第十二章 第46讲 弱电解质的电离平衡【精讲精练】-2027届高三化学一轮复习讲义●专题突破（新高考通）

该高中化学讲义围绕弱电解质电离平衡高考核心考点，整合电离平衡建立与影响因素、电离常数应用等高频内容，按考向预测-双基自测-考点突破-真题训练逻辑架构知识。通过表格梳理外因对平衡的影响，方法指导（如证明弱电解质三角度）和真题演练，帮助学生系统构建知识网络，突破难点。 讲义采用五维复习模式，突出科学思维与探究能力培养，如设计冰醋酸稀释导电实验分析电离程度，通过电离常数比较推导离子方程式。限时训练分层设计，配合即时反馈，确保高效复习，助力学生提升应考能力，为教师把控复习节奏提供清晰指导。

第十二章　水溶液中的离子反应与平衡 第46讲　弱电解质的电离平衡 【高考考向预测】 弱电解质部分电离，建立可逆电离平衡，浓度、温度、同离子效应等条件会影响电离程度，可借助电离常数判断酸性强弱、计算离子浓度；近三年是水溶液模块必考内容，选择填空高频出题；预测2027 年侧重电离平衡移动判断、常数运算，结合稀释、中和场景分析粒子浓度变化，联动盐类水解综合考查。 【双基自测●明考向】 1.强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(　　) 2.一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B++OH-(　　) 3.Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同(　　) 4.电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小(　　) 5.25 ℃时，0.1 mol·L-1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小(　　) 6.弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(　　) 7.常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强(　　) 8.室温下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀释后，溶液中不变(　　) 【考点突破●明方向】 考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡的建立 (1)弱电解质的电离是吸热过程。 (2)电离平衡建立的过程： 2.影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质本身的性质。 (2)外因 ①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 ②温度：温度越高，电离程度越大。 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移动。 ④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。 [应用举例] 以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)⥫⥬CH3COO-(aq)+H+(aq)　ΔH>0的影响，完成下表： 改变条件 平衡移动方向 n(H+) c(H+) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 【考点突破●明方向】 考向一、证明弱电解质的方法 1.下列事实能证明HA是弱酸的是(　　) ①0.1 mol·L-1 HA溶液中通入HCl气体，c(A-)减小 ②常温下，0.1 mol·L-1 HA溶液中：c(H+)<0.1 mol·L-1 ③0.1 mol·L-1 HA溶液可以使石蕊溶液变红 ④相同温度下，0.1 mol·L-1 HA溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 HCl溶液弱 A.①② B.①③ C.①②④ D.②③④ 2.(2026·大连阶段性考试)已知次磷酸(H3PO2)为一元酸，欲证明它是弱电解质，下列操作方法不正确的是(　　) A.用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性能实验，比较灯泡的亮度 B.用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液，比较消耗碱液的体积 C.加热滴有酚酞试剂的NaH2PO2溶液，溶液颜色变深 D.常温下，稀释0.1 mol·L-1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得pH在4~5之间 判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解。 考向二、外因对电离平衡的影响与结果分析 3.(2025·长春六中一模)在一定温度下，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。下列说法不正确的是(　　) A.a、b、c三点对应的溶液中，c(H+)最大的是b B.向b点对应的溶液中加少量Na2CO3固体(温度变化忽略不计)，可使体系中c(CH3COO-)增大 C.在b→c过程中，减小 D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积的大小关系为a=b=c 4.(溯源教材人教选择性必修1 P61)在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L-1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B.