新高考化學(xué)2024備考選擇題高頻熱點(diǎn)專項(xiàng)突破16 弱電解質(zhì)的電離平衡

新高考化學(xué)二輪備考選擇題高頻熱點(diǎn)特訓(xùn)16弱電解質(zhì)的電離平衡考向分析：以圖像分析的形式綜合考查外界因素對電離平衡的影響，根據(jù)信息計(jì)算弱電解質(zhì)的平衡常數(shù)，強(qiáng)調(diào)用動態(tài)平衡的觀點(diǎn)看待和分析微粒變化的過程。必備知識和方法影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素：內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定因素。外因：①溫度：升高溫度，電離程度增大。②濃度：越稀越電離，加水稀釋，電離平衡向電離方向移動。③同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)電離出相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向生成弱電解質(zhì)分子的方向移動。④化學(xué)反應(yīng)：若外加物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)，電離平衡向電離方向移動。以醋酸電離為例：CH3COOH?CH3COO－＋H＋ΔH>0體系變化條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導(dǎo)電能力Ka加水稀釋向右增大減小減弱不變加入少量冰醋酸向右增大增大增強(qiáng)不變通入HCl(g)向左增大增大增強(qiáng)不變加NaOH(s)向右減小減小增強(qiáng)不變加入鎂粉向右減小減小增強(qiáng)不變升高溫度向右增大增大增強(qiáng)增大加CH3COONa(s)向左減小減小增強(qiáng)不變2．電離平衡常數(shù)Ka(或Kb)及其應(yīng)用：（1）影響因素：與溶液的濃度、酸堿性無關(guān)。決定因素：①弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。②溫度：升高溫度電離平衡常數(shù)增大。（2）意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越容易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強(qiáng)。例如，相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。（3）應(yīng)用：①判斷弱酸酸性(或弱堿堿性)的相對強(qiáng)弱：電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱：電離常數(shù)越小，對應(yīng)的鹽水解程度越大，堿性(或酸性)越強(qiáng)。③判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生：一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。④判斷微粒濃度比值的變化：弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，可利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。3.判斷HA是弱酸的依據(jù)：(1)測鈉鹽NaA溶液的pH，若常溫下pH>7，則說明HA為弱酸。(2)測一定物質(zhì)的量濃度的HA溶液，常溫下若0.01mol·L－1HA溶液的pH>2，則說明HA為弱酸。4.電離常數(shù)(K電離)與電離度(α)的關(guān)系(以一元弱酸HA為例)HA?H＋＋A－起始濃度：c酸00平衡濃度：c酸·(1－α)c酸·αc酸·αK電離＝eq\f(c酸·α2,c酸·1－α)＝eq\f(c酸·α2,1－α)。若α很小，可認(rèn)為1－α≈1，則K電離＝c酸·α2(或α＝eq\r(\f(K電離,c酸)))。5.