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第37讲 电离平衡
【备考目标】 1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。
考点1 弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的建立和特征
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：
2．电离平衡的影响因素
(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因
以0.5 mol/L CH3COOH溶液为例，完成下表中外界条件对“CH3COOH H＋＋CH3COO－ ΔH>0 ”的影响。
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力
升高温度 向右 增大 增大 增强
加水稀释 向右 增大 减小 减弱
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强
加入NaOH(s) 向右 减小 减小 增强
加入镁粉 向右 减小 减小 增强
加入CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强
【基点判断】(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(√ )
(2)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(× )
(3)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(× )
(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(× )
(5)25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小(× )
(6)Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类一定相同(√ )
题组练习
一、弱电解质判断的实验设计
1．已知NH3·H2O为弱碱，下列实验事实能证明某酸HA为弱酸的是( )
A．浓度为0.1 mol·L－1 HA的导电性比浓度为0.1 mol·L－1硫酸的导电性弱
B．0.1 mol·L－1 NH 4A溶液的pH等于7
C．0.1 mol·L－1的HA溶液能使甲基橙变红色
D．等物质的量浓度的NaA和HA混合溶液pH小于7
解析：选B。硫酸为二元强酸，当浓度均为0.1 mol·L－1时，硫酸溶液中的离子浓度一定大于HA溶液中离子的浓度，不能说明HA是否完全电离，A错误； NH4A溶液中，由于NH水解使溶液呈酸性，若HA为强酸，NH4A溶液pH＜7，而pH＝7说明A－水解，说明HA为弱酸，B正确；当溶液的pH小于3.1时，甲基橙均能变红色，不能说明0.1 mol·L－1的HA溶液的pH是否大于1，C错误；若HA为强酸，等物质的量浓度的NaA、HA混合溶液pH也小于7，D错误。
2．(2021·浙江6月选考)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
解析：选B。25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误； 25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，可知溶液中c(H＋)＜0.01 mol·L－1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得此时溶液pH＜7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
二、弱电解质溶液导电图像分析
3．(人教选择性必修1 P62T4)在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示，请填写下列空白。
(1)加水前导电能力约为零的原因是______________________________________。
(2)a、b、c三点对应的溶液中，c(H＋)由小到大的顺序是________。
(3)a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH电离程度最大的是________。
(4)若使b点对应的溶液中c(CH3COO－)增大、c(H＋)减小，可采用的方法是______(填序号)
①加入H2O ②加入NaOH固体 ③加入浓硫酸 ④加入Na2CO3固体
解析：(1)溶液的导电能力与自由移动的离子浓度有关，离子浓度越大，导电能力越强。冰醋酸中没有自由移动的离子，所以冰醋酸不导电。
(2)溶液导电能力越强，离子浓度越大，即氢离子浓度越大，则氢离子浓度由小到大的顺序为c
(3)加水稀释促进CH3COOH的电离，则CH3COOH电离程度最大的是c
(4)醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，加水稀释能促进醋酸电离，但醋酸根离子浓度减小，①错误；加入NaOH固体，氢氧化钠和氢离子反应，促进醋酸电离，所以c(CH3COO－)增大，c(H＋)减小，②正确；加入浓硫酸，c(H＋)增大抑制醋酸电离，c(CH3COO－)减小，③错误；加入Na2CO3固体，CO与H＋反应，促进醋酸电离，c(CH3COO－)增大，c(H＋)减小，④正确。
答案：(1)冰醋酸中无自由移动的离子 (2)c考点2 电离平衡常数及其应用
1．电离平衡常数
(1)表达式
弱电解质 电离方程式 电离平衡常数表达式
一元弱酸HA HA H＋＋A－ Ka＝
一元弱碱BOH BOH B＋＋OH－ Kb＝
二元弱酸H2A H2A H＋＋HA－ Ka1＝
HA－ H＋＋A2－ Ka2＝
(2)特点
①电离平衡常数只与温度有关，与浓度等无关，升高温度，K值增大。
②多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1 K2 K3……，故其酸性取决于第一步。
(3)意义
电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
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“三段式”法求电离平衡常数
以弱电解质HX为例：
HX H＋ ＋ X－
c(起始) c(HX) 0 0
c(平衡) c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可作近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则Ka＝，代入数值求解即可。
2．电离度(α)
