”，下同）醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX溶液中水电离出来的 醋酸溶液中水电离出来的。
（4）已知℃，的，的。亚硫酸电离常数为、，改变0.1 mol/L亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图， 。
将通入氨水中，当降至mol/L时，溶液中的 ，将通入溶液发生反应的离子方程式为 。
16．（2023高二上·普宁月考）25℃时，有关物质的电离平衡常数如下，回答下列问题：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数
（1）常温下，醋酸钠的溶液呈 性，原因是 (写离子方程式)
（2）物质的量浓度为的下列四种溶液，pH由大到小的顺序是 (填编号)。
A.Na2CO3
B.NaClO
C.CH3COONa
D.NaHCO3
（3）体积均为10mL、pH均为2的醋酸溶液与HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH变化如图所示。则HX的电离平衡常数 (填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数，HX是 酸(填“强”或“弱”)。
（4）25℃时，若测得CH3COOH与CH3COONa的混合溶液pH=6，则溶液中c(CH3COO-) - c(Na+)＝ （填计算式，不用求具体值）
（5）在室温下，0.175 mol·L－1醋酸钠溶液的pH约为
（6）标准状况下，将1.12L CO 2通入100mL 0.75mol·L -1的NaOH溶液中，则溶液中离子的浓度由大到小的顺序
17．（2023高二上·浙江月考）是一种二元弱酸，时其电离平衡常数．
（1）①溶液与足量溶液反应的离子方程式为 ．
②时，向的溶液中滴加等浓度等体积的溶液（溶液体积变化忽略不计），则溶液中的微粒浓度从大到小的排列顺序为 ．
（2）某温度下，四种酸在冰醋酸中的电离常数如下表：
酸
下列说法正确的是____．
A．用浓硫酸和氯化钠固体加热制氯化氢是因为在水中硫酸的酸性比盐酸的酸性强
B．冰醋酸中可以发生反应：
C．冰醋酸中的电离方程式为：
D．向硫酸的冰醋酸溶液中加入，硫酸的电离程度增大
（3）液氨与水一样可以发生微弱电离，如：
①与反应的化学方程式为 ．
②醋酸和氢氟酸在水溶液中为弱酸，但在液氨中都显强酸性的原因可能是 ．
18．（2023高二上·辽源月考）已知在25℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表所示
酸 电离平衡常数
醋酸 K=1.75× 10-5
碳酸 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11
亚硫酸 K1=1.4×10-2K2=6.0×10-8
（1）醋酸在水溶液中的电离方程式为： ，根据上表可知，酸性H2CO3 H2SO3(填“>”“<”或“=”，下同)，在相同条件下，试比较同浓度Na2CO3、Na2SO3溶液的 PH：Na2CO3 Na2SO3
（2）向0.1mol/L的CH3COONa溶液中加入少量下列物质，
其水解程度增大的是____(填字母)。
A．NaCl溶液 B．Na2CO3固体
C．NH4Cl溶液 D．CH3COONa固体
（3）NaHSO3是中学化学常见的物质。HSO3-，在水溶液中存在两个平衡：
HSO3— H+SO32-Ka2， HSO3-+H2O H2SO3+OH- Kh2
已知25℃时，Ka2>Kh2，则0.1mol/L NaHSO3溶液：
①溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”)。
②溶液中 c(Na+) c(HSO3-)。(填“>”“<”或“=”)
19．（2023高二上·抚松月考）某学习小组为探究的电离情况，进行了如下实验．
（1）【实验一】配制并测定醋酸中的浓度．
配制稀醋酸，用 （填标号）量取于锥形瓶中，加入几滴 溶液作指示剂．
（2）用的溶液滴定，达到滴定终点时的现象为 ．
（3）4次滴定消耗溶液的体积记录如下：
实验次数 1 2 3 4
滴定前 滴定终点
消耗溶液的体积/ 25.07 25.02 26.88
第4次滴定消耗溶液的体积为 ，则所配稀醋酸的物质的量浓度约为 （保留4位有效数字）．
（4）【实验二】探究浓度对电离程度的影响．用计测定时不同浓度的醋酸的，结果如下：
浓度/ 0.0010 0.0100 0.1000
3.88 3.38 2.88
由表中数据计算的电离常数 ．
（5）从表中数据可以计算得出：随着浓度的增大，的电离程度将 （填“增大”“减小”或“不变”）．
20．（2023高二上·青龙期中）已知25℃时，醋酸、氢硫酸、氢氰酸的电离平衡常数如下表：(单位省略)
醋酸 氢硫酸 氢氰酸
，
（1）体积相同、相同的三种酸溶液a．；b．HCN；c．分别与同浓度的NaOH溶液完全中和，消耗NaOH溶液的体积由大到小的排列顺序是 。(填字母)
（2）25℃时，等浓度的三种溶液①NaCN溶液、②溶液、③溶液，pH由大到小的顺序为 (填序号)。
（3）25℃时，浓度均为0.01 mol/L的①NaCN、②、③NaCl溶液中，阴离子总浓度由大到小的顺序为 (填序号)。
（4）将浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01 mol/L NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中，下列关系正确的是 。
a．
b．
c． mol/L
（5）25℃时，向NaCN溶液中通入少量，反应的离子方程式为 。
（6）下列四种离子结合质子能力由大到小的顺序是 (填字母)。
a． b． c． d．
（7）用蒸馏水稀释0.10 mol/L的醋酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是 (填字母)。
a． b． c．
21．（2023高二上·德保期中）在一定温度下，对冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。请回答下列问题：
（1）在一定温度下，向上述醋酸溶液中，加入加水稀释，按要求填空。
①电离平衡将 (填“向电离方向”、“向生成醋酸分子方向”或“不”)移动；
②醋酸的平衡常数Ka将 （填“增大”、“减小”或“不变”）
（2）a、b、c三点对应的溶液中，c(H＋)最小为 。
（3）a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH的电离程度最大的是 。