任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D.1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 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HA：HA⥫⥬H++A-，电离平衡常数Ka= 。 (2)一元弱碱BOH：BOH⥫⥬B++OH-，电离平衡常数Kb= 。 (3)二元弱酸(以碳酸为例) H2CO3⥫⥬H++HC，Ka1=； HC⥫⥬H++C，Ka2=。 2.电离常数的意义 (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。 3.电离常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大。 (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。 【考点突破●明方向】 考向一、依据电离常数比较弱酸(或碱)的相对强弱 1.部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka=4.0×10-8 按要求回答下列问题： (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为　　　　。  (2)相同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HC、C、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 　　　　。  考向二、利用Ka书写化学(离子)方程式 2.结合上题中电离常数的数值，按要求完成方程式： (1)往次氯酸钠的溶液中通入少量CO2的离子方程式为　　　 　　　　。  (2)往硫化钠的溶液中通入过量CO2的离子方程式为　　　 　　　　。  (1)已知Ka的相对大小书写方程式的步骤 ①先根据Ka的数据将酸性由强到弱进行排序； ②再根据由强制弱的原理推导产物； ③最后根据量的相对多少检查产物与过量物质能否继续反应，若能继续反应则产物推导错误；若不能继续反应，则产物推导正确。 (2)CO2与盐反应的总结：CO2过量则产物为HC；CO2少量则产物多数情况为C，但CO2与NaClO、Na[B(OH)4]、苯酚钠溶液反应，CO2少量时产物为HC。 考向三、微粒浓度比值判断 3.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)　　　　；  (2)　　　　；  (3)　　　　；  (4)　　　　；  (5)　　　　。  判断溶液中微粒浓度比值的三种方法 (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(3)，假设无限稀释，c(CH3COO-)趋近于0，c(H+)趋于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相乘或相除的关系。 【真题再现●明考向】 1.(2023·天津，11)下表列出25 ℃时不同羧酸的pKa(即-lg Ka)。根据表中的数据推测，结论正确的是(　　) 羧酸 CH3COOH CH2FCOOH CH2ClCOOH CH2BrCOOH pKa 4.76 2.59 2.87 2.90 A.酸性强弱：CH2ICOOH>CH2BrCOOH B.对键合电子的吸引能力强弱：F<Cl<Br C.25 ℃时的pKa大小：CHF2COOH<CH2FCOOH D.25 ℃时0.1 mol·L-1溶液的碱性强弱：CH3COONa<CH2ClCOONa 2.(2025·全国卷，13)HF总浓度c总(HF)为0.100 0 mol·L-1的水溶液中存在平衡：HFH++F-、HF+F-H。溶液中c(HF)、c(H)、c(F-)与pH关系如图所示。下列叙述正确的是(　　) A.M、N分别为c(HF)~pH、c(H)~pH关系曲线 B.K1=≈7×10-4，K2=≈5 C.溶液中c总(HF)=c(F-)+c(HF)+c(H) D.pH=1的溶液中c(H+)=c(F-)+c(H)+c(OH-) 3.(2025·海南，14改编)溶液电导率()的高低间接体现了电解质溶液中导电粒子的有效浓度。303 K下，硫酸质量分数与其电导率关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A.液态纯H2SO4存在平衡：2H2SO4⥫⥬H3S+HS B.因为(a)=(b)，所以pH(a)=pH(b) C.电导率最大值对应浓度是构建铅酸蓄电池的重要依据 D.在一定质量分数区间(15%~20%)，硫酸电离度随质量分数增加而减小 【限时训练】 （40分钟） (1~12题，每小题7分) 1.(2025·吉林延吉二中高三期中)在已达到电离平衡的0.1 mol·L-1的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的pH降低，应采取的措施是(　　) A.加少量氯化钠溶液 B.加热 C.加少量0.1 mol·L-1的稀硫酸 D.加少量醋酸钠晶体 2.(2022·湖北，12)根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2+NH3===N+N2H4，N2H4+CH3COOH===N2+CH3COO-，下列酸性强弱顺序正确的是(　　) A.N2>N2H4>N B.N2>CH3 C.NH3>N2H4>CH3COO- D.CH3COOH>N2 3.(2020·北京，11)室温下，对于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↑ 4.(2025·辽宁东港一中高三期中)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0.1 mol·L-1CH3COOH溶液、0.1 mol·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 5.