2021新高考化学鲁科版一轮复习同步练习：第8章 第26讲 弱电解质的电离平衡 19页

www.ks5u.com 第26讲　弱电解质的电离平衡 目标要求　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。‎ ‎1．弱电解质 ‎(1)概念 ‎(2)与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。‎ ‎2．弱电解质的电离概念 ‎(1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。‎ ‎(2)电离平衡的建立与特征 ‎①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。‎ ‎②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。‎ ‎③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。‎ ‎3．外因对电离平衡的影响 ‎(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方向移动。‎ 理解应用 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。‎ 改变条件 平衡移动方向 n(H＋)‎ c(H＋)‎ 导电能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g)‎ 向左 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s)‎ 向右 减小 减小 增强 不变 加CH3COONa(s)‎ 向左 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增强 增大 ‎4.溶液中离子浓度变化的宏观判断方法 ‎(1)有颜色的离子：通过溶液颜色的变化来判断，可用比色计测量离子浓度。‎ ‎(2)H＋或OH－浓度：可用酸碱指示剂或pH计测量H＋或OH－浓度的变化。‎ ‎(3)溶液的导电性：常用溶液的电导率，定量描述溶液的导电性。电解质溶液的电导率与离子浓度和离子所带电荷数成正比。‎ 理解应用 分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。‎ 答案　‎ ‎(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)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的[OH－]＝[NH]时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(×)‎ ‎(3)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(×)‎ ‎(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(×)‎ ‎(5)25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小(×)‎ ‎(6)电离平衡向右移动，弱电解质的电离度一定增大(×)‎ ‎(7)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强(×)‎ ‎(1)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大。‎ ‎(2)电离平衡向右移动，电解质的分子浓度不一定减小，电解质的离子浓度也可能减小。‎ ‎(3)溶液的导电能力(电导率)与电解质的强弱无关，它决定于溶液中自由移动的离子浓度大小。‎ 题组一　外因对电离平衡的影响(不定项选择题)‎ ‎1．(2019·武汉调研)稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向左移动，同时使[OH－]增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)‎ ‎①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤‎ 答案　C 解析　若在氨水中加入NH4Cl固体，[NH]增大，平衡向左移动，[OH－]减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使[OH－]减小，平衡向右移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，[OH－]增大，平衡向左移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，且[OH－]减小，④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向右移动，[OH－]增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中[OH－]减小，⑥‎ 不合题意。‎ ‎2．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是(　　)‎ A．当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定 B．当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定 C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小 D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小 答案　C 解析　若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒·夏特列原理，[H＋]减小，体液的pH增大。‎ ‎3．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋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)，平衡右移，氢离子浓度增大 答案　CD 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＋SO2===3S↓＋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＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项正确。‎ 题组二　弱电解质电离与溶液导电图像分析 ‎4．一定温度下，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溶液体积：c＜a＜b 答案　C 解析　A项，由导电能力知[H＋]：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B项，加水体积越大，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，[H＋]增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。‎ ‎5．(2020·宿州模拟)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。下图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)‎ 答案　D 解析　HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。‎ ‎1．表达式 ‎(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。‎ ‎(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。‎ ‎2．特点 ‎(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。‎ ‎(2)电离平衡常数反映弱电解质电离程度的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。‎ ‎(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。