第1讲弱电解质的电离平衡(精讲深剖)(解析版)

1、第一讲弱电解质的电离平衡真题速递1. (2019全国出卷)设Na为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH=2的H3P。4溶液，下列说法正确的是A.每升溶液中的 H+数目为0.02Na3B. c(H+尸 c(H2PO4)+2c(HPO4)+3c(PO4 )+ 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【答案】B【解析】A、常温下pH=2,则溶液中氢离子浓度是 0.01mol/L,因此每升溶液中 H卡数目为0.01Na, A 错误；B、根据电荷守恒可知选项 B正确；C、加水稀释促进电离，电离度增大，但氢离子浓度减小，pH增大，C错误；D、加入NaH2PO

2、4固体，H2PO4浓度增大，抑制磷酸的电离，溶液的酸性减弱， D错误。452. (2019天津)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0 10和1.7 10 。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5点c HA c OHC,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)c AD.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】A、由图可知，稀释相同的倍数，n的变化大，则n的酸性比I的酸性强，n代表 HNO2,

3、 i代表CH3COOH,故A错误；B、酸抑制水电离，b点pH小，酸性强，对水电离抑制程度大，故 B错误；C、 n 代表 HNO2, c(HNO2)c(OH-)/c(NO2-)=c(H+) c(HNO2)c(OH-)/c(H+) c(NO2-)=kw/k(HNO2), kw 为水的离子积 常数，k(HNO2)为HNO2的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，故 C正确；D、体积和 pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c (CH3COOH) c (HNO2),分别滴加同浓度的 NaOH溶液至恰好 中和，CH3COOH消耗的氢氧化钠溶液体积多， HNO2消耗的NaOH少，故D错误。

4、3. (2019江苏)室温下，反应 HCO3+H2O峰? H2CO3+OH-的平衡常数K=2.2M0-8。将NH4HCO3溶液 和氨水按一定比例混合，可用于浸取废渣中的ZnO。若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是A. 0.2 mol L-1 氨水:c (NH3 H2O)c(NH4) c (OH-) c (H+)B. 0.2 mol L-1NH4HCO3 溶液(pH7) : c ( NH 4 ) c (HCO3A c (H 2CO3) c (NH3H2O)C. 0.2 mol L-1 氨水和 0.2 mol L-1NH 4HCO 3溶液等体积混合：c(

5、 NH 4 )+c(NH 3 H2O)=c(H 2CO3)+c (HCOa)+c(CO2 )D. 0.6 mol L-1 氨水和 0.2 mol L-1 NH4HCO3溶液等体积混合：c (NH3 H2O)+ c(CO2 )+ c(OH-)=0.3 mol L-1+ c (H2CO3)+ c (H+)【答案】BD【解析】A.NH 3SH2O属于弱碱，部分电离，氨水中存在的电离平衡有：NH3HO耀? NH4+OH-,H2O窿 3H+OH-,所以c(OH-)c(NH 4+),故A错误；B.NH 4HCO3溶液显碱性，说明 HCO3-的水解程度大 于 NH 4+的水解，所以 c(NH 4+)c(HC

6、O 3-) , HCO3-水解：“O+HCO 3-摩分 H2CO3+OH-, NH4+ 水解： NH4+H2O诲? NH3?H2O+H+,前者水解程度大且水解都是微弱的，则c(H2CO3)c(NH 3SH2O),故B正确；C.由物料守恒，n(N):n(C)=2:1 ,则有 c(NH 4+)+c(NH 3?H2O)=2c(H 2CO3)+c(HCO 3-)+c(CO32-),故 C 错误;D.由物料守恒，n(N):n(C)=4:1 ,则有 c(NH 4+)+c(NH 3?H2O)=4c(H 2CO3)+c(HCO 3-)+c(CO 32-)；电荷守恒 有：c(NH4+)+c(H+)=c(HCO3

7、-)+2c(CO32-)+c(OH-)；结合消去 c(NH4+)得：c(NH 3?H2O)+c(OH -)=c(H +)+4c(H2CO3)+3c(HCO 3-)+2c(CO 32-),0.2mol/LNH 4HCO3与 0.6mol/L 氨水等体积混合后瞬间c(NH4HCO3)=0.1mol/L,由碳守恒有，c(H2CO3)+c(HCO3-)+c(CO32-)=0.1mol/L ，将等式两边各加一个c(CO32-),则有 c(NH3?H2O)+c(OH -)+c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3)+3c(H2CO3)+3c(HCO3-)+3c(CO32-),将带入中得， c(NH3?