指示剂(HIn)在溶液中存在如下平衡：HIn(红色)⥫⥬H++In-(蓝色)。已知：K为HIn的电离平衡常数，pK=-lg K。下列有关HIn溶液的说法正确的是(　　) A.常温下，向氨水中滴加HIn，溶液变红 B.常温下，向盐酸中滴加HIn，上述平衡向右移动 C.用电导仪测得其导电能力比同浓度的盐酸导电能力强 D.当溶液中c(HIn)=c(In-)时，HIn溶液的pH=pK 6.已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如表。则下列有关说法正确的是(　　) 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1.75×10-5 6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(CH3COOH)>pH(H2CO3)>pH(HCN) B.冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小 C.NaCN中通入少量CO2发生的化学反应为NaCN+CO2+H2O===HCN+NaHCO3 D.稀释HCN溶液过程中，减小 7.(2026·天津南开模拟)室温下，对于1 L 0.1 mol·L-1的氨水，下列说法正确的是(　　) A.该溶液中的物质的量为0.1 mol B.c(OH-)=c(NH3·H2O)+c()+c(H+) C.溶液中加入少量水，减小 D.滴加HCl溶液过程中，n(NH3·H2O)与n()之和始终为0.1 mol 8.一定温度下，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 9.为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验方案。其中不合理的是(　　) A.室温下，测0.1 mol·L-1 HX溶液的c(H+)，若c(H+)<0.1 mol·L-1，证明HX是弱酸 B.向HX的溶液中加入NaX固体，c(H+)减小，证明HX是弱酸 C.HX与Na2SO3溶液反应，可以得到H2SO3，证明HX是弱酸 D.在相同条件下，对0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸 10.硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3+H2O⥫⥬[B(OH)4]-+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-1 H3BO3溶液的pH≈6 C.常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa>Na[B(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 11.运用电离平衡常数判断，下列可以发生的反应是(　　) 酸 电离平衡常数(25 ℃) 碳酸 Ka1=4.5×10-7　Ka2=4.7×10-11 次溴酸 Ka=2.4×10-9 ①HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3 ②2HBrO+Na2CO3===2NaBrO+H2O+CO2↑ ③HBrO+NaHCO3===NaBrO+H2O+CO2↑ ④NaBrO+CO2+H2O===NaHCO3+HBrO A.①③ B.②④ C.①④ D.②③ 12.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子的分布系数随pH的变化如图所示，已知：分布系数(X)=，X为H2C2O4或HC2或C2。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-1的NaHC2O4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 13.(4分)[2020·天津，16(5)节选]已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH=12时，c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶　　　　∶　　　　。 14.(3分)[2020·全国卷Ⅱ，26(2)]次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)=，X为HClO或ClO-]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka的值为　　　　　　　。 15.(9分)[2024·广东，19(3)]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，某研究小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-+HX⥫⥬X-+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) ②在该溶剂中，Ka(HB)　　　　Ka(HA)；Ka(HB)　　　　Ka(HIn)(填“>”“<”或“=”)。 学科网（北京）股份有限公司 $ 第十二章　水溶液中的离子反应与平衡 第46讲　弱电解质的电离平衡 【高考考向预测】 弱电解质部分电离，建立可逆电离平衡，浓度、温度、同离子效应等条件会影响电离程度，可借助电离常数判断酸性强弱、计算离子浓度；近三年是水溶液模块必考内容，选择填空高频出题；预测2027 年侧重电离平衡移动判断、常数运算，结合稀释、中和场景分析粒子浓度变化，联动盐类水解综合考查。 【双基自测●明考向】 1.强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(　　) 2.一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B++OH-(　　) 3.Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同(　　) 4.电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小(　　) 5.25 ℃时，0.1 mol·L-1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小(　　) 6.弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(　　) 7.常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强(　　) 8.室温下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀释后，溶液中不变(　　) 【答案】1.√　2.×　3.√　4.×　5.× 6.×　7.×　8.√ 【考点突破●明方向】 考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡的建立 (1)弱电解质的电离是吸热过程。 (2)电离平衡建立的过程： 2.影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质本身的性质。 (2)外因 ①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 ②温度：温度越高，电离程度越大。 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移动。 ④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。 [应用举例] 以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)⥫⥬CH3COO-(aq)+H+(aq)　ΔH>0的影响，完成下表： 改变条件 平衡移动方向 n(H+) c(H+) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 【考点突破●明方向】 考向一、证明弱电解质的方法 1.下列事实能证明HA是弱酸的是(　　) ①0.1 mol·L-1 HA溶液中通入HCl气体，c(A-)减小 ②常温下，0.1 mol·L-1 HA溶液中：c(H+)<0.1 mol·L-1 ③0.1 mol·L-1 HA溶液可以使石蕊溶液变红 ④相同温度下，0.1 mol·L-1 HA溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 HCl溶液弱 A.①② B.①③ C.①②④ D.②③④ 【答案】C 【解析】①通入HCl导致c(A-)减小，说明HA存在电离平衡，证明HA为弱酸；②0.1 mol·L-1 HA溶液中c(H+)<0.1 mol·L-1，说明HA未完全电离，是弱酸；③石蕊溶液变红仅说明溶液呈酸性，无法判断酸的强弱；④溶液导电能力弱于同浓度HCl溶液，说明HA电离程度低，是弱酸；故C正确。 2.(2026·大连阶段性考试)已知次磷酸(H3PO2)为一元酸，欲证明它是弱电解质，下列操作方法不正确的是(　　) A.用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性能实验，比较灯泡的亮度 B.用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液，比较消耗碱液的体积 C.加热滴有酚酞试剂的NaH2PO2溶液，溶液颜色变深 D.常温下，稀释0.1 mol·L-1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得pH在4~5之间 【答案】A 【解析】NaCl和NaH2PO2都属于强电解质，在水中都能完全电离，所以用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实验，比较灯泡的亮度，不能证明H3PO2是弱电解质，故A错误；因盐酸为强酸，若滴定时次磷酸溶液消耗NaOH溶液的体积大于等体积、等pH的盐酸消耗的NaOH溶液的体积，则说明次磷酸为弱电解质，B正确；若次磷酸为弱电解质，则NaH2PO2溶液呈碱性，加热促进其水解，滴有酚酞试剂的NaH2PO2溶液颜色变深，C正确；常温下，若次磷酸为一元强酸，则把0.1 mol·L-1次磷酸溶液稀释至原溶液体积的100倍，pH应为3，而测得pH在4~5之间，说明次磷酸没有完全电离，为弱电解质，D正确。 判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解。 考向二、外因对电离平衡的影响与结果分析 3.(2025·长春六中一模)在一定温度下，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。下列说法不正确的是(　　) A.a、b、c三点对应的溶液中，c(H+)最大的是b B.向b点对应的溶液中加少量Na2CO3固体(温度变化忽略不计)，可使体系中c(CH3COO-)增大 C.在b→c过程中，减小 D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积的大小关系为a=b=c 【答案】C 【解析】醋酸溶液的导电能力强弱与溶液中c(H+)和c(CH3COO-)正相关，b点导电能力最强，则b点c(H+)最大，A项正确；醋酸溶液中存在：CH3COOH⥫⥬CH3COO-+H+，向溶液中加入Na2CO3固体，H+被消耗，c(H+)减小，平衡正向移动，c(CH3COO-)增大，B项正确；在b→c过程中，c(H+)减小，电离平衡常数Ka=为定值，则==，c(H+)减小，增大，C项错误；由稀释定律可知，醋酸加水稀释时，溶液中醋酸的物质的量不变，中和能力不变，所以a、b、c三点溶液用等浓度的氢氧化钠溶液中和时，消耗氢氧化钠溶液的体积相同，D项正确。 