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备战2025 年高考化学【一轮·考点精讲精练】复习讲义
考点46 弱电解质的电离平衡
知识精讲
一．弱电解质的电离平衡及影响因素
二．电离平衡常数及应用
三．电离度
四．一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
课后精练
选择题：
20
题
非选择题：
5
题
建议时长：
60
分钟
实际时长：
分钟
一．弱电解质的电离平衡及影响因素
1．电离平衡的概念
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离的速率和离子结合成分子的速率相等时，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。
(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。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。
3．电离平衡的影响因素
1
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电离平衡也属于平衡体系，具有平衡体系的一切特征，也受外界条件如温度、浓度等的影响，其变化
也适用平衡移动原理来解释。
（1）内因：电解质本身的性质决定了其电离程度的大小，通常电解质越弱，电离程度越小。
（2）外因：
①温度：电离是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度越大。
②浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。(越稀越电离)
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。
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（逆向）移动。
④反应离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。
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
＋)
c(CH3COO
－)
导电能力
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
减小
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增大
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增大
增强
不变
加入镁粉
向右
减小
减小
增大
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增大
增强
增大
电离平衡移动过程中粒子浓度比值变化的判断：
①同一溶液，浓度比等于物质的量比。如HF 溶液：＝。(由浓度比变成物质的量比)
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：＝＝。(由两个变量转变为一个变
量)
2
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（3）外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”
①加水稀释电解质时，溶液中离子的离子浓度不一定减小。如因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)不
变，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小。如对于NH3·H2O
NH＋OH－，平衡后，通入氨
气，c(NH3·H2O)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，再次达到平衡
时，c(NH3·H2O)比原平衡时大。
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(H＋)比原平衡时要小。
④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。
4．电解质溶液的导电能力
电解质溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越
大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。
比较对象
导电性
原因
同浓度的氢氧化钠溶液
与氨水溶液
氢氧化钠溶液大于氨水溶液
氢氧化钠是强电解质，完全电离；一
水合氨是弱电解质，部分电离；
同浓度的醋酸溶液与草
酸溶液
醋酸溶液小于草酸溶液
H2C2O4的Ka1＝5.9×10－2
CH3COOH 的Ka＝1.79×10－5
电离常数：H2C2O4＞CH3COOH
氢氧化钠极稀溶液与0.1
mol·L－1氨水溶液
氢氧化钠极稀溶液小于0.1
mol·L－1氨水溶液
氢氧化钠极稀溶液的离子浓度小于0.1
mol·L－1氨水溶液的离子浓度；
将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图所示：
（1）OA 段随加水量的增多，导电能力增强，其原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。
3
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（2）AB 段导电能力减弱，原因是随着水的加入，溶液的体积增大，离子浓度减小，导电能力减弱。
二．电离平衡常数及应用
1．概念：
在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或
一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一
