第九章 第41讲 电离平衡-【优学精研】2026年高考化学一轮总复习教用word

该高中化学高考复习讲义聚焦电离平衡核心考点，涵盖弱电解质电离平衡及影响因素、电离平衡常数及应用，按“内因-外因”“理论-实例”逻辑架构知识体系，通过考点梳理（如影响因素表格归纳）、方法指导（如弱电解质判断四维度）、真题训练（高考题深度解析）等环节，帮助学生构建系统认知，突破电离平衡移动、常数计算等难点。 讲义突出科学思维与科学探究能力培养，创新设计“四维度判断弱电解质”“稀释曲线图像分析”等教学活动，通过单一溶液、混合溶液、图像计算分层突破电离常数计算，配合基础巩固、能力提升、综合应用三级练习，确保复习高效。既助力学生形成“结构决定性质”的化学观念，又为教师提供精准复习节奏把控方案，提升学生应考能力。

第41讲　电离平衡 课标要求 1.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，如酸碱性、导电性等。 2.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。 3.能运用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。 考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素 1.弱电解质电离平衡的影响因素 （1）内因：弱电解质本身的性质——决定因素。 （2）外因 外界条件 电离平衡 移动方向 电离程度 变化 温度 升高温度 向右移动 增大 浓度 加水稀释 向右移动 增大 同离子效应 向左移动 减小 加入能与之反应的物质 向右移动 增大 2.实例 （1）0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。 ①加水稀释，上述平衡向　右　（填“左”或“右”，下同）移动，c（H＋）　减小　（填“增大”或“减小”，下同），溶液的导电能力　减弱　（填“增强”或“减弱”，下同）。 ②加入CH3COONa固体，上述平衡向　左　移动，c（H＋）　减小　，溶液的导电能力　增强　。 ③加入NaOH溶液，上述平衡向　右　移动，c（H＋）　减小　，溶液的导电能力　增强　。 ④升高温度，上述平衡向　右　移动，c（H＋）　增大　，溶液的导电能力　增强　。 （2）常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”回答下列问题。 A.c（CH3COO－）：①　＜　②。 B.CH3COOH的电离程度：①　＞　②。 C.与相同浓度的NaOH溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积：①　＝　②。 一 弱电解质的电离及溶液的导电能力 1.下列对氨水中存在的电离平衡NH3·H2ON＋OH－的叙述正确的是（　　） A.加水后，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，电离平衡正向移动 D.加入少量NH4Cl固体，溶液中c（N）减小 解析：A　向氨水中加水，能促进NH3·H2O的电离，溶液中n（OH－）增大，A项正确；向氨水中加入少量浓盐酸，H＋与OH－反应导致溶液中c（OH－）减小，B项错误；加入浓NaOH溶液会导致NH3·H2O的电离平衡逆向移动，C项错误；向氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液中c（N）增大，D项错误。 2.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是（　　） A.a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜b B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b C.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D.a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b 解析：C　湿润pH试纸，相当于加水稀释，从题图来看，导电能力增强，c（H＋）增大，pH减小。 二 弱电解质的多维度判断 3.能证明蚁酸（HCOOH）是弱酸的实验事实是（　　） A.HCOOH溶液与Zn反应放出H2 B.0.1 mol·L－1HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红 C.HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D.常温时0.1 mol·L－1HCOOH溶液的pH＝2.3 解析：D　A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；D项，0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，正确。 判断弱电解质（HA）的四个维度 　　维度一　利用弱电解质不能完全电离判断 常温下配制0.1 mol·L－1的HA溶液，测其pH，若pH＞1，则证明HA是弱酸。 维度二　利用弱电解质形成的盐是否水解判断 常温下，测NaA溶液的pH，若pH＞7，则说明A－发生水解，即HA为弱酸。 维度三　利用弱电解质加水稀释时溶液离子浓度的变化判断 常温下，将1 mL pH＝2的HA溶液加水稀释至100 mL，若溶液的pH＜4，则证明HA为弱酸。 维度四　利用弱电解质溶液中电离平衡移动判断 常温下向0.1 mol·L－1的HA溶液中滴入1～2滴石蕊试液，溶液呈红色，加入一定量的NaA固体，若溶液红色变浅，说明HA的电离平衡逆向移动，则证明HA是弱酸。（注意：不能用NaA的溶液代替NaA固体） 三 一元强酸（碱）与一元弱酸（碱）的比较 4.某温度下，等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c（H＋）随溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是（　　） A.曲线Ⅰ表示稀释时醋酸溶液中c（H＋）的变化 B.a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度 C.b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强 D.