8、H2O)+c(OH-)+c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3)+0.3mol/L ,故 D 正确。4. ( 2019浙江4月选考)室温下，取 20 mL 0.1 mol L-1某二元酸 H2A,滴加0.1 mol L-1 NaOH溶液。 已知：H2AH+ HA-, HA-? H+ +A2-。下列说法不正确 的是A. 0.1 mol L-1 H2A 溶液中有 c(H+)c(OH-)c(A2-) = 0.1 mol L-1B.当滴加至中性时，溶液中c(Na+)=c(HA-)+2c(A2-),用去NaOH溶液的体积小于10 mLC.当用去NaOH溶液体积10 mL时，溶液的pH7,此时溶液中

9、有 c(A2-)= c(H+) c(OH-)D.当用去NaOH溶液体积20 mL时，此时溶液中有 c(Na+)= 2c(HA-)+2c(A2-)【答案】B【解析】A. 0.1 mol L-1H2A溶液存在电荷守恒，其关系为c(H+尸c(OH-)+2c(A2-)+ c(HA-),因而c(H+)-c(OH-)-c(A2-尸 c(A2-)+c(HA-)=0.1mol L-1 , A 项正确；B.若 NaOH 用去 10ml,反应得到 NaHA 溶液, 由于HA-?H + +A2-,溶液显酸性，因而滴加至中性时，需要加入超过10ml的NaOH溶液，B项错误；C.当用去NaOH溶液体积10 mL时，得到

10、NaHA溶液，溶液的pH 7,存在质子守恒，其关系为c(A 2-)=c(H+) c(OH-),C项正确；D.当用去NaOH溶液体积20 mL时，得到Na2A溶液，根据物料守恒有：c(Na+) = 2c(HA-) + 2c(A2-), D 项正确。5. (2018北京)下列化学用语对事实的表述不正哪.的是A.硬脂酸与乙醇的酯化反应：Ci7H35COOH+C 2H5180H泮誓C17H35COOC2H5+H218O B.常温时，0.1 mol L-1 氨水的 pH=11.1 : NH3 H2。.+OH-C.由Na和C1形成离子键的过程：恒父子D.电解精炼铜的阴极反应：Cu2+ +2e-=Cu【答案

11、】A【解析】A项，酯化反应的机理是酸脱羟基醇脱氢”，硬脂酸与乙醇反应的化学方程式Ci7H35COOH+C 2H518OHC17H35CO18OC2H5+H2O, A 项错误；B 项，常温下 0.1mol L-1氨水的 pH=11.1 , 溶液中c (OH-) =10-2.9mol L-10.1mol L-1,氨水为弱碱水溶液，电离方程式为NH 3 H2O NH 4+OH-,B项正确；C项，Na原子最外层有1个电子，Na易失电子形成Na+, Cl原子最外层有7个电子，Cl易得电 子形成Cl-, Na将最外层的1个电子转移给Cl, Na+与Cl-间形成离子键，C项正确；D项，电解精炼铜时， 精铜为

12、阴极，粗铜为阳极，阴极电极反应式为Cu2+2e-=Cu, D项正确；答案选 Ao6. (2018天津)下列叙述正确的是A.某温度下，一元弱酸 HA的Ka越小，则NaA的Kh(水解常数)越小B.铁管镀锌层局部破损后，铁管仍不易生锈C.反应活化能越高，该反应越易进行D.不能用红外光谱区分 C2H50H和CH3OCH3【答案】B【解析】A .根据 越弱越水解”的原理，HA的Ka越小，代表HA越弱，所以A-的水解越强，应该是NaA的Kh(水解常数)越大。选项A错误。B.铁管镀锌层局部破损后，形成锌铁原电池，因为锌比铁活泼， 所以锌为负极，对正极铁起到了保护作用，延缓了铁管的腐蚀。选B正确。C.反应的活