（4）若使c点对应的溶液中的c(CH3COO-)增大，则下列措施中，可行的是____(填字母，下同)。
A．加热 B．加入NaOH稀溶液
C．加入K2CO3固体 D．加水
（5）部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
电离平衡常数 (25℃)
①依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为 。
②向NaCN溶液中通入CO2气体，反应的化学方程式为 。
22．（2023高二上·郫都期中）（1）Ⅰ．现将pH=3，体积均为的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释至体积V，pH随的变化如图所示。
加水稀释过程中，醋酸的电离平衡向 （填“正”或“逆”）反应方向移动，原醋酸溶液中水的电离平衡向 （填“正”或“逆”）反应方向移动。
（2）t℃，蒸馏水的pH=6.5则 ，该温度下，将pH=3的盐酸与pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= 。
（3）a、b、c三点溶液的导电能力强弱关系为 。
（4）用等浓度的NaOH溶液和a、b处溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。
（5）Ⅱ．已知，常温下几种酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
次磷酸（）是一种精细化工产品，向10mL 溶液中加入30mL等物质的量浓度的NaOH溶液后，所得的溶液中阴离子为
（6）写出少量与NaClO溶液反应的离子方程式
答案解析部分
1．【答案】D
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；离子浓度大小的比较
【解析】【解答】A、 在①中加入NH4Cl，抑制一水合氨电离，在②溶液中加入NH4Cl，生成一水合氨，一水合氨部分电离，则溶液中c（OH-）都减小，溶液的pH都减小，故A错误；
B、加水促进弱电解质的电离，这四种溶液稀释相同倍数时，pH：③＜④＜7，pH：①＞②＞7，则①＞②＞④＞③，故B错误；
C、②③等体积混合，③过量，溶液呈酸性， c（OH-）＜c（H+），根据电荷守恒有c（CH3COO-）＞c（Na+），则c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-） ，故C错误；
D、将aL溶液②与bL溶液④混合后，若所得溶液的pH=10，则混合溶液中，解得a：b=11：9，故D正确；
故答案为：D。
【分析】A、氨水部分电离，氯化铵完全电离；
B、加水促进弱电解质电离；
C、根据电荷守恒分析；
D、计算混合后的氢氧根离子浓度，确定a和b的比值。
2．【答案】C
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；水的电离；离子浓度大小的比较；电离平衡常数
【解析】【解答】A、=，则=10-9.71，故A错误；
B、时，溶液为K2C2O4、KHC2O4，溶液呈酸性c(H+) ＞c(OH-) ，此时，根据电荷守恒可得，则，故B错误；
C、由、Ka2表达式可知，=，故C正确；
D、 A点溶液呈酸性，抑制水的电离，加水稀释时，溶液中c（H+）减小，水的电离程度增大，故D错误；
故答案为：C。
【分析】A、根据和计算；
B、时，，结合电荷守恒分析；
C、=；
D、酸或碱抑制水的电离，含有弱离子的盐水解促进水的电离。
3．【答案】A
【知识点】离子浓度大小的比较；性质实验方案的设计；电离平衡常数
【解析】【解答】A、实验1测得KHC2O4溶液的pH约为5.5，说明的电离程度大于水解程度，则，Kh1＞Kh2，故，，则 ，故A正确；
B、向酸性KMnO4溶液中滴加过量0.1mol/L的K2C2O4溶液，溶液紫红色褪色，酸性KMnO4具有氧化性，则 溶液具有还原性，不具有漂白性，故B错误；
C、 向溶液中加入等体积等浓度溶液 ，溶液变浑浊，说明产生沉淀，此时草酸根离子浓度约为，钡离子浓度为，故Qc＝c(Ba2＋)×c()＝2.5×10 3＞Ksp (BaC2O4)，则 ， 故C错误；
D、 向溶液中滴加少量等浓度溶液 ，得到的溶液中溶质为草酸氢钠和少量草酸钠，反应后溶液中存在c(Na＋)＞c(H2C2O4)＋c()＋c()，故D错误；
故答案为：A。
【分析】A、的电离程度大于水解程度；
B、 酸性溶液与 溶液发生氧化还原反应；
C、根据Ksp (BaC2O4)=c(Ba2＋)×c()计算；
D、结合物料守恒分析。
4．【答案】B
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A. 根据电离常数越大，酸性越强可知，三种酸的酸性强弱顺序为：，故A正确；
B.由电离常数可知，酸性强弱顺序为：，则CN-水解能力强于HCOO-，等体积、等浓度的HCOONa的碱性强于NaCN，则HCOONa溶液中数目多，根据电荷守恒，溶液中数目越多，离子总数越多，因此等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中离子总数：前者大于后者，故B错误；
C. 由分析可知，酸的电离程度大小顺序为，由强酸制弱酸的原理可知，向NaCN溶液中通入少量生成HCN和碳酸氢钠，离子方程式为：，故C正确；
D. 由可知， 25℃时反应的化学平衡常数为，故D正确；
故选B。
【分析】A. 根据电离常数越大，酸性越强；
B.根据电荷守恒，溶液中数目越多，离子总数越多分析；
C. 依据强酸制弱酸的原理分析；
D.依据化学平衡常数的表达式，利用变形法计算。
5．【答案】D
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；水的电离；离子浓度大小的比较
【解析】【解答】A.当lgx=0时，pH分别为6.4、7.2时，所以曲线I表示的是 ，A选项是错误的；
B.酸对水的电离有抑制作用，酸性越强即pH越小，抑制作用越大，水的电离程度越小，a-b的过程中pH增大，溶液酸性减弱，水的电离程度增大，B选项是错误的；
C.当pH值逐渐增大时，c（H2CO3）逐渐减小，因此 不会逐渐减小，C选项是错误的；
D.当 ，那么lg，溶液中pH=6.4，则lg=pH1-pKa=pH-7.2=6.4-7.2=-0.8<0， ，D选项是正确的。
故答案为：D。
【分析】H2CO3 H++HCO3-，HCO3- H++CO32-，Ka1=，所有lg =pKa1-pH=6.4-pH；
H2PO4- H+HPO42-，Ka2=，所以lg=pH-pKa2=pH-7.2.