“電離平衡”分析判斷中的常見誤區(qū)(1)誤認(rèn)為電離平衡正向移動，弱電解質(zhì)的電離程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動，但醋酸的電離程度減小。(2)誤認(rèn)為弱電解質(zhì)在加水稀釋的過程中，溶液中離子濃度都減小。如氨水加水稀釋時，c(H＋)增大。誤認(rèn)為由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1的溶液一定呈堿性。如25℃，0.1mol·L－1鹽酸或氫氧化鈉溶液中由水電離的c(H＋)都為1.0×10－13mol·L－1。(4)弱電解質(zhì)溶液在加水稀釋的過程中，判斷某些微粒濃度的關(guān)系式是否發(fā)生變化時，首先要考慮該關(guān)系式是否是電離常數(shù)、離子積常數(shù)或者是它們的變形。例1．下列有關(guān)說法正確的是()A．物質(zhì)的量相同的醋酸溶液和醋酸鈉溶液中所含的CH3COO－量相同B．c(H＋)都是0.01mol·L－1的鹽酸、醋酸溶液，與足量的Zn反應(yīng)，開始反應(yīng)時產(chǎn)生H2的速率鹽酸的大C．c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液，其鹽酸和醋酸的濃度也相同D．由1mol·L－1醋酸溶液pH≈2，推知CH3COOH溶液存在CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋[解析]醋酸是弱電解質(zhì)，不完全電離，醋酸鈉是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，物質(zhì)的量相同的醋酸溶液和醋酸鈉溶液中所含的CH3COO－量醋酸鈉中多，A錯誤；c(H＋)都是0.01mol·L－1的鹽酸、醋酸溶液，與足量的Zn反應(yīng)時，由于二者c(H＋)相同，所以開始產(chǎn)生H2的速率相同，B錯誤；c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液，醋酸的濃度大于鹽酸濃度，C錯誤；由題意得醋酸是弱酸，在醋酸溶液中存在電離平衡，D正確。例2．某二元酸(H2A)在水中的電離方程式為H2A=H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－(25℃時Ka＝1.0×10－2)，下列有關(guān)說法中正確的是()A．H2A是弱酸B．稀釋0.1mol·L－1H2A溶液，因電離平衡向右移動而導(dǎo)致c(H＋)增大C．在0.1mol·L－1H2A溶液中，c(H＋)＝0.12mol·L－1D．若0.1mol·L－1NaHA溶液中c(H＋)＝0.02mol·L－1，則0.1mol·L－1的H2A中c(H＋)<0.12mol·L－1[解析]二元酸(H2A)在水中第一步電離為完全電離，則H2A酸性較強(qiáng)，不是弱酸，A錯誤；加水稀釋電離平衡右移，但是c(H＋)減小，B錯誤；二元酸(H2A)在水中第一步完全電離，第二步部分電離，設(shè)0.1mol·L－1H2A溶液中電離的HA－濃度為xmol·L－1，則有eq\f(0.1＋xx,0.1－x)＝1.0×10－2，解得x＝0.0084。所以在0.1mol·L－1的H2A溶液中，c(H＋)＝0.1mol·L－1＋0.0084mol·L－1＝0.1084mol·L－1，C錯誤；若0.1mol·L－1的NaHA溶液中c(H＋)＝0.02mol·L－1，0.1mol·L－1的H2A溶液中存在H2A=H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－，第一步電離出的氫離子，抑制了第二步電離，所以c(H＋)<0.12mol·L－1，D正確。（二）真題演練1．[2019新課標(biāo)Ⅲ]設(shè)NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關(guān)于常溫下pH=2的H3PO4溶液，下列說法正確的是A．每升溶液中的H+數(shù)目為0.02NAB．c(H+)=c()+2c()+3c()+c(OH?)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強(qiáng)2．