稀释过程中，醋酸溶液中减小 解析：C　等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液稀释相同倍数时，盐酸中c（H＋）变化较大，故曲线Ⅰ表示盐酸稀释时c（H＋）的变化，曲线Ⅱ表示醋酸溶液稀释时c（H＋）的变化，A错误；醋酸是弱酸，盐酸是强酸，等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液中酸的浓度：醋酸＞盐酸，稀释相同倍数时酸的浓度：醋酸＞盐酸，即a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，B错误；阴、阳离子所带电荷相同时，溶液导电能力与离子浓度成正比，两溶液中c（H＋）：b＞c，则溶液导电能力：b＞c，C正确；稀释促进醋酸的电离，溶液中n（H＋）增大，n（CH3COOH）减小，则醋酸稀释过程中，＝，比值增大或Ka＝，＝，加水稀释过程中，Ka不变，c（CH3COO－）减小，增大，D错误。 一元强酸（HCl）与一元弱酸（CH3COOH）稀释图像比较 　　（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸溶液 加水稀释相同的倍数，醋酸溶液的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的盐酸、醋酸溶液 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸溶液加入的水多 考点二　电离平衡常数及应用 1.电离平衡常数表达式 （1）一元弱酸或弱碱 一元弱酸（HA） 一元弱碱（BOH） 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋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 H2CO3H＋＋HC HCH＋＋C 电离常数表达式 Ka1＝　　 Ka2＝　　 电离常数关系 Ka1　＞　（填“＞”或“＜”）Ka2 2.电离平衡常数的影响因素 （1）内因：相同温度下，电解质越弱，其电离平衡常数　越小　，反之，电离平衡常数　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　。 3.电离平衡常数的意义 （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平衡常数的大小关系是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。 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分子总数的百分比。 （2）表示方法 α＝×100％，也可表示为α＝×100％。 如一元弱酸HA，c（H＋）＝c0（HA）·α。 （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　。 　判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。（　×　） （2）相同温度时电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。（　√　） （3）常温下向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离常数减小。（　×　） （4）向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，先增大再减小。（　×　） （5）电离常数大的酸溶液中c（H＋）一定比电离常数小的酸溶液中的c（H＋）大。（　×　） 一 电离常数及应用 1.已知：常温下，Ka（HF）＝6.3×10－4、Ka（HCN）＝6.2×10－10。下列说法正确的是（　　） A.同pH的HF溶液和HCN溶液，溶质的物质的量浓度：c（HF）＞c（HCN） B.同物质的量浓度的HF溶液和HCN溶液，溶液pH：HF＞HCN C.向NaCN溶液中滴加HF溶液，反应的离子方程式为CN－＋HFHCN＋F－ D.将NaF溶液和HCN溶液混合，反应的离子方程式为F－＋HCNHF＋CN－ 解析：C　由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，氢氟酸在溶液中的电离程度大于氢氰酸，则pH相同的氢氟酸溶液的浓度小于氢氰酸溶液，A错误；氢氟酸的酸性强于氢氰酸，则浓度相同的氢氟酸溶液中的氢离子浓度大于氢氰酸溶液，HF溶液的pH小于氢氰酸溶液，B错误；由较强酸制较弱酸的原理可知，氰酸钠溶液能与氢氟酸溶液反应生成氟化钠和氢氰酸，反应的离子方程式为CN－＋HFHCN＋F－，C正确；由较强酸制较弱酸的原理可知，氢氰酸溶液与氟化钠溶液不能反应生成氢氟酸和氰酸钠，D错误。 2.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； （2）不变； （3）不变。 解析：（3）将该式变为＝，温度不变，故该比值不变。 判断溶液中微粒浓度比值的常用方法 　　（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（1），假设无限稀释，c（CH3COO－）趋近于0，c（H＋）趋近于10－7mol·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。 二 电离常数的相关计算 3.（单一溶液）已知常温下，0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH＝11，则NH3·H2O的电离常数Kb＝10－5。 解析：NH3·H2ON＋OH－，溶液中c（N）≈c（OH－）＝10－3 mol·L－1，Kb＝＝≈10－5。 4.（混合溶液）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）。 解析：由电荷守恒有c（Na＋）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－）＋c（CH3COO－），由元素守恒有c（Na＋）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－），溶液呈中性，所以c（CH3COOH）＝c（Cl－）。 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 　　　　　　－　　　10－7 Ka＝＝。 5.（利用图像计算）已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2＋H＋　Ka1，HC2C2＋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、C2三种微粒的物质的量分数（δ）与溶液pH的关系如图所示。 