(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。
(2)表达式
α＝×100%或α＝×100%
(3)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
(4)影响因素
温度 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降温相反
浓度 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小
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α、Ka、Kb与c(H＋)、c(OH－)的关系
设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为α。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
c(起始) c 0 0
c(变化) cα cα cα
c(平衡) c－cα≈c cα cα
Ka＝＝cα2，α＝ ，c(H＋)＝c·α＝
同理：对于一元弱碱(如NH3·H2O)
Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。
【基点判断】(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(× )
(2)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(× )
(3)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(× )
(4)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(√ )
(5)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小(× )
(6)室温下向10 mL 0.1 mol/L 的氨水中加水稀释后，溶液中 eq \f(c（OH－）·c（NH）,c（NH3·H2O）) 不变(√ )
(7)将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，c(F－)/ c(H＋)始终增大(× )
题组练习
一、利用电离常数判断弱电解质酸碱性的强弱
1．已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式 HX HY H2CO3
电离平衡常数/(mol·L－1) 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11
下列推断正确的是( )
A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY
B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3
C．结合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
解析：选A。根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，则结合H＋的能力：Y－＞CO＞X－＞HCO，故A正确、C、D错误；酸越弱，其对应的盐的水解能力越强，故相同条件下溶液的碱性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，故B错误。
2．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是( )
化学式 电离常数
HClO K＝3×10－8
H2CO3 Ka1＝4×10－7 Ka2＝6×10－11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
解析：选C。HClO的电离常数小于H2CO3的第一步电离常数，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成碳酸氢根，A错误；向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，产物应为次氯酸，B错误；向NaClO溶液中通入过量CO2，反应生成碳酸氢钠和次氯酸，D错误。
二、判断微粒浓度或浓度比值的大小
3．常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(1)________。
(2)________。
(3)________。
(4)________。
(5)________。
解析：(1)将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增大，因而其比值变小。
(2)将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大，因而其比值变大。
(5)将该式变为＝，故比值不变。
答案：(1)变小 (2)变大 (3)变小 (4)不变 (5)不变
【方法指导】 判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
(1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。
(2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋近于10－7 mol·L－1，故比值变小。
(3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
三、电离常数的计算
4．常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)。
解析：由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOH CH3COO－＋ H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
答案：
5．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4 HC2O＋H＋ Ka1，HC2O C2O＋H＋ Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中 eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）) ＝________。
解析：(1)由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可知 eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）) ＝＝＝103＝1 000。