[2019天津]某溫度下，和的電離常數(shù)分別為和。將和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是A．曲線Ⅰ代表溶液B．溶液中水的電離程度：b點(diǎn)＞c點(diǎn)C．從c點(diǎn)到d點(diǎn)，溶液中保持不變（其中、分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子）D．相同體積a點(diǎn)的兩溶液分別與恰好中和后，溶液中相同3．[2019浙江4月選考]室溫下，取20mL0.1mol·L?1某二元酸H2A，滴加0.1mol·L?1NaOH溶液。已知：H2AH+＋HA?，HA??H+＋A2?。下列說法不正確的是A．0.1mol·L?1H2A溶液中有c(H+)－c(OH?)－c(A2?)＝0.1mol·L?1B．當(dāng)?shù)渭又林行詴r，溶液中c(Na+)＝c(HA?)＋2c(A2?)，用去NaOH溶液的體積小于10mLC．當(dāng)用去NaOH溶液體積10mL時，溶液的pH＜7，此時溶液中有c(A2?)＝c(H+)－c(OH?)D．當(dāng)用去NaOH溶液體積20mL時，此時溶液中有c(Na+)＝2c(HA?)＋2c(A2?)4．[2018江蘇]H2C2O4為二元弱酸，Ka1(H2C2O4)=5.4×10?2，Ka2(H2C2O4)=5.4×10?5，設(shè)H2C2O4溶液中c(總)=c(H2C2O4)+c(HC2O4?)+c(C2O42?)。室溫下用NaOH溶液滴定25.00mL0.1000mol·L?1H2C2O4溶液至終點(diǎn)。滴定過程得到的下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是A．0.1000mol·L?1H2C2O4溶液：c(H+)=0.1000mol·L?1+c(C2O42?)+c(OH?)?c(H2C2O4)B．c(Na+)=c(總)的溶液：c(Na+)>c(H2C2O4)>c(C2O42?)>c(H+)C．pH=7的溶液：c(Na+)=0.1000mol·L?1+c(C2O42?)?c(H2C2O4)D．c(Na+)=2c(總)的溶液：c(OH?)?c(H+)=2c(H2C2O4)+c(HC2O4?)5．[2018浙江4月選考]相同溫度下，關(guān)于鹽酸和醋酸兩種溶液的比較，下列說法正確的是A．pH相等的兩溶液中：c(CH3COOˉ)＝c(Clˉ)B．分別中和pH相等、體積相等的兩溶液，所需NaOH的物質(zhì)的量相同C．相同濃度的兩溶液，分別與金屬鎂反應(yīng)，反應(yīng)速率相同D．相同濃度的兩溶液，分別與NaOH固體反應(yīng)后呈中性的溶液中(忽略溶液體積變化)：c(CH3COOˉ)＝c(Clˉ)（三）熱點(diǎn)強(qiáng)化訓(xùn)練1．25℃時，加水將10mL的氨水稀釋至1000mL，下列判斷正確的是()A．稀釋后氨水的B．稀釋過程中，溶液中所有離子的濃度均減小C．稀釋后溶液中減小D．氨水稀釋前后中和鹽酸的能力相同2．醋酸為一元弱酸，25℃時，其電離常數(shù)。下列說法錯誤的是()A．溶液的pH在2-3范圍內(nèi)B．溶液中，C．將溶液加水稀釋，其電離常數(shù)和均不變D．等體積的溶液和溶液混合后，溶液，且3．下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法不正確的是A．在pH=2的鹽酸中由水電離出c(H＋)和c(OH-)相等B．NaCl溶液和CH3COONH4溶液中水的電離程度相同C．pH═3的醋酸和鹽酸加水稀釋100倍后，pH(鹽酸)＞pH(醋酸)D．冰醋酸加水稀釋過程中導(dǎo)電能力先增大后減小4．常溫下，某一元酸()溶液中，下列敘述不正確的是()A．該溶液與溶液等體積混合后：B．常溫下的電離平衡常數(shù)約為C．該溶液中水電離出的D．向該溶液中加入一定量水稀釋，溶液中增大5．已知25℃時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸化學(xué)式HXHYH2CO3電離平衡常數(shù)下列推斷正確的是（）A．等pH的HX和HY濃度大小為：B．相同條件下溶液的堿性：C．Na2CO3溶液中加入過量HX，離子方程式為：D．