第13讲 电离平衡常数——2026年新高二暑假衔接讲义——高中化学人教版选修1

新高二暑假衔接讲义 第13讲 电离平衡常数 一、电离平衡常数的概念与表达式 ， 1．概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用 K 表示（通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。 ， 2． 表示方法 （1）一元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH CH3COOH CH3COO- + H+ Ka＝ NH3·H2O NH3·H2O NH4++ OH- Kb = （2）多元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 H2CO3 H2CO3 H+ + HCO3- H+ + Ka1＝ K2＝ Cu(OH)2 Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- K＝ 二、电离平衡常数的意义 1. 意义 电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 ， 2. 实例 下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则酸性强弱顺序为：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞＞HS CH3COOH H2CO3 H2S K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 三、电离平衡常数的影响因素 1. 内因：弱电解质本身的性质。 2. 外因：电离平衡常数只跟温度有关，温度升高，电离平衡常数增大。 ， 【对点训练1】 1. 下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　) A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1<Ka2<Ka3 2. 已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.75×10－5。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＝1.75×10－5 D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 四、电离度 1. 概念：弱电解质达电离平衡时，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。 2. 影响因素 ①内因：弱电解质本身的性质 ②外因：温度及浓度 相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 3. 意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相对强弱。 五、电离常数的计算 1. 列出“三段式” 2. 由于弱电解质的电离程度比较小，最终计算时，一般弱电解质的平衡浓度≈起始浓度（即忽略弱电解质电离的部分）。 ， 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝ ≈ 3.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＝。 【巩固练习】 例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 。 例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-)= 例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；)。 例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= 。 例5. 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)。  例6. 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　　　　　　。  拓展：电离平衡常数的高级计算 例1. 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=　　　　。  例2.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)。  例3. 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]  【对点训练2】 1. 已知标准状况下，1 L水能溶解V L二氧化硫气体，且饱和溶液中的SO2有与水反应生成H2SO3，测得c(H＋)＝0.2 mol·L－1，计算该条件下的V＝________(已知H2SO3的第一步电离常数Ka1＝0.02，忽略第二步电离和溶液体积的变化)。 2.(1)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)。 (2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1的Ba(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)。 3. T ℃时，向浓度均为1 mol·L－1的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH，所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lg c)的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　) 已知：HA的电离常数：Ka＝≈；pKa＝－lg Ka。 A. 酸性：HA>HB B. 将pH相同的HA和HB溶液稀释相同的倍数，HB稀溶液的pH更大 C. T ℃时，弱酸HB的pKa≈5 D. a点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·L－1 4. 亚硫酸电离常数为Ka1、Ka2，改变0.1 mol·L－1亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图，则＝______。 (2)c(H2SO3)＝c(HSO)时，Ka1(H2SO3)＝c(H＋)＝10－pH＝10－2，当c(SO)＝c(HSO)时，Ka2(H2SO3)＝c(H＋)＝10－pH＝10－7，＝＝105。 六、电离平衡常数的应用 1. 判断复分解反应能否发生，以及确定产物（“强酸制弱酸”）。 H2CO3 H2S K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K1`=9.1×10-8，K2=1.1×10-12 已知H2CO3、H2S的电离常数如上表，判断下列反应能否发生，若能，写出离子方程式。 ①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：_______________________________。 ②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液：_______________________________。 ③往Na2S溶液中通入少量CO2：_______________________________________。 ④往Na2S溶液中通入过量CO2：_______________________________________。 ⑤往Na2CO3溶液中通入少量H2S：_____________________________________。 ⑥往Na2CO3溶液中通入过量H2S：_____________________________________。 其他： 少量CO2通入次氯酸钠溶液中： 过量CO2通入次氯酸钠溶液中： 少量SO2通入次氯酸钙溶液中： 过量SO2通入次氯酸钠溶液中： H2S通入硫酸铜钙溶液中： 2. 判断微粒浓度比值的变化 ①直接比。S2－＋H2OHS－＋OH－，升高温度，增大 ②利用ka之求解。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 ③由浓度比较变成物质的量比如HF溶液：＝。 ④极限思想。，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 ⑤元素守恒。(2022浙江卷)比如氯水稀释，增大。Cl2(g)+H2O(l)HClO(aq)+H+(aq)+Cl-(aq)， Cl-=ClO-+HClO， +1 = +1增大 3. 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 4. 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 5. 比较离子结合质子的能力大小 弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强 例1. 已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下： H2CO3的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8 在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，发生离子方程式的先后顺顺序为 将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式： 6. 判断电离平衡移动方向 将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向。 Ka＝ 条件改变瞬间： Q＝ 所以Q<Ka 加水稀释促进电离 拓展：酸碱质子理论 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+NH3N+N2H4，N2H4+CH3COOHN2+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 【对点训练3】 1．相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离平衡常数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－不能发生 C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数 2.有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如下表所示。 酸 电离常数(25 ℃) HX Ka＝10－9.2 H2Y Ka1＝10－6.4、Ka2＝10－10.3 H2Z Ka1＝10－1.9、Ka2＝10－7.2 下列说法正确的是(　　) A.三种酸的强弱关系：H2Z<H2Y<HX B.H2Z电离的方程式为H2Z2H＋＋Z2－ C.Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－ D.25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y<H2Z 3. 已知HClO和H2CO3电离常数： HClO Ka＝4.0×10－8 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 根据提供的数据判断，下列离子方程式或化学方程式不正确的是(　　) A.向Na2CO3溶液中滴加过量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑ B.向NaHCO3溶液中滴加过量氯水：HCO＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑ C.向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HCl D.向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO 4. 将0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是(　　) A.的值减小 B.OH－的物质的量减小 C.的值减小 D.的值不变 5.下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　) A.向0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入少量水，溶液中减小 B.向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大 C.向一定浓度的醋酸溶液中加水稀释，则溶液中增大 D.40 ℃时，向氨水中不断通入CO2随着CO2的不断通入，不断增大 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．b点酸的总物质的量浓度小于c点酸的总物质的量浓度 D．c、d两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同 【课时跟踪训练】 1. 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 2. 高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10 由表格中的数据判断下列说法不正确的是(　　) A．在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离 B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸 C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO D．水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱 3. 在体积均为1L，pH均等于2的盐酸和醋酸溶液中，分别投入0.12g镁粉充分反应后，下图中最符合反应事实的曲线是 A.B．C.D． 4．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离程度和浓度关系的是(　　) 5. HA为一元弱酸，其电离是吸热过程，平衡体系中各成分的分布分数为，(其中X为HA或)。常温条件下，与pH的关系如图所示，下列说法错误的是 A．为HA的分布曲线 B． C．pH=5时，溶液中 D．若升高温度，a点向右移动 6. 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 7. (1)25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝________________。 (2)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol· L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生气体的体积(V)随时间(t)变化的示意图如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__________________________________________。 (3)下表是几种弱酸常温下的电离常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13 ①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为_______________。 ②多元弱酸的第二步电离程度远小于第一步电离的主要原因是__________________(从电离平衡角度考虑)。 ③同浓度的CH3COO－、HCO、CO、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________。 8. 回答下列问题。 (1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，向10 mL H3PO2溶液中加入30 mL等物质的量浓度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有H2PO和OH－两种阴离子。已知常温下，Ka(H3PO2)＝5.9×10－2，磷酸的各级电离常数为Ka1＝7.6×10－3，Ka2＝6.3×10－8，Ka3＝4.4×10－13。 ①写出次磷酸的电离方程式_________________________________________。 ②H3PO2溶液加水稀释过程中，的数值________(填“变大”“变小”或“不变”)。 ③常温下，向一定浓度的H3PO2溶液中加入足量Na2HPO4溶液，写出离子反应方程式：____________________________________________________________________________。 (2)酸碱质子理论认为，在反应过程中凡能给出质子(H＋)的分子或离子都是酸，凡能接受质子的分子或离子都是碱。已知几种酸在醋酸中的电离常数(pKa)如表所示(pKa＝－lg Ka)： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 pKa 5.8 8.2 8.8 9.4 ①上表中四种酸在醋酸中的酸性最弱的是________(填化学式)。 ②在液态H2SO4中CH3COOH表现________性(填“酸”“碱”或“中”)。 (3)已知：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－，常温下，0.1 mol·L－1的NaHA溶液中c(H＋)＝0.001 mol/L。0.1 mol·L－1的NaHA溶液中HA－的电离度α＝________。 1 学科网（北京）股份有限公司 $ 新高二暑假衔接讲义 第13讲 电离平衡常数 一、电离平衡常数的概念与表达式 ， 1．概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用 K 表示（通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。 ， 2． 表示方法 （1）一元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 CH3COOH CH3COOH CH3COO- + H+ Ka＝ NH3·H2O NH3·H2O NH4++ OH- Kb = （2）多元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 H2CO3 H2CO3 H+ + HCO3- H+ + Ka1＝ K2＝ Cu(OH)2 Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- K＝ 二、电离平衡常数的意义 1. 意义 电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 ， 2. 实例 下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则酸性强弱顺序为：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞＞HS CH3COOH H2CO3 H2S K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 三、电离平衡常数的影响因素 1. 内因：弱电解质本身的性质。 2. 外因：电离平衡常数只跟温度有关，温度升高，电离平衡常数增大。 ， 【对点训练1】 1. 下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　) A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1<Ka2<Ka3 【答案】A 【解析】相同条件下K越大，弱电解质的电离程度越大，所以相同条件下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，A正确；电离平衡常数(K)是温度的函数，随温度的变化而变化，不随浓度的变化而变化，B、C错误；多元弱酸分步电离，电离程度依次减小，所以多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1>Ka2>Ka3，D错误。 2. 已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.75×10－5。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＝1.75×10－5 D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 【答案】D 【解析】醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，题中Ka为醋酸的电离常数，由于电离常数不随浓度的变化而变化，只随温度的变化而变化，所以排除A、B两项；因为醋酸的电离是吸热过程，所以升高温度，Ka增大，降低温度，Ka减小，标准状况下(0 ℃)温度低于25 ℃，则Ka小于1.75×10－5，所以C项不成立、D项可能成立。 四、电离度 1. 概念：弱电解质达电离平衡时，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。 2. 影响因素 ①内因：弱电解质本身的性质 ②外因：温度及浓度 相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 3. 意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相对强弱。 五、电离常数的计算 1. 列出“三段式” 2. 由于弱电解质的电离程度比较小，最终计算时，一般弱电解质的平衡浓度≈起始浓度（即忽略弱电解质电离的部分）。 ， 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 a 0 0 变化浓度/mol·L－1 x x x 平衡浓度/mol·L－1 a－x x x 则Ka＝＝ ≈ 3.