第9单元 第33讲 电离平衡(Word学案)-【高考快车道】2026年高考化学大一轮专题复习总复习

第九单元　水溶液中的离子反应与平衡 第33讲　电离平衡 考点一 ● 夯实必备知识 1.(1)完全　离子　共价　强酸　强碱　大多数盐　部分　共价　弱酸　弱碱　水 (2)①H2SO42H++S ②a.CH3COOHCH3COO-+H+ b.H2CO3H++HC、HCH++C c.Fe(OH)3Fe3++3OH- ③NaHCO3Na++HC、HCH++C 2.(1)最大　0　>　= (2)=　≠　离子　分子 (3)①弱电解质　②增大　增大　减小　增大 【对点自测】 (1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)×　(6)× [解析] (1)NH3在水溶液中或熔融状态下自身不能电离,NH3属于非电解质,错误。 (2)H2SO3H++HS,HSH++S,电离是微弱的,Ka1=≈,Ka2=,由于c(H+)≈c(HS),则c(S)≈ mol·L-1,加水稀释,c(S)几乎不变,正确。 (3)H2SO3H++HS,HSH++S,电离是微弱的,Ka1=≈,Ka2=,由于c(H+)≈c(HS),则c(S)≈Ka2=6.0×10-8 mol·L-1,H2SO3溶液中c(H+)≈= mol·L-1,c(OH-)= mol·L-1,则溶液中c(H+)>c(HS)>c(S)>c(OH-),正确。 (4)1 mol·L-1 NaCl溶液导电性比同浓度醋酸强,氯化钠是强电解质,醋酸是弱电解质,导电性强弱与NaCl溶液的pH比醋酸的高无关系,错误。 (5)题目未指明醋酸、盐酸的物质的量浓度是否相同,不能通过比较溶液pH证明醋酸是弱电解质,错误。 (6)电离平衡向右移动,电离程度不一定增大,如增大弱电解质的浓度,电离平衡向右移动,但弱电解的电离度减小。 ● 提升关键能力 题组一 1.B　[解析] 25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 NaR溶液pH=7,可知NaR是强酸强碱盐,则HR为强酸,A错误;25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR溶液pH>2且pH<7,可知溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1,HR未完全电离,则HR为弱酸,B正确;假设HR为强酸,取pH=6的该溶液10.0 mL,加蒸馏水稀释至100.0 mL测得此时溶液pH<7,C错误;假设HR为强酸,则NaR为强酸强碱盐,溶液呈中性,由25 ℃升温至50 ℃,水的离子积常数增大,pH减小,D错误。 2.B　[解析] 常温下,NaR溶液的pH大于7,说明NaR为强碱弱酸盐,A能证明HR为弱酸;加热HR溶液时,若HR为强酸,则c(H+)几乎不变,溶液pH不变,若HR为弱酸,则其电离平衡正移,且水的电离程度也会变大,溶液中H+浓度增大,溶液的pH变小,则溶液pH变大不能说明HR为弱酸,B不能证明HR是弱酸;HR溶液中加入少量NaR固体,溶解后溶液的pH变大,说明HR溶液中存在电离平衡,C能证明HR为弱酸;20 ℃时,0.01 mol·L-1的HR溶液pH=2.8,说明HR没有完全电离,D能证明HR为弱酸。 题组二 3.C　[解析] 加水促进电离,但氢离子浓度减小,A项错误;通入过量SO2气体发生反应:2H2S+SO23S↓+2H2O,当SO2过量时溶液显酸性,而且酸性比H2S强,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,生成了HCl,溶液pH减小,C项正确;加入少量硫酸铜固体,发生反应:H2S+CuSO4CuS↓+H2SO4,H+浓度增大,D项错误。 4.A　[解析] 向氨水中加入水,促进NH3·H2O的电离,则溶液中n(OH-)增大,A正确;向氨水中加入少量浓盐酸,H+和OH-反应,导致溶液中c(OH-)减小,B错误;向氨水中加入少量浓NaOH溶液,c(OH-)增大,NH3·H2O的电离平衡逆向移动,C错误;向氨水中加入少量NH4Cl固体,溶液中c(N)增大,D错误。 考点二 ● 夯实必备知识 1.(1)电离所生成的各种离子浓度　溶液中未电离分子的浓度 (2)　 (3)越易　越强 (4)①温度　吸热　②第一步 (5)①越强　>　②小　弱　<　 ③C6H5ONa+CO2+H2OC6H5OH+NaHCO3 ④减小　不变　增大 2.(1)已经电离的电解质分子数 (2)　 (3)①小　②大　(4)大 【对点自测】 (1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)× [解析] (1)当弱电解质的浓度增大时,电离平衡虽然右移,但电离度减小,错误。 (2)电离是吸热过程,升高温度,电离平衡右移,电离度增大,正确。 (4)一元弱酸的Ka越大,同温度同浓度稀溶液的酸性越强,电离出的H+越多,pH越小,正确。 (6)酸溶液中的c(H+)既与酸的电离常数有关,还与酸的浓度有关,电离常数大的c(H+)不一定大,错误。 ● 提升关键能力 题组一 1.A　[解析] 根据电离平衡常数可知酸性:H2CO3>HX>HC>HY,A正确,C、D错误;酸越弱,其对应的盐的水解能力越强,故相同条件下溶液的碱性:NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3,B错误。 