第45讲 弱电解质的电离平衡
【复习目标】 1.能用化学用语正确表示弱电解质的电离平衡，能通过实验证明水溶液中存在的电离平衡，能举例说明电离平衡在生产、生活中的应用。2.了解电离平衡常数的含义和应用；掌握电离平衡常数的相关计算。
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
1.电离平衡的含义
在一定条件(如温度、浓度)下，当电离的速率和离子结合为分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2.电离平衡的建立及特征
(1)开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
(2)平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
(3)当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3.外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(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，可使电离平衡向电离方向移动。
【微思考】 (1)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 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NaOH(s) 向右 减小 减小 增强
加CH3-COONa(s) 向左 减小 减小 增强
升高温度 向右 增大 增大 增强
(2)分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。
提示：
学生用书 第251页
电离平衡的移动
1.H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。若对H2S溶液进行以下操作，说法正确的是( )
A.加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B.通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C.滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
答案：C
解析：加水促进H2S的电离，由于溶液体积增大，氢离子浓度减小，A项错误；通入SO2和H2S发生反应：2H2S＋SO23S↓＋2H2O，pH增大；当SO2过量，溶液显酸性，因H2SO3酸性比H2S强，故pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S2HCl＋S↓，平衡向左移动，但生成了强酸，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。
多角度证明弱电解质
2.下列事实，可以说明次氯酸是弱酸的是( )
A.次氯酸不稳定难保存
B.次氯酸钠与硫酸反应有次氯酸生成
C.能与氢氧化钠反应生成次氯酸钠
D.0.1 mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1
答案：D
解析：次氯酸不稳定难保存，不能说明次氯酸是弱酸，A不选；次氯酸钠与硫酸反应有次氯酸生成，说明硫酸酸性大于次氯酸，不能说明次氯酸是弱酸，B不选；次氯酸能与氢氧化钠反应生成次氯酸钠，是酸的通性，不能说明次氯酸是弱酸，C不选；0.1 mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1，说明HClO在水溶液中不能完全电离，说明次氯酸是弱酸，D选。
判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解。
考点二 电离平衡常数
1.电离常数的表达式
(1)一元弱酸或弱碱
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离方程式 HA H＋＋A－ BOH B＋＋OH－
电离常数表达式 Ka＝ Kb＝
(2)多元弱酸(以H2CO3为例)
第一步电离 第二步电离
电离方程式 H2CO3 H＋＋HC HC H＋＋C
电离常数表达式 Ka1＝ Ka2＝
电离常数关系 Ka1＞Ka2(填“＞”或“＜”)
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，其电离常数越小；反之，电离常数越大。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
4.电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的百分比。
(2)表示方法
α＝×100％
(3)影响因素
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
学生用书 第252页
【微思考】 (1)25 ℃时，0.01 mol·L－1的HA溶液中HA的电离度为0.1％，则25 ℃时，c(H＋)和Ka(HA)分别为多少？写出解题步骤。
。
(2)思考下列问题，并分析总结
①改变条件，电离度增大，电离常数一定增大吗？为什么？
。
②向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡右移，电离度增大吗？为什么？
。
提示：(1)c(H＋)＝0.01 mol·L－1×0.1％＝1×10－5 mol·L－1，c(HA)＝0.01－1×10－5 mol·L－1≈0.01 mol·L－1，Ka(HA)＝＝10－8。
(2)①不一定，升温引起电离度增大，电离常数一定增大，否则不变(如改变C，电离常数不变)。
②不增大，根据勒夏特列原理可知，电离程度变小，电离度变小。
弱电解质相对强弱的比较
1.(2022·湖北卷)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＞CH3COOH＞N
C.NH3＞N2H4＞CH3COO－
D.CH3COOH＞N2＞N
答案：D
解析：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＋CH3COOHN2＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2，反应N2＋NH3N＋N2H4中，酸性：N2＞N，故酸性：CH3COOH＞N2＞N。
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
答案：(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
(2)S2－＞C＞ClO－＞HS－＞HC＞HCOO－
(3)①②④
分析微粒浓度比值的变化
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) 。
答案：(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，c(CH3COOH)减小，Ka不变，因此其比值变小。(2)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。
分析微粒浓度比值变化的三种方法 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10－7 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。
学生用书 第253页
1.(2020·北京卷)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↑
答案：C
解析：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。
2.(2022·全国乙卷)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
答案：B