6．【答案】A
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A、设发生电离的醋酸的浓度为xmol/L，则有：
===，电离是微弱的，则，即，故A正确；
B、酸性：，则将少量通入NaCN溶液中，发生反应，故B错误；
C、稀释促进醋酸电离，但溶液体积增大，氢离子浓度减小，，Ka只与温度有关，则增大，故C错误；
D、酸性越弱，其对应酸根结合质子的能力越强， 则等浓度的、、、中，结合质子能力最强的是 ，故D错误；
故答案为：A。
【分析】电离平衡常数越大，酸性越强，根据表中数据可知，酸性：。
7．【答案】B
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A.Ka1（ H2CO3 ）>Ka（ HCN ）>Ka2（H2CO3），所以A选项不符合题意；
B.因为HCN是弱电解质，NaHCO3是强电解质，所以同浓度的二者，NaHCO3的导电能力更强，B选项符合题意；
C. 等体积、等pH的HCOOH和HCN ，由于HCN的酸性更弱，所以HCN的浓度更大，所以HCN消耗的NaOH的量更多，C选项不符合题意；
D. 等pH的HCOOH和HCN稀释相同的倍数后 ， pH前者大于后者 ，D选项不符合题意。
故答案为：B。
【分析】A.根据“强酸制弱酸”的原理可知该反应可以发生；
B.同浓度的HCN和，NaHCO3溶液，NaHCO3溶液中离子浓度更大，所以NaHCO3的导电能力更强；
C.等pH的HCOOH和HCN ，由于HCN的酸性更弱，所以HCN的浓度更大；
D.稀释会促进弱电解质的电离，因为HCOOH的酸性更强，所以稀释稀释相同的倍数，HCOOH的pH值更大。
8．【答案】A
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A、由分析可知，酸性：HCN>，则 不能发生，故A符合题意；
B、酸性：HCOOH>HCN，则 能发生，故B不符合题意；
C、酸性：HCOOH>H2CO3，则 能发生，故C不符合题意；
D、 根据越弱越水解，等浓度的HCOONa溶液和NaCN溶液中，CN-水解程度大于HCOO-水解程度，则c(HCOO-)＞c(CN-)，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】电离平衡常数越大，酸性越强，强酸可以制取弱酸，根据电离平衡常数可知，酸性：HCOOH＞H2CO3＞HCN>。
9．【答案】B
【知识点】离子反应发生的条件；电离平衡常数
【解析】【解答】A.由于酸性HClO＞HCO3-，因此反应无法发生，A不符合题意；
B.由于酸性：HClO＞HCO3-，因此反应可以发生，B符合题意；
C.由于酸性：CO2＞HClO，因此反应无法发生，C不符合题意；
D.由于酸性：HClO＞HCO3-，因此产物中HClO和Na2CO3不可同时存在（会发生反应），D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】由表可知，酸性：CO2（H2CO3）＞HClO＞HCO3-，结合“强酸可制弱酸”的规律分析。
10．【答案】C
【知识点】盐类水解的原理；电离平衡常数
【解析】【解答】 A.相同温度下，酸的电离常数越大，则酸的电离程度越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HC> HB> HA，故A错误；
B.根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HC> HB> HA，酸的电离程度越大，酸根离子水解程度越小，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液，NaA溶液水解程度最大，故B错误；
C.由A知，HC的酸性大于HB，根据强酸制取弱酸知：HC＋B－=HB＋C－能发生，故C正确；
D.由A可知，NaA、NaB、NaC水解程度逐渐减弱，所以相同物质的量浓度的盐溶液NaA、NaB、NaC ，pH值依次减小，故D错误；
故选C。
【分析】 相同温度下，酸的电离常数越大，则酸的电离程度越大，酸的酸性越强，则酸根离子水解程度越小，结合强酸制取弱酸分析解答。
11．【答案】C
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；水的电离；离子浓度大小的比较；电离平衡常数
【解析】【解答】A、由分析可知， 曲线Ⅰ表示与溶液pH的关系 ，故A不符合题意；
B、酸或碱抑制水的电离，含有弱离子的盐水解促进水的电离，a→b的过程中，逐渐增大，c()逐渐减小，c()逐渐增大，则水的电离程度逐渐增大，故B不符合题意；
C、当 时，c(H+) =10-6.4mol/L，Ka2(H3YO4)= =10-7.2，则，则c() D、，pH增大，c(H2XO3)减小，温度不变，Ka1(H2XO3)和Ka2(H3YO4)不变，则 逐渐减小 ，故D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】随着溶液的pH逐渐增大，c(H2XO3)不断减小，c()不断增大，由图可知， 曲线Ⅰ表示与溶液pH的关系 ，曲线Ⅱ表示 与溶液pH的关系。