2.B　[解析] 0.1 mol·L-1氨水稀释过程中c(H+)增大,c(OH-)减小,因而变大,A错误;向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa,溶液中=,加入CH3COONa,溶液碱性增强,则c(H+)降低,则有的值增大,B正确;等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合,根据电离常数有Ka1=、Ka2=,同一溶液中c(H+)相等,则c(H+)=Ka1·=Ka2·,而Ka1>Ka2,则有>,C错误;0.1 mol·L-1的HF加水稀释,c(F-)无限趋近于0,而c(H+)无限趋近于10-7 mol·L-1,c(F-)减小程度大于c(H+)减小程度,故变小,D错误。 题组二 3.A　[解析] 根据酸与盐发生复分解反应遵循“较强酸制取较弱酸”的规律,由①②③可得酸性:HNO2>HCN、HF>HCN、HF>HNO2,从而可得酸性:HF>HNO2>HCN,则电离平衡常数:Ka(HF)> Ka(HNO2)> Ka(HCN)。结合三个电离平衡常数的相对大小推知,Ka(HF)=6.3×10-4,Ka(HNO2)=5.6×10-4,Ka(HCN)=6.2×10-10,A错误。由于酸性:HF>HNO2,故HNO2和NaF不发生反应,C正确;结合电离常数表达式可得:c2(H+)=Ka·c(HF)=6.3×10-4×0.1 (mol·L-1)2,解得c(H+)≈8×10-3 mol·L-1,D正确。 4.(1)6.9×10-3 (2) (3)==4.0×10-4 [解析] (1)298 K时,H3PO4(aq)+KCl(aq)KH2PO4(aq)+HCl(aq)的离子方程式为H3PO4(aq)H2P(aq)+H+(aq),其平衡常数为K==Ka1=6.9×10-3。 (2)T1温度下,HCOOH建立电离平衡:HCOOHHCOO-+H+,Ka=,c(HCOO-)= c(H+),故c(H+)= mol·L-1。 (3)Ka(HF)===4.0×10-4。 经典真题·明考向 1.C　[解析] 中和滴定时眼睛应始终注视锥形瓶内溶液颜色的变化,A错误;配制不同浓度的醋酸溶液时,容量瓶不需要干燥,B错误;温度影响醋酸的电离平衡,因此测定步骤Ⅱ中所得溶液的pH时应在相同温度下测定,C正确;电离度是指弱电解质在溶液里达到电离平衡时,已电离的电解质分子数占原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分数,因此醋酸的电离度计算式为α=×100%,D错误。 2.B　[解析] 常温下溶液Ⅰ的pH=7.0,则溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,c(H+)<c(OH-)+c(A-),A错误;常温下溶液Ⅱ的pH=1.0,溶液中c(H+)=0.1 mol·L-1,Ka==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+)=1×10-7 mol·L-1,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-1,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)]=(104+1)∶1.01≈104,D错误。 3.D　[解析] R3N中N原子有一个孤电子对(与NH3相似),溶液中存在平衡:R3N+H2OR3NH++OH-,A项正确;根据电离常数表达式可知,c(HCOO-)∶c(HCOOH)===18,B项正确;pH<2.4的废水,pH越小对HCOOH的电离抑制作用越大,HCOO-浓度减小,被吸附的HCOO-数目减少,C项正确;pH>5,HCOO-浓度较大,但是其回收率反而降低,说明与其形成吸附作用的R3NH+较少,D项错误。 4.D　[解析] 随着pH的增大,CH2ClCOOH、CHCl2COOH浓度减小,CH2ClCOO-、CHCl2COO-浓度增大,—Cl为吸电子基团,CHCl2COOH的酸性强于CH2ClCOOH,即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH),δ(酸分子)=δ(酸根离子)=0.5时Ka==c(H+),由图可知,pH分别约为1.3、2.84,则两种酸的电离常数分别为Ka(CHCl2COOH)≈10-1.3,Ka(CH2ClCOOH)≈10-2.8,由此分析解题。根据分析,曲线M表示δ(CH2ClCOO-)~pH的变化关系,A错误;根据Ka(CHCl2COOH)=,初始浓度为0.10 mol·L-1的CHCl2COOH溶液中,c(CHCl2COO-)≈c(H+),则c(H+)≈=10-1.15 mol·L-1,但a点对应的c(H+)=0.1 mol·L-1,说明此时溶液中加入了酸性更强的酸,根据电荷守恒,c(H+)>c(CHCl2COO-)+c(OH-),B错误;根据分析,CH2ClCOOH的电离常数Ka=10-2.84,C错误;电离度α=,n始=n电离+n未电离,pH=2.08时,则α(CH2ClCOOH)=δ(CH2ClCOO-)=0.15,α(CHCl2COOH)=δ(CHCl2COO-)=0.85,D正确。 学科网（北京）股份有限公司 $ 第九单元　水溶液中的离子反应与平衡 第33讲　电离平衡 　1.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡,了解电离平衡常数的含义。 2.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。 考点一　弱电解质的电离平衡 1.强、弱电解质 (1)定义与物质类别 (2)电离方程式的书写——“强等号,弱可逆,多元弱酸分步离” ①强电解质,如H2SO4:　 。  ②弱电解质 a.一元弱酸,如CH3COOH: 　 　　　　　　　　　　。  b.多元弱酸,分步电离,分步书写且第一步的电离程度远大于第二步的电离程度,如H2CO3: 　 　。  c.多元弱碱,分步电离,一步书写,如Fe(OH)3: 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  ③酸式盐 弱酸的酸式盐,“强中有弱”,如NaHCO3: 　 　。  [微点拨1] ①中学阶段常见的六大强酸是指:HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4,其他一般是中强酸或弱酸。 ②中学阶段常见的四大强碱是指:NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2,其他一般是中强碱或弱碱。 2.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 (2)电离平衡的特征 (3)影响电离平衡的因素 ①内因(主要因素) 影响电离平衡的内因是　　　　　　本身的结构与性质,相同条件下,电解质越弱,越难发生电离。  ②外因(次要因素) 因素 影响结果 温度 　升高温度,电离平衡正向移动,电离程度　　　  浓度 　加水稀释,电离平衡正向移动,电离程度　　　  同离子 效应 　加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,电离平衡逆向移动,电离程度　　　  化学 反应 　加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时,电离平衡正向移动,电离程度　　　  3.电解质溶液的导电性 (1)电解质导电的条件 电解质的导电条件是在水溶液中或高温熔融状态。电解质中,共价化合物只能在水溶液中导电,离子化合物在熔融状态和水溶液中均可导电。 (2)导电性强弱 [微点拨2] 电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度的大小有关,与电解质的强弱无关。强电解质溶液的导电能力不一定强(如CaCO3溶液),弱电解质溶液的导电能力不一定弱(如氨水)。 【对点自测】 判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”) (1)NH3属于弱电解质 (　) (2)[2024·浙江卷] 已知:H2SO3　Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8,将0.40 mol·L-1 H2SO3溶液稀释到0.20 mol·L-1,c(S)几乎不变 (　) (3)[2024·浙江卷] 已知:H2SO3　Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8,H2SO3溶液中存在c(H+)>c(HS)>c(S)>c(OH-) (　) (4)[2023·广东卷] 1 mol·L-1 NaCl溶液导电性比同浓度醋酸强,故NaCl溶液的pH比醋酸的高 (　) (5)[2022·江苏卷] 证明CH3COOH是弱电解质:用pH计测量醋酸、盐酸的pH,比较溶液pH大小 (　) (6)电离平衡向右移动,弱电解质的电离度一定增大 (　) 题组一　强电解质与弱电解质 1.[2025·浙江宁波十校联考] 某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是 (　) A.25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 NaR溶液pH=7,则HR是弱酸 B.25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR溶液pH>2且pH<7,则HR是弱酸 C.25 ℃时,若测得HR溶液pH=a,取该溶液10.0 mL,加蒸馏水稀释至100.0 mL,测得pH=b,b-a<1,则HR是弱酸 D.25 ℃时,若测得NaR溶液pH=a,取该溶液10.0 mL,升温至50 ℃,测得pH=b,a>b,则HR是弱酸 2.[2025·湖北宜昌调研] 根据下列实验不能证明一元酸HR为弱酸的是 (　) A.常温下,NaR溶液的pH大于7 B.加热HR溶液时,溶液的pH变大 C.HR溶液中加入少量NaR固体,溶解后溶液的pH变大 D.20 ℃时,0.01 mol·L-1 HR溶液的pH=2.8 思维建模 判断弱电解质的三个角度(以弱酸为例) 1.弱电解质不能完全电离 (1)测定一定浓度的HA溶液的pH。 (2)与同浓度盐酸比较导电性。 (3)与同浓度的盐酸比较和锌反应生成气泡的快慢。 2.弱电解质溶液中存在电离平衡 (1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。 (2)从升高温度后pH的变化判断。 (3)从等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。 3.弱电解质形成的盐类能水解 (1)如配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞溶液,溶液变为粉红色。 (2)如用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上,测其pH,pH>7。 题组二　弱电解质的电离平衡 3.H2S水溶液中存在电离平衡:H2SH++HS-和HS-H++S2-。