4.(溯源教材人教选择性必修1 P61)在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L-1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B.任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D.1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 【答案】C 【解析】2 mL 2 mol·L-1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H+)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁反应已接近结束，c(H+)较小，反应速率较小，故B错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，用1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故C正确、D错误。 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HA：HA⥫⥬H++A-，电离平衡常数Ka= 。 (2)一元弱碱BOH：BOH⥫⥬B++OH-，电离平衡常数Kb= 。 (3)二元弱酸(以碳酸为例) H2CO3⥫⥬H++HC，Ka1=； HC⥫⥬H++C，Ka2=。 2.电离常数的意义 (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。 3.电离常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大。 (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。 【考点突破●明方向】 考向一、依据电离常数比较弱酸(或碱)的相对强弱 1.部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka=4.0×10-8 按要求回答下列问题： (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为　　　　。  (2)相同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HC、C、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 　　　　。  【答案】(1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO (2)S2->C>ClO->HS->HC>HCOO- 考向二、利用Ka书写化学(离子)方程式 2.结合上题中电离常数的数值，按要求完成方程式： (1)往次氯酸钠的溶液中通入少量CO2的离子方程式为　　　 　　　　。  (2)往硫化钠的溶液中通入过量CO2的离子方程式为　　　 　　　　。  【答案】(1)ClO-+CO2+H2O===HClO+HC (2)S2-+2CO2+2H2O===H2S+2HC 【解析】(1)根据Ka的相对大小可知，酸性由强到弱的顺序：H2CO3>HClO>HC，根据由强酸制弱酸的原理：CO2(即H2CO3)与ClO-反应可生成HClO，而HC的酸性弱于HClO，所以HC与过量的ClO-无法进一步反应生成C和HClO，所以离子方程式为ClO-+CO2+H2O===HClO+HC。(2)根据Ka的相对大小可知，酸性由强到弱的顺序为H2CO3>H2S>HC>HS-，根据由强酸制弱酸的原理：过量CO2(即H2CO3)与S2-反应可生成H2S，由于CO2过量，在溶液中形成HC，所以离子方程式为S2-+2CO2+2H2O===H2S+2HC。 (1)已知Ka的相对大小书写方程式的步骤 ①先根据Ka的数据将酸性由强到弱进行排序； ②再根据由强制弱的原理推导产物； ③最后根据量的相对多少检查产物与过量物质能否继续反应，若能继续反应则产物推导错误；若不能继续反应，则产物推导正确。 (2)CO2与盐反应的总结：CO2过量则产物为HC；CO2少量则产物多数情况为C，但CO2与NaClO、Na[B(OH)4]、苯酚钠溶液反应，CO2少量时产物为HC。 考向三、微粒浓度比值判断 3.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)　　　　；  (2)　　　　；  (3)　　　　；  (4)　　　　；  (5)　　　　。  【答案】(1)变小　(2)变大　(3)变小　(4)不变　(5)不变 【解析】(1)将该式变为=，Ka为常数，稀释时c(CH3COO-)减小，比值变小，或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(H+)增大，因此其比值变小。 (2)将该式变为=，Ka为常数，稀释时c(H+)减小，比值变大，或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO-)增大，因此其比值变大。 (5)将该式变为=，故其比值不变。 判断溶液中微粒浓度比值的三种方法 (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(3)，假设无限稀释，c(CH3COO-)趋近于0，c(H+)趋于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相乘或相除的关系。 【真题再现●明考向】 1.(2023·天津，11)下表列出25 ℃时不同羧酸的pKa(即-lg Ka)。根据表中的数据推测，结论正确的是(　　) 羧酸 CH3COOH CH2FCOOH CH2ClCOOH CH2BrCOOH pKa 4.76 2.59 2.87 2.90 A.酸性强弱：CH2ICOOH>CH2BrCOOH B.对键合电子的吸引能力强弱：F<Cl<Br C.25 ℃时的pKa大小：CHF2COOH<CH2FCOOH D.25 ℃时0.1 mol·L-1溶液的碱性强弱：CH3COONa<CH2ClCOONa 【答案】C 【解析】根据电负性：F>Cl>Br>I，CH2FCOOH、CH2ClCOOH、CH2BrCOOH的酸性逐渐减弱，则酸性：CH2ICOOH<CH2BrCOOH，A错误；电负性越大，对键合电子的吸引能力越强，故对键合电子的吸引能力强弱：F>Cl>Br，B错误；F是吸电子基团，F原子个数越多，吸电子能力越强，使得羧基中O—H极性越强，更易电离，酸性增强，则25 ℃时的pKa大小：CHF2COOH<CH2FCOOH，C正确；根据pKa知，相同浓度下酸性：CH3COOH<CH2ClCOOH，酸性越强，其对应盐的水解程度越弱，碱性越弱，则相同浓度下碱性：CH2ClCOONa<CH3COONa，D错误。 2.(2025·全国卷，13)HF总浓度c总(HF)为0.100 0 mol·L-1的水溶液中存在平衡：HFH++F-、HF+F-H。溶液中c(HF)、c(H)、c(F-)与pH关系如图所示。下列叙述正确的是(　　) A.M、N分别为c(HF)~pH、c(H)~pH关系曲线 B.K1=≈7×10-4，K2=≈5 C.溶液中c总(HF)=c(F-)+c(HF)+c(H) D.pH=1的溶液中c(H+)=c(F-)+c(H)+c(OH-) 【答案】B 【解析】已知HF溶液中存在的平衡：HFH++F-，当溶液中pH增大时，c(H+)减小，该平衡正向移动，c(HF)减小，对应M曲线，c(H)先增大后减小，所以M、N分别为c(HF)~pH、c(F-)~pH关系曲线，故A项错误；当pH=4时，c(F-)=0.080 0 mol·L-1，c(HF)=0.011 0 mol·L-1，代入可得K1==≈7×10-4，结合K2=，当pH=4时，c(H)=0.004 5 mol·L-1，K2=≈5，故B项正确；根据元素守恒，可知c总(HF)=c(F-)+c(HF)+2c(H)，故C项错误；已知HF总浓度c总(HF)为0.100 0 mol·L-1，其pH>1，在pH=1的溶液中，应该加入了其他酸，根据电荷守恒，可知c(H+)≠c(F-)+c(H)+c(OH-)，故D项错误。 3.(2025·海南，14改编)溶液电导率()的高低间接体现了电解质溶液中导电粒子的有效浓度。303 K下，硫酸质量分数与其电导率关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A.液态纯H2SO4存在平衡：2H2SO4⥫⥬H3S+HS B.因为(a)=(b)，所以pH(a)=pH(b) C.电导率最大值对应浓度是构建铅酸蓄电池的重要依据 D.在一定质量分数区间(15%~20%)，硫酸电离度随质量分数增加而减小 【答案】B 【解析】纯H2SO4即其质量分数达到100%，此时有较小的电导率，即存在一种平衡而形成少量导电粒子，故存在平衡：2H2SO4⥫⥬H3S+HS，A正确；只能表达导电粒子的有效浓度，不能表达导电粒子的种类，pH与氢离子浓度有关，当硫酸的质量分数很大时，倾向于发生A项中的自耦电离形成导电微粒，而质量分数较小时，发生硫酸的完全电离，故电导率的大小与溶液的pH之间没有必然关系，B错误；电导率最大时是硫酸全部电离变为H+和S，此时，形成的铅酸蓄电池能较好工作，故电导率最大值对应浓度是构建铅酸蓄电池的重要依据，C正确；当硫酸质量分数介于15%~20%之间时，电导率虽然始终增大，但增大的速度已经减小(切线斜率减小)，说明在15%~20%质量分数区间，随硫酸质量分数增加，溶液浓度增大，硫酸的电离平衡受到抑制，电离度减小，D正确。 【限时训练】 （40分钟） (1~12题，每小题7分) 1.(2025·吉林延吉二中高三期中)在已达到电离平衡的0.1 mol·L-1的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的pH降低，应采取的措施是(　　) A.加少量氯化钠溶液 B.加热 C.加少量0.1 mol·L-1的稀硫酸 D.加少量醋酸钠晶体 【答案】B 【解析】加氯化钠溶液会稀释溶液，虽然促进电离，但H+浓度降低，pH升高，故A不符合题意；因为弱酸的电离吸热，所以加热使醋酸的电离平衡向右移动，H+浓度增大，pH降低，故B符合题意；加稀硫酸，H+浓度增大，pH降低，但醋酸的电离平衡向左移动，故C不符合题意；加醋酸钠晶体增加CH3COO-浓度，平衡向左移动，抑制电离，H+浓度降低，pH升高，故D不符合题意。 2.(2022·湖北，12)根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2+NH3===N+N2H4，N2H4+CH3COOH===N2+CH3COO-，下列酸性强弱顺序正确的是(　　) A.N2>N2H4>N B.N2>CH3 C.NH3>N2H4>CH3COO- D.CH3COOH>N2 【答案】D 【解析】根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，则反应N2H4+CH3COOH===N2+CH3COO-中，酸性：CH3COOH>N2，反应N2+NH3===N+N2H4中，酸性：N2>，故酸性：CH3COOH>N2。 3.(2020·北京，11)室温下，对于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↑ 【答案】C 【解析】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，使电离平衡逆向移动，抑制醋酸的电离，溶液的c(H+)减小，pH升高，故B错误；根据元素守恒，n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1 mol，故C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸的规律，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，离子方程式中不能拆写，故D错误。 