13、化能越高，该反应进行的应该是越困难(可以简单理解为需要翻越”的山峰越高，翻越”越困难)。选项C错误。D.红外光谱是用来检测有机物中的官能团或特定结构的，C2H50H和CH3OCH3的官能团明显有较大差异，所以可以用红外光谱区分，选项 D错误。7. (2017新课标出)Na为阿伏加德罗常数的值。下列说法正确的是A. 0.1 mol的11B中，含有 0.6Na个中子B. pH=1的H3PO4溶液中，含有 0.1Na个H +C. 2.24L (标准状况)苯在 O2中完全燃烧，得至ij 0.6Na个CO2分子D.密闭容器中1 mol PCl3与1 mol Cl 2反应制备 PCl5(g),增加2Na个

14、P-Cl键【答案】A【解析】A. 11B中含有中子数=11 - 5=6, 0.1 mol的11B中含有0.6mol中子，含有0.6Na个中子，故 A 正确；B.没有告诉pH=1的H3PO4溶液的体积，无法计算溶液中含有氢离子的物质的量就数目，故B错误；C.标准状况下苯不是气体， 不能使用标况下的气体摩尔体积计算，故C错误；D. PCl3与Cl2生成PCl5的反应为可逆反应，则生成 PCl5的物质的量小于1mol,增加的P- Cl键小于2Na,故D错误。8. (2018江苏)根据下列图示所得出的结论不正确的是 57,4 673T-K内A.图甲是CO(g)+H 2O(g)CO2(g)+H 2(g)

15、的平衡常数与反应温度的关系曲线0 2 0 10 s.oTgdSOhT,说明该反应的 AH A2一的物质的量 分数S(X随pH的变化如图所示已知8 (x) =c(x)/(c(H 2A)+c(HA )+c(A2)。下列叙述错误的是A . pH=1.2 时，c(H2A) =c(HA )B. lgK2(H2A)= -4.2C. PH=2.7 时，c(HA )c(H2A) =c(A 2 )D. pH=4.2 时，c(HA ) =c (A2 ) =c(H 2A)【答案】D【解析】A.由图象可知pH=1.2时，H2A与HA 一的曲线相交，则c (H2A) =c ( HA ),故A正确； B. pH=4.2

16、时，c (H+) =10 4.2mol/L, c ( HA ) =c (A2 ) , K2 (H2A) =c(A2 ) c (H+)/c(HA ) =10 4.2, 则lgK2 (H2A) = - 4.2,故B正确； C,由图象可知，PH=2.7时，c (H2A) =c (A21),由纵坐标数 据可知 c(HA )c(H2A) =c(A 2 ),故 C 正确； D. pH=4.2 时，c (HA)=c (A2),但此时 c (H2A) =0,故D错误。10. (2017 江苏)常温下，Ka(HCOOH) =1.77 10 4, Ka(CH3COOH) =1.75 0 5, Kb(NH 3?H2

17、O) =1.76 W 5, 下列说法正确的是A.浓度均为0.1 mol?L1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者大于后者11. 相同浓度的 NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等C. 0.2 mol?L 1 HCOOH 与0.1 mol?L 1 NaOH 等体积混合后的溶液中：C(HCOO ) +c(OH ) =c(HCOOH) +c(H +)D. 0.2 mol?L 1 CH3COONa与0.1 mol?L 1盐酸等体积混合后的溶液中(pH c(Cl ) c(CH3COOH) c(H +)【答案】AD【