解析：常温下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol/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；常温下溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7mol/L，Ka＝＝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的pH＝1.0，溶液Ⅱ中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，＝1.0×10－3，溶液Ⅱ中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)]＝(1041)∶1.01≈104，D错误。
3.(2020·天津卷节选)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：1012·Ka1 1024·Ka1·Ka2
解析：H2CO3是二元弱酸，发生分步电离：H2CO3 HC＋H＋、HC C＋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)。
1.依据电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)
当一元弱酸或一元弱碱的电离常数很小时，可用如下两个公式计算c(H＋)或c(OH－)。
(1)一元弱酸(以CH3COOH为例)：c(H＋)＝。
(2)一元弱碱(以NH3·H2O为例)：c(OH－)＝。
已知饱和硫化氢的浓度为0.1 mol·L－1，硫化氢的电离常数为Ka1＝1.0×10－7、Ka2＝1.0×10－19。计算饱和硫化氢溶液中氢离子的浓度。
答案：由于硫化氢Ka1 Ka2，且电离常数很小，因而可用其一级电离常数计算氢离子浓度。c(H＋)＝≈ mol·L－1＝1.0×10－4 mol·L－1。
2.电离常数(K)与电离度(α)的定量关系
一定温度下，当电离常数很小时，电离度与电离常数有如下关系：K＝c·α2或α＝ 。
计算25 ℃时，2 mol·L－1氨水的电离度(已知25 ℃时，Kb＝1.8×10－5)。
答案：α＝ ＝ ＝3×10－3＝0.3％。
3.计算电离常数的思维方法(以弱酸HX为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/
(mol·L－1) c(HX) 0 0
平衡/
(mol·L－1) c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则K＝，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝或c(H＋)＝。
常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。
学生用书 第254页
(1)判断HA为 酸(填“强”或“弱”)。
(2)若HA为弱酸，请计算P点的电离平衡常数。
答案：(1)弱 (2)1.0×10－6
解析：(1)纵坐标为lg c(OH－)，在M点时，溶液中c(OH－)＝10－10mol·L－1，常温时c(H＋)＝10－4mol·L－1＜0.010 mol·L－1，HA为弱酸。(2)在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
1.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)写出BOH的电离方程式： 。
(2)BOH的电离度α＝ 。
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝ 。
答案：(1)BOH B＋＋OH－ (2)1％
(3)1×10－5
解析：因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c电离(BOH)＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，则电离度α＝×100％＝1％；BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－；电离达平衡时，c平衡(BOH)＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。
2.常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3 HC＋H＋的电离常数K1≈ (已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
答案：4.2×10－7
解析：由H2CO3 H＋＋HC得K1＝＝≈4.2×10－7。
3.(1)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)。
(2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝ (用含a和b的代数式表示)。
答案：(1) (2)
解析：(1)因溶液呈中性，溶质为NaCl、CH3COOH、CH3COONa，由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COO－)＝c(Na＋)－c(Cl－)＝(－) mol/L，由元素守恒，c(CH3COOH)＝－(－)＝ mol/L。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。(2)根据电荷守恒2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
4.已知草酸为二元弱酸：H2C2O4 HC2＋H＋ Ka1，HC2 C2＋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、HC2、C2三种微粒的分布系数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
(1)常温下草酸的电离常数Ka1＝ ，Ka2＝ 。
(2)pH＝2.7时，溶液中＝ 。
答案：(1)10－1.2 10－4.2 (2)1 000
解析：(1)由图像可知：
pH＝1.2时，c(HC2)＝c(H2C2O4)，Ka1(H2C2O4)＝＝10－1.2。
pH＝4.2时，c(HC2)＝c(C2)，
Ka2( H2C2O4)＝＝10－4.2。
(2)由电离常数表达式可知＝＝＝1 000。
5.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)写出亚磷酸电离的方程式： 、 。
(2)表示pH与lg 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＝ 。
答案：(1)H3PO3 H2P＋H＋
H2P HP＋H＋ (2)Ⅰ (3)10－1.4
解析：由于Ka1＝，Ka2＝，且Ka1＞Ka2，由图像可知，在和的值相同时，“曲线Ⅱ”对应的c(H＋)较大，为一级电离(Ka1)，“曲线Ⅰ”对应的c(H＋)较小，为二级电离(Ka2)，选用“曲线Ⅱ”中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。
学生用书 第255页
由教材导向看命题趋向
教材导向—— 教材这样写 [教材] (人教版选择性必修1 “思考与讨论”) 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、 2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。 (1)两个反应的反应速率及其变化有什么特点？ (2)反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？ 教材相关知识 曲线①代表镁条与盐酸的反应，曲线②代表镁条与醋酸的反应。 (1)镁条与盐酸反应比与醋酸反应快，说明盐酸中c(H＋)大于醋酸中c(H＋)，进一步说明醋酸部分电离，存在电离平衡。 (2)由于盐酸、醋酸相对镁条均过量，最终生成氢气的量由镁条决定，两个反应产生氢气的量相同。
发掘训练—— 可能这样考 [练习] 向两个锥形瓶内各加入0.24 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入10 mL 2 mol·L－1的盐酸、10 mL 2 mol·L－1的醋酸，测得锥形瓶内压强和pH变化如图所示。下列说法正确的是( ) A.a、b表示溶液pH随时间的变化，c、d表示气体压强随时间的变化 B.a、d曲线表示盐酸，b、c曲线表示醋酸 C.反应开始时醋酸的反应速率大于盐酸的速率 D.反应全部结束时，醋酸放出的气体物质的量多 逻辑推理与论证 镁的物质的量为0.01 mol，盐酸和醋酸的物质的量均为0.02 mol，则反应中镁和盐酸、醋酸均恰好反应分别生成氯化镁和醋酸镁，氯化镁中由于镁离子水解生成氢离子导致溶液显酸性，醋酸镁中醋酸根离子、镁离子均水解，使得醋酸镁溶液pH大于氯化镁，c、d分别为醋酸、盐酸反应的pH曲线；盐酸为强酸，反应速率更快，开始压强变化更大，a、b分别为盐酸、醋酸反应的压强曲线，A错误，B正确。盐酸为强酸，反应速率更快，开始压强变化更大，反应开始时醋酸的反应速率小于盐酸的速率，C错误。反应全部结束时，醋酸、盐酸放出的气体物质的量相同，D错误。 答案：B