答案：(1)10－1.2 (2)10－4.2 (3)1 000
6．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。
(1)写出亚磷酸的电离方程式：_________________、_____________________________。
(2)表示pH与lg eq \f(c（HPO）,c（H2PO）) 的变化关系的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________。
解析：Ka1＝ eq \f(c（H2PO）·c（H＋）,c（H3PO3）) ，Ka2＝ eq \f(c（HPO）·c（H＋）,c（H2PO）) ，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同 eq \f(c（H2PO）,c（H3PO3）) 或 eq \f(c（HPO）,c（H2PO）) 时，曲线Ⅱ对应的c(H＋)较大，为第一步电离(Ka1)，曲线Ⅰ对应的c(H＋)较小，为第二步电离(Ka2)，选用曲线Ⅱ中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝ eq \f(c（H2PO）·c（H＋）,c（H3PO3）) ＝10×10－2.4＝10－1.4。
答案：(1)H3PO3 H2PO＋H＋ H2PO HPO＋H＋ (2)Ⅰ (3)10－1.4
【思维建模】 分布曲线图像中电离常数的计算
分布曲线指以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例)
注： pKa为电离常数的负对数
Ka＝交点：c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，故Ka＝c(H＋)＝10－4.76 Ka1＝ eq \f(c（HC2O）·c（H＋）,c（H2C2O4）) A点：c(HC2O)＝c(H2C2O4)，故Ka1＝c(H＋)＝10－1.2；Ka2＝ eq \f(c（C2O）·c（H＋）,c（HC2O）) B点：c(C2O)＝c(HC2O)，故Ka2＝10－4.2
高考真题
1．(2022·湖北高考)根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性强弱顺序正确的是( )
A．N2H>N2H4>NH B．N2H>CH3COOH>NH
C．NH3>N2H4>CH3COO－ D．CH3COOH>N2H>NH
解析：选D。根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，则反应N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2H，反应N2H＋NH3===NH＋N2H4中，酸性：N2H＞NH，故酸性：CH3COOH>N2H>NH。
2．(2022·全国卷乙)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( )
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4
解析：选B。常温下溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A错误；常温下溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，则＝1.0×10－3，解得＝，B正确；根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C错误；Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，得＝1.0×10－3，解得溶液Ⅰ中c总(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液Ⅱ中c总(HA)＝1.01 c(HA)，溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，故溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)之比为[(104＋1)c(HA)]∶[1.01 c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D错误。
3．(2020·天津高考节选)已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH＝12时，c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶________________∶__________________。
解析：H2CO3是二元弱酸，分步发生电离：H2CO3 HCO＋H＋、HCO CO＋H＋，则有Ka1＝ eq \f(c（HCO）·c（H＋）,c（H2CO3）) 、Ka2＝ eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) ，从而可得Ka1·Ka2＝ eq \f(c（CO）·c2（H＋）,c（H2CO3）) 。当溶液pH＝12时，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，代入Ka1、Ka1·Ka2可得c(H2CO3)∶c(HCO)＝1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶c(CO)＝1∶(1024·Ka1·Ka2)，综合可得c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。
答案：1012·Ka1 1024·Ka1·Ka2
巩固练习
一、选择题(每题5分，共10题，共50分)
1．下列事实或实验现象不能证明一元酸HX为弱酸的是( )
A．测得0.01 mol/L HX溶液的pH＝3.6
B．在KX稀溶液中滴加酚酞试剂，溶液变红
C．将稀HX溶液滴加到石灰石中，生成CO2
D．在HX稀溶液中加入少许NaX粉末，溶液pH增大
解析：选C。测得0.01 mol/L HX溶液的pH＝3.6，即氢离子物质的量浓度为1×10－3.6 mol·L－1，说明HX是部分电离，即一元酸HX为弱酸，A不符合题意；在KX稀溶液中滴加酚酞试剂，溶液变红，溶液显碱性，说明是强碱弱酸盐，即一元酸HX为弱酸，B不符合题意；将稀HX溶液滴加到石灰石中，生成CO2，说明HX酸性比碳酸强，不能证明一元酸HX为弱酸，C符合题意；在HX稀溶液中加入少许NaX粉末，溶液pH增大，氢离子浓度减小，X－浓度增大，HX电离平衡逆向移动，说明一元酸HX为弱酸，D不符合题意。
2．室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是( )