12．【答案】（1）
（2）<
（3）>
（4）<
（5）酸
（6）酸
（7）
（8）
【知识点】电解质溶液的导电性；弱电解质在水溶液中的电离平衡；盐类水解的原理；离子浓度大小的比较；溶液酸碱性的判断及相关计算；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）是二元弱酸，电离方程式为、，第二步电离平衡常数表达式为；
故答案为： ；
（2）根据电离平衡常数可知，HCOOH比CH3COOH酸性强，等物质的量浓度的HCOOH电离程度比CH3COOH电离程度大，HCOOH溶液中大于CH3COOH溶液中，故pH：HCOOH答案为：<；
（3）等物质的量浓度、等体积的HCOOH和CH3COOH均用蒸馏水稀释至原体积的10倍，两溶液物质的量浓度仍相等，稀释后HCOOH溶液中大于稀释后CH3COOH溶液中，溶液导电性HCOOH>CH3COOH；
答案为：>；
（4）等物质的量浓度的HCOONa溶液和CH3COONa溶液中，、发生水解，对水的电离有促进作用，水解程度大，CH3COONa溶液中大于HCOONa溶液中，由水电离的=溶液中的，HCOONa溶液中水电离的小于CH3COONa溶液中水电离的；
故答案为：<；
（5）KHC2O4的溶液中存在的电离平衡和水解平衡，大于，>，溶液显酸性；
故答案为：酸；
（6） CH3COOH溶液与NaOH溶液的pH之和等于14，则NaOH溶液中c（OH-）等于CH3COOH溶液中c（H+），溶液浓度：CH3COOH＞NaOH，由于CH3COOH是弱电解质，所以CH3COOH溶液过量，所得混合溶液呈酸性 ；
故答案为：酸；
（7）的大于HCOOH的，但小于HCOOH的，故酸性强弱为>HCOOH>，H2C2O4溶液中加入过量的HCOONa溶液发生反应生成HCOOH和，不能生成，反应的离子方程式为：；
故答案为：；
（8）物质的量浓度比为2：1的HCOOH和NaOH溶液等体积混合，混合后溶液中含有等物质的量的HCOOH和HCOONa，溶液中存在电荷守恒，即，溶液中存在物料守恒，即，两式整理消去，得；
故答案为：。
【分析】（1）平衡常数是指各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比；
（2） Ka越大，酸性越强；
（3）溶液的导电性与离子浓度和离子所带电荷成正比；
（4） 弱酸强碱盐溶液中，OH 都是水电离出来的，越弱越水解；
（5）根据的水解程度和电离程度判断溶液的酸碱性；
（6） CH3COOH溶液与NaOH溶液的pH之和等于14，则NaOH溶液中c（OH-）等于CH3COOH溶液中c（H+），溶液浓度：CH3COOH＞NaOH；
（7）根据强酸制弱酸原理分析；
（8） 将物质的量浓度比为2：1的HCOOH和NaOH溶液等体积混合，溶液中溶质为等物质的量浓度的HCOOH和HCOONa，溶液呈酸性，即c（OH-）＜c（H+），根据电荷守恒和物料守恒分析。
13．【答案】（1）酸式滴定管；酚酞；0.100
（2）是否漏液；C
（3）B；D
（4）3.00；33.00
（5）当溶液稀释10倍，溶液的pH的变化之小于1，说明稀释溶液，平衡正向移动；逆
【知识点】化学平衡的影响因素；弱电解质在水溶液中的电离平衡
【解析】【解答】（1）HAc为弱酸，要准确移取20.00 mL HAc溶液，需用酸式滴定管移取；醋酸和氢氧化钠恰好反应生成强碱弱酸盐醋酸钠，此时溶液显碱性，应选用酚酞作指示剂；4次滴定标准液用量分别为20.05 mL、20.00 mL、18.40 mL、19.95 mL，第3次实验误差较大，舍弃，平均用量为20.00 mL，根据HAc~NaOH，则HAc的物质的量浓度为；
（2）滴定管在洗涤前应先检查是否漏液；A、B为酸式滴定管，不能盛装NaOH，碱式滴定管排气泡时尖嘴应向上倾斜，故C操作正确；
故答案为：是否漏液；C；
（3）A、锥形瓶盛装HAc溶液前未干燥，对测定结果无影响，故A正确；
B、滴定时，左手控制滴定管胶管内的玻璃珠，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，故B错误；
C、滴定前仰视读数，滴定后读数正确，导致所测标准液体积会偏小，最终测得醋酸浓度偏低，故C正确；
D、接近滴定终点时，改为滴加半滴NaOH溶液，直到最后半滴滴入时溶液由无色变粉红色且半分钟内不变色，表示已经到达滴定终点，D错误；
故答案为：BD；
（4）根据表中信息，Ⅶ中n(NaAc)：(HAc)=3：4，HAc和NaAc浓度均为，则两者体积之比应为3：4，V(HAc) =4.00 mL，则V(NaAc)=3.00 mL，即a=3.00；同时要保持最终溶液体积相同，则b=40.00-4.00-3.00=33.00；
故答案为：3.00；33.00；
（5）对比实验Ⅰ和Ⅱ，当溶液稀释10倍，溶液的pH的变化之小于1，说明稀释溶液，平衡正向移动；由实验Ⅱ~Ⅷ可知，增大浓度，溶液的pH增大，则说明HAc电离平衡向逆向移动；
故答案为：当溶液稀释10倍，溶液的pH的变化之小于1，说明稀释溶液，平衡正向移动；逆。
【分析】 （1）HAc溶液呈酸性；滴定终点时，溶液呈碱性，根据HAc~NaOH计算；
（2）滴定管应先检漏；碱式滴定管中排气泡的方法：将胶管弯曲使玻璃尖嘴斜向上，用两指捏住胶管，轻轻挤压玻璃珠，使溶液从尖嘴流出，从而溶液充满尖嘴，排除气泡；
