2021版江蘇新高考選考化學(xué)（蘇教版）一輪復(fù)習(xí)教師用書：專題81第一單元　弱電解質(zhì)的電離平衡-教案下載-教習(xí)網(wǎng)

第一單元　弱電解質(zhì)的電離平衡

學(xué)習(xí)任務(wù)1　弱電解質(zhì)的電離平衡　強弱電解質(zhì)的比較

1．強、弱電解質(zhì)
(1)概念

(2)與化合物類型的關(guān)系
強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物；弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。
(3)電離方程式的書寫
①弱電解質(zhì)
a．多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如H2CO3電離方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
b．多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式鹽
a．強酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4在水溶液中的電離方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
b．弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3電離方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
2．弱電解質(zhì)的電離平衡
(1)電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，且溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化時，電離過程達(dá)到了平衡。
(2)電離平衡的特征

(3)電離平衡的影響因素
①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。
②外因
a．溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。
b．濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。
c．同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向左移動，電離程度減小。
d．加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動，電離程度增大。
3．強酸(堿)與弱酸(堿)的比較
(1)一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較
①相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
　　　　
酸　　　
c(H＋)
pH
中和堿的能力
與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量
開始與金屬反應(yīng)的速率
鹽酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
②相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

　酸　　　
c(H＋)
c(酸)
中和堿的能力
與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量
開始與金屬反應(yīng)的速率
鹽酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多
(2)一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的稀釋圖像比較
①相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大
加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
②相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸

加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大
加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多

1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子。(　　)
(2)氨溶于水，當(dāng)c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)。(　　)
(3)強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液強。(　　)
(4)常溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10可知，溶液中存在BOH===B＋＋OH－。(　　)
解析：(2)NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－，NH3·H2O電離出的c(OH－)與c(NH)永遠(yuǎn)相等，不能表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)；(3)溶液導(dǎo)電能力與電解質(zhì)強弱無關(guān)；(4)常溫下，由于0.1 mol·L－1一元堿BOH中OH－的濃度小于0.1 mol·L－1，所以BOH應(yīng)屬于弱堿，其電離方程式應(yīng)為BOHB＋＋OH－。
答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)×
2．判斷下列電離方程式的書寫是否正確，如有錯誤請在橫線上改正。
(1)H2CO3的電離：H2CO32H＋＋CO(　　)
________________________________________________________________________
(2)Fe(OH)3的電離：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－(　　)
________________________________________________________________________
(3)水溶液中NaHSO4的電離：NaHSO4===Na＋＋HSO(　　)
________________________________________________________________________
(4)熔融狀態(tài)下NaHSO4的電離：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO(　　)
________________________________________________________________________
答案：(1)×　H2CO3H＋＋HCO、HCOH＋＋CO
(2)√
(3)×　NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
(4)×　NaHSO4===Na＋＋HSO

(1)電解質(zhì)、非電解質(zhì)都屬于化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。常見的電解質(zhì)有部分氧化物、酸、堿、鹽、水等。
(2)電解質(zhì)的強弱是由物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定的，與外界因素?zé)o關(guān)，關(guān)鍵是看在水溶液中是否完全電離。
①與溶解性無關(guān)。例如：BaSO4等雖難溶于水，但溶于水的部分卻能完全電離，是強電解質(zhì)。醋酸能與水互溶但不能完全電離，是弱電解質(zhì)。
②與溶液的導(dǎo)電性無必然聯(lián)系。溶液的導(dǎo)電性與溶液中的離子濃度和離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強。

提升一　影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素
1．稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡逆向移動，同時使 c(OH－)增大，應(yīng)加入適量的物質(zhì)是(　　)
①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體?、芩、菁訜?br /> ⑥MgSO4固體
A．①②③⑤　　　　　　　　 B．③⑥
C．③ D．③⑤
解析：選C。①使平衡逆向移動，c(OH－)減小；②④⑥使平衡正向移動，c(OH－)減??；⑤使平衡正向移動，c(OH－)增大；只有③使平衡逆向移動且c(OH－)增大。
2．H2S水溶液中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)
A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大
B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小
D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小
解析：選C。加水，電離平衡雖向右移動，但因溶液體積變大，c(H＋)減小，A項錯誤；通入少量SO2，因發(fā)生SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移動，溶液pH增大，但通入過量SO2，最終溶液為飽和亞硫酸溶液，溶液pH減小，B項錯誤；加入新制氯水，發(fā)生反應(yīng)：H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，平衡向左移動，溶液酸性增強，pH減小，C項正確；加入CuSO4后，發(fā)生反應(yīng)：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c(H＋)變大，D項錯誤。

外界條件對電離平衡影響的“四個不一定”
(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。
因為溫度不變，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。
(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。
如對于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消除，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要?。患铀♂尰蛟龃笕蹼娊赓|(zhì)的濃度，都使電離平衡向電離方向移動，但加水稀釋時弱電解質(zhì)的電離程度增大，而增大弱電解質(zhì)的濃度時弱電解質(zhì)的電離程度減小。
提升二　判斷弱電解質(zhì)的方法
3．下列事實不能證明氨水是弱堿的是(　　)
A．pH＝11的氨水加入水稀釋到原溶液體積的100倍時，pH>9
B．氯化銨溶液呈酸性
C．常溫下0.01 mol/L氨水的pH＝10.6
D．體積相同的0.1 mol/L氨水和0.1 mol/L NaOH溶液中和鹽酸的量相同
解析：選D。A項，若氨水為強堿，必完全電離，則pH＝11的氨水加入水稀釋到原溶液體積的100倍時，pH應(yīng)等于9；B項，氯化銨溶液呈酸性，說明NH發(fā)生水解反應(yīng)生成了弱電解質(zhì)NH3·H2O，“有弱才水解”；C項，常溫下0.01 mol/L氨水的pH＝10.6，說明氨水不能完全電離，若完全電離，pH應(yīng)等于12；D項，無論氨水堿性強弱，等體積、等濃度的氨水和NaOH溶液中和鹽酸時最終電離出的n(OH－)相同，它們的中和能力相同。
4．(2020·連云港一模)醋酸是電解質(zhì)，下列事實能說明醋酸是弱電解質(zhì)的組合是(　　)
①醋酸與水能以任意比互溶
②醋酸溶液能導(dǎo)電
③醋酸溶液中存在醋酸分子
④0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L鹽酸的pH大
⑤醋酸能和碳酸鈣反應(yīng)放出CO2
⑥常溫下，0.1 mol/L醋酸鈉溶液的pH＝8.9
⑦大小相同的鋅粒與相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液反應(yīng)，開始時醋酸產(chǎn)生H2速率慢
A．②⑥⑦　　　　　　　　 B．③④⑤⑥
C．③④⑥⑦ D．①②
解析：選C。醋酸溶液中存在CH3COOH分子，說明醋酸部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)，③正確。0.1 mol/L 醋酸溶液的pH比0.1 mol/L鹽酸的pH大，說明醋酸溶液中c(H＋)小于鹽酸，是弱電解質(zhì)，④正確。常溫下，0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH＝8.9，說明CH3COO－發(fā)生了水解，CH3COOH是弱電解質(zhì)，⑥正確。相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液與Zn反應(yīng)，開始時醋酸反應(yīng)慢，說明其中c(H＋)小，是弱電解質(zhì)，⑦正確。
5．濃度均為0.10 mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)

A．MOH的堿性強于ROH的堿性
B．ROH的電離程度：b點大于a點
C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等
D．當(dāng)lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大
解析：選D。由圖像分析濃度為0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則MOH為強堿，而ROH的pH2，HA為弱酸
(2)測NaA溶液的pH
pH＝7，HA為強酸；pH>7，HA為弱酸
(3)相同條件下，測相同濃度的HA和HCl溶液的導(dǎo)電性
導(dǎo)電性相同，HA為強酸；導(dǎo)電性弱于鹽酸，HA為弱酸
(4)往同濃度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn?；駽aCO3固體
開始反應(yīng)速率相同，HA為強酸；開始反應(yīng)速率比鹽酸慢，HA為弱酸
(5)測相同pH的HA與HCl稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化
pH變化倍數(shù)相同，HA為強酸；pH變化倍數(shù)小于鹽酸，HA為弱酸
提升三　弱電解質(zhì)的電離平衡與溶液導(dǎo)電性的綜合判斷
6．(雙選)一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，下列說法正確的是(　　)

A．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH：ba；C項，用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，相當(dāng)于稀釋a點溶液，c(H＋)增大，pH偏?。籇項，a、b、c三點n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
7．(經(jīng)典題)電導(dǎo)率是衡量電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力大小的物理量，根據(jù)溶液電導(dǎo)率的變化可以確定滴定反應(yīng)的終點。如圖是KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。
下列示意圖中，能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是(　　)

解析：選D。HCl為強電解質(zhì)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，向二者的混合溶液中滴加NH3·H2O時，NH3·H2O先與HCl反應(yīng)，生成強電解質(zhì)NH4Cl，但溶液體積不斷增大，溶液被稀釋，所以電導(dǎo)率下降。當(dāng)HCl被中和完后，繼續(xù)與弱電解質(zhì)CH3COOH反應(yīng)，生成強電解質(zhì)CH3COONH4，所以電導(dǎo)率增大。HCl與CH3COOH均反應(yīng)完后，繼續(xù)滴加弱電解質(zhì)NH3·H2O，電導(dǎo)率變化不大，因為溶液被稀釋，有下降趨勢。
學(xué)習(xí)任務(wù)2　電離平衡常數(shù)

1．電離平衡常數(shù)(又稱電離常數(shù))
(1)常見弱堿和弱酸的電離平衡常數(shù)(25 ℃)
弱電解質(zhì)
電離方程式
電離平衡常數(shù)
NH3·H2O
NH3·H2O
NH＋OH－
Kb＝1.8×10－5
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
Ka＝1.8×10－5
HClO
HClOH＋
＋ClO－
Ka＝3.0×10－8
(2)CH3COOH的酸性大于HClO的酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判斷的依據(jù)：相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，則電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強。
(3)電離平衡常數(shù)的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對強弱。相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，則電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數(shù)的大小差距較大。
(4)外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無關(guān)，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。
(5)碳酸(二元弱酸)
①電離方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
②電離平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka1＝，Ka2＝。
③比較大小：Ka1>Ka2。
2．有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)。
HX　　　　　H＋?。－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則Ka＝。
由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則Ka＝，代入數(shù)值求解即可。
(2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)。
HX　　　　　H＋?。－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則Ka＝。
由于Ka值很小，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則c(H＋)＝，代入數(shù)值求解即可。
3．電離度
(1)弱電解質(zhì)的電離度α＝×100%。
(2)一般而言，相同溫度下，弱電解質(zhì)溶液的濃度越大，電離度越?。蝗蹼娊赓|(zhì)溶液的濃度越小，電離度越大。

1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)電離常數(shù)受溶液濃度的影響。(　　)
(2)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱。(　　)
(3)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大。(　　)
(4)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka＝。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×
2．聯(lián)氨(N2H4)為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為____________(已知：N2H4＋H＋ N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為______________________。
解析：N2H4的第一步電離的方程式為N2H4＋H2ON2H＋OH－，則電離平衡常數(shù)Kb＝＝＝＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。聯(lián)氨是二元弱堿，其與硫酸形成的酸式鹽為N2H6(HSO4)2。
答案：8.7×10－7　N2H6(HSO4)2
3．25 ℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：
化學(xué)式
CH3COOH
H2CO3
HClO
電離平
衡常數(shù)
1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
3.0×10－8
請回答下列問題：
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為______________________。
(2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結(jié)合H＋的能力由強到弱的順序為________________________________________________________________________。
(3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應(yīng)的離子方程式：________________________________________________________________________。
(4)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)～(2)電離平衡常數(shù)越大，酸性越強；電離平衡常數(shù)越小，其對應(yīng)酸根離子結(jié)合H＋能力越強。
(3)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷：酸性H2CO3＞HClO＞HCO，H2CO3可以和ClO－反應(yīng)生成HCO和HClO，所以少量CO2與NaClO溶液反應(yīng)生成HCO和HClO。
(4)根據(jù)圖像分析知，起始時兩種溶液中c(H＋)相同，故c(較弱酸)＞c(較強酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大的多，故在整個稀釋過程中較弱酸的c(H＋)一直大于較強酸的c(H＋)，稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強，電離平衡常數(shù)大。
答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO
(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－
(3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO
(4)大于　稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，酸性強，電離平衡常數(shù)大

1．(2020·滄州高三月考)液態(tài)化合物AB會發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為ABA＋＋B－，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是(　　)
A．c(A＋)隨溫度的升高而降低
B．35 ℃時，c(A＋)＞c(B－)
C．AB的電離程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)
D．AB的電離是吸熱過程
解析：選D。由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)隨溫度的升高而增大，A錯；由電離方程式可知，任何溫度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B錯；由25 ℃和35 ℃時的電離平衡常數(shù)可知，溫度越高，電離程度越大，C錯；由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的電離是吸熱過程，D正確。
2．(雙選)運用電離平衡常數(shù)判斷下列可以發(fā)生的反應(yīng)是(　　)
酸
電離平衡常數(shù)(25 ℃)
碳酸
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
次溴酸
Ka＝2.4×10－9
A.HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
D．NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO
解析：選AD。根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)中較強酸制備較弱酸的原理，A項中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＞Ka2(碳酸)＝5.6×10－11，能發(fā)生；D項中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＜Ka1(碳酸)＝4.3×10－7，能發(fā)生；B項和C項反應(yīng)都不能發(fā)生。
3．(1)已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)Ka＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6)
(2)已知常溫下，H2C2O4的電離平衡常數(shù)Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反應(yīng)NH3·H2O＋HC2ONH＋C2O＋H2O的平衡常數(shù)K＝9.45×104，則NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝________。
解析：(1)Ka＝＝≈4.2×10－7。
(2)反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝＝··＝＝＝9.45×104，解得Kb＝1.75×10－5。
答案：(1)4.2×10－7　(2)1.75×10－5
1．(2019·高考天津卷)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)

A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的電離程度：b點>c點
C．從c點到d點，溶液中保持不變(其中HA、A－分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子)
D．相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
解析：選C。根據(jù)HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)可知，酸性：HNO2>CH3COOH。相同pH的兩種酸溶液，稀釋相同倍數(shù)時，弱酸的pH變化較小，故曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液，A項錯誤；兩種酸溶液中水的電離受到抑制，b點溶液pH小于c點溶液pH，則b點對應(yīng)酸電離出的c(H＋)大，對水的電離抑制程度大，故水的電離程度：b點c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同，D項錯誤。
2．(2017·高考江蘇卷)砷(As)是一些工廠和礦山廢水中的污染元素，使用吸附劑是去除水中砷的有效措施之一。
(1)將硫酸錳、硝酸釔與氫氧化鈉溶液按一定比例混合，攪拌使其充分反應(yīng)，可獲得一種砷的高效吸附劑X，吸附劑X中含有CO，其原因是______________________________
________________________________________________________________________。
(2)H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分?jǐn)?shù)(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分?jǐn)?shù))與pH的關(guān)系分別如圖1和圖2所示。

①以酚酞為指示劑(變色范圍pH 8.0～10.0)，將NaOH溶液逐滴加入H3AsO3溶液中，當(dāng)溶液由無色變?yōu)闇\紅色時停止滴加。該過程中主要反應(yīng)的離子方程式為________________________________。
②H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的電離常數(shù)為Ka1，則pKa1＝____________(pKa1＝－lg Ka1)。
(3)溶液的pH對吸附劑X表面所帶電荷有影響。pH ＝7.1時，吸附劑X表面不帶電荷；pH>7.1時帶負(fù)電荷，pH越高，表面所帶負(fù)電荷越多；pH14
D．pH與體積都相同的鹽酸和醋酸分別與足量鋅反應(yīng)，消耗鋅的質(zhì)量相等
解析：選C。本題從多種角度考查弱電解質(zhì)的電離問題。SO2的水溶液可以導(dǎo)電，是因為SO2與水反應(yīng)生成的H2SO3發(fā)生電離，只能說H2SO3是電解質(zhì)，A項錯誤；NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝，＝，加水稀釋時，電離平衡正向移動，c(OH－)減小，Kb只隨溫度的變化而改變，溫度不變，Kb也不變，因此增大，B項錯誤；假設(shè)等體積的醋酸和氫氧化鈉都是0.1 mol/L，兩者能恰好完全中和，醋酸的pH大于1，氫氧化鈉溶液的pH為13，即a＋b>14，C項正確；pH相同的鹽酸和醋酸中醋酸的物質(zhì)的量濃度大，消耗的鋅多，D項錯誤。
4．在相同溫度時，100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液與10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是(　　)
A．中和時所需NaOH的量
B．電離的程度
C．H＋的物質(zhì)的量濃度
D．CH3COOH的物質(zhì)的量
解析：選B。100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液相當(dāng)于是把10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液稀釋10倍得到的，根據(jù)弱酸稀釋時的變化可分析得出結(jié)論。
5．pH＝2.0的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7.0，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則下列說法正確的是(　　)

A．x為弱酸，VxVy
C．y為弱酸，VxVy
解析：選C。由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy10－4 mol·L－1，故由水電離出的c(H＋)c(OH－)