专题01 电离常数的计算与应用（重难点讲义）化学沪科版2020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. 2、 知道电离常数的影响因素. 3、 能够应用电离常数比较溶液的酸碱性 一、电离常数的表达式 (1)一元弱酸(HA)： HAH+＋A— Ka＝ (2)二元弱酸(H2A)：分步电离。 H2AH+＋HA— Ka1＝ HA—H+＋A2— Ka2＝ (3)一元弱碱(BOH)：BOHB+＋OH— Kb＝ 2、电离常数的影响因素 (1)内因：与物质本身结构和性质有关。酸或碱的酸性或碱性越强，K越大。 (2)外因：电离平衡常数的数值只与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越越大 3、电离度与电离常数的关系 设一定温度下，CH3COOH的浓度为c，其电离度为 CH3COOHCH3COO— + H+ 起始 c 0 0 转化 c c c 平衡 c—c c c Ka＝，由于<<1，则：Ka＝c2 ，c(H+)=c= 4、电离常数的计算类型 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稀释图像与Ka 【典例】某温度下，将pH和体积均相同的两种弱酸(HA和HB)溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A． B．稀释前溶液的浓度： C．从b点到d点，逐渐减小 D．溶液中水的电离程度：d点点 【变式】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 题型02 利用分布分数图像计算电离常数 【典例】常温下，向(一元中强酸)溶液中滴加溶液，溶液中含磷粒子的分布系数与的关系如图所示。 已知：。 下列叙述错误的是 A．曲线代表与的关系 B．当时达到M点 C．常温下， D．常温下，的水解常数 【变式】联氨属于二元弱碱，在水溶液中的电离方程式为、。常温下，向含有一定量的溶液中加入，溶液中含氮微粒的物质的量分数[如]随变化的关系如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅲ代表随溶液变化的关系 B．常温下， C．b点溶液中： D．溶液中存在： 题型03 对数图像计算电离常数 【典例】某小组研究体系，绘制图如下所示，[A]表示微粒A的平衡浓度，其中表示、或者，b、c是曲线交点。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ表示关系 B．的数量级为 C．交点b符合 D．交点c符合 【变式】戊二酸(用表示)易溶于水，向溶液中加入NaOH固体，保持溶液为常温，忽略溶液体积的变化，过程中测得pX随溶液pH的变化如图所示。已知：[X为]。下列说法错误的是 A．曲线Ⅱ为随pH的变化曲线 B．开始时，戊二酸溶液的浓度 C．时， D．戊二酸的 题型04 电离常数计算综合 【典例】常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是 A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为 【变式】按要求填空。 (1)已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题： ①该溶液中pH= 。 ②HA的电离平衡常数K= 。 (2)部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HClO 电离平衡常数(25℃) ； ； 按要求回答下列问题： ①的酸性由强到弱的顺序为 。 ②同浓度的、、、、、结合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写出下列反应的离子方程式：过量通入NaClO溶液中 。 (3)已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是 (填标号)。 ①加少量烧碱   ②通入少量HCl气体   ③通入少量HF气体    ④加水 (4)体积均为10mL、pH=2的HCOOH溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程的pH变化如图所示。 则相同条件下酸HX的酸性比HCOOH (填“强”或“弱”)。 【巩固训练】 1.氯在饮用水处理常做杀菌剂，且HClO的杀菌能力比强。25℃时，氯水体系中的Cl2(aq)、HClO和的分布系数δ随pH的关系如图。 已知：①； ②  。 下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ对应的粒子是Cl2(aq) B．用氯处理饮用水时，pH为4左右时的杀菌效果较好 C．   D．0.1molCl2溶于水中： 3．在的溶液中存在如下电离平衡：。对于该平衡，下列叙述中正确的是 A．加入固体时，溶液中减小 B．加入少量的NaOH溶液，平衡向逆向移动 C．通入少量HCl气体，溶液中增大 D．降低温度，溶液中增大 4．根据下列实验操作和现象能得到相应结论的是 选项 实验操作和现象 结论 A 将气体化合物X通入澄清石灰水中，有白色沉淀产生 X是 B 向和KSCN的混合溶液中滴入硝酸酸化的溶液，溶液变红 氧化性： C 向溶液中通入足量，然后再将产生的气体导入溶液中，产生黑色沉淀      D 将适量铁锈溶于足量浓盐酸，再向溶液中滴入几滴溶液，紫红色褪去 铁锈中含有价铁 A．