NaY溶液中通入過量CO2，離子方程式為：6．下列事實(shí)不能說明HNO2是弱酸的是（）A．NaNO2溶液呈堿性B．常溫下，0.1mol/LHNO2溶液的pH=2.1C．0.1mol/LNaOH溶液與0.1mol/LHNO2溶液等體積混合，恰好完全反應(yīng)D．常溫下，將pH=1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍，溶液的pH約為2.87．亞磷酸(H3PO3)是有機(jī)磷水處理藥劑的原料，有強(qiáng)還原性，容易被銀離子氧化為磷酸。右圖為向某濃度的亞磷酸中滴加NaOH溶液，其pH與溶液中的H3PO3、H2PO、HPO的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)α(X)(平衡時某物種的濃度與整個物種濃度之和的比值)的關(guān)系。下列關(guān)于亞磷酸的說法正確的是()A．亞磷酸與磷酸相似，均為三元酸B．亞磷酸的Ka2的數(shù)量級為10-7C．亞磷酸與銀離子恰好完全反應(yīng)時，氧化劑與還原劑的物質(zhì)的量之比為1∶2D．pH為5~9時，主要反應(yīng)的離子方程式為H3PO3+2OH-=HPO+2H2O8．H3PO4的電離是分步進(jìn)行的，常溫下，，。下列說法正確的是()A．濃度均為0.1mol/L的NaOH溶液和H3PO4溶液按照體積比2∶1混合，混合液的pH＜7B．Na2HPO4溶液中，C．向0.1mol/L的H3PO4溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化），溶液pH=1時，溶液中大約有7.1%的H3PO4電離D．在H3PO4溶液中加入NaOH溶液，隨著NaOH的加入，溶液的pH增大，當(dāng)溶液的pH=11時，9．常溫下將NaOH溶液滴加到亞硒酸(H2SeO3)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是（）A．曲線N表示pH與B．圖中a點(diǎn)對應(yīng)溶液中：c(Na+)>c()+2c()C．Ka1(H2SeO3)與Ka2(H2SeO3)之比為103D．NaHSeO3溶液中：c()>c()>c(H2SeO3)10．25℃時，按下表配制兩份溶液.一元弱酸溶液加入的溶液混合后所得溶液溶液Ⅰ溶液Ⅱ下列說法錯誤的是()A．溶液Ⅰ中，B．Ⅰ和Ⅱ的相差1.0，說明C．混合Ⅰ和Ⅱ：D．混合Ⅰ和Ⅱ：11．常溫下，在H2R及鈉鹽的溶液中，H2R、HR-、R2-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化關(guān)系下圖所示。已知Ka1(H2CO3)=4.3×10-7，Ka2(H2CO3)=5.6×10-11，下列敘述正確的是A．溶液中存在：c(R2-)+c(OH-)=c(Na＋)＋c(H＋)B．Ka1(H2R)=10-4.3C．等體積等濃度的NaOH溶液與H2R溶液混合后，溶液中水的電離程度比純水大D．向Na2CO3溶液中加入少量H2R溶液，發(fā)生反應(yīng)：2CO＋H2R=2HCO＋R2-12．已知：25℃時，H2C2O4和H2CO3的電離平衡常數(shù)如下：分子式H2C2O4H2CO3電離平衡常數(shù)Ka1=5.4×10-2，Ka2=5.4×10-5Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11以下操作均在25℃條件下進(jìn)行，則下列說法不正確的是()A．KHC2O4溶液呈酸性，KHCO3溶液呈堿性B．在KHC2O4溶液中通入足量CO2生成的鹽只有KHCO3C．分別向20mL0.1mol/L的H2C2O4和H2CO3溶液中加入0.1mol/L的NaOH溶液至中性，前者消耗NaOH多D．將等物質(zhì)的量濃度的H2C2O4和NaOH溶液等體積混合，所得溶液中各微粒濃度大小順序?yàn)椋篶(Na+)>c(HC2O)>c(C2O)>c(H2C2O4)13．25℃時，在一元弱酸HA溶液中滴加NaOH溶液，溶液中與pH關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是（）A．25℃時，HA的電離常數(shù)為B．