18、解析】A.电离平衡常数越大，其离子水解程度越小，根据电离平衡常数知，其离子水解程度：CH3COONH4+HCOO ,任何电解质溶液中都存在电荷守恒，所以得出：c (HCOO ) +c (OH ) =c ( Na+) +c (H+) =0.1mol/L+c (H + );c (NH4+) +c (H + ) =c (Cl ) +c (OH ) =0.1mol/L+c (OH );水解程度NH4+HCOO ,所以前者c (H+)大于后者c (OH - );故A正确；B. pH 相同的 HCOOH 和 CH3COOH,浓度：c (HCOOH ) c (CH3COOH),用相同浓度的 NaOH 溶 液

19、分别滴定等体积 pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点时，酸的浓度越大，消耗的碱体积越大；， 故B错误；C.任何电解质溶液中都存在电荷守恒和物料守恒，根据电荷守恒得c ( HCOO ) +c (OH-) =c (Na+)+c (H+),混合溶液中溶质为等物质的量浓度的HCOOH和HCOONa ;D.二者混合后溶液中的溶质为等物质的量浓度的CH3COONa、CH3COOH和NaCl,混合溶液的pH7,说明醋酸电离程度大于醋酸钠水解程度。故 D正确。考纲解读考点内容说明电离平衡了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。 理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。理解弱电解质在水

20、中的电离平衡，能利用电离平衡常数 进行相关计算。电离平衡是局考必考点。考点精讲考点一 弱电解质的电离平衡1 .定义和特征电离平衡的含义在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中 各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。电离平衡的特征 逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。 等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。 定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里

21、离子的浓度、分子的浓度都不再改变。 变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。2 .影响电离平衡的因素 浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。在醋酸的电离平衡CH3COOH 1B.醋酸钠溶液pH7C.稀醋酸溶液导电能力弱D.醋酸溶液中含有 CH3COOH分子【答案】C【解析】A.常温下，测得0.1 mol/L醋酸溶液的pH1,醋酸中氢离子浓度小于醋酸的浓度，说明醋酸部分电离，为弱电解质，故A不选；B.常温下，测得醋酸钠溶液的pH7,说明醋酸根离子水解导致溶液呈碱性，则

22、证明醋酸是弱酸，故 B不选；C.稀醋酸溶液浓度小，导电性比较弱，说明溶液中的离子浓度较小，但不能说明醋酸是弱电解质，故C 选； D. 醋酸溶液中含有CH3COOH 分子，说明醋酸未完全电离，为弱电解质，故D 不选。2 （上海市黄浦区2018 届高三 4 月等级模拟考试）关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法中正确的是A 相同物质的量浓度的两游液中c（H +）相同B 相同物质的量的两溶液中和氢氧化钠的物质的量相同c（H +）均减小C pH=3 的两溶液稀释100倍，pH 均变为 5D 两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，【解析】A.醋酸为弱电解质，在水中不能完全电离，盐酸为强电解质，在水中能完全电离，故

23、两者溶液中c(H+)不相同，A错误；B.相同物质的量的两溶液含有相同物质的量的H+,中和氢氧化钠的物质的量相同，B正确；C.醋酸为弱电解质，稀释溶液会促进醋酸电离，pH不会增加至5, C错误；D.氯化钠和醋酸钠均为强电解质，所以溶液中 c(H+)不变，D错误。3.(上海市虹口区2019年高三二模)一定浓度的盐酸分别与等体积的NaOH溶液和氨水反应，恰好中和，消耗的盐酸体积相同，则 NaOH溶液与氨水A. OH 浓度相等B. pH相等C.电离度相等D.物质的量浓度相等【答案】D【解析】盐酸为一元酸，氢氧化钠和氨水均为一元碱，HCl+NaOH=NaCl+H 2。、HCl+NH 3 H2O=NH4C