4.(2025·辽宁东港一中高三期中)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0.1 mol·L-1CH3COOH溶液、0.1 mol·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 【解析】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；等体积、等浓度的两溶液分别含CH3COOH、HCOOH的物质的量相等，与过量Mg反应后产生H2的体积相等，B错误；HCOOH为弱酸，与NaOH反应的离子方程式应为HCOOH+OH-===HCOO-+H2O，C错误；=，稀释时Ka不变，故比值保持不变，D正确。 5.指示剂(HIn)在溶液中存在如下平衡：HIn(红色)⥫⥬H++In-(蓝色)。已知：K为HIn的电离平衡常数，pK=-lg K。下列有关HIn溶液的说法正确的是(　　) A.常温下，向氨水中滴加HIn，溶液变红 B.常温下，向盐酸中滴加HIn，上述平衡向右移动 C.用电导仪测得其导电能力比同浓度的盐酸导电能力强 D.当溶液中c(HIn)=c(In-)时，HIn溶液的pH=pK 【答案】D 【解析】常温下，向氨水中滴加HIn，氨水中的氢氧根离子中和HIn电离出的氢离子，电离平衡向右移动，溶液变为蓝色，故A错误；常温下，向盐酸中滴加HIn，盐酸中的氢离子使HIn电离平衡左移，故B错误；盐酸是强酸，在溶液中完全电离，HIn为弱酸，在溶液中部分电离，则同浓度的盐酸中的离子浓度大于HIn溶液，导电性强于HIn溶液，故C错误；由HIn的电离常数Ka=可知，当溶液中c(HIn)=c(In-)时，Ka=c(H+)，所以溶液的pH=pK，故D正确。 6.已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如表。则下列有关说法正确的是(　　) 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1.75×10-5 6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(CH3COOH)>pH(H2CO3)>pH(HCN) B.冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小 C.NaCN中通入少量CO2发生的化学反应为NaCN+CO2+H2O===HCN+NaHCO3 D.稀释HCN溶液过程中，减小 【答案】C 【解析】由电离常数Ka的关系可知，酸性：CH3COOH>H2CO3>HCN，所以应有pH(CH3COOH)<pH(H2CO3)<pH(HCN)，故A错误；冰醋酸中逐滴加水，开始时电离产生的离子浓度增大，导电性增大，但随水的量增大，离子浓度变小，导电性减小，而醋酸的电离程度一直增大，pH先减小后增大，故B错误；由于HCN的电离平衡常数小于碳酸的一级电离平衡常数、大于碳酸的二级电离平衡常数，故NaCN中通入少量CO2发生的化学反应为NaCN+CO2+H2O===HCN+NaHCO3，故C正确；稀释HCN溶液过程中，HCN的电离平衡正向移动，CN-的物质的量增加，HCN的物质的量减小，故增大，故D错误。 7.(2026·天津南开模拟)室温下，对于1 L 0.1 mol·L-1的氨水，下列说法正确的是(　　) A.该溶液中的物质的量为0.1 mol B.c(OH-)=c(NH3·H2O)+c()+c(H+) C.溶液中加入少量水，减小 D.滴加HCl溶液过程中，n(NH3·H2O)与n()之和始终为0.1 mol 【答案】D 【解析】氨水部分电离，该溶液中的物质的量小于0.1 mol，故A错误；溶液中存在电荷守恒：c(OH-)=c()+c(H+)，故B错误；NH3·H2O的电离常数Kb=，加水稀释，溶液的碱性减弱，c(OH-)减小，但温度不变，电离常数不变，则溶液中=增大，故C错误；根据元素守恒，n(NH3·H2O)+n()=0.1 mol，故D正确。 8.一定温度下，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 【答案】C 【解析】A项，由导电能力知c(H+)：b>a>c，故pH：c>a>b；B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力增强，c(H+)增大，测得pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗NaOH溶液体积相同。 9.为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验方案。其中不合理的是(　　) A.室温下，测0.1 mol·L-1 HX溶液的c(H+)，若c(H+)<0.1 mol·L-1，证明HX是弱酸 B.向HX的溶液中加入NaX固体，c(H+)减小，证明HX是弱酸 C.HX与Na2SO3溶液反应，可以得到H2SO3，证明HX是弱酸 D.在相同条件下，对0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸 【答案】C 【解析】常温下，测0.1 mol·L-1 HX溶液的c(H+)，若c(H+)<0.1 mol·L-1，说明HX在水溶液里部分电离，则证明HX是弱酸，故A不符合题意；向HX的溶液中加入NaX固体，c(H+)减小，说明HX存在电离平衡，能证明HX是弱酸，故B不符合题意；HX与Na2SO3溶液反应得到H2SO3，只能说明HX的酸性比亚硫酸的强，HX可能为强酸，不能证明HX是弱酸，故C符合题意；相同条件下，对0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，说明HX溶液中离子浓度小于盐酸，则证明HX部分电离，所以HX为弱酸，故D不符合题意。 