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＝。 【巩固练习】 例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 。 例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-)= 例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；)。 例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= 。 例5. 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)。  例6. 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　　　　　　。  拓展：电离平衡常数的高级计算 例1. 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=　　　　。  例2.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)。  例3. 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]  【对点训练2】 1. 已知标准状况下，1 L水能溶解V L二氧化硫气体，且饱和溶液中的SO2有与水反应生成H2SO3，测得c(H＋)＝0.2 mol·L－1，计算该条件下的V＝________(已知H2SO3的第一步电离常数Ka1＝0.02，忽略第二步电离和溶液体积的变化)。 【答案】73.92 【解析】溶液中H2SO3的浓度为＝ mol·L－1，根据H2SO3的电离可知： Ka1＝＝＝0.02，解得V＝73.92。 2.(1)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)。 (2)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1的Ba(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)。 【答案】(1)　(2) 【解析】(1)由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，由元素质量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。 Ka＝＝。(2)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。 Ka＝＝。 3. T ℃时，向浓度均为1 mol·L－1的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH，所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lg c)的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　) 已知：HA的电离常数：Ka＝≈；pKa＝－lg Ka。 A. 酸性：HA>HB B. 将pH相同的HA和HB溶液稀释相同的倍数，HB稀溶液的pH更大 C. T ℃时，弱酸HB的pKa≈5 D. a点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·L－1 【答案】B 【解析】A.根据溶液pH 的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lg c)的关系图，得到酸HA中，2pH＝4，即pH＝2，lg c＝－1，即c＝0.1 mol/L时c(H＋)＝0.01 mol/L，对酸HB，c＝0.1 mol/L时，pH大于2，所以酸性：HA＞HB，故A正确；B.根据A项得知酸性：HA>HB，将pH相同的HA和HB溶液稀释相同的倍数，HB的电离平衡向右移动更明显，故稀释后HB的氢离子浓度更大，pH更小，故B错误；C.T ℃时，弱酸HB 的pKa＝－lg Ka，Ka≈，由图中数据可知，c2(H＋)＝10－5，c(HB)＝1 mol·L－1，故pKa≈5，故C正确；D.a点2pH＝4，即pH＝2，lg c＝－1，即c＝0.1 mol/L时c(H＋)＝0.01 mol/L，所以对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol/L，c(H＋)＝0.01 mol/L，故D正确。 4. 亚硫酸电离常数为Ka1、Ka2，改变0.1 mol·L－1亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图，则＝______。 (2)c(H2SO3)＝c(HSO)时，Ka1(H2SO3)＝c(H＋)＝10－pH＝10－2，当c(SO)＝c(HSO)时，Ka2(H2SO3)＝c(H＋)＝10－pH＝10－7，＝＝105。 六、电离平衡常数的应用 1. 判断复分解反应能否发生，以及确定产物（“强酸制弱酸”）。 H2CO3 H2S K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K1`=9.1×10-8，K2=1.1×10-12 已知H2CO3、H2S的电离常数如上表，判断下列反应能否发生，若能，写出离子方程式。 ①往Na2S溶液中加入少量NaHCO3溶液：_______________________________。 ②往Na2CO3溶液中加入少量NaHS溶液：_______________________________。 ③往Na2S溶液中通入少量CO2：_______________________________________。 ④往Na2S溶液中通入过量CO2：_______________________________________。 ⑤往Na2CO3溶液中通入少量H2S：_____________________________________。 ⑥往Na2CO3溶液中通入过量H2S：_____________________________________。 其他： 少量CO2通入次氯酸钠溶液中： 过量CO2通入次氯酸钠溶液中： 少量SO2通入次氯酸钙溶液中： 过量SO2通入次氯酸钠溶液中： H2S通入硫酸铜钙溶液中： 2. 判断微粒浓度比值的变化 ①直接比。S2－＋H2OHS－＋OH－，升高温度，增大 ②利用ka之求解。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 ③由浓度比较变成物质的量比如HF溶液：＝。 ④极限思想。，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 ⑤元素守恒。(2022浙江卷)比如氯水稀释，增大。Cl2(g)+H2O(l)HClO(aq)+H+(aq)+Cl-(aq)， Cl-=ClO-+HClO， +1 = +1增大 3. 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 4. 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 5. 比较离子结合质子的能力大小 弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强 例1. 