第52讲 弱电解质的电离平衡
[复习目标] 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。
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
1.电离平衡的建立
(1)弱电解质的电离是吸热过程。
(2)电离平衡建立的过程：
2.影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因
①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越 ，越易电离。
②温度：温度越高，电离程度 。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向 的方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向 的方向移动。
[应用举例]
以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0的影响，完成下表：
改变条件 平衡移动方向 n(H+) c(H+) 导电能力
加水稀释
加入少量冰醋酸
通入HCl(g)
加NaOH(s)
加CH3COONa(s)
升高温度
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( )
2.一元弱碱BOH的电离方程式为BOHB++OH-( )
3.Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同( )
4.电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小( )
5.25 ℃时，0.1 mol·L-1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小( )
1.已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是( )
A.当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定
B.当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定
C.若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小
D.进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
2.在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L-1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是( )
A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线
B.任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率
C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
D.1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大
考点二 电离平衡常数及应用
1.电离平衡常数表达式
(1)一元弱酸HA：HAH++A-，电离平衡常数 。
(2)一元弱碱BOH：BOHB++OH-，电离平衡常数 。
(3)二元弱酸(以碳酸为例)
H2CO3H++HC， ；
HCH++C， 。
2.电离常数的意义
(1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
(2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1 Ka2时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
3.电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数 ，反之，电离常数 。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K 。
1.弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( )
2.常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强( )
3.室温下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀释后，溶液中不变( )
一、电离常数及其应用
1.(2024·湖北高三模拟)已知溶剂分子结合H+的能力会影响酸给出H+的能力，某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示，下列说法错误的是( )
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa=-lg Ka 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4
A.HClO4在冰醋酸中的电离方程式：HClO4+CH3COOHCl+CH3COO
B.在冰醋酸中酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3
C.结合H+的能力：H2O>CH3COOH
D.相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa
2.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) Ka=1.77×10-4 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka=4.0×10-8
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 。
(2)相同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HC、C、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 。
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是 (填序号)。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：
HClO+HCClO-+H2O+CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：
CO2+H2O+2ClO-C+2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：
CO2+H2O+ClO-HC+HClO
④硫化氢通入NaClO溶液中：
H2S+ClO-HS-+HClO
⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH+C2HCOO-+CO2↑+H2O
二、微粒浓度比值判断
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) 。
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+)趋于10-7mol·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。
1.(2022·湖北，12)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：N2+NH3N+N2H4，N2H4+CH3COOHN2+CH3COO-，下列酸性强弱顺序正确的是( )
A.N2>N2H4>N
B.N2>CH3
C.NH3>N2H4>CH3COO-
D.CH3COOH>N2
2.(2020·北京，11)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C+2H+H2O+CO2↑
3.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中，H+与A-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中的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
4.[2020·天津，16(5)节选]已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH=12时，c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶ ∶ 。
答案精析
考点一
整合必备知识
2.(2)①小 ②越大 ③结合成弱电解质分子 ④电离
应用举例
向右 增大 减小 减弱 向右 增大 增大 增强 向左 增大 增大 增强 向右 减小 减小 增强 向左 减小 减小 增强 向右 增大 增大 增强
易错辨析
1.√ 2.× 3.√ 4.× 5.×
提升关键能力
1.C 2.C
考点二
整合必备知识
1.(1)Ka= (2)Kb= (3)Ka1= Ka2=
3.(1)越小 越大 (2)增大
易错辨析
1.× 2.× 3.√
提升关键能力
1.D
2.(1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
(2)S2->C>ClO->HS->HC>HCOO-
(3)①②④
3.(1)变小 (2)变大 (3)变小 (4)不变 (5)不变
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，因此其比值变小。
(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，因此其比值变大。
(5)将该式变为=，故其比值不变。(共78张PPT)
化学
大
一
轮
复
习
第十一章 第52讲
弱电解质的电离平衡
复习目标
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。
内容索引
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
考点二 电离平衡常数及应用
课时精练
练真题 明考向
考点一
弱电解质的电离平衡及影响因素
1.电离平衡的建立
(1)弱电解质的电离是吸热过程。
(2)电离平衡建立的过程：
整合必备知识
2.影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因
①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越 ，越易电离。
②温度：温度越高，电离程度 。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向 的方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向 的方向移动。
小
越大
结合成弱电解质分子
电离
[应用举例]
以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq) CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0的影响，完成下表：
改变条件 平衡移动方向 n(H+) c(H+) 导电能力
加水稀释 ______ ______ ______ ______
加入少量冰醋酸 ______ ______ ______ ______
通入HCl(g) ______ ______ ______ ______
加NaOH(s) ______ ______ ______ ______
加CH3COONa(s) ______ ______ ______ ______
升高温度 ______ ______ ______ ______
向右
增大
减小
减弱
向右
增大
增大
增强
向左
增大
增大
增强
向右
减小
减小
增强
向左
减小
减小
增强
向右
增大
增大
增强
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( )
2.一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B++OH-( )
3.Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同( )
4.电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小( )
5.25 ℃时，0.1 mol·L-1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小( )
√
×
√
×
×
提升关键能力
1.已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2O H2CO3 H++HC，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是
A.当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对
稳定
B.当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对
稳定
C.若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小
D.进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
√
若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H+)减小，体液的pH增大。
2.在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·
L-1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是
A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间
的变化曲线
B.任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速
率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率
C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
D.1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的
体积更大
√
2 mL 2 mol·L-1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H+)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；
从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁已接近反应结束，c(H+)较小，反应速率较小，故B错误；
由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，用1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故C正确、D错误。
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考点二
电离平衡常数及应用
1.电离平衡常数表达式
(1)一元弱酸HA：HA H++A-，电离平衡常数________________。
(2)一元弱碱BOH：BOH B++OH-，电离平衡常数________________。
(3)二元弱酸(以碳酸为例)
H2CO3 H++HC， ；
HC H++C， 。
整合必备知识
Ka=
Kb=
Ka1=
Ka2=
2.电离常数的意义
(1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
(2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1 Ka2时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
3.电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数 ，反之，电离常数 。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K 。
越小
越大
增大
1.弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( )
2.常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强( )
3.室温下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀释后，溶液中不变( )
×
×
√
A.HClO4在冰醋酸中的电离方程式：HClO4+CH3COOH Cl+CH3COO
B.在冰醋酸中酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3
C.结合H+的能力：H2O>CH3COOH
D.相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa
提升关键能力
一、电离常数及其应用
1.(2024·湖北高三模拟)已知溶剂分子结合H+的能力会影响酸给出H+的能力，某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示，下列说法错误的是
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa=-lg Ka 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4
√
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa=-lg Ka 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4
由表格数据可知，高氯酸在冰醋酸中部分电离出高氯酸根离子和CH3COO，电离方程式为HClO4+CH3COOH Cl+CH3COO，A正确；
由表格数据可知，四种酸在冰醋酸中的电离常数的大小顺序为HClO4>H2SO4>HCl>HNO3，则在冰醋酸中酸性的大小顺序为HClO4>H2SO4>HCl>HNO3，B正确；
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa=-lg Ka 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4
由表格数据可知，在水中完全电离的四种强酸在冰醋酸中均不能完全电离，说明水分子结合氢离子的能力强于醋酸，C正确；
相同温度下醋酸在液氨中的电离程度大于在水中的电离程度，所以在液氨中的pKa小于其在水中的pKa，D错误。
2.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为___________
。
HCOOH>
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) Ka=1.77×10-4 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka=4.0×10-8
H2CO3>H2S>HClO
(2)相同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HC、C、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 。
S2->C>ClO->HS->HC>HCOO-
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是
________(填序号)。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO+HC===ClO-+H2O+CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-===C+2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+ClO-===HC+HClO
④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S+ClO-===HS-+HClO
⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH+C===2HCOO-+CO2↑+H2O
①②④
二、微粒浓度比值判断
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) ；
变小
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，因此其比值变小。
(2) ；
变大
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，因此其比值变大。
(3) ；
(4) ；
(5) 。
变小
将该式变为=，故其比值不变。
不变
不变
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+)趋于10-7mol·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。
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LIANZHENTI MINGKAOXIANG
练真题 明考向
1.(2022·湖北，12)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：N2+NH3===N+N2H4，N2H4+
CH3COOH===N2+CH3COO-，下列酸性强弱顺序正确的是
A.N2>N2H4>N
B.N2>CH3
C.NH3>N2H4>CH3COO-
D.CH3COOH>N2
√
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===N2+CH3COO-中，酸性：CH3COOH>N2，反应N2+NH3===N+N2H4中，酸性：N2>，故酸性：CH3COOH>N2。
2.(2020·北京，11)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C+2H+===H2O+CO2↑
√
醋酸属于弱电解质，则含0.1 mol醋酸的溶液中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.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中，H+与A-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中的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
√
常温下，溶液Ⅰ的pH=7.0，则溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1，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-1，Ka(HA)=
=1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，则=1.0×10-3，解得=，B正确；
常温下，溶液Ⅰ的pH=7.0，溶液Ⅰ中c(H+)=
1×10-7 mol·L-1，Ka(HA)==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=
1.0×10-3，溶液Ⅰ中c总(HA)=(104+1)c(HA)；溶液Ⅱ中，由B项解析可知
c总(HA)=1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=
(104+1)∶1.01≈104，C、D错误。
4.[2020·天津，16(5)节选]已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH=12时，c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶ ∶ 。
1012·Ka1
1024·Ka1·Ka2
H2CO3是二元弱酸，分步发生电离：H2CO3 +H+、
+H+，则有Ka1= 、Ka2=，从而可得Ka1·Ka2=
。当溶液pH=12时，c(H+)=10-12 mol·L-1，代入Ka1、Ka1·Ka2可
得c(H2CO3)∶c(HC)=1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶c(C)=1∶(1024·Ka1·Ka2)，综合可得c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。
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KESHIJINGLIAN
课时精练
对一对
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
题号 1 2 3 4 5 6 7 8
答案 D B C C B C C D
题号 9 10 11 12 13
答案 C C B C D
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14.
(1) (2)10-7.5
14
15
16
15.
(1)①正盐 ②2 ③测NaH2PO2溶液的pH，若pH>7，则证明次磷酸为弱酸 向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸
(2)1×10-3 (3)1 (4)>
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
16.
(1)①> ②第一步完全电离，可电离出0.100 mol·L-1的H+，故第二步电离出0.009 mol·L-1的H+和S，c(HS)=(0.100-0.009) mol L-1=0.091 mol·
L-1，Ka==≈1.08×10-2
(2)①HAc+HAc H2Ac++Ac- ②AC
14
15
16
1.(2024·西安模拟)“春寒赐浴华清池，温泉水滑洗凝脂”，下列有关说法错误的是
A.保持温泉水恒温的能量主要来源于地热能
B.火山附近的温泉常因含有游离态硫而具有消毒杀菌作用
C.石膏泉是一种以含有硫酸钙为主的温泉，硫酸钙属于强电解质
D.温泉中含有对人体有益的硅酸，硅酸是一种可溶性的弱酸
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
答案
溶于水中的硫酸钙能完全电离，硫酸钙属于强电解质，故C正确；
硅酸是一种难溶性的弱酸，故D错误。
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2.氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：HCN H++
CN-，常温下电离常数为Ka。下列说法正确的是
A.0.1 mol·L-1 HCN溶液的pH<1
B.增大HCN溶液浓度，其电离程度减小
C.升高温度，电离平衡逆向移动
D.加入少量NaOH溶液，会使Ka增大
√
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答案
氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中部分电离，因此0.1 mol·L-1 HCN溶液中c(H+)<0.1 mol·L-1，pH>1，故A错误；
氢氰酸为弱电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，故B正确；
弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，故C错误；
加入少量NaOH溶液，电离平衡正向移动，但溶液的温度不变，电离平衡常数不变，故D错误。
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3.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是
A.a、b、c三点溶液的pH：c
B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：cC.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1NaOH溶液中和，消耗
NaOH溶液的体积：c1
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答案
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答案
A项，由导电能力知c(H+)：b>a>c，故pH：c>a>b；
B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；
C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力增强，c(H+)增大，pH偏小；
D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。
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4.为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验方案。其中不合理的是
A.室温下，测0.1 mol·L-1 HX溶液的c(H+)，若c(H+)<0.1 mol·L-1，证明HX
是弱酸
B.向HX的溶液中加入NaX固体，c(H+)减小，证明HX是弱酸
C.HX与Na2SO3溶液反应，可以得到H2SO3，证明HX是弱酸
D.在相同条件下，对0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1的HX溶液进行导电
性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸
√
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答案
常温下，测0.1 mol·L-1 HX溶液的c(H+)，若c(H+)<0.1 mol·L-1，说明HX在水溶液里部分电离，则证明HX是弱酸，故A不符合题意；
向HX的溶液中加入NaX固体，c(H+)减小，说明HX存在电离平衡，能证明HX是弱酸，故B不符合题意；
HX与Na2SO3溶液反应得到H2SO3，根据强酸制弱酸，说明HX的酸性比亚硫酸的强，HX可能为强酸，不能证明HX是弱酸，故C符合题意；
相同条件下，对0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，说明HX溶液中离子浓度小于盐酸，则证明HX部分电离，所以HX为弱酸，故D不符合题意。
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5.已知数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，②NaCN+HF===HCN+NaF，③NaNO2+HF===HNO2+NaF，由此可判断下列叙述中不正确的是
A.HF的电离平衡常数为7.2×10-4
B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10
C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D.HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
√
反应①说明酸性：HNO2>HCN，反应③说明酸性：HF>HNO2。
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答案
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6.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
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答案
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答案
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-1 H3BO3溶液中c(H+)=x mol·L-1，则c[B(OH]也可认为近似等于x mol·L-1，则有Ka(H3BO3)==5.4×10-10，解得x≈2.3×10-6，所以pH≈6，B正确；
Ka(H3BO3)14
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①HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3
②2HBrO+Na2CO3===2NaBrO+H2O+CO2↑
③HBrO+NaHCO3===NaBrO+H2O+CO2↑
④NaBrO+CO2+H2O===NaHCO3+HBrO
A.①③ B.②④ C.①④ D.②③
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答案
7.运用电离平衡常数判断，下列可以发生的反应是
√
酸 电离平衡常数(25 ℃)
碳酸 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11
次溴酸 Ka=2.4×10-9
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根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理可知，Ka1(碳酸)>Ka(次溴酸)>Ka2(碳酸)，所以①④能发生。
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答案
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8.二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是
A.升高温度后，Ka1、Ka2均增大
B.向H2X溶液中加入少量KHX固体，c(H+)减小
C.该温度下0.1 mol·L-1的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol·L-1
D.向H2X溶液中加水稀释过程中，减小
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答案
二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，Ka1、Ka2均增大，A项正确；
加入KHX固体，c(HX-)增大，H2X HX-+H+，平衡向左移动，c(H+)减小，B项正确；
Ka1= =2.5×10-4，忽略HX-的电离，c(HX-)≈c(H+)，c(H2X)≈0.1 mol·
L-1则c(H+)≈ mol·L-1=5×10-3 mol·L-1，C项正确；
加水稀释过程中，H2X的电离程度增大，n(H2X)减小，n(H+)增大，=
增大，D项错误。
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9.(2024·天津模拟)常温下，一种解释乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=1×10-3.0)
药物在人体吸收模式如图。
假设离子不会穿过组织薄膜，而未电离的HA分子则可自由穿过该膜且达到平衡。下列说法正确的是
A.血浆中c(HA)大于胃中c(HA)
B.取胃中液体，加水稀释100倍后，pH=3.0
C.在血浆中，=1×104.4
D.在血浆和胃中，HA电离程度相同
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答案
未电离的HA分子可自由穿过该膜且达到平衡，血浆中c(HA)等于胃中c(HA)，故A错误；
HA是弱酸，取胃中液体，加水稀释100倍后，电离平衡正向移动，pH<3.0，故B错误；
在血浆中，===1×104.4，故C正确；
血浆和胃中的pH不同，HA电离程度不相同，故D错误。
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16
10.下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是
A.因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定
等于V2
B.若V1>V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸
C.若实验①中，V=V1，则混合溶液中c(Na+)
=c(A-)
D.实验②的混合溶液，可能pH<7
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答案
因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相对大小，故A错误；
若V1>V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法说明HA是强酸，故B错误；
若实验①中，V=V1，则HA的物质的量浓度也为0.01 mol·L-1，HA溶液pH=2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合溶液中c(Na+)=c(A-)，故C正确；
恰好完全中和后实验②的混合溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，故D错误。
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11.(2025·景德镇模拟)固体界面上强酸的吸附和解离是多相化学在环境、催化、材料科学等领域研究的重要课题。如图为少量HCl气体分子在253 K冰表面吸附和溶解过程的示意图(图中比例为微粒个数比)，下列叙述不正确的是
A.冰表面第一层中，HCl以分子形式存在
B.HCl在冰中的电离方程式：HCl===H++Cl-
C.冰表面第二层中，H+浓度为5×10-3 mol·L-1
(设冰的密度为0.9 g·cm-3)
D.冰表面第三层中无HCl分子
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答案
由图可知，冰表面第一层中存在HCl分子，则HCl以分子形式存在，故A正确；
HCl在冰中存在Cl-和HCl分子，说明在冰中部分电离，电离方程式为HCl H++Cl-，故B错误；
冰表面第二层中，Cl-∶H2O=10-4∶1，设水的体积为1 L，溶液体积近似
为1 L，则H+浓度为=5×10-3 mol·L-1，故C正确；
根据图示，冰表面第三层中只有水分子，无HCl分子，故D正确。
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12.亚磷酸(H3PO3)是一种二元弱酸，常温下电离常数Ka1=1.0×10-2，Ka2=2.6×10-7。下列说法正确的是
A.H3PO3与足量的NaOH溶液反应生成Na3PO3
B.对亚磷酸溶液升温，溶液中c(H+)减小
C.向亚磷酸溶液中加入少量NaOH固体，增大
D.0.01 mol·L-1的H3PO3溶液中c2(H2P)1
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答案
已知亚磷酸(H3PO3)是一种二元弱酸，故与足量的NaOH溶液反应生成Na2HPO3，不能生成Na3PO3，A项错误；
弱酸的电离过程是一个吸热过程，故对亚磷酸溶液升温，溶液中c(H+)增大，B项错误；
根据亚磷酸的电离方程式H3PO3 H2P+H+可知，Ka1=
=，向亚磷酸溶液中加入少量NaOH固体，溶液中c(H+)减小，Ka1不变，则增大，C项正确；
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答案
Ka1=，Ka2===
≈3.85×104>1，即c2(H2P)>c(H3PO3)·c(HP)，D项错误。