A B．B C．C D．D 5．从蚀刻废液中回收硫酸铜的工艺流程如图： 已知：，下列说法错误的是 A．混合时酸性过强或碱性过强，铜的回收率均会降低 B．“滤液”中， C．混合过程中发生的反应之一为 D．溶解滤渣时用稀硫酸，更有利于提高产品纯度和铜回收率 6．石蕊(用表示)是一种有机弱酸，在水中发生电离：(红色)(蓝色)。下列关于的溶液，说法不正确的是 A．溶液 B．溶液pH随温度升高而减小 C．通入少量气体，电离平衡向逆方向移动 D．加水稀释过程中，逐渐变大 7．时，对氨水进行如下操作。下列说法不正确的是 A．加入几滴浓氨水，电离平衡正方向移动 B．加入稀硫酸使氨水恰好被中和，则溶液中 C．加入少量硫酸铵固体，则溶液中将减少 D．加水稀释至溶液中时，减小 8．对比观察下表数据，从中获得的有关结论不正确的是 25℃几种酸的 Ka 不同温度下CH3COOH的Ka 2 -4 0℃ -5 HClO -8 10℃ -5 HCN -10 25℃ -5 A．电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大 B．根据25℃下的电离常数，可判断酸性 C．推测常温下可发生反应： NaClO+HCN=NaCN+HClO D．常温下， 0.1mol/L 的HCN 溶液中( 9．关于CO2和SO2的下列说法中，正确的是 A．由推知，可发生反应： B．澄清石灰水和酸性KMnO4溶液均可以区分CO2和SO2 C．可用饱和Na2CO3溶液除去CO2中少量的SO2 D．分子的球棍模型： 10.某课外活动小组在实验室用如图所示装置进行氨气的制备实验(加热及夹持装置已略去)，回答下列问题： 已知：①； ②常温下，； ③不考虑气体的逸出和溶液混合时体积的变化。 (1)该装置有一处明显的错误，请加以改正： 。 (2)仪器a的名称为 。 (3)若烧杯中的生成物中含有，则的电离方程式为 。 (4)常温下，往的氨水中，逐滴加入的稀硫酸，溶液的变化如图所示。 ①a点溶液中， (填“>”“<”或“=”)。 ②下列说法错误的是 (填标号)。 A．b点溶液中，一定含有和 B．的过程中，逐渐增大 C．氨水属于弱电解质，稀硫酸属于强电解质 D．的过程中，主要发生反应的离子方程式为 ③常温下，的氨水中， 。 ④保持其他条件不变，若仅用的稀盐酸代替的稀硫酸，c点溶液中， (填“>”“<”或“=”)，原因为 。 【强化训练】 11．血液中存在酸碱平衡，从而维持血液的pH基本不变，可表示如下： ①； ②； 血红蛋白分子（Hb）也有调节酸碱平衡的作用，可表示为： ③。 已知碳酸的，。下列说法不正确的是 A．若血液pH为7.4，则血液中浓度比大 B．当血液pH降低时，会促进人体更快更多地排出 C．随pH增大，先增大后减小 D．高氧环境中，血红蛋白与结合形成，促使释放 12．常温下，的约为。在下列装置中存在不同的两种溶液，溶液中离子不能穿过隔膜，分子可以自由穿过隔膜(如图所示)。已知： 。当达到平衡时，下列叙述不正确的是 A．溶液Ⅰ中 B．溶液Ⅰ和Ⅱ中的相等 C．溶液Ⅱ中为 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中 13．常温下，加水稀释溶液，下列物理量保持不变的是 A． B． C． D． 14．稀释0.1mol·L-1的醋酸溶液时，始终保持增大趋势的是 A．c(H+) B． C． D． 15．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1mol·L-1CH3COOH溶液、0.1mol·L-1HCOOH溶液的说法正确的是 A．c(H+)：CH3COOH>HCOOH B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH>CH3COOH C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H++OH-=H2O D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变 16．已知0.1mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，要使溶液中增大，可以采取的措施是 A．加少量烧碱溶液 B．加少量醋酸钠 C．加少量冰醋酸 D．加水 17．CH3COOH的电离方程式为CH3COOHH++CH3COO-，25℃时，0.1mol·L-1CH3COOH溶液的Ka=1.8×10-5。下列说法正确的是 A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H+)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下0.01mol·L-1CH3COOH溶液的Ka<1.8×10-5 D．升高温度，c(H+)增大，Ka变大 18．已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关的三种酸的某温度下的电离常数，若已知下列反应可以发生： NaCN+HNO2=HCN+NaNO2 NaCN+HF=HCN+NaF NaNO2+HF=HNO2+NaF 由此可判断下列叙述不正确的是 A．Ka(HF)=7.2×10-4 B．