10.硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3+H2O⥫⥬[B(OH)4]-+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-1 H3BO3溶液的pH≈6 C.常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa>Na[B(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 【答案】C 【解析】根据题意可知，H3BO3只存在一步电离，所以为一元酸，A正确；设0.01 mol·L-1 H3BO3溶液中c(H+)=x mol·L-1，则c{ [B(OH)4]- }≈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)4]-的水解程度更大，浓度相同时硼酸钠碱性更强，则等浓度溶液的pH：CH3COONa<Na[B(OH)4]，C错误。 11.运用电离平衡常数判断，下列可以发生的反应是(　　) 酸 电离平衡常数(25 ℃) 碳酸 Ka1=4.5×10-7　Ka2=4.7×10-11 次溴酸 Ka=2.4×10-9 ①HBrO+Na2CO3===NaBrO+NaHCO3 ②2HBrO+Na2CO3===2NaBrO+H2O+CO2↑ ③HBrO+NaHCO3===NaBrO+H2O+CO2↑ ④NaBrO+CO2+H2O===NaHCO3+HBrO A.①③ B.②④ C.①④ D.②③ 【答案】C 【解析】根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理可知，Ka1(碳酸)>Ka(次溴酸)>Ka2(碳酸)，所以①④能发生。 12.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子的分布系数随pH的变化如图所示，已知：分布系数(X)=，X为H2C2O4或HC2或C2。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-1的NaHC2O4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 【答案】D 【解析】根据图像可知，当草酸氢根离子和草酸根离子浓度相等时，pH=4.30，所以Ka2==10-4.30，C正确；根据图像可知，pH从1.30~4.30时，逐渐减小，D项错误。 13.(4分)[2020·天津，16(5)节选]已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH=12时，c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶　　　　∶　　　　。 【答案】1012·Ka1　1024·Ka1·Ka2 【解析】H2CO3是二元弱酸，分步发生电离：H2CO3⥫⥬HC+H+、HC⥫⥬C+H+，则有Ka1=、Ka2=，从而可得Ka1·Ka2=。当溶液pH=12时，c(H+)=10-12 mol·L-1，代入Ka1、Ka1·Ka2可得c(H2CO3)∶c(HC)=1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶c(C)=1∶(1024·Ka1·Ka2)，综合可得c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。 14.(3分)[2020·全国卷Ⅱ，26(2)]次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)=，X为HClO或ClO-]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka的值为　　　　　　　。 【答案】10-7.5 【解析】由图像知，当pH=7.5时，δ(ClO-)=δ(HClO)=50%，即该点c(ClO-)=c(HClO)，由HClO的电离方程式HClO⥫⥬ClO-+H+可得，Ka===10-7.5。 15.(9分)[2024·广东，19(3)]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，某研究小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-+HX⥫⥬X-+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) ②在该溶剂中，Ka(HB)　　　　Ka(HA)；Ka(HB)　　　　Ka(HIn)(填“>”“<”或“=”)。 【答案】①由变化曲线图可知，当=1.0时，=3.0，设初始c0(KIn)=c0 mol·L-1，则初始c(HA)=c0 mol·L-1，转化的物质的量浓度为x mol·L-1，可列出如下三段式： In-+　HA⥫⥬A-+HIn 起始/(mol·L-1) c0　　c0　　0　0 转化/(mol·L-1)　　　　x　　　x　　x　x 平衡/(mol·L-1)　　　　c0-x　　c0-x　x　x 由=3.0，即=3.0，解得x=0.25c0，则该反应的平衡常数为K1=====，解得Ka(HA)=4.0×10-21 ②>　> 【解析】②根据图像可知，当=1.0时，设此时转化的物质的量浓度为y mol·L-1，可列出如下三段式： 　　　　　　　　　In-+　HB⥫⥬B-+HIn 起始/(mol·L-1)　　　c0　　c0　　0　0 转化/(mol·L-1)　　　y　　y　　　y　y 平衡/(mol·L-1)　　　c0-y　c0-y　　y　y 此时<1.0，即<1.0，则y>0.5c0，则该反应的平衡常数K2=>K1，则Ka(HB)>Ka(HA)；由于y>0.5c0，则K2=>1，Ka(HB)>Ka(HIn)。 学科网（北京）股份有限公司 $