（3）根据操作对消耗标准液体积的影响分析误差；
（4）（5）利用控制变量法探究时，应保证变量的唯一性。
14．【答案】（1）Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
（2）>
（3）CH3COOH；增大；B；
【知识点】化学平衡常数；弱电解质在水溶液中的电离平衡；影响盐类水解程度的主要因素；盐类水解的应用；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）明矾（十二水硫酸铝钾）溶于水后电离，Al3+发生水解反应：，氢氧化铝胶体具有较大表面积，可吸附水中悬浮颗粒物从而达到净水的目的。故答案为：；
（2）常温等浓度、等体积的HCl溶液与MOH溶液混合两者恰好完全反应溶液为MCl溶液。该溶液pH=5溶液呈酸性，说明MOH为弱碱。MOH在水溶液中部分电离，则pH=13的MOH溶液的浓度需大于0.1mol/L；故答案为：>；
（3）①结合表格中数据可知，酸性： CH3COOH > H2CO3 > HClO >HCO3-。一般酸的电离为吸热过程，升高温度，酸的电离程度增大，电离平衡常数增大。故答案为：CH3COOH；增大；
②A．醋酸溶液存在电离平衡：，加水稀释，平衡正向移动，电离出更多的醋酸根，但溶液体积增大的幅度更大，减小；温度不变，不变。根据，当减小，则比值减小，A不符合题意；
B．加水稀释。温度不变，不变。根据，，减小则比值增大，B符合题意；
C．加水稀释时，温度不变不变，减小，则比值减小，C不符合题意；
D．加水稀释，降低，温度不变，不变。增大，则比值减小，D不符合题意；
故答案为：B；
③已知，；，， ，；所以，故答案为：。
【分析】（1）Al3+发生水解反应：；
（2）常温等浓度、等体积的HCl溶液与MOH溶液混合两者恰好完全反应溶液为MCl溶液。该溶液pH=5溶液呈酸性，说明MOH为弱碱。
（3）弱酸的电离平衡常数越大，电离程度越大，酸性越强。醋酸溶液存在电离平衡：，加水稀释，平衡正向移动；已知，；，，
，；所以。
15．【答案】（1）3；
（2）
（3）大于；大于
（4）；（0.1或1/10）；
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；水的电离；离子积常数；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）t2℃时，Kw=(H+) c(OH-)=1×10-12，0.1 mol/L HA溶液中，则c(H+)=1×10-3，溶液的pH=3；HA的电离常数==1.0×105，故答案为：3； ；
（2） ℃时，将1体积的稀硫酸与100体积 KOH溶液混合后溶液呈中性 ，则1×10-a=100×10-(12-b)，解得a+b=10，故答案为： ；
（3）t1℃时，体积为10 mL、pH=2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000 mL，酸稀释时，酸性强的pH变化大，则由图可知，HX溶液的pH变化大，说明HX的酸性比醋酸强，HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数；稀释后，HX的pH比醋酸大，电离产生的氢离子浓度小，对水电离的抑制作用小，所以HX溶液中水电离出来的c(H+)大于醋酸溶液中水电离出来的c(H+)，故答案为：大于；大于；
（4）由图可知，pH=2时，c(H2SO3)=c()，此时c(H+)=1×10-2，则Ka1==c(H+)=1×10-2；pH=7时，c()=c()，此时c(H+)=1×10-7，Ka2==c(H+)=1×10-7，则==105； 将通入氨水中，当降至mol/L时 ，溶液中的===0.1；Ka2(H2SO3)＜Ka(CH3COOH)=1.75×10-5＜Ka1(H2SO3)，则将SO2通入CH3COONa溶液中，发生反应生成NaHSO3和CH3COOH，反应的离子方程式为，故答案为： ； （0.1或1/10） ；。
【分析】（1）根据pH=-lgc(H+)计算；根据计算；
（2）溶液呈中性，则c(H+)=c(OH-)；
（3）酸稀释时，pH变化大的酸性强，电离平衡常数越大，酸性越强；酸或碱抑制水的电离，含有弱离子的盐水解促进水的电离；
（4） ；结合强酸制弱酸原理分析。
16．【答案】（1）碱；
（2）ABDC
（3）大于；弱
（4）10-6-10-8
（5）9
（6）c(Na +)>c(HCO 3-)>c(CO 32-)>c(OH -)>c(H +)
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；离子浓度大小的比较；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）醋酸钠水解生成醋酸和氢氧根离子，使得溶液显碱性，醋酸根水解的离子方程式为；
故答案为：碱；；
（2）电离常数越大，酸性越强，其酸根离子的水解能力越弱，对应钠盐溶液的pH越小，根据电离平衡常数可知，酸性：，则则酸根离子的水解能力：，则pH由大到小的顺序是Na2CO3>NaClO>NaHCO3> CH3COONa，即为ABDC；