Ka(HNO2)=4.9×10-10 C．相同条件下，HF的电离度最大 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 19．已知25℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka==1.8×10-5。下列有关结论可能成立的是 A．25℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka=8×10-5 B．25℃下，向该溶液中加入一定量的氢氧化钠时，Ka=2×10-4 C．标准状况下，醋酸中Ka=1.8×10-5 D．升高到一定温度，Ka=7.2×10-5 20．已知和结合形成两种配离子和常温下，的和的混合溶液中，和的浓度对数(实线)、含铜微粒的分布系数(虚线)[例如]与溶液pH的关系如图所示： 下列说法错误的是 A． B． C．图中a点对应的 D．当时，体系中 21．Ⅰ．已知： HF 电离平衡常数（25℃） (1)常温下，0.1mol/L溶液加水稀释过程中，下列数据变大的是 （填标号）。 A．    B．    C．    D．    E． (2)常温下用溶液作捕捉剂不仅可以降低碳排放，还可得到重要化工产品纯碱。某次捕捉后得到的纯碱溶液，则溶液中 。 (3)在溶液加入过量溶液的离子反应方程式为 。 Ⅱ．时，将，体积均为的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释至，随加水量的变化如图所示。 (4)a、c两点溶液的导电能力强弱关系为a c（填“>”或“<”或“=”）。 (5)用等浓度的溶液和、处溶液完全反应，消耗溶液的体积大小关系为a b（填“>”或“<”或“=”）。 / 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. 2、 知道电离常数的影响因素. 3、 能够应用电离常数比较溶液的酸碱性 一、电离常数的表达式 (1)一元弱酸(HA)： HAH+＋A— Ka＝ (2)二元弱酸(H2A)：分步电离。 H2AH+＋HA— Ka1＝ HA—H+＋A2— Ka2＝ (3)一元弱碱(BOH)：BOHB+＋OH— Kb＝ 2、电离常数的影响因素 (1)内因：与物质本身结构和性质有关。酸或碱的酸性或碱性越强，K越大。 (2)外因：电离平衡常数的数值只与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越越大 3、电离度与电离常数的关系 设一定温度下，CH3COOH的浓度为c，其电离度为 CH3COOHCH3COO— + H+ 起始 c 0 0 转化 c c c 平衡 c—c c c Ka＝，由于<<1，则：Ka＝c2 ，c(H+)=c= 4、电离常数的计算类型 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稀释图像与Ka 【典例】某温度下，将pH和体积均相同的两种弱酸(HA和HB)溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A． B．稀释前溶液的浓度： C．从b点到d点，逐渐减小 D．溶液中水的电离程度：d点点 【答案】A 【分析】相同体积、相同pH的两种酸稀释相同倍数后，相对较强的酸pH变化较大，则HA酸性强于HB。起始时pH相同，则HB的浓度比HA大。 【详解】A．由分析可知，HA的酸性强于HB，则Ka(HA)>Ka(HB)，A正确； B．HA酸性强于HB，起始时pH相同，则HB的浓度比HA大，B错误； C．从b点到d点，溶液的温度不变，故KW不变，C错误； D．溶液中d点的pH小于e点，表明d点时溶液中HB电离产生的c(H+)大，则对水电离的抑制作用大，所以水的电离程度：d点＜e点，D错误； 故选A。 【变式】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(HNO2)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。 题型02 利用分布分数图像计算电离常数 【典例】常温下，向(一元中强酸)溶液中滴加溶液，溶液中含磷粒子的分布系数与的关系如图所示。 已知：。 下列叙述错误的是 A．曲线代表与的关系 B．当时达到M点 C．常温下， D．常温下，的水解常数 【答案】B 【详解】A．向溶液中滴加溶液，减小，增大，所以，曲线代表与的关系，曲线代表与的关系，A项正确； B．当滴加溶液时，溶质为和且二者物质的量相等，由于电离常数大，所以电离程度大于水解程度，此时溶液中大于，B项错误； C．由M点溶液中=，计算，C项正确； D．水解常数，D项正确。 故选B。 【变式】联氨属于二元弱碱，在水溶液中的电离方程式为、。常温下，向含有一定量的溶液中加入，溶液中含氮微粒的物质的量分数[如]随变化的关系如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅲ代表随溶液变化的关系 B．常温下， C．b点溶液中： D．溶液中存在： 【答案】C 【详解】A．随着溶液pH增大（碱性增强），（高电荷阳离子）会逐步失去H+转化为和，故低pH时主要存在，高pH时主要存在，曲线Ⅰ在低pH时占比最高，代表，曲线Ⅲ在高pH时占比最高，代表，故A错误； B．