24、I+H2O,等体积的NaOH溶液和氨水反应消耗的盐酸的浓度和体积相同，即消耗的盐酸的物质的量相 等，则氢氧化钠溶液和氨水中碱的物质的量相等，根据n=cV,则氢氧化钠溶液和氨水的物质的量浓度相等，故选Do4. (2019学年度北京市大兴区高三化学一模)室温下， 关于pH=11的NH3 H2。溶液，下列分析正确的 是A . c(NH3 H2O)=10-3mol/LB.由水电离出的 c(H+)=10-11 mol/LC.加入少量 NH4CI固体，NH3 H2O的电离平衡逆向移动，Kw值减小D,加入等体积 pH=3的盐酸，所得溶液：c(CI-)c(NH 4+)c(H+)c(OH-)【答案】B【解析】A

25、. NH 3 H2。在溶液中存在电离平衡，因此c(NH 3 H2O)c(OH-),室温下溶液的pH=11 ,则c(OH-)=10-3moI/L ,由于 c(NH 3 H2O)c(OH-),所以 c(NH 3 H2O)10-3moI/L , A 错误；B.氨水中氢离子由水电 离产生，溶液的pH=11 ,则c(H+)=10-11mo|/L ,即由水电离出的 c(H+)=10-11 mol/L , B正确;C.NH3 H2。在溶 液中存在电离平衡：NH3 H2。= NH4+OH-,力口入少量 NH4CI固体，溶液中c(NH4+)增大，NH3 H2。的电离平衡逆向移动，但由于温度不变，所以水的离子积K

26、w值不变，C错误；D.pH=11的NH 3 H2。溶液中，c(。H-)=10-3moI/L ,加入等体积 pH=3的盐酸，H+与0H-恰好发生中和反应，但由于 c(NH 3 H20)c9H-), 因此NH3H2。过量，使溶液显碱性，c(OH-)c(H+), NH3 H2。电离产生NH4+),使溶液中c(NH 4+)c(CI-),盐电离产生的离子浓度大于弱电解质电离产生的离子浓度，故c(NH4+)c9H-),因此该溶液中离子浓度关系为：c(NH4+)c(CI-)c(。H-)c(H+), D 错误。二.电离平衡常数1. 一元弱酸：CH3COOHH +CH3COO区=(CH3COO-)c(H+)1

27、-(CHCOOH)-2. 一元弱碱：NH3 H2OfNH4+OHK(瓯七9斤)二叫，HQ)(1)电离平衡常数是温度函数，温度不变K不变，不随浓度的改变而改变。(2) K值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；K值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即 K值大小可判断弱电解质相对强弱。(3)多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生 H + ,对二级、三级电离产生抑制作用。如：H3P04-H+ + H2PO4K1=7.1 M0 3H2POiH + +HP04K2 = 6.3 10 8HP04 H+ + P04K3=4.20 10 13【名师点拨】电离常数表达式中各组分的浓

28、度均为平衡浓度. 多元弱酸溶液中的c(H+)是各步电离产生的 c(H + )的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H + )是指溶液中H +的总浓度而不是该步电离产生的c(H + ). 电离常数的特征.同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化.温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同.但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响.电离常数的意义a表明弱电解质电离的难易程度.K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离。b比较弱酸或弱碱相对强弱.例如在25c时，HN02的K=4.6 10 4, CH3COOH的K= 1

29、.8 10 5,因此HN02的酸性比CH3C00H的酸性强。典例1 (019届北京市通州区高三年级第三次模拟考试)已知：一元弱酸HA的电离平衡常数 K =c H+ c A。25c时，CH3COOH、HCN、H2CO3的电离平衡常数如下：c HA化学式CH3C00HHCNH2CO3K1.75 10 f4.9 10 t0Ki = 4.4 10： 7K2 = 5.6 10：平下列说法正确的是A.稀释CH3COOH溶液的过程中，n(CH3COO)逐渐减小2B. NaHCO3 溶放中：c(H2CO3) c(CO 3 ) & = 5.6 10：一11,说明 HCO3-K24.4 102的水解大于电离，则溶