则常温下：（1）Ka1＝10－1.2。 （2）Ka2＝10－4.2。 （3）pH＝2.7时，溶液中＝1 000。 解析：（1）由题给图像可知pH＝1.2时，c（HC2）＝c（H2C2O4），则Ka1＝10－1.2。（2）pH＝4.2时，c（HC2）＝c（C2），则Ka2＝10－4.2。（3）由电离常数表达式可知，＝＝＝1 000。 1.判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）（2024·吉林高考）用柠檬酸去除水垢：柠檬酸酸性强于碳酸。（　√　） （2）（2023·天津高考）磷酸第二步电离平衡常数表达式为Ka2＝。（　×　） （3）（2023·天津高考）已知pKa＝－lg Ka，则25 ℃时pKa的大小：CHF2COOH＜CH2FCOOH。（　√　） （4）（2023·广东高考）1 mol·L－1的NaCl溶液导电性比同浓度醋酸强的原因是NaCl溶液的pH比醋酸的高。（　×　） 2.（2024·上海高考34题节选）已知H2CO3的Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Ksp（CaCO3）＝2.8×10－9。c（H＋）＝8.4×10－9 mol·L－1，c（HC）＝1×10－4 mol·L－1时，c（H2CO3）为2.0×10－6 mol·L－1。 解析：Ka1＝，代入数据计算得c（H2CO3）＝2.0×10－6 mol·L－1。 3.（2023·山东高考20题节选）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。 解析：HCOOHHCOO－＋H＋，设平衡时c（H＋）＝a mol·L－1，则Ka＝＝，a＝。 4.（2024·广东高考19题节选）在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX（X为A或B）在某非水溶剂中的Ka。 a.选择合适的指示剂HIn，Ka（HIn）＝3.6×10－20；其钾盐为KIn。 b.向KIn溶液中加入HX，发生反应：In－＋HXX－＋HIn。KIn起始的物质的量为n0（KIn），加入HX的物质的量为n（HX），平衡时，测得随的变化曲线如图。 已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。 （1）计算Ka（HA）。（写出计算过程，结果保留两位有效数字） 答案：由图可知，当＝1.0时，＝3.0，设起始时c（KIn）＝c（HA）＝c mol·L－1，达到平衡时HA转化的浓度为x mol·L－1，列三段式： 　　　　　　　　　　In－＋HAA－＋HIn 起始浓度/（mol·L－1） c c 0 0 转化浓度/（mol·L－1） x x x x 平衡浓度/（mol·L－1） c－x c－x x x 则＝3.0，解得x＝0.25c，该反应的平衡常数K1＝＝＝，代入数据得K1＝＝＝，故Ka（HA）＝Ka（HIn）＝4.0×10－21　 （2）在该溶剂中，Ka（HB）＞Ka（HA）；Ka（HB）＞Ka（HIn）。（填“＞”“＜”或“＝”） 解析：根据图像可知，当＝1.0时，＜1.0，设起始时KIn、HB的浓度均为c mol·L－1，达到平衡时HB转化的浓度为y mol·L－1，列三段式： 　　　　　　　　　　　In－＋HBB－＋HIn 起始浓度/（mol·L－1） c c 0 0 转化浓度/（mol·L－1） y y y y 平衡浓度/（mol·L－1） c－y c－y y y 则＜1.0，y＞0.5c，K2＝＝＝，y＞0.5c，c－y＜0.5c，代入数据得K2＝＞1，即Ka（HB）＞Ka（HIn），结合Ka（HA）＝Ka（HIn），知Ka（HB）＞Ka（HA）。 一、选择题（本题包括12小题，每小题只有一个选项符合题意） 1.室温下，关于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↑ 解析：C　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，B错误；根据元素守恒，n（CH3COO－）＋n（CH3COOH）＝0.1 mol，C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据较强酸制取较弱酸，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，在离子反应中不能拆写，D错误。 2.氢氰酸（HCN）是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：HCNH＋＋CN－，常温下电离常数为Ka。下列说法正确的是（　　） A.0.1 mol·L－1HCN溶液的pH＜1 B.增大HCN溶液浓度，其电离程度减小 C.升高HCN溶液温度，平衡逆向移动 D.加入少量NaOH溶液，会使Ka增大 解析：B　氢氰酸（HCN）是一种弱酸，在水溶液中部分电离，因此0.1 mol·L－1HCN溶液中c（H＋）＜0.1 mol·L－1，pH＞1，A错误；氢氰酸为弱电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，B正确；弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，C错误；加入少量NaOH溶液，电离平衡正向移动，但溶液的温度不变，电离平衡常数不变，D错误。 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 解析：A　滴加紫色石蕊溶液，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－1 NaOH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.稀氨水中存在着平衡：NH3·H2ON＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c（OH－）增大，应加入适量的（　　） ①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤MgSO4固体 A.①②③ B.③⑤ C.③ D.③④ 解析：C　加入NH4Cl固体，c（N）增大，平衡逆向移动，c（OH－）减小，①不符合题意；加入硫酸，氢离子消耗氢氧根离子，平衡正向移动，②不符合题意；加入NaOH固体，c（OH－）增大，平衡逆向移动，③符合题意；加水，平衡正向移动，c（OH－）减小，④不符合题意；加MgSO4固体，镁离子会消耗氢氧根离子生成沉淀，平衡正向移动，c（OH－）减小，⑤不符合题意。 5.