弱电解质的电离平衡（原卷版）-2025年高考化学一轮复习讲义（新教材新高考）

备战2025年高考化学【一轮-考点精讲精练】复习讲义

考点46弱电解质的电离平衡

疆本讲•讲义概要

一.弱电解质的电离平衡及影响因素

二.电离平衡常数及应用

知识精讲

三.电离度

四.一元强酸（碱）与一元弱酸（碱）的比较

选择题：20题建议时长：60分钟

课后精练

实际时长：________分钟

非选择题：5题

吆夯基•知识精讲________________________________________________________

一.弱电解质的电离平衡及影响因素

1.电离平衡的概念

在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质电离的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达

到平衡状态。

2.电离平衡的建立与特征

一动一

-U（电离）=。（结合）wo

-等」

平衡状态

特征—定：各组分浓度保持恒定不变

—变：条件改变，平衡发生移动

（1）开始时，V（电离）最大，而V（结合）为。。

（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。电离平衡是一种动态平衡，即ImolCH3coOH

电离同时则有ImolCH3COOH分子形成。

3.电离平衡的影响因素

电离平衡也属于平衡体系，具有平衡体系的一切特征，也受外界条件如温度、浓度等的影响，其变化

也适用平衡移动原理来解释。

(1)内因：电解质本身的性质决定了其电离程度的大小，通常电解质越弱，电离程度越小。

(2)外因：

①温度：电离是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度越大。

②浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。(越稀越电离)

a.同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不

一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H+)、c(A-)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH-)会增

大。

b.增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小。

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(逆向)移动。

④反应离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。

1

以0.1molL-CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH=金CH3coCT+H+的影响。

改变条件平衡移动方向"(H+)c(H+)C(CH3COO-)导电能力Ka

加水稀释向右增大减小减小减弱不变

加入少量冰醋酸向右增大增大增大增强不变

通入HCl(g)向左增大增大减小增强不变

力口NaOH(s)向右减小减小增大增强不变

加CH3coONa(s)向左减小减小增大增强不变

加入镁粉向右减小减小增大增强不变

升高温度向右增大增大增大增强增大

电离平衡移动过程中粒子浓度比值变化的判断:

①同一溶液，浓度比等于物质的量比。如HF溶液：(由浓度比变成物质的量比)

c(H+)c(”+>c(F—)K

②将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：~^=(由a

Cytir)C^rirj,Cyr)CQr)

两个变量转变为一个变量)

(3)外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”

①加水稀释电解质时，溶液中离子的离子浓度不一定减小。如因为温度不变，Kw=c(H+>c(OH-)不变,

稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H+)减小，故c(OH-)增大。

②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小。如对于NHsHOK^NHj+OH-,平衡后，通入

氨气，。郃氏-氏。)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除这种改变，再次达到平衡时,

c(NH3•玲。)比原平衡时大。

③电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3co0H溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都

会引起平衡右移，但c(H+)比原平衡时要小。

④电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的

电离程度减小。

4.电解质溶液的导电能力

电解质溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越

大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。

比较对象导电性原因

同浓度的氢氧化钠溶液氢氧化钠是强电解质，完全电离；一水

氢氧化钠溶液大于氨水溶液

与氨水溶液合氨是弱电解质，部分电离；

H2c2。4的Kal=5.9x10-2

同浓度的醋酸溶液与草

醋酸溶液小于草酸溶液CH3COOH的&=1.79X10-5

酸溶液

电离常数：H2c2（）4>CH3coOH

氢氧化钠极稀溶液与0」氢氧化钠极稀溶液小于0.1氢氧化钠极稀溶液的离子浓度小于01

mol-LT氨水溶液mol-L-1氨水溶液mol-L-1氨水溶液的离子浓度；

将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图所示:

(1)0A段随加水量的增多，导电能力增强，其原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。

(2)AB段导电能力减弱，原因是随着水的加入，溶液的体积增大，离子浓度减小，导电能力减弱。

二.电离平衡常数及应用

1.概念：

在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或

一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一

个常数，该常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸的电离平衡常数用&表示，弱碱的电离

平衡常数用&表示)。

2.表达式(在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度)

c(H+)-c(父)

⑴对于一元弱酸HA：HAuiIF+A-,电离平衡常数氏=-----------=

c)

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

(2)对于一元弱碱BOH：BOH^^B++OH-,电离平衡常数a=--------——--------。

_c(CHC00yc(H+)

例如：①一元弱酸的电离平衡常数：CH3coOHuCH3co0-+H+3

"C(CH3COOH)

②一元弱碱的电离平衡常数：NH3-HO^^NHj+OH-KB

2C(NH3-H2O)

③多元弱酸的电离平衡常数：多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用乂、

&等来分别表示

c(HCOiyc(H+\多元弱酸各步电离常数的大小比较为Kal»&2,第

H2c。3==H++HC03/=二-----~~-

“”。3)一级电离程度较大，第一步电离产生的H+,对第

c(”+)・c(C。/)二级、第三级电离起抑制作用，因此，多元弱酸的

HCO3一=H++COrK^=~————-

c(HCOg)酸性主要由第一步电离决定。

④弱碱的电离平衡常数：由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用难溶物的溶度

积常数。

3.意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应酸或碱的酸性或碱性相对越强。

4.特点

（1）某弱电解质的电离常数只与温度有关，与该弱电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的,

故温度升高，K增大。

（2）电离平衡常数反映弱电解质电离程度的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越

强。

礴ggMWT酸（碱）性越强

（3）多元弱酸是分步电离的，各步电离平衡常数的大小关系为通常（1>>（2,故多元弱酸

的酸性一般取决于其第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。

5.影响因素

（1）内因（决定因素）：弱电解质本身的性质。

（2）外因：电离平衡常数只受温度影响，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。

6.电离平衡常数的四大应用

（1）判断弱酸（或弱碱）的相对强弱。电离常数越大，酸性（或碱性）越强。如常温下，CH3co0H的&=1.75x10

T,HC1O的&=2.95*10-8,则酸性强弱为CH3coOH>HC1O。

（2）判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱。弱酸或弱碱的电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱

性（或酸性）越弱。如醋酸的兄=1.75x10-5,次氯酸的Ka=2.95xl0-8,则相同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液

的pH：醋酸钠〈次氯酸钠。

（3）判断反应能否发生或者判断产物是否正确。一般强酸能将弱酸从其盐溶液中置换出来。

如：常温下，H2cCh和HC1O的电离常数分别为

H2CO3：<1=4.4X10-7,HC1O：33.0X10-8

Ka2=4.7xl()Tl

故酸性：H2CO3>HC1O>HCO3

因此：①HC10与NaHCO3溶液不反应。

②HC1O与Na2c。3溶液反应：COr+HClO=HCO3+ClQ-=

③向NaClO溶液中通入CO2：CH”+H2O+CC)2=HC1O+HCO式反应方程式与通入CO2的量无

关)。

(4)判断溶液微粒浓度比值的变化。利用温度不变，电离常数不变来判断。

+

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

如：mol-L-CH3COOH溶液中加水稀释，记初丽=即而而而=诉’加水稀释时，

C(CHCOO-)

c(H+)减小，&不变,则或也3。。。//)%大。

三.电离度及其计算

1.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分子总数的百

分比。

(2)表示方法

—已电离的弱电解质的浓度xo_己电离的弱电解质分子数X。

1%

0二弱电解质的初始浓度-100%(或溶液中原有弱电解质的总分子数/00)

(3)影响因素

升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；

温度

降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小。

当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；

浓度

当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大。

(4)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。

(5)电离度(㈤与电离平衡常数((、&)之间的关系

①一元弱酸(以CH3coOH为例)

设常温下，浓度为cmol【T的醋酸的电离度为a

CH3coOHCH3COO+H+

起始(mol[T)c00

转化(mol・LT)C'aC'aC'a

平衡(mol•LT)c—ca^cC'aC'a

ca-caK____

a+

A-aca~、ot一,c(H)=ca=dKa-co

cv

c、

②一元弱碱(如NH3H2O,电离常数为&)

2

同理可得：Kb=ca,c(OH-)=ca=JK//C。

2.有关电离常数计算的四种题型(以弱酸HX为例)

(1)己知c始(HX)和c(H+),求电离常数。

HXH++X-

起始mol/LC始(HX)00

转变mol/Lc(H+)c(H+)c(H+)

平衡mol/Lc始(HX)—c(H+)c(H+)c(H+)

m,"—c(”+>c(X-)_C2(H+)

c(HX)c始(HX)—c(H+)

由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c始(HX)—c(H+户c始(HX),则居之

C2(H+)

—代入数值求解即可。

c始(HX)

(2)已知c始(HX)和电离常数，求c(H+)。

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

同理可得Ka=则。3+)=而与两，代入数值求解即可。

—X)—)C始(HX)

(3)特定条件下的Ka或Kb的有关计算

25。(2时，amol-LT弱酸盐NaA溶液与bmolL1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的

电离常数及求算三步骤:

第一步一电荷守恒：

CL-b

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

aaa—b

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

IO—xa-b

c(H+>c(a-)2

第三步一a=

c(7M)aa-b

2——2

(4)利用分布系数图像计算弱酸的电离常数

某二元弱酸(H?A)溶液中，H2A>HA、A2-的物质的量分数3(x)随pH的变化如图所示:

■C(x)

已知6(x)=c(“2a)+c(H/T)+c(42-)

8

o.

o.6

o.5

s4

s2

二元弱酸中存在电离平衡:

±+

H2A^=H+HA-Kal

HA-^^H+4-A2-心

*H2A)=a(HA-)即C(HA-)=C(H2A)

a点(pH=1.5)：c(H+)-c(HA-)

K「c”)—听厂I。一

5(HA-)=(5(A2-),即c(HA-)=c(A2-)

b点(pH=4)：c(”+)・cQ42-)

K「c(/M—)—M)—I。-,

四.一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较

弱电解质与强电解质的根本区别在于弱电解质不完全电离，存在电离平衡，常用以下几种形式进行比

较。

1.一元强酸(HC1)与一元弱酸(CH3coOH)的比较

(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

\项目

溶液的中和碱与活泼金属反应开始与金属反应

c(H+)pH

的速率

酸X.导电性的能力产生H2的量

盐酸大小强大

相同相同

醋酸溶液小大弱小

(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

\项目

溶液的中和碱与活泼金属反应开始与金属反应

c(H+)C(酸)

的速率

酸导电性的能力产生H2的量

盐酸小小少相同，反应过程

相同相同

醋酸溶液大大多中醋酸的快

2.一元强酸(HC1)与一元弱酸(CH3coOH)稀释图像比较

(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸

H

pt7叫

a7

6

。

加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多

(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸

PH

7

a

b

。

V'V(水)

加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多

3.一元弱酸和一元强酸与金属的反应（以盐酸和醋酸为例）图像

实验操作图像

HCl(aq)/^^

同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别

与足量Zn反应/Z/CH3COOH(aq)

0"min

，(也)

CH3COOH(aq)

「

同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与

足量Zn反应

0t/min

4.实验设计判断强、弱电解质

实验设计思路：以判断室温下某酸（HA）是否为弱酸为例

实验方法结论

pH=2,HA为强酸

①测0.01molL-1HA溶液的pH

pH>2,HA为弱酸

pH=7,HA为强酸

②测NaA溶液的pH

pH>7,HA为弱酸

③相同条件下，测相同浓度的HA和HC1（强若HA溶液的导电能力比HC1（强酸）溶液的弱，则

酸）溶液的导电能力HA为弱酸

④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍

若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸

数前后的pH变化

⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2

与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量的量较多，则HA为弱酸

⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和

若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸

等浓度碱溶液所需消耗的碱的量

若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸；

⑦从升高温度后pH的变化判断

若升高温度，溶液的pH变化幅度小，则是强酸；

巡提能•课后精练_________________________________________________

1.分析化学中将“滴定分数”定义为：所加滴定剂与被滴定组分的物质的量之比。常温下，以O.lOmoLLT

NaOH溶液为滴定液滴定O.lOmoLLT一元酸HA溶液，滴定曲线如图所示。下列叙述正确的是

A.Ka（HA卜1.9x10-6

B.a点：c（HA）＞c（A-）

C.b点:c（Na+）=c（HA）+c（A-）=0.10mol-L-1

D.c点：c（A-）＞c（Na+）＞c（0H-）＞c（H+）

5

2.25°C时，已知Ka（HA尸"Xi。”、Ka（HB）=1.75xlO-,则下列叙述正确的是

A.因K,（HA）＞Ka（HB）,故NaB溶液的pH大于NaA溶液的pH

B.等pH的HA、HB溶液分别稀释100倍，溶液中c(A)>c(B-)

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

D.等物质的量浓度的NaA和NaB混合溶液中，C(OHj=c(H+)+c(HA)+c(HB)

3.在相同温度下，100mL0.01mol-1/CH3coOH溶液与10mL0.1mol［TCH3coOH溶液相比，前者一

定大于后者的是

A.中和时所需NaOH的量B.电离程度

+

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

4.在25。(2时两种酸的电离常数如下：H2cCh：Kii=4.2xl0-7,Ki2=5.6xl0-n；

H2S：K"=5.7xlO-8K2=L2xIO-。,则下列反应可能发生的是

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

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

5.下列有关说法不正确的是

A.25℃,用pH试纸测得某氯水的pH为5

B.任何温度下，利用H+和OIF浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性

C.25℃,pH=12的NaOH溶液，由水电离出的c(OH-)=10-2mol/L

D.pH=3的醋酸溶液与pH=3的盐酸等体积混合，混合液的pH=3

6.关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法中正确的是

A.相同物质的量浓度的两游液中c(H+)相同

B.相同物质的量的两溶液中和氢氧化钠的物质的量相同

C.pH=3的两溶液稀释100倍，pH均变为5

D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，c(H+)均减小

7.已知二甲胺［(CH3)2NHH2。］在水中的电离与一水合氨相似，下列关于常温下pH=12的二甲胺溶液的叙述

正确的是

+

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

cRCH4NH；]

B.加水稀释时增大

C[(CH3)2NH-H2O]

C.与pH=2的盐酸等体积混合后，溶液呈中性

D.加入氢氧化钠固体可抑制二甲胺的电离，电离常数&变小

426

8.已知：常温下，Ka（HA）=3.0xl0,Kal（H2B）=4.3xlO-,Ka2（H2B）=5.6xl0o下列说法正确的是

A.NaOH与等浓度等体积的HA、I^B溶液完全反应，消耗NaOH的物质的量前者更大

B.pH=a的NaA溶液中，水电离出的c（0IT）为./。卜!/

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

D.向Na?B溶液中滴加等浓度等体积的盐酸，充分反应后溶液呈碱性

9.实验室用CH3coOH和CH3cH20H反应制备CH3coOCH2cH3,设义表示阿伏加德罗常数的值。下列说

法正确的是

A.ImolCH3cH「OH中子总数为20/

B.18g冰水混合物中所含的氢键数小于2/

C.O.lmolL-1CH3coOH溶液的H+数目为O.INA

D.46gCH3CHqH充分反应后生成CH3coOCH2cH3的分子数为名

10.室温下，往lOmLO.lmol/LNaOH溶液中加入下列试剂，所得溶液仍呈碱性的是

A.10mLpH=l的H2sB.10mLpH=1的CH3co0H

C.22.4LCl2D_10mL0.1mol/LNaHSO3

11.25。（2时，有浓度均为SlmoLL-的4种溶液：

①盐酸②HF溶液③NaOH溶液④氨水

5

已知：25。（3时，电离平衡常数Ka（HF）=6.8xlOT,Kb（NH3-H2O）=1.7xl0-

下列说法不正确的是

A.溶液pH：③〉④，②〉①

B.水电离出的H+浓度：①=③<②（④

C.②和④等体积混合后的溶液中：c（NH：）>c（Fj>c（0Hj>c（H+）

D.VamL①和VbmL③混合后溶液pH=2（溶液体积变化忽略不计），则丫㊀:乂二"夕

12.乳酸是一种重要的化工原料，可用于制备聚乳酸（PLA）生物可降解性塑料。已知常温下，乳酸的电离常

数尺=1.4x10-4。下列有关说法正确的是

A.乳酸稀溶液加水稀释的过程中，溶液中c（oir）减小

B.在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，乳酸的电离平衡逆向移动，｛H+）变小

C.恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量NaOH溶液，乳酸的电离常数14x10-4

D.常温下，体积为10mLpH=3的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000mL,若稀释后溶液的pH：

醋酸〈乳酸，则电离常数：醋酸〈乳酸

c（Ar）

13.常温下，向二元弱酸H2A溶液中，滴加NaOH溶液，混合溶液中lgX[X=^R或卡苜]与pH的

变化关系如下图所示，下列说法不正确的是

A.直线a表示lg£_^与pH的变化关系

C（H2A）

B.室温下NaHA溶液呈碱性

c（HA"）

C.加入NaOH溶液的过程中,-----------——7~~2T不变

c（H2A）xc（A）

2

D.当溶液中pH>4.2时,c（A-）>c（HA-）>c（H2A）

14.常温下，向20mLO.lOmoLLT的二元酸H2A溶液中滴加相同浓度的NaOH溶液，H2A溶液中存在的微

粒有HA，A2\凡0、H+、OH",下列说法错误的是

A.H2A的电离方程式为H2A=IT+HA\HA-UIT+A”

B.当V（NaOH）=10mL时，溶液的pH<7

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

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

15.下列一定能说明HC1O是弱电解质的是

A.25P时,用pH试纸测O.OlmorL/HClO的pH值

B.25。（2时，NaClO溶液的pH值大于7

C.25。（2时，若测得HC1O溶液pH=a,取该溶液10.0mL,加蒸储水稀释至100.0mL,测得pH=b,

b-a<l,则HC1O是弱酸

D.浓度相同的NaOH溶液分别与pH相同的次氯酸、盐酸反应呈中性，前者消耗的NaOH溶液的体积

多

16.下列实验能达到预期目的

编号实验内容实验目的

室温下，用pH试纸分别测定浓度为O.lmolLNaClO溶液和0.1比较HC1O和CH3coOH的

A

mol-L」CH3coONa溶液的pH酸性强弱

分别测定室温下等物质的量浓度的Na2s。3与Na2CO3溶液的pH,

B证明非金属性：s>c

后者较大

证明Na2c03溶液中存在水解

C向含有酚醐的Na2c。3溶液中加入少量BaCl2固体，溶液红色变浅

平衡

向lOmLO.Zmol-L'NaOH溶液中滴入2滴0.1mol-L」MgC12溶液，产

证明在相同温度下的Ksp：

D生白色沉淀后，再滴加2滴O.lmolLiFeCb溶液，又生成红褐色

Mg（OH）2>Fe（OH）3

沉淀

A.AB.BC.CD.D

17.室温下，用相同浓度的HC1溶液，分别滴定浓度均为0.1mol/L的三种碱（XOH、YOH和ZOH）溶液，滴

定曲线如图所示［已知pOH=-lgc(OlT)］。

POH

11

9

7

5

3

1

50100

中和百分数%

下列判断正确的是

A.三种碱的电离常数关系：KZOH〉KY°H〉KXOH

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

C.pOH=7时，三种溶液中：c(X+)=c(Y+)=c(Z+)

D.当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：C(XOH)+C(YOH)+C(ZOH)=C(H+)-C(OH-)

18.柠檬酸(用H3A表示)是一种有机三元弱酸，广泛存在于水果中。25。(2时，用NaOH调节H3A溶液的

pH,溶液中各种微粒的分布系数3与pH的关系如图所示［比如A?-的分布系

/\c(A3-)

'AE(H3A)+C(H2A"(HA”C.)］。下列叙述正确的是

1.0

9

8

7

6

e

O5

4

3

2

1

0

A.NaH2A溶液显酸性，Na2HA溶液显碱性

B.曲线I代表曲线IV代表/H3A)

+2

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

D.反应HsA+HA"。2HW的K=1（）5J

19.两种溶液混合后的成分与溶液酸碱性的变化可能有关，下列说法正确的是

A.O.lmoir1的H2c2O4溶液与0.Imol-1/的NaOH溶液等体积混合后所得溶液中：

-1

c（H2C2O4）+c（HC2O4）+c（C2O；'）=O.lmolL

c（HCO；）c（CO^）

B.等体积、等物质的量浓度的Na2c。3溶液和NaHCOs溶液混合:

C（H2CO3）c（HCO；）

C.常温下，pH=2的HA溶液与pH=12的BOH溶液等体积混合，所得溶液pH＞7,则Kb（B。H）＜Ka（HA）

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

20.剧毒物氟化钠（NaCN）固体遇水或酸生成剧毒易燃的HCN气体，同时HCN又能与水互溶，造成水污

染。已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：

弱酸HCOOHHCNH2CO3NH3H2O

Kal=4.3x10"

电离平衡常数（25℃）6=1.77x10-4Ka=5.0x10t0A；=1.8x10-5

心=5.6x1。-“

下列选项正确的是

A.向NaCN溶液中通入少量CO2发生的离子反应为2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO：

B.中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的物质的量前者小于后者

C.处理含CN-废水时，如用NaOH溶液调节pH至9,此时C（CN）＞c（HCN）

D.等体积、等物质的量浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者

21.次磷酸（HjP。?）是一种精细化工产品，可用作杀菌剂、神经系统的强壮剂、金属表面的处理剂以及制造

催化剂和次磷酸盐等。

回答以下问题:

（1）次磷酸（H3Po2）在加热到130~140℃时，易发生歧化反应，补全下列化学方程式:

2H3P。2=H3PO4+0若O.lmolH3P。2反应，转移mol电子。

(2)已知次磷酸是一元弱酸，则H3P。2溶液与足量NaOH溶液反应的离子方程式为：。

(3)为验证次磷酸的弱酸性，甲、乙两组同学分别设计了实验方案，进行实验。甲组同学设计如下实验，其

中原理可行、数据合理的是。

A.用广泛pH试纸测定常温下0.10mol〕TH3P溶液PH为1.42

B.用pH计测定o.lOmol.L-的次磷酸的pH,用蒸储水对O.lOmoLLT的次磷酸稀释10倍再测稀释后次磷酸

的pH,观察到pH升高小于1

C.用广泛pH试纸测定常温下0.050mol•「的NaH2PO2溶液的pH大于7

乙组同学借助pH传感器和电导率传感器等仪器进行实验。

已知：①pH传感器，用来检测溶液中氢离子浓度，可全量程测量溶液的酸碱度，自动绘制出溶液的pH曲

线。

②电导率能够定量地表示溶液导电能力的强弱。在相同条件下，离子总浓度越大，溶液的导电能力越强，

电导率也越大。

实验1：用pH传感器分别测定(HOmoLL-的次磷酸溶液和纯水水浴加热过程的pH变化情况。若观察到—

现象，可以得出次磷酸是弱酸的结论。

实验2：用电导率传感器分别测定O.lOmolI一盐酸和O.lOmoLL一次磷酸溶液的电导率。若观察到现

象，可以得出次磷酸是弱酸的结论。

(4)25℃时，用O.lOOOmoLLTNaOH溶液滴定20.00mL0」000mol〕TH3P02溶液，滴定曲线如下图所示：

利用A点数据，求次磷酸的电离平衡常数Ka(写出表达式并代入数据)。C点溶液中，离子浓度由大

到小的顺序是.

22.I.已知25。(2时，下列物质的电离平衡常数:

化学式HCN

CH3COOHH2CO3

电离常数1.8x10-5(1：4.3x10-7Ka2：5.6x10」6.2x107°

请回答下列问题：

（l）pH相同的以下四种溶液，浓度最大的是（填字母）。

A.NaHCO3B.NaCNC.CH3COONaD.Na2CO3

（2）25。（3时，在0.5tnol•L-醋酸溶液中由醋酸电离出的c（H卡）约是由水电离出的c（H*）的倍。

（3）25。（2时，CH3co0H与CH3coONa的混合溶液，若测得混合液pH=6,则溶液中

+

C（CH3COO）-c（Na）=（填准确数值）。

（4）25。（2时，将“moll-氢氧化钠溶液与ZnnoLLT醋酸溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表

示醋酸的电离平衡常数为o

（5）常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显__________（填“酸”“碱”或“中”）性，c（CN）

（填“，或°（HCN）。

II.测定某样品中Na2s03J达。的含量的实验步骤如下（杂质不参加反应，Na2S2O3-5H2O的相对分子质量

为248）：

①取0.01OOmoLL-的KzCrzO7溶液20.00mL,用硫酸酸化后，加入过量KL发生反应：

+

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

②称取2.000g样品，配制成100mL溶液，用该溶液滴定步骤①所得溶液至终点，三次平行实验平均消耗

24.80mL样品溶液。发生的反应为U+2S2O；=21一+SQ7。

（6）步骤②中滴定选用作指示剂,滴定终点的现象为-

（7）样品中Na2s2O3与：^。的质量分数为（保