专题01 电离常数的计算与应用（重难点讲义） 化学鲁科版2019选择性必修1

专题01 电离常数的计算与应用 1、 掌握电离常数计算的几种类型，了解电离常数的应用。 2、知道电离常数的影响因素。 3、了解电离度和电离常数的关系，并能进行简单计算。 知识点1 电离平衡常数 1．表达式 (1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。 (2)二元弱酸(H2A)：H2AH+＋HA— Ka1＝ HA—H+＋A2— Ka2＝ (3)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。 2．特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。 (2)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。 (3)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电离。 3．电离平衡常数的应用 (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。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱：电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。 (4)判断微粒浓度或浓度比值的变化：利用温度不变电离常数就不变来判断溶液中微粒浓度或者比值的变化情况，有时候还会结合Kw一起进行判断，如：0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加水稀释，==，加水稀释，c(H+)减小，Ka值不变，则增大。 知识点2　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 α＝×100% 也可表示为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。 4．电离度与平衡常数的关系 电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例) HA　　H＋　　＋　　A－ 起始： c酸 0 0 转化： c酸·α   c酸·α c酸·α 平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α Ka＝＝，α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝c酸·α2或α＝。 【思维建模】 电离常数的4大应用 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，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO 判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa 判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑ 判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大 知识点三 电离常数的计算类型 方法探究 图像中计算电离常数重点是选取特殊的时刻，一般来说选取最多的是起始点、恰好完全反应的时刻、中性时刻，以及特殊曲线交点时刻，这些点计算比较方便 类型一 起点时刻：巧用三段式 例1、HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6 方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式 解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3 HR H+＋ R— 起始：0.2 0 0 转化：10－3 10－3 10－3 平衡：0.2-10－3 10－3 10－3 HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6 类型二 遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定 例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝ 方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化 解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。 电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol 物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04) mol Kb＝ 类型三 恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系 水解平衡常数与电离常数的关系 ①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ②NH4+＋H2ONH3H2O＋H+ ③CO32—＋H2OHCO3—＋OH－ ，HCO3—＋H2OH2CO3＋OH－ 类型四 利用图像特殊交点求电离常数 说明：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 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数 δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、 δ2为C2O分布系数 交点即为CH3COOH的电离常数的负对数 左边交点为H2C2O4的第一步电离常数的负对数 右边交点为H2C2O4的第二步电离常数的负对数 题型01电离平衡常数及其应用 【典例】室温下，通过下列实验探究SO2的性质。已知Ka1(H2SO3)=1.3×10-2，Ka2(H2SO3)=6.2×10-8.。 实验1：将SO2气体通入水中，测得溶液pH=3。 实验2：将SO2气体通入0.1mol·L-1NaOH溶液中，当溶液pH=4时停止通气。 实验3：将SO2气体通入0.1mol·L-1酸性KMnO4溶液中，当溶液恰好褪色时停止通气。 下列说法正确的是( ) A．实验1所得溶液中：cSO32-＋cHSO3-＞c(H＋) B．实验2所得溶液中：cSO32-＞cHSO3- C．实验2所得溶液经蒸干、灼烧制得NaHSO3固体 D．实验3所得溶液中：cSO42-＞cMn2+ 【答案】D 【解析】实验1得到H2SO3溶液，实验2溶液的pH为4，实验2为NaHSO3溶液，实验3中SO2和酸性KMnO4溶液反应的离子方程式为：5SO2+2MnO4- +2H2O= 5SO42-+2Mn2++4H+。A项， 实验1得到H2SO3溶液，其质子守恒关系式为：2cSO32-＋cHSO3-+ cOH-=c(H＋)，则 cSO32-＋cHSO3-＜c(H＋)，A错误；B项，实验2为pH为4，依据，则=，溶液，则cSO32-＜cHSO3-，B错误；C项，NaHSO3溶液蒸干、灼烧制得NaHSO4固体，C错误；D项，实验3依据发生的反应：5SO2+2MnO4- +2H2O= 5SO42-+2Mn2++4H+，则恰好完全反应后cSO42-＞cMn2+，D正确；故选D。 【变式】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 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4 A．HClO4在冰醋酸中的电离方程式：HClO4+CH3COOHClO4-+CH3COOH2+ 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 【答案】D 【解析】A项，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CH3COOH2+离子，电离方程式为HClO4+CH3COOHClO4-+CH3COOH2+，A正确；B项，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；C项，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；D项，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；故选D。 题型02 电离平衡常数等有关计算 【典例】按要求回答下列问题。 (1)已知室温下HA的电离平衡常数Ka=1.0×10-5，则100mL0.lmol·L-1HA溶液中，HA的电离度为 。 (2)已知次氯酸(HClO)的电离平衡常数为Ka=4.0×10-8，向20mL0.1mol•L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀释至40mL，此时测得c(H+)=0.05mol•L-1，则溶液中c(ClO-)= mol•L-1。 (3)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为 (已知：N2H4+H+N2H5+的；)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为 。 (4)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0mol·L-1，则溶液中的c(OH-)= mol·L-1。HSO的电离常数表达式K= 。将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的= 。 【答案】(1)1% (2)4.0×10-8 (3) 8.7×10-7 N2H6(HSO4)2 (4)6×10—3 0.62 【解析】(1)由HA的电离常数可知，0.lmol·L-1HA溶液中氢离子浓度为==10—3mol/L，则HA的电离度为×100%=1%；(2)次氯酸(HClO)的电离平衡常数为Ka= =4.0×10-8，向20mL0.1mol•L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀释至40mL，则c(HClO)=0.05mol/L，此时测得c(H+)=0.05mol•L-1，依据电离平衡常数公式可知，c(ClO-)=4.0×10-8mol/L；(3)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4+H2ON2H5++OH-，再根据已知：N2H4+H+N2H5+的及，故联氨第一步电离平衡常数为；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2；(4)由氨水的电离常数可知，2.0mol·L-1氨水中氢氧根离子浓度为==6×10—3mol/L；HSO3-的电离常数表达式K=；将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的===0.62。 【变式】(1)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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H2CO3HC+H+的电离常数K1=　　　　(已知：10-5.60=2.5×10-6)。  (2)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，此酸的电离常数约为　　　　　　。  (3)在25 ℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(N)=c(Cl-)，则溶液显　　　(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=　　　　。  (4)常温下，将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1Ba(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)。  (5)25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水，溶液呈中性，则所滴加氨水的浓度为　　　　　　mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5]  【答案】(1)4.2×10-7　(2)1×10-7 (3)中　　(4)　(5) 【解析】(1)由H2CO3H++HC得K1==≈4.2×10-7。 (2)由电离常数表达式算出Ka=≈1×10-7。 (3)氨水与盐酸等体积混合，电荷守恒关系式为c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，因c(N)=c(Cl-)，故有c(H+)=c(OH-)，溶液显中性。 　　　　　　　NH3·H2O　　N　+　OH- 浓度/(mol·L-1)　-　　 　　　　10-7 Kb==。 (4)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。 　　　　　　　CH3COOHCH3COO-+H+ 浓度/(mol·L-1)　-b　　　 　b　　　　10-7 Ka==。 (5)根据溶液呈中性可知c(OH-)=c(H+)=1×10-7 mol·L-1，n(N)=n(N)=a mol。设加入的氨水的浓度为c mol·L-1，混合溶液的体积为V L，由Kb===2×10-5，得c=。 题型03 巧用“三段式”求电离常数 【典例】常温下，等体积、等的两种酸溶液和的稀释图像如图1所示。常温下，将等浓度的溶液分别逐滴滴加到等体积、等的和中，溶液的与粒子浓度比值的对数关系如图2所示。下列说法错误的是 A．a点处存在： B．用滴定时使用甲基橙作为指示剂 C．表示的与粒子浓度比值的对数关系 D．从图中数据可知 【答案】B 【详解】A．a点处，依据电荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)，pH=10，c(H+)<c(OH-)，存在：c(Na+)>c(A-)，A正确； B．HA为弱酸，NaA为强碱弱酸盐，则溶液呈碱性，用NaOH滴定HA时使用酚酞作为指示剂，B错误； C．lg=0时，=1，c(H+)HA=Ka(HB)=10-4.5，则，同理，又因为HB的酸性比HA强，故表示的与粒子浓度比值的对数关系，C正确； D．根据C分析，，D正确； 答案选B。 【变式】弱电解质在水溶液中存在电离平衡。 (1)醋酸是常见的弱酸。 ①醋酸在水溶液中的电离方程式为 。 ②下列方法中，可以使醋酸溶液中电离程度增大的是 (填字母序号)。 a．滴加少量浓盐酸 b．加水稀释  c．加入少量醋酸钠晶体 d．升高温度 (2)25℃时，pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别加水稀释，pH随溶液体积变化的曲线如下图所示。请回答如下问题    ①曲线 (填“Ⅰ”或“Ⅱ”)代表盐酸的稀释过程 ②a溶液的导电性比c溶液的导电性 (填“强”或“弱”) ③将a、b两溶液加热至30℃， (填“变大”、“变小”或“不变”) ④设稀释前的醋酸电离度为0.1%，醋酸的电离常数Ka= 。 【答案】(1) CH3COOHCH3COO-+H+ bd (2) I 强 变小 1×10-5 【详解】（1）①CH3COOH在水中部分电离生成CH3COO-、H+，电离方程式为CH3COOH⇌CH3COO-+H+； ②a．滴加少量浓盐酸，溶液中c(H+ )增大抑制醋酸电离，则醋酸电离程度减小，故不选； b．加水稀释促进醋酸电离，所以醋酸电离程度增大，故选； c．加入少量醋酸钠晶体导致醋酸根离子浓度增大，则抑制醋酸电离，醋酸电离程度减小，故不选； d．醋酸的电离是吸热过程，升高温度促进醋酸电离，所以醋酸电离程度增大，故选； 答案为bd； （2）①醋酸浓度大于盐酸，加水稀释醋酸电离平衡正向移动，故稀释后醋酸溶液中氢离子浓度大与盐酸，醋酸溶液pH小，故曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程； ②溶液导电性取决于溶液中自由移动离子的浓度，a点pH小，离子浓度大，导电性强，故a溶液的导电性比c溶液的导电性强； ③将a、b两溶液加热至30℃，盐酸中不存在电离平衡，氯离子浓度不变，升温，醋酸电离平衡正向移动，醋酸根离子浓度增大，故变小； ④设稀释前的醋酸电离度为0.1%，c(CH3COO-)≈c(H+)=0.01mol/L，醋酸浓度约为10mol/L，醋酸的电离常数Ka===1×10-5。 题型04 电荷守恒配合物料守恒求电离常数 【典例】室温下，用溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为的HCl溶液和HA溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图，下列说法正确的是 A．HA为弱酸，电离常数 B．b点 C．室温下，加蒸馏水稀释c点溶液，溶液中增大 D．a点时的溶液中由水电离出的 【答案】C 【详解】A．溶液，因此HA为弱酸，溶液的，则溶液中H+和A-的浓度为10-5mol/L，则HA的电离常数为=，A项错误； B．b点溶质为等物质的量的NaA和HA，根据电荷守恒有：，结合物料守恒有：，可知，B项错误； C．c点时，HA和NaOH恰好完全反应，溶质为，，稀释过程中不变，则不变，但溶液体积增大，则增大，C项正确； D．HCl是强酸，在溶液中完全电离，a点时的溶液中，则水电离出的，D项错误； 答案选C。 【变式】室温下，将溶液分别滴入溶液与溶液中，溶液的pH随滴入溶液体积变化的图像如图所示(忽略混合后溶液体积的变化)。下列说法正确的是。 A．HX的电离常数约为 B．c点： C．d点： D．水的电离程度：d>c>a>b 【答案】B 【详解】A．，b点时，，，，A错误； B．c点溶液溶质是等浓度的NaX和HX，由电荷守恒：，由物料守恒：，两式得：，B正确； C．d点氢氧化钠和HX恰好反应生成0.05mol/L的NaX，X-会水解，，C错误；   D．酸和碱均会抑制水的电离，X-水解会促进水的电离，溶液酸性a大于b，则水的电离程度b大于a，d为恰好反应生成NaX，对水的电离促进程度最大，则水的电离程度：d>c>b >a，D错误； 故选B。 