30、放中 c(CO3 )vc(H2CO3)10 7mol L-1C. 25c时，某乙酸溶液 pH=a,则等浓度的甲酸 pH=a1D.相同温度下，等浓度的HCOONa溶液比Na2SO3溶液的pH大H2SO3 HCOOH CH 3COOH HSO 3-。A.因为乙酸的酸性【答案】B【解析】根据表格数据分析，酸性顺序为:大于亚硫酸氢根离子，所以亚硫酸钠和乙酸反应生成亚硫酸氢钠和乙酸钠，故A错误；B.甲酸钠溶液因为甲酸根离子水解溶液显碱性，且存在质子守恒，c(OH-尸c(H+) +c(HCOOH),因为溶液的pH=8 ,所以c(OH-尸10-6 mol L-1, c(H+)=10-8 mol L-1,所以

31、 c( HCOOH)=9.9X 10 7moi l-1,故 B 正确；C.等浓度的乙酸和甲酸溶aabb10104.7410103.74液中存在电离平衡，假设甲酸溶液的pH=b, 10, 10,计算 b=a-0.5,故C错误；D.因为甲酸的酸性比亚硫酸氢根离子酸性强，所以同温度下，等浓度的溶液中甲酸根离子水解 程度小于亚硫酸根离子水解程度，即等浓度的甲酸钠的pH小于亚硫酸钠，故 D错误。【拓展提升】强弱电解质的判断方法1 .在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。2 .浓度与pH的关系。如 0.1mol/LCH3COOH 溶液，其pH1 ,则证明CH3COOH是弱电解质。3 .测定对

32、应盐的酸碱性。如 CH3COONa溶液呈碱性，则证明 CH3COOH是弱酸。4 .稀释前后的pH与稀释倍数的关系。例如，将 pH=2的酸溶液稀释至原体积的 100倍，若pHV,同理可得 NaClO 溶液中总数为2Xc (Na+) +c (H+) V,由电离常数可知 HCOOH比HCN易电离，则等体积、等浓度的 HCOONa和NaClO溶液中，Cl。一水解程度更大，溶液中的 c (OH)大、c (H+)小，所以HCOONa溶液 中离子总数大于 NaClO溶液，故B正确；C项、NaHS溶液中一定存在质子守恒关系：c(H2S)+c(H+尸c(OH)+c(S2 ),故C正确；D项、向NaClO溶液中通

33、入H2S,因NaClO具有强氧化性，与 H2s在溶液中发生 氧化还原反应，不能发生复分解反应，故 D错误。2.亚硝酸(HNO2)为一元弱酸，其性质与硝酸相似。已知： 298K时，四种物质的电离平衡常数( K) 如下表。HNO2NH 3 H 2OH2CO3H2SO3K (mol L-1) -25.1 10-41.8 10-5Ka1=4.2 10-7Ka2=5.61 10-11Ka1 = 1.3 10 2Ka2=6.3 10 8(1)下列不能说明HNO2是弱电解质的是 。a.常温下 0.1 mol L-1 NaNO2溶液的 pH7b.用一定浓度HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗c.等pH、等体积的盐

34、酸和 HNO2溶液分别与足量锌反应，HNO2放出的氢气较多d.常温下，0.1mol L-1 HNO2溶液的 pH=2.3(2)298K时，将10mL 0.1mol L-1的亚硝酸溶液与10mL 0.1mol -L-1氨水混合，所得溶液为 (填 酸 性、碱性”或 中性”)298K时，将10mL pH=3的亚硝酸溶液与10mL pH=11氨水混合，所得溶液为 (填酸性、械性”或中性”)。(3)若将pH=2的HNO2、HCl两溶液分别加水稀释，pH变化如右图所示，判断曲线I对应的溶液为 (填化学式)。图中a、b、c三点对应溶液的导电能力由强到弱的顺序是 (用a、b、c表示，下同)； 溶液中水的电离程

