2023版高三一轮总复习化学（苏教版）第4部分 专题8 第34讲弱电解质的电离平衡(基础课)

第34讲弱电解质的电离平衡(基础课)1.了解弱电解质电离平衡的特征及影响因素。2.理解电离(平衡)常数的含义和有关计算及应用。3.了解“一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)”的比较。4.了解水的电离、水的离子积(Kw)及应用。eq\a\vs4\al(弱电解质的电离平衡)1．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的概念在一定温度下，弱电解质分子电离成离子的速率与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。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：弱电解质电离一般是吸热的，故升温，电离平衡向正向移动，电离程度增大。②浓度：用同一弱电解质配制溶液，增大溶液的浓度，电离平衡向正向移动，溶液中离子的浓度增大，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向正向移动，电离程度增大，但溶液中离子的浓度减小。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反应离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡向正向移动，电离程度增大。(1)电离平衡向右移动，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移。(2)电离平衡向右移动，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)电离平衡向右移动，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，都会引起平衡向右移动，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时小。1．判一判(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)CH3COOH溶于水达到电离平衡时，c(CH3COOH)与c(CH3COO－)相等且保持不变。 ()(2)CH3COOH溶液中加水或冰醋酸时CH3COOH的电离平衡均向右移动，促进醋酸电离。 ()(3)若CH3COOH电离平衡向右移动，则c(CH3COO－)增大。 ()(4)NH3·H2O溶液中加NH4Cl(s)，c(OH－)减小。 ()[答案](1)×(2)×(3)×(4)√2．一定温度下，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<bB．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<bC．若用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大D．a～b段导电能力增强的原因是CH3COOH电离程度增大为主要因素，b～c段导电能力减弱的原因是溶液体积增大，离子浓度减小为主要因素D[A项，由导电能力知c(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，c(H＋)增大，pH偏小。]3．常温下将浓度为0.1mol·L－1HF溶液加水稀释，下列各量如何变化？(填“变大”“变小”或“不变”)(1)eq\f(c(H＋),c(HF))：、eq\f(c(F－),c(HF))：。(2)eq\f(c(F－)·c(H＋),c(HF))、eq\f(c(HF)·c(OH－),c(F－))。[答案](1)变大变大(2)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：eq\f(c(H＋),c(HF))＝eq\f(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：eq\f(c(H＋),c(HF))＝eq\f(c(H＋)·c(F－),c(HF)·c(F－))＝eq\f(Ka,c(F－))。(由两变量转变为一变量)注意：熟记Ka(Kb)、Kh、Kw的表达式进行换算变形。eq\a\vs4\al(电离常数及其应用)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HAH＋＋A－，可表示为Ka＝eq\f(c(H＋)·c(A－),c(HA))。②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝eq\f(c(OH－)·c(B＋),c(BOH))。③多元弱酸如H2A的Ka1＝eq\f(c(H＋)·c(HA－),c(H2A))，Ka2＝eq\f(c(H＋)·c(A2－),c(HA－))。(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多元弱酸或多元弱碱是分步电离的，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＋或OH－抑制下一步的电离，故其酸性或碱性主要取决于第一步电离。2．电离度(α)(1)表达式α＝eq\f(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＝eq\f(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3．电离常数[Ka(Kb)]与电离度(α)的计算模板(1)一元弱酸(以CH3COOH为例)设常温下，浓度为cmol·L－1的醋酸的电离度为αKa＝eq\f(cα·cα,c)＝cα2、α＝eq\r(\f(Ka,c))，c(H＋)＝cα＝eq\r(Ka·c)。(2)一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝eq\r(Kb·c)。电离常数的含义及应用1．(2021·海淀区模拟)相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是()酸HXHYHZ电离常数Ka9×10－79×10－61×10－2A.三种酸的强弱关系：HZ>HY>HXB．反应HX＋Y－=HY＋X－能够发生C．相同温度下，0.1mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大D．相同温度下，1mol·L－1HX溶液的电离常数大于0.1mol·L－1HX[答案]A2．分析表中数据：弱酸CH3COOHHCNH2CO3HClO电离常数(25℃1.8×10－54.9×10－10Ka1＝4.4×10－7Ka2＝4.7×10－113.0×10－8请回答：(1)CH3COO－、CN－、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、ClO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))结合氢离子的能力由弱到强的顺序为。(2)写出下列反应的离子方程式：①Na2CO3溶液中通入过量的HCN：；②NaClO溶液中通入少量的CO2：；③Na2CO3溶液中加入少量的CH3COOH溶液：。