若向H2S溶液中 (　) 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 4.[2025·湖南长沙雅礼中学检测] 氨水中存在如下电离平衡:NH3·H2ON+OH-,下列叙述正确的是 (　) A.加入少量水,电离平衡正向移动,溶液中n(OH-)增大 B.加入少量浓盐酸,电离平衡正向移动,溶液中c(OH-)增大 C.加入少量浓NaOH溶液,电离平衡逆向移动,溶液中c(OH-)减小 D.加入少量NH4Cl固体,电离平衡逆向移动,溶液中c(N)减小 方法技巧 外界条件对电离平衡影响的四个“不一定” (1)稀醋酸加水稀释时,溶液中所有的离子浓度不一定都减小。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NH3·H2ON+OH-,平衡后,通入氨气,c(NH3·H2O)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·H2O)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CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体,都会引起平衡右移,但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡时要小。 (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。 考点二　电离常数与电离度 1.电离常数 (1)概念 在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中　　　　　　　　　　　　　　　　　的乘积与　　　　　　　　　　　　　　　　　之比是一个常数,这个常数叫作电离平衡常数,又称电离常数,用K(弱酸用Ka,弱碱用Kb)表示。  (2)表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离 方程式 HAH++A- BOHB++OH- 电离常数 表达式 Ka=　　　　　  Kb=　　　　　  (3)意义 相同条件下,K的值越大,表示该弱电解质  电离,所对应酸或碱的酸性或碱性相对　　　　。  (4)特点 ①电离常数只与　　　　有关,与电解质的浓度、酸碱性无关,由于电离过程是　　　的,故温度升高,K增大。  ②多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系是Ka1>Ka2……,当Ka1≫Ka2时,其酸性主要取决于　　　　电离。  (5)电离常数的四大应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离常数越大,酸性(或碱性)　　　　。如常温下,CH3COOH的Ka=1.75×10-5,HClO的Ka=4.0×10-8,则酸性强弱为CH3COOH　　　　(填 “>”“<”或“=”)HClO。  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　　　,盐溶液的碱性(或酸性)越　　　,如醋酸的Ka=1.75×10-5,次氯酸的Ka=4.0×10-8,则相同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH:醋酸钠　　　(填“>”“<”或“=”)次氯酸钠。  ③判断反应能否发生或者判断产物是否正确,通过强酸制弱酸来判断。如H2CO3的Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,苯酚(C6H5OH)的Ka=1.3×10-10,向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论少量还是过量,其化学方程式均为 　 　。  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。 如将0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释,==,稀释时,c(H+)　　　　,Ka　　　　,则　　　　。(填“增大”“减小”或“不变”)  2.电离度(教材拓展) (1)概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时,　　　　　　　　　　　　　占原电解质总数的百分比。  (2)表达式 α=　 ×100%,也可表示为α=　 ×100%。  (3)影响因素 ①浓度 相同温度下,同一弱电解质,浓度越大,其电离度(α)越　　　　。  ②温度 相同浓度下,同一弱电解质,温度越高,其电离度(α)越　　　　。  (4)意义 衡量弱电解质的电离程度,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　　　　。  【对点自测】 判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”) (1)当弱电解质的浓度增大时,电离度增大 (　) (2)在0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,升高温度,电离度增大 (　) (3)[2023·天津卷] 磷酸第二步电离平衡的平衡常数表达式为K= (　) (4)[2024·北京卷] 依据一元弱酸的Ka,可推断它们同温度同浓度稀溶液的pH大小 (　) (5)[2022·浙江卷] 0.010 mol·L-1、0.10 mol·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2,则α1<α2 (　) (6)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大 (　) 题组一　电离平衡常数及应用 1.