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)水的電離程度：C．加水稀釋b點(diǎn)溶液，不變D．c點(diǎn)對應(yīng)的NaOH溶液體積為10.00mL14．（雙選）常溫下，向V2mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴滴入V1mL0.1mol·L-1NaOH溶液，溶液pH隨的變化如圖所示。下列分析錯誤的是（）A．常溫下，CH3COOH的電離常數(shù)約為10-2x+1B．b點(diǎn)溶液中：c(Na+)+c(OH-)=c(CH3COO-)+c(H+)C．由a點(diǎn)到c點(diǎn)，溶液中水的電離程度先增大后減小D．d點(diǎn)溶液中，由水電離出的c(OH-)>l0-215．（雙選）常溫下，一元弱堿甲胺(CH3NH2)電離常數(shù)Kb≈4.0×10-4，lg5≈0.7。常溫下，用0.02mol/L鹽酸分別滴定20.00mL濃度均為0.02mol/L的NaOH溶液和CH3NH2溶液，利用傳感器測得滴定過程中溶液的電導(dǎo)率如圖所示。下列推斷正確的是()A．曲線Ⅰ代表NaOH滴定曲線，H點(diǎn)對應(yīng)的溶液中不存在電離平衡B．F點(diǎn)對應(yīng)的溶液中c平(Cl-)>c平(CH3NH)>c平(H+)>c平(OH-)C．常溫下，E、G點(diǎn)對應(yīng)的溶液中水電離的c平(H+)·c平(OH-)=1.0×10-14D．常溫下，F(xiàn)點(diǎn)對應(yīng)的溶液的pH≈6.3參考答案真題演練1.【答案】B【解析】A、常溫下pH＝2，則溶液中氫離子濃度是0.01mol/L，因此每升溶液中H＋數(shù)目為0.01NA，A錯誤；B、根據(jù)電荷守恒可知選項(xiàng)B正確；C、加水稀釋促進(jìn)電離，電離度增大，但氫離子濃度減小，pH增大，C錯誤；D、加入NaH2PO4固體，H2PO4－濃度增大，抑制磷酸的電離，溶液的酸性減弱，D錯誤；答案選B。2.【答案】C【解析】A、由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，Ⅱ的變化大，則Ⅱ的酸性比I的酸性強(qiáng)，Ⅱ代表HNO2，I代表CH3COOH，故A錯誤；B、酸抑制水電離，b點(diǎn)pH小，酸性強(qiáng)，對水電離抑制程度大，故B錯誤；C、Ⅱ代表HNO2，c(HNO2)c(OH-)/c(NO2-)=c(H+)·c(HNO2)c(OH-)/[c(H+)·c(NO2-)]=kw/k(HNO2)，kw為水的離子積常數(shù)，k(HNO2)為HNO2的電離常數(shù)，這些常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，則不變，故C正確；D、體積和pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c（CH3COOH）＞c（HNO2），分別滴加同濃度的NaOH溶液至恰好中和，CH3COOH消耗的氫氧化鈉溶液體積多，HNO2消耗的NaOH少，故D錯誤；故選C?！军c(diǎn)睛】本題考查酸的稀釋及圖象，明確強(qiáng)酸在稀釋時pH變化程度大及酸的濃度與氫離子的濃度的關(guān)系是解答本題的關(guān)鍵，難點(diǎn)C，要將已知的c(HNO2)c(OH-)/c(NO2-)分子和分值母同乘以c(H+)，變成與kw為水的離子積常數(shù)和k(HNO2)為HNO2的電離常數(shù)相關(guān)的量，再判斷。3.【答案】B【解析】【分析】由于該二元酸H2A，第一步電離完全，第二步部分電離，可以把20mL0.1mol·L?1二元酸H2A看做20mL0.1mol·L?1HA-一元弱酸和0.1mol/LH+溶液，注意該溶液是不存在H2A微粒。A.0.1mol·L?1H2A溶液存在電荷守恒，其關(guān)系為c(H+)=c(OH?)+2c(A2?)+c(HA?)，因而c(H+)-c(OH?)-c(A2?)=c(A2?)+c(HA?)=0.1mol·L?1，A項(xiàng)正確；B.若NaOH用去10ml，反應(yīng)得到NaHA溶液，由于HA??H+＋A2?，溶液顯酸性，因而滴加至中性時，需要加入超過10ml的NaOH溶液，B項(xiàng)錯誤；C.