课时测评45 弱电解质的电离平衡
(时间：45分钟 满分：60分)
(本栏目内容，在学生用书中以独立形式分册装订！)
选择题1－10题，每小题3分，共30分。
1.等物质的量的下列物质溶于水配成等体积的溶液，导电能力最弱的是( )
A.NaOH B.H3PO4
C.NH3 D.CH3CH2OH
答案：D
解析： NaOH是强电解质，在水溶液中完全电离，故其中自由移动的离子浓度最大，导电能力最强，A错误；H3PO4是弱电解质，在水溶液中部分电离，故其中自由移动的离子浓度较小，导电能力较弱，B错误；NH3溶于水，与水反应生成的NH3·H2O是弱电解质，在水溶液中部分电离，故其中自由移动的离子浓度较小，导电能力较弱，C错误；CH3CH2OH是非电解质，其水溶液几乎不导电，导电能力最弱，D正确。
2.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
答案：C
解析：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。
3.下列事实一定能说明亚硝酸(HNO2)是弱电解质的是( )
A.NaNO2溶液呈碱性
B.向HNO2溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液呈红色
C.用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗
D.10 mL 0.1 mol·L－1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应
答案：A
解析：NaNO2溶液呈碱性说明N发生水解反应，说明HNO2是弱酸，为弱电解质，A正确；紫色石蕊溶液呈红色说明HNO2为酸，不能说明HNO2部分电离，则不能说明HNO2为弱电解质，B错误；用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，不能说明HNO2部分电离，所以不能证明HNO2为弱电解质，C错误；10 mL 0.1 mol·L－1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液完全反应，说明HNO2为一元酸，不能说明HNO2部分电离，所以不能证明HNO2为弱电解质，D错误。
4.液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为AB A＋＋B－，在不同温度下其平衡常数K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是( )
A.c(A＋)随温度的升高而降低
B.35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)
C.AB的电离程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)
D.AB的电离是吸热过程
答案：D
解析：升高温度，K增大，说明AB的电离程度增大，所以c(A＋)随着温度的升高而增大，A项错误；根据题给信息，无法推出35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)，B项错误；升高温度，K增大，AB的电离程度增大，所以AB的电离程度：α(25 ℃)＜α(35 ℃)，C项错误；升高温度，平衡向吸热反应方向移动，AB的电离程度增大，则AB的电离是吸热过程，D项正确。
5.已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表：
弱电解质 电离平衡常数(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
下列微粒在溶液中不能大量共存的是( )
A.S、HC B.ClO－、HC
C.HS、C D.HClO、HC
答案：C
解析：根据表中电离平衡常数可知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HS＞HClO＞HC；根据“较强酸制取较弱酸”的复分解反应规律，判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HS＞HC，则S、HC不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO＞HC，则ClO－、HC不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HS＞HC，则HS、C反应生成S和HC，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3＞HClO，HClO、HC不能反应，可以大量共存，D不符合题意。
6.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是( )
答案：B
解析：乙酸和一氯乙酸均显弱酸性。弱酸的浓度越大，在水中的电离度越小，排除C项、D项。电离平衡常数：CH3COOH＜CH2ClCOOH，浓度相同时，电离平衡常数越大，酸性越强，电离度越大，排除A项，故选B项。
7.常温下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体(其水溶液pH＝7)，溶液的pH随加入醋酸铵固体质量的变化曲线如图所示。下列分析正确的是( )
A.a点：pH＝2
B.b点：c(CH3COO－)＞c(N)
C.c点：pH可能大于7
D.a点到c点，溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性
答案：B
解析：醋酸是弱电解质，0.01 mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)＜0.01 mol·L－1，则溶液的pH＞2，A错误。b、c点为CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液，而CH3COONH4溶液显中性，CH3COOH电离使溶液显酸性，则混合溶液的pH＜7，即b点溶液中c(H＋)＞c(OH－)，结合电荷守恒推知，c(CH3COO－)＞c(N)，B正确，C错误。a点到c点，溶液的pH增大，其原因是醋酸是弱电解质，溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，向醋酸溶液中加入醋酸铵固体，c(CH3COO－)增大，醋酸的电离平衡逆向移动，则溶液中的c(H＋)减小，溶液的pH增大，常温下，醋酸铵的水溶液pH＝7，即醋酸铵溶液显中性，D错误。
8.已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是( )
A.该溶液的pH＝4
B.升高温度，溶液的pH增大
C.室温时，此酸的电离常数约为1×10－7
D.稀释HA溶液时，不是所有粒子的浓度都一定会减小
答案：B
解析：0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，说明溶液中c(H＋)约为0.1 mol·L－1×0.1％＝1×10－4mol·L－1，溶液的pH＝4，A项正确；电离属于吸热过程，升温促进HA电离，溶液中的c(H＋)增大，pH减小，B项错误；室温时，此酸的电离常数约为＝1×10－7，C项正确；稀释HA溶液可促进HA电离，溶液中c(H＋)、c(A－)、c(HA)都减小，而c(OH－)增大，D项正确。
9.常温时，改变饱和氯水的pH，得到部分含氯微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示。下列叙述不正确的是( )
A.该温度下，HClO H＋＋ClO－的电离常数Ka的对数值lg Ka＝－7.54
B.氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能与KI发生反应
C.pH＝1的氯水中，c(Cl2)＞c(C)＞c(HClO)＞c(ClO－)