题型05 利用图像特殊交点求电离常数 【典例】常温下，用0.1000的盐酸滴定20.00mL未知浓度的一元碱BOH溶液。溶液中pH、的分布系数随滴加盐酸体积的变化关系如图所示。［比如的分布系数：下列叙述正确的是 A．滴定时，酚酞和甲基橙均可作指示剂 B．该一元碱BOH为弱碱，BOH的电离常数约为 C．滴定过程中，水的电离程度：n<p<q D．p点溶液中，粒子浓度大小为 【答案】B 【详解】A．BCl为强酸弱碱盐，水解使溶液显酸性，应该选择酸性范围内变色的指示剂甲基橙作指示剂，实验误差较小，而不应该使用碱性范围内变色酚酞为指示剂，故A错误； B．滴定达到终点时消耗HCl的体积是20.00 mL，根据反应方程式HCl+BOH=BCl+H2O，n(BOH)=n(HCl)，由于二者的体积相同，故二者的浓度相等，c(BOH)=0.1000 mol/L；开始滴定时溶液的pH=11，c(OH-)=10-3 mol/L，根据，可知c(B+)=10-3 mol/L，BOH的电离常数约为，故B正确； C．向BOH中滴加盐酸，溶液的碱性逐渐减弱，碱电离产生的OH-对水电离的抑制作用逐渐减弱，在恰好中和前，水的电离程度逐渐增大，因此水电离程度：n＜p，q点溶质为BCl与HCl，抑制水的电离，故水的电离程度：q<p，故C错误； D．由图可知p点时pH＜7，则，p点溶液中物料守恒，粒子浓度大小为，故D错误； 答案选B。 【变式】按要求回答下列问题： (1)常温下0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释过程，下列表达式的数值一定变小的是_______(填字母)。 A． B． C． D． (2)取10mL的醋酸溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移动；另取10mL的醋酸溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将 (填“增大”“减小”或“无法确定”)。 (3)已知25℃时，三种酸的电离平衡常数如下： 化学式 —— —— ①下列四种离子结合H+能力最强的是 (填字母)。 A．    B．      C．    D． ②写出下列反应的离子方程式：(少量)： ； (少量)： 。 (4)和水溶液中含砷的各种微粒的分布分数(平衡时某物质的浓度占各物质浓度之和的分数)与pH的关系分别如图所示。 ①以酚酞为指示剂(变色范围：，将NaOH溶液逐滴加入溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。该过程中主要反应的离子方程式为 。 ②第一步电离方程式为 。 ③若，第二步电离的电离常数为，则 。 【答案】(1)A (2) 向右 减小 (3) B (4) 7.0 【详解】（1）0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释过程，酸性减弱，减小，温度不变，所以不变，则c(OH-)变大，温度不变，电离常数不变，所以变大，可知变大，答案选A； （2）取10mL的醋酸溶液，加入等体积的水，根据越稀越电离原则，可知醋酸的电离平衡向右移动，另取10mL的醋酸溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，醋酸根离子浓度增大，电离常数不变，所以溶液中的值将减小； （3）①离子结合H+能力越强，则对应酸的电离常数越小，所以最强的是，根据强酸制弱酸，得醋酸和少量碳酸钠反应的离子方程式为，次氯酸和碳酸钠的离子方程式为； （4）①以酚酞为指示剂(变色范围：，由图可知之间，减少，增大，将NaOH溶液逐滴加入溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加，该过程中主要反应的离子方程式为； ②由图可知，和同时存在，说明是弱酸，所以第一步电离方程式为； ③若，第二步电离的电离常数为，由图可知当pH=7.0时，，又可知，则。 【巩固训练】 1．25°C时，用溶液滴定溶液，滴定曲线如图所示。下列说法错误的是 A．时，若的电离常数分别为、，则 B．a→b→c的滴定过程中，水的电离程度先增大后减小 C．a点溶液中： D．点溶液中： 【答案】C 【详解】A．由分析可知，b点时溶质为Na2X，此时pH=10，c(H+)=1×10-10mol/L，c(OH-)=1×10-4mol/L，，，由于，则·，故A正确； B．b点溶质为Na2X，X2-水解促进水的电离，故在b点水的电离程度最大，即a→b→c的滴定过程中，水的电离程度先逐渐增大后减小，故B正确； C．a点溶质为等浓度的NaHX和Na2X混合溶液，存在物料守恒：，故C错误； D．c点溶质为等浓度的NaOH和Na2X混合溶液，X2-离子水解，则离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(OH-)>c(X2-)>c(HX-)，故D正确； 综上所述，答案选C。 2．已知常温下浓度为的下列溶液的pH如下表所示： 溶质 NaF NaClO pH 7.5 9.7 8.2 11.6 下列有关说法不正确的是 A．pH=2的HF溶液与pH=12的NaOH溶液以体积比1：1混合，则有： B．加热溶液测其pH，pH大于9.7 C．溶液中，存在关系： D．电离平衡常数大小关系： 【答案】A 【详解】A．pH=2的HF溶液与pH=12的NaOH溶液体积比1：1混合后，HF过量，溶液显酸性，则：，根据电荷守恒可得：，则溶液中离子浓度大小为：，A错误； B．盐类水解是吸热反应，升高温度促进盐类水解，NaClO溶液pH>7，则NaClO是强碱弱酸盐，升高温度促进其水解，溶液的碱性增强，pH增大，加热溶液测其pH，pH大于9.7，B正确； C．根据物料守恒：，根据电荷守恒得，所以得，C正确； D．相同温度下，相同浓度的钠盐溶液中，弱酸根离子水解程度越大其溶液pH越大，酸根离子水解程度越大其相对应的酸的电离程度越小，即酸的电离平衡常数越小，根据表中数据知，酸根离子水解程度，则酸的电离平衡常数，D正确； 综上，答案是A。 3．25℃时，向NaOH溶液中滴加的一元弱酸HA溶液，溶液中与的关系如图所示。下列说法错误的是 A．25℃时，HA的电离常数为 B．a、b两点水的电离程度：a＜b C．b点时，加入的HA溶液的体积为10mL D．加水稀释c点溶液，减小 【答案】C 【详解】A．时，，可得：，，，电离常数，A项正确； B．向NaOH溶液中滴加的一元弱酸HA溶液，由图可知a点溶液显碱性，主要溶质为NaOH，b点溶液显中性，主要溶质为盐，碱抑制水的电离，盐水解促进水的电离，因此水的电离程度：a<b，B项正确； C．若b点加入HA体积为10mL，则溶液恰好应为NaA的盐溶液，HA为弱酸，则NaA溶液因水解显碱性，与b点显中性不符，C项错误； D．，C点溶液显酸性，加水稀释时减小，则减小，减小，D项正确； 答案选C。 4．常温下，、。过量固体溶于水的随时间变化的关系如图所示。 下列叙述错误的是 A．的数量级为 B．a点溶液中 C．点溶液中 D．溶液中： 【答案】A 【详解】A．，，Ksp(CaCO3)=c(CO)·c(Ca2+)=，数量级为，A错误； B．a点溶液比b点增大，减小，减小，则，B正确； C．b点溶液中存在，，b点，，，，C正确； D．溶液中存在电荷守恒：，物料守恒：，两式相差：，D正确； 故选A。 5．时，与盐酸混合所得的一组体积为1L的溶液，溶液中部分微粒的浓度与pH的关系如图所示。下列有关叙述正确的是 A．点所示溶液中： B．在NaHCO3溶液中，c(H+)> c(OH-) C．时，碳酸的第一步电离常数 D．溶液呈中性时： 【答案】C 【详解】A．b点溶液中电荷守恒：，b点pH＞10，且，故，A错误； B．由图可知的，的水解平衡常数，因为，，NaHCO3溶液中，水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，，B错误； C．由图可知，a点pH=6时，即， ，碳酸第一步电离常数，C正确； D．溶液呈中性时，发生的反应为①和②，在反应①中，生成的NaCl和浓度相等，在反应②中，生成的又消耗一部分，所以，即；由图象可知，pH=7时，，电离生成，三种离子中 最小，故，D错误； 故答案为：C。 6．某温度下，和的电离常数分别为和，将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．曲线表示，曲线表示 B．酸的电离程度：；a点溶液中， C．点酸的总物质的量浓度小于点酸的总物质的量浓度 D．、两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同 【答案】B 【分析】酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，酸性：HNO2>CH3COOH，加水稀释相同倍数时，酸性越强，溶液的pH变化越大，曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，曲线Ⅱ代表HNO2溶液。 【详解】A．由上述分析可知，曲线Ⅰ表示CH3COOH，曲线Ⅱ表示HNO2，故A错误； B．其他条件相同时，酸的浓度越小其电离程度越大，则酸的电离程度：c<d，a点溶液中两种酸的pH相同，溶液中c(H+)、c(OH-)对应相等，则c()=c(CH3COO-)=c(H+)-c(OH-)，故B正确； C．