新高考化学考点一轮复习全国通用学案第8章第1节弱电解质的电离平衡

第一节 弱电解质的电离平衡 [课标解读] 1.理解弱电解质在水中的电离平衡。 2.能利用电离平衡常数 (Ka、Kb)进行相关计算。 弱电解质的电离平衡 知识梳理 1．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的概念 一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成 弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到平衡状态。 (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。 [辨易错] (1)CH3COOH 溶于水达到电离平衡时，c(CH3COOH)与 c(CH3COO－)相等。 ( ) (2)当弱酸在水中达到电离平衡时，v(电离)＝0。 ( ) (3)氨气溶于水，当 NH3·H2O 电离出的 c(OH－)＝c(NH＋ 4 )时，表明 NH3·H2O 电离处于平衡状态。 ( ) [答案] (1)× (2)× (3)× 2．影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素。 (2)外因 ①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。 ②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向 移动，电离程度减小。 ④加入能反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。 [深思考] 思考下列问题，并分析总结。 (1)稀氨水稀释，溶液中各离子浓度均减小吗？为什么？ (2)电离平衡向右移动，①电解质浓度一定减小吗？ ②电解质的电离程度一定增大吗？ ③电离出的离子浓度一定增大吗？ [答案] (1)不一定，稀氨水稀释，c(OH－)减小而 c(H＋)增大。 (2)① 电 离 平 衡 右 移 ， 电 解 质 分 子 的 浓 度 不 一 定 减 小 ， 如 对 于 CH3COOH CH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大， 平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除这种改变，再次平衡 时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 ②电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离 平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小。 ③电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在 CH3COOH 溶液中加水稀 释或加少量 NaOH 固体，都会引起平衡右移，但 c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平 衡时要小。 知识应用 填表： 实例(稀溶液) CH3COOH H＋＋CH3COO－ ΔH>0 改变条件 平衡移动方 向 c(H＋) c(OH－) 导电能 力 电离程 度 ①加水稀释 向右 ②加 CH3COONa(s) 向左 ③加入少量冰醋酸 向右 ④加 NaOH(s) 向右 [答案] ①减小 增大 减弱 增大 ②减小 增大 增强 减小 ③增大 减小 增强 减小 ④减小 增大 增强 增大 ◎命题点 电解质的电离平衡及影响因素 1．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2O H2CO3 H ＋ ＋ HCO－ 3 ，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 C [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，c(H＋)减小，体液的 pH 增大。] 2．(2021·广东选择考适应性测试，T9)叠氮酸(HN3)与 NaOH 溶液反应生成 NaN3。已知 NaN3 溶液呈碱性，下列叙述正确的是( ) A．0.01 mol·L－1 HN3 溶液的 pH＝2 B．HN3 溶液的 pH 随温度升高而减小 C．NaN3 的电离方程式：NaN3===Na＋＋3N－ 3 D．0.01 mol·L－1 NaN3 溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(N－ 3 )＋c(HN3) B [A．由题意，NaN3 溶液呈碱性，则叠氮酸根(N－ 3 )会发生水解，说明 HN3 为弱酸，在水溶液中不能完全电离，故 0.01 mol·L－1 HN3 溶液的 pH>2，A 选项 错误；B.HN3 为弱酸，电离方程式为 HN3 H＋ ＋ N－ 3 ，电离是吸热过程，升 高温度促进 HN3 的电离，c(H＋)增大， pH 减小，B 选项正确；C.NaN3 是强电 解质，完全电离出 Na＋和 N－ 3 ，电离方程式为 NaN3===Na＋＋N－ 3 ，C 选项错误； D．