黑龙江高三化学一轮复习课时作业（人教版 弱电解质的电离平衡）

弱电解质的电离平衡 考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素 1.H2S水溶液中存在电离平衡:H2SH++HS-和HS-H++S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是(　　) A.滴加新制氯水,H2S、HS-的电离平衡均向左移动,pH减小 B.加水,H2S、HS-的电离平衡向右移动,c(H+)增大 C.通入过量SO2气体,H2S、HS-的电离平衡均向左移动,pH增大 D.加入少量CuSO4固体(忽略体积变化),溶液中所有离子的浓度都减小 【答案】 A 【解析】 H2S具有还原性,滴加新制氯水后,H2S被氧化,c(H2S)减小,平衡向左移动,氯水中含有HCl,发生氧化还原反应后也生成HCl,pH减小,A正确;加水稀释弱酸溶液,弱酸的电离度增大,平衡向右移动,但c(H+)减小,B错误;SO2可与H2S发生反应生成S和H2O,c(H2S)减小,平衡向左移动,但过量SO2与水反应生成H2SO3,可使溶液酸性增强,pH减小,C错误;加入少量 CuSO4固体,CuSO4与H2S发生反应生成CuS和H2SO4,H2SO4为强酸,溶液中c(H+)增大,D 错误。 2.(2021·浙江6月选考,19)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溶液的pH=7,则HR是弱酸 B.25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR溶液的 pH>2且pH<7,则HR是弱酸 C.25 ℃时,若测得HR溶液的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溶液的pH=a,取该溶液10.0 mL,升温至50 ℃,测得pH=b,a>b,则HR是弱酸 【答案】 B 【解析】 25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,可知NaR为强酸强碱盐,则HR为强酸,A错误;25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR溶液的pH>2且pH<7,可知溶液中c(H+)< 0.01 mol·L-1,所以HR未完全电离,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,升温至50 ℃,促进水的电离,水的离子积常数增大,pH减小,D错误。 3.常温下,有下列两种溶液:①100 mL 0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液、②10 mL 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液。回答下列问题(填“>”“<”或“=”)。 (1)c(CH3COO-):①　　　　②。  (2)电离程度:①　　　　②。  (3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率①　　　　②,反应结束生成相同状况下H2的体积①　　　　②。  (4)与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积:①　　　　②。  【答案】 (1)<　(2)>　(3)<　=　(4)= 考点二　电离平衡常数 一、弱电解质电离平衡常数的应用 1.已知溶剂分子结合H+的能力会影响酸给出H+的能力。某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa(pKa=-lg Ka)如下表所示。下列说法错误的是(　　) 分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 pKa 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4 A.HClO4在冰醋酸中的电离方程式:HClO4+CH3COOHCl+CH3COO B.在冰醋酸中酸性:HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 C.结合H+的能力:H2O>CH3COOH D.相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa 【答案】 D 【解析】 由题给表格数据可知,高氯酸在冰醋酸中部分电离出高氯酸根离子和CH3COO,电离方程式为HClO4+CH3COOHCl+CH3COO,A正确;由题给表格数据可知,四种酸在冰醋酸中的电离常数的大小顺序为HClO4>H2SO4>HCl>HNO3,则在冰醋酸中酸性的大小顺序为HClO4>H2SO4>HCl>HNO3,B正确;由题给表格数据可知,在水中完全电离的四种强酸在冰醋酸中均不能完全电离,说明水分子结合氢离子的能力强于醋酸,C正确;相同温度下醋酸在液氨中的电离程度大于在水中的电离程度,所以在液氨中的pKa小于其在水中的pKa,D错误。 2.部分弱酸的电离平衡常数如下表所示: 弱酸 电离平衡常数(25 ℃) HCOOH Ka=1.8×10-4 H2S =1.1×10-7、=1.3×10-13 H2CO3 =4.5×10-7、=4.7×10-11 HClO 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- 【解析】 (1)酸的电离平衡常数越大,酸的酸性越强,根据题表中数据可知,酸性由强到弱的顺序为HCOOH>H2CO3>H2S>HClO。 (2)酸性越强的酸,其对应的酸根离子结合H+的能力越弱,根据题表中数据可知,酸性强弱为HCOOH>H2CO3>H2S>HClO>HC>HS-,则结合H+的能力为S2->C>ClO->HS->HC> HCOO-。 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 二、电离平衡常数的相关计算 4.(1)CO2是一种廉价的碳资源,可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH=13,则CO2主要转化为　　　(填离子符号);若所得溶液中c(HC)∶c(C)=2∶1,则溶液中c(H+)=　　　　　。(室温下,H2CO3的=4.5×10-7;=4.7×10-11)  (2)常温下,将a mol·L-1 CH3COOH溶液与 b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),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)亚硫酸的电离常数为、,改变 0.1 mol·L-1亚硫酸溶液的pH,平衡体系中含硫元素粒子的物质的量分数δ与pH的关系如图所示,=　　　　。  【答案】 (1)C　9.4×10-11 mol·L-1 (2)　(3)105 【解析】 (1)CO2与足量NaOH溶液反应后溶液pH=13,即c(H+)=1×10-13 mol·L-1,由H2CO3的=4.7×10-11可知,===470,c(C)远大于 c(HC),则CO2主要转化为C;电离常数==4.7×10-11,当 c(HC)∶c(C)=2∶1时,=×c(H+),故c(H+)=9.4×10-11 mol·L-1。 (2)溶液中存在电荷守恒2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-),又c(CH3COO-)=2c(Ba2+)= b mol·L-1,所以c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。 　　　　　　CH3COOHCH3COO-+H+ -b b 10-7 Ka==。 (3)c(H2SO3)=c(HS)时,(H2SO3)==10-2,当c(S)=c(HS) 时,(H2SO3)= =10-7,==105。 真题演练 1.(2022·湖北卷,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+NH3N+N2H4,N2H4+CH3COOHN2+CH3COO-。下列酸性强弱顺序正确的是(　　) A.N2>N2H4>N B.N2>CH3COOH>N C.NH3>N2H4>CH3COO- D.CH3COOH>N2>N 【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+CH3COOHN2+CH3COO-中,酸性CH3COOH>N2,反应N2+ NH3N+N2H4中,酸性N2>N,故酸性CH3COOH>N2>N,故选D。 2.(2024·上海卷,10节选)已知:Ca2++2HCCaCO3+H2CO3 ①HCH++C ②Ca2++CCaCO3 ③HC+H+H2CO3 pH增大有利于珊瑚(CaCO3)的形成,请解释原因:    　。  【答案】 pH增大,c(H+)减小,促进HCH++C正向移动,c(C)增大,Ca2++CCaCO3正向移动,故有利于珊瑚形成 3.(2022·广东卷,17节选)食醋是烹饪美食的调味品,有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时,HAc的 Ka=1.75×10-5=10-4.76。 (1)某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。 提出假设　稀释HAc溶液或改变Ac-浓度,HAc电离平衡会发生移动。 设计方案并完成实验　用浓度均为0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制总体积相同的系列溶液;测定pH,记录数据。 序号 V(HAc) /mL V(NaAc) /mL V(H2O) /mL n(NaAc)∶ n(HAc) pH Ⅰ 40.00 / / 0 2.86 Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36 … Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53 Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65 ①根据表中信息,补充数据:a=　　　　,b=　　　　。  ②由实验Ⅰ和Ⅱ可知,稀释HAc溶液,电离平衡　　　　(填“正”或“逆”)向移动;结合表中数据,给出判断理由:　    　。  ③由实验Ⅱ～Ⅷ可知,增大Ac-浓度,HAc电离平衡逆向移动。 实验结论　假设成立。 (2)根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途:　 。  【答案】 (1)①3.00　33.00　②正　实验Ⅱ相较于实验Ⅰ,醋酸溶液稀释了10倍,而实验Ⅱ的pH增大值小于1,说明稀释HAc时,促进了HAc的电离 (2)HClO,漂白剂和消毒液(或H2SO3,还原剂、防腐剂或H3PO4,食品添加剂、制药、生产肥料) 【解析】 (1)①实验Ⅶ的溶液中,n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4,V(HAc)=4.00 mL,因此V(NaAc)= 3.00 mL,即a=3.00,由实验Ⅰ可知,溶液最终的体积为40.00 mL,因此V(H2O)=40.00 mL- 4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL,即b=33.00。 ②实验Ⅰ所得溶液的pH=2.86,实验Ⅱ的溶液中c(HAc)为实验Ⅰ的,稀释过程中,若不考虑电离平衡移动,则实验Ⅱ所得溶液的pH=2.86+1=3.86,但实际溶液的pH=3.36<3.86,说明稀释过程中,溶液中n(H+)增大,即电离平衡正向移动。 (2)无机弱酸在生活中应用广泛,如HClO具有强氧化性,在生活中可用于漂白和消毒,H2SO3具有还原性,可用作还原剂,在葡萄酒中添加适量H2SO3可用作防腐剂,H3PO4是一种中强酸,可用作食品添加剂,同时在制药、生产肥料等行业有广泛用途。 4.(2025·北京卷,18节选)已知: 物质 H2CO3 H2SO3 Ka (25 ℃) =4.5×10-7、 =4.7×10-11 =1.4×10-2、 =6.0×10-8 Na2CO3悬浊液与持续通入的SO2进行如下反应: 第一步　2Na2CO3+SO2+H2ONa2SO3+2NaHCO3 第二步　NaHCO3+SO2NaHSO3+CO2 Na2SO3+SO2+H2O2NaHSO3 理论研究Na2SO3、NaHCO3与SO2的反应。一定温度时,在1 L浓度均为1 mol·L-1的Na2SO3和NaHCO3的混合溶液中,随n(SO2)的增加,S和HC平衡转化率的变化如图所示。 (1)0～a mol,与SO2优先反应的离子是　　　　。   (2)a～b mol,HC平衡转化率上升而S平衡转化率下降,结合方程式解释原因:  　。  【答案】 (1)S　(2)a～b mol时,产生的二氧化碳逸出,使HC+SO2HS+CO2反应正向进行,HC平衡转化率上升,同时HS浓度增大,抑制S+SO2+H2O2HS反应正向进行,从而使S平衡转化率下降 【解析】 (1)由题图可知,0～a mol时,HC平衡转化率较低,而S的平衡转化率较高,所以S与SO2优先反应。(2)一定温度时,在1 L浓度均为1 mol·L-1的Na2SO3和NaHCO3的混合溶液中,发生的反应为S+SO2+H2O2HS,HC+SO2HS+CO2,a～b mol 时,产生的二氧化碳逸出,使HC+SO2HS+CO2反应正向进行,HC平衡转化率上升,同时HS浓度增大,抑制S+SO2+H2O2HS反应正向进行,所以S平衡转化率下降。 课时作业 一、选择题(每小题只有一个选项符合题目要求) 1.(2025·海南文昌模拟)下列过程与电离平衡无关的是(　　) A.用CuSO4溶液除去乙炔气体中的H2S B.用NH4HCO3溶液与FeSO4溶液制备FeCO3 C.向H2O2溶液中加入少量MnO2制备氧气 D.向热水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体 【答案】 C 【解析】 CuSO4电离出的Cu2+和H2S反应生成CuS沉淀,乙炔不反应,与电离平衡有关,故A不符合题意;NH4HCO3溶液中HC电离出的C与FeSO4电离出的Fe2+反应生成FeCO3,与电离平衡有关,故B不符合题意;MnO2是H2O2分解的催化剂,与电离平衡无关,故C符合题意;饱和FeCl3溶液滴入热水中,FeCl3电离出的Fe3+水解生成Fe(OH)3胶体,破坏了水的电离平衡,与电离平衡有关,故D不符合题意。 2.CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-。下列叙述不正确的是(　　) A.升高温度,平衡正向移动,CH3COOH的电离常数Ka增大 B.0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液中加水稀释,溶液的pH变大 C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体,该电离平衡逆向移动 D.25 ℃时,欲使CH3COOH溶液的pH、CH3COOH的电离常数Ka和CH3COOH的电离程度都减小,可加入少量冰醋酸 【答案】 D 【解析】 CH3COOH的电离是一个吸热的过程,温度升高平衡正向移动,CH3COOH的电离常数Ka增大,故A正确;0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释,c(H+)减小,Kw不变,所以c(OH-)增大,故B正确;CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-,加少量的CH3COONa固体,c(CH3COO-)增大,平衡逆向移动,故C正确;25 ℃时,加入少量冰醋酸, CH3COOH溶液的浓度增大,电离平衡正向移动,CH3COOH的电离程度减小,c(H+)增大,pH减小,但由于温度没有改变,所以CH3COOH的电离常数Ka不变,故D错误。 3.(2025·天津南开区二模)室温下,对于1 L 0.1 mol/L NH3·H2O溶液,下列判断正确的是(　　) A.该溶液中N的物质的量为0.1 mol B.c(OH-)=c(NH3·H2O)+c(N)+c(H+) C.加入少量水,溶液中减小 D.滴加HCl溶液过程中,n(NH3·H2O)与 n(N)之和始终为0.1 mol 【答案】 D 【解析】 NH3·H2O溶液中NH3·H2O部分电离,1 L 0.1 mol/L NH3·H2O溶液中N的物质的量小于1 L×0.1 mol/L=0.1 mol,故A错误;溶液中存在电荷守恒,c(OH-)=c(N)+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;1 L 0.1 mol/L NH3·H2O溶液中氮原子物质的量为0.1 mol,滴加HCl溶液过程中,溶液中始终存在氮元素的物料守恒,n(NH3·H2O)+ n(N)=0.1 mol,故D正确。 