35、度由强到弱的顺序是 。(4)依据提供数据回答下列问题。NaH SO3在水溶液中的电离方程式为 。H 2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为 。 【答案】b 酸性 碱性 HCl bac c a bNaHSO3=HSO3-+ Na+、HSO 3-SO32- + H+H 2SO3+ HCO 3三HSO 3-+ CO2H2O【解析】(1) a.常温时NaNO2溶液的pH大于7,说明亚硝酸钠是强碱弱酸盐，亚硝酸根离子水解而 使其溶液呈碱性，则亚硝酸部分电离，为弱电解质，故 a正确；b.用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗， 说明溶液中离子浓度较低，但不能水解亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸

36、是弱电解质，故b错误；c.等pH、等体积的盐酸和 HNO2溶液分别与足量锌反应，HNO2放出的氢气较多，亚硝酸中存在部分电离，所以能证明亚硝酸是弱电解质，故c正确；d.常温下0.1mol?L-1的HNO2溶液pH=2.3 ,说明亚硝酸部分电离，为弱电解质，故 d正确；故答案为b;(2)已知在25c时，一水合氨的 Ki=1.8 M0-5,亚硝酸的电离平衡常数 Ki=5.1 X10 -4,所以亚硝酸的电离 程度大于一水合氨的电离程度，则俊根离子的水解程度大于亚硝酸根离子的程度；则298K时，将10mL0.1mol L-1的亚硝酸溶液与10mL 0.1mol L-1氨水混合，恰好生成 NH4NO2溶

37、液，根据 谁强显谁性”，所得溶 液显酸性，而将10mL pH=3的亚硝酸溶液与10mL pH=11氨水混合，根据 谁弱显谁性，所得溶液为碱性；(3) HNO2是弱酸、HCl是强酸，加水稀释时 HNO 2发生电离，稀释相同的倍数时c(H+)： HNO 2 HCl ,则稀释相同倍数时 pH变化较大的是 HCl、较小的是HNO2,根据图知I对应的溶液为 HCl,酸抑制水电离， 酸中c(H+)越大其溶液的导电性越强，但抑制水电离程度越大，c(H+)： bac,则溶液的导电性：bac;水的电离程度：ca b;(4)NaHSO3是可溶性盐能完全电离，而HSO3-电离程度较弱，部分电离，存在电离平衡，则Na

38、HSO3在水溶液中的电离方程式为NaHSO3=HSO3-+Na+、HSO3-= SO32-+H+;由表中数据可知， 酸fH 2SO3HSO3-H2CO3,则H 2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程 式为 H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2忏 H2。3.已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表：化学式HFHClOH2CO3NH3 H2O电禺常数6.8 1044.7 108Ki=4.3 M0-7K2=5.6 M0-11Kb=1.7 M0-5(1)常温下，物质的量溶度相同的三种溶液NaF溶液 NaClO溶液Na2CO3溶液，其PH由大到小的顺序是 (填序号)(2)25 C时，P

39、H=4的NH4C1溶液中各离子浓度的大小关系为 (3)NaClO溶液中的电荷守恒关系为 (4)向NaClO溶液中通入少量的 CO2,所发生的离子方程式为 (5)常温下，0.1mol/L的氨水和0.1mol/L的NH4C1溶液等体积混合，判断混合溶液的酸碱性10 11NH3H2O的电离常数Kb=1.710-5,可得NH4+的水解常数Kh=/=L7K1。=5.9M0-10,因为KhH2CO3HClO HCO3-,弱酸的酸性越弱其酸根离子的水解程度越大，溶液碱性越强，所以pH由小到大排列顺序是 av dvcv b,故答案为：avdvcvb; (2) 0.1mol/L的CH3COOH溶液加水稀释过程中，氢离子与醋酸根离子物质的量增大，浓度减小，酸性减弱，A、氢离子浓度减小，故 A错误；c (H 1 )B、加水稀释过程中，氢离子物质的量增大，醋酸分子物质的量减小，所以 c增大，故b正确；C、水的离子积常数不变，故C错误；D、醋酸溶液加水稀释时酸性减弱，氢离子浓度减小氢氧根离子c(OH)浓度增大，所以c (1厂】增大，故D正确；E、醋酸的电离平衡常数不变，故 E错误；故答案为：BD;(3)次氯酸的酸性