A．该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D．与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
解析：选C。醋酸属于弱电解质，则0.1 mol醋酸中CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A错误；加入少量CH3COONa固体，抑制醋酸的电离，溶液的pH升高，故B错误；根据元素守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 mol，故C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写，故D错误。
3．在稀氨水中存在下列平衡：NH3＋H2O NH3·H2O NH＋OH—，对于该平衡，下列叙述正确的是( )
A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的pH减小
B．通入少量氨气，平衡正向移动，c(NH3·H2O) 减小
C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小
D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c( OH—) 都增大
解析：选A。加入少量NH4Cl固体，导致溶液中铵根离子浓度增大，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，氢氧根离子浓度减小，溶液的pH减小，A正确；通入少量氨气，导致氨气与水的反应平衡正向移动，c(NH3·H2O)增大，B错误；温度未变，平衡常数不变，C错误；加水稀释，NH3·H2O的电离平衡正向移动，电离程度增大，但c(OH－)减小，D错误。
4．(2023·四川成都期末)为探究浓度对醋酸电离程度的影响，用pH计测定25 ℃时不同浓度醋酸的pH结果如下，下列说法正确的是( )
浓度/(mol/L) 0.001 0 0.010 0.020 0.10 0.20
pH 3.88 3.38 3.23 2.88 2.83
A.实验过程中可以改用广泛pH试纸
B．0.20 mol/L醋酸溶液稀释过程中，醋酸电离程度及溶液导电性都增大
C．25 ℃时，电离常数K(CH3COOH)的数量级为10－5
D．CH3COOH溶液稀释过程中不可能出现c(H＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)
解析：选C。广泛pH试纸测得溶液的pH为范围值，不是精确值，所以实验过程中不能改用广泛pH试纸测定不同浓度醋酸的pH，A错误； 0.20 mol/L醋酸溶液稀释过程中，溶液中的离子浓度减小，溶液导电性减弱，B错误；由表格数据可知，25 ℃时，0.001 0 mol/L醋酸溶液pH为3.88，则电离常数约为＝10－4.76，电离常数的数量级为10－5，C正确；在极稀的醋酸溶液中，氢氧根离子浓度大于醋酸根离子浓度，所以醋酸溶液稀释过程中可能出现c(H＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)，D错误。
5．(2023·山东菏泽期末)室温下，向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水，在此稀释过程中，下列说法正确的是( )
A．CH3COOH的电离程度增大，溶液的酸性增强 B．醋酸的电离平衡常数Ka增大
C．的值增大 D．溶液中所含的H＋数目增多
解析：选D。醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，但溶液中氢离子浓度减小，A错误；电离平衡常数是温度函数，温度不变，电离平衡常数不变，所以醋酸加水稀释时，电离平衡常数不变，B错误；由电离常数可知，＝，加水稀释过程中，电离常数不变、氢离子浓度减小，则和的值减小，C错误；醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，溶液中所含氢离子的数目增多，D正确。
6．下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝7.5×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝2.2×10－13
则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C．常温下，加水稀释醋酸，增大
D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
解析：选D。多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。弱酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。由于碳酸的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7比H2S的电离平衡常数Ka1＝9.1×10－8大，所以碳酸比氢硫酸的酸性强，A正确；多元弱酸一级电离产生的氢离子会抑制二级电离，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；醋酸是一元弱酸，在溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，加水稀释，使电离平衡正向移动，导致溶液中n(H＋)有所增加，n(CH3COOH)减小，在同一溶液中，体积相同，所以加水稀释导致增大，C正确；向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，二者发生中和反应，放出热量，使溶液的温度升高，升高温度，能够促进电解质的电离，使弱电解质电离平衡正向移动，导致其电离平衡常数增大，D错误。
7．硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2O B(OH)＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10－10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。下列说法错误的是( )
A．H3BO3为一元酸
B．0.01 mol·L－1 H3BO3溶液的pH≈6
C．常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa>NaB(OH)4
D．NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液