Kb2为的电离常数，表达式为，曲线Ⅰ（）与曲线Ⅱ（）交点a处，，此时pH=0.26，，则，故B错误； C．b点溶液中存在电荷守恒：（Na+来自加入的NaOH），由于，故，故C正确； D．N2H5Cl溶液中，物料守恒：；电荷守恒：，联立得，与选项中不符，故D错误； 答案选C。 题型03 对数图像计算电离常数 【典例】某小组研究体系，绘制图如下所示，[A]表示微粒A的平衡浓度，其中表示、或者，b、c是曲线交点。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ表示关系 B．的数量级为 C．交点b符合 D．交点c符合 【答案】C 【分析】的电离平衡常数Ka1(H2X)=，，Ka2(H2X)=，，且Ka1> Ka2，当pH相等时，，即，则纵坐标数值大的表示曲线与pH值的关系，即图中曲线Ⅰ表示与pH的变化关系，曲线Ⅱ表示与pH的变化关系，曲线Ⅲ表示与pH的变化关系，根据c点计算Ka2(H2X)==10-4.2，以此分析该题。 【详解】：A．由上述分析可知，图中曲线Ⅰ表示与pH的变化关系，A正确； B．根据c点计算Ka2(H2X)==10-4.2，数量级为，B正确； C．交点b表示=，即，C错误； D．当pH等于4.2时(c点)，=0，即，>0，即，交点c符合，D正确； 故选C。 【变式】戊二酸(用表示)易溶于水，向溶液中加入NaOH固体，保持溶液为常温，忽略溶液体积的变化，过程中测得pX随溶液pH的变化如图所示。已知：[X为]。下列说法错误的是 A．曲线Ⅱ为随pH的变化曲线 B．开始时，戊二酸溶液的浓度 C．时， D．戊二酸的 【答案】D 【详解】A．向戊二酸溶液中加入NaOH过程中，pH增大，减小，则增大，故曲线Ⅲ为随pH的变化曲线，曲线Ⅰ、Ⅱ分别为、随pH的变化曲线，A正确； B．时，，即，此时，，即，因此，由元素守恒可知，开始时戊二酸溶液的浓度，B正确； C．时，，即，此时，，即:，C正确； D．P点，即，，，Q点时，，则，D错误； 故选D。 题型04 电离常数计算综合 【典例】常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是 A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中 C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为 【答案】B 【详解】A．HA的电离方程式为HAH++A-，酸性增强，平衡逆向移动，有利于药物吸收，A正确； B．HA的电离方程式为HAH++A-，血液中pH=7.4，呈弱碱性，促进HA电离，胃中pH=1.0，呈酸性，抑制HA的电离，血液中HA的电离程度比胃中大，B错误； C．，胃中pH=1.0，c(H+)=1×10-1.0mol/L，则血液中，C正确； D．胃中HA初始浓度为c0​，血液中HA浓度由胃中扩散平衡决定。血液中​​HA几乎全部电离，[HA]血液​≈平衡分配​​，HA在胃和血液中的分子浓度相同（自由穿透），但血液中总药量（HA + A⁻）远高于胃中。 ，D正确； 故选B。 【变式】按要求填空。 (1)已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题： ①该溶液中pH= 。 ②HA的电离平衡常数K= 。 (2)部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HClO 电离平衡常数(25℃) ； ； 按要求回答下列问题： ①的酸性由强到弱的顺序为 。 ②同浓度的、、、、、结合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写出下列反应的离子方程式：过量通入NaClO溶液中 。 (3)已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是 (填标号)。 ①加少量烧碱   ②通入少量HCl气体   ③通入少量HF气体    ④加水 (4)体积均为10mL、pH=2的HCOOH溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程的pH变化如图所示。 则相同条件下酸HX的酸性比HCOOH (填“强”或“弱”)。 【答案】(1) 4 1×10-7 (2) (3)②④ (4)强 【详解】（1）根据三段式计算：，①=1×10-4，pH=4； ②； （2）①根据平衡常数的大小，判断酸性强弱，对于二元弱酸，根据一级电离常数判断酸性强弱。电离常数：，所以酸性强弱：； ②酸性越弱，酸根离子结合能力越强。根据电离常数的大小，可以判断酸性的强弱：，所以酸根离子结合的能力的强弱：； ③因为，过量通入溶液中，发生反应：； （3）已知：，所以，①加少量使增大，K不变，减小；②通入少量HCl气体，使增大，增大；③通入少量HF气体，使增大，减小；④加水，减小，增大，故选②④； （4）酸性越弱稀释时氢离子的浓度变化越慢，pH变化越慢，所以HX的酸性比醋酸强。 【巩固训练】 1.氯在饮用水处理常做杀菌剂，且HClO的杀菌能力比强。25℃时，氯水体系中的Cl2(aq)、HClO和的分布系数δ随pH的关系如图。 已知：①； ②  。 下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ对应的粒子是Cl2(aq) B．用氯处理饮用水时，pH为4左右时的杀菌效果较好 C．   D．