D.已知常温下反应Cl2(aq)＋Cl－(aq) C(aq)的K＝0.191，当pH增大时，K减小
答案：D
解析：HClO H＋＋ClO－的电离常数Ka的对数值lg Ka＝lg＝lg c(H＋)＋lg，根据题图，当溶液的pH＝7.54时，HClO和ClO－的物质的量分数相等，即c(H＋)＝10－7.54mol·L－1时，c(HClO)＝c(ClO－)，代入得lg Ka＝－7.54，A项正确；氯水中的Cl2、ClO－、HClO均有强氧化性，均能与KI发生反应，B项正确；根据题图，pH＝1的氯水中，c(Cl－)＞c(Cl2)＞c(C)＞c(HClO)＞c(ClO－)，C项正确；平衡常数只与温度有关，当pH增大时，K不变，D项错误。
10.亚砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，可以用于治疗白血病，H3AsO3水溶液中含砷物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如下图，下列说法正确的是( )
A.Na2HAsO3的水解方程式为HAs＋H3O＋ H2As＋H2O
B.H3AsO3第一步的电离常数为Ka1，则Ka1＝10－9.2
C.H3AsO3溶液的pH约为9.2
D.pH＝12时，溶液中c(H2As)＋2c(HAs)＋3c(As)＋c(OH－)＝c(H＋)
答案：B
解析：亚砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，分三步电离，电离方程式为H3AsO3 H＋＋H2As、H2As H＋＋HAs、HAs H＋＋As，由此可知，随着pH的增大，含砷元素的微粒由H3AsO3向H2As、HAs转化，因此曲线a表示H3AsO3的分布分数，曲线b表示H2As的分布分数，曲线c表示HAs的分布分数。Na2HAsO3的水解方程式为HAs＋H2O H2As＋OH－，故A错误；由图可知，pH＝9.2时，c(H＋)＝10－9.2 mol/L，曲线a和曲线b的交点存在c(H3AsO3)＝c(H2As)，则Ka1＝＝c(H＋)＝1.0×10－9.2，故B正确；pH＝9.2时，c(H＋)＝10－9.2 mol/L，c(H3AsO3)＝c(H2As)，不代表H3AsO3溶液的pH，H3AsO3是三元弱酸，其水溶液的pH小于7，故C错误；pH＝12时，溶液呈碱性，此时c(OH－)＞c(H＋)，故D错误。
11.(10分)食醋(主要成分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＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10
请回答下列问题：
(1)CO2通入NaNO2溶液中， (填“能”或“否”)生成HNO2，理由是
。
(2)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为 。
(3)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＝ 。
(4)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)。
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)否 H2CO3的Ka1小于HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性弱
(2)CO2＋H2O＋CN－HCN＋HC
(3)18 (4)bc
12.(8分)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1 H3PO2与20 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的盐，回答下列问题：
(1)NaH2PO2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约为
。
(3)设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸： ；
。
答案：(1)正盐 (2)2 (3)测NaH2PO2溶液的pH，若pH＞7，则证明次磷酸为弱酸 向等体积、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(答案合理即可)
解析： (1)计算可知NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸只能电离出一个H＋，因而NaH2PO2是正盐。(2)设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1，列三段式如下：
H3PO2 H＋＋H2P
起始/(mol·L－1) 0.02 0 0
转化/(mol·L－1) x x x
平衡/(mol·L－1) 0.02－x x x
Ka(H3PO2)＝＝1×10－2，解得x≈0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。(3)可从NaH2PO2溶液存在水解平衡以及H3PO2存在电离平衡等角度设计实验。
13.(12分)H2A是一种二元酸。改变0.1 mol·L－1H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数随pH的变化如图所示。［已知：δ(X)＝］
(1)Ka1＝ (填具体数值)。
(2)pH＝1时，H2A溶液中存在的含A元素的微粒为 。
(3)已知碳酸的电离平衡常数为Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11。向足量Na2CO3溶液中加入少量H2A，反应的离子方程式为 。
(4)下列说法正确的是 (填字母)。
A.pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)
B.pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)
C.pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
D.pH＞6时，H2A溶液中只有A2－一种阴离子
(5)0.1 mol·L－1NaHA溶液呈 (填“酸”“中”或“碱”)性。
答案：(1)1×10－1.2 (2)H2A、HA－、A2－
(3)2C＋H2AA2－＋2HC (4)AB (5)酸
解析：(1)当溶液的pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)，故Ka1＝＝10－1.2；(2)由于H2A为二元弱酸，任何溶液中均存在的含A元素的微粒为H2A、HA－、A2－；(3)由(1)分析可知，H2A的Ka1＝10－1.2，同理Ka2＝10－4.2，结合已知碳酸的电离平衡常数为Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.3×10－11可知，酸性：H2A＞HA－＞H2CO3＞HC，故向足量Na2CO3溶液中加入少量H2A，反应的离子方程式为2C＋H2AA2－＋2HC；(4)当pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)，A正确；pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)，B正确；pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol/L＞c(H＋)＝10－4.2 mol/L，C错误；H2A为二元弱酸，故任何溶液中均存在H2A、HA－、A2－等三种含A的微粒，故pH＞6时，H2A溶液中有HA－、OH－和A2－三种阴离子，D错误；(5)由题干图中数据可知，H2A的Ka1＝10－1.2，Ka2＝10－4.2，故HA－的水解平衡常数为Kh2＝＝＝10－12.8＜Ka2，说明HA－电离程度大于水解程度，故0.1 mol·L－1 NaHA溶液呈酸性。
学生用书 第256页(共93张PPT)
第45讲 弱电解质的电离平衡
第十章 水溶液中的离子反应与平衡
高三一轮复习讲义 人教版 (单选)
1.能用化学用语正确表示弱电解质的电离平衡，能通过实验证明水溶液中存在的
电离平衡，能举例说明电离平衡在生产、生活中的应用。
2.了解电离平衡常数的含义和应用；掌握电离平衡常数的相关计算。
复习目标
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
重点强化
内容索引