當(dāng)用去NaOH溶液體積10mL時，得到NaHA溶液，溶液的pH＜7，存在質(zhì)子守恒，其關(guān)系為c(A2?)＝c(H+)－c(OH?)，C項(xiàng)正確；D.當(dāng)用去NaOH溶液體積20mL時，得到Na2A溶液，根據(jù)物料守恒有：c(Na+)＝2c(HA?)＋2c(A2?)，D項(xiàng)正確。故答案選B。4.【答案】AD【解析】A項(xiàng)，H2C2O4溶液中的電荷守恒為c(H+)=c(HC2O4-)+2c(C2O42-)+c(OH-)，0.1000mol·L?1H2C2O4溶液中0.1000mol/L=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-)，兩式整理得c(H+)=0.1000mol/L-c(H2C2O4)+c(C2O42-)+c(OH-)，A項(xiàng)正確；B項(xiàng)，c(Na+)=c(總)時溶液中溶質(zhì)為NaHC2O4，HC2O4-既存在電離平衡又存在水解平衡，HC2O4-水解的離子方程式為HC2O4-+H2OH2C2O4+OH-，HC2O4-水解常數(shù)Kh===QUOTEKWKa1（H2C2O4）=QUOTE1×10?145.4×10?2=1.85×10-13?Ka2(H2C2O4)，HC2O4-的電離程度大于水解程度，則c(C2O42-)>c(H2C2O4)，B項(xiàng)錯誤；C項(xiàng)，滴入NaOH溶液后，溶液中的電荷守恒為c(Na+)+c(H+)=c(HC2O4-)+2c(C2O42-)+c(OH-)，室溫pH=7即c(H+)=c(OH-)，則c(Na+)=c(HC2O4-)+2c(C2O42-)=c(總)+c(C2O42-)-c(H2C2O4)，由于溶液體積變大，c(總)<0.1000mol/L，c(Na+)<0.1000mol/L+c(C2O42-)-c(H2C2O4)，C項(xiàng)錯誤；D項(xiàng)，c(Na+)=2c(總)時溶液中溶質(zhì)為Na2C2O4，溶液中的電荷守恒為c(Na+)+c(H+)=c(HC2O4-)+2c(C2O42-)+c(OH-)，物料守恒為c(Na+)=2[c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-)]，兩式整理得c(OH-)-c(H+)=2c(H2C2O4)+c(HC點(diǎn)睛：本題考查溶液中粒子濃度的大小關(guān)系。確定溶液中粒子濃度大小關(guān)系時，先確定溶質(zhì)的組成，分析溶液中存在的平衡，弄清主次(如B項(xiàng))，巧用電荷守恒、物料守恒和質(zhì)子守恒(質(zhì)子守恒一般可由電荷守恒和物料守恒推出)。注意加入NaOH溶液后，由于溶液體積變大，c(總)<0.1000mol/L。5.【答案】A【解析】A、在pH相等的兩種溶液中，氫離子的濃度相同，根據(jù)溶液中電荷守恒可知陰離子濃度相等，即c（CH3COO－）=c(Cl－)，故A正確；B、醋酸為弱酸，是弱電解質(zhì)只能部分電離，與pH相同的強(qiáng)酸溶液比起來，與其他物質(zhì)反應(yīng)時，可以持續(xù)電離出氫離子，平衡右移，所以醋酸消耗的氫氧化鈉的量要更多一些，故B錯誤；C、反應(yīng)剛開始時，醋酸弱酸部分電離，與同等濃度的強(qiáng)酸比較，反應(yīng)速率會慢一些，故C錯誤；D、當(dāng)醋酸恰好與NaOH反應(yīng)時，弱酸根水解呈現(xiàn)出堿性，應(yīng)為c（CH3COO－）＜c(Cl－)，故D錯誤。綜上所述，本題的正確答案為A。強(qiáng)化訓(xùn)練1．D【分析】將pH=11的強(qiáng)堿溶液稀釋到10n倍，稀釋后溶液的pH=11-n，將pH=11的弱堿溶液稀釋到10n倍，稀釋過程中促進(jìn)弱堿的電離，稀釋后溶液中氫氧根離子濃度比相同條件下的強(qiáng)堿大，因此pH>11-n，據(jù)此解答?！窘馕觥緼．由分析可知稀釋后氨水的pH>11-2=9，A錯誤；B．稀釋過程中銨根離子、氫氧根離子濃度減小，氫離子濃度增大，B錯誤；C．一水合氨的電離常數(shù)K=，溫度不變，K不變，稀釋后，減小，則增大，C錯誤；D．稀釋前后一水合氨能電離的氫氧根離子的總物質(zhì)的量不變，因此氨水稀釋前后中和鹽酸的能力相同，D正確；答案選D。