0.1molCl2溶于水中： 【答案】C 【分析】氯气溶于水中存在Cl2+H2OHCl+HClO，随着pH增大，Cl2逐渐减少，HClO先增大后减小，因此Ⅰ表示Cl2(aq)，Ⅱ表示HClO，Ⅲ表示ClO-，N点时，c(HClO)=c(ClO-)，可得次氯酸的Ka=10-7.5，据此分析； 【详解】A．根据上述分析，曲线Ⅰ对应的微粒是Cl2(aq)，故A说法正确； B．HClO具有强氧化性，c(HClO)越大，氧化性越强，杀菌效果越好，根据图像可知，pH为4左右时，HClO浓度最大，杀菌效果较好，故B说法正确； C．该反应的平衡常数表达式K2==K1·K(HClO)=10-3.4×10-7.5=10-10.9，故C说法错误； D．根据原子守恒，氯水中存在4种含氯粒子：n(HClO)+n(ClO-)+2n(Cl2)+n(Cl-)=0.2mol，故D说法正确； 答案为C。 2．部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是 弱电解质 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 A．25 ℃时，反应HCOOH＋CN-⇌HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105 B．中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者 C．结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO- D．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋ 【答案】A 【详解】A．根据表格中电离常数的数据，反应HCOOH+CN⁻⇌HCN+HCOO⁻的平衡常数，A正确； B．等体积、等浓度的HCOOH和HCN溶液，溶质物质的量相同，则中和所需NaOH的量相等，B错误； C．酸的电离常数Ka越小，酸性越弱，其对应酸根离子结合H⁺能力越强，故结合H＋的能力：>CN->>HCOO-，C错误； D．根据表格中电离常数的数据，酸性：H2CO3>HCN>，则反应生成，离子方程式为CN-＋H2O＋CO2=HCN＋，D错误； 答案选A。 3．在的溶液中存在如下电离平衡：。对于该平衡，下列叙述中正确的是 A．加入固体时，溶液中减小 B．加入少量的NaOH溶液，平衡向逆向移动 C．通入少量HCl气体，溶液中增大 D．降低温度，溶液中增大 【答案】A 【详解】A．加入NH4Cl固体，c(NH)增大，电离平衡逆向移动，但电离常数Kb不变。根据，比值，c(NH)增大导致该比值减小，A正确； B．加入pH=11的NaOH溶液（OH-浓度低于原溶液），混合后OH-浓度降低，平衡正向移动，而非逆向，B错误； C．通入HCl气体，H+与OH-反应，c(OH-)减少，同时NH3·H2O电离补充OH-，但总体c(OH-)仍减小，C错误； D．降低温度，电离平衡逆向移动（电离为吸热反应），c(NH)减少，D错误； 故答案选A。 4．根据下列实验操作和现象能得到相应结论的是 选项 实验操作和现象 结论 A 将气体化合物X通入澄清石灰水中，有白色沉淀产生 X是 B 向和KSCN的混合溶液中滴入硝酸酸化的溶液，溶液变红 氧化性： C 向溶液中通入足量，然后再将产生的气体导入溶液中，产生黑色沉淀      D 将适量铁锈溶于足量浓盐酸，再向溶液中滴入几滴溶液，紫红色褪去 铁锈中含有价铁 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．将气体X通入澄清石灰水产生白色沉淀，X可能是CO2，但SO2等气体也会产生类似现象，结论不唯一，A错误； B．FeCl2和KSCN混合液中加入硝酸酸化的AgNO3后变红，Fe3+可能由HNO3氧化Fe2+生成，而非Ag+，无法证明Ag+氧化性强于Fe3+，B错误； C．向Na2S中通入足量CO2生成H2S气体，H2S与CuSO4反应生成CuS黑色沉淀，说明H2CO3的酸性强于H2S，故Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)，C正确； D．铁锈（Fe3+）溶于浓盐酸后加入KMnO4褪色，可能因Cl-被氧化，而非Fe2+，铁锈中不含+2价铁，D错误； 故选C。 5．从蚀刻废液中回收硫酸铜的工艺流程如图： 已知：，下列说法错误的是 A．混合时酸性过强或碱性过强，铜的回收率均会降低 B．“滤液”中， C．混合过程中发生的反应之一为 D．溶解滤渣时用稀硫酸，更有利于提高产品纯度和铜回收率 【答案】D 【分析】混合过程中，[Cu(NH3)4]2+会与H+、Cl-、水等反应生成Cu(OH)Cl沉淀和；Cu(OH)Cl沉淀再与浓硫酸反应生成硫酸铜，反应为Cu(OH)Cl+H2SO4= CuSO4+H2O+HCl。 【详解】A．酸性过强时，H+会溶解Cu(OH)Cl沉淀（Cu(OH)Cl+2H+=Cu2++Cl-+2H2O）；碱性过强时，[Cu(NH3)4]2+不易解离，铜难以转化为沉淀，均导致铜回收率降低，A正确； B．滤液pH=5.86，溶液呈酸性。NH3·H2O的电离平衡常数，则。pH=5.86时，，代入得，故n()>n(NH₃·H₂O)，B正确； C．由上述分析可知反应之一为[Cu(NH3)4]2++3H++Cl-+H₂O=Cu(OH)Cl↓+4，C正确； D．