0.01 mol·L－1 NaN3 溶液中：由物料守恒 c(Na＋ )＝c(N－ 3 )＋c(HN3)，故 D 选 项错误；故答案选 B。] 3．常温下将浓度为 0.1 mol·L－1 HF 溶液加水稀释，下列各量如何变化？(填 “变大”“变小”或“不变”) (1)c(H＋)________、c(OH－)________、c(F－)________、c(HF)________。 (2)cH＋ cHF____________、cOH－ cF－ ______________、cF－ cHF______________。 (3)cF－·cH＋ cHF ______、cHF·cOH－ cF－ ______。 [答案] (1)变小 变大 变小 变小 (2)变大 变大 变大 (3)不变 不 变 加水稀释粒子浓度比值变化分析模型 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如 HF 溶液：cH＋ cHF ＝nH＋ nHF 。(由浓 度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如 HF 溶液：cH＋ cHF ＝ cH＋·cF－ cHF·cF－ ＝ Ka cF－ 。(由两变量转变为一变量) 注 意 两 个 常 数 表 达 式 ： Ka ＝ cH＋·cF－ cHF ， Kh ＝ cOH－·cHF cF－ ＝ cOH－·cHF·cH＋ cF－·cH＋ ＝Kw Ka 。 电离常数与电离度 知识梳理 1．电离常数 (1)电离常数表达式 ①一元弱酸 HA 的电离常数：根据 HA H ＋ ＋A － ，可表示为 Ka＝ cH＋·cA－ cHA 。 ②一元弱碱 BOH 的电离常数：根据 BOH B＋＋OH－，可表示为 Kb＝ cOH－·cB＋ cBOH 。 ③H2CO3 的第一步电离常数为 Ka1＝cHCO－ 3 ·cH＋ cH2CO3 ，第二步电离常数为 Ka2 ＝cCO2－ 3 ·cH＋ cHCO－ 3  。 (2)电离常数意义：相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所 对应的酸性或碱性相对越强。 (3)电离常数的影响因素 ①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程 是吸热的，故温度升高，K 增大。 ②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是 K1≫K2≫K3……， 其理由是前一步电离出的 H＋抑制下一步的电离，故其酸性主要决定于第一步电 离。 [辨易错] (1)改变条件，电离平衡右移，电离常数一定增大。 ( ) (2)弱酸 H2S 的电离常数表达式为 Ka＝c2H＋·cS2－ cH2S 。 ( ) (3)25 ℃时，0.01 mol·L－1 的 HA 溶液的 pH＝4，其电离常数为 1×10－4。 ( ) (4)电离常数与化学平衡常数一样，均只与温度有关，与浓度无关。( ) [答案] (1)× (2)× (3)× (4)√ 2．电离度(α) (1)表达式 α＝ 已电离的弱电解质分子数 溶液中原有弱电解质的总分子数 ×100% 或α＝ 弱电解质的某离子浓度 溶液中原有弱电解质的浓度 ×100% (2)影响因素 温度的 影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大； 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度的 影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小； 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 [深思考] 思考下列问题，并分析总结。 (1)改变条件，电离度增大，电离常数一定增大吗？为什么？ (2)向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡右移，电离度增大吗？为什么？ [答案] (1)不一定，升温引起电离度增大，电离常数一定增大，否则不变。 (2)不增大，根据勒夏特列原理可知，电离程度变小，电离度变小。 知识应用 1．25 ℃时，0.01 mol·L－1 的 HA 溶液中 HA 的电离度为 0.1%，则 25 ℃时， c(H＋)和 Ka(HA)分别为多少？写出解题步骤。 [答案] c(H＋)＝0.01 mol·L－1×0.1%＝1×10－5 mol·L－1， Ka(HA)＝1×10－5×1×10－5 0.01 ＝10－8。 2．已知 H2CO3 的 Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，Ka(HClO)＝3.0×10－8。 