下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，下列有关叙述正确的是（　　） A.因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2 B.若V1＞V2，则证明HA为强酸，HB为弱酸 C.若实验①中，V＝V1，则混合溶液中c（Na＋）＝c（A－） D.实验②的混合溶液，pH一定等于7 解析：C　因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相对大小，A错误；若V1＞V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法证明HA是强酸，B错误；若实验①中，V＝V1，则HA的物质的量浓度也为0.01 mol·L－1，HA溶液的pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合溶液中c（Na＋）＝c（A－），C正确；恰好完全中和后实验②的混合溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，D错误。 6.常温下，CH3COOH、HCOOH（甲酸）的电离常数分别为1.7×10－5、1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH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与NaOH发生反应的离子方程式为H＋＋OH－H2O D.将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，其电离常数保持不变 解析：D　由电离常数可知，等浓度的甲酸的电离程度大于乙酸，甲酸溶液中氢离子浓度大于乙酸溶液，A错误；甲酸与乙酸的浓度相同、体积相同，则物质的量相同，与过量的镁反应，酸完全反应，根据原子守恒，产生的氢气的量相同，B错误；甲酸溶液与氢氧化钠溶液反应生成甲酸钠和水，反应的离子方程式为HCOOH＋OH－HCOO－＋H2O，C错误；温度不变，电离常数不变，则稀释过程中，乙酸的电离常数保持不变，D正确。 7.H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是（　　） 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 解析：C　向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO23S↓＋2H2O，平衡向左移动，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3的酸性比氢硫酸强，因此溶液pH减小，B错误；滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl22HCl＋S↓，反应生成的HCl为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C正确；加入少量CuSO4固体，发生反应：CuSO4＋H2SCuS↓＋H2SO4，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。 8.以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数： CH3COOH H2S HClO Ka＝1.8×10－5 Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 Ka＝4.69×10－11 下列说法正确的是（　　） A.可发生反应：H2S＋2ClO－S2－＋2HClO B.CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHS C.等物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH D.Na2S、NaClO、CH3COONa中，结合质子能力最强的是NaClO 解析：C　次氯酸根离子具有强氧化性，与H2S反应时发生的是氧化还原反应，H2S被氧化成硫单质，A错误；根据电离平衡常数可知酸性强弱为CH3COOH＞H2S，所以当少量醋酸与Na2S溶液反应时会生成NaHS，B错误；根据电离平衡常数可知酸性强弱为CH3COOH＞H2S＞HClO＞HS－，所以等物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH，酸越弱则对应的酸根离子结合质子的能力越强，结合质子能力：CH3COO－＜HS－＜ClO－＜S2－，结合质子能力最强的是Na2S，C正确，D错误。 9.硼酸（H3BO3）的电离方程式为H3BO3＋H2OB（OH＋H＋。已知常温下，Ka（H3BO3）＝5.4×10－10、Ka（CH3COOH）＝1.75×10－5。下列说法错误的是（　　） A.H3BO3为一元酸 B.0.01 mol·L－1H3BO3溶液的pH≈6 C.常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa＞NaB（OH）4 D.NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液 解析：C　根据题意可知H3BO3只存在一步电离，所以H3BO3为一元酸，A正确；设0.01 mol·L－1H3BO3溶液中c（H＋）＝x mol·L－1，则c[B（OH]也认为近似等于x mol·L－1，则有Ka（H3BO3）＝＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6，所以pH≈6，B正确；Ka（H3BO3）＜Ka（CH3COOH），所以B（OH的水解程度更大，浓度相同时硼酸钠溶液的碱性更强，则等浓度溶液的pH：CH3COONa＜NaB（OH）4，C错误。 10.电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是（　　） A.①溶液中c（H＋）为0.200 mol·L－1 B.溶液温度高低为①＞③＞② C.③点溶液有c（Cl－）＞c（CH3COO－） D.③点后因离子数目减少使电导率略减小 解析：C　醋酸为弱电解质，①点溶液c（H＋）＜0.200 mol·L－1，A错误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，B错误；③点时恰好完全反应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c（Cl－）＞c（CH3COO－），C正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，D错误。 