个常数，该常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K 表示(弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电
离平衡常数用Kb表示)。
2．表达式(在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度)
(1)对于一元弱酸HA：HA
H＋＋A－，电离平衡常数Ka＝。
(2)对于一元弱碱BOH：BOH
B＋＋OH－，电离平衡常数Kb＝。
例如：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)某弱电解质的电离常数只与温度有关，与该弱电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热
的，故温度升高，K 增大。
(2)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)多元弱酸是分步电离的，各步电离平衡常数的大小关系为Ka1>Ka2>Ka3，通常Ka1≫Ka2，故多元弱酸
4
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的酸性一般取决于其第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。
5．影响因素
(1)内因(决定因素)：弱电解质本身的性质。
(2)外因：电离平衡常数只受温度影响，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K 增大。
6．电离平衡常数的四大应用
（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。如常温下，CH3COOH 的Ka＝
1.75×10－5，HClO 的Ka＝2.95×10－8，则酸性强弱为CH3COOH＞HClO。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱。弱酸或弱碱的电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱
性(或酸性)越弱。如醋酸的Ka＝1.75×10－5，次氯酸的Ka＝2.95×10－8，则相同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液
的pH：醋酸钠＜次氯酸钠。
（3）判断反应能否发生或者判断产物是否正确。一般强酸能将弱酸从其盐溶液中置换出来。
如：常温下，H2CO3和HClO 的电离常数分别为
H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，
Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝3.0×10－8
故酸性：H2CO3＞HClO＞HCO
因此：①HClO 与NaHCO3溶液不反应。
HClO
②
与Na2CO3溶液反应：CO＋HClO===HCO＋ClO－。
③向NaClO 溶液中通入CO2：ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCO(反应方程式与通入CO2 的量无
关)。
（4）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：0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则增大。
三．电离度及其计算
1．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
5
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α＝×100%（或α＝×100%）
（3）影响因素
温度
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
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）意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱
电解质的电离程度越大。
（5）电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系
①一元弱酸(以CH3COOH 为例)
设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
起始(mol·L－1) c 0 0
转化(mol·L－1) c·α c·α c·α
平衡(mol·L－1) c－cα≈c c·α c·α
Ka＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα＝。
②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)
同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。
2．有关电离常数计算的四种题型(以弱酸HX 为例)
（1）已知c 始(HX)和c(H＋)，求电离常数。
HX
H＋ ＋ X－
起始mol/L c 始(HX) 0 0
转变mol/L c(H＋) c(H＋) c(H＋)
平衡mol/L c 始(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
6
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则Ka＝＝
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 始(HX)－c(H＋)≈c 始(HX)，则
Ka≈，代入数值求解即可。
（2）已知c 始(HX)和电离常数，求c(H＋)。
同理可得Ka＝≈，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。
（3）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：
第一步—电荷守恒：
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－) → c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝。
第二步—元素质量守恒：c(HA)＋c(A－)＝ → c(HA)＝－。
第三步—Ka＝＝。
（4）利用分布系数图像计算弱酸的电离常数
某二元弱酸(H2A)溶液中，H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(x)随pH 的变化如图所示：
二元弱酸中存在电离平衡：
H2A
H＋＋HA－ Ka1
HA－
H＋＋A2－ Ka2
a 点(pH＝1.5)：
δ(H2A)＝δ(HA－)即c(HA－)＝c(H2A)
Ka1＝＝c(H＋)＝10－1.5
b 点(pH＝4)：
δ(HA－)＝δ(A2－)，即c(HA－)＝c(A2－)
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Ka2＝＝c(H＋)＝10－4
四．一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
弱电解质与强电解质的根本区别在于弱电解质不完全电离，存在电离平衡，常用以下几种形式进行比
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 值的盐酸、醋酸
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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
4．实验设计判断强、弱电解质
实验设计思路：以判断室温下某酸(HA)是否为弱酸为例
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
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
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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
** 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；
1．分析化学中将“滴定分数”定义为：所加滴定剂与被滴定组分的物质的量之比。常温下，以
NaOH 溶液为滴定液滴定
一元酸HA 溶液，滴定曲线如图所示。下列叙述正确的
是
A．
B．a 点：
C．b 点：
D．c 点：
2．
时，已知
、
，则下列叙述正确的是
A．因
，故
溶液的
大于
溶液的
B．等
的
、
溶液分别稀释100 倍，溶液中
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C．向
溶液中滴加
溶液至
时，
D．等物质的量浓度的
和
混合溶液中，
3．在相同温度下，
溶液与
溶液相比，前者一
定大于后者的是
A．中和时所需NaOH 的量
B．电离程度
C．
D．
4．在25℃时两种酸的电离常数如下：H2CO3 ：Ki1=4.2×10－7 , Ki2=5.6×10－11;
H2S ：Ki1=5.7×10－8,Ki2=1.2×10－15 ，则下列反应可能发生的是
A．NaHCO3＋NaHS → Na2CO3＋H2S↑
B．H2S＋Na2CO3 → NaHS＋NaHCO3
C．Na2S＋H2O＋CO2 → Na2CO3＋H2S↑
D．H2S＋NaHCO3 → NaHS＋H2CO3
5．下列有关说法不正确的是
A．25℃，用pH 试纸测得某氯水的pH 为5
B．任何温度下，利用
和
浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性
C．25℃，
的NaOH 溶液，由水电离出的
D．
的醋酸溶液与
的盐酸等体积混合，混合液的
6．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．pH=3 的两溶液稀释100 倍，pH 均变为5
D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，c(H+)均减小
7．已知二甲胺[(CH3)2NH·H2O]在水中的电离与一水合氨相似，下列关于常温下pH=12 的二甲胺溶液的叙
述正确的是
A．c(OH—)=c[(CH3)2NH2
+]
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B．加水稀释时
增大
C．与pH=2 的盐酸等体积混合后，溶液呈中性
D．加入氢氧化钠固体可抑制二甲胺的电离，电离常数Kb变小
8．已知：常温下，
，
，
。下列说法正确的是
A．
与等浓度等体积的
溶液完全反应，消耗
的物质的量前者更大
B．
的
溶液中，水电离出的
为
C．向
溶液中滴加少量
溶液的离子方程式为
D．向
溶液中滴加等浓度等体积的盐酸，充分反应后溶液呈碱性
9．实验室用
和
反应制备
，设
表示阿伏加德罗常数的值。下列
说法正确的是
A．1mol
中子总数为
B．18g 冰水混合物中所含的氢键数小于
C．
溶液的
数目为
D．46g
充分反应后生成
的分子数为
10．室温下，往
溶液中加入下列试剂，所得溶液仍呈碱性的是
A．
的
B．
的
C．
D．
11．25℃时，有浓度均为
的4 种溶液：
①盐酸 ②HF 溶液 ③NaOH 溶液 ④氨水
已知：25℃时，电离平衡常数
，
下列说法不正确的是
A．溶液pH：③>
>
>
④②①
12
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B．水电离出的
浓度：①=
<
<
③②④
C．②和④等体积混合后的溶液中：
D．
①和
③混合后溶液
(溶液体积变化忽略不计)，则
12．乳酸是一种重要的化工原料，可用于制备聚乳酸(PLA)生物可降解性塑料。已知常温下，乳酸的电离
常数
。下列有关说法正确的是
A．乳酸稀溶液加水稀释的过程中，溶液中
减小
B．在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，乳酸的电离平衡逆向移动，
变小
C．恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量
溶液，乳酸的电离常数
D．常温下，体积为
的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000mL，若稀释后溶液的
pH：醋酸<乳酸，则电离常数：醋酸<乳酸
13．常温下，向二元弱酸H2A 溶液中，滴加NaOH 溶液，混合溶液中lgX[
或
]与pH 的
变化关系如下图所示，下列说法不正确的是
A．直线a 表示
与pH 的变化关系
B．室温下NaHA 溶液呈碱性
C．加入NaOH 溶液的过程中，
不变
D．当溶液中
时，
14．常温下，向
的二元酸
溶液中滴加相同浓度的
溶液，
溶液中存在的微
13
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粒有
，下列说法错误的是
A．
的电离方程式为
B．当
时，溶液的
C．当
时，溶液中有
D．当
时，溶液中有
15．下列一定能说明HClO 是弱电解质的是
A．25℃时，用pH 试纸测0.01mol·L-1HClO 的pH 值
B．25℃时，NaClO 溶液的pH 值大于7
C．25℃时，若测得HClO 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，则HClO 是弱酸
D．浓度相同的NaOH 溶液分别与pH 相同的次氯酸、盐酸反应呈中性，前者消耗的NaOH 溶液的体积
多
16．下列实验能达到预期目的
编号
实验内容
实验目的
A
室温下，用pH 试纸分别测定浓度为0.lmol·L-1NaClO 溶液和 0.1
mol·L-1CH3COONa 溶液的 pH
比较 HClO 和 CH3COOH 的
酸性强弱
B
分别测定室温下等物质的量浓度的Na2SO3与Na2CO3溶液的pH，
后者较大
证明非金属性：S>C
C
向含有酚酞的Na2CO3溶液中加入少量BaCl2固体，溶液红色变浅
证明Na2CO3溶液中存在水解
平衡
D
向l0mL0.2mol·L-1NaOH 溶液中滴入2 滴0.1mol·L-1MgCl2溶液，产
生白色沉淀后，再滴加2 滴0.1 mol·L-1 FeCl3溶液，又生成红褐色
沉淀
证明在相同温度下的Ksp：
Mg(OH)2>Fe(OH)3
A．A
B．B
C．C
D．D
17．室温下，用相同浓度的HCl 溶液，分别滴定浓度均为0.1mol/L 的三种碱(XOH、YOH 和ZOH)溶液，
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滴定曲线如图所示［已知
］。
下列判断正确的是
A．三种碱的电离常数关系：
B．滴定至M 点时，溶液中：
C．
时，三种溶液中：
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：
18．柠檬酸(用
表示)是一种有机三元弱酸，广泛存在于水果中。25℃时，用NaOH 调节
溶液的
pH，溶液中各种微粒的分布系数
与pH 的关系如图所示[比如
的分布系
]。下列叙述正确的是
A．
溶液显酸性，
溶液显碱性
B．曲线Ⅰ代表
，曲线Ⅳ代表
15
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C．
溶液中：
D．反应
的
19．两种溶液混合后的成分与溶液酸碱性的变化可能有关，下列说法正确的是
A．
的
溶液与
的NaOH 溶液等体积混合后所得溶液中：
B．等体积、等物质的量浓度的
溶液和
溶液混合：
C．常温下，
的HA 溶液与
的BOH 溶液等体积混合，所得溶液pH>7，则
D．向某
溶液中加入少量
晶体，所得溶液中
水解程度增大，pH 增大
20．剧毒物氰化钠（NaCN）固体遇水或酸生成剧毒易燃的HCN 气体，同时HCN 又能与水互溶，造成水
污染。已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
电离平衡常数
（25℃）
下列选项正确的是
A．向NaCN 溶液中通入少量
发生的离子反应为
B．中和等体积、等pH 的HCOOH 溶液和HCN 溶液消耗NaOH 的物质的量前者小于后者
C．处理含
废水时，如用NaOH 溶液调节pH 至9，此时
D．等体积、等物质的量浓度的HCOONa 和NaCN 溶液中所含离子总数前者小于后者
21．次磷酸
是一种精细化工产品，可用作杀菌剂、神经系统的强壮剂、金属表面的处理剂以及制
造催化剂和次磷酸盐等。
回答以下问题：
(1)次磷酸
在加热到
时，易发生歧化反应，补全下列化学方程式：
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。若
反应，转移
电子。
(2)已知次磷酸是一元弱酸，则
溶液与足量
溶液反应的离子方程式为： 。
(3)为验证次磷酸的弱酸性，甲、乙两组同学分别设计了实验方案，进行实验。甲组同学设计如下实验，其
中原理可行、数据合理的是 。
A．用广泛
试纸测定常温下
溶液
为1.42
B．用
计测定
的次磷酸的
，用蒸馏水对
的次磷酸稀释10 倍再测稀释后次磷
酸的
，观察到
升高小于1
C．用广泛
试纸测定常温下
的
溶液的
大于7
乙组同学借助
传感器和电导率传感器等仪器进行实验。
已知：①pH 传感器，用来检测溶液中氢离子浓度，可全量程测量溶液的酸碱度，自动绘制出溶液的
曲
线。
②电导率能够定量地表示溶液导电能力的强弱。在相同条件下，离子总浓度越大，溶液的导电能力越强，
电导率也越大。
实验1：用
传感器分别测定
的次磷酸溶液和纯水水浴加热过程的
变化情况。若观察到
现象，可以得出次磷酸是弱酸的结论。
实验2：用电导率传感器分别测定
盐酸和
次磷酸溶液的电导率。若观察到
现象，可以得出次磷酸是弱酸的结论。
(4)
时，用
溶液滴定
溶液，滴定曲线如下图所示：
利用A 点数据，求次磷酸的电离平衡常数
(写出表达式并代入数据) 。C 点溶液中，离子浓度由
大到小的顺序是 。
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22．I．已知25℃时，下列物质的电离平衡常数：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HCN
电离常
数
请回答下列问题：
(1)pH 相同的以下四种溶液，浓度最大的是___________(填字母)。
A．NaHCO3
B．NaCN
C．CH3COONa
D．Na2CO3
(2)25℃时，在
醋酸溶液中由醋酸电离出的
约是由水电离出的
的 倍。
(3)25℃时，CH3COOH 与CH3COONa 的混合溶液，若测得混合液pH=6，则溶液中
(填准确数值)。
(4)25℃时，将
氢氧化钠溶液与
醋酸溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b 表
示醋酸的电离平衡常数为 。
(5)常温下，含等物质的量浓度的HCN 与NaCN 的混合溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性，
(填“>”“<”或“=”)
。
Ⅱ．测定某样品中
的含量的实验步骤如下(杂质不参加反应，
的相对分子质
量为248)：
①取
的K2Cr2O7溶液20.00 mL，用硫酸酸化后，加入过量KI，发生反应：
。
②称取2.000 g 样品，配制成100 mL 溶液，用该溶液滴定步骤①所得溶液至终点，三次平行实验平均消耗
24.80 mL 样品溶液。发生的反应为
。
(6)步骤②中滴定选用 作指示剂，滴定终点的现象为 。
(7)样品中
的质量分数为 (保留4 位有效数字)。
23．按要求回答下列问题：
(1)①常温下，
溶液加水稀释，下列数值增大的是 (填字母)。
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A．
B．
C．
D．
②常温下，取等体积
的盐酸溶液和
的醋酸溶液，分别与0.1mol/LNaOH 溶液恰好反应，消耗
NaOH 溶液的体积
(填“>”“＜”或“=”)
。
(2)25℃时，有浓度均为0.10mol/L 的下列4 种溶液及几种酸的电离平衡常数：
NaCN
①
溶液；②NaOH 溶液；③
溶液；④
溶液
HCN
；
①这4 种溶液的pH 由大到小的顺序是 (填序号)。
②向NaCN 溶液中通入少量
，则发生反应的离子方程式为
(3)如图装置甲是某可充电电池的示意图，该电池放电的化学方程式为2K2S2+KI3=K2S4+3KI，图中的离子交
换膜只允许K+通过，C、D、F 均为石墨电极，E 为铜电极。工作一段时间后，断开K，此时C、D 两电极
产生的气体体积相同，E 电极质量减少1.28g。
①装置甲B 电极的电极反应式为 。
②装置乙中D 电极析出的气体是 ，体积为 mL(标准状况)。
24．水溶液中的离子反应与平衡在生产和生活中有着广泛的用途。
(1)相同条件下，pH=10 的氨水和pH=10 的氢氧化钠溶液，水的电离程度 (填“前者大”、“后者
大”或“相同”)。向氨水中滴加同浓度的CH3COOH 溶液，滴加过程中
(填“增
大”、“减小”或“不变”)。
(2)Na2S 又称臭碱、硫化碱，用离子方程式说明Na2S 溶液呈碱性的原因 。Na2S 溶液中，
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(写出表达式，不含Na+)。
(3)常温下，向5mL 浓度为
溶液中加入0.1molNH4NO3晶体(假设溶液体积不变)，溶液
呈中性，则NH3 H
⋅
2O 的电离平衡常数
。
(4)烟气中的SO2可以用钠碱循环法加以处理，用Na2SO3溶液作为吸收液。25℃，
、
、
的
物质的量分数
与pH 的关系如图1 所示。当吸收液pH 降低为一定数值时，
又可将吸收液通入如图2 所示的电解槽(电极为惰性电极)进行再生。
25℃
①
时，吸收液pH=7 时，溶液中各离子浓度的大小关系为 ；
②当吸收液pH=5.9 时，可进行再生至pH≥8.9，其中
放电的电极反应式为 ，再生后的吸收液中
的最小值为 ，此时若有1molNa+通过离子交换膜，则再生后溶液中的
的物质的量为
(保留一位小数，假设左室中溶液体积为1L，忽略体积变化)。
25．有机酸广泛存在于自然界，且在生产和生活中都发挥着重要作用。
(1)
紫色配离子可由含
(有机酸)的
溶液与硝酸反应生成。
①基态
的价电子轨道表示式为 。
②完成反应的离子方程式： 。
___________+___________
(2)
是一种二元弱酸。常温下，向一定体积的
溶液中通入
气体(假设过程中溶液体
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积不变)，溶液中主要存在以下过程：
(a)
(b)
①关于
溶液，下列说法正确的有 。
A．加水稀释，平衡时溶液中离子总数减小
B．升高温度，平衡时溶液中
增大
C．溶液中
D．随着
的通入，溶液中
逐渐减小
②
通入过程中，溶液内
[
表示
或
]随
的变化关系如图所示：
(i)反应(a)的平衡常数
。
(ii)
时，溶液中
，
。
(3)HR 是含磷的一元有机弱酸。研究组配制了HR 起始浓度
相同、
不同的系列溶液，平衡后测定其核
磁共振磷谱。HR 与
的某个特征P 原子在核磁共振谱图上存在不同的化学位移。在水溶液中，实际测得
的化学位移
是HR 与
各自化学位移的加权平均值：
。其中
，A 表示
或
。下图给出了含磷弱酸
在不同
下总化学位移的变化。
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①
随
减小而 (填“增大”、“减小”或“不变”)，
。
②当
时，对应图中点 (填“A”、“B”、“C”或“D”)。
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