解析：选C。根据题意可知H3BO3只存在一步电离，所以为一元酸，A正确；设0.01 mol·L－1H3BO3溶液中c(H＋)＝x，则c[B(OH)]也可近似认为等于x，则有Ka(H3BO3)＝＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6 mol·L－1，所以pH≈6，B正确；Ka(H3BO3)8．(2023·山东菏泽期末)肼(N2H4)又称联氨，为二元弱碱，在水中的电离与氨类似。已知常温下，N2H4第一步电离平衡N2H4＋H2O N2H＋OH－ Kb1＝8.7×10－7。下列说法错误的是( )
A．N2H4的水溶液中存在：c(N2H)＋2c(N2H)＋c(H＋)＝c(OH－)
B．反应N2H4＋H＋ N2H的平衡常数K＝8.7×107
C．联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2
D．向N2H4的水溶液中加水， eq \f(c2（N2H）,c（N2H4）·c（N2H）) 减小
解析：选D。N2H4在水溶液中发生电离，生成N2H、N2H、OH－，则溶液中存在电荷守恒：c(N2H)＋2c(N2H)＋c(H＋)＝c(OH－)，A正确；反应N2H4＋H＋ N2H的平衡常数K＝ eq \f(c（N2H）,c（N2H4）·c（H＋）) ＝ eq \f(c（N2H）·c（OH－）,c（N2H4）·Kw) ＝＝8.7×107，B正确；联氨与硫酸形成酸式盐时，发生反应N2H4＋2H2SO4===N2H6(HSO4)2，则产物的化学式为N2H6(HSO4)2，C正确； N2H4溶于水后发生两步电离，Kb1＝ eq \f(c（N2H）·c（OH－）,c（N2H4）) 、Kb2＝ eq \f(c（N2H）·c（OH－）,c（N2H）) ，则＝ eq \f(c2（N2H）,c（N2H4）·c（N2H）) ，向N2H4的水溶液中加水，N2H4的电离常数不变，则 eq \f(c2（N2H）,c（N2H4）·c（N2H）) 不变，D错误。
9．常温下，次氯酸电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。下列有关说法正确的是( )
A．次氯酸的电离方程式为HClO===H＋＋ClO－
B．曲线a、b依次表示δ(ClO－)、δ(HClO)的变化
C．次氯酸电离常数Ka的数量级为10－7
D．向次氯酸溶液中加NaOH溶液，将减小
解析：选D。次氯酸是弱电解质，电离方程式为HClO H＋＋ClO－，A错误；次氯酸是弱酸，随着pH的增大，HClO逐渐减少，ClO－逐渐增多，但两者之和不变，故曲线a、b依次表示δ(HClO)、δ(ClO－)的变化，B错误；次氯酸的Ka＝，在a、b的交点处，c(ClO－)＝c(HClO)，Ka＝10－7.5＝100.5×10－8，所以Ka的数量级为10－8，C错误；向次氯酸溶液中加NaOH溶液，随着碱性增强，HClO逐渐减少，ClO－逐渐增多，故将减小，D正确。
二、非选择题(共2题，共30分)
10．(18分)食醋(主要成分为CH3COOH)、纯碱(Na2CO3)和小苏打(NaHCO3)均为家庭厨房中常用的物质。已知：
弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN
电离常数 Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10
请回答下列问题：
(1)CH3COO－、HCO、CO、NO、CN－结合质子(H＋)的能力由小到大的顺序为______________________________________。(2分)
(2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2？________(填“能”或“否”)，理由是____________________________________。(5分)
(3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为____________________________________________________。(3分)
(4)常温下，将20 mL 0.10 mol·L－1CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HNO2溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。
①反应开始时，v(CH3COOH)________v(HNO2)(填“＞”“＜”或“＝”，下同)。(2分)
②充分反应后，两溶液中c(CH3COO－)________c(NO)。(2分)
(5)25 ℃时，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得溶液的pH＝6，则混合液中＝________。(2分)
(6)常温下，下列方法可以使0.1 mol·L－1CH3COOH的电离程度增大的是________(填字母)。(2分)
a．加入少量的稀盐酸 b．加热溶液 c．加水稀释 d．加入少量冰醋酸
答案：(1)NO＜CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO
(2)否 H2CO3的Ka1小于HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性弱
(3)CO2＋H2O＋CN－===HCN＋HCO
(4)①＜ ②＜ (5)18 (6)bc
11．(12分)已知：
酸 H2C2O4 HF H2CO3 H3BO3
Ka Ka1＝5.9×10－2Ka2＝6.4×10－5 未知 Ka1＝4.2×10－7Ka2＝5.6×10－11 5.8×10－10
(1)为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
①甲同学取一定体积的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体观察到的现象是__________________，则证明HF为弱酸。(2分)
②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再测其pH为b。若要认为HF为弱酸，则a、b应满足的关系是b<________(用含a的代数式表示)。(2分)
③丙同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L－1的HF溶液的pH为2，则测定HF为弱酸，由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离常数约为________。(2分)
(2)25 ℃时，调节2.0×10－3 mol·L－1氢氟酸水溶液的pH(忽略体积变化)，得到c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题：
HF电离平衡常数的表达式：Ka______________________。
室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH＝3.4时，c(F－)∶c(HF)＝________。(6分)