用浓硫酸溶解Cu(OH)Cl时会生成HCl，而浓硫酸具有强酸性和吸水性，有利于HCl气体逸出，减少杂质，用稀硫酸不利于提高纯度，D错误； 故答案选D。 6．石蕊(用表示)是一种有机弱酸，在水中发生电离：(红色)(蓝色)。下列关于的溶液，说法不正确的是 A．溶液 B．溶液pH随温度升高而减小 C．通入少量气体，电离平衡向逆方向移动 D．加水稀释过程中，逐渐变大 【答案】A 【详解】A．HIn是弱酸，不能完全电离，0.01mol/L溶液的pH应大于2，A项错误； B．升温促进弱酸电离，H+浓度增大，pH减小，B项正确； C．通入HCl增加H+浓度，平衡逆向移动，C项正确； D．温度不变，则K不变，稀释时电离度增大，但H+浓度降低，根据可知，的浓度比值增大，D项正确； 答案选A。 7．时，对氨水进行如下操作。下列说法不正确的是 A．加入几滴浓氨水，电离平衡正方向移动 B．加入稀硫酸使氨水恰好被中和，则溶液中 C．加入少量硫酸铵固体，则溶液中将减少 D．加水稀释至溶液中时，减小 【答案】D 【详解】A．加入浓氨水增加了NH3·H2O的浓度，根据勒沙特列原理，电离平衡正向移动。A正确； B．氨水被硫酸中和生成硫酸铵（强酸弱碱盐），NH水解使溶液显酸性，故c(H+)＞c(OH-)。B正确； C．加入硫酸铵固体后，NH浓度增大，抑制NH3·H2O电离，导致c(OH-)减少，而c(NH3·H2O)增加，c(OH-)/c(NH3·H2O)=Kb/[NH]，比值减小。C正确； D．Kb仅与温度有关，25℃时稀释溶液不会改变Kb。D错误； 故选D。 8．对比观察下表数据，从中获得的有关结论不正确的是 25℃几种酸的 Ka 不同温度下CH3COOH的Ka 2 -4 0℃ -5 HClO -8 10℃ -5 HCN -10 25℃ -5 A．电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大 B．根据25℃下的电离常数，可判断酸性 C．推测常温下可发生反应： NaClO+HCN=NaCN+HClO D．常温下， 0.1mol/L 的HCN 溶液中( 【答案】C 【详解】A．根据表格中CH3COOH在不同温度下的Ka值变化，温度升高时Ka略有增大，但变化幅度较小，说明电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大，A正确； B．相同温度下，电离常数越大酸性越强，根据25℃的Ka值，酸性大小：HNO2>CH3COOH>HClO>HCN，B正确； C．常温下，HClO的Ka（4.0×10⁻⁸）大于HCN的Ka（6.2×10⁻¹⁰），说明HClO酸性强于HCN，根据“强酸制弱酸”规律，HCN无法与NaClO反应生成HClO，故该反应不能发生，C错误； D．0.1mol/L HCN溶液中，c(H⁺)=，D正确； 故选C。 9．关于CO2和SO2的下列说法中，正确的是 A．由推知，可发生反应： B．澄清石灰水和酸性KMnO4溶液均可以区分CO2和SO2 C．可用饱和Na2CO3溶液除去CO2中少量的SO2 D．分子的球棍模型： 【答案】A 【详解】A．由可知碳酸的酸性比亚硫酸氢根强，因此亚硫酸根离子可以与碳酸发生反应生成碳酸氢根离子和亚硫酸氢根离子，A正确； B．澄清石灰水与二氧化碳和二氧化硫反应均生成白色沉淀，无法区分，酸性高锰酸钾溶液能被二氧化硫还原而褪色，而二氧化碳不能和酸性高锰酸钾溶液反应，因此可以区分两者，B错误； C．Na2CO3与CO2和SO2都反应生，不可用饱和Na2CO3溶液除去CO2中少量的SO2，C错误； D．CO2空间构型为直线型，D错误； 故选A。 10.某课外活动小组在实验室用如图所示装置进行氨气的制备实验(加热及夹持装置已略去)，回答下列问题： 已知：①； ②常温下，； ③不考虑气体的逸出和溶液混合时体积的变化。 (1)该装置有一处明显的错误，请加以改正： 。 (2)仪器a的名称为 。 (3)若烧杯中的生成物中含有，则的电离方程式为 。 (4)常温下，往的氨水中，逐滴加入的稀硫酸，溶液的变化如图所示。 ①a点溶液中， (填“>”“<”或“=”)。 ②下列说法错误的是 (填标号)。 A．b点溶液中，一定含有和 B．的过程中，逐渐增大 C．氨水属于弱电解质，稀硫酸属于强电解质 D．的过程中，主要发生反应的离子方程式为 ③常温下，的氨水中， 。 ④保持其他条件不变，若仅用的稀盐酸代替的稀硫酸，c点溶液中， (填“>”“<”或“=”)，原因为 。 【答案】(1)集气瓶的导管应短导管进、长导管出 (2)圆底烧瓶 (3) (4) > > 的过程中消耗了，留下了的过程中，溶液中的和大约按个数比为混合，则 【分析】装置a中氯化铵浓溶液和氢氧化钠溶液反应生成氨气，氨气的密度比空气小，用下排空法收集，用稀硫酸吸收尾气，以此解答。 【详解】（1）氨气的密度比空气小，用下排空法收集，集气瓶的导管应短导管进、长导管出。 （2）仪器a的名称为圆底烧瓶。 （3）在水溶液中电离产生铵根离子、氢离子和硫酸根，电离方程式为：。 （4）①a点溶液中未加入稀硫酸，是弱电解质，氨水中少部分电离产生，则>； ②A．b点溶液呈中性，和H2SO4反应生成(NH4)2SO4，溶液中一定含有和，A正确； B．的过程中，和H2SO4反应生成(NH4)2SO4，逐渐增大，B正确； C．氨水和稀硫酸都是混合物，不属于电解质，C错误； D．的过程中，和H2SO4反应生成(NH4)2SO4，主要发生反应的离子方程式为，D错误； 故选CD； ③常温下，的氨水中，c()=c(OH-)，c()≈，由氨水的电离平衡常数表达式可知：，； ④保持其他条件不变，若仅用的稀盐酸代替的稀硫酸，c点溶液中，的过程中消耗了，留下了的过程中，溶液中的和大约按个数比为混合，则。 