故答案为：ABDC；
（3）稀释相同的倍数，HX的pH变化程度大，则酸性HX强，电离平衡常数大；稀释100倍后，HX的pH变化小于2，说明稀释过程中HX电离出氢离子，HX为弱酸；
故答案为：大于；弱；
（4）25℃时，溶液的pH=6，则c(H+)=1×10-6mol L-1，，溶液中存在电荷守恒：，则；
故答案为： 10-6-10-8 ；
（5）醋酸钠溶液中存在，则，即，解得c(OH－)＝10-5 mol·L－1，pH=14-[lgc(OH-)]=9；
故答案为：9；
（6）标准状况下，1.12L CO2的物质的量为0.05mol，n(NaOH)=0.75mol/L×0.1L=0.075mol，完全反应后溶液中的溶质为等物质的量的碳酸钠和碳酸氢钠，溶液呈碱性，则c(OH-)>c(H+)，碳酸根的水解程度大于碳酸氢根的水解程度，则溶液中离子的浓度由大到小的顺序为c(Na +)>c()>c()>c(OH-)>c(H+)；
故答案为：c(Na +)>c()>c()>c(OH-)>c(H+)。
【分析】（1）醋酸根水解显碱性；
（2）电离平衡常数越大，酸性越强，对应的酸根离子水解程度越小；
（3）弱酸部分电离；
（4）根据电荷守恒计算；
（5）先计算c(H+)，根据pH=-lgc(H+)计算；
（6）溶液溶液中的溶质为等物质的量的碳酸钠和碳酸氢钠，结合电荷守恒和物料守恒分析。
17．【答案】（1）；＞＞＞
（2）C；D
（3）；结合质子的能力比水强
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；离子方程式的书写；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）①溶液与足量溶液反应的离子方程式为 ： ；
②等浓度等体积的NaOH和H3PO3混合后得到的溶质是NaH2PO3，根据 的Ka1=3.7×10-2，Ka2=2.0×10-7，可得Kh2=≈2.7×10-13，Kh2（2）A.该原理是难挥发性的酸是易挥发性的酸，不是强酸制弱酸，A选项是错误的；
B.高氯酸的酸性强于硝酸，因此该反应不能发生，B选项是错误的；
C.在冰醋酸中，盐酸有电离平衡常数，因此是弱电离，C选项是正确的；
D.向硫酸的冰醋酸溶液中加入醋酸钠，醋酸根会结合氢离子，促使硫酸的电离平衡向正反应方向进行，因此硫酸的电离程度增大，D选项是正确的。
故正确答案为：CD。
（3） ①与反应的化学方程式为 ： ；
②醋酸和氢氟酸在水溶液中为弱酸，但在液氨中都显强酸性的原因可能是 ： 结合质子的能力比水强。
【分析】（1）①因为H3PO3是两元弱酸，所以1molH3PO3可以与2molNaOH反应；
②NaH2PO3既会水解也会电离；
（2）A.该原理是难挥发性的酸是易挥发性的酸，不是强酸制弱酸；
B.高氯酸的酸性强于硝酸，因此该反应不能发生；
C.在冰醋酸中，盐酸有电离平衡常数，因此是弱电离；
D.向硫酸的冰醋酸溶液中加入醋酸钠，醋酸根会结合氢离子，促使硫酸的电离平衡向正反应方向进行，因此硫酸的电离程度增大。
（3） ①与反应的化学方程式为 ： ；
②醋酸和氢氟酸在水溶液中为弱酸，但在液氨中都显强酸性的原因可能是 ： 结合质子的能力比水强。
18．【答案】（1）CH3COOH；<；>
（2）A；C
（3）酸性；>
【知识点】电解质在水溶液中的电离；弱电解质在水溶液中的电离平衡；盐类水解的原理；盐类水解的应用；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）醋酸是弱电解质，因此在水中的电离方程式为： CH3COOH CH3COO-+H+；因为H2CO3的K1值小于H2SO3的K1，因此H2SO3的酸性更强；根据“越弱越水解”，可知， 同浓度Na2CO3、Na2SO3溶液 ，Na2CO3溶液的碱性更强；
（2）根据水解平衡的方程式：CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，A.加入NaCl相当于加水稀释，会促进CH3COO-离子的水解；
B.Na2CO3会抑制CH3COO-的水解；
C.NH4+与CH3COO-之间会发生互促水解，可以促进CH3COO-离子的水解；
D.加入 CH3COONa固体 ，相当于中增大CH3COO-离子的浓度，会使水解平衡逆移，碱性其水解碱性；
因此正确答案为：AC；
（3） ① HSO3-的电离程度大于水解程度，因此NaHSO3溶液显酸性；
② 因为 HSO3-既电离也水解，因此HSO3-会消耗，所以 c(Na+) > c(HSO3-)。
【分析】（1）弱酸的电离平衡常数越小，其酸性就越弱；可以水解的盐对应的弱电解质越弱，该盐的水解程度就越强；
（2）根据盐类水解的方程式，增大反应物的浓度或减小生成物浓度会使水解平衡正移；减小反应物的浓度或增大生成物的浓度会使水解平衡逆移；加水稀释会使水解正移；
（3）对于弱酸的酸式盐来说，既存在电离又存在水解，盐溶液显酸性还是显碱性，取决于电离和水解的相对强弱。
19．【答案】（1）a；酚酞
（2）当滴入最后半滴溶液时，锥形瓶中溶液颜色由无色变成浅红色，且内不褪色
（3）25.00；0.1001
（4）
（5）减小
【知识点】中和滴定；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）醋酸为酸，用酸式滴定管量取即可，由于用氢氧化钠来滴定，滴定终点显碱性，所以用酚酞为指示剂，
（2） 用的溶液滴定，达到滴定终点时的现象为 ： 当滴入最后半滴溶液时，锥形瓶中溶液颜色由无色变成浅红色，且内不褪色 ，
（3）第四次读数为：25.06-0.06=25.00mL，很，第3组数据误差较大，舍弃，氢氧化钠溶液体积为：，那么醋酸浓度为：mol/L，
（4）当醋酸浓度为0.1mol/L，其pH=2.88，氢离子等于10-2.88mol/L，
（5） 中数据可以计算得出：随着浓度的增大，的电离程度将 减小；
【分析】（1）取酸用酸式滴定管，滴定终点为碱性，采用酚酞，酸性采用甲基橙；
（2）滴定终点一定要强调半分钟内不褪色；
（3）对于误差较大的数据应该舍去；所以舍弃第3组数据；
（4）从表中数据可知，浓度越小，电离程度越大，即越稀越电离。
20．【答案】（1）HCN>CH3COOH>H2SO4
（2）②>①>③
（3）③>②>①
（4）ac
（5）CN-+H2S=HS-+HCN
（6）a>b>d>c
（7）b
【知识点】盐类水解的应用；离子浓度大小的比较；中和滴定；电离平衡常数
【解析】【解答】（1） 体积相同、相同的三种酸溶液，则酸性越弱，其溶质浓度越高，消耗的NaOH体积越多，根据酸性越强，其电离平衡常数越大，可知醋酸酸性大于氢氰酸酸性，则消耗NaOH体积最多的是HCN，最少的是H2SO4，故答案为： HCN>CH3COOH>H2SO4 ；
（2）根据“越弱越水解”的原理，酸性越弱，其盐类水解程度越强，盐类的碱性越强，根据表格，HS-酸性最弱，CH3COOH酸性越强，则其盐类pH最大的是Na2S，最小的是CH3COONa，故答案为： ②>①>③；
（3） 结合电荷守恒，NaCN溶液的电荷守恒为c(H+)+c(Na+)=c(CN-)+c(OH-)，CH3COONa溶液的电荷守恒为浓度均为c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，NaCl的电荷守恒为c(H+)+c(Na+)=c(Cl-)+c(OH-)，则阴离子总浓度可以看出c(H+)+c(Na+)的比较，0.01 mol/L的①NaCN、②、③NaCl溶液中c(Na+)相同，c(H+)可以根据盐的碱性判断，碱性越强，其c(H+)越少，NaCl为中性，根据（2）可知NaCN的碱性比CH3COONa碱性更强，则c(H+)的比较NaCl最多，NaCN最少，则阴离子总浓度最大的是NaCl，最少的是NaCN，故答案为： ③>②>①；
（4） 将浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01 mol/L NaOH溶液等体积混合，则混合后的溶质为NaCN和HCN，且c(NaCN)=c(HCN)=0.005mol/L，则初始浓度c(HCN)=c(Na+)=c(CN-)，NaCN中存在水解平衡，HCN中存在电离平衡，因为溶液中 ，即c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)，则混合溶液中CN-的水解程度大于HCN的电离程度；
a、根据分析，CN-的水解程度大于HCN的电离程度，即溶液为碱性，即，a正确；
b、存在电荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CN-)，根据c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)，可知c(H+)+c(HCN)=>c(OH-)+c(CN-)，b错误；
c、c(NaCN)=c(HCN)=0.005mol/L，则c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L，c正确；
故答案为：ac；
（5）根据强酸制弱酸的原理，酸性大小为H2S>HCN>HS-，则 向NaCN溶液中通入少量 ，最终H2S只能和NaCN反应生成NaHS而不是Na2S，故答案为： CN-+H2S=HS-+HCN；
（6）酸性越弱，其离子结合氢离子的能力越强，根据表格分析，酸性大小为CH3COOH>H2S>HCN>HS-，则离子结合氢离子的能力大小为CH3COOHb>d>c；
（7）CH3COOH溶液中存在电离平衡，其电离常数为，加水稀释，c(CH3COO-)、c(H+)、c(CH3COOH)减小，c(OH-)增大，其电离平衡常数不变；
a、加水稀释，c(CH3COO-)减小，电离平衡常数不变，则增大，则减小，a错误；
b、加水稀释，c(H+)减小，则增大，b正确；
c、加水稀释，c(H+)减小，c(OH-)增大，则 减小，c错误；
故答案为：b。
【分析】（1）体积相同、相同的三种酸溶液，则酸性越弱，其溶质浓度越高，消耗的NaOH体积越多；
（2）根据“越弱越水解”的原理，酸性越弱，其盐类水解程度越强，盐类的碱性越强；
（3）阴离子的总浓度大小通常可以结合电荷守恒判断；
（4）将浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01 mol/L NaOH溶液等体积混合，则混合后的溶质为NaCN和HCN，且c(NaCN)=c(HCN)=0.005mol/L，则初始浓度c(HCN)=c(Na+)=c(CN-)，再结合电离程度和水解程度判断；