2．C【解析】A．，，則，pH=-lg(×10-3)=3-lg，因2=3-lg＜3-lg＜=3，則溶液的pH在2-3范圍內(nèi)，故A正確；B．溶液中，根據(jù)質(zhì)子守恒得：，故B正確；C．溫度不變，則電離常數(shù)不變，將溶液加水稀釋，c(CH3COO-)減小，，增大，故C錯誤；D．等體積的溶液和溶液混合后，溶液溶質(zhì)為CH3COONa，，則，故D正確；故選C。3．B【解析】A．任何溶液中由水電離出的c(H＋)和c(OH-)一定相等，故A正確；B．NaCl溶液對水的電離無影響，CH3COONH4溶液中醋酸根離子和銨根離子均可水解，促進(jìn)水的電離，只是二者水解的程度相同，溶液顯中性，但水的電離程度比NaCl溶液中水的電離程度大，故B錯誤；C．由于稀釋過程中，醋酸還可以繼續(xù)電離，因此醋酸溶液中氫離子物質(zhì)的量會增多，氫離子的濃度減小程度更小，則pH═3的醋酸和鹽酸加水稀釋100倍后，醋酸酸性強(qiáng)，pH(鹽酸)＞pH(醋酸)，故C正確；D．冰醋酸加水稀釋過程中，離子濃度先增大后減小，則導(dǎo)電能力先增大后減小，故D正確；故選B。4．A【分析】常溫下，某一元酸()溶液中，Kw=，兩式中的氫離子都是酸電離出的，氫氧根離子是水電離出的，兩式聯(lián)立，解得=10-3mol/L，可知一元酸()為弱酸，由此分析?！窘馕觥緼．0.1mol/L某一元酸(HA)溶液與0.05mol/LNaOH溶液等體積混合后反應(yīng)，反應(yīng)后的溶液為等濃度的酸HA和鹽NaA的混合液，溶液顯酸性，溶液中一定存在電荷守恒：，因此該溶液與溶液等體積混合后：，故A符合題意；B．常溫下是弱酸，電離出的=10-3mol/L，電離出的氫離子濃度較小，的濃度約為0.1mol/L，電離平衡常數(shù)K≈≈≈，故B不符合題意；C．由分析可知，某一元酸()溶液中=10-3mol/L，=mol/L，該溶液中水電離出的，故C不符合題意；D．由分析可知，一元酸()為弱酸，存在弱電解質(zhì)的電離平衡，向該溶液中加入一定量水稀釋，加水促進(jìn)電離，溶液體積也增大，溶液中減小，則增大，故D不符合題意；答案選A。5．D【解析】A．由電離常數(shù)可知酸性HX>HY，等pH的HX和HY濃度大小為：c(HX)<c(HY)，故A錯誤；B．根據(jù)表格數(shù)值可知：H2CO3>HX>HCO>HY，越弱越水解，相同條件下溶液的堿性為：NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3，故B錯誤；C．因?yàn)樗嵝?H2CO3>HX>HCO，所以Na2CO3溶液中加人過量HX的離子方程式為：，故C錯誤；D．HY的酸性最弱,NaY溶液中通入過量CO2，離子方程式為：，故D正確；故答案為D。6．C【解析】A．NaNO2溶液呈堿性，說明NaNO2是強(qiáng)堿弱酸鹽，能說明HNO2是弱酸，故不選A；B．常溫下，0.1mol/LHNO2溶液的pH=2.1，說明HNO2部分電離，能說明HNO2是弱酸，故不選B；C．0.1mol/LNaOH溶液與0.1mol/LHNO2溶液等體積混合，NaOH與HNO2物質(zhì)的量相等，恰好完全反應(yīng)，不能說明HNO2是弱酸，故選C；D．常溫下，將pH=1的HNO2溶液稀釋至原體積的100倍，溶液的pH約為2.8，稀釋亞硝酸溶液，亞硝酸電離平衡正向移動，能說明HNO2是弱酸，故不選D；選C。7．B【解析】A．亞磷酸的結(jié)構(gòu)為，且根據(jù)圖示知，溶液中不存在PO，則亞磷酸是二元酸，故A錯誤；B．亞磷酸的，根據(jù)圖示pH=6.5時，c(HPO)=c(H2PO)，則Ka2=c(H+)=10-6.5，即數(shù)量級為10-7，故B正確；C．銀離子還原為銀單質(zhì)，反應(yīng)中銀離子是氧化劑，氧化產(chǎn)物的化學(xué)式為H3PO4，則H3PO3是還原劑，根據(jù)轉(zhuǎn)移電子守恒，n(Ag+)=n(H3PO3)×(5-3)，即n(Ag+)：n(H3PO3)=2：1，故C錯誤；D．根據(jù)圖示知，pH為5~9時，H2PO轉(zhuǎn)化為HPO，主要的離子方程式為：H2PO+OH-=HPO+H2O，故D錯誤；故選B。8．C【解析】A．