‎ 深度思考 ‎(1)同一温度下，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7 mol·L－1，Ka2＝4.7×10－11 mol·L－1，有人认为Ka1、Ka2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响平衡常数因素的角度阐明你的观点。‎ 答案　这种观点不正确，电离常数与温度有关，与溶液中的H＋浓度无关。其差别大的主要原因是从HCO负电荷上解离一个正电荷(H＋)比从中性分子(H2CO3)中解离一个正电荷(H＋)克服微粒之间的作用要大，即内因影响电离常数。‎ ‎(2)从定性、定量的角度解释弱电解质溶液加水稀释，平衡移动方向。‎ ‎①应用平衡移动原理解释0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释平衡移动方向。‎ 答案　稀释弱电解质溶液时，溶液总浓度减小，根据平衡移动原理，平衡向减弱这种改变的方向移动，即正向移动。‎ ‎②应用Q与K的关系定量分析，0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释平衡移动方向，[H＋]减小的原因。‎ 答案　稀释时，假设溶液的体积扩大一倍，则 Q＝＝K，‎ 此时Q＜K，故电离平衡正向移动。‎ 移动的结果使[CH3COOH]减小，由于平衡常数不变，故[H＋]和[CH3COO－]都必然减小。‎ ‎3．电离平衡常数的三大应用 ‎(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。‎ ‎(2)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，酸性(或碱性)越弱。‎ ‎(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。‎ 理解应用 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 ℃)/ mol·L－1‎ K＝1.77×10－4‎ K1＝1.3×10－7 ‎ K2＝7.1×10－15‎ K1＝4.4×10－7 ‎ K2＝4.7×10－11‎ K＝3.0×10－8‎ 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)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。‎ ‎(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学反应方程式不正确的是________(填序号)。‎ ‎①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑‎ ‎②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO ‎③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO ‎④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO ‎⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O 答案　(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO ‎(2)S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－‎ ‎(3)①②④‎ ‎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%‎ ‎(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。‎ ‎(1)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(×)‎ ‎(2)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(×)‎ ‎(3)电离常数大的酸溶液中的[H＋]一定比电离常数小的酸溶液中的[H＋]大(×)‎ ‎(4)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(×)‎ ‎(5)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(√)‎ 题组一　应用电离常数判断酸性强弱(不定项选择题)‎ ‎1．(2019·大连质检)已知下面三个数据：7.2×10－4 mol·L－1、4.6×10－4 mol·L－1、4.9×10－10 mol·‎ L－1分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)‎ A．K(HF)＝7.2×10－4 mol·L－1‎ B．K(HNO2)＝4.9×10－10 mol·L－1‎ C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF＞HNO2＞HCN D．K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)‎ 答案　B 解析　相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，结合强酸制取弱酸分析可知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸而小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10－4 mol·L－1，故B错误。‎ ‎2．已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：‎ 弱酸化学式 HX HY H2CO3‎ 电离平衡常数/ mol·L－1‎ ‎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：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3‎ C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO===HCO＋Y－‎ D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 答案　AB 解析　根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，故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，故B正确。‎ 题组二　判断微粒浓度比值的大小 ‎3．(2018·济南二模)25 ℃时，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[H＋][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 答案　B 解析　A项中，0.1 mol·L－1氨水稀释过程中[H＋]增大，[OH－]减小，因而比值变大，错误；B项，向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa，溶液中＝，加入CH3COONa，溶液碱性增强，则[H＋]降低，所以的值增大，正确；C项，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[H＋]相等，则[H＋]＝Ka1·＝Ka2·，而Ka1＞Ka2，则＞，错误；D项，0.1 mol·L－1的HF加水稀释，[F－]趋近于0，而[H＋]趋于不变(10－7 ‎ mol·L－1)，故比值变小，错误。‎ ‎4．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＝，或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增大，因而其比值变小。‎ ‎(2)将该式变为＝，或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大，因而其比值变大。‎ ‎(3)假设无限稀释，[CH3COO－]趋近于0，极稀溶液要考虑水的电离，[H＋]趋近于10－7mol·L－1，因而比值变小。‎ ‎(4)此式为Ka。‎ ‎(5)将该式变为＝。‎ 溶液中某些离子浓度比值的变化判断方法 对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用三种方法分析：一种方法是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。第二种方法是“凑常数”，解题时将某些离子的浓度比值关系，去乘以或除以某种离子的浓度，将会转化为一个常数与某种离子浓度乘积或相除的关系。第三种方法是“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，[CH3COO－]趋近于0，[H＋]趋于不变，故比值变小。‎ ‎1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较 ‎(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 比较项目 酸 ‎[H＋]‎ pH 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 盐酸 大 小 相同 相同 大 醋酸溶液 小 大 小 ‎(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 比较项目 酸 ‎[H＋]‎ c(酸)‎ 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 盐酸 相同 小 小 少 相同 醋酸溶液 大 大 多 ‎2.一元强酸(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 加水稀释相同的倍数，醋酸的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 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 理解应用 ‎1．在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸　c．醋酸三种酸：‎ ‎(1)当三种酸物质的量浓度相同时，[H＋]由大到小的顺序是_____________(用字母表示，下同)。‎ ‎(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是______________。‎ ‎(3)若三者[H＋]相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________________。‎ ‎(4)当三者[H＋]相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是__________。‎ ‎(5)当三者[H＋]相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__________________________________，‎ 反应所需时间的长短关系是__________。‎ ‎(6)将[H＋]相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，[H＋]由大到小的顺序是__________。‎ ‎(7)将[H＋]相同且体积也相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为__________。‎ 答案　(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b ‎(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b ‎(7)c>a＝b 解析　解答本题要注意以下三点：①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的电离平衡。‎ ‎2．为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。‎ ‎(1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是____________，理由是_____________________________________。‎ ‎(2)乙分别取pH＝3的醋酸和盐酸各1 mL，分别用蒸馏水稀释到100 mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是______________________。‎ ‎(3)丙分别取pH＝3的盐酸和醋酸各10 mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的平均速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？________，请说明理由：‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是_____________________________________________________。‎ 答案　(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全电离　(2)盐酸的pH＝5，醋酸的pH＜5　(3)正确　由于醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，[H＋]变化小，产生H2的平均速率醋酸比盐酸快　(4)将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量水配成溶液，再分别滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液变浅红色，NaCl溶液不变色 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。‎ ‎(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的快慢。‎ 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。‎ ‎(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。‎ 角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：‎ ‎(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。‎ ‎(2)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。现象pH＞7。‎ 每小题有一个或两个选项符合题意。‎ ‎1．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)‎ 答案　C 解析　强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸会继续电离出H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。‎ ‎2.(2020·合肥模拟)已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是(　　)‎ A．曲线Ⅰ为次氯酸稀释时pH变化曲线 B．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗氢氟酸的体积较小 C．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小 D．从b点到d点，溶液中保持不变(HR代表HClO或HF)‎ 答案　D 解析　A项，酸性越强，加水稀释时溶液pH变化越大，HF酸性强于HClO，加水稀释时pH变化大，所以曲线Ⅰ代表HF稀释时pH变化曲线，错误；B项，pH相同的两种酸，越弱的酸其浓度越大，消耗的NaOH溶液体积更多，HClO酸性弱于HF，所以中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO的体积较小，错误；C项，酸越弱，电离出H＋趋势越小，对水的电离抑制程度越低，所以b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大，错误；D项，溶液中＝＝，平衡常数只随温度的改变而改变，所以从b点到d点，溶液中保持不变，正确。‎ ‎3.(2020·洛阳联考)两种一元碱MOH和ROH的溶液分别加水稀释，溶液pH的变化如图所示，下列叙述不正确的是(　　)‎ A．MOH是一种弱碱 B．在x点，[M＋]＞[R＋]‎ C．稀释前，[ROH]＝10[MOH]‎ D．稀释前MOH溶液和ROH溶液中由水电离出的[OH－]前者是后者的10倍 答案　BC 解析　A项，由图像可知稀释相同倍数，MOH的pH变化慢，故MOH为弱碱；B项，在x点，[OH－]＝[M＋]＋[H＋]＝[R＋]＋[H＋]，x点时MOH和ROH溶液中[H＋]均为10－11 mol·L－1，[OH－]均为10－3 mol·L－1，故[M＋]＝[R＋]；C项，MOH为弱碱，若ROH为强碱，则稀释前[ROH]＜10[MOH]；D项，稀释前MOH溶液中由水电离出的[OH－]＝10－12 mol·L－1；ROH溶液中由水电离出的[OH－]＝10－13 mol·L－1，故前者是后者的10倍。‎ ‎4.常温下，pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH随lg 的变化关系如图所示，下列叙述错误的是(　　)‎ A．常温下：Ka(HB)＞Ka(HC)‎ B．HC的电离度：a点＜b点 C．当lg ＝4时，三种溶液同时升高温度，减小 D．当lg ＝5时，HA溶液的pH为7‎ 答案　D 解析　A项，由图可知，HA稀释10倍pH增大1，则HA为强酸，HB、HC稀释10倍，pH增大值小于1，则HB、HC为弱酸，HB、HC稀释同等倍数，pH的改变值：HB＞HC，酸性：HB＞HC，常温下，Ka(HB)＞Ka(HC)，正确；B项，对于HC，b点稀释的倍数大于a点，加水稀释促进弱酸的电离，HC的电离度：a点＜b点，正确；C项，HA为强酸，对HA溶液升 高温度，[A－]不变，对HC溶液升高温度促进HC电离，[C－]增大，减小，正确；D项，HA溶液为酸溶液，无论如何稀释pH＜7，错误。‎ ‎5．25 ℃时，用浓度为0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是(　　)‎ A．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZKHY D．pH＝7时，三种溶液中[Z－]＞[Y－]＞[X－]‎ 答案　BD 解析　由图像知酸性：HZ>HY>HX，HZ为强酸，相同条件下三种酸溶液导电能力：HZ>HY>HX，A、C错误；从滴定曲线知Ka(HY)＝＝ mol·L－1‎ ‎≈10－5 mol·L－1，B正确；中和至pH＝7时，HX、HY、HZ消耗的NaOH的物质的量依次增多，则[Z－]>[Y－]>[X－]，D正确。‎ ‎1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”‎ ‎(1)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－(√)(2018·北京，8B)‎ ‎(2)LiH2PO4溶液中含P元素的粒子有H2PO、HPO和PO(×)(2018·天津，6B改编)‎ ‎(3)常温下，pH＝2的H3PO4溶液，加水稀释使电离度增大，溶液pH减小(×)‎ ‎(2019·全国卷Ⅲ，11C)‎ ‎(4)常温下，pH＝2的H3PO4加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强(×)(2019·全国卷Ⅲ，11D)‎ ‎(5)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小(×)‎ ‎(2016·全国卷Ⅲ，13A)‎ ‎(6)常温下，0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH大于7能证明乙酸是弱酸(√)‎ ‎(2016·上海，6B改编)‎ ‎(7)室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强(×)(2016·江苏，7D)‎ ‎2．(2015·海南，11)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5 mol·L－1)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3 mol·L－1)在水中的电离度与浓度关系的是(　　)‎ 答案　B 解析　根据甲、乙的电离平衡常数得，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，弱电解质的电离程度减小，排除D选项，故B项正确。‎ ‎3．(2019·天津，5)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4 mol·L－1和1.7×10－5 mol·L－1。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)‎ A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液 B．溶液中水的电离程度：b点>c点 C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)‎ D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同 答案　C 解析　根据HNO2和CH3COOH的电离常数，可知酸性：HNO2>CH3COOH，相同pH的两种酸溶液，稀释相同倍数时，弱酸的pH变化较小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的[H＋]‎ 大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点[HNO2]，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同，D项错误。‎ ‎4．(2019·全国卷Ⅰ，11)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3 mol·L－1，Ka2＝3.9×10－6 mol·L－1)溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是(　　)‎ A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关 B．Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的 C．b点的混合溶液pH＝7‎ D．c点的混合溶液中，[Na＋]>[K＋]>[OH－]‎ 答案　C 解析　滴定至终点时发生反应：2NaOH＋2KHA===K2A＋Na2A＋2H2O。溶液导电能力与溶液中离子浓度和种类有关，离子浓度越大、所带电荷越多，其导电能力越强，A项正确；图像中纵轴表示“相对导电能力”，随着NaOH溶液的滴加，溶液中[K＋]、[HA－]逐渐减小，而Na＋、A2－的物质的量逐渐增大，由题图可知，溶液的相对导电能力逐渐增强，说明Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的，B项正确；本实验默认在常温下进行，滴定终点时，溶液中的溶质为邻苯二甲酸钠和邻苯二甲酸钾，由于邻苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈碱性，pH>7，C项错误；滴定终点时，[K＋]＝[Na＋]，a点到b点加入NaOH溶液的体积大于b点到c点的，故c点时[K＋]>[OH－]，所以[Na＋]>[K＋]>[OH－]，D项正确。‎ ‎5．(2017·全国卷Ⅱ，12)改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示(已知δ(X)＝)。‎ 下列叙述错误的是(　　)‎ A．pH＝1.2时，[H2A]＝[HA－]‎ B．lg[K2(H2A)]＝－4.2‎ C．pH＝2.7时，[HA－]>[H2A]＝[A2－]‎ D．pH＝4.2时，[HA－]＝[A2－]＝[H＋]‎ 答案　D 解析　A项，根据图像，pH＝1.2时，H2A和HA－相交，则有[H2A]＝[HA－] mol·L－1，正确；B项，根据pH＝4.2时，K2(H2A)＝＝[H＋]＝10－4.2 mol·L－1，正确；C项，根据图像，pH＝2.7时，H2A和A2－相交，则有[H2A]＝[A2－]，正确；D项，根据pH＝4.2时，[HA－]＝[A2－]，且[HA－]＋[A2－]约为0.1 mol·L－1，而[H＋]＝10－4.2 mol·L－1，可知[HA－]＝[A2－]＞[H＋]，错误。‎