向 NaClO 溶液中通入少量 CO2，反应的离子方程式为_________________。 [答案] ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－ 3 ◎命题点 1 电离常数及其应用 1．(2020·济宁 模拟 )醋酸溶液 中存 在电 离平 衡 CH3COOH H ＋ ＋ CH3COO－，下列叙述不正确的是( ) A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数 Ka 值增大 B．0.10 mol·L－1 的 CH3COOH 溶液中加水稀释，溶液中 c(OH－)增大 C．CH3COOH 溶液中加少量的 CH3COONa 固体，平衡逆向移动 D．25 ℃时，欲使醋酸溶液 pH、电离常数 Ka 和电离程度都减小，可加入少 量冰醋酸 D [醋酸的电离吸热，升高温度促进电离，导致电离常数增大，A 项正确； 加水稀释促进电离，溶液中 c(H＋)减小，c(OH－)增大，B 项正确；向醋酸溶液中 加入 CH3COONa 固体，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，C 项正确；温度不 变，电离常数不变，D 项错误。] 2．分析表中数据，下列叙述错误的是( ) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) 1.8×10－5 4.9×10－10 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 A．CH3COO－、HCO－ 3 、CN－在溶液中可以大量共存 B．CH3COO－＋HCN===CH3COOH＋CN－不能发生 C．向 NaCN 溶液中通入少量 CO2，发生的离子方程式为 2CN－＋CO2＋ H2O===2HCN＋CO2－ 3 D．CH3COOH、H2CO3、HCN 的电离程度依次减弱 C [根据电离常数可知，HCN 与 CO 2－ 3 可以反应生成 HCO－ 3 ，C 项错误。] 电离常数(K)的三大应用 (1)判断弱电解质的强弱，K 越大，性质越强。 (2)判断盐溶液中酸碱性强弱，K 越大，对应的盐水解程度越小，呈现的酸、 碱性越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，K 较大的酸或碱能制 K 较小的酸或碱。 ◎命题点 2 电离常数的有关计算 电离常数的计算模板 (1)已知 c(HX)和 c(H＋)，求电离平衡常数： HX H＋ ＋ X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡：c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝ cH＋·cX－ cHX－cH＋ ＝ c2H＋ cHX－cH＋ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX) －c(H＋)≈c(HX)。 则 K＝c2H＋ cHX ，代入数值求解即可。 (2)特定条件下的 Ka 或 Kb 的有关计算 25 ℃时，a mol·L－1 弱酸盐 NaA 溶液与 b mol·L－1 的强酸 HB 溶液等体积混 合，溶液呈中性，则 HA 的电离常数 Ka 求算三步骤： ①电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)⇒c(A－)＝c(Na＋)－ c(B－)＝a－b 2 mol·L－1。 ②物料守恒 c(HA)＋c(A－)＝a 2 mol·L－1⇒c(HA)＝a 2 mol·L－1－a－b 2 mol·L －1 。 ③Ka＝cH＋·cA－ cHA ＝ 10－7×a－b 2 a 2 －a－b 2 。 3．(1)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 H2CO3 HCO－ 3 ＋H＋的电离常数 K1 ＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。 (2)25 ℃时，用 0.1 mol·L－1 的 CH3COOH 溶液滴定 20 mL 0.1 mol·L－1 的 NaOH 溶液，当滴加 V mL CH3COOH 溶液时，混合溶液的 pH＝7。已知 CH3COOH 的电离常数为 Ka，忽略混合时溶液体积的变化，则 Ka 为________(用 含 V 的式子表示)。 (3)25 ℃时，向含 a mol NH4NO3 的溶液中滴加 b L 氨水呈中性，则所滴加氨 水的浓度为________mol·L－1[已知 Kb(NH3·H2O)＝2×10－5]。 (4)25 ℃时，将 a mol·L－1 CH3COOH 溶液与 0.01 mol·L－1 Ba(OH)2 溶液等体 积混合，溶液中 2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则 CH3COOH 的 Ka 为________。 [解析] (1)由 H2CO3 H＋＋HCO － 3 得 K1＝cH＋·cHCO－ 3  cH2CO3 ＝2.5×10－6×2.5×10－6 1.5×10－5 ≈4.2×10－7。 (2)根据电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及 c(H＋)＝ c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝0.1×20 20＋V mol·L－1，混合溶液的 pH＝7，说 明醋酸过量，c(CH3COOH)≈0.1V－20 20＋V mol·L－1， 则 Ka＝cH＋·cCH3COO－ cCH3COOH ＝2×10－7 0.1V－2 。 (3)根据溶液呈中性可知 c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1， n(NH＋ 4 )＝n(NO－ 3 )＝a mol 设加入氨水的浓度为 c mol·L－1，混合溶液的体积为 V L 由 Kb＝cNH＋ 4 ·cOH－ cNH3·H2O ＝ a V mol·L－1×10－7 mol·L－1 bc V mol·L－1 ＝2×10－5 mol·L－1， 得 c＝ a 200b mol·L－1。 (4)根据电荷守恒知：c(H＋)＋2c(Ba2＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，因为 2c(Ba2 ＋)＝c(CH3COO－ )故 c(H ＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，c(CH3COO－)＝2×0.01 2 mol·L － 1 。 根 据 物 料 守 恒 知 c(CH3COOH) ＝ a 2 －2×0.01 2 mol·L － 1 ＝ a 2 －0.01 mol·L－1。 所以，Ka＝ 10－7×2×0.01 2 a 2 －0.01 ＝ 10－9 a 2 －0.01 。 [答案] (1)4.2×10－7 (2)2×10－7 0.1V－2 (3) a 200b (4) 10－9 a 2 －0.01 ◎命题点 3 利用图像特殊点求电离常数 4．常温下，0.1 mol·L－1 的 H2C2O4 溶液中 H2C2O4、HC2O－ 4 、C2O 2－ 4 三者所 占物质的量分数(分布系数)随 pH 变化的关系如图所示。则 H2C2O4 的 Ka1＝ ________，Ka2＝________。 H2C2O4 溶液中各种粒子分布曲线 [解析] pH＝1.3 时，c(H2C2O4)＝c(HC2O－ 4 )，故 Ka1＝cHC2O－ 4 ·cH＋ cH2C2O4 ＝ 1×10－1.3，同理求 Ka2＝1×10－4.3。 [答案] 1×10－1.3 1×10－4.3 5.甲胺(CH3NH2)是一种应用广泛的一元弱碱，其电离方程式为：CH3NH2 ＋H2O CH3NH＋ 3 ＋OH－。常温下，向 20.0 mL 0.10 mol·L－1 的甲胺溶液中滴 加 V mL 0.10 mol·L－1 的稀盐酸，混合溶液的 pH 与相关粒子浓度的关系如图所 示。 则常温下，甲胺的电离常数 Kb 为________。 [解析] Kb＝cCH3NH＋ 3 ·cOH－ cCH3NH2 ，a 点时，pH＝10.6，c(OH－)＝ 10－14 10－10.6 ＝10 －3.4， lg cCH3NH＋ 3  cCH3NH2 ＝0，c(CH3NH＋ 3 )＝c(CH3NH2) 故 Kb＝10－3.4。 [答案] 10－3.4 利用图像求电离常数的步骤(以 HA 为例) 第一步 —|找图像中的特殊点——cA－＝ cHA或 lg cA－ cHA ＝0 相应点 ↓ 第二步 —找出上述特殊点的 pH 或 cH＋、cOH－ ↓ 第三步 —根据电离常数表达式确定 Ka＝cH＋ 强、弱电解质的判断与比较 知识梳理 1．强、弱电解质的判断(以 HA 为例) 实验方法 结论 ①测 0.01 mol·L－1 HA 溶液的 pH pH＝2，HA 为强酸 pH>2，HA 为弱酸 ②测 NaA 溶液的 pH(25 ℃) pH＝7，HA 为强酸 pH>7，HA 为弱酸 ③相同条件下，测相同浓度的 HA 和 HCl(强酸)溶液的导电能力 若 HA 溶液的导电能力比 HCl(强 酸)溶液的弱，则 HA 为弱酸 ④测相同 pH 的 HA 溶液与盐酸稀释相 同倍数前后的 pH 变化 若 HA 溶液的 pH 变化较小，则 HA 为弱酸 ⑤测等体积、等 pH 的 HA 溶液、盐酸 分别与足量锌反应产生 H2 的快慢及 H2 的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快 且最终产生 H2 的量较多，则 HA 为 弱酸 ⑥测等体积、等 pH 的 HA 溶液和盐酸 中和等浓度碱溶液所需消耗的碱的量 若 HA 溶液耗碱量大，则 HA 为弱 酸 2.一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 (1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的 比较 比较项目 酸 c(H＋) pH 中和碱 的能力 与足量 Zn 反应 产生 H2 的量 开 始 与 金 属 反 应 的 速率 一元强酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 (2)相同 pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较 项目 酸 c(H＋) c(酸) 中和碱 的能力 与足量 Zn 反应 产生 H2 的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。 3．图像法理解一强一弱稀释规律 (1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的倍数，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 (3)一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像 实验操作 图像 同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与 足量 Zn 反应 同体积、同 pH 的盐酸和醋酸分别与 足量 Zn 反应 ◎命题点 1 强、弱电解质的判断 1．下列事实一定能说明 HNO2 为弱电解质的是( ) ①常温下，NaNO2 溶液的 pH>7 ②用 HNO2 溶液做导电实验灯泡很暗 ③HNO2 不能与 NaCl 反应 ④常温下 0.1 mol·L－1 的 HNO2 溶液 pH＝2 ⑤1 L pH＝1 的 HNO2 溶液加水稀释至 100 L 后溶液的 pH＝2.2 ⑥1 L pH＝1 的 HNO2 和 1 L pH＝1 的盐酸与足量的 NaOH 溶液完全反应， 最终 HNO2 消耗的 NaOH 溶液多 ⑦HNO2 溶液中加入一定量 NaNO2 晶体，溶液中 c(OH－)增大 ⑧HNO2 溶液中加水稀释，溶液中 c(OH－)增大 A．①②③⑦ B．①③④⑤ C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧ C [②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤ 如果是强酸，加水稀释至 100 L 后溶液的 pH＝3，实际 pH＝2.2，这说明 HNO2 溶液中存在 HNO2 H＋＋NO－ 2 ，是弱酸；⑥依据 HNO2＋NaOH===NaNO2 ＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O 可知，c(HNO2)大于 c(HCl)，而溶液中 c(H ＋)相同，所以 HNO2 没有全部电离；⑦加入 NaNO2，溶液中 c(OH－)增大，说明 电离平衡移动；⑧不论是强酸还是弱酸，加水稀释，溶液中 c(H＋)均减小，而 c(OH －)增大。] 弱电解质判断的四角度 角度一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测 0.1 mol·L－1 的 CH3COOH 溶液的 pH>1。 角度二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移 动，如 pH＝1 的 CH3COOH 加水稀释 100 倍后，1c 点 C．从 c 点到 d 点，溶液中cHA·cOH－ cA－ 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 n(Na＋)相同 C [加相同体积水，曲线Ⅱ对应的 pH 变化较大，代表较强的酸，即 HNO2， A 错误；酸液中 pH 越小，水的电离程度越小，即 b 点Ka(HC) B．HC 的电离度：a 点Ka(HC)，A 正确；由 a 点→b 点为加水稀释 HC 溶液的过程，HC H＋＋C－电离平衡向右移动，故电离度 a 点NaClO2 C [由题图可知，1 mol·L－1 HClO2 溶液的 pH>0,1 mol·L－1 HMnO4 溶液的 pH＝0，说明 HClO2 是弱酸，HMnO4 为强酸，故 A 错误；因为 HClO2 为弱酸， 稀释促进其电离，在 0≤pH≤5 时，HClO2 溶液不满足 pH＝lg V V0 ，故 B 错误； 稀释前，等体积、等浓度的 HClO2 溶液和 HMnO4 溶液消耗 NaOH 的物质的量 相同，故消耗的 NaOH 溶液的体积相等，故 C 正确；NaClO2 为强碱弱酸盐，水 解使溶液显碱性，pH>7，NaMnO4 为强酸强碱盐，溶液显中性，故 D 错误。] [真题验收] 1．(2019·全国卷Ⅲ)设 NA 为阿伏加德罗常数值。关于常温下 pH＝2 的 H3PO4 溶液，下列说法正确的是( ) A．每升溶液中的 H＋数目为 0.02NA B．c(H＋)＝c(H2PO－ 4 )＋2c(HPO2－ 4 )＋3c(PO3－ 4 )＋c(OH－) C．加水稀释使电离度增大，溶液 pH 减小 D．加入 NaH2PO4 固体，溶液酸性增强 B [磷酸是中强酸，存在电离平衡。A 项，常温下 pH＝2 的 H3PO4 溶液中， c(H＋)＝0.01 mol·L－1，每升溶液中的 H＋数目为 0.01NA，错误；B 项，由电荷守 恒知，c(H＋)＝c(H2PO－ 4 )＋2c(HPO2－ 4 )＋3c(PO3－ 4 )＋c(OH－)，正确；C 项，加水稀 释使电离平衡右移，电离度增大，但是溶液中的离子浓度减小，溶液中的 H＋浓 度减小，故溶液 pH 增大，错误；D 项，加入 NaH2PO4 固体，抑制了磷酸的第 一步电离，溶液酸性减弱，错误。] 2．(2015·全国卷Ⅰ)浓度均为 0.10 mol·L－1、体积均为 V0 的 MOH 和 ROH 溶液，分别加水稀释至体积 V，pH 随 lg V V0 的变化如图所示，下列叙述错误的是 ( ) A．MOH 的碱性强于 ROH 的碱性 B．ROH 的电离程度：b 点大于 a 点 C．若两溶液无限稀释，则它们的 c(OH－)相等 D．当 lg V V0 ＝2 时，若两溶液同时升高温度，则cM＋ cR＋ 增大 D [A 项，lg V V0 ＝2 时，稀释 100 倍，根据 MOH、ROH 的 pH 变化⇒MOH 为强碱、ROH 为弱碱；B 项，加水稀释，促进弱碱的电离⇒ROH 的电离程度 b>a；C 项，无限稀释，碱性相同；D 项，lg V V0 ＝2 时，升高温度，弱碱 ROH 的 电离程度增大，强碱无影响，故 c(M＋)基本不变，c(R＋)增大⇒cM＋ cR＋ 减小。] 3．(2020·全国卷Ⅱ，T26(2))化学工业为疫情防控提供了强有力的物质支撑。 氯的许多化合物既是重要化工原料，又是高效、广谱的灭菌消毒剂。回答下列 问题： 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)＝ cX cHClO＋cClO－ ，X 为 HClO 或 ClO－]与 pH 的关系如图所示。 HClO 的电离常数 Ka 值为________________。 [解析] HClO 溶液中存在电离平衡 HClO H＋＋ClO－，HClO 的电离 常数 Ka＝cH＋·cClO－ cHClO ，由题图可知当 pH＝7.5 时，溶液中 c(ClO－)＝c(HClO)， 即 Ka＝c(H＋)＝10－7.5。 [答案] 10－7.5 [新题预测] 1．pC 类似 pH，如图为 CO2 的水溶液中加入强酸或强碱溶液后，平衡时溶 液中各种组分的 pCpH 图。依据图中信息，下列说法不正确的是( ) A．H2CO3、HCO－ 3 、CO 2－ 3 不能在同一溶液中大量共存 B．H2CO3 电离平衡常数 Ka1＝10－6 C．人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系(H2CO3 HCO－ 3 )可以抵消少量酸或碱， 维持 pH＝7.4，但当过量的酸进入血液中时，血液缓冲体系中的 cH＋ cH2CO3 最终将 变大 D．pH＝9 时，溶液中存在关系 c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO2－ 3 ) D [CO2－ 3 ＋H2CO3===2HCO－ 3 ，A 正确；pH＝6 时，c(H2CO3)＝c(HCO－ 3 )， 故 Ka1＝c(H＋)＝10－6，B 正确；维持 pH＝7.4，但当过量的酸进入血液中时，血 液中氢离子浓度增大，平衡向左移动放出 CO2，碳酸浓度基本不变，则血液缓 冲体系中的 cH＋ cH2CO3 最终将变大，故 C 正确；pH＝9 时，由图像可得溶液中离 子关系是 c(HCO－ 3 )>c(CO2－ 3 )>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)，因此 D 选项的离子浓度 关系不可能出现，故 D 错误。] 2.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：①HA 的电离常数：Ka＝ cH＋·cA－ cHA－cA－ ≈c2H＋ cHA ； ②pKa＝－lg Ka。 A．酸性：HA>HB B．a 点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·L－1 C．T ℃时，弱酸 HB 的 pKa≈5 D．弱酸的 Ka 随溶液浓度的降低而增大 D [从图中得到，浓度相等的时候，HB 溶液的 pH 更高，说明 HB 的酸性 更弱，A 项正确；a 点溶液的纵坐标为 4，即溶液的 pH 为 2(注意纵坐标为 pH 的 2 倍)，所以 c(H＋)＝0.01 mol·L－1，a 点溶液的横坐标为－1，即 lg c(HA)＝－ 1，所以 c(HA)＝0.1 mol·L－1，B 项正确；从图中得到，1 mol·L－1 的 HB 溶液的 pH＝2.5，即 c(H＋)＝10－2.5 mol·L－1，所以 Ka≈c2H＋ cHA ＝10－2.52 1 ＝10－5，pKa≈5， C 项正确；Ka 是电离常数，其数值只与温度相关，温度不变，Ka 值不变，D 项 错误。]