濃度均為0.1mol/L的NaOH溶液和H3PO4溶液按照體積比2∶1混合，二者恰好反應(yīng)產(chǎn)生Na2HPO4，在溶液中存在電離平衡：+H+，也存在著水解平衡：+H2O+OH-，電離平衡常數(shù)，水解平衡常數(shù)Kh2==1.58×10-7＞Ka3=4.4×10-13，水解程度大于電離程度，因此溶液顯堿性，pH＞7，A錯誤；B．在Na2HPO4溶液中，根據(jù)質(zhì)子守恒可得：，B錯誤；C．向0.1mol/L的H3PO4溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化，溶液pH=1時，c(H+)=0.1mol/L，假設(shè)電離的H3PO4為x，根據(jù)電離平衡常數(shù)Ka1=，解得x≈0.0071mol/L，因此溶液中H3PO4電離度==7.1%，C正確；D．在H3PO4溶液中加入NaOH溶液，隨著NaOH的加入，溶液的pH增大，當(dāng)溶液的pH=11時，c(H+)=10-11mol/L，Ka3=，則，則c()＜c()，D錯誤；故合理選項(xiàng)是C。9．D【解析】A．=，=，則pH相同時，=>=，根據(jù)圖象可知，曲線M表示pH與的關(guān)系，曲線N表示pH與的變化關(guān)系，故A錯誤；B．a(chǎn)點(diǎn)時pH=2.6，溶液顯酸性，根據(jù)電荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=c()+2c()+c(OH-)，由c(H+)>c(OH-)，可知c(Na+)<c()+2c()，故B錯誤；C．a(chǎn)點(diǎn)：=0，即，由=可知，Ka1=c(H+)=10-2.6；b點(diǎn)=0，即，由=可知，Ka2=c(H+)=10-6.6；得=104，故C錯誤；D．由上面C選項(xiàng)分析可知，的電離常數(shù)Ka2=10-6.6，的水解常數(shù)=<10-6.6，即以電離為主，故NaHSeO3溶液中：c()>c()>c(H2SeO3)，故D正確；故選D?！军c(diǎn)睛】考查酸堿混合的定性判斷、弱電解質(zhì)的電離，明確圖象曲線變化的意義為解答關(guān)鍵，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系。10．B【分析】根據(jù)酸堿用量可知溶液Ⅰ為等濃度的HA和NaA混合溶液，溶液Ⅱ?yàn)镠B和NaB的混合溶液，且溶液Ⅰ和溶液Ⅱ中HA、NaA、HB、NaB的濃度相等?！窘馕觥緼．由電荷守恒可知溶液Ⅰ中，pH=5.0，則，因此，A正確；B．溶液Ⅰ的，溶液Ⅱ的，則HB的電離常數(shù)大于HA的電離常數(shù)，，B錯誤；C．由電荷守恒可知混合Ⅰ和Ⅱ有，C正確；D．由于HB的電離常數(shù)大于HA的電離常數(shù)，則混合Ⅰ和Ⅱ后有：，D正確；答案選B。11．D【解析】A．根據(jù)電荷守恒，溶液中存在：c(HR-)+2c(R2-)+c(OH-)=c(Na＋)＋c(H＋)，故A錯誤；B．由圖像可知，在pH=1.3時，c(HR-)=c(H2R)，Ka1(H2R)===10-1.3，故B錯誤；C．等體積等濃度的NaOH溶液與H2R溶液混合后，會生成NaHR，由圖像可知，HR-含量最高時，溶液呈酸性，對水的電離起到抑制作用，所以溶液中水的電離程度比純水小，故C錯誤；D．根據(jù)電離常數(shù)分析，H2R的第二步電離常數(shù)大于碳酸的第二步電離常數(shù)，即酸性：HR-＞HCO，所以向Na2CO3溶液中加入少量H2R溶液，發(fā)生反應(yīng)：2CO＋H2R=2HCO＋R2-，故D正確；故選D。12．B【解析】A．HC2O的水解平衡常數(shù)Kh=＜5.4×10－5，HC2O的電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，的水解常數(shù)Kh=＞5.6×10－11，水解程度大于其電離程度，溶液顯堿性，故A說法正確；B．根據(jù)表中數(shù)據(jù)，的大于的，可知在溶液中通入足量時，與溶液不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，故B說法錯誤；C．草酸和碳酸均為二元弱酸，和NaOH反應(yīng)生成的正鹽均顯堿性，草酸