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13.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示，据此分析，下列说法不正确的是
A.曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2
B.常温下0.1 mol·L-1的NaHC2O4溶液显酸性
C.常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2=10-4.30
D.pH从1.30~4.30时，先增大后减小
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答案
根据图像可知当草酸氢根离子和草酸根离子浓度相等时，pH=4.30，所以Ka2==10-4.30，C正确；
根据图像可知pH从1.30~4.30时，逐渐减小，D项错误。
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16
14.(1)25 ℃时，用0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7。已知
CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，Ka= 。
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答案
混合溶液的pH=7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈ mol·L-1，根据电荷守恒：c(Na+)+c(H+)= c(CH3COO-)+c(OH-)及c(H+)=c(OH-)可得，
c(Na+)=c(CH3COO-)= mol·L-1，则Ka==。
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16
(2)[2020·全国卷Ⅱ，26(2)]次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其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。HClO的电离常数Ka的值为 。
10-7.5
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答案
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由图像知，当pH=7.5时，δ(ClO-)=δ(HClO)=50%，可求得该点c(ClO-)=c(HClO)，由HClO的电离方
程式HClO ClO-+H+可得，Ka==
=10-7.5。
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答案
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15.磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L-1H3PO2与20 mL 1 mol·L-1的NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题：
①NaH2PO2属于 (填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电离出的氢离子，因而NaH2PO2是正盐。
正盐
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答案
14
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②若25 ℃时，Ka(H3PO2)=1×10-2，则0.02 mol·L-1的H3PO2溶液的pH=
。
2
设溶液中的H+浓度为x mol·L-1。
H3PO2 H++H2P
初始/(mol·L-1) 0.02 0 0
平衡/(mol·L-1) 0.02-x x x
Ka(H3PO2)==1×10-2[注意由于Ka(H3PO2)比较大，不能近似计算]，解得x=0.01，故pH=2。
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答案
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16
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：________________________
、_________________________________
______________________________________________________________
__________。
测NaH2PO2溶液的pH，若
pH>7，则证明次磷酸为弱酸
向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶
液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸
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答案
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(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L-1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为 (Ka2=2×10-7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计)。
忽略H3PO3的第二步电离和水的电离，则溶液中c(H2P)≈c(H+)=1×10-2 mol·
L-1，c(H3PO3)=(0.11-1×10-2)mol·L-1=0.1 mol·L-1，H3PO3的电离平衡常数
Ka1===1×10-3。
1×10-3
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答案
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(3)亚磷酸的结构式为 (结构式中P→O表示成键电子对全
部由磷原子提供)，含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H+，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有 个“O—H”。
1
Na2HPO3溶液中，HP水解，溶液呈碱性。
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH (填“>”“<”或“=”)7。
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答案
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16.(2024·山东日照高三模拟)硫及其化合物在日常生活、工业生产中都非常普遍。
(1)在水中，硫酸是一种强酸，但实际上只有第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，电离方程式可表示为H2SO4===H++HS，HS H++S。
①25 ℃时，Na2SO4溶液的pH (填“>”“<”或“=”)7。
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答案
根据HS H++S，25 ℃时，Na2SO4溶液中硫酸根离子水解生成硫酸氢根离子和氢氧根离子，导致溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，因此溶液的pH>7。
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16
②0.100 mol·L-1的稀硫酸中，c(H+)=0.109 mol·L-1，求硫酸第二步电离的电离常数： (写出计算过程，结果保留三位有效数字)。
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答案
答案 第一步完全电离，可电离出0.100 mol·L-1的H+，故第二步电离出0.009 mol·L-1的H+和S，c(HS)=(0.100-0.009)mol L-1=0.091 mol·L-1，Ka==≈1.08×10-2
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(2)液态水中，水存在自偶电离：H2O+H2O H3O++OH-。平常书写的H+，实际上是纯水或水溶液中H3O+的缩写。如HCl在水中电离，完整写法是HCl+H2O===H3O++Cl-。
①液态的醋酸(用HAc表示)中，同样存在HAc的自偶电离，其方程式可表示为 。
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答案
HAc+HAc H2Ac++Ac-
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②用醋酸作溶剂时，硫酸是一种二元弱酸。若保持温度不变，关于该溶液，下列说法正确的是 (填字母)。
A.加入少量冰醋酸，c(HS)与c(S)均减小
B.加入少量H2SO4，H2SO4的电离程度增大
C.加入少量NaAc固体，c(HS)与c(S)的比值减小
D.加入少量Na2SO4固体，c(Ac-)减小
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答案
AC
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答案
若保持温度不变：加入少量冰醋酸，由于溶液体积增大占主要因素，因此c(HS)与c(S)均减小，A正确；
加入少量H2SO4，平衡正向移动，由于硫酸浓度增大占主要因素，因此H2SO4的电离程度减小，B错误；
加入少量NaAc固体，Ac-与氢离子结合，硫酸氢根离子电离程度增大，硫酸氢根离子浓度减小，硫酸根离子浓度增大，则c(HS)与c(S)的比值减小，C正确；
加入少量Na2SO4固体，抑制硫酸氢根离子电离，增大了HAc的自偶电离，则c(Ac-)增大，D错误。
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16第十一章 第52练 弱电解质的电离平衡
分值：100分
(选择题1~10题，每小题5分，11~13题，每小题8分，共74分)
1.(2024·西安模拟)“春寒赐浴华清池，温泉水滑洗凝脂”，下列有关说法错误的是( )
A.保持温泉水恒温的能量主要来源于地热能
B.火山附近的温泉常因含有游离态硫而具有消毒杀菌作用
C.石膏泉是一种以含有硫酸钙为主的温泉，硫酸钙属于强电解质
D.温泉中含有对人体有益的硅酸，硅酸是一种可溶性的弱酸
2.氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：HCNH++CN-，常温下电离常数为Ka。下列说法正确的是( )
A.0.1 mol·L-1 HCN溶液的pH<1
B.增大HCN溶液浓度，其电离程度减小
C.升高温度，电离平衡逆向移动
D.加入少量NaOH溶液，会使Ka增大
3.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是( )
A.a、b、c三点溶液的pH：cB.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：cC.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c4.为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验方案。其中不合理的是( )
A.室温下，测0.1 mol·L-1 HX溶液的c(H+)，若c(H+)<0.1 mol·L-1，证明HX是弱酸
B.向HX的溶液中加入NaX固体，c(H+)减小，证明HX是弱酸
C.HX与Na2SO3溶液反应，可以得到H2SO3，证明HX是弱酸
D.在相同条件下，对0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸
5.已知数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，②NaCN+HF===HCN+NaF，③NaNO2+HF===HNO2+NaF，由此可判断下列叙述中不正确的是( )
A.HF的电离平衡常数为7.2×10-4
B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10
C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D.HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
6.硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3+H2OB(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
7.运用电离平衡常数判断，下列可以发生的反应是( )
酸 电离平衡常数(25 ℃)
碳酸 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11
次溴酸 Ka=2.4×10-9
①HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3
②2HBrO+Na2CO3===2NaBrO+H2O+CO2↑
③HBrO+NaHCO3===NaBrO+H2O+CO2↑
④NaBrO+CO2+H2O===NaHCO3+HBrO
A.①③ B.②④ C.①④ D.②③
8.二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是( )
A.升高温度后，Ka1、Ka2均增大
B.向H2X溶液中加入少量KHX固体，c(H+)减小
C.该温度下0.1 mol·L-1的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol·L-1
D.向H2X溶液中加水稀释过程中，减小
9.(2024·天津模拟)常温下，一种解释乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=1×10-3.0)药物在人体吸收模式如图。
假设离子不会穿过组织薄膜，而未电离的HA分子则可自由穿过该膜且达到平衡。下列说法正确的是( )
A.血浆中c(HA)大于胃中c(HA)
B.取胃中液体，加水稀释100倍后，pH=3.0
C.在血浆中，=1×104.4
D.在血浆和胃中，HA电离程度相同
10.下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是( )
A.因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2
B.若V1>V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸
C.若实验①中，V=V1，则混合溶液中c(Na+)=c(A-)
D.实验②的混合溶液，可能pH<7
11.(2025·景德镇模拟)固体界面上强酸的吸附和解离是多相化学在环境、催化、材料科学等领域研究的重要课题。如图为少量HCl气体分子在253 K冰表面吸附和溶解过程的示意图(图中比例为微粒个数比)，下列叙述不正确的是( )
A.冰表面第一层中，HCl以分子形式存在
B.HCl在冰中的电离方程式：HCl===H++Cl-
C.冰表面第二层中，H+浓度为5×10-3 mol·L-1(设冰的密度为0.9 g·cm-3)
D.冰表面第三层中无HCl分子
12.亚磷酸(H3PO3)是一种二元弱酸，常温下电离常数Ka1=1.0×10-2，Ka2=2.6×10-7。下列说法正确的是( )
A.H3PO3与足量的NaOH溶液反应生成Na3PO3
B.对亚磷酸溶液升温，溶液中c(H+)减小
C.向亚磷酸溶液中加入少量NaOH固体，增大
D.0.01 mol·L-1的H3PO3溶液中c2(H2P)13.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示，据此分析，下列说法不正确的是( )
A.曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2
B.常温下0.1 mol·L-1的NaHC2O4溶液显酸性
C.常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2=10-4.30
D.pH从1.30~4.30时，先增大后减小
14.(4分)(1)25 ℃时，用0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，Ka= 。
(2)[2020·全国卷Ⅱ，26(2)]次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其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。HClO的电离常数Ka的值为 。
15.(14分)磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L-1H3PO2与20 mL 1 mol·L-1的NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题：
①NaH2PO2属于 (填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
②若25 ℃时，Ka(H3PO2)=1×10-2，则0.02 mol·L-1的H3PO2溶液的pH= 。
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸： 、 。
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L-1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为 (Ka2=2×10-7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计)。
(3)亚磷酸的结构式为(结构式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供)，含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H+，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有 个“O—H”。
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH (填“>”“<”或“=”)7。
16.(8分)(2024·山东日照高三模拟)硫及其化合物在日常生活、工业生产中都非常普遍。
(1)在水中，硫酸是一种强酸，但实际上只有第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，电离方程式可表示为H2SO4===H++HS，HSH++S。
①25 ℃时，Na2SO4溶液的pH (填“>”“<”或“=”)7。
②0.100 mol·L-1的稀硫酸中，c(H+)=0.109 mol·L-1，求硫酸第二步电离的电离常数： (写出计算过程，结果保留三位有效数字)。
(2)液态水中，水存在自偶电离：H2O+H2OH3O++OH-。平常书写的H+，实际上是纯水或水溶液中H3O+的缩写。如HCl在水中电离，完整写法是HCl+H2O===H3O++Cl-。
①液态的醋酸(用HAc表示)中，同样存在HAc的自偶电离，其方程式可表示为 。
②用醋酸作溶剂时，硫酸是一种二元弱酸。若保持温度不变，关于该溶液，下列说法正确的是 (填字母)。
A.加入少量冰醋酸，c(HS)与c(S)均减小
B.加入少量H2SO4，H2SO4的电离程度增大
C.加入少量NaAc固体，c(HS)与c(S)的比值减小
D.加入少量Na2SO4固体，c(Ac-)减小
答案精析
1.D 2.B
3.C [A项，由导电能力知c(H+)：b>a>c，故pH：c>a>b；B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力增强，c(H+)增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。]
4.C 5.B
6.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-1 H3BO3溶液中c(H+)=x mol·L-1，则c[B(OH]也可认为近似等于x mol·L-1，则有Ka(H3BO3)==5.4×10-10，解得x≈2.3×10-6，所以pH≈6，B正确；Ka(H3BO3)7.C [根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理可知，Ka1(碳酸)>Ka(次溴酸)>Ka2(碳酸)，所以①④能发生。]
8.D [二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，Ka1、Ka2均增大，A项正确；加入KHX固体，c(HX-)增大，H2XHX-+H+，平衡向左移动，c(H+)减小，B项正确；Ka1==2.5×10-4，忽略HX-的电离，c(HX-)≈c(H+)，c(H2X)≈0.1 mol·L-1则c(H+)≈ mol·L-1=5×10-3 mol·L-1，C项正确；加水稀释过程中，H2X的电离程度增大，n(H2X)减小，n(H+)增大，=增大，D项错误。]
9.C 10.C
11.B [由图可知，冰表面第一层中存在HCl分子，则HCl以分子形式存在，故A正确；HCl在冰中存在Cl-和HCl分子，说明在冰中部分电离，电离方程式为HClH++Cl-，故B错误；冰表面第二层中，Cl-∶H2O=10-4∶1，设水的体积为1 L，溶液体积近似为1 L，则H+浓度为=5×10-3 mol·L-1，故C正确；根据图示，冰表面第三层中只有水分子，无HCl分子，故D正确。]
12.C [已知亚磷酸(H3PO3)是一种二元弱酸，故与足量的NaOH溶液反应生成Na2HPO3，不能生成Na3PO3，A项错误；弱酸的电离过程是一个吸热过程，故对亚磷酸溶液升温，溶液中c(H+)增大，B项错误；根据亚磷酸的电离方程式H3PO3H2P+H+可知，Ka1=，则=，向亚磷酸溶液中加入少量NaOH固体，溶液中c(H+)减小，Ka1不变，则增大，C项正确；Ka1=，Ka2=，则==≈3.85×104>1，即c2(H2P)>c(H3PO3)·c(HP)，D项错误。]
13.D [根据图像可知当草酸氢根离子和草酸根离子浓度相等时，pH=4.30，所以Ka2==10-4.30，C正确；根据图像可知pH从1.30~4.30时，逐渐减小，D项错误。]
14.(1) (2)10-7.5
15.(1)①正盐 ②2 ③测NaH2PO2溶液的pH，若pH>7，则证明次磷酸为弱酸 向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸
(2)1×10-3 (3)1 (4)>
解析 (1)①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电离出的氢离子，因而NaH2PO2是正盐。②设溶液中的H+浓度为x mol·L-1。
H3PO2H++H2P
初始/(mol·L-1) 0.02 0 0
平衡/(mol·L-1) 0.02-x x x
Ka(H3PO2)==1×10-2[注意由于Ka(H3PO2)比较大，不能近似计算]，解得x=0.01，故pH=2。(2)忽略H3PO3的第二步电离和水的电离，则溶液中c(H2P)≈c(H+)=1×10-2 mol·L-1，c(H3PO3)=(0.11-1×10-2) mol·L-1=0.1 mol·L-1，H3PO3的电离平衡常数Ka1===1×10-3。(4)Na2HPO3溶液中，HP水解，溶液呈碱性。
16.(1)①> ②第一步完全电离，可电离出0.100 mol·L-1的H+，故第二步电离出0.009 mol·L-1的H+和S，c(HS)=(0.100-0.009) mol L-1=0.091 mol·L-1，Ka==≈1.08×10-2
(2)①HAc+HAcH2Ac++Ac- ②AC