已知在25℃下，H2CO3和HClO的电离常数如下： H2CO3的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8 在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入稀硫酸，发生离子方程式的先后顺顺序为 将少量CO2通入NaClO的溶液中的离子方程式： 6. 判断电离平衡移动方向 将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向。 Ka＝ 条件改变瞬间： Q＝ 所以Q<Ka 加水稀释促进电离 拓展：酸碱质子理论 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+NH3N+N2H4，N2H4+CH3COOHN2+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 【对点训练3】 1．相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离平衡常数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－不能发生 C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数 【答案】D 【解析】A项，酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据可知，酸的电离平衡常数：HZ>HY>HX，则酸性强弱：HZ>HY>HX，错误；B项，根据强酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生，错误；C项，完全电离的为强酸、部分电离的为弱酸，这几种酸都部分电离，均为弱酸，错误；D项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，正确。 2.有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如下表所示。 酸 电离常数(25 ℃) HX Ka＝10－9.2 H2Y Ka1＝10－6.4、Ka2＝10－10.3 H2Z Ka1＝10－1.9、Ka2＝10－7.2 下列说法正确的是(　　) A.三种酸的强弱关系：H2Z<H2Y<HX B.H2Z电离的方程式为H2Z2H＋＋Z2－ C.Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－ D.25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y<H2Z 【答案】C 【解析】根据电离常数越大，酸性越强，可知三种酸的强弱关系：H2Z>H2Y>HX，A错误；H2Z是弱酸，分步电离，电离的方程式为H2ZH＋＋HZ－，B错误；根据电离常数越大，酸性越强，从表格中电离常数的大小判断酸性强弱为H2Y>HX>HY－，故根据相对强的酸制相对弱的酸，Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－，C正确；根据电离常数越大，酸性越强，判断酸性：H2Y<H2Z，故相同浓度的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y>H2Z，D错误。 3. 已知HClO和H2CO3电离常数： HClO Ka＝4.0×10－8 H2CO3 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 根据提供的数据判断，下列离子方程式或化学方程式不正确的是(　　) A.向Na2CO3溶液中滴加过量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑ B.向NaHCO3溶液中滴加过量氯水：HCO＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑ C.向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HCl D.向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO 【答案】C 【解析】依据电离常数可知酸性大小为：H2CO3＞HClO＞HCO，依据强酸制备弱酸规律结合化学平衡移动原理判断解答。氯水中有Cl2＋H2OHCl＋HClO，HCl可以和CO反应，使得平衡不断向右移动，最终生成HClO、CO2、Cl－，离子方程式为CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑，A正确；氯水中有Cl2＋H2OHCl＋HClO，HCl可以和HCO反应，使得平衡不断向右移动，最终生成HClO、CO2、Cl－，离子方程式为HCO＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑，B正确；根据表格数据可知，酸性：H2CO3＞HClO＞HCO，则向NaClO溶液中通入CO2，应得到的是NaHCO3，而不是Na2CO3，化学方程式为CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO，C错误；D正确。 4. 将0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是(　　) A.的值减小 B.OH－的物质的量减小 C.的值减小 D.的值不变 【答案】D 【解析】在NH3·H2O溶液中，存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，当加水稀释时，电离平衡正向移动，使电离出的n(NH)增大，溶液中的n(NH3·H2O)减小，则＝的值增大，A错误；加水稀释，电离平衡正向移动，OH－的物质的量增大，B错误；加水稀释时，温度不变，Kb＝的值不变，C错误。 5.下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　) A.向0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入少量水，溶液中减小 B.向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大 C.向一定浓度的醋酸溶液中加水稀释，则溶液中增大 D.40 ℃时，向氨水中不断通入CO2随着CO2的不断通入，不断增大 【答案】B 【解析】加水稀释促进一元弱酸HA电离，但是HA电离增大程度小于溶液体积增大程度，所以溶液中c(A－)减小，温度不变电离常数不变，则溶液中＝×＝增大，A错误；加入硫酸铵，溶液中c(NH)增大，抑制一水合氨电离，溶液中c(OH－)减小，溶液中＝×＝增大，B正确；温度不变醋酸电离常数不变，溶液中＝不变，C错误；随着CO2的通入，NH3·H2O与CO2反应生成碳酸铵，溶液中c(NH)增大，＝×＝减小，D错误。 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．b点酸的总物质的量浓度小于c点酸的总物质的量浓度 D．c、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。 【课时跟踪训练】 1. 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。 2. 高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10 由表格中的数据判断下列说法不正确的是(　　) A．