[答案](1)CH3COO－<HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))<ClO－<CN－<COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))(2)①COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋HCN=HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋CN－②ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))③COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋CH3COOH=HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋CH3COO－电离平衡常数(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。电离常数的有关计算特定条件下的Ka或Kb的有关计算25℃时，amol·L－1弱酸盐NaA溶液与bmol·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(1)电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)⇒c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝eq\f(a－b,2)mol·L－1。(2)物料守恒c(HA)＋c(A－)＝eq\f(a,2)mol·L－1⇒c(HA)＝eq\f(a,2)mol·L－1－eq\f(a－b,2)mol·L－1＝eq\f(b,2)mol·L－1。(3)Ka＝eq\f(c(H＋)·c(A－),c(HA))＝eq\f(10－7×\f(a－b,2),\f(b,2))。3．(1)25℃时，用0.1mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1的NaOH溶液，当滴加VmLCH3COOH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(2)25℃时，向含amolNH4NO3的溶液中滴加bL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[解析](1)根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝eq\f(0.1×20,20＋V)mol·L－1，混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈eq\f(0.1(V－20),20＋V)mol·L－1，则Ka＝eq\f(c(H＋)·c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq\f(2×10－7,0.1V－2)。(2)根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，n(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))＝n(NOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3)))＝amol。设加入氨水的浓度为cmol·L－1，混合溶液的体积为VL由Kb＝eq\f(c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))·c(OH－),c(NH3·H2O))＝eq\f(\f(a,V)mol·L－1×10－7mol·L－1,\f(bc,V)mol·L－1)＝2×10－5mol·L－1，得c＝eq\f(a,200b)mol·L－1。[答案](1)eq\f(2×10－7,0.1V－2)(2)eq\f(a,200b)4．常温下，0.1mol·L－1的H2C2O4溶液中H2C2O4、HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))、C2Oeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(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[解析]pH＝1.3时，c(H2C2O4)＝c(HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4)))，故Ka1＝eq\f(c(HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4)))·c(H＋),c(H2C2O4))＝1×10－1.3，同理求Ka2＝1×10－4.3。[答案]1×10－1.31×10－4.35．甲胺(CH3NH2)是一种应用广泛的一元弱碱，其电离方程式为CH3NH2＋H2OCH3NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(3))＋OH－。常温下，向20.0mL0.10mol·L－1的甲胺溶液中滴加VmL0.10mol·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，甲胺的电离常数表达式Kb＝，其数值为。[解析]Kb＝eq\f(c(CH3NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(3)))·c(OH－),c(CH3NH2))，a点时，pH＝10.6，c(OH－)＝eq\f(10－14,10－10.6)＝10－3.4，lgeq\f(c(CH3NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(3))),c(CH3NH2))＝0，c(CH3NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(3)))＝c(CH3NH2)，故Kb＝10－3.4。[答案]eq\f(c(CH3NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(3)))·c(OH－),c(CH3NH2))10－3.4eq\a\vs4\al(一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较)1．一元强酸(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＋)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。2．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，醋酸加入的水多强、弱电解质的判断1．(2021·邯郸模拟)下列事实不能证明H2C2O4(草A．草酸能与CaCO3反应产生CO2B．常温下，0.1mol·L－1NaHC2O4溶液的pH>7C．浓度均为1mol·L－1的H2C2O4D．常温下pH＝4的H2C2O4溶液稀释100倍，pH[答案]A2．(2021·重庆模拟)下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是()A．用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗B．常温下0.1mol·L－1的HNO2溶液加水稀释c(H＋)减小C．1Lc(H＋)＝0.1mol·L－1的HNO2和1Lc(H＋)＝0.1mol·L－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D．0.1mol·L－1的HNO2溶液能使紫色石蕊试液变红色C[A项，未指明浓度，错误；B项，任何酸液稀释c(H＋)均减小，错误；D项，该事实说明HNO2为酸，错误。]弱电解质判断的四角度(以弱酸为例)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0.1mol·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，1<pH<3。角度三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可用以下现象判断：(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞试剂，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>7。角度四：根据等体积、等pH的酸中和碱的量判断，如消耗的碱越多，酸越弱。一强一弱的比较3．某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。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eq\f(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<c点，B错误；相同体积的a点，浓度不同，酸的物质的量不同，n(Na＋)不同，D错误。]4．浓度均为0.10mol·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lgeq\f(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lgeq\f(V,V0)＝2时，若两溶液同时升高温度，则eq\f(c(M＋),c(R＋))增大D[由图像可知0.1mol·L－1的MOH溶液的pH＝13，说明MOH完全电离，为强碱，同理判断ROH为弱碱，所以前者的碱性大于后者，A正确；ROH为弱电解质，溶液越稀越易电离，所以电离程度b点大于a点，B正确；当两溶液无限稀释下去，相当于纯水，所以二者氢氧根离子浓度相等，C正确；当lgeq\f(V,V0)＝2时，MOH溶液的pH＝11，ROH溶液的pH＝10，MOH溶液不存在电离平衡，ROH溶液存在电离平衡，升高温度，M＋浓度无影响，R＋浓度增大，所以eq\f(c(M＋),c(R＋))减小，D错误。]5．(1)体积相同，浓度均为0.2mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的大小关系为。(2)体积相同，浓度均为0.2mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的大小关系为。(3)体积相同，pH均为2的盐酸与醋酸溶液，分别与足量Zn反应生成H2的物质的量分别为n1和n2，则n1与n2的大小关系为。(4)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释100倍，溶液的pH分别为m和n，则m和n的大小关系为。[解析](1)稀释10倍后两溶液浓度均变为0.02mol·L－1，盐酸中的c(H＋)>醋酸中的c(H＋)，故m<n。(2)若稀释相同倍数，盐酸的pH仍比醋酸的小，故盐酸稀释的倍数大，故m>n。(3)体积相同，pH为2的醋酸电离出的H＋多，生成H2多，故n1<n2。(4)稀释相同倍数，氨水的pH变化较小，故m>n。[答案](1)m<n(2)m>n(3)n1<n2(4)m>n(1)酸、碱溶液稀释与ΔpH的关系①ΔpH相同，强酸或强碱稀释的倍数小于弱酸或弱碱稀释的倍数。②稀释相同倍数，强酸或强碱的ΔpH大于弱酸或弱碱的ΔpH。(2)酸、碱溶液稀释后的pH判定规律溶液稀释前溶液pH加水稀释到体积为原来的10n倍稀释后溶液pH酸强酸pH＝apH＝a＋n<7弱酸a<pH<a＋n碱强碱pH＝bpH＝b－n>7弱碱b－n<pH<b注意：25℃，酸、碱溶液无限稀释，只能无限接近7，eq\a\vs4\al(水的电离与水的离子积)1．水的电离(1)水是一种极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，可简写为H2OH＋＋OH－。(2)25℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－2．水的离子积3．外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条件平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH－)c(H＋)外加酸碱酸逆不变减小减小增大碱逆不变减小增大减小外加可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na正不变增大增大减小酸性溶液中水的电离可能被促进也可能被抑制，若是酸溶液(电离出H＋)则抑制水的电离，若是水解呈酸性的盐溶液则促进水的电离。外界条件对水电离的影响1．室温时纯水中存在电离平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述正确的是()A．升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH<7，溶液显酸性B．向水中加入少量氨水，平衡逆向移动，Kw减小，c(OH－)增大C．向水中加入少量硫酸，c(H＋)增大，由水电离出的c(H＋)>1×10－7mol·L－1D．向水中加入少量NH4Cl固体，NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))结合水电离出的OH－，由水电离出的c(H＋)>1×10－7mol·L－1D[升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH<7，c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性，故A错误；加入氨水，NH3·H2OOH－＋NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))，碱性增强，c(OH－)增大，水的电离逆向移动，Kw不变，故B错误；H2OH＋＋OH－，加入硫酸，氢离子浓度增大，抑制水的电离，水电离出氢离子浓度减小，故C错误；向水中加入少量NH4Cl固体，NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))结合水电离出的OH－，促进水的电离，使水电离出的c(H＋)>1×10－7mol·L－1，故D正确。]2．在不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。请回答(1)T25(填“>”或“<”)。(2)b、c点分别呈性(填“酸”“碱”或“中”)。(3)d点对应的溶液中c(OH－)＝，水电离出的c(OH－)H2O＝。(4)从a点到d点可采取的措施为。[答案](1)>(2)酸、中(3)1×10－5mol·L－11×10－5mol·L－1或1×10－7mol·L－1(4)在加热条件下加入碱性物质水溶液中c(H＋)H2O或c(OH－)H2O的计算与判断3．已知NaHA在水中的电离方程式为NaHA=Na＋＋H＋＋A2－。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸馏水中加入NaHA晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是()A．该温度高于25B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10mol·L－1C．加入NaHA晶体抑制水的电离D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中水电离出的c(H＋)减小D[加H2O稀释100倍，c(H＋)减小，H＋对H2O电离的抑制减小，c(H＋)H2O增大，D错误。]4．(1)在t1℃时，测得纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7mol·L－1，则c(OH－)为。该温度下，测得某H2SO4溶液中c(SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4)))＝5×10－6mol·L－1，该溶液中c(OH－)＝mol·L－1。(2)Kw＝1×10－12时，pH＝10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中，水电离出的c(OH－)H2O分别为和。(3)25℃，溶液中c(H＋)H2O＝1×10－10mol·L－1的溶液的pH为；溶液中c(H＋)H2O＝1×10－4mol·L－1的溶液的pH为[答案](1)2.4×10－7mol·L－15.76×10－9(2)1×10－10mol·L－11×10－2mol·L－1(3)4或104或10水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25℃(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。(2)酸或碱溶液：计算出溶液中的c(H＋)和c(OH－)，数值小的为水电离的c(H＋)或c(OH－)数值。(3)可水解的盐溶液：计算出溶液中的c(H＋)和c(OH－)，数值大的为水电离的c(H＋)或c(OH－)数值。中和反应过程中c(H＋)H2O或c(OH－)H2O的变化5．常温下，向20.00mL0.1mol·L－1HA溶液中滴入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lgc水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，A．常温下，Ka(HA)约为10－5B．M、P两点溶液对应的pH＝7C．b＝20.00D．M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)B[向HA溶液中加入NaOH溶液，－lgc水(H＋)先减小至N再变大，说明c水(H＋)先增大，再减小。N点时c水(H＋)最大，说明恰好反应。M点为HA与NaA的混合物，为中性，pH＝7，N为恰好反应，pH＞7，P点为NaA与NaOH的混合物，为碱性，pH＞7，B错误。]1．(2021·浙江6月选考，T19)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0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，B．25℃时，若测得0.01mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，C．25℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0mL，加蒸馏水稀释至100.0mL，测得pH＝b，b－a＜1，D．25℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0mL，升温至50℃，测得pH＝b，a＞bB[25℃时，若测得0.01mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25℃时，若测得0.01mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01mol·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10.0mL，加蒸馏水稀释至100.0mL，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2．(2021·山东等级考，T15改编)赖氨酸[H3N＋(CH2)4CH(NH2)COO－，用HR表示]是人体必需氨基酸，其盐酸盐(H3RCl2)在水溶液中存在如下平衡：H3R2＋eq\o(,\s\up9(K1))H2R＋eq\o(,\s\up9(K2))HReq\o(,\s\up9(K3))R－。向一定浓度的H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系数δ(x)随pH变化如图所示。已知δ(x)＝eq\f(c(x),c(H3R2＋)＋c(H2R＋)＋c(HR)＋c(R－))，下列表述不正确的是()A.eq\f(K2,K1)<eq\f(K3,K2)B．M点，c(Cl－)＋c(OH－)＋c(R－)＝2c(H2R＋)＋c(Na＋)＋c(H＋C．O点，pH＝eq\f(－lgK2－lgK3,2)D．P点，c(Na＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)B[向H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，依次发生离子反应：H3R2＋＋OH－=H2R＋＋H2O、H2R＋＋OH－=HR＋H2O、HR＋OH－=R－＋H2O，溶液中c(H3R2＋)逐渐减小，c(H2R＋)和c(HR)先增大后减小，c(R－)逐渐增大。K1＝eq\f(c(H2R＋)·c(H＋),c(H3R2＋))，K2＝eq\f(c(HR)·c(H＋),c(H2R＋))，K3＝eq\f(c(R－)·c(H＋),c(HR))，M点c(H3R2＋)＝c(H2R＋)，由图可知K1约为10－2.2，N点c(HR)＝c(H2R＋)，则K2约为10－9.1，P点c(HR)＝c(R－)，则K3约为10－10.8。eq\f(K2,K1)＝eq\f(10－9.1,10－2.2)＝10－6.9，eq\f(K3,K2)＝eq\f(10－10.8,10－9.1)＝10－1.7，因此eq\f(K2,K1)＜eq\f(K3,K2)，故A正确；M点存在电荷守恒：c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝2c(H3R2＋)＋c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，此时c(H3R2＋)＝c(H2R＋)，因此c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝3c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，故B错误；O点c(H2R＋)＝c(R