酸性：HNO2>CH3COOH，pH相同时c(CH3COOH)>c(HNO2)，则pH和体积均相同的两种酸溶液中n(CH3COOH)>n(HNO2)，稀释稀释相同倍数时仍然存在c(CH3COOH)>c(HNO2)，即b点酸的总物质的量浓度大于c点酸的总物质的量浓度，故C错误； D．c点和d点的两溶液中n(CH3COOH)相等，两溶液分别与NaOH恰好中和后溶液中n(Na+)相同，故D错误； 故答案为B。 7．常温下，的溶液加水稀释时，下列表达式的数据变小的是 A． B． C． D． 【答案】C 【详解】A．稀释时，NH3·H2O电离程度增加，n(OH-)增大，A错误； B．根据电离常数Kb=，可得，稀释时减小，Kb不变，因此比值增大，B错误； C．Kb=，加水稀释促进NH3·H2O电离，所以n()减小，n(OH-)增大，增大，减小，C正确； D．为水的离子积Kw，常温下为定值，D错误； 故选C。 8．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生 C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HZ产生的H2最多 D．1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数 【答案】B 【详解】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HZ>HY>HX，A错误； B．由A知，HZ的酸性大于HY，根据强酸制取弱酸知，HZ+Y-=HY+Z-能发生，B正确； C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HX产生的H2最多，C错误； D．相同温度下，同一物质的电离平衡常数不变，D错误； 故选B。 9．与纯水的电离相似，液氨中也存在电离平衡：2NH3 +。下列叙述错误的是 A．液氨中含有NH3、、等微粒 B．液氨的电离达到平衡时：c(NH3)=c()=c() C．一定温度下，液氨电离产物和浓度之积是一个常数 D．升温时，c()和c()均会增大 【答案】B 【详解】A．液氨电离中存在电离平衡2NH3 +，所以液氨中含有 NH3、、等粒子，故A正确； B．c(NH3)=c()=c()时，不能说明c(NH3)、c()、c()的浓度不发生变化，不能说明液氨的电离达到平衡，故B错误； C．与水的离子积常数类似，液氨中和浓度之积只与温度有关，与溶液的浓度无关，所以只要温度一定，液氨电离产物和浓度之积是一个常数，故C正确； D．与纯水的电离相似，液氨电离也是吸热过程，升高温度，液氨的电离程度会增大，c()和c()均会增大，故D正确； 故选B。 10．按要求回答下列问题 Ⅰ.(1)已知：在相同条件下醋酸与氨水电离程度相同，现有浓度均为0.1 mol/L的下列溶液：①硫酸、②醋酸、③氢氧化钠、④氯化铵、⑤醋酸铵、⑥硫酸铵、⑦硫酸氢铵、⑧氨水。①、②、③、④四种溶液中由水电离出的H+浓度由大到小的顺序是(填序号) ；④、⑤、⑥、⑦、⑧五种溶液中浓度由大到小的顺序是(填序号) 。 (2)写出Na2CO3水解的离子方程式 ，已知水解常数为1.79×10﹣4，当溶液中c()=3.58c()时，溶液的pH= (已知lg2=0.3)。 (3)25℃时，将n mol•L﹣1的氨水与0.2 mol•L﹣1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c()=c(Cl－)，则溶液显 性(填“酸”、“碱”或“中”)，NH3•H2O的电离常数Kb= 。(用含n的代数式表示) Ⅱ.已知：pKa=-lg Ka，25 ℃时，H2SeO3的pKa1=1.34，pKa2=7.34。用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 H2SeO3溶液的滴定曲线如图所示(曲线上的数字为pH)。(填“＜”或“=”或“＞”) (4)a点所得溶液中：2c(H2SeO3)＋c() 0.1 mol·L-1。 (5)b点所得溶液中：c(H2SeO3)＋c(H＋) c()＋c(OH-)。 (6)c点所得溶液中：c(Na＋) 3c()。 【答案】(1) ④＞②＞③＞① ⑥＞⑦＞④＞⑤＞⑧ (2) +H2O+OH﹣ 9.7 (3) 中 (4)＜ (5)= (6)＞ 【详解】（1）根据水电离平衡：H2OH++OH-，结合平衡移动原理可知：酸电离产生的H+及碱电离产生的OH-会抑制水的电离，酸或碱电离产生的c(H+)、c(OH-)越大，对水电离平衡的抑制作用就越强，水电离产生的离子浓度就越小。盐电离产生的弱离子会促进水的电离，导致水电离程度增大，使水电离产生的离子浓度增大。在这四种溶液中，其中①、②、③对水的电离起到抑制作用，只有④对水的电离起到促进作用；所以④中水电离产生H+浓度c(H+)最大，由水的离子积Kw= c(H+)·c(OH-)可计算水电离产生H+浓度：①中c(H+) =5×10-14 mol/L、②c(H+)＞10-l3 mol/L、③c(H+)=10-13 mol/L，所以四种溶液中由水电离出的c(H+)由大到小的顺序是④＞②＞③＞①；⑧为弱电解质的水溶液，离子浓度最小；在④、⑤、⑥、⑦几种盐溶液中都存在的水解平衡：+H2ONH3·H2O +H+，根据盐的组成，⑥(NH4)2SO4产生的是其它盐的2倍，故⑥(NH4)2SO4中的浓度最大；⑦中盐电离产生H+，使的水解受到抑制作用，其水解程度比④氯化铵的要小；⑤醋酸铵为弱酸弱碱盐，盐电离产生的CH3COO-与发生互促的水解反应，导致水解程度比④大，因此⑤中浓度比④氯化铵小，故④、⑤、⑥、⑦、⑧溶液中浓度由大到小的顺序是⑥＞⑦＞④＞⑤＞⑧； （2）Na2CO3是强碱弱酸盐，在溶液中盐电离产生的会发生水解反应产生和OH﹣，产生的会进一步再发生水解反应，主要是第一步的水解反应，其水解反应的离子方程式为：+H2O+OH﹣；水解反应+H2O+OH﹣的水解平衡常数Kh1==1.79×10-4，当溶液中c()=3.58c()时，Kh1==3.58c(OH-)=1.79×10-4 mol/L，c(OH-)=0.5×10-4 mol/L，c(H+)=mol/L=2×10-10 mol/L，所以pH=10-0.3=9.7； （3）在该溶液中存在电荷守恒：c(H+)+ c()=c(Cl－)+c(OH-)，由于反应后溶液中c()=c(Cl－)，所以c(H+)=c(OH-)，溶液显中性；将n mol•L﹣1的氨水与0.2 mol•L﹣1的盐酸等体积混合，反应后溶液中c(Cl-)=0.1 mol/L，c()+c(NH3·H2O)=0.5n mol/L，平衡时溶液中c()=c(Cl－)=0.1 mol/L，则c(NH3·H2O)=(0.5n-0.1) mol/L，溶液显中性，则c(H+)=c(OH-)=10-7 mol/L，故NH3·H2O的电离平衡常数Kb==； （4）已知：pKa=-lg Ka，25 ℃时，H2SeO3的pKa1=1.34，Ka1=，pKa2=7.34，Ka2=；在H2SeO3溶液中存在物料守恒：c(H2SeO3)+ c()+c()=0.1 mol/L，加入NaOH溶液后，溶液体积增大，则c(H2SeO3)+c()+c()＜0.1 mol/L。由于Ka1=，在a点时pH=1.34，则c(H+)=10-1.34=Ka1，则c(H2SeO3)= c()，在该点溶液仍然存在物料守恒，故a点溶液中2c(H2SeO3)+c()＜0.1 mol/L。 （5）用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 H2SeO3溶液，在V=20 mL时，n(H2SeO3)=n(NaOH)，二者恰好发生反应：NaOH+H2SeO3=NaHSeO3+H2O，溶液为NaHSeO3。根据质子守恒可得c(OH-)=c(H+)+c(H2SeO3)- c()，所以c(H+)+c(H2SeO3)= c()+c(OH-)； （6）在V=20 mL时，n(H2SeO3)=n(NaOH)，二者恰好发生反应：NaOH+H2SeO3=NaHSeO3+H2O，溶液为NaHSeO3。当V=40 mL时，2n(H2SeO3)=n(NaOH)，二者恰好发生反应：2NaOH+H2SeO3=Na2SeO3+2H2O，溶液为Na2SeO3。c点溶液组成为Na2SeO3、NaHSeO3的混合溶液。pKa2=7.34，则Ka2=。在c点时pH=7.34，则c(H+)=10-7.34mol/L，故c点溶液中c()=c()，根据电荷守恒可知c(Na＋)+c(H+)=c()+2c()+c(OH-)，但由于溶液显碱性，所以c点溶液中微粒浓度关系为：c(Na＋)＞3c()。 【强化训练】 11.浓度均为、体积均为的、溶液，分别加水稀释至体积，随的变化关系如下图所示。下列叙述正确的是 A．、都是弱酸，且的酸性比的弱 B．时，同浓度的溶液分别中和两种溶液所消耗的体积相同 C．相同温度下，电离常数： D．，若同时微热两种溶液(不考虑、和的挥发)，则减小 【答案】B 【详解】A．根据图知，时，即未加水稀释时，的的，说明部分电离为弱酸，的，说明完全电离，为强酸，故A错误； B．稀释过程溶质的物质的量不变，当时，浓度均为、体积均为的、溶液所消耗的的物质的量相同，故B正确； C．酸的电离平衡常数只与温度有关，所以相同温度下，电离常数，故C错误； D．，若同时微热两种溶液(不考虑、和的挥发)，弱酸存在电离平衡，加热促进HX的电离，则增大，不变，二者溶液体积相等，所以变大，故D错误； 答案选B。 12.25℃时，用NaOH溶液调节醋酸溶液的pH，实验测得溶液中CH3COOH、CH3COO-的分布系数δ与pH的关系如图所示。其中。下列说法正确的是 A．曲线1代表 B．图中p点：c(Na+)＞c(CH3COO-) C． D．pH=4，c(CH3COO-)＞c(CH3COOH) 【答案】C 【分析】已知，同时除以可得δ(CH3COO-)==，随着pH增大，氢离子浓度减小，增大，即随着pH的增大，增大，所以曲线2代表，曲线1代表，在曲线的交叉点pH=4.74，𝛿(CH3COO-)=𝛿(CH3COOH)，则c(CH3COO-)=c(CH3COOH)，Ka(CH3COOH)==10-4.74。 【详解】A．由分析可知，曲线1代表，曲线2代表，故A错误； B．图中p点pH＜7，溶液呈酸性，c(H+)＞c(OH-)，根据电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，所以c(Na+)＜c(CH3COO-)，故B错误； C．，故C正确； D．pH=4时，Ka(CH3COOH)==10-4.74，=10-0.74＜１，所以c(CH3COO-)＜c(CH3COOH)，故D错误； 故选C。 13.亚磷酸是一种二元弱酸，可用作还原剂、尼龙增白剂、亚磷酸盐原料、农药中间体以及机磷水处理药剂的原料。25℃时，溶液中所有含磷微粒的分布分数(某微粒组分的平衡浓度占含磷微粒总浓度的分数)与溶液的关系如图所示。下列说法错误的是 A．图中曲线c代表的含磷微粒是 B．25℃时，的电离常数：、 C．25℃时，当溶液pH为4.05，则 D．溶液中存在： 【答案】D 【详解】A．由分析可知，曲线c代表的含磷微粒是，故A正确； B．由图可知，曲线ab与bc两个交点处的分别为7.3和12.6，故对应的pH分别为6.7和1.4，bc交点中故Ka1=，ab交点处，Ka2=，故B正确； C． Ka1×Ka2==10-8.1，当时，，溶液pH为4.05，故C正确； D．H3PO3的Ka2=，Kh=，Ka2> Kh，即以电离为主，溶液中>，故D错误； 答案选D。 14．常温下，盐酸分别滴入溶液与溶液中，测得溶液的随滴入盐酸体积变化的图像如图所示。下列说法不正确的是 A．常温下，的电离常数约为 B．水的电离程度；d>c>a>b C．c点： D．b、d点溶液混合后为酸性 【答案】C 【详解】A．，的初始pOH=6，则，A正确； B．酸、碱都会抑制水的电离、等浓度强碱对水的电离抑制作用更大，abcd溶液溶质分别为、NaCl和NaOH、BCl和、BCl，则d点水的电离程度最大、次之c；为弱碱、NaOH为强碱，结合两点pOH可知，a点的水的电离程度大于b点，B正确； C．c点溶质为等量的BCl和，由电荷守恒可知，，由物料守恒可知，，则，C错误； D．a点和d点混合，相当于将溶液与溶液，加入30mL盐酸，反应后溶液中含有NaCl、BCl和BOH，溶液的酸碱性应该与c点相同，即呈酸性，D正确； 故选C。 15．是一种二元弱酸。常温下，通过调节溶液的(溶液体积不变)，测得溶液中[或]随的变化关系如图所示。下列叙述错误的是 A．直线①对应的纵坐标中为 B．点对应的溶液中： C．溶液中： D．的电离常数和的数量级之比为 【答案】B 【详解】A．随着pH的增大， 逐渐减小，逐渐增大，故逐渐减小，直线①代表与pH的关系，即直线①对应的纵坐标中为，A项正确； B．m点对应的溶液中，可知，根据溶液中质子守恒有，因此，B项错误； C．溶液中，由图可知电离常数，，的水解常数>Ka2，水解程度大于电离程度，故溶液显碱性，因此溶液中，C项正确； D．由A项可知，直线①对应的纵坐标中为，直线②对应的纵坐标中为，根据图像可知，，而，，，故的电离常数和的数量级之比为，D项正确； 答案选B。 16．常温下，用处理含、的废水时始终保持，通过调节pH使、形成硫化物而分离。达到沉淀溶解平衡时pX与pH的关系如图所示，已知，X为、、和；。下列说法正确的是 A．曲线Ⅰ表示溶液中的负对数与pH的变化关系 B．溶液的时， C．溶度积常数， D．的电离常数， 【答案】B 【详解】A．据以上分析可知，曲线Ⅰ、Ⅱ分别代表、与pH的变化关系，故A错误； B．由图相以及结合分析，曲线Ⅰ、Ⅱ分别代表、与pH的变化关系，曲线Ⅲ、Ⅳ分别代表、与pH的变化关系，当pH=3时，纵坐标值Ⅳ<Ⅱ<Ⅲ<I，故；故B正确； C．由分析知，，，故C错误； D．将点代入中，得，该点，利用算得该点的，，，故D错误。 答案选B。 17.室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲线如图所示。 下列判断错误的是 A．三种酸的电离常数关系： B．滴定至P点时，溶液中： C．pH=7时，三种溶液中： D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后： 【答案】C 【详解】A．根据图象，观察图象的起点，pH：HA<HB<HD，可知酸性：HA>HB>HD，酸性越强，酸的电离常数越大，即KHA>KHB>KHD，故A正确； B．根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(B－)，P点时根据横坐标中和百分数为50%，可知c(NaB)∶c(HB)=1∶1，此时的溶液显酸性，即HB的电离程度大于B－水解程度，c(HB)<c(B－)，推出，故B正确； C．结合HB，根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(B－)，pH=7，可知c(Na＋)=c(B－)，同理c(Na＋)=c(A－)、c(Na＋)=c(D－)，根据中和原理，可知溶液显中性时需要的NaOH的量不同，c(Na＋)不同，则c(A－)、c(B－)、c(D－)不相等，故C错误； D．当中和百分数达100%时，其溶质分别是NaA、NaB、NaD，根据质子守恒可得c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，故D正确； 故选C。 18．赖氨酸[，用表示]是人体必需氨基酸，其盐酸盐中的阳离子在水溶液中存在三级电离平衡，电离常数分别为。向一定浓度的溶液中滴加溶液，溶液中和的分布系数随变化如图所示[例如，]。下列说法错误的是 A．曲线b表示随的变化 B．M点溶液中 C．O点溶液的 D．常温下水溶液中的水解常数与的关系为 【答案】D 【详解】A．向溶液中滴加溶液，依次发生的离子反应为：，溶液中逐渐减小，和先增大后减小，逐渐增大。由图可知，曲线a、b、c、d分别表示随的变化，A正确； B．根据电荷守恒可知，溶液中，因为M点溶液中，所以M点溶液中，B正确； C．因为，则，由图可知，O点溶液中，即，解得：，故，等式两边取负对数，得到，即，C正确； D．水溶液中的水解常数，则，故常温下水溶液中的水解常数与的关系为，D错误； 故选：D。 19.回答下列问题： (1)实验室模拟工业固氮，在压强为P MPa的恒压容器中充入1mol N2和3mol H2，反应混合物中NH3的物质的量分数随温度的变化曲线如图所示，其中一条是经过一定时间反应后的曲线，另一条是平衡时的曲线。 ①图中b点的转化率为 ； (填“＞”“=”或“＜”)。 ②475℃时，该反应的压强平衡常数的代数式Kp= MPa-2(用平衡分压代替平衡浓度计算，平衡分压=总压×物质的量分数，用含P的代数式表示，列式无需化简) (2)平衡思想是化学研究的一个重要观念，在电解质溶液中存在电离平衡、水解平衡、溶解平衡等多种平衡。根据所学知识回答下列问题： ①已知：时，的HA溶液中。写出HA的电离方式 。 ②在时，将的氨水与的盐酸等体积混合(忽略混合时的溶液体积变化)，反应平衡时溶液中，用含a的代数式表示的电离平衡常数Kb= 。 (3)已知，常温下几种物质的电离常数如下： 化学式 电离平衡常数 ①相同物质的量浓度的三种溶液：(A)溶液；(B)溶液；(C)溶液，从小到大的排序是 (填字母代号)。 ②少量通入到过量的溶液中发生反应的离子方程式： 。 ③下列说法正确的是 。 A．溶液中通入少量： B．常温下，将通入氨水中，当降至时，溶液中的 C．等物质的量浓度的与混合液中， D．溶液中加入少量水，则溶液中将减小 【答案】(1) 40% ＞ (2) (3) BD 【详解】（1）实验室模拟工业固氮，在压强为P MPa的恒压容器中充入1mol N2和3mol H2，在b点，NH3的体积分数为25%；在a点，NH3的体积分数为50%。曲线Ⅰ中，400℃时，NH3的体积分数最大，随温度升高，NH3的体积分数减小，则曲线Ⅰ为平衡时的曲线，曲线Ⅱ为经过一定时间反应后的曲线。 ①图中b点时，NH3的体积分数为25%，设此时N2的变化量为x，则可建立如下三段式： 则，x=0.4，N2或H2的转化率为；与曲线Ⅰ相比，NH3的体积分数小于平衡时NH3的体积分数，所以反应未达平衡，＞。 ②475℃反应达平衡时，在a点NH3的体积分数为50%。设N2的物质的量的变化量为y，则可建立如下三段式： 则，y=，该反应的压强平衡常数的代数式Kp==MPa-2。 （2）25 ℃时，0.1 mol·L-1的HA溶液中c(H＋)/c(OH-)=1010，即c(H＋) =10-2mol/L，则HA没有全部电离，属于弱电解质，其电离方程式为； 在25℃下，将amol•L-1的氨水与0.01mol•L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)=c(Cl-)，根据电荷守恒得c(H+)=c(OH-)=10-7 mol/L，则溶液显中性；二者等体积混合后溶液中氯离子浓度为原来的一半，则c(NH)=c(Cl-)=0.005mol/L，c(NH3·H2O)=(0.5a-0.005)mol/L，NH3H2O的电离常数Kb== =，用含a的代数式表示NH3•H2O的电离常数Kb=； （3）①根据电离平衡常数知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞＞HClO＞，则水解程度：＜＜＜ClO-＜，且的水解常数为Kh2==，说明的电离大于水解，故NaHSO3溶液呈酸性，而NaClO溶液、Na2CO3溶液呈碱性，所以相同浓度的这几种钠盐溶液的pH由小到大顺序是NaHSO3、NaClO、Na2CO3，即C<B<A； ②少量Cl2通入到过量的Na2CO3溶液中，氯气和水反应生成HCl和HClO，HCl和碳酸钠反应生成氯化钠、碳酸氢钠，HClO和碳酸钠反应生成NaClO和碳酸氢钠：离子方程式为； ③A．ClO-具有强氧化性，SO2具有还原性，两种物质会发生氧化还原反应，SO2少量，离子方程式为SO2+Ca2++3ClO-+H2O=CaSO4↓+Cl-+2HClO，A错误； B．在常温下Ka2(H2SO3)= ，所以当溶液c(OH-)=1.0×10-7 mol/L时，溶液中c(H+)=1.0×10-7 mol/L，，B正确； C．等物质的量浓度的NaHSO3与Na2SO3混合液中，根据物料守恒可知2c(Na+)=3c()+3c()+3c(H2SO3)，C错误； D．Na2CO3溶液中加入少量水，盐溶液中的水解平衡正向移动，导致n()减小，n(Na+)不变，减小，D正确； 故合理选项是BD。 20．酸碱盐等电解质溶液中存在的电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡，都与日常生活、工农业生产和环境保护等息息相关。请回答下列问题： (1)已知强碱溶液中，价铬元素的主要存在形式为，则溶液中两种含铬微粒的转化平衡为 。向的溶液中加入适量稀硫酸，溶液中将 （填“增大”“减小”或“不变”）。 (2)是食品加工中常见的食品添加剂，用于焙烤食品。相同条件下，当相同时，下列溶液①②③中溶质的物质的量浓度从低到高的顺序为 。 (3)下，用强碱溶液调节亚砷酸溶液的，溶液中各种含砷微粒的物质的量分数与溶液的关系如下图。 ①亚砷酸是一种 元弱酸（填“一”“二”或“三”）。 ②当溶液由13调至14的过程中，主要发生反应的离子方程式为 。 ③下列说法中正确的是 （填字母序号）。 A．第一步的电离常数为 B．的电离能力大于水解能力 C．时，溶液中 D．M点对应的溶液中： ④为减少工业废水中砷的排放，采用化学沉降法处理含砷废水。向废水中加入适量漂白粉、生石灰，可将废水中的亚砷酸转化为沉淀。若要除去溶液中的，溶液中至少为 。（已知：，当残留在溶液中的离子浓度时，可认为沉淀完全。） 【答案】(1) 增大 (2)②①③ (3) 三 AD 【详解】（1）K2Cr2O7存在两种含Cr的微粒，分别是和，二者可以相互转化，转化的平衡为：；加入稀硫酸，增大c(H+)，平衡逆向移动，增大； （2）可以电离出2个离子，当相同时所需浓度最小，电离出的H+抑制了的水解，电离出Al3+也发生水解生成H+，也能抑制的水解，同浓度和相比，NH4HSO4中水解程度小，溶液中余下的浓度大，因此当相同时，溶液①②③中溶质的物质的量浓度从低到高的顺序为②①③； （3）①由图可知，有四条曲线代表含砷粒子的物质的量分数与pH值关系，分别是H3AsO3分子，H2As、HAs、As，因此H3AsO3是三元酸； ②曲线I代表H3AsO3分子物质的量分数与pH值关系，曲线II代表H2As物质的量分数与pH值关系，曲线III代表HAs物质的量分数与pH值关系，曲线IV代表As物质的量分数与pH值关系，溶液pH由13调至14的过程中，HAs的物质的量分数减少，As的物质的量分数增加，发生反应的离子方程式为：； ③A．在pH=9.2即曲线I和曲线II的交叉点上代表H3AsO3分子和H2As离子物质的量浓度相等，Ka1==c(H+)=10-9.2，A正确； B．的电离常数为Ka2=，曲线II和曲线III的交叉点代表，Ka2≈10-12.2，的水解常数Kh===10-4.8，则水解能力大于电离能力，B错误； C．由图可知，pH=12时，溶液中含有等物质的量浓度的和，故根据电荷守恒有：+c(Na+)，所以，故C错误； D．随着NaOH溶液的加入，溶液体积增大，溶液浓度减小，所以M点对应的溶液中：，故D正确； 答案选AD； ④根据溶度积规则可知，，若要除去溶液中的，溶液中至少为==2.0×10-3mol/L。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 电离常数的计算与应用 1、 掌握电离常数计算的几种类型，了解电离常数的应用。 2、知道电离常数的影响因素。 3、了解电离度和电离常数的关系，并能进行简单计算。 知识点1 电离平衡常数 1．表达式 (1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为___________。 (2)二元弱酸(H2A)：H2AH+＋HA— Ka1＝___________ HA—H+＋A2— Ka2＝___________ (3)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝___________。 2．特点 (1)电离平衡常数与______有关，与浓度无关，升高温度，K值______。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的____________，K越大，表示弱电解质越易______，酸性或碱性______。 (3)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____________电离。 3．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越______，酸性(或碱性)越______。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱：电离常数越______，对应的盐水解程度越______，酸性(或碱性)越______。 (3)判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。 (4)判断微粒浓度或浓度比值的变化：利用温度不变电离常数就不变来判断溶液中微粒浓度或者比值的变化情况，有时候还会结合Kw一起进行判断，如：0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加水稀释，==，加水稀释，c(H+)________，Ka值________，则__________。 知识点2　电离度 1．概念 在一定条件下的弱电解质达到______平衡时，已经电离的电解质分子数占_____________________的百分比。 2．表示方法 α＝×100% 也可表示为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______。 4．电离度与平衡常数的关系 电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例) HA　　H＋　　＋　　A－ 起始： c酸 0 0 转化： c酸·α   c酸·α c酸·α 平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α Ka＝＝，α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝____________或α＝。 【思维建模】 电离常数的4大应用 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，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO 判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa 判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑ 判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大 知识点三 电离常数的计算类型 方法探究 图像中计算电离常数重点是选取特殊的时刻，一般来说选取最多的是起始点、恰好完全反应的时刻、中性时刻，以及特殊曲线交点时刻，这些点计算比较方便 类型一 起点时刻：巧用三段式 例1、HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6 方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式 解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3 HR H+＋ R— 起始：0.2 0 0 转化：10－3 10－3 10－3 平衡：0.2-10－3 10－3 10－3 HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6 类型二 遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定 例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝ 方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化 解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。 电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol 物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04) mol Kb＝ 类型三 恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系 水解平衡常数与电离常数的关系 ①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ ②NH4+＋H2ONH3H2O＋H+ ③CO32—＋H2OHCO3—＋OH－ ，HCO3—＋H2OH2CO3＋OH－ 类型四 利用图像特殊交点求电离常数 说明：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 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数 δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、 δ2为C2O分布系数 交点即为CH3COOH的电离常数的负对数 左边交点为H2C2O4的第一步电离常数的负对数 右边交点为H2C2O4的第二步电离常数的负对数 题型01电离平衡常数及其应用 【典例】室温下，通过下列实验探究SO2的性质。已知Ka1(H2SO3)=1.3×10-2，Ka2(H2SO3)=6.2×10-8.。 实验1：将SO2气体通入水中，测得溶液pH=3。 实验2：将SO2气体通入0.1mol·L-1NaOH溶液中，当溶液pH=4时停止通气。 实验3：将SO2气体通入0.1mol·L-1酸性KMnO4溶液中，当溶液恰好褪色时停止通气。 下列说法正确的是( ) A．实验1所得溶液中：cSO32-＋cHSO3-＞c(H＋) B．实验2所得溶液中：cSO32-＞cHSO3- C．实验2所得溶液经蒸干、灼烧制得NaHSO3固体 D．实验3所得溶液中：cSO42-＞cMn2+ 【变式】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 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4 A．HClO4在冰醋酸中的电离方程式：HClO4+CH3COOHClO4-+CH3COOH2+ 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 题型02 电离平衡常数等有关计算 【典例】按要求回答下列问题。 (1)已知室温下HA的电离平衡常数Ka=1.0×10-5，则100mL0.lmol·L-1HA溶液中，HA的电离度为 。 (2)已知次氯酸(HClO)的电离平衡常数为Ka=4.0×10-8，向20mL0.1mol•L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀释至40mL，此时测得c(H+)=0.05mol•L-1，则溶液中c(ClO-)= mol•L-1。 (3)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为 (已知：N2H4+H+N2H5+的；)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为 。 (4)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0mol·L-1，则溶液中的c(OH-)= mol·L-1。HSO的电离常数表达式K= 。将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的= 。 【变式】(1)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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H2CO3HC+H+的电离常数K1=　　　　(已知：10-5.60=2.5×10-6)。  (2)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，此酸的电离常数约为　　　　　　。  (3)在25 ℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(N)=c(Cl-)，则溶液显　　　(填“酸”、“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=　　　　。  (4)常温下，将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1Ba(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)。  (5)25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水，溶液呈中性，则所滴加氨水的浓度为　　　　　　mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5]  题型03 巧用“三段式”求电离常数 【典例】常温下，等体积、等的两种酸溶液和的稀释图像如图1所示。常温下，将等浓度的溶液分别逐滴滴加到等体积、等的和中，溶液的与粒子浓度比值的对数关系如图2所示。下列说法错误的是 A．a点处存在： B．用滴定时使用甲基橙作为指示剂 C．表示的与粒子浓度比值的对数关系 D．从图中数据可知 【变式】弱电解质在水溶液中存在电离平衡。 (1)醋酸是常见的弱酸。 ①醋酸在水溶液中的电离方程式为 。 ②下列方法中，可以使醋酸溶液中电离程度增大的是 (填字母序号)。 a．滴加少量浓盐酸 b．加水稀释  c．加入少量醋酸钠晶体 d．升高温度 (2)25℃时，pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别加水稀释，pH随溶液体积变化的曲线如下图所示。请回答如下问题    ①曲线 (填“Ⅰ”或“Ⅱ”)代表盐酸的稀释过程 ②a溶液的导电性比c溶液的导电性 (填“强”或“弱”) ③将a、b两溶液加热至30℃， (填“变大”、“变小”或“不变”) ④设稀释前的醋酸电离度为0.1%，醋酸的电离常数Ka= 。 题型04 电荷守恒配合物料守恒求电离常数 【典例】室温下，用溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为的HCl溶液和HA溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图，下列说法正确的是 A．HA为弱酸，电离常数 B．b点 C．室温下，加蒸馏水稀释c点溶液，溶液中增大 D．a点时的溶液中由水电离出的 【变式】室温下，将溶液分别滴入溶液与溶液中，溶液的pH随滴入溶液体积变化的图像如图所示(忽略混合后溶液体积的变化)。下列说法正确的是。 A．HX的电离常数约为 B．c点： C．d点： D．水的电离程度：d>c>a>b 题型05 利用图像特殊交点求电离常数 【典例】常温下，用0.1000的盐酸滴定20.00mL未知浓度的一元碱BOH溶液。溶液中pH、的分布系数随滴加盐酸体积的变化关系如图所示。［比如的分布系数：下列叙述正确的是 A．滴定时，酚酞和甲基橙均可作指示剂 B．该一元碱BOH为弱碱，BOH的电离常数约为 C．滴定过程中，水的电离程度：n<p<q D．p点溶液中，粒子浓度大小为 【变式】按要求回答下列问题： (1)常温下0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释过程，下列表达式的数值一定变小的是_______(填字母)。 A． B． C． D． (2)取10mL的醋酸溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移动；另取10mL的醋酸溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将 (填“增大”“减小”或“无法确定”)。 (3)已知25℃时，三种酸的电离平衡常数如下： 化学式 —— —— ①下列四种离子结合H+能力最强的是 (填字母)。 A．    B．      C．    D． ②写出下列反应的离子方程式：(少量)： ； (少量)： 。 (4)和水溶液中含砷的各种微粒的分布分数(平衡时某物质的浓度占各物质浓度之和的分数)与pH的关系分别如图所示。 ①以酚酞为指示剂(变色范围：，将NaOH溶液逐滴加入溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。该过程中主要反应的离子方程式为 。 ②第一步电离方程式为 。 ③若，第二步电离的电离常数为，则 。 【巩固训练】 1．25°C时，用溶液滴定溶液，滴定曲线如图所示。下列说法错误的是 A．时，若的电离常数分别为、，则 B．a→b→c的滴定过程中，水的电离程度先增大后减小 C．a点溶液中： D．点溶液中： 2．已知常温下浓度为的下列溶液的pH如下表所示： 溶质 NaF NaClO pH 7.5 9.7 8.2 11.6 下列有关说法不正确的是 A．pH=2的HF溶液与pH=12的NaOH溶液以体积比1：1混合，则有： B．加热溶液测其pH，pH大于9.7 C．溶液中，存在关系： D．电离平衡常数大小关系： 3．25℃时，向NaOH溶液中滴加的一元弱酸HA溶液，溶液中与的关系如图所示。下列说法错误的是 A．25℃时，HA的电离常数为 B．a、b两点水的电离程度：a＜b C．b点时，加入的HA溶液的体积为10mL D．加水稀释c点溶液，减小 4．常温下，、。过量固体溶于水的随时间变化的关系如图所示。 下列叙述错误的是 A．的数量级为 B．a点溶液中 C．点溶液中 D．溶液中： 5．时，与盐酸混合所得的一组体积为1L的溶液，溶液中部分微粒的浓度与pH的关系如图所示。下列有关叙述正确的是 A．点所示溶液中： B．在NaHCO3溶液中，c(H+)> c(OH-) C．时，碳酸的第一步电离常数 D．溶液呈中性时： 6．某温度下，和的电离常数分别为和，将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．曲线表示，曲线表示 B．酸的电离程度：；a点溶液中， C．点酸的总物质的量浓度小于点酸的总物质的量浓度 D．、两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同 7．常温下，的溶液加水稀释时，下列表达式的数据变小的是 A． B． C． D． 8．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生 C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HZ产生的H2最多 D．1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数 9．与纯水的电离相似，液氨中也存在电离平衡：2NH3 +。下列叙述错误的是 A．液氨中含有NH3、、等微粒 B．液氨的电离达到平衡时：c(NH3)=c()=c() C．一定温度下，液氨电离产物和浓度之积是一个常数 D．升温时，c()和c()均会增大 10．按要求回答下列问题 Ⅰ.(1)已知：在相同条件下醋酸与氨水电离程度相同，现有浓度均为0.1 mol/L的下列溶液：①硫酸、②醋酸、③氢氧化钠、④氯化铵、⑤醋酸铵、⑥硫酸铵、⑦硫酸氢铵、⑧氨水。①、②、③、④四种溶液中由水电离出的H+浓度由大到小的顺序是(填序号) ；④、⑤、⑥、⑦、⑧五种溶液中浓度由大到小的顺序是(填序号) 。 (2)写出Na2CO3水解的离子方程式 ，已知水解常数为1.79×10﹣4，当溶液中c()=3.58c()时，溶液的pH= (已知lg2=0.3)。 (3)25℃时，将n mol•L﹣1的氨水与0.2 mol•L﹣1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c()=c(Cl－)，则溶液显 性(填“酸”、“碱”或“中”)，NH3•H2O的电离常数Kb= 。(用含n的代数式表示) Ⅱ.已知：pKa=-lg Ka，25 ℃时，H2SeO3的pKa1=1.34，pKa2=7.34。用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 H2SeO3溶液的滴定曲线如图所示(曲线上的数字为pH)。(填“＜”或“=”或“＞”) (4)a点所得溶液中：2c(H2SeO3)＋c() 0.1 mol·L-1。 (5)b点所得溶液中：c(H2SeO3)＋c(H＋) c()＋c(OH-)。 (6)c点所得溶液中：c(Na＋) 3c()。 【强化训练】 11.浓度均为、体积均为的、溶液，分别加水稀释至体积，随的变化关系如下图所示。下列叙述正确的是 A．、都是弱酸，且的酸性比的弱 B．时，同浓度的溶液分别中和两种溶液所消耗的体积相同 C．相同温度下，电离常数： D．，若同时微热两种溶液(不考虑、和的挥发)，则减小 12.25℃时，用NaOH溶液调节醋酸溶液的pH，实验测得溶液中CH3COOH、CH3COO-的分布系数δ与pH的关系如图所示。其中。下列说法正确的是 A．曲线1代表 B．图中p点：c(Na+)＞c(CH3COO-) C． D．pH=4，c(CH3COO-)＞c(CH3COOH) 13.亚磷酸是一种二元弱酸，可用作还原剂、尼龙增白剂、亚磷酸盐原料、农药中间体以及机磷水处理药剂的原料。25℃时，溶液中所有含磷微粒的分布分数(某微粒组分的平衡浓度占含磷微粒总浓度的分数)与溶液的关系如图所示。下列说法错误的是 A．图中曲线c代表的含磷微粒是 B．25℃时，的电离常数：、 C．25℃时，当溶液pH为4.05，则 D．溶液中存在： 14．常温下，盐酸分别滴入溶液与溶液中，测得溶液的随滴入盐酸体积变化的图像如图所示。下列说法不正确的是 A．常温下，的电离常数约为 B．水的电离程度；d>c>a>b C．c点： D．b、d点溶液混合后为酸性 15．是一种二元弱酸。常温下，通过调节溶液的(溶液体积不变)，测得溶液中[或]随的变化关系如图所示。下列叙述错误的是 A．直线①对应的纵坐标中为 B．点对应的溶液中： C．溶液中： D．的电离常数和的数量级之比为 16．常温下，用处理含、的废水时始终保持，通过调节pH使、形成硫化物而分离。达到沉淀溶解平衡时pX与pH的关系如图所示，已知，X为、、和；。下列说法正确的是 A．曲线Ⅰ表示溶液中的负对数与pH的变化关系 B．溶液的时， C．溶度积常数， D．的电离常数， 17.室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲线如图所示。 下列判断错误的是 A．三种酸的电离常数关系： B．滴定至P点时，溶液中： C．pH=7时，三种溶液中： D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后： 18．赖氨酸[，用表示]是人体必需氨基酸，其盐酸盐中的阳离子在水溶液中存在三级电离平衡，电离常数分别为。向一定浓度的溶液中滴加溶液，溶液中和的分布系数随变化如图所示[例如，]。下列说法错误的是 A．曲线b表示随的变化 B．M点溶液中 C．O点溶液的 D．常温下水溶液中的水解常数与的关系为 19.回答下列问题： (1)实验室模拟工业固氮，在压强为P MPa的恒压容器中充入1mol N2和3mol H2，反应混合物中NH3的物质的量分数随温度的变化曲线如图所示，其中一条是经过一定时间反应后的曲线，另一条是平衡时的曲线。 ①图中b点的转化率为 ； (填“＞”“=”或“＜”)。 ②475℃时，该反应的压强平衡常数的代数式Kp= MPa-2(用平衡分压代替平衡浓度计算，平衡分压=总压×物质的量分数，用含P的代数式表示，列式无需化简) (2)平衡思想是化学研究的一个重要观念，在电解质溶液中存在电离平衡、水解平衡、溶解平衡等多种平衡。根据所学知识回答下列问题： ①已知：时，的HA溶液中。写出HA的电离方式 。 ②在时，将的氨水与的盐酸等体积混合(忽略混合时的溶液体积变化)，反应平衡时溶液中，用含a的代数式表示的电离平衡常数Kb= 。 (3)已知，常温下几种物质的电离常数如下： 化学式 电离平衡常数 ①相同物质的量浓度的三种溶液：(A)溶液；(B)溶液；(C)溶液，从小到大的排序是 (填字母代号)。 ②少量通入到过量的溶液中发生反应的离子方程式： 。 ③下列说法正确的是 。 A．溶液中通入少量： B．常温下，将通入氨水中，当降至时，溶液中的 C．等物质的量浓度的与混合液中， D．溶液中加入少量水，则溶液中将减小 20．酸碱盐等电解质溶液中存在的电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡，都与日常生活、工农业生产和环境保护等息息相关。请回答下列问题： (1)已知强碱溶液中，价铬元素的主要存在形式为，则溶液中两种含铬微粒的转化平衡为 。向的溶液中加入适量稀硫酸，溶液中将 （填“增大”“减小”或“不变”）。 (2)是食品加工中常见的食品添加剂，用于焙烤食品。相同条件下，当相同时，下列溶液①②③中溶质的物质的量浓度从低到高的顺序为 。 (3)下，用强碱溶液调节亚砷酸溶液的，溶液中各种含砷微粒的物质的量分数与溶液的关系如下图。 ①亚砷酸是一种 元弱酸（填“一”“二”或“三”）。 ②当溶液由13调至14的过程中，主要发生反应的离子方程式为 。 ③下列说法中正确的是 （填字母序号）。 A．第一步的电离常数为 B．的电离能力大于水解能力 C．时，溶液中 D．M点对应的溶液中： ④为减少工业废水中砷的排放，采用化学沉降法处理含砷废水。向废水中加入适量漂白粉、生石灰，可将废水中的亚砷酸转化为沉淀。若要除去溶液中的，溶液中至少为 。（已知：，当残留在溶液中的离子浓度时，可认为沉淀完全。） 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $$