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第19 讲 弱电解质的电离平衡（解析版）
目录：
【内容1 电离平衡状态各项考点】
【内容2 电离平衡常数的计算及变形】
【内容3 电离度的引用】
【内容4 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较（图象）】
知识主线：
电离平衡
概念
特征：弱、等、动、定、变
影响因素内因：弱电解质本身的性质
外因：浓度、温度、同离子效应、化学反应
弱电解质的判断方法
一元强酸和一元弱酸比较
弱电解质
电离平衡
一、电离平衡状态
1．概念：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
成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过
程就达到了电离平衡状态
2．建立过程
3．电离平衡的特征
①弱：研究对象是弱电解质
②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等
③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CH3COOH 电离同时则有1mol CH3COOH
分子形成
④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子
⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变
4．电离平衡的影响因素
(1)内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱，电离程度越小
(2)外因
①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电
离程度越小
a．同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，
但溶液中离子浓度不一定变大，如：弱酸HA 溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A
－)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH－)会增大
b．增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度
减小
②温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，
1
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电离程度增大
③同离子效应——加入具有相同离子的物质
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，电离程度减小
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离
方向移动
以0.1 mol·L－1 CH3COOH
CH3COO－＋H+为例
平衡移
动方向
电离
程度
n(H＋)
c(H＋)
c(CH3COO－ )
c(CH3COOH )
导电
能力
平衡常
数Ka
加水稀释
右
增大
增大
减小
减小
减小
减弱
不变
加冰醋酸
右
减小
增大
增大
增大
增大
增强
不变
升温
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
增大
加CH3COONa(s)
左
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
左
减小
增大
增大
减小
增大
增强
不变
加NaOH(s)
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加Na2CO3(s)
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加入镁粉
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
二、电离平衡常数
1．电离常数
(1)概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子
浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡
常数，又称电离常数，用K 表示
(2)电离平衡常数的表示方法：如弱电解质AB
A＋＋B－
K＝ (在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度，酸一般用Ka表示，碱用Kb
表示)
①一元弱酸的电离平衡常数：CH3COOH
CH3COO－＋H＋ Ka＝
②一元弱碱的电离平衡常数：NH3·H2O
NH＋OH－ Kb＝
③多元弱酸的电离平衡常数：多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常
数，通常用K1、K2等来分别表示
H2CO3
H＋＋HCO Ka1＝
HCO
H＋＋CO Ka2＝
多元弱酸各步电离常数的大小比较为
Ka1≫Ka2，第一级电离程度较大，第一步电
离产生的H+，对第二级、第三级电离起抑
制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一
步电离决定
④弱碱的电离平衡常数：由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而
用难溶物的溶度积常数
(3)意义：相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应酸或碱的酸性或
碱性相对越强
(4)特点
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……所以其酸性主要
取决于第一步电离
(5)电离常数的应用
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
如：相同温度下，根据三种酸的电离常数，则三种酸的强弱关系：HZ>HY>HX
2
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酸
HX
HY
HZ
电离平衡常数
9×10－7
9×10－6
1×10－2
②定量判断电离平衡移动的方向、解释移动的原因
如：0.1 mol·L－1的CH3COOH 溶液加水稀释，平衡移动方向的判断，溶液中c(H＋)
的变化情况
CH3COOH
H＋ ＋ CH3COO－
原平衡： c(CH3COOH) c(H＋) c(CH3COO－)
假设稀释
至n 倍后：Q＝＝＝<Ka(n>1)，所以电离平衡向电离方向移动，移动
的结果使c(CH3COOH)减小，由于平衡常数不变，故c(H＋)和c(CH3COO－)都必然
减小
③判断溶液微粒浓度比值的变化，利用温度不变，电离常数不变来判断
如：把0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液加水稀释，＝＝，
稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大
④判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液
的碱性(或酸性)越弱
如：CH3COOH 的酸性比HClO 的酸性强，则相同浓度时，CH3COO－的水解程度
比ClO－小，后者的碱性强
⑤判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
如：已知25 ℃时弱酸的电离平衡常数HCN：Ka＝4.9×10－10，H2S：Ka1＝4.4×10
－7，Ka2＝4.7×10－15，则反 应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN 能发生，原因是：
根据电离平衡常数的关系，电离氢离子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS－，所以反
应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN 可以发生
又如：H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向
苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为
C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3
⑥计算常温下一定浓度的弱酸或弱碱溶液中的c(H＋)或c(OH－)
如：已知25 ℃时某弱酸HX 的电离常数Ka＝1.75×10－5，计算0.1 mol·L－1的HX
溶液中H＋浓度是多少？
HX
H＋ ＋ X－
起始：c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)[约等于c(H＋)]
则Ka＝≈，由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)
c(H＋)≈＝ mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1
2．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=已电离的弱电解质的物质的量浓度
溶液中原有弱电解质的总物质的量浓度×100%
α=已电离的弱电解质的物质的量
溶液中原有的弱电解质的总物质的量×100%
α=已电离的弱电解质分子数
溶液中原有弱电解质总分子数×100%
(3)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
3
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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
(4)一元弱酸、一元弱碱电离度的计算
①一元弱酸：HA
H+＋A— α=
cH+
cHA
¿100 %⇒cH+ =cHA ¿α
②一元弱碱：BOH
B+＋OH—
α=
cOH −
cBOH
¿100 %⇒cOH −=cBOH ¿α
如：浓度相同的HCl、CH3COOH，溶液中H+浓度关系为：前者＞后者
H+浓度相同的HCl、CH3COOH，则HCl 分子、CH3COOH 分子的浓度的关系
为：前者＜后者
(5)电离度与平衡常数的关系——电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例)
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 c 0 0
变化浓度/mol·L－1 c 酸·α c 酸·α c 酸·α
平衡浓度/mol·L－1 c 酸－c 酸·α c 酸·α c 酸·α
电离平衡常数Ka＝＝，由于α 很小，可认为1－α≈1
则Ka＝c 酸·α2，α＝ (越稀越电离)
则：c(H＋)＝c 酸·α＝
三、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
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
项目
酸
c(H＋)
pH
溶液的
导电性
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
强
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
弱
小
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
项目
酸
c(H＋)
c(酸)
溶液的
导电性
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
相同
小
相同
小
少
相同，反应过程
中醋酸的快
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、醋酸加水稀释的图像
加水稀释相同的倍数
加水稀释到相同的pH
醋酸的pH 大
盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH 的盐酸、醋酸加水稀释的图像
加水稀释相同的倍数
加水稀释到相同的pH
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盐酸的pH 大
醋酸加入的水多
四、判断HA 为一元弱酸的两种常用方法
实验方法
结论
** 错误的表达式 **测0.01 mol·L-1 HA 溶液
的pH
pH=2，HA 为强酸；pH>2，HA 为弱酸
** 错误的表达式 **室温下测NaA 溶液的
pH
pH=7，HA 为强酸；pH>7，HA 为弱酸
** 错误的表达式 **相同条件下，测相同浓
度的HA 溶液和盐酸(强酸)的导电性
若导电性相同，则HA 为强酸；
若导电性较盐酸弱，则HA 为弱酸
** 错误的表达式 **测定同pH 的HA 与HCl
溶液稀释相同倍数后的pH 变化
若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA 是强酸；
若ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA 是弱酸
** 错误的表达式 **测定等体积、等pH 的
HA 溶液和盐酸分别中和NaOH 的量
若消耗NaOH 的量相同，则HA 为强酸；
若HA 溶液消耗NaOH 的量较盐酸多，则HA 为弱
酸
** 错误的表达式 **往同浓度的HA 和HCl
中投入相同的Zn 粒
开始反应速率快的为强酸；开始反应速率慢的为弱
酸
** 错误的表达式 **从升高温度后pH 的变
化判断
若升高温度，溶液的pH 明显减小，则是弱酸；
若升高温度，溶液的pH 变化幅度小，则是强酸
一、单选题
例1．用AG 表示溶液的酸度，AG= lg
。常温下，一元酸HA 的Ka(HA)=1.0×10-
5，实验室中用0.1mol•L-1的NaOH 溶液滴定20.00mL 某浓度的HA 溶液，滴定结果如
图所示。下列有关叙述正确的是
A．室温下，AG=14-pH
B．滴定前该HA 溶液中HA 的电离度为
C．A 点时加入NaOH 溶液的体积为20.00mL
5
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D．若B 点时加入NaOH 溶液的体积为40.00mL，此时溶液中c(Na+)=c(A-)+c(HA)
【答案】B
【详解】A． AG= lg
=lgc（H+）-lgc（OH-）=-pH-（-pOH）=-pH+14-pH=14-
2×pH，A 错误；
B．滴定前该HA 溶液中AG=8，则lg
=8，
=108，
，c
（H+）=10-3mol/L，根据Ka(HA)=
=
=1.0×10-5，c（HA）
=0.1mol/L+10-3mol/L，HA 的电离度为
，B 正确；
C．结合B 选项，HA 浓度为0.1mol/L，HA 为弱酸，用0.1mol•L-1的NaOH 溶液滴定
20.00mL 的HA 溶液，生成的NaA 为强碱弱酸盐，A 点时溶液为中性，加入NaOH 溶
液的体积小于20.00mL，C 错误；
D．若B 点时加入NaOH 溶液40.00 mL，则此时溶液是等物质的量浓度的NaA 和氢氧
化钠的混合液，因此根据物料守恒2c(A- )+2c(HA)=c(Na+)，D 错误；
故选B。
例2．室温下，向Na2CO3和NaHCO3的混合溶液中逐滴加入BaCl2溶液，溶液
中-1gc(Ba2+)与
的关系如图所示(已知：
、
；
)。下列说法正确的是
6
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A．a 对应溶液pH=6.5
B．b 对应溶液的c(HCO )=0.05mol/L
C．a→b 的过程中，溶液中
一直增大
D．a 对应的溶液中一定存在：
【答案】B
【详解】A．a 点对应溶液
，则
，由
得，
，
，故
A 错误；
B．b 对应溶液
，则
，由
，可得
，由b 点
，则
，故B 正确；
C．
，a→b 的过程中，
逐渐增大，
逐渐减小，
不变，则
逐渐减小，故C 错误；
D．a 点对应溶液中，
，则
，由A 可知溶液pH 约为
10.25，溶液中
，溶液中存在电荷守恒关系式
，则
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，故D 错误；
答案选B。
例3．HA、HB 为两种一元酸，为研究25°C 时反应
的相关性质，查阅此温度下相关数据：
△H=+29.1kJ/mol；△S=+150.0J/(K·mol)，下列说法正确的是
A．由于此过程△H>0，故HB 比HA 内能更低
B．△S 对该反应自发性的影响小于△H
C．相对于B-，A-与质子的结合能力更强
D．体积和物质的量浓度均相同的NaA 和NaB 两溶液中，前者离子总数更多
【答案】C
【详解】A．能量越低越稳定，该反应的焓变大于0，说明反应物总能量小于生成物总
能量，但无法判断HA、HB 能量的相对大小，选项A 错误；
B．该反应中没有气体参加，△S＝0，选项B 错误；
C．强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，由A-(aq)+HB(aq)
HA(aq)+B-(aq)可得，酸性HB
＞HA，所以结合质子能力为B-＜A-，即A-与质子的结合能力更强，选项C 正确；
D．由B 可知，酸性HB＞HA，体积和物质的量浓度均相同的NaA 和NaB 两溶液中分
别存在电荷守恒c(Na+)+c(H+)＝c(OH﹣)+c(A﹣)、c(Na+)+c(H+)＝c(OH﹣)+c(B﹣)，每一种
溶液中离子浓度总和是其溶液中所有阳离子浓度的2 倍，水解程度为A﹣＞B﹣，则两溶
液中c(OH﹣)是NaA 溶液大于NaB 溶液，两溶液中c(H+)是NaA 溶液小于NaB 溶液，
两种溶液中c(Na+)相等，两种溶液中[c(Na+)+c(H+)]是NaA 溶液小于NaB 溶液，所以离
子总物质的量是前者小于后者，离子总数是前者小于后者，选项D 错误；
答案选C。
例4．Al(OH)3.在水中存在平衡：
和
在25℃时，
关系如图所示，
表示
或
浓度的负对数
。下列说法错误的是
8
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A．曲线甲代表
与pH 的关系
B．曲线乙经过点
C．
的
D．向
溶液中加入NaOH 至pH=6 时，Al 元素主要以
存在
【答案】D
【详解】A．增大OH-的浓度，
逆向移动，
平衡正向移动，Al3+的浓度降低、
浓度
增大，所以曲线甲代表
与pH 的关系、曲线乙代表
与pH 的关系，
故A 正确；
B．根据曲线乙，pH=10 时，
的浓度为
，则
的平衡常数为
，所以pH=14 时，
的浓度为
，故B 正确；
C．根据曲线甲，pH=5 时，Al3+的浓度为
，则
平衡常数为
，
的平衡常数为
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，则
的
，故C 正确；
D．
平衡常数为
，pH=6 时，
Al3+的浓度为
；
的平衡常数为
，
pH=6 时，
的浓度为
，所以向
溶液中加入NaOH 至
pH=6 时，Al 元素主要以
存在，故D 错误；
选D。
例5．已知室温下，
溶液呈弱酸性，下列叙述中正确的是
A．
B．
C．加等浓度NaOH 溶液，
的值减小
D．加水稀释，溶液酸性减弱，但
的值不变
【答案】C
【详解】A．
溶液呈弱酸性，可知
的电离程度大于自身的水解程度，
故
，选项A 错误；
B．由
电离过程可得：
，由
水解过程可得：
，因
，所以
，可得
，选项B 错误；
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C．由电荷守恒：
，可得
，加入同浓度的NaOH 溶液，
不
变，但
减小，
增大，所以
减小，选项C 正确；
D．加水稀释，
减小，酸性减弱，
，所以加水稀释
的值增大，选项D 错误；
答案选C。
例6．下列说法正确的是
A．常温下，将
的氨水加水至
，溶液中
减小
B．常温下，若
，则氨水中
是
溶液中
的
2 倍
C．相同浓度的氨水和盐酸混合，若溶液呈中性，则
D．中和
与体积均相等的氨水、
溶液，所需
的物质的量相同
【答案】C
【详解】A．氨水加水稀释，促进一水合氨的电离，c(OH-)减小，温度不变一水合氨的
电离平衡常数Kb不变，则稀释过程中溶液中
增大，故A 错误；
B．氨水不能完全电离，氨水中
是
溶液小于
的2 倍，故B 错误；
C．室温下，盐酸和氨水混合后，若溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，溶液中存在电荷守恒：
c(H+)+c(
)=c(Cl-)+c(OH-)，则c(Cl-)=c(
)，故C 正确；
D．一水合氨为弱电解质，室温下，中和pH 和体积均相等的氨水、NaOH 溶液，前者
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所需盐酸的物质的量多，故D 错误；
故选：C。
例7．t℃时，由H2CO3与HCl 或NaOH 配制一组总含碳微粒浓度为
的混合溶液，混合体系中部分物种的浓度的负对数
与pH 关系如图所示。下列
说法错误的是
A．该条件下，H2CO3的
B．该溶液的温度t=25℃
C．pH=a 时，混合体系中浓度最高的物种为
D．pH=7 的溶液中：
【答案】C
【详解】A．由题干图示信息可知，当溶液pH=6.3 时，c(H2CO3)=c(
)，故
Ka1(H2CO3)=
=10-6.3，故该条件下，H2CO3的
，A 正确；
B．由题干图示信息可知，c(H+)=c(OH-)=10-7，Kw= c(H+)×c(OH-)=10-14，故该溶液的温
度t=25℃，B 正确；
C．根据电荷守恒可知，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(
)+c(
)，故pH=a 时，c(Na+)
＞c(
)混合体系中浓度最高的物种为Na+，C 错误；
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D．由题干图示信息可知，pH=7 的溶液中：c(Na+)＞c(
)＞c(H2CO3)，故有
，D 正确；
故答案为：C。
例8．
是一种二元弱酸，
由于与空气中的某种成分作用而保持浓度不变，已
知
，
，某水体中
(X 为
、
、
、
)与pH 的关系如图所示。下列叙述正确的是
A．曲线②代表
B．Q 点
C．随pH 升高，
先增大后减小
D．R 点时，
【答案】B
【详解】A．
的浓度保持不变，则①代表
，随着pH 逐渐增大
、
离子
浓度增大，pH 较小时
的浓度大于
的浓度，则曲线②代表
，曲线③代表
，故A 错误；
B．Q 点
，根据
，可得
由O 点坐标
知：
的一级电离常数
由R 点坐标
，知：
的二级电离常数
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，
代入
、
，可得
，
，故B 正确；
C．曲线①②的交点代表溶液中
、
的浓度相等，
，
由于与空气中的某种成分作用而保持不变，随pH 升高
减小，
增大，故C
错误；
D．R 点时，
，若溶液中只存在
、
、
、
微粒，
得出
，
同时水体中还有其他离子，故D 错误；
答案选B。
例9．下列说法一定正确的是
A．相同温度下，1L0.02mol·L-1的NaCl 溶液和2L0.01mol·L-1NaCN 溶液中的离子总
数相等
B．常温下，将pH=2 的一元酸HA 溶液与pH=12 的一元碱BOH 溶液等体积混合，
所得溶液pH=7
C．25℃时，向10mL0.1mol·L-1HA 溶液中加入0.1mol·L-1的NaOH 溶液，当水电离
出的c(H+)=1.0×10-7mol·L-1时，滴加氢氧化钠溶液的体积可能出现两种情况，则HA
为弱酸
D．将冰醋酸加水稀释，冰醋酸的电离度逐渐增加，但电离常数Ka不变，c(H+)逐渐
增大，导电性逐渐增强。
【答案】C
【详解】A．NaCN 溶液中CN-水解，相同温度下，1L0.02mol·L-1的NaCl 溶液中的离
子总数大于2L0.01mol·L-1NaCN 溶液中的离子总数，故A 错误；
B．常温下，将pH=2 的一元酸HA 溶液与pH=12 的一元碱BOH 溶液等体积混合，若
HA 为弱酸，所得溶液pH<7；若BOH 为弱碱，所得溶液pH>7，故B 错误；
C．25℃时，向10mL0.1mol·L-1HA 溶液中加入0.1mol·L-1的NaOH 溶液，当水电离出
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的c(H+)=1.0×10-7mol·L-1时，滴加氢氧化钠溶液的体积可能出现两种情况，如图所示
，则HA 为弱酸，故C 正确；
D．将冰醋酸加水稀释，冰醋酸的电离度逐渐增加，但电离常数Ka不变，c(H+)先增大
后减小，导电性先增强后减弱，故D 错误；
选C。
二、多选题
例10．常温下，向
的某稀
溶液中滴入
的氨水，溶液
中水电离出的
浓度随滴入氨水体积变化如图所示。下列说法不正确的是
A．该酸
是弱酸
B．B 点溶液存在
C．
D．F 点溶液
【答案】AB
【详解】A．根据图像A 点可知，在稀
溶液中，水电离出的氢离子浓度是
，根据水的离子积常数可得，
酸电离出的氢离子浓度是
，
由于
酸浓度是
，则该酸完全电离，是强酸，选项A 错误；
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B．图中B 点是
和
的混合液，溶液呈酸性，由水电离出的
，说明酸电离的氢离子对水的抑制程度和
水解对水的电离
的促进程度相等，根据电荷守恒有
，
，则
，选项B 错误；
C．D 点水的电离程度最大，此时稀酸和氨水恰好完全反应生成
，
，
，选项C 正确；
D．F 点是
和
的混合液，由水电离出的
，溶
液呈中性，
，选项D 正确；
答案选AB。
1．磷是生物体内不可或缺的元素之一，自然界主要以磷酸盐的形式存在。磷酸盐可用
于制备白磷(P4)，白磷在加热条件下，能转化为红磷(P)，白磷还能与足量热的浓碱发
生如下反应：P4+3KOH+3H2O
PH3↑+3KH2PO2。
(1)磷原子的最外层核外电子排布式为 。
(2)PH3的电子式为 。热稳定性：NH3 PH3(选填“>”或“<”)。
(3)P4的分子构型为正四面体，P4为 分子(选填“极性”或“非极性”)。
(4)白磷和红磷互为 。
(5)利用磷酸钙矿混以石英砂(SiO2)和炭粉在电炉中加热可以制备白磷。
______Ca3(PO4)2+______SiO2+______C
______CaSiO3+______P4+______CO↑
配平上述化学方程式 。
(6)次磷酸(H3PO2)是 弱酸(选填“一元”、“二元”或“三元”)。KH2PO2稀溶液
中存在：c(K+)= 。
【答案】(1)3s23p3
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(2)
>
(3)非极性
(4)同素异形体
(5)2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C
6CaSiO3+P4+10CO↑
(6) 一元 c(K+)= c(H2PO )+ c(H3PO2)
【详解】（1）磷是15 号元素，其最外层为5 个电子，最外层核外电子排布式为
3s23p3；
（2）PH3中存下3 个P—H 键，其电子式为：
；非金属性N 大于P，非金属
性越强，其氢化物越稳定，故热稳定性：NH3>PH3；
（3）P4的分子构型为正四面体，其正负电荷中心重合，为非极性分子；
（4）白磷和红磷为同种元素构成的结构不同的单质，为同素异形体；
（5）该反应中磷的化合价由+5 价降低到0 价，碳的化合价由0 价升高到+2 价，根据
得失电子守恒可知，配平后的方程式为：2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C
6CaSiO3+P4+10CO↑；
（6）次磷酸(H3PO2)只能电离出1 个氢离子，故属于一元弱酸，根据物料守恒可知，
c(K+)= c(H2PO )+ c(H3PO2)。
2．某温度下，体积和pH 都相同的盐酸和氯化铵溶液加水稀释时pH 变化曲线如图所
示。
(1)a、b、c 三点溶液中水的电离程度大小关系： 。
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(2)
b
①点溶液中c(H+) =_______+_______ (填微粒浓度)。
②用等浓度的NaOH 溶液和b、c 处溶液反应，消耗NaOH 溶液的体积。
(填“>”“<”或“=”)。
(3)阐述a、c 两点溶液的导电能力强弱： 。
【答案】(1)a>b>c
(2)
>
(3)a、c 两点溶液的离子㳖度c<a，所以导电能力c<a
【分析】盐酸溶液中的氢离子主要是盐酸电离出来的，盐酸完全电离，体积和pH 都相
同的盐酸和氯化铵溶液加水稀释的过程中，盐酸不能继续电离，盐酸溶液中氢离子浓
度变化大；水解是微弱的，氯化铵溶液中铵离子可继续水解，溶液中氢离子浓度变化
小，所以c 点的曲线pH 变化是盐酸溶液的，含a、b 点的曲线pH 变化是氯化铵溶液的。
【详解】（1）盐酸电离出的氢离子抑制了水的电离，所以c 点溶液中水的电离程度最
小；水解促进水的电离，由于氯化铵溶液中的氢离子来自于铵根离子水解生成的氢离
子，氢离子浓度越大，说明水解程度越大，a 点的pH<b 点的pH，说明a 点的酸性大于
b 点的酸性，a 点的氢离子浓度大于b 点的氢离子浓度，所以a、b 两点溶液水的电离程
度a>b，综上所述，a、b、c 三点溶液中水的电离程度a>b>c，故答案为：a>b>c；
（2）①b 点溶液中，根据质子守恒得出
，故答案为：
；
②用等浓度的NaOH 溶液和b、c 处溶液反应，b 点溶液中铵根和氢离子均消耗
NaOH，而c 点溶液只有盐酸消耗NaOH（盐酸完全电离），故消耗NaOH 溶液的体积
>
，故答案为：>；
（3）溶液的导电能力和溶液中自由移动离子浓度的大小有关，当溶液的体积相等时，
a、c 两点溶液的离子浓度c<a，所以导电能力c<a，故答案为：a、c 两点溶液的离子㳖
度c<a，所以导电能力c<a。
3．据《财富》杂志报道，近日一组来自麻省理工学院(MIT)、休斯敦大学(University of
Houston)和其他机构的科学家发现了比硅性能更好的半导体材料-立方砷化硼。立方砷
化硼在导热和导电方面的超高性能，是它可能成为有史以来发现的最好的半导体材料。
回答下列问题：
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(1)水体砷污染已成为一个亟待解决的全球性环境问题。在处理某工厂的含砷废水时，
常加入生石灰的方式将废水中的
转化为
形式沉降，该反应的离
子方程式为
(2)砷的氧化物为
，俗称砒霜，有剧毒。除去
可利用其强还原性，在碱性
条件下被
氧化成
，写出相应的离子方程式
(3)硼酸
是一元酸，其电离常数
，硼酸的水溶液中存在含硼微粒
为
、
。硼酸的水溶液呈酸性的原因为 (用化学语言表述)
(4)硼氢化钠
是有机合成的重要还原剂，
可水解放出氢气。
的还原能力相当于
标准状况下
的还原能力
【答案】(1)
(2)
(3)
(4)
【详解】（1）生石灰溶于水会形成氢氧化钙，所以在处理某工厂的含砷废水时，常加
入生石灰的方式将废水中的
转化为
形式沉降，其离子方程式为：
；
（2）
在碱性条件下被
氧化成
，碘单质被还原为碘离子，根据氧化还原
反应的规律可知，反应的离子方程式为：
；
（3）根据信息可知硼酸为一元弱酸，硼酸的水溶液存在电离平衡为：
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；
（4）
、
中的
元素分别为-1 价、0 价，二者均作还原剂被氧化只能生成
价的含
化合物，
，失去电子：
，
得：
，标准状况下
的体积为：
。
4．非金属元素及其化合物与科研、工农业生产有着密切联系。回答下列问题：
(1)次氯酸的结构式为 ，碳化硅晶体属于 晶体。非金属性S
Cl(填“＞”或“＜”)，用原子结构知识解释其原因：同一周期元素，由左到右
。
(2)常温下，浓度均为0.1 mol/L 的六种溶液pH 如下：
溶质
NaClO
Na2CO3
NaHCO3
Na2SiO3
Na2SO3
NaHSO3
pH
10.3
11.6
9.7
12.3
10.0
4.0
常温下，相同物质的量浓度的下列稀溶液，其酸性由强到弱的顺序是 (填序号) 。
a.H2CO3 b.H2SO3 c.H2SiO3
六种溶液中，水的电离程度最小的是(填化学式) 。
(3)用离子方程式说明Na2CO3溶液pH＞7 的原因 。
(4)欲增大氯水中次氯酸的浓度，可向氯水中加入上表中的物质是(填化学式) ，
用化学平衡移动的原理解释其原因： 。
【答案】(1) H-O-Cl 原子晶体 ＜ 随着原子半径逐渐减小，元素得
电子能力逐渐增强
(2) bac NaHSO3
(3)CO
+H2O
HCO +OH-
(4) NaHCO3(或NaClO) 因为Cl2+H2O
H++Cl-+HClO，加入NaHCO3(或
NaClO)可消耗H+，平衡朝正反应方向移动，从而使溶液中次氯酸的浓度增大
【解析】(1)
次氯酸的结构式为H-O-Cl，碳化硅晶体属于原子晶体。由于同一周期元素，由左到右
随着原子半径逐渐减小，元素得电子能力逐渐增强，故非金属性S＜Cl；
(2)
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NaHCO3溶液显碱性，则碳酸氢根离子水解程度大于其电离程度，NaHSO3溶液显酸性，
则亚硫酸氢根离子电离程度大于其水解程度，故H2SO3酸性比H2CO3的酸性强，等浓
度的Na2SiO3溶液的碱性比Na2CO3的碱性强，弱酸越弱，其对应的酸根离子水解程度
越大，其对应的强碱弱酸盐碱性越强，故碳酸的酸性比硅酸的酸性强，故常温下，相
同物质的量浓度的稀溶液，其酸性由强到弱的顺序是bac；
六种溶液中，NaClO、Na2CO3、NaHCO3、Na2SiO3、Na2SO3的溶液显碱性，均发生水
解，促进水的电离，而NaHSO3溶液显酸性，亚硫酸氢根离子电离程度大于其水解程
度，抑制水的电离，则水的电离程度最小的是NaHSO3；
(3)
Na2CO3发生水解反应CO
+H2O
HCO +OH-，使溶液显碱性，pH＞7；
(4)
氯水中发生可逆反应Cl2+H2O
H++Cl-+HClO，加入NaHCO3(或NaClO)可消耗H+，
平衡朝正反应方向移动，从而使溶液中次氯酸的浓度增大。
5．氮及其化合物在工农业生产和生命活动中起着重要的作用。回答下列问题：
(1)“中国制造2025”是中国政府实施制造强国战略第一 个十年行动纲领。氮化铬在现
代工业中发挥更重要的作用，请写出Cr3+的价电子轨道表示式 ；基态铬、
氮原子的未成对电子数之比为 。
(2)NH3也是造成水体富营养化的重要原因之一，用NaClO 溶液氧化可除去氨气。其反
应机理如图所示(其中H2O 和NaCl 略去)。NaClO 氧化NH3的总反应化学程式为
。
(3)改变
对溶液中NaClO 去除氨气效果与余氯(溶液中+1 价氯元素的含量)的
影响如图所示，则除氨气过程中最佳的
值约为 。
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(4)室温下，用水稀释0.1mol·L-1氨水，溶液中随着水量的增加而减小的是___________。
A．
)
B．
C．c(H+)
D．
(5)25°C 时，将amol NH4NO3溶于水，向该溶液中滴加bL 氨水后溶液呈中性，滴加氨
水的过程中水的电离平衡将 (填 “正向”、“逆向”或“不”)移动。
(6)工业上利用NH3制备联氨(N2H4)装置如下图，其阳极电极反应式为 。
【答案】(1)
2:1
(2)
(3)1.5
(4)BD
(5)逆向
(6)
【详解】（1）三价铬离子的价电子排布式为3d3，则其价电子轨道表示式为：
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；基态铬原子的价电子轨道表示式为：
，核外有6 个未成对
电子，基态氮原子的价电子轨道式为：
，核外有3 个未成对电子，因此基态铬、
氮原子的未成对电子数之比为2:1。
（2）根据图示，由始态和终态判断反应物中氨气被氧化成氮气，次氯酸钠则被还原成
氯化钠，依据得失电子守恒和质量守恒，可知化学方程式为：
。
（3）当去除率较高，余氯量较低时，说明去除效果最佳，由图示可知，符合要求的最
佳值约为1.5。
（4）A．由氨水的电离方程式
可知，
为平衡常数，
只随温度变化，用水稀释，温度不变，比值不变，A 项错误；
B．加水稀释，促进一水合氨的电离，n(
)减小，n(
)增大，两者在同一溶
液中，体积相同，因此
减小，B 项正确；
C．加水稀释，氨水碱性减弱，c(
)浓度减小，c(
)浓度增大，C 项错误；
D．加水稀释，氨水碱性减弱，c(
)浓度减小，c(
)浓度增大，
减小，D
项正确；
答案选BD。
（5）25°C 时，将amolNH4NO3溶于水，向该溶液中滴加bL 氨水后溶液呈中性，氨水
会电离生成铵根离子和氢氧根离子，会对水的电离起到抑制作用，使水的电离平衡逆
向移动。
（6）分析装置图可知，氧离子移向的电极为阳极，阳极上通入氨气失电子生成
N2H4，阴极上氧气得到电子生成O2-。在阳极，NH3转变为N2H4，氮元素化合价由-3 价
变为-2 价，则2molNH3失去2mol 电子生成1molN2H4，余下的2molH 与阴极传导过来
的O2-结合生成水。故阳极电极反应为：
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6．常温下，部分酸的电离平衡常数如下：
化学式
电离常
数
(1)
相同的三种酸，则
的浓度从大到小为
。
(2)
的
溶液中，
为
，使此溶液中
的电离程度增大
且
也增大的方法是 。
(3)中和等量的
，消耗等
的氢氟酸和硫酸的体积分别为
，则a
b(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)。中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需
要
的物质的量为
，则
。
(4)向
中通入少量的
，发生的离子方程式为 。
(5)设计实验证明氢氟酸比盐酸的酸性弱 。
【答案】(1)c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)
(2) 2×10-6 升温
(3) 小于 小于
(4)CN-+CO2+H2O=HCN+HCO
(5)测定等浓度的两种酸的pH，氢氟酸的pH 大或等浓度的两种酸分别与Zn 反应，初
始氢氟酸冒气泡慢
【详解】（1）由电离常数Ka的大小可知酸性强弱为：HF>H2CO3>HCN，则等浓度的
三种酸溶液中氢离子浓度大小顺序为：HF>H2CO3>HCN，所以氢离子浓度相同的三种
酸的浓度从大到小为：c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)；
（2）设氢离子浓度为xmol/L，依据HCN⇌H++CN-，Ka=4.0 10-10=
，解得x=2×10-6，则氢离子浓度为：2×10-6mol/L；弱电解质的电离过程是吸热过程，
升高温度，能促进HCN 的电离，电离程度增大，氢离子浓度也增大；
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（3）中和等量的NaOH，需要消耗等物质的量的氢离子，当氢氟酸和硫酸的pH 相等
时，由于硫酸是强酸，氢氟酸为弱酸，需要氢氟酸和硫酸的体积比小于1:1，即a 小于
b。氢氟酸为一元酸、硫酸为二元酸，中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要NaOH
的物质的量为1:2，质量为1:2，即m1小于m2；
（4）酸性：HF>H2CO3>HCN>HCO 。向NaCN 中通入少量的CO2反应生成HCN 和
NaHCO3，反应的离子方程式为CN-+CO2+H2O=HCN+HCO ；
（5）证明氢氟酸比盐酸的酸性弱可以使用的方法有：①测定等浓度的两种酸的pH，
氢氟酸的pH 大；②等浓度的两种酸分别与Zn 反应，初始氢氟酸冒气泡慢；③测定等
物质的量浓度的两种溶液的导电性，盐酸的灯泡较亮、氢氟酸的灯泡较暗等。
7．砷(As)与N、P 是同主族元素，远古时期人们就开始开发利用砷的性质，现代技术
中砷仍然起着非常重要的作用。请回答下列问题：
(1)砷只有一种稳定的同位素
，其原子核内的中子数比核外电子数多 (填数
值)。
(2)下列事实中，能说明As 元素的非金属性弱于N 元素的是_______(填标号)。
A．沸点：
B．等物质的量浓度溶液的酸性：
C．分解温度：
D．相对分子质量：
(3)Marsh 试砷法和Gutzeit 试砷法是法医学上鉴定砷的重要方法。其原理是先将
(剧毒)转化为
，前者让：
分解产生黑亮的砷镜(As)，后者让
被
溶液氧化为
，同时还生成Ag 单质。
①
的电子式为 。
Gutzeit
②
试砷法中
被氧化的离子方程式为 。
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(4)砷化镓(GaAs)是现代科技中制造芯片的一种原料，可用
溶液对其进行刻蚀，
As 元素的化合价变为+5 价，则该反应中还原剂与氧化剂的物质的量之比为 ；
砷化镓也可用于制造太阳能电池，该电池工作时的能量转化形式为 。
(5)已知
的电离平衡常数分别为
、
、
。
25℃
①
时，
，溶液中：
(填“>”“=”或“<”)。
25℃
②
时，向
溶液中加入NaOH 溶液至中性，此时溶液中
。
【答案】(1)9
(2)BC
(3)
(4) 1：4 太阳能→电能
(5) < 2.016
【解析】(1)
根据元素周期表和周期律可推知As 的原子序数为33，
的中子数为
，
因此其原子核内的中子数与核外电子数之差
。
(2)
元素的非金属性与氢化物的沸点及相对分子质量无关，A、D 项错误；等物质的量浓度
溶液的酸性：
，最高价含氧酸的酸性越强，元素的非金属性越强，B
项正确；简单氢化物的热稳定性越强，元素的非金属性越强，因此分解温度
可以判断出N 的非金属性强，C 项正确；故选BC。
(3)
As
①
原子最外层有5 个电子，因此
的电子式为
；②Gutzeit 试砷法中
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作氧化剂，还原产物为银，因此反应的离子方程式为
。
(4)
As 元素从−3→+5 价，
中的O 元素从−1→−2 价，根据化合价升降相等，可得还
原剂与氧化剂的物质的量之比为1：4；太阳能电池工作时的能量转化形式为太阳能→
电能。
(5)
①
的电离常数为
，水解常数为
，水解程度小于电
离程度，因此水解产生的
电离产生的
。②
，25℃时，当溶液呈中性时
，
带入表达式可得
2.016。
8．在剧烈运动中，因缺氧肌肉会产生乳酸(
)，而血液中，乳酸和碳酸氢盐发生中
和反应。试通过如下计算来说明此过程。
已知乳酸(
)是一元酸，
。碳酸的电离平衡常数为：
，
(1)
的
为 。(
，
)
(2)计算乳酸和碳酸氢盐反应的反应平衡常数的数值，写出计算过程 。
【答案】(1)2.55
(2)
，
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【解析】(1)
溶液中氢离子浓度和L－浓度可认为相等，可设为x，溶液中HL 的
浓度约是0.056mol/L，则根据电离平衡常数可知
，解得x＝2.8×10－
3mol/L，所以溶液的
为－lg2.8×10－3＝2.55。
(2)
乳酸和碳酸氢盐反应的方程式为
，反应平衡常数的为
9．磷是重要的元素，能形成多种含氧酸和含氧酸盐。回答下列问题：
Ⅰ. 亚磷酸(H3PO3)是二元酸，H3PO3溶液存在电离平衡：H3PO3
H+ + H2PO 。亚磷酸
与足量NaOH 溶液反应，生成水和Na2HPO3。
(1)写出亚磷酸钠(Na2HPO3)中磷的化合价 。
(2)当亚磷酸与少量NaOH 溶液反应的离子方程式为 。
(3)亚磷酸具有强还原性，可使碘水褪色，该反应的化学方程式 。
Ⅱ.已知：①次磷酸(H3PO2)是一种一元弱酸；
②常温下，电离平衡常数Ka(H3PO2)=5.9×10-2，Ka(CH3COOH)=1.8×10-5；
(4)下列说法正确的是___________。
A．次磷酸的电离方程式为：H3PO2⇌H++H2PO
B．NaH2PO2属于酸式盐
C．浓度均为0.1mol•L-1的次磷酸(H3PO2)与盐酸相比前者导电能力强
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D．0.1mol•L-1NaH2PO2溶液的pH 比0.1mol•L-1CH3COONa 溶液的pH 小
(5)次磷酸钠NaH2PO2具有强还原性，是一种很好的化学镀剂。如NaH2PO2能将溶液中
的Ni2+还原为Ni，用于化学镀镍。酸性条件下镀镍溶液中发生如下反应：
___________Ni2++___________H2PO
+___________(___________)═___________Ni+___________H2PO
+_______(___________)请完成并配平上列的离子方程式。
Ⅲ.磷酸是三元弱酸(H3PO4)
(6)磷酸钙与焦炭、石英砂混合，在电炉中加热到1 500 ℃生成白磷，反应为：
2Ca3(PO4)2+6SiO2
6CaSiO3+P4O10 10C+P4O10
P4+10CO
若反应生成31 g P4，则反应过程中转移的电子数为 (用NA表示阿伏加德罗
常数的值)。
【答案】(1)+3
(2)H3PO3+OH-＝H2PO +H2O
(3)H3PO3 + I2 +H2O＝2HI+ H3PO4
(4)AD
(5)1Ni2++1H2PO +1H2O═1Ni+1H2PO
+2H+
(6)5NA
【详解】（1）亚磷酸钠中Na 为+1 价，O 为-2 价，H 为+1 价，根据正负化合价为零，
故P 为+3 价；
（2）亚磷酸与少量NaOH 溶液反应的离子方程式为：H3PO3+OH-＝H2PO +H2O；
（3）亚磷酸被碘水氧化为磷酸，碘被还原为碘离子，其化学方程式为H3PO3+I2+H2O
＝2HI+H3PO4；
（4）A．次磷酸为弱酸，则电离方程式为：H3PO2⇌H++H2PO ，故A 正确；
B．NaH2PO2属于正盐，故B 错误；
C．次磷酸为弱酸，则浓度均为0.1mol•L-1的次磷酸（H3PO2）与盐酸相比前者导电能
力弱，故C 错误；
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D．由信息②可知H3PO2的酸性比醋酸强，则0.1mol•L-1NaH2PO2溶液的pH 比
0.1mol•L-1CH3COONa 溶液的pH 小，故D 正确．
故答案为：AD；
（5）由氧化还原反应中化合价升降相等进行配平：镍元素的化合价降低了2 价，磷元
素的化合价升高的2 价，根据原子守恒结合电荷守恒可得配平的方程式为：H2O+Ni2+
+H2PO2
-═Ni+H2PO3+2H+，
故答案为：1；1；1H2O；1；1；2H+；
（6）P 由+5 价变成0 价，每生成1molP4时，转移电子20mol。31gP4的物质的量为
0.25mol，所以反应转移的电子数为5NA，故答案为5NA
10．人体内尿酸(HUr)含量偏高，关节滑液中产生尿酸钠晶体(NaUr)会引发痛风，
NaUr(s)
Na＋(aq)＋Ur−(aq) ∆H ＞0。某课题组配制“模拟关节滑液”进行研究，回
答下列问题：
已知：①37℃时，Ka(HUr) ＝ 4×10−6，Kw ＝ 2.4×10−14，Ksp(NaUr) ＝ 6.4×10−5
37℃
②
时，模拟关节滑液pH ＝7.4，c(Ur－) ＝4.6×10−4 mol∙L−1
(1)尿酸电离方程式为
(2)Kh为盐的水解常数，37℃时，Kh(Ur−)＝ 。
(3)37℃时，向HUr 溶液中加入NaOH 溶液配制“模拟关节滑液”，溶液中c(Na＋)
c(Ur−) (填“＞”、“＜”或“＝”)。
(4)37℃时，向模拟关节滑液中加入NaCl(s)至c(Na＋) ＝ 0.2 mol∙L−1时，通过计算判断
是否有NaUr 晶体析出，请写出判断过程
(5)对于尿酸偏高的人群，下列建议正确的是 。
a.加强锻炼，注意关节保暖 b.多饮酒，利用乙醇杀菌消毒
c.多喝水，饮食宜少盐、少脂 d.减少摄入易代谢出尿酸的食物
【答案】 HUr
H＋＋Ur－ 6×10−9 ＞ Q ＝ c(Na＋)∙c(Ur－) ＝ 0.2
mol∙L−1 × 4.6×10−4 mol∙L−1 ＝9.2×10−5＞ Ksp(NaUr)，故有尿酸钠晶体析出 acd
【详解】(1)尿酸是弱酸，不完全电离，其电离方程式为HUr
H＋＋Ur－；故答案为：
HUr
H＋＋Ur－；
(2)Kh为盐的水解常数，37℃时，
；故答案为：
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6×10−9；
(3)37℃时，向HUr 溶液中加入NaOH 溶液配制“模拟关节滑液”，模拟关节滑液pH
＝7.4，c(Ur－) ＝4.6×10−4 mol∙L−1，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Ur－)，由
于pH＝7.4，因此溶液中c(Na＋)＞c(Ur－)；故答案为：＞；
(4)37℃时，向模拟关节滑液中加入NaCl(s)至c(Na＋) ＝ 0.2 mol∙L−1时，Q ＝ c(Na
＋)∙c(Ur－) ＝ 0.2 mol∙L−1 × 4.6×10−4 mol∙L−1＝9.2×10−5＞ Ksp(NaUr)，故有尿酸钠晶体析
出；故答案为：Q ＝ c(Na＋)∙c(Ur－) ＝ 0.2 mol∙L−1 × 4.6×10−4 mol∙L−1＝9.2×10−5＞
Ksp(NaUr)，故有尿酸钠晶体析出；
(5)根据NaUr(s) Na＋(aq)＋Ur−(aq) ∆H＞0，a．降低温度，平衡向放热反应即逆向移动，
因此要注意关节保暖，故a 正确；b．多饮酒，利用乙醇杀菌消毒，乙醇在体内不能消
毒，不能减少痛风，故b 错误；c．多喝水，饮食宜少盐、少脂，饮食多盐，增大钠离
子的摄入，使平衡逆向移动加重痛风，故c 正确；d．减少摄入易代谢出尿酸的食物，
使平衡右移，减轻痛风，故d 正确；综上所述，答案为：acd。
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