【强化训练】 11．血液中存在酸碱平衡，从而维持血液的pH基本不变，可表示如下： ①； ②； 血红蛋白分子（Hb）也有调节酸碱平衡的作用，可表示为： ③。 已知碳酸的，。下列说法不正确的是 A．若血液pH为7.4，则血液中浓度比大 B．当血液pH降低时，会促进人体更快更多地排出 C．随pH增大，先增大后减小 D．高氧环境中，血红蛋白与结合形成，促使释放 【答案】C 【详解】A．由题知Ka1==4.5×10-7，当pH=7.4时，c(H+)=1×10-7.4，则c()/c(H2CO3)=4.5×100.4>1，说明浓度更大，A正确； B．pH降低（酸性增强）时，H+增加会通过反应①和②促进CO2生成，身体通过加快呼吸排出CO2以缓解酸中毒，B正确； C．Ka1=，Ka2=，故原式可化简为Ka1/Ka2≈9574，为常数，与pH无关，因此比值不随pH变化，C错误； D．高氧环境中，反应③向右移动，HbO2生成并释放H+，D正确； 故选C。 16． 12．常温下，的约为。在下列装置中存在不同的两种溶液，溶液中离子不能穿过隔膜，分子可以自由穿过隔膜(如图所示)。已知： 。当达到平衡时，下列叙述不正确的是 A．溶液Ⅰ中 B．溶液Ⅰ和Ⅱ中的相等 C．溶液Ⅱ中为 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中 【答案】C 【详解】A．常温下溶液I的pH=7.0，，A正确； B．根据题意，未电离的分子可以通过隔膜，说明溶液Ⅰ和Ⅱ中的相等，B正确； C．溶液Ⅱ的pH=8，溶液中c(OH-)=10-6mol/L，的约为，，，根据物料守恒：，则≈0.9，C错误； D．根据C的分析，溶液Ⅱ中，同理，溶液I的pH=7.0，，因为平衡后两溶液中浓度相等，则=，溶液Ⅰ和Ⅱ中=，D正确； 故选C。 13．常温下，加水稀释溶液，下列物理量保持不变的是 A． B． C． D． 【答案】D 【分析】草酸是二元弱酸，，。加水稀释草酸溶液，浓度均减小，同时平衡向右移动，促进草酸电离。 【详解】A．，加水稀释，氢离子浓度减小，只与温度有关，稀释过程不变，所以减小，A不符合题意； B．，加水稀释，浓度减小，只与温度有关，稀释过程不变，所以增大，B不符合题意； C．加水稀释浓度减小，所以减小，C不符合题意； D．只与温度有关，稀释过程不变，不变，D符合题意； 故选D。 14．稀释0.1mol·L-1的醋酸溶液时，始终保持增大趋势的是 A．c(H+) B． C． D． 【答案】B 【分析】醋酸溶液加水稀释时，溶液中醋酸、醋酸根离子、氢离子浓度减小，醋酸的电离常数和水的离子积常数不变。 【详解】A．稀释时，虽然醋酸解离度增加，但H+浓度因体积增大而减小，A错误； B．由电离常数可知，溶液中=，由分析可知，醋酸溶液加水稀释时，醋酸根离子浓度减小，醋酸的电离常数不变，则溶液中和的值变大，B正确； C．稀释初期，和浓度同步降低，比值接近1；但无限稀释，接近，减小，增大，C错误； D．B项比值增大，则减小，D错误； 故选B。 15．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1mol·L-1CH3COOH溶液、0.1mol·L-1HCOOH溶液的说法正确的是 A．c(H+)：CH3COOH>HCOOH B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH>CH3COOH C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H++OH-=H2O D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变 【答案】D 【详解】A．甲酸的电离常数较大，酸性更强，故相同浓度的溶液中c(H+)：CH3COOH＜HCOOH，A错误； B．等体积等浓度的两溶液含CH3COOH、HCOOH(甲酸)的物质的量相等，过量Mg反应后产生H2体积相等，B错误； C．HCOOH为弱酸，与NaOH反应的离子方程式应为HCOOH+OH⁻=HCOO⁻+H2O，C错误； D．，稀释时Ka不变，故比值保持不变，D正确； 故选D。 16．已知0.1mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，要使溶液中增大，可以采取的措施是 A．加少量烧碱溶液 B．加少量醋酸钠 C．加少量冰醋酸 D．加水 【答案】D 【分析】根据表达式，，温度不变不变，分析浓度变化即可； 【详解】A．加烧碱溶液会中和H+，生成，浓度增加，比值减小，A不符合题意； B．加醋酸钠会引入，浓度增加，比值减小，B不符合题意； C．加冰醋酸使平衡右移，浓度增加，比值减小，C不符合题意； D．加水稀释促进电离，的浓度均降低，比值增大，D符合题意； 故选D。 17．CH3COOH的电离方程式为CH3COOHH++CH3COO-，25℃时，0.1mol·L-1CH3COOH溶液的Ka=1.8×10-5。下列说法正确的是 A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H+)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下0.01mol·L-1CH3COOH溶液的Ka<1.8×10-5 D．