（5）根据强酸制弱酸的原理，酸性大小为H2S>HCN>HS-，则 向NaCN溶液中通入少量 ，最终H2S只能和NaCN反应生成NaHS而不是Na2S；
（6）酸性越弱，其离子结合氢离子的能力越强；
（7）离子浓度的比值通常可以结合电离平衡常数解答。
21．【答案】（1）向电离方向；不变
（2）c
（3）c
（4）A；C
（5）HCOOH＞H2CO3＞HCN；NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）①醋酸为弱酸，其电离方程式为，加水稀释，电离平衡向电离方向移动；平衡常数Ka只与温度有关，温度不变，平衡常数Ka不变；
故答案为：向电离方向；不变；
（2）导电能力与离子浓度成正比，c点导电能力最弱，则最小；
答案为：c；
（3）加水稀释，平衡向电离方向移动，电离程度增大，从图中看 a、b、c三点，c点加入水的体积最大，则c点电离程度最大；
故答案为：c；
（4）A、由醋酸电离吸热，加热，电离平衡正移，c(CH3COO-)增大，故A正确；
B、加入NaOH稀溶液，与反应，使平衡正移，数目增加，但溶液体积增大c(CH3COO-)减小，故B错误；
C、加入K2CO3固体，与反应，使平衡正移，数目增加，c(CH3COO-)增大，故C正确；
D、加水稀释，电离平衡向电离方向移动，数目增加，但溶液体积增大c(CH3COO-)减小，故D错误；
故答案为：AC；
（5）①电离平衡常数越大，酸性越强，由表中数据可知，则酸性：>>，故答案为： HCOOH＞H2CO3＞HCN ；
②酸性>>，则 向NaCN溶液中通入CO2气体 ，发生反应： NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3 ；
故答案为： NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3 。
【分析】（1）加水稀释促进醋酸电离；电离平衡常数只与温度有关；
（2）导电能力与离子浓度成正比；
（3）越稀释醋酸的电离程度越大；
（4） 使c点对应的溶液中的c(CH3COO-)增大，应使平衡正向移动；
（5）电离平衡常数越大，酸性越强；强酸能制取弱酸。
22．【答案】（1）正；正
（2）；6.5
（3）
（4）a＜b
（5）和
（6）
【知识点】化学平衡移动原理；电解质溶液的导电性；弱电解质在水溶液中的电离平衡；离子积常数；pH的简单计算；离子反应发生的条件
【解析】【解答】（1）根据加水稀释相当于扩大体积，根据平衡移动原理可知醋酸电离平衡正向移动，但无法抵消c(H+)的减小，则c(H+)减小，对水电离的抑制程度减弱，水的电离平衡正向移动。故第一空答案为：正，第二空答案为：正；
（2）由于蒸馏水中c(H+)=c(OH-)=10-6.5，故Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13。pH=3的盐酸中c(H+)=10-3mol/L。pH=10的NaOH溶液中c(H+)=10-10mol/L，则c(OH-)==10-3mol/L。故此时盐酸和NaOH溶液物质的量浓度相等，则等体积混合恰好完全中和，溶液显中性，pH=6.5。故第一空答案为：10-13，第二空答案为：6.5；
（3）无论稀释何种酸，溶液中的阳离子只有H+，因此pH大小代表了导电能力，pH越小导电能力越强。由于pH：a=b＜c，故导电能力：a=b＞c。故答案为：a=b＞c；
（4）由于HCl为强酸，完全电离，溶液中不存在未电离的HCl分子，稀释后不可继续电离；而CH3COOH为弱酸，微弱电离，溶液中存在大量未电离的CH3COOH分子，稀释后可继续电离。故稀释相同倍数时盐酸pH更大，则a为盐酸，b为醋酸溶液；相同pH时，物质的量浓度：醋酸溶液＞盐酸。故用等浓度的NaOH溶液和a、b处溶液完全反应（1：1反应），消耗NaOH溶液的体积：醋酸溶液＞盐酸。故答案为：a＜b；
（5）据表可知，H3PO2为一元弱酸和NaOH按物质的量之比1：1中和：H3PO2+OH-=H2PO2-+H2O。向10mL 溶液中加入30mL等物质的量浓度的NaOH溶液，则NaOH过量，溶液的阴离子有H2PO2-和OH-。故答案为：H2PO2-和OH-；
（6）由表可知，酸性：CO2(H2CO3)＞HClO＞HCO3-。因此CO2可以与ClO-反应生成HClO和HCO3-，而不能生成HClO和CO32-，否则会发生：HClO+CO32-=ClO-+HCO3-。因此该反应的方程式为：，故答案为：。
【分析】（1）根据平衡移动原理可知醋酸电离平衡正向移动，但c(H+)减小，据此分析；
（2）蒸馏水中c(H+)=c(OH-)，据此计算；
（3）其他条件相同时，溶液中正电荷（或负电荷）总浓度越大，溶液导电能力越强；
（4）相同pH的强酸溶液物质的量浓度＜弱酸溶液物质的量浓度；相同pH的溶液稀释相同倍数时，强酸pH＞弱酸pH。据此分析；
（5）据表可知，H3PO2为一元弱酸，和NaOH按物质的量之比1：1中和；
（6）据表排出各微粒酸性，根据“强酸制弱酸”分析。
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