在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离 B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸 C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO D．水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱 【答案】C 3. 在体积均为1L，pH均等于2的盐酸和醋酸溶液中，分别投入0.12g镁粉充分反应后，下图中最符合反应事实的曲线是 A.B．C.D． 【答案】C 【详解】镁最多失去电子的物质的量为×2＝0.01mol，pH均等于2的盐酸和醋酸中，在反应过程中，CH3COOH进一步电离，CH3COOH的pH小于HCl的pH，生成氢气的速率，v(CH3COOH)＞v(HCl)，由于Mg是定量的，HCl完全反应，而CH3COOH过量，且CH3COOH与Mg反应速率快； 故选C。 4．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离程度和浓度关系的是(　　) 【答案】B 【解析】根据甲、乙的电离平衡常数可知，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度：CH3COOH＜CH2ClCOOH，可以排除A、C；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项，故B项正确。 5. HA为一元弱酸，其电离是吸热过程，平衡体系中各成分的分布分数为，(其中X为HA或)。常温条件下，与pH的关系如图所示，下列说法错误的是 A．为HA的分布曲线 B． C．pH=5时，溶液中 D．若升高温度，a点向右移动 【答案】D 【分析】图像的横坐标是溶液的pH，pH增大，酸性减弱，使平衡正向移动，此时增大，减小，a点时，，pH=4.76，即，，据此回答。 【详解】 A．根据分析可知，所以是HA的曲线，是的曲线 ，A正确； B．根据分析可知，，B正确； C．由图像知，pH=5时，偏高，即更大，C正确； D．a点时，，，温度升高，增大，即增大，pH减小，a点向左移动，D错误； 故选D。 6. 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。 7. (1)25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝________________。 (2)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol· L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生气体的体积(V)随时间(t)变化的示意图如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__________________________________________。 (3)下表是几种弱酸常温下的电离常数： CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4 Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13 ①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为_______________。 ②多元弱酸的第二步电离程度远小于第一步电离的主要原因是__________________(从电离平衡角度考虑)。 ③同浓度的CH3COO－、HCO、CO、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________。 【答案】(1) (2)Ka(CH3COOH)<Ka(HSCN)，在相同温度、相同物质的量浓度和体积的两溶液中，HSCN溶液的c(H＋)大于CH3COOH溶液的c(H＋)，故HSCN与NaHCO3反应速率快 (3)①H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S ②第一步电离产生的氢离子对第二步电离起抑制作用 ③S2－>CO>HCO>CH3COO－ 【解析】(1)Ka＝＝＝。 (3)①根据第一步电离常数可知，四种酸的酸性由强到弱的顺序为H3PO4>CH3COOH> H2CO3>H2S。③酸越弱，其对应酸根离子结合H＋的能力越强，故结合H＋的能力由强到弱的顺序为S2－>CO>HCO>CH3COO－。 8. 回答下列问题。 (1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，向10 mL H3PO2溶液中加入30 mL等物质的量浓度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有H2PO和OH－两种阴离子。已知常温下，Ka(H3PO2)＝5.9×10－2，磷酸的各级电离常数为Ka1＝7.6×10－3，Ka2＝6.3×10－8，Ka3＝4.4×10－13。 ①写出次磷酸的电离方程式_________________________________________。 ②H3PO2溶液加水稀释过程中，的数值________(填“变大”“变小”或“不变”)。 ③常温下，向一定浓度的H3PO2溶液中加入足量Na2HPO4溶液，写出离子反应方程式：____________________________________________________________________________。 (2)酸碱质子理论认为，在反应过程中凡能给出质子(H＋)的分子或离子都是酸，凡能接受质子的分子或离子都是碱。已知几种酸在醋酸中的电离常数(pKa)如表所示(pKa＝－lg Ka)： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 pKa 5.8 8.2 8.8 9.4 ①上表中四种酸在醋酸中的酸性最弱的是________(填化学式)。 ②在液态H2SO4中CH3COOH表现________性(填“酸”“碱”或“中”)。 (3)已知：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－，常温下，0.1 mol·L－1的NaHA溶液中c(H＋)＝0.001 mol/L。0.1 mol·L－1的NaHA溶液中HA－的电离度α＝________。 【答案】(1)①H3PO2H＋＋H2PO　②变小　③H3PO2＋HPO===H2PO＋H2PO (2)①HNO3　②碱　(3)1% 【解析】(1)①由于向10 mL H3PO2溶液中加入30 mL等物质的量浓度的NaOH溶液后，所得的溶液中只有H2PO和OH－两种阴离子，则次磷酸为一元酸，故其电离方程式为H3PO2H＋＋H2PO；②加水，电离平衡正向移动，氢离子的物质的量增大，H3PO2的物质的量减小，＝变小；③根据题给数据可知，次磷酸的电离常数大于磷酸的一级电离常数，根据强酸制备弱酸的原理可知，但是本题中Na2HPO4足量，故方程式为H3PO2＋HPO===H2PO＋H2PO；(2)①根据电离常数知，高氯酸的酸性最强，硝酸的酸性最弱；②根据在反应过程中凡能给出质子(H＋)的分子或离子都是酸，凡能接受质子的分子或离子都是碱，醋酸结合硫酸电离出的氢离子，表现碱性；(3)0.1 mol·L－1的NaHA溶液中氢离子浓度c(H＋)＝0.001 mol/L，则其电离度 α＝×100%＝1%。 1 学科网（北京）股份有限公司 $