升高温度，c(H+)增大，Ka变大 【答案】D 【详解】A．向该溶液中滴加浓盐酸，虽然平衡逆向移动，但浓盐酸引入大量H⁺，导致c(H⁺)增大，A错误； B．加入CH3COONa固体会增加CH3COO-浓度，平衡逆向移动，B错误； C．电离常数Ka仅与温度有关，浓度变化不影响Ka，故0.01mol/L溶液的Ka仍为1.8×10-5，C错误； D．升高温度促进电离（吸热反应），c(H+)增大，Ka随温度升高而增大，D正确； 故选D。 18．已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关的三种酸的某温度下的电离常数，若已知下列反应可以发生： NaCN+HNO2=HCN+NaNO2 NaCN+HF=HCN+NaF NaNO2+HF=HNO2+NaF 由此可判断下列叙述不正确的是 A．Ka(HF)=7.2×10-4 B．Ka(HNO2)=4.9×10-10 C．相同条件下，HF的电离度最大 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 【答案】B 【分析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)，据此分析解答。 【详解】A．HF的Ka应为最大的7.2×10-4，与数据对应，A正确； B．HNO2的Ka应为4.6×10-4，HCN的Ka才为4.9×10-10，B错误； C．Ka越大，电离度越大，HF的Ka最大，电离度最大，C正确； D．酸性强弱顺序为HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF)，D正确； 故选B。 19．已知25℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka==1.8×10-5。下列有关结论可能成立的是 A．25℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka=8×10-5 B．25℃下，向该溶液中加入一定量的氢氧化钠时，Ka=2×10-4 C．标准状况下，醋酸中Ka=1.8×10-5 D．升高到一定温度，Ka=7.2×10-5 【答案】D 【详解】A．电离常数只与温度有关，时加入盐酸不影响温度，仍为，A错误； B．同理，时加入氢氧化钠不会改变温度，仍为原值，B错误； C．标准状况温度为，温度降低导致减小，不可能等于时的，C错误； D．升高温度促进醋酸电离（吸热过程），增大，大于原值，符合温度升高的影响，D正确； 故选D。 20．已知和结合形成两种配离子和常温下，的和的混合溶液中，和的浓度对数(实线)、含铜微粒的分布系数(虚线)[例如]与溶液pH的关系如图所示： 下列说法错误的是 A． B． C．图中a点对应的 D．当时，体系中 【答案】C 【分析】和之间存在转化关系，则pH较小时，平衡逆向移动，以为主，则，，则曲线I代表，曲线II代表，随着pH增大，正向移动，增大，和结合形成配离子的反应依次为、，因此随pH增大，持续减小，为曲线III，，先增大后减小，为曲线IV，一直增大，为曲线V，据此回答。 【详解】A．曲线III和曲线IV的交点代表，即，由图可知，此时，带入平衡表达式得，A正确； B．曲线I和曲线II的交点代表，即，此时pH=11.6，带入平衡常数表达式得，B正确； C．曲线IV和曲线V得交点代表，，即，此时，可得的平衡常数，a点时，，带入，解得，且a点对应，带入的平衡常数，计算得，故pH=4.3，C错误； D．当pH=6.4时，最大，接近，结合B项中平衡常数可计算得，，结合Cu 元素守恒知，，，因此体系中，D正确； 故选C。 21．Ⅰ．已知： HF 电离平衡常数（25℃） (1)常温下，0.1mol/L溶液加水稀释过程中，下列数据变大的是 （填标号）。 A．    B．    C．    D．    E． (2)常温下用溶液作捕捉剂不仅可以降低碳排放，还可得到重要化工产品纯碱。某次捕捉后得到的纯碱溶液，则溶液中 。 (3)在溶液加入过量溶液的离子反应方程式为 。 Ⅱ．时，将，体积均为的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释至，随加水量的变化如图所示。 (4)a、c两点溶液的导电能力强弱关系为a c（填“>”或“<”或“=”）。 (5)用等浓度的溶液和、处溶液完全反应，消耗溶液的体积大小关系为a b（填“>”或“<”或“=”）。 【答案】(1)BD (2)0.47 (3) (4)> (5)< 【详解】（1）A．醋酸稀释浓度减小，导致减小；     B．，醋酸稀释浓度减小，减小，则比值增大；    C．=Kw，温度不变，值不变；     D．，稀释氢离子浓度减小，比值增大；    E．=Ka，温度不变，值不变； 故选BD； （2）的纯碱溶液，则溶液中； （3）由表数据，酸性大于HF大于，则在溶液加入过量溶液反应生成HF和，离子反应方程式为； （4）盐酸为强酸，稀释过程盐酸浓度减小，氢离子、氯离子浓度减小，使得溶液导电性减弱，故：a、c两点溶液的导电能力强弱关系为a<c。 （5）醋酸为弱酸，，体积均为的盐酸和醋酸溶液中，醋酸浓度远大于盐酸，则等浓度的溶液和、处溶液完全反应，消耗溶液的体积大小关系为a<b。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$