考教衔接
课时测评
考点一
弱电解质的电离平衡及影响因素
1.电离平衡的含义
在一定条件(如温度、浓度)下，当电离的速率和离子结合为分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2.电离平衡的建立及特征
(1)开始时，v(电离)______，而v(结合)为0。
(2)平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
(3)当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
必备知识 整合
最大
3.外因对电离平衡的影响
(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______方向移动。
越大
结合成弱电解质分子
电离
小
(1)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 ______ ______ ______ ______
向右
增大
减小
减弱
向右
增大
增大
增强
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力
通入HCl(g) ______ ______ ______ ______
加NaOH(s) ______ ______ ______ ______
加CH3- COONa(s) ______ ______ ______ ______
升高温度 ______ ______ ______ ______
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
(2)分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。
提示：
考向1 电离平衡的移动
1.H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。若对H2S溶液进行以下操作，说法正确的是
A.加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B.通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C.滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
关键能力 提升
√
加水促进H2S的电离，由于溶液体积增大，氢离子浓度减小，A项错误；通入SO2和H2S发生反应：2H2S＋SO23S↓＋2H2O，pH增大；当SO2过量，溶液显酸性，因H2SO3酸性比H2S强，故pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S2HCl＋S↓，平衡向左移动，但生成了强酸，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。
考向2 多角度证明弱电解质
2.下列事实，可以说明次氯酸是弱酸的是
A.次氯酸不稳定难保存
B.次氯酸钠与硫酸反应有次氯酸生成
C.能与氢氧化钠反应生成次氯酸钠
D.0.1 mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1
次氯酸不稳定难保存，不能说明次氯酸是弱酸，A不选；次氯酸钠与硫酸反应有次氯酸生成，说明硫酸酸性大于次氯酸，不能说明次氯酸是弱酸，B不选；次氯酸能与氢氧化钠反应生成次氯酸钠，是酸的通性，不能说明次氯酸是弱酸，C不选；0.1 mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1，说明HClO在水溶液中不能完全电离，说明次氯酸是弱酸，D选。
√
判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解。
练后归纳
返回
考点二
电离平衡常数
1.电离常数的表达式
(1)一元弱酸或弱碱
必备知识 整合
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离 方程式 HA H＋＋A－ BOH B＋＋OH－
电离常数 表达式 Ka＝_________________ Kb＝
(2)多元弱酸(以H2CO3为例)
第一步电离 第二步电离
电离 方程式 H2CO3 H＋＋HC HC H＋＋C
电离常数 表达式 Ka1＝________________
Ka2＝________________
电离常 数关系 Ka1 Ka2(填“＞”或“＜”)
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____________。
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______。
第一步电离
越大
越小
增大
4.电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的百分比。
(2)表示方法
α＝×100％
(3)影响因素
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越____。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越____。
小
大
(1)25 ℃时，0.01 mol·L－1的HA溶液中HA的电离度为0.1％，则25 ℃时，c(H＋)和Ka(HA)分别为多少？写出解题步骤。
c(H＋)＝0.01 mol·L－1×0.1％＝1×10－5 mol·L－1，c(HA)＝0.01－1×10－5 mol·L－1≈0.01 mol·L－1，Ka(HA)＝
＝10－8
。
2
(2)思考下列问题，并分析总结
①改变条件，电离度增大，电离常数一定增大吗？为什么？
②向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡右移，电离度增大吗？为什么？
不一定，升温引起电离度增大，电离常数一定增大，否则不变(如改变C，电离常数不变)
不增大，根据勒夏特列原理可知，电离程度变小，电离度变小
。
。
考向1 弱电解质相对强弱的比较
1.(2022·湖北卷)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＞CH3COOH＞N
C.NH3＞N2H4＞CH3COO－
D.CH3COOH＞N2＞N
关键能力 提升
√
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＋CH3COOHN2＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2，反应N2＋NH3N＋N2H4中，酸性：N2＞N，故酸性：CH3COOH＞N2＞N。
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 。
(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 。
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
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
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＋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
①②④
考向2 分析微粒浓度比值的变化
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，c(CH3COOH)减小，Ka不变，因此其比值变小。
(2) ；
变大
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) 。
将该式变为＝，故其比值不变。
变小
不变
不变
分析微粒浓度比值变化的三种方法
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10－7 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。
练后归纳
1.(2020·北京卷)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↑
高考真题 感悟
√
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。
2.(2022·全国乙卷)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－)＝1×10－7mol/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；
常温下溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7mol/L，Ka＝＝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的pH＝1.0，溶液Ⅱ中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，
＝1.0×10－3，溶液Ⅱ中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)]＝(1041)∶1.01≈104，D
错误。
3.(2020·天津卷节选)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∶ ∶ 。
H2CO3是二元弱酸，发生分步电离：H2CO3 HC＋H＋、HC C＋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)。
1012·Ka1
1024·Ka1·Ka2
返回
重点强化19
电离常数的相关计算
1.依据电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)
当一元弱酸或一元弱碱的电离常数很小时，可用如下两个公式计算c(H＋)或c(OH－)。
(1)一元弱酸(以CH3COOH为例)：c(H＋)＝。
(2)一元弱碱(以NH3·H2O为例)：c(OH－)＝。
重点精讲
已知饱和硫化氢的浓度为0.1 mol·L－1，硫化氢的电离常数为Ka1＝1.0×10－7、Ka2＝1.0×10－19。计算饱和硫化氢溶液中氢离子的浓度。
答案：由于硫化氢Ka1 Ka2，且电离常数很小，因而可用其一级电离常数计算氢离子浓度。c(H＋)＝≈ mol·L－1＝1.0×10－4 mol·L－1。
典例
1
2.电离常数(K)与电离度(α)的定量关系
一定温度下，当电离常数很小时，电离度与电离常数有如下关系：K＝c·α2或α＝ 。
计算25 ℃时，2 mol·L－1氨水的电离度(已知25 ℃时，Kb＝1.8×10－5)。
答案：α＝ ＝ ＝3×10－3＝0.3％。
典例
2
3.计算电离常数的思维方法(以弱酸HX为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/
(mol·L－1) c(HX) 0 0
平衡/
(mol·L－1) c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则K＝，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝或c(H+)＝。
常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。
(1)判断HA为 酸(填“强”或“弱”)。
典例
3
弱
纵坐标为lg c(OH－)，在M点时，溶液中c(OH－)＝10－10mol·L－1，常温时c(H＋)＝10－4mol·L－1＜0.010 mol·L－1，HA为弱酸。
(2)若HA为弱酸，请计算P点的电离平衡常数。
在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
答案：1.0×10－6
1.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)写出BOH的电离方程式： 。
(2)BOH的电离度α＝ 。
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝ 。
强化训练
BOH B＋＋OH－
1％
1×10－5
因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c电离(BOH)＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，则电离度α＝×100％＝1％；BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B＋＋OH－；电离达平衡时，c平衡(BOH)＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。
2.常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3 HC＋H＋的电离常数K1≈ (已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
4.2×10－7
由H2CO3 H＋＋HC得K1＝＝≈4.2×10－7。
3.(1)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)。
因溶液呈中性，溶质为NaCl、CH3COOH、CH3COONa，由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COO－)＝c(Na＋)－c(Cl－)＝(－) mol/L，由元素守恒，c(CH3COOH)＝－(－)＝ mol/L。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
(2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸
的电离常数Ka＝ (用含a和b的代数式表示)。
根据电荷守恒2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
4.已知草酸为二元弱酸：H2C2O4 HC2＋H＋ Ka1，HC2 C2＋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、HC2、C2三种微粒的分布系数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
(1)常温下草酸的电离常数Ka1＝ ，Ka2＝ 。
10－1.2
10－4.2
由图像可知：
pH＝1.2时，c(HC2)＝c(H2C2O4)，Ka1(H2C2O4)＝＝10－1.2。
pH＝4.2时，c(HC2)＝c(C2)，
Ka2( H2C2O4)＝＝10－4.2。
(2)pH＝2.7时，溶液中＝ 。
由电离常数表达式可知＝＝＝1 000。
1 000
5.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)写出亚磷酸电离的方程式：______________________、____________
_________________。
H3PO3 H2P＋H＋
H2P
HP＋H＋
(2)表示pH与lg 的变化关系的曲线是 (填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
Ⅰ
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝ 。
10－1.4
由于Ka1＝，Ka2＝，且Ka1＞Ka2，由图像可知，在和的值相同时，“曲线Ⅱ”对应的c(H＋)较大，为一级电离(Ka1)，“曲线Ⅰ”对应的c(H＋)较小，为二级电离(Ka2)，选用“曲线Ⅱ”中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。
返回
考教衔接6
由教材导向看命题趋向
教材导向——教材这样写 [教材] (人教版选择性必修1 “思考与讨论”)
向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、 2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。
(1)两个反应的反应速率及其变化有什么特点？
(2)反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？
教材导向——教材这样写 教材相关知识
曲线①代表镁条与盐酸的反应，曲线②代表镁条与醋酸的反应。
(1)镁条与盐酸反应比与醋酸反应快，说明盐酸中c(H＋)大于醋酸中c(H＋)，进一步说明醋酸部分电离，存在电离平衡。
(2)由于盐酸、醋酸相对镁条均过量，最终生成氢气的量由镁条决定，两个反应产生氢气的量相同。
发掘训练—— 可能这样考 [练习] 向两个锥形瓶内各加入0.24 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入10 mL 2 mol·L－1的盐酸、10 mL 2 mol·L－1的醋酸，测得锥形瓶内压强和pH变化如图所示。下列说法正确的是
A.a、b表示溶液pH随时间的变化，c、d表示气体压强随时间的变化
B.a、d曲线表示盐酸，b、c曲线表示醋酸
C.反应开始时醋酸的反应速率大于盐酸的速率
D.反应全部结束时，醋酸放出的气体物质的量多
√
返回
发掘训练—— 可能这样考 逻辑推理与论证
镁的物质的量为0.01 mol，盐酸和醋酸的物质的量均为0.02 mol，则反应中镁和盐酸、醋酸均恰好反应分别生成氯化镁和醋酸镁，氯化镁中由于镁离子水解生成氢离子导致溶液显酸性，醋酸镁中醋酸根离子、镁离子均水解，使得醋酸镁溶液pH大于氯化镁，c、d分别为醋酸、盐酸反应的pH曲线；盐酸为强酸，反应速率更快，开始压强变化更大，a、b分别为盐酸、醋酸反应的压强曲线，A错误，B正确。盐酸为强酸，反应速率更快，开始压强变化更大，反应开始时醋酸的反应速率小于盐酸的速率，C错误。反应全部结束时，醋酸、盐酸放出的气体物质的量相同，D错误。
课 时 测 评
1.等物质的量的下列物质溶于水配成等体积的溶液，导电能力最弱的是
A.NaOH B.H3PO4
C.NH3 D.CH3CH2OH
NaOH是强电解质，在水溶液中完全电离，故其中自由移动的离子浓度最大，导电能力最强，A错误；H3PO4是弱电解质，在水溶液中部分电离，故其中自由移动的离子浓度较小，导电能力较弱，B错误；NH3溶于水，与水反应生成的NH3·H2O是弱电解质，在水溶液中部分电离，故其中自由移动的离子浓度较小，导电能力较弱，C错误；CH3CH2OH是非电解质，其水溶液几乎不导电，导电能力最弱，D正确。
√
2.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。
√
3.下列事实一定能说明亚硝酸(HNO2)是弱电解质的是
A.NaNO2溶液呈碱性
B.向HNO2溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液呈红色
C.用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗
D.10 mL 0.1 mol·L－1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应
√
NaNO2溶液呈碱性说明N发生水解反应，说明HNO2是弱酸，为弱电解质，A正确；紫色石蕊溶液呈红色说明HNO2为酸，不能说明HNO2部分电离，则不能说明HNO2为弱电解质，B错误；用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，不能说明HNO2部分电离，所以不能证明HNO2为弱电解质，C错误；10 mL 0.1 mol·L－1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液完全反应，说明HNO2为一元酸，不能说明HNO2部分电离，所以不能证明HNO2为弱电解质，D错误。
4.液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为AB A＋＋B－，在不同温度下其平衡常数K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是
A.c(A＋)随温度的升高而降低
B.35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)
C.AB的电离程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)
D.AB的电离是吸热过程
√
升高温度，K增大，说明AB的电离程度增大，所以c(A＋)随着温度的升高而增大，A项错误；根据题给信息，无法推出35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)，B项错误；升高温度，K增大，AB的电离程度增大，所以AB的电离程度：α(25 ℃)＜α(35 ℃)，C项错误；升高温度，平衡向吸热反应方向移动，AB的电离程度增大，则AB的电离是吸热过程，D项正确。
5.已知：在25 ℃时，次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表：
下列微粒在溶液中不能大量共存的是
A.S、HC
B.ClO、HC
C.HS、C
D.HClO、HC
√
弱电解质 电离平衡常数(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
根据表中电离平衡常数可知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HS＞HClO＞HC；根据“较强酸制取较弱酸”的复分解反应规律，判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HS＞HC，则S、HC不能反应，可以大量共存，A不符合题意；酸性：HClO＞HC，则ClO－、HC不能反应，可以大量共存，B不符合题意；由于酸性：HS＞HC，则HS、C反应生成S和HC，不能大量共存，C符合题意；由于酸性：H2CO3＞HClO，HClO、HC不能反应，可以大量共存，D不符合题意。
弱电解质 电离平衡常数(Ka)
HClO Ka＝4.7×10－8
H2CO3 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
H2SO3 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7
6.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是
乙酸和一氯乙酸均显弱酸性。弱酸的浓度越大，在水中的电离度越小，排除C项、D项。电离平衡常数：CH3COOH＜CH2ClCOOH，浓度相同时，电离平衡常数越大，酸性越强，电离度越大，排除A项，故选B项。
√
7.常温下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体(其水溶液pH＝7)，溶液的pH随加入醋酸铵固体质量的变化曲线如图所示。下列分析正确的是
A.a点：pH＝2
B.b点：c(CH3COO－)＞c(N)
C.c点：pH可能大于7
D.a点到c点，溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性
√
醋酸是弱电解质，0.01 mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)＜0.01 mol·L－1，则溶液的pH＞2，A错误。b、c点为CH3COOH和CH3COONH4的
混合溶液，而CH3COONH4溶液显中性，CH3COOH电离使溶液
显酸性，则混合溶液的pH＜7，即b点溶液中c(H＋)＞c(OH－)，结
合电荷守恒推知，c(CH3COO－)＞c(N)，B正确，C错误。
a点到c点，溶液的pH增大，其原因是醋酸是弱电解质，溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，向醋酸溶液中加入醋酸铵固体，c(CH3COO－)增大，醋酸的电离平衡逆向移动，则溶液中的c(H＋)减小，溶液的pH增大，常温下，醋酸铵的水溶液pH＝7，即醋酸铵溶液显中性，D错误。
8.已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是
A.该溶液的pH＝4
B.升高温度，溶液的pH增大
C.室温时，此酸的电离常数约为1×10－7
D.稀释HA溶液时，不是所有粒子的浓度都一定会减小
√
0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，说明溶液中c(H＋)约为0.1 mol·L－1×0.1％＝1×10－4mol·L－1，溶液的pH＝4，A项正确；电离属于吸热过程，升温促进HA电离，溶液中的c(H＋)增大，pH减小，B项错误；室温时，此酸的电离常数约为＝1×10－7，C项正确；稀释HA溶液可促进HA电离，溶液中c(H＋)、c(A－)、c(HA)都减小，而c(OH－)增大，D项正确。
9.常温时，改变饱和氯水的pH，得到部分含氯微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示。下列叙述不正确的是
A.该温度下，HClO H＋＋ClO－的电离常数Ka的对数值lg Ka＝－7.54
B.氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能与KI发生反应
C.pH＝1的氯水中，c(Cl2)＞c(C)＞c(HClO)＞c(ClO－)
D.已知常温下反应Cl2(aq)＋Cl－(aq) C(aq)的K＝0.191，当pH增大时，K减小
√
HClO H＋＋ClO－的电离常数Ka的对数值lg Ka＝lg＝lg c(H＋)＋lg，根据题图，当溶液的pH＝7.54时，HClO和
ClO－的物质的量分数相等，即c(H＋)＝10－7.54mol·L－1时，
c(HClO)＝c(ClO－)，代入得lg Ka＝－7.54，A项正确；
氯水中的Cl2、ClO－、HClO均有强氧化性，均能与KI发生反应，B项正确；根据题图，pH＝1的氯水中，c(Cl－)＞c(Cl2)＞c(C)＞c(HClO)＞c(ClO－)，C项正确；平衡常数只与温度有关，当pH增大时，K不变，D项错误。
10.亚砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，可以用于治疗白血病，H3AsO3水溶液中含砷物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如下图，下列说法正确的是
A.Na2HAsO3的水解方程式为HAs＋
H3O＋ H2As＋H2O
B.H3AsO3第一步的电离常数为Ka1，则Ka1＝10－9.2
C.H3AsO3溶液的pH约为9.2
D.pH＝12时，溶液中c(H2As)＋2c(HAs)＋3c(As)＋c(OH－)＝c(H＋)
√
亚砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，分三步电离，电离方程式为H3AsO3 H＋＋H2As、H2As H＋＋HAs、HAs H＋＋As，由此可知，随着pH的增大，含砷元素的微粒由H3AsO3向H2As、HAs转化，因此曲线a表示H3AsO3的分布分数，曲线b表示
H2As的分布分数，曲线c表示HAs的分布分数。 Na2HAsO3的水
解方程式为HAs＋H2O H2As＋OH－，故A错误；由图可知，pH＝9.2时，c(H＋)＝10－9.2 mol/L，曲线a和曲线b的交点存在c(H3AsO3)＝c(H2As)，则Ka1＝＝c(H＋)＝1.0×10－9.2，故B正确；pH＝9.2时，c(H＋)＝10－9.2 mol/L，c(H3AsO3)＝c(H2As)，不代表H3AsO3溶液的pH，H3AsO3是三元弱酸，其水溶液的pH小于7，故C错误；pH＝12时，溶液呈碱性，此时c(OH－)＞c(H＋)，故D错误。
11.(10分)食醋(主要成分CH3COOH)、纯碱(Na2CO3)和小苏打(NaHCO3)均为家庭厨房中常用的物质。已知：
请回答下列问题：
(1)CO2通入NaNO2溶液中， (填“能”或“否”)生成HNO2，理由是 。
(2)少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为_______________
________ ____ _____。
弱酸 CH3COOH H2CO3 HNO2 HCN
电离 常数 Ka＝1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.0×10－4 Ka＝6.2×10－10
否
H2CO3的Ka1小于HNO2的Ka，H2CO3比HNO2的酸性弱
CO2＋H2O＋CN－HCN＋HC
(3)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＝ 。
(4)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)。
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
18
bc
12.(8分)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1 H3PO2与20 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的盐，回答下列问题：
(1)NaH2PO2属于 (填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
计算可知NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸只能电离出一个H＋，因而NaH2PO2是正盐。
正盐
(2)若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH约为 。
2
设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1，列三段式如下：
H3PO2 H＋＋H2P
起始/(mol·L－1) 0.02 0 0
转化/(mol·L－1) x x x
平衡/(mol·L－1) 0.02－x x x
Ka(H3PO2)＝＝1×10－2，解得x≈0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。
(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
向等体积、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(答案合理即可)
可从NaH2PO2溶液存在水解平衡以及H3PO2存在电离平衡等角度设计
实验。
13.(12分)H2A是一种二元酸。改变0.1 mol·L－1H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数随pH的变化如图所示。［已知：δ(X)＝］
(1)Ka1＝ (填具体数值)。
1×10－1.2
当溶液的pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)，故Ka1＝＝10－1.2；
(2)pH＝1时，H2A溶液中存在的含A元素的微粒为 。
H2A、HA－、A2－
由于H2A为二元弱酸，任何溶液中均存在的含A元素的微粒为H2A、HA－、A2－；
(3)已知碳酸的电离平衡常数为Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11。向足量Na2CO3溶液中加入少量H2A，反应的离子方程式为____________________
______________。
2C＋H2A
A2－＋2HC
由(1)分析可知，H2A的Ka1＝10－1.2，同理Ka2＝10－4.2，结合已知碳酸的电离平衡常数为Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.3×10－11可知，酸性：H2A＞HA－＞H2CO3＞HC，故向足量Na2CO3溶液中加入少量H2A，反应的离子方程式为2C＋H2AA2－＋2HC；
(4)下列说法正确的是 (填字母)。
A.pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)
B.pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)
C.pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
D.pH＞6时，H2A溶液中只有A2－一种阴离子
AB
当pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)，A正确；pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)，B正确；pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol/L＞c(H＋)＝10－4.2 mol/L，C错误；H2A为二元弱酸，故任何溶液中均存在H2A、HA－、A2－等三种含A的微粒，故pH＞6时，H2A溶液中有HA－、OH－和A2－三种阴离子，D错误；
(5)0.1 mol·L－1NaHA溶液呈 (填“酸”“中”或“碱”)性。
酸
由题干图中数据可知，H2A的Ka1＝10－1.2，Ka2＝10－4.2，故HA－的水解平衡常数为Kh2＝＝＝10－12.8＜Ka2，说明HA－电离程度大于水解程度，故0.1 mol·L－1 NaHA溶液呈酸性。
返回
谢 谢 观 看
弱电解质的电离平衡