解析：(1)①HF在溶液中电离出氢离子和氟离子，溶液显酸性，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体，HF的电离平衡向逆反应方向移动，氢离子浓度减小，溶液的红色变浅，证明HF存在电离平衡，即HF为弱酸；②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，体积增大102倍，弱酸加水稀释会促进弱酸的电离，稀释102倍，pH变化小于2个单位，所以稀释后pH＝b答案：(1)①红色变浅 ②a＋2 ③1.0×10－3(2) 1∶1
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第37讲 电离平衡
【备考目标】 1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。
考点1 弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的建立和特征
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：
2．电离平衡的影响因素
(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因
以0.5 mol/L CH3COOH溶液为例，完成下表中外界条件对“CH3COOH H＋＋CH3COO－ ΔH>0 ”的影响。
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力
升高温度 向右 增大 增大 增强
加水稀释 ； ； ； ；
加入少量冰醋酸 ； ； ； ；
通入HCl(g) ； ； ； ；
加入NaOH(s) ； ； ； ；
加入镁粉 ； ； ； ；
加入CH3COONa(s) ； ； ； ；
【基点判断】(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子( )
(2)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态( )
(3)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－( )
(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大( )
(5)25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小( )
(6)Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类一定相同( )
题组练习
一、弱电解质判断的实验设计
1．已知NH3·H2O为弱碱，下列实验事实能证明某酸HA为弱酸的是( )
A．浓度为0.1 mol·L－1 HA的导电性比浓度为0.1 mol·L－1硫酸的导电性弱
B．0.1 mol·L－1 NH 4A溶液的pH等于7
C．0.1 mol·L－1的HA溶液能使甲基橙变红色
D．等物质的量浓度的NaA和HA混合溶液pH小于7
2．(2021·浙江6月选考)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
二、弱电解质溶液导电图像分析
3．(人教选择性必修1 P62T4)在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示，请填写下列空白。
(1)加水前导电能力约为零的原因是____________________________________________________。
(2)a、b、c三点对应的溶液中，c(H＋)由小到大的顺序是________。
(3)a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH电离程度最大的是________。
(4)若使b点对应的溶液中c(CH3COO－)增大、c(H＋)减小，可采用的方法是______(填序号)
①加入H2O ②加入NaOH固体 ③加入浓硫酸 ④加入Na2CO3固体
考点2 电离平衡常数及其应用
1．电离平衡常数
(1)表达式
弱电解质 电离方程式 电离平衡常数表达式
一元弱酸HA HA H＋＋A－ Ka ；
一元弱碱BOH BOH B＋＋OH－ ；
二元弱酸H2A H2A H＋＋HA－ ；
HA－ H＋＋A2－ ；
(2)特点
①电离平衡常数只与温度有关，与浓度等无关，升高温度，K值增大。
②多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 ，故其酸性取决于第一步。
(3)意义
电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易 ，酸性或碱性 。
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“三段式”法求电离平衡常数
以弱电解质HX为例：
HX H＋ ＋ X－
c(起始) c(HX) 0 0
c(平衡) c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可作近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则Ka＝，代入数值求解即可。
2．电离度(α)
(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。
(2)表达式
α＝×100%或α＝×100%
(3)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
(4)影响因素
温度 升高温度，电离平衡向右移动，电离度 ；降温相反
浓度 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度 ；
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α、Ka、Kb与c(H＋)、c(OH－)的关系
设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为α。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
c(起始) c 0 0
c(变化) cα cα cα
c(平衡) c－cα≈c cα cα
Ka＝＝cα2，α＝ ，c(H＋)＝c·α＝
同理：对于一元弱碱(如NH3·H2O)
Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。
【基点判断】(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( )
(2)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大( )
(3)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大( )
(4)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小( )
(5)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小( )
(6)室温下向10 mL 0.1 mol/L 的氨水中加水稀释后，溶液中 eq \f(c（OH－）·c（NH）,c（NH3·H2O）) 不变( )
(7)将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，c(F－)/ c(H＋)始终增大( )
题组练习
一、利用电离常数判断弱电解质酸碱性的强弱
1．已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式 HX HY H2CO3
电离平衡常数/(mol·L－1) 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11
下列推断正确的是( )
A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY
B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3
C．结合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
2．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是( )
化学式 电离常数
HClO K＝3×10－8
H2CO3 Ka1＝4×10－7 Ka2＝6×10－11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
二、判断微粒浓度或浓度比值的大小
3．常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(1)________。
(2)________。
(3)________。
(4)________。
(5)________。
【方法指导】 判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
(1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。
(2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋近于10－7 mol·L－1，故比值变小。
(3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
三、电离常数的计算
4．常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)。
5．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4 HC2O＋H＋ Ka1，HC2O C2O＋H＋ Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中 eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）) ＝________。
6．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。
(1)写出亚磷酸的电离方程式：_________________、_____________________________。
(2)表示pH与lg eq \f(c（HPO）,c（H2PO）) 的变化关系的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________。
【思维建模】 分布曲线图像中电离常数的计算
分布曲线指以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以H2C2O4为例)
注： pKa为电离常数的负对数
Ka＝交点：c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，故Ka＝c(H＋)＝10－4.76 Ka1＝ eq \f(c（HC2O）·c（H＋）,c（H2C2O4）) A点：c(HC2O)＝c(H2C2O4)，故Ka1＝c(H＋)＝10－1.2；Ka2＝ eq \f(c（C2O）·c（H＋）,c（HC2O）) B点：c(C2O)＝c(HC2O)，故Ka2＝10－4.2
高考真题
1．(2022·湖北高考)根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性强弱顺序正确的是( )
A．N2H>N2H4>NH B．N2H>CH3COOH>NH
C．NH3>N2H4>CH3COO－ D．CH3COOH>N2H>NH
2．(2022·全国卷乙)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( )
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4
巩固练习
一、选择题(每题5分，共10题，共50分)
1．下列事实或实验现象不能证明一元酸HX为弱酸的是( )
A．测得0.01 mol/L HX溶液的pH＝3.6
B．在KX稀溶液中滴加酚酞试剂，溶液变红
C．将稀HX溶液滴加到石灰石中，生成CO2
D．在HX稀溶液中加入少许NaX粉末，溶液pH增大
2．室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是( )
A．该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D．与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
3．在稀氨水中存在下列平衡：NH3＋H2O NH3·H2O NH＋OH—，对于该平衡，下列叙述正确的是( )
A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的pH减小
B．通入少量氨气，平衡正向移动，c(NH3·H2O) 减小
C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小
D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c( OH—) 都增大
4．(2023·四川成都期末)为探究浓度对醋酸电离程度的影响，用pH计测定25 ℃时不同浓度醋酸的pH结果如下，下列说法正确的是( )
浓度/(mol/L) 0.001 0 0.010 0.020 0.10 0.20
pH 3.88 3.38 3.23 2.88 2.83
A.实验过程中可以改用广泛pH试纸
B．0.20 mol/L醋酸溶液稀释过程中，醋酸电离程度及溶液导电性都增大
C．25 ℃时，电离常数K(CH3COOH)的数量级为10－5
D．CH3COOH溶液稀释过程中不可能出现c(H＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)
5．(2023·山东菏泽期末)室温下，向0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水，在此稀释过程中，下列说法正确的是( )
A．CH3COOH的电离程度增大，溶液的酸性增强 B．醋酸的电离平衡常数Ka增大
C．的值增大 D．溶液中所含的H＋数目增多
6．下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝7.5×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝2.2×10－13
则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C．常温下，加水稀释醋酸，增大
D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
7．硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2O B(OH)＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10－10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5。下列说法错误的是( )
A．H3BO3为一元酸
B．0.01 mol·L－1 H3BO3溶液的pH≈6
C．常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa>NaB(OH)4
D．NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液
8．(2023·山东菏泽期末)肼(N2H4)又称联氨，为二元弱碱，在水中的电离与氨类似。已知常温下，N2H4第一步电离平衡N2H4＋H2O N2H＋OH－ Kb1＝8.7×10－7。下列说法错误的是( )
A．N2H4的水溶液中存在：c(N2H)＋2c(N2H)＋c(H＋)＝c(OH－)
B．反应N2H4＋H＋ N2H的平衡常数K＝8.7×107
C．联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2
D．向N2H4的水溶液中加水， eq \f(c2（N2H）,c（N2H4）·c（N2H）) 减小
9．常温下，次氯酸电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。下列有关说法正确的是( )
A．次氯酸的电离方程式为HClO===H＋＋ClO－
B．曲线a、b依次表示δ(ClO－)、δ(HClO)的变化
C．次氯酸电离常数Ka的数量级为10－7
D．向次氯酸溶液中加NaOH溶液，将减小
二、非选择题(共2题，共30分)
10．(18分)食醋(主要成分为CH3COOH)、纯碱(Na2CO3)和小苏打(NaHCO3)均为家庭厨房中常用的物质。已知：
弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN
电离常数 Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10
请回答下列问题：
(1)CH3COO－、HCO、CO、NO、CN－结合质子(H＋)的能力由小到大的顺序为______________________________________。(2分)
(2)CO2通入NaNO2溶液中能否生成HNO2？________(填“能”或“否”)，理由是___________________________。(5分)
(3)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为__________________________________。(3分)
(4)常温下，将20 mL 0.10 mol·L－1CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HNO2溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。
①反应开始时，v(CH3COOH)________v(HNO2)(填“＞”“＜”或“＝”，下同)。(2分)
②充分反应后，两溶液中c(CH3COO－)________c(NO)。(2分)
(5)25 ℃时，向CH3COOH溶液中加入一定量的NaHCO3，所得溶液的pH＝6，则混合液中＝________。(2分)
(6)常温下，下列方法可以使0.1 mol·L－1CH3COOH的电离程度增大的是________(填字母)。(2分)
a．加入少量的稀盐酸 b．加热溶液 c．加水稀释 d．加入少量冰醋酸
11．(12分)已知：
酸 H2C2O4 HF H2CO3 H3BO3
Ka Ka1＝5.9×10－2Ka2＝6.4×10－5 未知 Ka1＝4.2×10－7Ka2＝5.6×10－11 5.8×10－10
(1)为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
①甲同学取一定体积的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体观察到的现象是__________________，则证明HF为弱酸。(2分)
②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再测其pH为b。若要认为HF为弱酸，则a、b应满足的关系是b<________(用含a的代数式表示)。(2分)
③丙同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L－1的HF溶液的pH为2，则测定HF为弱酸，由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离常数约为________。(2分)
(2)25 ℃时，调节2.0×10－3 mol·L－1氢氟酸水溶液的pH(忽略体积变化)，得到c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题：
HF电离平衡常数的表达式：Ka______________________。
室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH＝3.4时，c(F－)∶c(HF)＝________。(6分)
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