11.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示。据此分析，下列说法不正确的是（　　） A.曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2 B.常温下，0.1 mol·L－1NaHC2O4溶液显酸性 C.常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2＝10－4.30 D.pH从1.30～4.30时，先增大后减小 解析：D　随着pH的增大，草酸分子的浓度逐渐减小，草酸氢根离子的浓度逐渐增大，pH继续升高，草酸氢根离子的浓度又逐渐减小，而草酸根离子的浓度逐渐增大，因此曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2，A正确；根据题给图像可知当草酸氢根离子和草酸根离子浓度相等时，pH＝4.30，所以草酸的第二步电离平衡常数Ka2＝＝10－4.30，C正确；根据题给图像可知pH从1.30～4.30时，逐渐减小，D项错误。 12.肼（N2H4）又称联氨，为二元弱碱，在水中的电离与氨类似。已知常温下，N2H4的第一步电离平衡：N2H4＋H2ON2＋OH－，Kb1＝8.7×10－7。下列说法错误的是（　　） A.N2H4的水溶液中存在：c（N2）＋2c（N2）＋c（H＋）＝c（OH－） B.反应 N2H4＋H＋N2的平衡常数K＝8.7×107 C.联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H5HSO4 D.向N2H4的水溶液中加水，不变 解析：C　根据电荷守恒可知在N2H4的水溶液中存在：c（N2）＋2c（N2）＋c（H＋）＝c（OH－），A正确；反应 N2H4＋H＋N2的平衡常数K＝＝ ＝＝＝8.7×107，B正确；联氨是二元弱碱，其与硫酸形成酸式盐的化学式为（N2H6）（HSO4）2，C错误；温度不变，电离平衡常数不变，加水稀释N2H4的水溶液，＝·＝·＝，温度不变，不变，D正确。 二、非选择题（本题包括2小题） 13.某一元弱酸（用HA表示）在水中的电离方程式是HAH＋＋A－，回答下列问题： （1）向溶液中加入适量NaA固体，以上平衡将向逆（填“正”或“逆”）反应方向移动，理由是c（A－）增大，平衡向c（A－）减小的方向移动，即逆向移动。 （2）若向溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向正（填“正”或“逆”）反应方向移动，溶液中c（A－）将减小（填“增大”“减小”或“不变”，下同），溶液中c（OH－）将增大。 （3）HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。 HA的电离常数Ka＝10－4.7。 （4）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－），则溶液显中（填“酸”“碱”或“中”）性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝（忽略混合溶液的体积变化）。 解析：（3）由题图可知，当c（A－）＝c（HA）时，pH＝4.7，c（H＋）＝10－4.7 mol·L－1，Ka＝＝c（H＋）＝10－4.7。（4）溶液中存在电荷守恒：c（H＋）＋c（N）＝c（Cl－）＋c（OH－），已知c（N）＝c（Cl－），故c（H＋）＝c（OH－），溶液显中性；电离常数只与温度有关，NH3·H2O的电离常数Kb＝＝＝。 14.磷能形成次磷酸（H3PO2）、亚磷酸（H3PO3）等多种含氧酸。 （1）次磷酸（H3PO2）是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1H3PO2溶液与20 mL 1 mol·L－1NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题： ①NaH2PO2属于正盐（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＝2。 ③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：方案一：测NaH2PO2溶液的pH，若pH＞7，则证明次磷酸为弱酸；方案二：向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。 （2）亚磷酸（H3PO3）是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1 H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为1×10－3（Ka2＝2×10－7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计）。 （3）亚磷酸的结构式为（结构式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供），含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有1个“O—H”。 （4）向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH＞（填“＞”“＜”或“＝”）7。 解析：（1）①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电离出的氢离子，因而NaH2PO2是正盐。②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1。 　　　　　　　　　H3PO2H＋＋H2P 初始/（mol·L－1）　　0.02　　0　　　0 平衡/（mol·L－1） 0.02－x x x Ka（H3PO2）＝＝1×1[注意由于Ka（H3PO2）比较大，不能近似计算]，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。（2）忽略H3PO3的第二步电离和水的电离，则溶液中c（H2P）≈c（H＋）＝1×10－2 mol·L－1，c（H3PO3）＝（0.11－1×10－2）mol·L－1＝0.1 mol·L－1，H3PO3的电离平衡常数Ka1＝≈＝1×10－3。（4）Na2HPO3溶液中，HP水解，溶液呈碱性。 13 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $