（新課改省份專用）2020版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第八章 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析）.doc

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第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡 考點(diǎn)(一)　弱電解質(zhì)的電離 【點(diǎn)多面廣精細(xì)研】 1．強(qiáng)、弱電解質(zhì) 電解質(zhì)全部電離部分電離 2．電離方程式的書寫 (1)弱電解質(zhì) ①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的電離方程式： H2CO3 H＋＋HCO、HCO H＋＋CO。 ②多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3的電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (2)酸式鹽 在水溶液中，強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，弱酸的酸式鹽中酸式酸根離子不完全電離。如 NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO； NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO； 在熔融狀態(tài)時(shí)NaHSO4===Na＋＋HSO。 3．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對(duì)電離平衡的影響 以弱電解質(zhì)HB的電離為例：HBH＋＋B－。 ①溫度：弱電解質(zhì)電離吸熱，升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，HB的電離程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均減小。 ③相同離子：在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，如NaB、HCl，電離平衡向左移動(dòng)，電離程度減小。 ④加入能與電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)，如加入NaOH，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。 [小題練微點(diǎn)] 1．判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“”)。 (1)HCl為強(qiáng)電解質(zhì)，故鹽酸中不存在電離平衡(　　) (2)在氨水中，當(dāng)c(NH)＝c(OH－)時(shí)，表示氨水已達(dá)到電離平衡(　　) (3)電離平衡右移，弱電解質(zhì)的電離程度一定增大(　　) (4)向0.1 molL－1 HF溶液中加水稀釋或加入少量NaF晶體時(shí)都會(huì)引起溶液中c(H＋)減小 (5)稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中所有離子的濃度均減小(　　) 答案：(1)　(2)　(3)　(4)√　(5) 2．分別畫出冰醋酸和0.1 molL－1的醋酸加水稀釋時(shí)導(dǎo)電能力的變化圖。 提示： 　 [學(xué)霸微提醒] (1)常見的強(qiáng)電解質(zhì) ①六大強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。 ②四大強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 ③大多數(shù)鹽包括難溶性鹽，如BaSO4。 (2)電離平衡“三提醒” ①稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的各離子濃度并不是都減小，如c(OH－)是增大的。 ②電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如稀醋酸中加入冰醋酸。 ③電離平衡右移，電離程度也不一定增大，如稀醋酸中加入冰醋酸。 (3)影響電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的因素 ①離子濃度；②電荷濃度。 1.下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的說法正確的是(　　) A．(2016四川高考)0.1 L 0.5 molL－1 CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)為0.05NA B．(2016江蘇高考)室溫下，稀釋0.1 molL－1 CH3COOH溶液，溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng) C．(2016全國卷Ⅲ)向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 D．(2018北京高考)常溫時(shí)，0.1 molL－1氨水的pH＝11.1：NH3H2ONH＋OH－ 解析：選D　A項(xiàng)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，0.1 L 0.5 molL－1 CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)小于0.05NA，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，CH3COOH溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋，平衡右移，產(chǎn)生的離子數(shù)增加，但溶液的體積增大，c(CH3COO－)、c(H＋)減小，導(dǎo)電能力減弱，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，加水稀釋時(shí)，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，c(H＋)增大，c(CH3COOH)減小，＝＝，因Ka不變，c(CH3COO－)減小，故比值變大，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，常溫時(shí)，0.1 molL－1氨水的pH＝11.1，說明NH3H2O是弱電解質(zhì)，電離方程式應(yīng)用可逆號(hào)表示，正確。 2．(2019吉安聯(lián)考)某溫度下，在飽和氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH3H2ONH＋OH－。 (1)若增大壓強(qiáng)，則溶液的pH________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)若通入NH3，則平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動(dòng)。 (3)若加水，則平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動(dòng)，溶液的pH________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (4)若加入氫氧化鈉固體，則溶液中的c(NH)________(填“增大”“減小”或“不變”)，溶液的pH________(填“增大”“減小”或“不變”)。 解析：(1)若增大壓強(qiáng)，氣體的溶解度增大，氨水中電離平衡：NH3H2ONH＋OH－向右移動(dòng)，則pH增大。(2)向飽和氨水中通入NH3，NH3不再溶解，所以電離平衡不移動(dòng)。(3)加水，氨水中電離平衡：NH3H2ONH＋OH－向右移動(dòng)，但是溶液的體積增大的程度比OH－的物質(zhì)的量增大的程度大，所以O(shè)H－濃度減小，則pH減小。(4)加氫氧化鈉，則氨水中電離平衡：NH3H2ONH＋OH－向左移動(dòng)，溶液中的c(NH)減小，c(OH－)增大，pH增大。 答案：(1)增大　(2)不　(3)向右　減小　(4)減小　增大 [歸納拓展] 1．從“定性”和“定量”兩個(gè)角度理解電離平衡 (1)從定性角度分析電離平衡 應(yīng)該理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動(dòng)，移動(dòng)結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。 (2)從定量角度分析電離平衡 當(dāng)改變影響電離平衡的條件后分析兩種微粒濃度之比的變化時(shí)，若通過平衡移動(dòng)的方向不能作出判斷，應(yīng)采用電離常數(shù)定量分析。 2．以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0為例，判斷外界條件對(duì)電離平衡的影響 改變條件 平衡移動(dòng)方向 n(H＋) c(H＋) 導(dǎo)電能力 Ka 電離程度 加水稀釋 → 增大 減小 減弱 不變 增大 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增強(qiáng) 不變 減小 通入HCl(g) 增大 增大 增強(qiáng) 不變 減小 加入NaOH(s) 減小 減小 增強(qiáng) 不變 增大 加入鎂粉 減小 減小 增強(qiáng) 不變 增大 升高溫度 增大 增大 增強(qiáng) 增大 增大 3.(2015全國卷Ⅰ)濃度均為0.10 molL－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(cuò)誤的是(　　) A．MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn) C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當(dāng)lg＝2時(shí)，若兩溶液同時(shí)升高溫度，則增大 解析：選D　A項(xiàng)，由圖像知，濃度為0.10 molL－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，MOH為強(qiáng)堿，而ROH的pH<13，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿，MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性，正確；B項(xiàng)，曲線的橫坐標(biāo)lg越大，表示加水稀釋體積越大，由曲線可以看出b點(diǎn)的稀釋程度大于a點(diǎn)，溶液濃度越小，弱電解質(zhì)電離程度越大，故ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)，正確；C項(xiàng)，若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH接近于7，故兩溶液的c(OH－)相等，正確；D項(xiàng)，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，c(M＋)不變；ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，升高溫度，促進(jìn)電離平衡正向移動(dòng)，c(R＋)增大，減小，錯(cuò)誤。 4.(2019安順適應(yīng)性檢測)已知常溫時(shí)HClO的Ka＝3.010－8，HF的Ka＝3.510－4?，F(xiàn)將pH和體積都相同的次氯酸和氫氟酸溶液分別加蒸餾水稀釋，pH隨溶液體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．曲線Ⅰ為次氯酸稀釋時(shí)pH變化曲線 B．取a點(diǎn)的兩種酸溶液，中和相同體積、相同濃度的NaOH溶液，消耗次氯酸的體積較小 C．a(chǎn)點(diǎn)時(shí)，若都加入相同大小的鋅粒，此時(shí)與氫氟酸反應(yīng)的速率大 D．b點(diǎn)溶液中水的電離程度比c點(diǎn)溶液中水的電離程度小 解析：選B　常溫下Ka(HClO)4 A．①⑤　B．②⑤ C．③⑥ D．③④ 解析：選B?、僦蠳aNO2溶液使酚酞顯紅色，說明NO水解生成弱電解質(zhì)(酸)HNO2；②不能根據(jù)溶液導(dǎo)電性強(qiáng)弱判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)；③說明等pH、等體積的鹽酸和HNO2，c(HNO2)>c(HCl)；④說明HNO2溶液發(fā)生不完全電離；⑤只能說明酸性：HNO2>H2CO3；⑥說明存在HNO2H＋＋NO。 6．室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4，關(guān)于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(　　) A．溶液的體積：10V甲≤V乙 B．水電離出的OH－濃度：10c甲(OH－)≤c乙(OH－) C．若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙 D．若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應(yīng)，所得溶液的pH：甲≥乙 解析：選A　A項(xiàng)，如果酸是強(qiáng)酸，則需要稀釋10倍，才能使pH從3升高到4；如果是弱酸，弱酸存在電離平衡，稀釋促進(jìn)電離，則需要稀釋10倍以上，才能使pH從3升高到4，即溶液的體積：10V甲≤V乙，正確；B項(xiàng)，酸抑制水的電離，甲燒杯中H＋的濃度是乙燒杯中H＋濃度的10倍，因此水電離出的OH－濃度：10c甲(OH－)＝c乙(OH－)，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，則乙燒杯中所得鹽溶液的濃度小，如果鹽不水解，則所得溶液的pH相等；如果生成的鹽水解，則甲燒杯中溶液的堿性強(qiáng)于乙燒杯中溶液的堿性，即所得溶液的pH：甲≥乙，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應(yīng)，如果是強(qiáng)酸，則均是恰好反應(yīng)，溶液顯中性；如果是弱酸，則酸過量，但甲燒杯中酸的濃度大，pH小，即所得溶液的pH：甲≤乙，錯(cuò)誤。 弱酸(堿)的判斷 (1)設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明BOH(如NH3H2O)是一元弱堿的方法 ①室溫下，測0.1 molL－1 BOH的pH，若pH＝13，則BOH為強(qiáng)堿，若pH<13，則BOH為弱堿。 ②配制BCl的溶液，測其pH，若pH＝7，則BOH為強(qiáng)堿，若pH<7，則BOH為弱堿。 ③配制pH＝12的BOH的溶液，加水稀釋100倍，若稀釋后溶液的pH＝10，則BOH為強(qiáng)堿，若稀釋后溶液的pH>10，則BOH為弱堿。 (2)設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明HA是一元弱酸的方法 實(shí)驗(yàn)方法 結(jié)論 ①測0.01 molL－1HA的pH pH＝2，HA為強(qiáng)酸， pH>2，HA為弱酸 ②測NaA溶液的pH pH＝7，HA為強(qiáng)酸， pH>7，HA為弱酸 ③測相同pH的HA和鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化 若HA溶液的pH變化比鹽酸的小，則HA為弱酸 ④測等體積、等pH的HA和鹽酸中和NaOH的量 若HA溶液消耗NaOH的量比鹽酸的多，則HA為弱酸 ⑤測等體積、等物質(zhì)的量濃度的HA和鹽酸分別與顆粒大小相同的鋅粒反應(yīng)的速率 若HA溶液與Zn粒反應(yīng)比鹽酸的速率慢，則HA為弱酸 ⑥測等體積、等pH的HA和鹽酸分別與足量的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 若HA溶液與足量的鋅粒反應(yīng)最終產(chǎn)生H2的量比鹽酸的多，則HA為弱酸 1．(2019湖北百校聯(lián)考)已知，反應(yīng)Cl2＋H2OHCl＋HClO達(dá)到平衡后，要使增大，可加入(　　) A．NaCl固體　 B．水 C．CaCO3固體 D．NaOH固體 點(diǎn)撥：①弱酸不能制強(qiáng)酸，因此不能由HClO反應(yīng)生成H2CO3。 ②c(HClO)＝，要使c(HClO)增大，可使V減小或n(HClO)增大?！　　　? 解析：選C　加入NaCl固體c(Cl－)增大，導(dǎo)致平衡逆向移動(dòng)，c(HClO)減小，A錯(cuò)誤；加水平衡正向移動(dòng)，但根據(jù)勒夏特列原理，HClO濃度會(huì)減小，B錯(cuò)誤；加CaCO3固體可消耗HCl，使平衡正向移動(dòng)，HClO濃度增大，C正確；加NaOH固體可消耗HCl和HClO，使HClO濃度減小，D錯(cuò)誤。 2.(2019廣州模擬)25 ℃時(shí)，把0.2 molL－1的醋酸加水稀釋，則圖中的縱軸y表示的是(　　) A．溶液中OH－的物質(zhì)的量濃度 B. C．溶液中的 D．CH3COOH的電離程度 點(diǎn)撥：溶液的導(dǎo)電能力與自由移動(dòng)離子的濃度和所帶電荷的多少有關(guān)?！　　　? 解析：選B　加水稀釋0.2 molL－1的醋酸溶液時(shí)，c(H＋)減小，c(OH－)增大，A項(xiàng)錯(cuò)誤；c(H＋)、c(CH3COO－)均減小，溶液導(dǎo)電能力減小，B項(xiàng)正確；溶液中n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，＝，則增大，C項(xiàng)錯(cuò)誤；加水稀釋電離平衡正向移動(dòng)，CH3COOH的電離程度增大，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 3．為了證明一水合氨(NH3H2O)是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進(jìn)行實(shí)驗(yàn)：0.010 molL－1氨水、0.1 molL－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞溶液、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測出0.010 molL－1氨水的pH為10，則認(rèn)定一水合氨是弱電解質(zhì)，你認(rèn)為這一方法_________________________________________________________ (填“正確”或“不正確”)，并說明理由_____________________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 molL－1氨水，用pH試紙測其pH＝a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，再用pH試紙測其pH＝b，若要確認(rèn)NH3H2O是弱電解質(zhì)，則a、b應(yīng)滿足什么關(guān)系？______________________。 (3)丙取出10 mL 0.010 molL－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，溶液顏色變________(填“深”或“淺”)。你認(rèn)為這一方法能否證明NH3H2O 是弱電解質(zhì)？________(填“能”或“否”)，并說明原因______________________________。 (4)請你根據(jù)所提供的試劑，再提出一個(gè)合理又簡便的方案證明NH3H2O是弱電解質(zhì)：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。 解析：(1)若NH3H2O是強(qiáng)電解質(zhì)，則0.010 molL－1氨水中c(OH－)應(yīng)為0.010 molL－1，pH＝12。用pH試紙測出0.010 molL－1氨水的pH為10，說明NH3H2O沒有完全電離，應(yīng)為弱電解質(zhì)。(2)若NH3H2O是強(qiáng)電解質(zhì)，用蒸餾水稀釋至1 000 mL，其pH＝a－2。因?yàn)镹H3H2O是弱電解質(zhì)，不能完全電離，a、b應(yīng)滿足a－2Ka(HCN)可知酸性：CH3COOH>HCN，弱酸不能制強(qiáng)酸，B正確；由于電離常數(shù)：HCN>HCO，根據(jù)“越弱越易水解”可知C錯(cuò)誤；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3種酸溶液，加入相同體積的水，CH3COOH溶液pH變化最大，則pH變化相同的情況下，CH3COOH溶液中加入水的體積最小，D正確。 3．(2015福建高考)25 ℃，兩種酸的電離常數(shù)如表。 Ka1 Ka2 H2SO3 1.310－2 6.310－8 H2CO3 4.210－7 5.610－11 (1)HSO的電離常數(shù)表達(dá)式K＝______________________________。 (2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為 ________________________________________________________________________。 解析：由H2SO3和H2CO3的電離常數(shù)可知酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HCO，故H2SO3溶液與NaHCO3溶液反應(yīng)可放出CO2氣體，反應(yīng)的離子方程式為H2SO3＋HCO===HSO＋H2O＋CO2↑。 答案：(1) (2)H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O [歸納拓展]　電離常數(shù)的應(yīng)用 應(yīng)用 舉例 (1)判斷弱酸酸性(或弱堿堿性)的相對(duì)強(qiáng)弱 K(HF)>K(HClO)；同濃度溶液的酸性：HF>HClO (2)判斷酸與鹽反應(yīng)是否能發(fā)生(強(qiáng)酸制弱酸) K1(H2CO3)>K(HClO)；Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO (3)判斷溶液中粒子濃度比值的變化 在NH4Cl溶液中加水稀釋，如何變化？分子分母同時(shí)乘以c(OH－)，可得，該比值只與溫度有關(guān)，溫度不變，比值不變 (4)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱 K(HF)>K(CH3COOH)[鹽所對(duì)應(yīng)的酸(或堿)越弱，鹽水解的程度越大，鹽的堿(或酸)性越強(qiáng)]；同濃度鹽溶液的堿性：NaFK2＝4.710－11 ，故NaHCO3水解程度大于電離程度 4.(1)(2017天津高考)已知25 ℃，NH3H2O的Kb＝1.810－5，H2SO3的Ka1＝1.310－2，Ka2＝6.210－8。若氨水的濃度為2.0 molL－1，溶液中的c(OH－)＝__________molL－1。將SO2通入該氨水中，當(dāng)c(OH－)降至 1.010－7 molL－1時(shí)，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。 (2)(2017江蘇高考)H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分?jǐn)?shù)(平衡時(shí)某物種的濃度占各物種濃度之和的分?jǐn)?shù))與pH的關(guān)系如圖所示。 H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的電離常數(shù)為Ka1，則pKa1＝________(pKa1＝－lg Ka1)。 (3)(2016全國卷Ⅱ)聯(lián)氨(又稱肼，N2H4，無色液體)是一種應(yīng)用廣泛的化工原料，可用作火箭燃料，聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨相似，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＝8.7107；Kw＝1.010－14)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為________________。 解析：(1)設(shè)氨水中c(OH－)＝x molL－1，根據(jù)NH3H2O的Kb＝，則＝1.810－5，解得x＝6.010－3。根據(jù)H2SO3的Ka2＝，則＝，當(dāng)c(OH－)降至 1.010－7molL－1時(shí)，c(H＋)為1.010－7 molL－1，則＝＝0.62。(2)Ka1＝，K僅與溫度有關(guān)，為方便計(jì)算，在圖中取pH＝2.2時(shí)計(jì)算，此時(shí)c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，則Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。(3)將H2OH＋＋OH－　Kw＝1.010－14、N2H4＋H＋N2H　K＝8.7107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－　Ka1＝KwK＝1.010－148.7107＝8.710－7。類比NH3與H2SO4形成酸式鹽的化學(xué)式NH4HSO4可知，N2H4與H2SO4形成的酸式鹽的化學(xué)式應(yīng)為N2H6(HSO4)2。 答案：(1)6.010－3　0.62　(2)2.2 (3)8.710－7　N2H6(HSO4)2 電離度、電離常數(shù)與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系 設(shè)一定溫度下，濃度為c molL－1醋酸的電離度為α。 　　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始/(molL－1)　　　c　　　　　 　0　 　　0 變化/(molL－1)　　　cα　　　　　　cα　　　cα 平衡/(molL－1)　c－cα≈c　　　 　 cα　　　cα Ka＝＝cα2→α＝ ，c(H＋)＝cα＝。 同理：對(duì)于一元弱堿(如NH3H2O)，Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝?！　　　? 1．如表所示是在相同溫度下三種酸的一些數(shù)據(jù)，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ 濃度/(molL－1) 0.12 0.2 0.9 1 1 電離度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 電離常數(shù) Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A.在相同溫度下，從HX的數(shù)據(jù)可以說明：弱電解質(zhì)溶液，濃度降低，電離度增大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01 B．室溫時(shí)，若在NaZ溶液中加水，則變小，若加少量鹽酸，則變大 C．含等物質(zhì)的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)Ka4>Ka3 點(diǎn)撥：NaZ溶液中Z－水解的離子方程式為Z－＋H2OHZ＋OH－，水解平衡常數(shù)Kh＝只隨溫度變化，是Kh的倒數(shù)，也不會(huì)因?yàn)榧铀螓}酸而改變?！　　　? 解析：選D　電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A項(xiàng)錯(cuò)誤；依據(jù)Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常數(shù)的倒數(shù)，其只隨溫度的變化而變化，B項(xiàng)錯(cuò)誤；依據(jù)“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C項(xiàng)錯(cuò)誤；相同溫度下電離度隨溶液濃度的增大而減小，結(jié)合表中數(shù)據(jù)判斷，當(dāng)HX的濃度為1 molL－1時(shí)，HX的電離度小于0.1，故三種酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)镠Z>HY>HX，故Ka5>Ka4>Ka3，D項(xiàng)正確。 2．(2019上海普陀區(qū)一模)運(yùn)用表中電離常數(shù)判斷，可以發(fā)生的反應(yīng)是(　　) 酸 電離常數(shù)(25 ℃) 碳酸 Ka1＝4.310－7　Ka2＝5.610－11 次溴酸 Ka＝2.410－9 A．HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO 解析：選A　相同溫度下，酸的電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，一般來說，強(qiáng)酸能和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸，根據(jù)題表中數(shù)據(jù)知，酸性強(qiáng)弱順序是H2CO3>HBrO>HCO，所以只有A能發(fā)生。 3.(2019梅州模擬)T ℃時(shí)，向濃度均為1 molL－1的兩種弱酸HA、HB中不斷加水稀釋，并用pH傳感器測定溶液pH。所得液濃度的對(duì)數(shù)(lg c)的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是(　　) 已知：①HA的電離常數(shù)：Ka＝≈；②pKa＝－lg Ka。 A．酸性：HA>HB B．a(chǎn)點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中：c(HA)＝0.1 molL－1，c(H＋)＝0.01 molL－1 C．T ℃時(shí)，弱酸HB的pKa≈5 D．弱酸的Ka隨溶液濃度的降低而增大 審題：特別注意縱坐標(biāo)為pH的2倍，a點(diǎn)縱坐標(biāo)為4，即溶液的pH為2?！　　　? 解析：選D　從圖中得到，濃度相等的時(shí)候，HB溶液的pH更高，說明HB的酸性更弱，A項(xiàng)正確；a點(diǎn)溶液的縱坐標(biāo)為4，即溶液的pH為2(注意縱坐標(biāo)為pH的2倍)，所以c(H＋)＝0.01 molL－1，a點(diǎn)溶液的橫坐標(biāo)為－1，即lg c(HA)＝－1，所以c(HA)＝0.1 molL－1，B項(xiàng)正確；從圖中得到，1 molL－1的HB溶液的pH＝2.5，即c(H＋)＝10－2.5 molL－1，所以Ka≈＝＝10－5，pKa≈5，C項(xiàng)正確；Ka是電離常數(shù)，其數(shù)值只與溫度相關(guān)，溫度不變，Ka值不變，D項(xiàng)錯(cuò)誤。