4.(2020·北京卷,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】 1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol,醋酸属于弱酸,是弱电解质,在溶液中部分电离,存在电离平衡,则CH3COO-的粒子数小于6.02×1022,故A错误;加入少量CH3COONa固体后,溶液中CH3COO-的浓度增大,根据同离子效应,会抑制醋酸的电离,溶液中的氢离子浓度减小,酸性减弱,则溶液的pH升高,故B错误;由物料守恒可知,n(CH3COO-)+ n(CH3COOH)=0.1 mol,故C正确;醋酸是弱电解质,离子方程式中不能拆写成离子形式,则离子方程式为C+2CH3COOHH2O+CO2↑+2CH3COO-,故D错误。 5.(2026·辽宁模拟)常温下,同时将0.1 L 0.1 mol·L-1盐酸和0.1 L 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中溶质的浓度稀释到原浓度的,稀释过程中溶液pH的变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A.曲线a表示盐酸稀释过程中的pH变化 B.0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中:c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-) C.稀释后溶液中所有离子浓度均下降 D.稀释过程中Ka(CH3COOH)增大 【答案】 B 【解析】 常温下,0.1 mol·L-1盐酸的pH为1,稀释10倍后pH增大一个单位,所以曲线b表示盐酸稀释过程中的pH变化,故A错误;CH3COOH发生不完全电离产生氢离子和醋酸根离子,溶液呈酸性,同时水也电离产生氢离子,则c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),故B正确;稀释后氢离子、氯离子和醋酸根离子浓度下降,酸对于水的电离的抑制作用减弱,水的电离程度增大,OH-浓度增大,故C错误;温度不变,Ka(CH3COOH)不变,故D错误。 6.已知:pKa=-lgKa。25 ℃时,几种弱电解质的pKa如下表所示: CH3COOH HCOOH H2SO3 pKa=4.76 pKa=3.74 p=1.90、p=7.22 下列说法正确的是(　　) A.等物质的量浓度时,溶液中c(H+): CH3COOH>HCOOH>H2SO3 B.结合H+能力的强弱顺序:S>CH3COO->HCOO->HS C.将HCOOH溶液滴入Na2SO3溶液中:2HCOOH+Na2SO32HCOONa+SO2↑+H2O D.溶液中c(H+)相同时,三种酸的物质的量浓度:CH3COOH<HCOOH<H2SO3 【答案】 B 【解析】 相同温度下,pKa越大,Ka越小,对应酸的酸性越弱,由题表中数据可得,酸性H2SO3> HCOOH>CH3COOH>HS,故物质的量浓度相同时,溶液中 c(H+) 大小顺序为H2SO3> HCOOH>CH3COOH,A错误;酸的酸性越强,越易发生电离,其酸根离子结合H+能力越弱,故结合H+能力的强弱顺序为S>CH3COO->HCOO->HS,B正确;由于酸性H2SO3>HCOOH> HS,则将HCOOH溶液滴入Na2SO3溶液中发生反应HCOOH+HCOONa+ NaHSO3,C错误;酸性 H2SO3>HCOOH>CH3COOH,故溶液中 c(H+) 相同时,三种酸的物质的量浓度大小顺序为CH3COOH>HCOOH>H2SO3,D错误。 7.利用电导法测定某浓度醋酸电离的ΔH、Ka随温度变化曲线如图所示。已知整个电离过程包括氢键断裂、CH3COOH解离、离子水合。下列有关说法不正确的是(　　) A.理论上ΔH=0时,Ka最大 B.25 ℃时,c(CH3COOH)最大 C.电离的热效应较小是因为分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当 D.CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因 【答案】 B 【解析】 理论上ΔH=0时,电离程度最大,H+和CH3COO-的浓度最大,Ka最大,A正确;由题图可知,25 ℃时,Ka最大,CH3COOH的电离程度最大,平衡时c(CH3COOH)最小,B错误;分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当,即断开化学键吸收的能量与离子水合放出的能量相当,此时,电离的热效应较小,C正确;断开氢键需要消耗能量,但随温度升高,氢键的作用越来越弱,CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因,D正确。 8.(2022·全国乙卷,13)常温下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,H+与A-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的c(HA)不相等 D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4 【答案】 B 【解析】 常温下,溶液Ⅰ的pH=7.0,则溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L,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,Ka(HA)==1.0×10-3, c总(HA)=c(HA)+c(A-),则=1.0×10-3,解得=,B正确;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;由C项分析可知,溶液Ⅰ和Ⅱ中c(HA)相等,故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)可用c(HA)表示后再比较,根据Ka(HA)==1.0×10-3,c总(HA)= c(HA)+c(A-)可得,=1.0×10-3,溶液Ⅰ的pH=7.0,c(H+)=10-7 mol/L,则c总(HA)= (104+1)c(HA),溶液Ⅱ的pH=1.0,c(H+)=0.1 mol/L,则c总(HA)=1.01c(HA),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。 二、非选择题 9.碳酸是常见的一种二元弱酸。 (1)25 ℃时,向NaHCO3溶液中滴入盐酸,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。 则25 ℃时,H2CO3的一级电离常数(H2CO3)=　　　　　　　。  (2)化学上把外加少量酸、碱而pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。人体血液主要通过碳酸氢盐缓冲体系(H2CO3/HC)维持pH稳定。当过量的酸进入血液中时,血液缓冲体系中将 　　　　(填“变大”“变小”或“不变”)。  (3)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。调节溶液pH可实现工业废气CO2的捕获和释放。已知25 ℃时碳酸的电离常数为、,当溶液pH=12时,c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)= 1∶　　　　　∶　　　　　(用、表示)。  (4)一定温度下,用水吸收SO2气体得到pH=4的H2SO3溶液,试计算溶液中=　　　　。SO2可用足量小苏打溶液吸收,反应的离子方程式是　  　　　　　　　　　　。(已知该温度下,H2SO3的电离常数=4.5×10-2,=2.5×10-7,H2CO3的电离常数 =8.4×10-7,=1.2×10-10)  【答案】 (1)1.0×10-6.4　(2)变小 (3)1012　1024 (4)400　HC+SO2HS+CO2 【解析】 (1)当lg =1,即=10时,H2CO3的一级电离常数(H2CO3)= =10×10-7.4=1.0×10-6.4。 (2)当过量的酸进入血液中时,不变,氢离子浓度增大,所以血液缓冲体系中将变小。 (3)pH=12,即c(H+)=10-12 mol·L-1,由 =,得 c(HC)==1012·· c(H2CO3),由 =,得 c(C)==1024···c(H2CO3),则c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶1012∶1024。 (4)用水吸收SO2气体生成了亚硫酸,亚硫酸的电离方程式为H2SO3HS+H+,HSH++S,pH=4的H2SO3溶液中,c(H+)=10-4 mol·L-1,由于=,=== 400;由于 (H2SO3)>(H2CO3)>(H2SO3),所以SO2可用足量小苏打溶液吸收,反应产生亚硫酸氢钠和二氧化碳,反应的离子方程式为HC+SO2HS+CO2。 10.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H2P和OH-两种阴离子。 ①H3PO2中磷元素的化合价为　　　 　。  ②写出次磷酸的电离方程式: 　 。  ③H3PO2溶液加水稀释过程中,　　　　(填“变大”“变小”或“不变”)。  ④设计两种实验方案,证明次磷酸是弱酸: 　 、   　 。  (2)已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸,常温下,向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液,混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 ①表示pH与lg 的变化关系的曲线是　　　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。  ②根据图像计算亚磷酸的=　　　　。  (3)已知NaHSO3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡: HS+H2OH2SO3+OH-　① HSH++S　② 向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中加入少量NaOH固体,则　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。  (4)氯常用作饮用水的杀菌剂,且HClO的杀菌能力比ClO-强。 25 ℃时氯气—氯水体系中存在以下平衡关系: Cl2(g)Cl2(aq)　① Cl2(aq)+H2OHClO+H++Cl-　② HClOH++ClO-　③ 其中Cl2(aq)、HClO和ClO-分别在三者中所占分数(α)随pH变化的关系如图所示。 ①写出上述体系中属于电离平衡的平衡常数表达式:K=　　　　　　　　,由图可知该常数值为　　　　。  ②用氯处理饮用水时,夏季的杀菌效果比冬季　　　　(填“好”或“差”)。  【答案】 (1)①+1　②H3PO2H++H2P　③变小　④测NaH2PO2溶液的pH,若pH>7,则证明次磷酸为弱酸(或向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴紫色石蕊溶液,若次磷酸溶液中红色浅一些,则说明次磷酸为弱酸,合理即可) (2)①Ⅰ　②10-1.4 (3)增大 (4)①　10-7.5　②差 【解析】 (1)①H3PO2中氢元素、氧元素分别为+1价、-2价,根据化合物中正、负化合价代数和为零可知,磷元素的化合价为+1价。②NaOH过量,只生成NaH2PO2,说明次磷酸分子中只有一个可电离的氢原子,因而NaH2PO2是正盐,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H2P和OH-两种阴离子,说明次磷酸是一元弱酸,对应的电离方程式为H3PO2H++H2P。③H3PO2溶液加水稀释过程中,电离程度逐渐增大,则n(H+)变大,n(H3PO2)变小,=变小。 (2)①由于=,=,且>,由题图可知,在相同或时,曲线Ⅱ对应的c(H+)较大,曲线Ⅰ对应的c(H+)较小,则曲线Ⅱ为pH与lg 的变化关系曲线,曲线Ⅰ为pH与lg 的变化关系曲线。②选用曲线Ⅱ中的特殊点B计算, ==10×10-2.4=10-1.4。 (3)向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中加入少量氢氧化钠固体,氢氧根离子浓度增大,氢离子浓度减小,因此=增大。 (4)①题述属于电离平衡的是HClOH++ClO-,其平衡常数表达式为K=,根据题图中pH=7.5时,次氯酸和次氯酸根离子的浓度相等,因此该常数值为10-7.5。②用氯处理饮用水时,由于夏季温度高,氯气在水中溶解度小,即(溶解平衡)①逆向移动,Cl2(aq)浓度减小,使得(化学平衡)②逆向移动,溶液中的次氯酸浓度小,因此夏季的杀菌效果比冬季差。 学科网（北京）股份有限公司 $ 弱电解质的电离平衡 考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素 1.H2S水溶液中存在电离平衡:H2SH++HS-和HS-H++S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是(　　) A.滴加新制氯水,H2S、HS-的电离平衡均向左移动,pH减小 B.加水,H2S、HS-的电离平衡向右移动,c(H+)增大 C.通入过量SO2气体,H2S、HS-的电离平衡均向左移动,pH增大 D.加入少量CuSO4固体(忽略体积变化),溶液中所有离子的浓度都减小 2.(2021·浙江6月选考,19)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溶液的pH=7,则HR是弱酸 B.25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR溶液的 pH>2且pH<7,则HR是弱酸 C.25 ℃时,若测得HR溶液的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溶液的pH=a,取该溶液10.0 mL,升温至50 ℃,测得pH=b,a>b,则HR是弱酸 3.常温下,有下列两种溶液:①100 mL 0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液、②10 mL 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液。回答下列问题(填“>”“<”或“=”)。 (1)c(CH3COO-):①　　　　②。  (2)电离程度:①　　　　②。  (3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率①　　　　②,反应结束生成相同状况下H2的体积①　　　　②。  (4)与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积:①　　　　②。  考点二　电离平衡常数 一、弱电解质电离平衡常数的应用 1.已知溶剂分子结合H+的能力会影响酸给出H+的能力。某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa(pKa=-lg Ka)如下表所示。下列说法错误的是(　　) 分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 pKa 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4 A.HClO4在冰醋酸中的电离方程式:HClO4+CH3COOHCl+CH3COO B.在冰醋酸中酸性:HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 C.结合H+的能力:H2O>CH3COOH D.相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa 2.部分弱酸的电离平衡常数如下表所示: 弱酸 电离平衡常数(25 ℃) HCOOH Ka=1.8×10-4 H2S =1.1×10-7、 =1.3×10-13 H2CO3 =4.5×10-7、 =4.7×10-11 HClO 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 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  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)　　　　。  二、电离平衡常数的相关计算 4.(1)CO2是一种廉价的碳资源,可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH=13,则CO2主要转化为　　　(填离子符号);若所得溶液中c(HC)∶c(C)=2∶1,则溶液中c(H+)=　　　　　。(室温下,H2CO3的=4.5×10-7;=4.7×10-11)  (2)常温下,将a mol·L-1 CH3COOH溶液与 b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),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)亚硫酸的电离常数为、,改变 0.1 mol·L-1亚硫酸溶液的pH,平衡体系中含硫元素粒子的物质的量分数δ与pH的关系如图所示,=　　　　。  真题演练 1.(2022·湖北卷,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+NH3N+N2H4,N2H4+CH3COOHN2+CH3COO-。下列酸性强弱顺序正确的是(　　) A.N2>N2H4>N B.N2>CH3COOH>N C.NH3>N2H4>CH3COO- D.CH3COOH>N2>N 2.(2024·上海卷,10节选)已知:Ca2++2HCCaCO3+H2CO3 ①HCH++C ②Ca2++CCaCO3 ③HC+H+H2CO3 pH增大有利于珊瑚(CaCO3)的形成,请解释原因:    　。  3.(2022·广东卷,17节选)食醋是烹饪美食的调味品,有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时,HAc的 Ka=1.75×10-5=10-4.76。 (1)某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。 提出假设　稀释HAc溶液或改变Ac-浓度,HAc电离平衡会发生移动。 设计方案并完成实验　用浓度均为0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制总体积相同的系列溶液;测定pH,记录数据。 序号 V(HAc) /mL V(NaAc) /mL V(H2O) /mL n(NaAc)∶ n(HAc) pH Ⅰ 40.00 / / 0 2.86 Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36 … Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53 Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65 ①根据表中信息,补充数据:a=　　　　,b=　　　　。  ②由实验Ⅰ和Ⅱ可知,稀释HAc溶液,电离平衡　　　　(填“正”或“逆”)向移动;结合表中数据,给出判断理由:　    　。  ③由实验Ⅱ～Ⅷ可知,增大Ac-浓度,HAc电离平衡逆向移动。 实验结论　假设成立。 (2)根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途:　 。  4.(2025·北京卷,18节选)已知: 物质 H2CO3 H2SO3 Ka (25 ℃) =4.5×10-7、 =4.7×10-11 =1.4×10-2、 =6.0×10-8 Na2CO3悬浊液与持续通入的SO2进行如下反应: 第一步　2Na2CO3+SO2+H2ONa2SO3+2NaHCO3 第二步　NaHCO3+SO2NaHSO3+CO2 Na2SO3+SO2+H2O2NaHSO3 理论研究Na2SO3、NaHCO3与SO2的反应。一定温度时,在1 L浓度均为1 mol·L-1的Na2SO3和NaHCO3的混合溶液中,随n(SO2)的增加,S和HC平衡转化率的变化如图所示。 (1)0～a mol,与SO2优先反应的离子是　　　　。   (2)a～b mol,HC平衡转化率上升而S平衡转化率下降,结合方程式解释原因:  　。  课时作业 一、选择题(每小题只有一个选项符合题目要求) 1.(2025·海南文昌模拟)下列过程与电离平衡无关的是(　　) A.用CuSO4溶液除去乙炔气体中的H2S B.用NH4HCO3溶液与FeSO4溶液制备FeCO3 C.向H2O2溶液中加入少量MnO2制备氧气 D.向热水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体 2.CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-。下列叙述不正确的是(　　) A.升高温度,平衡正向移动,CH3COOH的电离常数Ka增大 B.0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液中加水稀释,溶液的pH变大 C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体,该电离平衡逆向移动 D.25 ℃时,欲使CH3COOH溶液的pH、CH3COOH的电离常数Ka和CH3COOH的电离程度都减小,可加入少量冰醋酸 3.(2025·天津南开区二模)室温下,对于1 L 0.1 mol/L NH3·H2O溶液,下列判断正确的是(　　) A.该溶液中N的物质的量为0.1 mol B.c(OH-)=c(NH3·H2O)+c(N)+c(H+) C.加入少量水,溶液中减小 D.滴加HCl溶液过程中,n(NH3·H2O)与 n(N)之和始终为0.1 mol 4.(2020·北京卷,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↑ 5.(2026·辽宁模拟)常温下,同时将0.1 L 0.1 mol·L-1盐酸和0.1 L 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中溶质的浓度稀释到原浓度的,稀释过程中溶液pH的变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A.曲线a表示盐酸稀释过程中的pH变化 B.0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中:c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-) C.稀释后溶液中所有离子浓度均下降 D.稀释过程中Ka(CH3COOH)增大 6.已知:pKa=-lgKa。25 ℃时,几种弱电解质的pKa如下表所示: CH3COOH HCOOH H2SO3 pKa=4.76 pKa=3.74 p=1.90、p=7.22 下列说法正确的是(　　) A.等物质的量浓度时,溶液中c(H+): CH3COOH>HCOOH>H2SO3 B.结合H+能力的强弱顺序:S>CH3COO->HCOO->HS C.将HCOOH溶液滴入Na2SO3溶液中:2HCOOH+Na2SO32HCOONa+SO2↑+H2O D.溶液中c(H+)相同时,三种酸的物质的量浓度:CH3COOH<HCOOH<H2SO3 7.利用电导法测定某浓度醋酸电离的ΔH、Ka随温度变化曲线如图所示。已知整个电离过程包括氢键断裂、CH3COOH解离、离子水合。下列有关说法不正确的是(　　) A.理论上ΔH=0时,Ka最大 B.25 ℃时,c(CH3COOH)最大 C.电离的热效应较小是因为分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当 D.CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因 8.(2022·全国乙卷,13)常温下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,H+与A-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的c(HA)不相等 D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4 二、非选择题 9.碳酸是常见的一种二元弱酸。 (1)25 ℃时,向NaHCO3溶液中滴入盐酸,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。 则25 ℃时,H2CO3的一级电离常数(H2CO3)=　　　　　　　。  (2)化学上把外加少量酸、碱而pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。人体血液主要通过碳酸氢盐缓冲体系(H2CO3/HC)维持pH稳定。当过量的酸进入血液中时,血液缓冲体系中将 　　　　(填“变大”“变小”或“不变”)。  (3)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。调节溶液pH可实现工业废气CO2的捕获和释放。已知25 ℃时碳酸的电离常数为、,当溶液pH=12时,c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)= 1∶　　　　　∶　　　　　(用、表示)。  (4)一定温度下,用水吸收SO2气体得到pH=4的H2SO3溶液,试计算溶液中=　　　　。SO2可用足量小苏打溶液吸收,反应的离子方程式是　  　　　　　　　　　　。(已知该温度下,H2SO3的电离常数=4.5×10-2,=2.5×10-7,H2CO3的电离常数 =8.4×10-7,=1.2×10-10)  10.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H2P和OH-两种阴离子。 ①H3PO2中磷元素的化合价为　　　 　。  ②写出次磷酸的电离方程式: 　 。  ③H3PO2溶液加水稀释过程中,　　　　(填“变大”“变小”或“不变”)。  ④设计两种实验方案,证明次磷酸是弱酸: 　 、   　 。  (2)已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸,常温下,向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液,混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 ①表示pH与lg 的变化关系的曲线是　　　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。  ②根据图像计算亚磷酸的=　　　　。  (3)已知NaHSO3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡: HS+H2OH2SO3+OH-　① HSH++S　② 向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中加入少量NaOH固体,则　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。  (4)氯常用作饮用水的杀菌剂,且HClO的杀菌能力比ClO-强。 25 ℃时氯气—氯水体系中存在以下平衡关系: Cl2(g)Cl2(aq)　① Cl2(aq)+H2OHClO+H++Cl-　② HClOH++ClO-　③ 其中Cl2(aq)、HClO和ClO-分别在三者中所占分数(α)随pH变化的关系如图所示。 ①写出上述体系中属于电离平衡的平衡常数表达式:K=　　　　　　　　,由图可知该常数值为　　　　。  ②用氯处理饮用水时,夏季的杀菌效果比冬季　　　　(填“好”或“差”)。  学科网（北京）股份有限公司 $