[2025·湖南部分重点校联考] 已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表: 弱酸 HX HY H2CO3 电离平 衡常数 7.8×10-9 3.7×10-15 K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11 下列推断正确的是 (　) A.HX、HY两种弱酸的酸性:HX>HY B.相同条件下溶液的碱性:NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3 C.向Na2CO3溶液中加入足量HY,反应的离子方程式:HY+CHC+Y- D.HX和HY酸性相同,都比H2CO3弱 2.[2025·湖南衡阳三校联考] 常温下,下列有关电解质溶液的说法正确的是 (　) A.加水稀释0.1 mol·L-1氨水,溶液中c(H+)·c(OH-)和均保持不变 B.向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa,溶液中的值增大 C.等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合:< D.将浓度为0.1 mol·L-1 HF溶液加水不断稀释过程中,电离平衡常数Ka(HF)保持不变,始终增大 方法技巧 电离平衡常数与酸(碱)性强弱的关系 题组二　电离平衡常数及相关计算 3.[教材改编题] 25 ℃时,三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10。已知下列反应可以发生:①NaCN+HNO2HCN+NaNO2;②NaCN+HFHCN+NaF;③NaNO2+HFHNO2+NaF。由此判断,下列有关叙述中不正确的是 (　) A.Ka(HF)=6.3×10-4,Ka(HNO2)=6.2×10-10 B.电离常数:Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN) C.反应HNO2+NaFNaNO2+HF不能发生 D.该温度下,0.1 mol·L-1HF溶液中c(H+)≈8×10-3 mol·L-1 4.(1)[2023·海南卷节选] 298 K时,H3PO4(aq)+KCl(aq)KH2PO4(aq)+HCl(aq)的平衡常数K= 　　　　(已知H3PO4的Ka1=6.9×10-3)。  (2)[2023·山东卷节选] T1温度下,HCOOH电离平衡常数为Ka,当HCOOH平衡浓度为x mol·L-1时,H+浓度为　　　　 mol·L-1。  (3)25 ℃时,在2.0×10-3 mol·L-1的HF水溶液中,调节溶液pH(忽略调节时溶液体积的变化),测得平衡体系中c(F-)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示。 则25 ℃时,HF的电离平衡常数Ka(HF)=　　　　　　　　　　　　 　　(列式求值)。  经典真题·明考向 1.[2022·福建卷] 探究醋酸浓度与电离度(α)关系的步骤如下,与相关步骤对应的操作或叙述正确的是(　) 步骤 操作或叙述 A 　Ⅰ.用NaOH标准溶液标定醋酸溶液浓度 　滴定时应始终注视滴定管中的液面 B 　Ⅱ.用标定后的溶液配制不同浓度的醋酸溶液 　应使用干燥的容量瓶 C 　Ⅲ.测定步骤Ⅱ中所得溶液的pH 　应在相同温度下测定 D 　Ⅳ.计算不同浓度溶液中醋酸的电离度 　计算式为α=×100% 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 3.[2023·浙江卷] 甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐,通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N,R为烷基)因静电作用被吸附回收,其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸Ka=1.8×10-4),下列说法不正确的是 (　) A.活性成分R3N在水中存在平衡:R3N+H2OR3NH++OH- B.pH=5的废水中c(HCOO-)∶c(HCOOH)=18 C.废水初始pH<2.4,随pH下降,甲酸的电离被抑制,与R3NH+作用的HCOO-数目减少 D.废水初始pH>5,离子交换树脂活性成分主要以R3NH+形态存在 4.[2024·全国新课标卷] 常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中,分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如:δ(CH2ClCOO-)=] 下列叙述正确的是 (　) A.曲线M表示δ(CHCl2COO-)~pH的变化关系 B.若酸的初始浓度为0.10 mol·L-1,则a点对应的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-) C.CH2ClCOOH的电离常数Ka=10-1.3 D.pH=2.08时,= 学科网（北京）股份有限公司 $