資源簡介

(共38張PPT)
第24講
電離平衡常數及應用
2025
2024新課標卷-7題 Ka的計算：根據圖像，找數據，計算Ka
2024.1浙江卷-15題 Ka的應用：比較H2SO3溶液中微粒濃度大小
2024 安徽卷-6題 Ka的應用：根據HNO2的Ka,計算NaNO2中微粒個數
2024吉林卷-15題 Ka的計算：由Ka、Ksp計算新的化學反應的平衡常數
2024湖北卷-13題 Ka的應用：由Kh(HCO3-)與Ka2(H2CO3)大小，分析NaHCO3酸堿性
2024上海卷-10題 原理綜合題：Ka、Ksp計算
2024山東卷-10題 Ka的計算：根據圖像，找數據，計算Ka
2024江蘇卷-12題 Ka的應用：比較微粒濃度大小
2024年——電離平衡常數及應用考向考點統計
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在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子濃度的比值是一個常數，叫做電離平衡常數。
電離平衡常數
1.定義
2.表達式
①對于一元弱酸HA：HA??H＋＋A－，平衡常數Ka＝_______________。
②對于一元弱堿BOH：BOH??B＋＋OH－，平衡常數Kb＝_______________。
電離平衡常數
3．影響電離平衡常數的三個因素
電離平衡常數
例如：H2CO3電離
注意：多元弱酸的電離是分步進行的，每一步都有電離平衡常數。
不能合并一起寫， 通常用Ka1 、Ka2 、Ka3等來分別表示。
4．分步電離的電離平衡常數
各級電離常數的大小關系是Ka1 Ka2……，所以多元弱酸的酸性主要取決于第一步電離。
電離平衡常數
5．電離平衡常數的意義
相同條件下，K值越大，表示該弱電解質 ____ 電離，所對應的酸性或堿性相對 ____ 。
6.電離度
(1)表示方法
越易
越強
(2)影響因素
溫度 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度 。
降低溫度，電離平衡向左移動，電離度 。
濃度 當弱電解質溶液濃度增大時，電離度 。
當弱電解質溶液濃度減小時，電離度 。
增大
減小
減小
增大
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C
呈現形式一　電離平衡常數在判斷離子濃度比值中的應用
1.1（2024·浙江·二模）下列說法正確的是(　 )
A．常溫下，將10 mL 0.10 mol·L－1的氨水加水至1L，溶液中 減小
B．常溫下，若c(氨水)=2c(NaOH)，則氨水中c(OH-)是NaOH溶液中c(OH-)的2倍
C．相同濃度的氨水和鹽酸混合，若溶液呈中性，則c(Cl-)=c(NH4+)
D．中和pH與體積均相等的氨水、NaOH溶液，所需HCl的物質的量相同
D
呈現形式一　電離平衡常數在判斷離子濃度比值中的應用
B
呈現形式二　電離平衡常數及其影響因素
2.1 （2023·海南模擬預測）氫氰酸(HCN)是一種弱酸，在水溶液中存在電離平衡：
HCN H++CN-，常溫下電離常數為Ka。下列說法正確的是(　　)
A．0.1mol/LHCN溶液的pH＜1 B．增大HCN溶液濃度，其電離程度減小
C．升高HCN溶液溫度，平衡逆向移動 D．加入少量NaOH溶液，會使Ka增大
D
呈現形式二　電離平衡常數及其影響因素
2.2 (2022年廣東中山校考)醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是(　　)
A．升高溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數Ka增大
B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液的pH變大
C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動
D．25℃時，欲使醋酸溶液pH、電離常數Ka和電離程度都減小，可加入少量冰醋酸
C
呈現形式三　電離平衡常數的應用
3.1 （2024浙江1月15）常溫下、將等體積、濃度均為0.40mol·L-1BaCl2溶液與新制H2SO3溶液混合，出現白色渾濁；再滴加過量的H2O2溶液，振蕩，出現白色沉淀。已知：H2SO3 Ka1=1.4×10-2 , Ka2=6.0×10-8 ,
Ksp(BaSO3)=5.0×10-10, Ksp(BaSO4)=1.1×10-10 下列說法不正確的是(　　)
A. H2SO3溶液中存在c(H+)>c(HSO3-)>c(SO32-)>c(OH-)
B. 將0.40mol·L-1H2SO3溶液稀釋到0.20mol·L-1，c(SO32-)幾乎不變
C. BaCl2溶液與H2SO3溶液混合后出現的白色渾濁不含有BaSO3
D. 存在反應Ba2++H2SO3+H2O2=BaSO4↓+2H++H2O是出現白色沉淀的主要原因
C
呈現形式三　電離平衡常數的應用
電離平衡常數的4個應用
判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱 常溫下，電離平衡常數越大，酸(或堿)性越強。如CH3COOH的Ka＝1.8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。則酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HCO3-
判斷鹽溶液的酸堿性強弱 電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。如等濃度CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的順序為Na2CO3＞NaHCO3＞CH3COONa
判斷復分解反應能否發生 一般符合“強酸制弱酸”規律。如向Na2CO3溶液中加入足量的CH3COOH的離子方程式為CO32－＋2CH3COOH==2CH3COO－＋H2O＋CO2↑
判斷微粒濃度比值的變化 如CH3COOH溶液加水稀釋，c(CH3COO－)/c(CH3COOH)的變化,溫度不變，Ka不變，稀釋后c(H＋)減小，故此比值變大
呈現形式四　電離平衡常數的計算
4.1（2024新課標卷7題） 常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。比如 下列敘述正確的是(　　)
A. 曲線M表示δ(CHCl2COO－)～pH的變化關系
B. 若酸的初始濃度為0.10 mol·L 1，則a點對應的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO－)+c(OH－)
C. CH2ClCOOH的電離常數Ka =10－1.3
D. PH=2.08時，
[解析]隨著pH的增大，酸濃度減小，酸根離子濃度增大，-Cl為吸電子基團，CHCl2COOH的酸性強于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)> Ka(CH2ClCOOH),δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8，則兩種酸的電離常數分別為Ka(CHCl2COOH)=10－1.3、 Ka(CH2ClCOOH) =10－2.8，因此1為δ(CHCl2COOH)～pH曲線，2為δ(CHCl2COO－)～pH曲線，3為δ(CH2ClCOOH)～pH曲線,4為δ(CH2ClCOO－)～pH曲線
1
2
3
4
呈現形式四　電離平衡常數的計算
A. 曲線M表示δ(CHCl2COO－)～pH的變化關系
B. 若酸的初始濃度為0.10 mol·L 1，則a點對應的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO－)+c(OH－)
C. CH2ClCOOH的電離常數Ka =10－1.3
D. PH=2.08時，
[解析]根據以上分析得知A錯誤；由a點pH=1得c(H+)=0.1mol·L 1，c(H+)-c(OH－)=0.1-10-13≈0.1mol·L 1，而由圖知c(CHCl2COO-)=0.035mol·L 1≠c(H+)-c(OH－)，B錯誤；根據以上分析，CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-2.8，C錯誤；電離度α=n(電離)/n(始)，n始=n電離+n未電離，則α(CHCl2COOH)= δ(CHCl2COO－),α(CH2ClCOOH)= δ(CH2ClCOO－)，pH=2.08時，δ(CH2ClCOO－)=0.15，δ(CHCl2COO－)=0.85，D正確；
4.1（2024新課標卷7題） 常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示，比如 下列敘述正確的是(　　)
D
呈現形式四　電離平衡常數的計算
4.2 （2024上海卷節選10 ）已知：Ca2+ + 2HCO3- CaCO3 + H2CO3
①HCO3- H+ +CO32- ②Ca2+ + CO32- CaCO3 ③HCO3- + H+ H2CO3
（3）已知H2CO3的, Ka1=4.2×10-7, Ka2=5.6×10-11,Ksp(CaCO3)=2.8×10-9, c(H+)=8.4×10-9 mol·L-1,c(HCO3-)=1×10-4mol·L-1,c(H2CO3)為 。當c(Ca2+)= mol·L-1時，開始產生CaCO3沉淀。
[解析]c(H+)=8.4×10-9 mol·L-1,c(HCO3-)=1×10-4mol·L-1,H2CO3的 c(H2CO3)=2×10-6mol·L-1；由 ，可得c(CO32-)=2/3×10-6mol·L-1,再根據Ksp(CaCO3)=c(Ca2+)×c(CO32-)=2.8×10-9,得出c(Ca2+)=4.2×10-3mol·L-1
2×10-6 mol·L-1 4.2×10-3
[解析]　(1)縱軸坐標為lg c(OH－)，在M點時，溶液中c(OH－)＝10－10 mol·L－1，常溫時c(H＋)＝10－4 mol·L－1，由此可以得出：HA為一元弱酸
(2)在相同溫度下，M、P點的電離常數相同，用M點計算電離常數。
HA??H＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)
常溫下，Ka(HA)＝c(H＋)·c(A－)/c(HA)≈(10－4×10－4)/0.010＝1.0×10－6
呈現形式四　電離平衡常數的計算
4.3 (2022年寧夏銀川高三月考)常溫下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關系如圖。
(1)判斷HA為強酸還是弱酸。
(2)若HA為弱酸，請計算在P點的電離平衡常數。
HA為一元弱酸
1.0×10－6
呈現形式四　電離平衡常數的計算
4.4 (2022·哈爾濱一模) (1)常溫下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等體積的b mol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發)，則醋酸的電離常數Ka＝_______________(用含a和b的代數式表示)。
呈現形式四　電離平衡常數的計算
10－1.2
10-4.2
1000
呈現形式四　電離平衡常數的計算
4.6 (2017·全國卷Ⅰ)常溫下將NaOH溶液添加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　)
A．Ka2(H2X)的數量級為10－6
B．曲線N表示pH與 的變化關系
C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)

呈現形式四　電離平衡常數的計算
4.6 (2017·全國卷Ⅰ)常溫下將NaOH溶液添加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　)
A．Ka2(H2X)的數量級為10－6
B．曲線N表示pH與 的變化關系
C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)

D
3.計算電離常數的思維方法
(1)根據電離方程式，寫出電離平衡常數表達式。
(2)根據題干信息，結合電荷守恒、元素質量守恒，找出各微粒的濃度，代入表達式即可。
(3)若有圖像信息，可選擇曲線上特殊點(能準確讀出縱、橫坐標的數值)，確定各微粒的濃度，最后代入平衡常數表達式計算。
呈現形式五　電離平衡常數相關的圖像綜合題
5.1（2024湖北卷13）CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知C0(Pb2+)=2.0×10-5mol·L-1，pKa1(H2CO3)=6.4,pKa2(H2CO3)=10.3。pKsp(PbCO3)=12.1,下列說法錯誤的是(　　)
A. PH=6.5時，溶液中c(CO32-) B. δ(Pb2+)=δ(PbCO3) 時，c(Pb2+)<10-5mol·L-1
C. PH=7時，2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+] <2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(ClO4-)
D. PH=8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
[解析]由圖可知，pH=6.5時δ(Pb2+)>50%，即c(Pb2+)>1×10-5mol/L，則c(CO32-)≤Ksp(PbCO3)/c(Pb2+)=10-12.1/10-5=10-7.1mol/LC
呈現形式五　電離平衡常數相關的圖像綜合題
5.1（2024湖北卷13）CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知C0(Pb2+)=2.0×10-5mol·L-1，pKa1(H2CO3)=6.4,pKa2(H2CO3)=10.3。pKsp(PbCO3)=12.1,下列說法錯誤的是(　　)
A. PH=6.5時，溶液中c(CO32-) B. δ(Pb2+)=δ(PbCO3) 時，c(Pb2+)<10-5mol·L-1
C. PH=7時，2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+] <2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(ClO4-)
D. PH=8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
[解析]電荷守恒為2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(ClO4-)+2c[Pb(CO3)22-]+c(OH-)，pH=7時溶液中c(H+)=c(OH-)，則2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(ClO4-)+2c[Pb(CO3)22-]，C項錯誤；
NaHCO3溶液中HCO3-的水解平衡常數為=Kw/Ka1(H2CO3)=10-7.6>Ka2(H2CO3)，NaHCO3溶液呈堿性，加入少量NaHCO3固體，溶液pH增大，PbCO3轉化成Pb(CO3)22-]而溶解，D項正確；
呈現形式五　電離平衡常數相關的圖像綜合題
5.2（2024山東卷10）常溫下Ag(l)—CH3COOH水溶液體系中存在反應：Ag+ + CH3COO－ CH3COOAg(aq)，平衡常數為K。已初始濃度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L 1，所有含碳物種的摩爾分數與pH變化關系如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法正確的是(　　)
A. 線Ⅱ表示CH3COOH的變化情況
B. CH3COOH的電離平衡常數Ka=10-n
C. pH=n時，c(Ag+)=10m-n/K mol·L 1
D. pH=10時，c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L 1
呈現形式五　電離平衡常數相關的圖像綜合題
5.2（2024山東卷10）常溫下Ag(l)—CH3COOH水溶液體系中存在反應：Ag+ + CH3COO－
CH3COOAg(aq)，平衡常數為K。已初始濃度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L 1，所有含碳物種的摩爾分數與pH變化關系如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法正確的是(　　)
A. 線Ⅱ表示CH3COOH的變化情況
B. CH3COOH的電離平衡常數Ka=10-n
C. pH=n時，c(Ag+)=10m-n/K mol·L 1
D. pH=10時，c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L 1
C
呈現形式五　電離平衡常數相關的圖像綜合題
5.3 （2023福建9）25℃時，某二元酸(H2A)的Ka1=10-3.04, Ka2=10-4.37。1.0mol·L-1NaHA溶液稀釋過程中δ(H2A)、δ(HA-)、δ(A2-)與pc(Na+)的關系如圖所示。已知pc(Na+)=-lgc(Na+),HA-的分布系數 下列說法錯誤的是(　　)
。
A．曲線n為δ(HA-)的變化曲線
B．a點：pH=4.37
C．b點：2c(H2A)+c(HA-)=c(Na+)
D．c點：c(Na+) +c(H+)=3(HA-)+c(OH-)
B
5.4（2021·遼寧·高考真題）用0.1000mol/L鹽酸滴定20mlNa2A溶液，溶液中H2A、HA-、A2-的分布分數隨pH變化曲線及滴定曲線如圖。下列說法正確的是( )【如A2-分布分數： 】
A．H2A的Ka1為10-10.25
B．c點：c(HA-)>c(A2-)>c(H2A)
C．第一次突變，可選酚酞作指示劑
D．c(Na2A)=0.2000mol·L－1
C
呈現形式五　電離平衡常數相關的圖像綜合題
1
H2A
HA－
A2－
2
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1．看懂圖像
看面——看清橫、縱坐標表示的物理量及其含義。
看線——看清曲線的變化趨勢。
看點——看清曲線上特殊點[起點、中性點、恰好反應點、滴定終點、交點、拐點等]。
2．聯系規律
聯系電離平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的規律。
3．推理判斷
結合題中給定的化學反應原理和圖像中的相關信息，根據有關知識規律分析作出判斷。
電離平衡常數相關的圖像綜合題的解題策略
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電離平衡常數是高考中一個重要的常考考點，常考查電離平衡常數的計算、弱酸的相對強弱、離子濃度離子大小的比較、離子方程式的書寫等。大多結合圖像進行分析，試題難度較大區分度好，考生拿分比較困難，預計今年命題將繼續結合新穎圖線考查應用能力。解決此類問題的關鍵是，掌握電離常數的概念及基本的計算方法，利用平衡移動原理，認真分析圖像的變化趨勢，結合電荷守恒、物料守恒、質子守恒進行判斷。
素養解讀
電解質溶液圖像是很好的“證據推理與模型認知”核心素養的考查素材。電解質溶液圖像能直觀表示溶液中離子的相關數量關系，是“數形結合”的典范性試題，該類試題難度大，計算技巧性強，具有很好的區分度。第24講-電離平衡常數及其應用
1．（2024安徽6） 地球上的生物氮循環涉及多種含氮物質，轉化關系之一如下圖所示(X、Y均為氮氧化物)，羥胺(NH2OH)以中間產物的形式參與循環。常溫常壓下，羥胺易潮解，水溶液呈堿性，與鹽酸反應的產物鹽酸羥胺([NH3OH]Cl)廣泛用于藥品、香料等的合成。
已知25℃時，Ka(HNO2)=7.2×10-4，Kb(NH3 H2O)=1.8×10-5，Kb(NH2OH)=8.7×10-9。
NA是阿伏加德羅常數的值。下列說法正確的是(　　)
A. 標準狀況下，2.24L X和Y混合氣體中氧原子數為0.1NA
B. 1L0.1mol·L-1NaNO2溶液中Na+和NO2-數均為0.1NA
C. 3.3gNH2OH完全轉化為NO2-時，轉移的電子數為0.6NA
D. 2.8gN2中含有的價電子總數為0.6NA
2．（2024吉林卷15）25℃下，AgCl、AgBr和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如下圖所示。某實驗小組以K2CrO4為指示劑，用AgNO3標準溶液分別滴定含Cl-水樣、含Br-水樣。
已知：①Ag2CrO4為磚紅色沉淀；
②相同條件下AgCl溶解度大于AgBr；
③25℃時，，pKa1(H2CrO4)=0.7,pKa2(H2CrO4)=6.5。
下列說法錯誤的是(　　)
A. 曲線②為AgCl沉淀溶解平衡曲線
B. 反應Ag2CrO4 +H+ 2Ag+ +HCrO4-的平衡常數K=10-5.2
C. 滴定Cl-時，理論上混合液中指示劑濃度不宜超過10-2.0mol·L-1
D. 滴定Br-達終點時，溶液中
3.（2024江蘇卷12）室溫下，通過下列實驗探究SO2的性質。
已知Ka1(H2SO3)=1.3×10-2 ,Ka2(H2SO3)=6.2×10-8。
實驗1：將SO2氣體通入水中，測得溶液pH=3。
實驗2：將SO2氣體通入0.1mol·L 1NaOH溶液中，當溶液pH=4時停止通氣。
實驗3：將SO2氣體通入0.1mol·L 1酸性KMnO4溶液中，當溶液恰好褪色時停止通氣。
下列說法正確的是(　　)
A.實驗1所得溶液中：c(HSO3-)+c(SO32-)>c(H+)
B. 實驗2所得溶液中：c(SO32-)>c(HSO3-)
C. 實驗2所得溶液經蒸干、灼燒制得NaHSO3固體
D. 實驗3所得溶液中：c(SO42-)>c(Mn2+)
4.（2023.1浙江15）碳酸鈣是常見難溶物，將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡：
CaCO3(S)Ca2+ (aq)+ CO32- (aq)[已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，H2CO3的電離常數Ka1=4.5×10-7, Ka2=4.7×10-11]，下列有關說法正確的是(　　)
A．上層清液中存在c(Ca2+)=c(CO32-)
B．上層清液中含碳微粒最主要以HCO3-形式存在
C．向體系中通入CO2氣體，溶液中c(Ca2+)保持不變
D．通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
5.（2023遼寧15）某廢水處理過程中始終保持H2S飽和，即c(H2S)=0.1mol·L 1，通過調節pH使Ni2+和Cd2+形成硫化物而分離，體系中pH與-lgc關系如下圖所示，c為HS-、S2-、Ni2+和Cd2+的濃度，單位為mol·L 1。已知Ksp(NiS)>Ksp(CdS)，下列說法正確的是(　　)　　　
A．Ksp(CdS)=10-18.4 B．③為pH與-lgc(HS-)的關系曲線
C．Ka1(H2S)=10-8.1 D．Ka2(H2S)=10-14.7
6．（2022名校聯盟）25 ℃ 時，幾種弱酸的電離平衡常數如表所示。下列說法正確的是(　　)
化學式 CH3COOH H2CO3 HCN
電離平衡常數K K＝1.7×10－5 K1＝4.2×10－7 K2＝5.6×10－11 K＝6.2×10－10
A．NaCN溶液中通入少量CO2的離子方程式為H2O＋CO2 ＋CN－===HCO＋HCN
B．向稀醋酸溶液中加少量水， 增大
C．等物質的量濃度的Na2CO3溶液pH比NaHCO3溶液小
D．等體積等物質的量濃度的NaCN溶液和HCN溶液混合后溶液呈酸性
7.（2022黑龍江聯考）常溫下，將NaOH溶液滴入某一元酸(HA)溶液中，測得混合溶液的pH與離子濃度變化關系如圖所示[已知：p＝－lg]。下列不正確的是(　　)
A．Ka(HA)的數量級為10－5
B．滴加NaOH溶液的過程中，保持不變
C．m點所示溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HA)＋c(OH－)
D．n點所示溶液中：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
8．（2022江蘇期末）25 ℃ 時，改變1 mol·L－1弱酸溶液的pH，溶液中RCOOH分子的物質的量分數δ(RCOOH)隨之改變[已知δ(RCOOH)＝]，甲酸(HCOOH)與丙酸(CH3CH2COOH)溶液中δ(RCOOH)與pH的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．圖中M、N兩點對應溶液中的c(OH－)比較：前者＞后者
B．丙酸的電離常數K＝10－4.88
C．等濃度的HCOONa和CH3CH2COONa兩種溶液的pH比較：前者＞后者
D．將0.1 mol·L－1的HCOOH溶液與0.1 mol·L－1的HCOONa溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(HCOOH)＞c(HCOO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
9．(2019·全國卷Ⅰ)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是(　　)
混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關
B．Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的
C．b點的混合溶液pH＝7
D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
10．(2018·天津卷)LiH2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH2PO4溶液的pH隨c初始(H2PO)的變化如圖1所示，H3PO4溶液中的H2PO的分布分數δ隨pH的變化如圖2所示[δ＝]。下列有關LiH2PO4溶液的敘述正確的是(　　)
　　
圖1　　　　　　　　圖2
A．溶液中存在3個平衡
B．含P元素的粒子有H2PO、HPO和PO
C．隨c初始(H2PO)增大，溶液的pH明顯變小
D．用濃度大于1 mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，當pH達到4.66時，H3PO4幾乎全部轉化為LiH2PO4
11．（2022·湖北·統考高考真題）下圖是亞砷酸和酒石酸混合體系中部分物種的圖(濃度：總為，總T為)。下列說法錯誤的是(　　)
A．的為
B．的酸性比的強
C．時，的濃度比的高
D．時，溶液中濃度最高的物種為
12．（2022遼寧期末）常溫下，控制條件改變0.1 mol·L－1二元弱酸H2C2O4溶液的pH，溶液中的H2C2O4、HC2O、C2O的物質的量分數δ(X)隨 pOH 的變化如圖所示。已知pOH＝－lg c(OH－)，δ(X)＝。下列敘述錯誤的是(　　)
A．反應H2C2O4＋C2O2HC2O的平衡常數的值為103
B．若升高溫度，a點移動趨勢向右
C．pH＝3時，＝100.6∶1
D．物質的量濃度均為0.1 mol·L－1的Na2C2O4、NaHC2O4混合溶液中：c(Na＋)>c(C2O)>c(HC2O)>c(H＋)>c(OH－)
13．（2022大連月考）常溫下，向濃度均為 0.1 mol·L－1、體積均為100 mL的兩種一元酸HA、HB的溶液中，分別加入固體NaOH，溶液中的lg隨加入NaOH的物質的量的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．由水電離出的c(H＋)的順序為：c＞a＞b B．b點時酸堿恰好完全中和
C．c點溶液中：c(B－)＞c(HB) D．常溫下電離常數：HA14.（2023山東17節選）含硼固體中的B(OH)3在水中存在平衡：B(OH)3+H2O H+ +[B(OH)4]-(常溫下，Ka=10-9.24)；B(OH)3與NaOH溶液反應可制備硼砂Na2B4O5(OH)4·8H2O。常溫下，在0.1mol·L 1硼砂溶液中，[B4O5(OH)4]2-水解生成等物質的量濃度的B(OH)3和[B(OH)4]-，該水解反應的離子方程式為 ，該溶液pH= 。
15.（2023廣東18節選）已知：氨性溶液由NH3·H2O、(NH4)2SO3和(NH4)2CO3配制。常溫下，Ni2+、Co2+、Co3+與NH3形成可溶于水的配離子：lgKb(NH3·H2O)=-4.7；
(2)常溫下，pH=9.9的氨性溶液中，c(NH3·H2O) c(NH4+)(填“>”“<”或“=”)。
16.（2023福建10節選）時，Ksp(CuS)=6.3×10-36,H2S的Ka1=1.1×10-7，Ka2=1.3×10-13。反應CuS(s)+2H+(aq)=Cu2+(aq)+H2S(aq)的平衡常數 (列出計算式即可)。經計算可判斷CuS難溶于稀硫酸。
17．(2017·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，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數(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數)與pH的關系分別如圖1和圖2所示。
　
圖1　　　　　　　　　圖2
①以酚酞為指示劑(變色范圍pH 8.0～10.0)，將NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，當溶液由無色變為淺紅色時停止滴加。該過程中主要反應的離子方程式為_____________________________。
②H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的電離常數為Ka1，則pKa1＝________(pKa1＝－lgKa1)。
(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時帶負電荷，pH越高，表面所帶負電荷越多；pH<7.1時帶正電荷，pH越低，表面所帶正電荷越多。pH不同時吸附劑X對三價砷和五價砷的平衡吸附量(吸附達平衡時單位質量吸附劑X吸附砷的質量)如右圖①在pH 7～9之間，吸附劑X對五價砷的平衡吸附量隨pH升高而迅速下降，其原因是______________________________________。
②在pH 4～7之間，吸附劑X對水中三價砷的去除能力遠比五價砷的弱，這是因為__________________________________________________________。
提高吸附劑X對三價砷去除效果可采取的措施是_______________________。
第24講-電離平衡常數及其應用
答案及解析
1．【答案】A
【分析】NO2-在亞硝酸鹽還原酶的作用下轉化為X，X在X還原酶的作用下轉化為Y，X、Y均為氮氧化物，即X為NO，Y為N2O。
【詳解】A．標準狀況下，2.24LNO和N2O混合氣體物質的量為0.1mol，氧原子數為0.1NA，故A正確；B．HNO2為弱酸，因此NO2-能夠水解為HNO2，1L0.1mol·L-1NaNO2溶液中NO2-數目小于0.1NA，故B錯誤；C．NH2OH完全轉化為NO2-時，N的化合價由-1上升到+3，3.3gNH2OH物質的量為0.1mol，轉移的電子數為0.4NA，故C錯誤；D．2.8gN2物質的量為0.1mol，N的價電子數等于最外層電子數為5，2.8gN2含有的價電子總數為NA，故D錯誤；
2.【答案】D
【解析】由于AgCl和AgBr中陰、陽離子個數比均為1：1，即兩者圖象平行，所以①代表Ag2CrO4，由于相同條件下，AgCl溶解度大于AgBr，即，KSP(AgCl)>KSP(AgBr)所以②代表AgCl，則③代表AgBr，根據①上的點（2.0，7.7），可求得KSP(Ag2CrO4)=c2(Ag+)×c(CrO42-)=(10-2)2×10-7.7=10-11.7，根據②上的點（2.0，7.7），可求得KSP(AgCl)=c(Ag+)×c(Cl-)=10-2×10-7.7=10-9.7，根據③上的點（6.1，6.1），可求得KSP(AgBr)=c(Ag+)×c(Br-)=10-6.1×10-6.1=10-12.2。
【詳解】A．由分析得，曲線②為AgCl沉淀溶解平衡曲線，故A正確；
B．反應Ag2CrO4+H+ 2Ag+ +HCrO4-的平衡常數，故B正確；
C．當Cl-恰好滴定完全時，，即，因此，指示劑的濃度不宜超過10-2mol/L，故C正確；
D．當Br-到達滴定終點時，，即，，故D錯誤；
3.【答案】D
【解析】實驗1得到H2SO3溶液，實驗2溶液的pH為4，實驗2為NaHSO3溶液，實驗3 SO2和酸性KMnO4溶液反應的離子方程式為：5SO2 +2MnO4-+2H2O=5SO42- +2Mn2++4H+。
【詳解】A． 實驗1得到H2SO3溶液，其質子守恒關系式為：c(HSO3-)+2c(SO32-)+c(OH-)=c(H+)，則 c(HSO3-)+c(SO32-)B．實驗2為pH為4，依據，則6.2×10-8=，溶液，則c(SO32-)C．NaHSO3溶液蒸干、灼燒制得NaHSO4固體，C錯誤；
D．實驗3依據發生的反應：5SO2 +2MnO4-+2H2O=5SO42- +2Mn2++4H+，則恰好完全反應后c(SO42-)>c(Mn2+)，D正確；
4.【答案】B
【詳解】A．上層清液為碳酸鈣的飽和溶液，碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子，因此c(Ca2+)>c(CO32-)，A錯誤；
B．根據Ka2=4.7×10-11可得，則碳酸根的水解平衡常數為，說明碳酸根的水解程度較大，則上層清液中含碳微粒主要為碳酸氫根離子，B正確；
C．向體系中通入CO2，CO32- +CO2 +H2O=2HCO3-，c(CO32-)減小，CaCO3(s) Ca2+(aq)+CO32-(aq)正向移動，溶液中鈣離子濃度增大，C錯誤；
D．由題干可知，Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，則CaCO3(s)+SO42-(aq) CaSO4(s)+CO32-(aq)的平衡常數K，故通過加Na2SO4溶液不可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化，D錯誤；
故答案選B。
5.【答案】D
【分析】已知H2S飽和溶液中隨著pH的增大，H2S的濃度逐漸減小，HS-的濃度增大，S2-濃度逐漸增大，則有-lgc(HS-)和-lg(S2-)隨著pH增大而減小，且相同pH相同時，HS-濃度大于S2-，即-lgc(HS-)小于-lg(S2-)，則Ni2+和Cd2+濃度逐漸減小，且Ksp(NiS)>Ksp(CdS)，即當c(S2-)相同時，c(Ni2+)＞c(Cd2+)，則-lgc(Ni2+)和-lg(Cd2+)隨著pH增大而增大，且有-lgc(Ni2+)小于-lg(Cd2+)，由此可知曲線①代表Cd2+、②代表Ni2+、③代表S2-，④代表HS-，據此分析結合圖像各點數據進行解題。
【詳解】A．由分析可知，曲線①代表Cd2+、③代表S2-，由圖示曲線①③交點可知，此時c(Cd2+)=c(S2-)=10-13mol/L，則有Ksp(CdS)=c(Cd2+)×c(S2-)=10-13×10-13=10-26，A錯誤；
B．由分析可知，③為pH與-lgc(S2-)的關系曲線，B錯誤；
C．由分析可知，曲線④代表HS-，由圖示曲線④兩點坐標可知，此時c(H+)=10-1.6mol/L時，c(HS-)=10-6.5mol/L，或者當c(H+)=10-4.2mol/L時，c(HS-)=10-3.9mol/L，，C錯誤；
D．已知Ka1Ka2==，由曲線③兩點坐標可知，當c(H+)=10-4.9mol/L時，c(S2-)=10-13mol/L，或者當c(H+)=10-6.8mol/L時，c(S2-)=10-9.2mol/L，故有Ka1Ka2===10-21.8，結合C項分析可知Ka1=10-7.1，故有Ka2(H2S)=10-14.7，D正確；
故答案為D。
6.【答案】A
【解析】A項，酸的電離平衡常數越大，酸的酸性越強，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸，電離平衡常數：H2CO3＞HCN＞HCO，則酸性H2CO3＞HCN＞HCO，所以該反應離子方程式為H2O＋CO2 ＋CN－===HCO＋HCN，正確；B項，加水稀釋促進醋酸電離，則n(CH3COOH)減小、n(H＋)增大，則＝×＝減小，錯誤；C項，相同濃度的鈉鹽，弱離子水解程度越大，該鈉鹽溶液的pH越大，水解程度：Na2CO3＞NaHCO3，則等物質的量濃度的Na2CO3溶液pH比NaHCO3溶液大，錯誤；D項，CN－水解平衡常數Kh＝≈1.6×10－5＞Ka，說明HCN電離程度小于CN－水解程度，所以等體積等物質的量濃度的NaCN溶液和HCN溶液混合后溶液呈堿性，錯誤。
7.【答案】D
【解析】根據圖像，溶液中含有HA，說明HA為弱酸，即存在HAH＋＋A－，加入NaOH溶液，發生NaOH＋HA===NaA＋H2O，比值增大，即p＝－lg減小。HA為弱酸，存在HAH＋＋A－，Ka＝，p＝－lg＝0時，Ka＝c(H＋)＝10－4.76＝10－5＋0.24，即數量級為10－5，A項正確；＝＝，Ka和Kw只受溫度的影響，因此該比值保持不變，B項正確；根據電荷守恒，m點所示溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(A－)，由A項分析知m點時，c(A－)＝c(HA)，C項正確；n點時溶液呈酸性，HA的物質的量大于NaOH的物質的量，則此時溶液中：c(Na＋)8.【答案】B
【解析】M點的pH小于N點的pH值，即M點c(H＋)大于N點c(H＋)，所以溶液中的c(OH－)應該是M點小于N點，A項錯誤；pH＝4.88時，丙酸的酸分子的物質的量分數為50%，即c(CH3CH2COOH)＝c(CH3CH2COO－)，根據CH3CH2COOHCH3CH2COO－＋H＋電離過程可知，丙酸的電離常數K＝10－4.88，B項正確；由圖中信息可知，相同pH時，丙酸的酸分子的物質的量分數大，說明電離程度小，故其酸性比甲酸弱，即HCOO－的水解程度小于CH3CH2COO－的水解程度，等濃度的HCOONa和CH3CH2COONa兩種溶液的pH應是pH(HCOONa)9.【答案】C
【解析】溶液導電能力的強弱與溶液中自由移動的離子濃度和種類有關，A項正確；由圖像知，a點到b點，HA－轉化為A2－，b點導電能力相對于a點增強，可判斷Na＋和A2－的導電能力之和大于HA－的，B項正確；b點為反應終點，發生的反應為2KHA＋2NaOH===Na2A＋K2A＋2H2O。因為H2A為弱酸，所以Na2A、K2A溶液顯堿性，pH>7，C項錯誤；c點為Na2A、K2A和NaOH的混合溶液，故c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)，D項正確。
10.【答案】D
【解析】溶液中存在H2PO、HPO、H2O的電離平衡以及H2PO的水解平衡，A項錯誤；溶液中含P的粒子還應有H3PO4，B項錯誤；分析題給圖像，可知H2PO濃度增大到一定程度，溶液的pH保持一個定值，C項錯誤；結合圖中對應數值可知，當pH達到4.66時，溶液中H2PO的分布分數達到0.994，D項正確。
11.【答案】D
【解析】由圖分析，左側縱坐標濃度的數量級為10-3mol/L，右坐標濃度的數量級為10-6mol/L，橫坐標為pH，隨著pH的增大，先變大，然后再減小，同時變大，兩者濃度均為右坐標，說明變化的程度很小，當pH=4.6時，=，Ka=10-4.6。pH繼續增大，則減小，同時增大，當pH=9.1時，=，，二者用左坐標表示，濃度比較大，說明變化的幅度比較大，但混合溶液中存在著酒石酸，電離常數遠大于亞砷酸，且總T濃度也大于總As。A．，，當pH=9.1時，=，，為，A正確；
B．，當pH=4.6時，=，Ka=10-4.6，而由A選項計算得H3AsO3的，即Ka > Ka1，所以的酸性比的強，B正確；
C．由圖可知的濃度為左坐標，濃度的數量級為10-3mol/L，的濃度為右坐標，濃度的數量級為10-6mol/L，所以時，的濃度比的高，C正確；D．由可知條件，酒石酸，的為，即酒石酸的第一部電離常數遠大于亞砷酸的第一步電離常數，所以酒石酸的酸性遠強于，另外總As的濃度也小于總T的濃度，所以當時，溶液中濃度最高的物種不是，D錯誤；故選D。
12.【答案】B
【解析】反應H2C2O4＋C2O2HC2O的平衡常K＝＝·＝，a點c(C2O)＝c(HC2O)，此時pOH＝9.8，則c(OH－)＝10－9.8mol·L－1，c(H＋)＝10－4.2mol·L－1，則Ka2＝＝10－4.2；同理b點c(HC2O)＝c(H2C2O4)可得Ka1＝10－1.2，所以反應的平衡常數K＝＝103，A項正確；溫度升高，水的電離程度增大，水的離子積變大，pH與pOH之和小于14，則圖像整體將向左移動，B項錯誤；＝··＝＝＝100.6∶1，C項正確；H2C2O4的Ka1＝10－1.2，Ka2＝10－4.2，則HC2O的水解平衡常數Kh(HC2O)＝＝＝10－9.8，C2O的水解常數Kh(C2O)＝＝＝10－9.8，故HC2O的電離程度大于C2O的水解程度，則溶液中c(C2O)>c(HC2O)據圖可知當c(C2O)>c(HC2O)時溶液呈酸性，鈉離子不水解，所以混合溶液中離子濃度大小關系為c(Na＋)>c(C2O)>c(HC2O)>c(H＋)>c(OH－)，D項正確。
13.【答案】C
【解析】沒有加入氫氧化鈉固體時，由0.1 mol·L－1HA溶液中lg＝12可知，溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，則HA為強酸，HB為弱酸。A項，由圖可知，a點為HA溶液，抑制水電離，b點和c點均為HB和NaB混合溶液，由于b點加入氫氧化鈉的物質的量大，溶液中NaB的物質的量大，對水電離的促進大，則由水電離出的c(H＋)的順序為b＞c＞a，錯誤；B項，當加入氫氧化鈉的物質的量為0.01 mol時，酸堿恰好完全中和，b點酸堿沒有完全中和，錯誤；C項，c點為HB和NaB混合溶液，溶液顯酸性說明HB的電離大于NaB的水解，溶液中c(B－)＞c(HB)，正確；D項，由上述分析可得，常溫下電離常數：HA＞HB，錯誤
14.【答案】 [B4O5(OH)4]2-+5H2O=2B(OH)3+2[B(OH)4]- 9.24
【解析】含硼固體中的B(OH)3在水中存在平衡：B(OH)3+H2O H+ +[B(OH)4]-
(常溫下，Ka=10-9.24)；B(OH)3與NaOH溶液反應可制備硼砂Na2B4O5(OH)4·8H2O。常溫下.在0.1mol·L 1硼砂溶液中，[B4O5(OH)4]2-水解生成等物質的量濃度的B(OH)3和[B(OH)4]-，該水解反應的離子方程式為[B4O5(OH)4]2-+5H2O=2B(OH)3+2[B(OH)4]- ，由B元素守恒可知，B(OH)3和[B(OH)4]-的濃度均為0.2mol·L 1，，則該溶液pH=9.24。
15.【答案】(2)＞
【解析】常溫下，pH=9.9的氨性溶液中，lgKb(NH3·H2O)=-4.7，
，，則c(NH3·H2O)＞c(NH4+)；故答案為：＞。
16.【答案】或或之間任一數字
【解析】CuS(s)+2H+(aq)=Cu2+(aq)+H2S(aq)的平衡常數=；
17.【答案】(1)堿性溶液吸收了空氣中的CO2　(2)①OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O　②2.2　(3)①在pH 7～9之間，隨pH升高H2AsO轉變為HAsO，而吸附劑X表面所帶負電荷增多，靜電斥力增加　②在pH 4～7之間，吸附劑X表面帶正電，五價砷主要以H2AsO和HAsO陰離子存在，靜電引力較大；而三價砷主要以H3AsO3分子存在，與吸附劑X表面產生的靜電引力小　加入氧化劑，將三價砷轉化為五價砷
【解析】(1)根據元素守恒可知，吸附劑X中的CO來源于堿性溶液吸收了空氣中的CO2。(2)①由題圖可知pH由小變大時，H3AsO3濃度減小，H2AsO濃度增大，當溶液由無色變為淺紅色時，主要反應的離子方程式為OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O。②由圖2可知，當pH＝2.2時，c(H3AsO4)＝c(H2AsO)，Ka1＝＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝－lg Ka1＝2.2。(3)①根據圖2可知，在pH由7增大到9時，H2AsO減少，HAsO增多，離子所帶的負電荷增多，而在pH>7.1時，X表面帶負電荷，靜電斥力增大，所以X對五價砷吸附量下降。②在pH<7.1時，X帶正電荷，五價砷主要以陰離子形式存在，異性相吸，而根據圖1知，三價砷在pH為4～7時主要以H3AsO3形式存在，與X的靜電引力小；要提高X對三價砷的吸附效果，可以加入氧化劑，將三價砷氧化為五價砷，從而提高X對砷的吸附效果。第24講-電離平衡常數及其應用
知識重構
1．定義：在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子濃度的比值是一個常數，叫做電離平衡常數。
2. 電離平衡常數表達式
(1)對于一元弱酸HA
HAH＋＋A－，平衡常數Ka＝
(2)對于一元弱堿BOH
BOHB＋＋OH－，平衡常數Kb＝　　
3．影響電離平衡常數的三個因素
分步電離的電離平衡常數
各級電離平衡常數的大小關系式是：Ka1 Ka2……，所以多元弱酸的酸性主要取決于第一步電離。
例如：H2CO3的電離：H2CO3H+ + HCO3— HCO3— H+ + CO32—
　
5．電離平衡常數的意義
相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越容易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。
6．電離度
(1)表示方法
電離度(α)＝×100%
(2)影響因素
溫度 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大 降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小
濃度 當弱電解質溶液濃度增大時，電離度減小 當弱電解質溶液濃度減小時，電離度增大
二、重溫經典
題組一　電離平衡常數的意義
1.1（2024·浙江·二模）下列說法正確的是(　　)
A．常溫下，將10 mL 0.10 mol·L－1的氨水加水至1L，溶液中減小
B．常溫下，若c(氨水)=2c(NaOH)，則氨水中c(OH-)是NaOH溶液中c(OH-)的2倍
C．相同濃度的氨水和鹽酸混合，若溶液呈中性，則c(Cl-)=c(NH4+)
D．中和pH與體積均相等的氨水、NaOH溶液，所需HCl的物質的量相同
【答案】C
【解析】氨水加水稀釋，促進NH3·H2O的電離，c(OH-)減小，溫度不變NH3·H2O的電離平衡常數Kb不變，則稀釋過程中溶液中增大，故A錯誤；氨水不能完全電離，氨水中c(OH-)是NaOH溶液小于c(OH-)的2倍，故B錯誤；室溫下，鹽酸和氨水混合后，若溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，溶液中存在電荷守恒：c(H+)+c(NH4+)=c(Cl-)+c(OH-)，則c(Cl-)=c(NH4+)，故C正確；NH3·H2O為弱電解質，室溫下，中和pH和體積均相等的氨水、NaOH溶液，前者所需鹽酸的物質的量多，故D錯誤；
1.2 (2022·房山區模擬)將0.1 mol·L－1的NH3·H2O加水稀釋，下列說法正確的是(　　)
A.減小 B．n(OH－)減小 C.減小 D.不變
【答案】D
【解析】在NH3·H2O溶液中，存在電離平衡；NH3·H2ONH＋OH－，當加水稀釋時，電離平衡正向移動，使電離出的n(NH4+)增大，溶液中的n(NH3·H2O)減小，則＝的值增大，A錯誤；加水稀釋，電離平衡正向移動，OH－的物質的量增大，B錯誤；加水稀釋時，溫度不變，Kb＝的值不變，C錯誤；＝＝，不變，D正確。
題組二　電離平衡常數及其影響因素
2.1 （2023·海南模擬預測）氫氰酸(HCN)是一種弱酸，在水溶液中存在電離平衡：HCNH++CN-，常溫下電離常數為Ka。下列說法正確的是(　　)
A．0.1mol/LHCN溶液的pH＜1 B．增大HCN溶液濃度，其電離程度減小
C．升高HCN溶液溫度，平衡逆向移動 D．加入少量NaOH溶液，會使Ka增大
【答案】B
【詳解】HCN是弱酸，部分電離，0.1mol/LHCN溶液中c(H+)＜0.1mol/L，則溶液的pH＞1，故A錯誤；弱電解質溶液的濃度越大，其電離程度越小，所以增大HCN溶液濃度其電離程度減小，故B正確；弱電解質的電離為吸熱過程，升高溫度，能夠促進HCN電離，電離平衡正向移動，故C錯誤；電離平衡常數只與溫度有關，加入少量NaOH溶液，二者反應生成鹽和水而促進HCN電離，但是溫度不變，電離平衡常數不變，故D錯誤；
2.2 (2022年廣東中山校考)醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是(　　)
A．升高溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數Ka增大
B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液的pH變大
C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動
D．25℃時，欲使醋酸溶液pH、電離常數Ka和電離程度都減小，可加入少量冰醋酸
【答案】D
【解析】A項，醋酸的電離吸熱，升高溫度促進電離，導致電離常數增大，正確；B項，加水稀釋促進電離，溶液中c(H＋)減小，c(OH－)增大，pH變大，正確；C項，向醋酸溶液中加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移動，正確；D項，溫度不變，電離常數不變，錯誤。
題組三　電離平衡常數的應用
3.1 （2024浙江1月.15）常溫下、將等體積、濃度均為0.40mol·L-1BaCl2溶液與新制H2SO3溶液混合，出現白色渾濁；再滴加過量的H2O2溶液，振蕩，出現白色沉淀。
已知：H2SO3 Ka1=1.4×10-2 , Ka2=6.0×10-8 ,Ksp(BaSO3)=5.0×10-10, Ksp(BaSO4)=1.1×10-10
下列說法不正確的是(　　)
A. H2SO3溶液中存在c(H+)>c(HSO3-)>c(SO32-)>c(OH-)
B. 將0.40mol·L-1H2SO3溶液稀釋到0.20mol·L-1，c(SO32-)幾乎不變
C. BaCl2溶液與H2SO3溶液混合后出現的白色渾濁不含有BaSO3
D. 存在反應Ba2++H2SO3+H2O2=BaSO4↓+2H++H2O是出現白色沉淀的主要原因
【答案】C
【解析】亞硫酸是二元弱酸，存在兩步電離，H2SO3 H+ +HSO3-，HSO3-H++SO32-，由于 Ka1> Ka2則溶液中c(H+)>c(HSO3-)>c(SO32-)>c(OH-)，A正確；H2SO3的第二步電離很微弱，可近似認為溶液中c(H+)≈c(HSO3-)，則Ka2=c(H+)·c(SO32-)/c(HSO3-)≈c(SO32-)，溫度不變，Ka不變，故c(SO32-)幾乎不變，B正確；根據B項知，溶液中c(SO32-)≈6.0×10-8mol·L-1，則
C(Ba2+)·c(SO32-)=1.2×10-8>Ksp(BaSO3),故 BaCl2溶液與H2SO3溶液混合后出現的白色渾濁含有BaSO3，C錯誤；過氧化氫具有強氧化性，可以將+4價硫氧化為+6價硫酸根離子，則存在反應BaSO3 + H2O2 = BaSO4 + H2O，故D正確；
3.2 (2022年湖南高三月考)已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸化學式 HX HY H2CO3
電離平衡常數 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11
下列推斷正確的是(　　)
A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HXB．相同條件下溶液的堿性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3
C．向Na2CO3溶液中加入足量HX，反應的離子方程式：HX＋CO===HCO＋X－
D．HX溶液中c(H＋)一定比HY溶液的大
【答案】C
【解析】A項，Ka(HX)>Ka(HY)，酸性：HX>HY，錯誤；B項，Ka越小，酸越弱，水解程度越大，堿性越強，即NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3，錯誤；D項，沒有指明溶液濃度，無法比較c(H＋)，錯誤。
題組四.電離平衡常數的計算
4.1（2024新課標卷7） 常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如：]
下列敘述正確的是(　　)
A. 曲線M表示δ(CHCl2COO－)～pH的變化關系
B. 若酸的初始濃度為0.10 mol·L 1，則a點對應的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO－)+c(OH－)
C. CH2ClCOOH的電離常數Ka =10－1.3
D. PH=2.08時，
【答案】D
【解析】隨著pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH濃度減小，CH2ClCOO－、CHCl2COO－濃度增大，-Cl為吸電子基團，CHCl2COOH的酸性強于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)> Ka(CHCl2COOH),因此1為δ(CHCl2COOH)～pH曲線，2為δ(CHCl2COO－)～pH曲線，3為δ(CH2ClCOOH)～pH曲線,4為δ(CH2ClCOO－)～pH曲線。 δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8，則兩種酸的電離常數分別為Ka(CHCl2COOH)=10－1.3、 Ka(CHCl2COOH) =10－2.8，由此分析解題。
【詳解】A．根據分析，曲線M表示δ(CHCl2COO－)～pH的變化關系，A錯誤；
B．由a點pH=1得c(H+)=0.1mol·L 1，c(H+)-c(OH－)=0.1-10-13≈0.1mol·L 1，而由圖知c(CHCl2COO-)=0.035mol·L 1≠c(H+)-c(OH－)，B錯誤；
C．根據圖像分析，CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-2.8，C錯誤；
D.電離度α=n(電離)/n(始)，n始=n電離+n未電離，則α(CHCl2COOH)= δ(CHCl2COO－),α(CH2ClCOOH)= δ(CH2ClCOO－)，pH=2.08時，δ(CH2ClCOO－)=0.15，δ(CHCl2COO－)=0.85，D正確；
4.2 （2024上海卷節選10 ）已知：Ca2+ + 2HCO3- CaCO3 + H2CO3
①HCO3- H+ +CO32- ②Ca2+ + CO32- CaCO3 ③HCO3- + H+ H2CO3
（3）已知H2CO3的, Ka1=4.2×10-7, Ka2=5.6×10-11,Ksp(CaCO3)=2.8×10-9, c(H+)=8.4×10-9 mol·L-1,c(HCO3-)=1×10-4mol·L-1,c(H2CO3)為_______。當c(Ca2+)=______mol·L-1時，開始產生CaCO3沉淀。
【答案】（3） ① 2×10-6 mol·L-1 ②. 4.2×10-3
【解析】c(H+)=8.4×10-9 mol·L-1,c(HCO3-)=1×10-4mol·L-1,H2CO3的，,c(H2CO3)=2×10-6mol·L-1；，即c(CO32-)=2/3×10-6mol·L-1,再根據Ksp(CaCO3)=c(Ca2+)×c(CO32-)=2.8×10-9,c(Ca2+)=4.2×10-3mol·L-1
4.3 (2022年寧夏銀川高三月考)常溫下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關系如圖。
(1)判斷HA為強酸還是弱酸。
(2)若HA為弱酸，請計算在P點的電離平衡常數。
【答案】(1) HA為一元弱酸 (2) 1.0×10－6
【解析】(1)縱軸坐標為lg c(OH－)，在M點時，溶液中c(OH－)＝10－10 mol·L－1，常溫時c(H＋)＝10－4 mol·L－1，則HA為一元弱酸
(2)在相同溫度下，M、P點的電離常數相同，用M點計算電離常數。
HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)
常溫下，Ka(HA)＝c(H＋)·c(A－)/c(HA)≈(10－4×10－4)/0.010＝1.0×10－6
4.4 (2022·哈爾濱一模) (1)常溫下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等體積的b mol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發)，則醋酸的電離常數Ka＝_______________(用含a和b的代數式表示)。
【答案】
【解析】(1)由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，物料守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
　CH3COOHCH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝
4.5 (2022·菏澤模擬)已知草酸為二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋　Ka1，HC2OC2O＋H＋　Ka2，常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三種微粒的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝__________。
(2)Ka2＝__________。
(3)pH＝2.7時，溶液中＝__________。
【答案】 10－1.2 10-4.2 1000
【解析】(1)由圖像可以知道pH＝1.2時，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，則Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。(2)pH＝4.2時，c(HC2O)＝c(C2O)，則Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由電離常數表達式可以知道＝＝＝103＝1000。
4.6 (2017·全國卷Ⅰ)常溫下將NaOH溶液添加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)
A．Ka2(H2X)的數量級為10－6
B．曲線N表示pH與lg的變化關系
C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)
【答案】D
【解析】 H2X的電離方程式為H2XH＋＋HX－，HX－H＋＋X2－。當＝＝1時，即橫坐標為0.0時，Ka1＝c(H＋)，Ka2＝c′(H＋)，因為Ka1>Ka2，故c(H＋)>c′(H＋)，即pHc(X2－)時溶液一定呈酸性，故中性溶液中c(HX－)題組五　電離平衡常數相關的圖像綜合題
5.1（2024湖北卷13）CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知C0(Pb2+)=2.0×10-5mol·L-1，pKa1(H2CO3)=6.4,pKa2(H2CO3)=10.3。pKsp(PbCO3)=12.1,下列說法錯誤的是(　　)
A. PH=6.5時，溶液中c(CO32-) B. δ(Pb2+)=δ(PbCO3) 時，c(Pb2+)<10-5mol·L-1
C. PH=7時，2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+] <2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(ClO4-)
D. PH=8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
【答案】C
【解析】
A.由圖可知，pH=6.5時δ(Pb2+)>50%，即c(Pb2+)>1×10-5mol/L，則c(CO32-)≤Ksp(PbCO3)/c(Pb2+)=10-12.1/10-5=10-7.1mol/LB．由圖可知，δ(Pb2+)=δ(PbCO3)時，溶液中還存在Pb(OH)+，根據c0(Pb2+)=2.0×10-5mol/L和Pb守恒，溶液中c(Pb2+)<1.0×10-5mol/L，B項正確；
C．溶液中的電荷守恒為2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(ClO4-)+2c[Pb(CO3)22-]+c(OH-)，pH=7時溶液中c(H+)=c(OH-)，則2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(ClO4-)+2c[Pb(CO3)22-]，C項錯誤；
D．NaHCO3溶液中HCO3-的水解平衡常數為=Kw/Ka1(H2CO3)=10-7.6>Ka2(H2CO3)，NaHCO3溶液呈堿性，加入少量NaHCO3固體，溶液pH增大，PbCO3轉化成Pb(CO3)22-]而溶解，D項正確；
5.2 （2024山東卷10） 常溫下Ag(l)—CH3COOH水溶液體系中存在反應：Ag+ + CH3COO－ CH3COOAg(aq)，平衡常數為K。已初始濃度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L 1，所有含碳物種的摩爾分數與pH變化關系如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法正確的是(　　)
A. 線Ⅱ表示CH3COOH的變化情況
B. CH3COOH的電離平衡常數Ka=10-n
C. pH=n時，c(Ag+)=10m-n/K mol·L 1
D. pH=10時，c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L 1
【答案】C
【解析】隨著pH增大，c(H+)減小，CH3COOHCH3COO-+H+正向移動，c(CH3COOH)減小，CH3COO-濃度增大，Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)的平衡正向移動，CH3COOAg濃度增大，但當pH增大到一定程度時，由于c(OH-)較大，Ag+與OH-結合，c(Ag+)減小，Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)的平衡逆向移動，CH3COOAg濃度減小，CH3COO-濃度增大，故線Ⅰ表示CH3COOH的摩爾分數隨pH變化的關系，線Ⅱ表示CH3COO-的摩爾分數隨pH變化的關系，線Ⅲ表示CH3COOAg隨pH變化的關系。
【詳解】A．根據分析，線Ⅱ表示CH3COO-的變化情況，A項錯誤；
B．由圖可知，當c(CH3COOH)=c(CH3COO-)相等時（即線Ⅰ和線Ⅱ的交點），溶液的pH=m，則CH3COOH的電離平衡常數Ka==10-m，B項錯誤；
C．pH=n時=10-m，c(CH3COO-)==10n-mc(CH3COOH)，Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)K=，c(Ag+)=，由圖可知pH=n時，c(CH3COOH)=c(CH3COOAg)，代入整理得c(Ag+)=10m-n/K mol·L 1，C項正確；
D．根據物料守恒，pH=10時溶液中c(Ag+)+c(CH3COOAg)+c(AgOH)=0.08mol·L 1，D項錯誤；
5.3 （2023福建9）時，某二元酸(H2A)的Ka1=10-3.04, Ka2=10-4.37。1.0mol·L-1NaHA溶液稀釋過程中δ(H2A)、δ(HA-)、δ(A2-)與pc(Na+)的關系如圖所示。已知pc(Na+)=-lgc(Na+),HA-的分布系數。下列說法錯誤的是(　　)
A．曲線n為δ(HA-)的變化曲線 B．a點：pH=4.37
C．b點：2c(H2A)+c(HA-)=c(Na+) D．c點：c(Na+) +c(H+)=3(HA-)+c(OH-)
【答案】B
【解析】由題知，NaHA溶液中HA-的Ka2=10-4.37，Kh=10-14/10-3.04=10-10.96c(A2-)>c(H2A),稀釋過程中電離程度增大，即δ(HA-)逐漸減小，δ(A2-)逐漸增大，則曲線n為δ(HA-)的變化曲線，曲線m為δ(A2-)的變化曲線，曲線p為δ(H2A)的變化曲線，選項A正確；a點, pc(Na+)=1.0，則c(Na+)=0.1mol/L，δ(HA-)=0.70，δ(H2A)=δ(A2-)=0.15，，，pH≠4.37，選項B錯誤；b點, δ(HA-)=0.70，δ(H2A)=δ(A2-)=0.15，即c(H2A)=c(A2-)，根據物料守恒c(H2A)+c(A2-)+c(HA-)=c(Na+)，故2c(H2A)+c(HA-)=c(Na+)，選項C正確；c點δ(HA-)=δ(A2-)，故c(HA-)=c(A2-),根據電荷守恒有c(OH-)+2c(A2-)+c(HA-)=c(Na+)+c(H+)，故c(OH-)+3c(HA-)=c(Na+)+c(H+)，選項D正確；
5.4 （2021·遼寧·高考真題）用0.1000 mol·L－1鹽酸滴定20.00 mL Na2A溶液，溶液中H2A、HA－、A2－的分布分數δ隨pH變化曲線及滴定曲線如圖。下列說法正確的是(　　)
A．H2A的Ka1為10－10.25 B．c點：c(HA－)＞c(A2－)＞c(H2A)
C．第一次突變，可選酚酞作指示劑 D．c(Na2A)＝0.2000 mol·L－1
【答案】C
【解析】用0.1000 mol·L－1鹽酸滴定20.00 mL Na2A溶液，pH較大時A2－的分布分數δ最大，隨著pH的減小，A2－的分布分數δ逐漸減小，HA－的分布分數δ逐漸增大，恰好生成NaHA之后，HA－的分布分數δ逐漸減小，H2A的分布分數δ逐漸增大，表示H2A、HA－、A2－的分布分數δ的曲線如圖所示。
【詳解】H2A的Ka1＝Ka1＝，根據上圖交點1計算可知Ka1＝10－6.38，A錯誤；根據圖像可知c點時c(HA－)＞c(H2A)＞c(A2－)，B錯誤；根據圖像可知第一次滴定突躍溶液呈堿性，所以可以選擇酚酞作指示劑，C正確；根據圖像e點可知，當加入鹽酸40 mL時，全部生成H2A，根據Na2A＋2HCl===2NaCl＋H2A計算可知c(Na2A)＝0.1000 mol·L－1，D錯誤。
三、模型建構
有關電離平衡常數的計算模板(以弱酸HX為例)
1.已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數：
　　　　HX　 　?　H＋　＋　X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
則K＝＝
由于弱酸只有極少部分電離，c(H＋)數值很小，做近似處理，即c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝，代入數值求解即可。
2.已知c(HX)和電離平衡常數，求c(H＋)：
　　　HX　　　　 　H＋　＋　X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
則：K＝＝
由于c(H＋)的數值很小，可做近似處理，即c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。則c(H＋)＝，代入數值求解即可。
3.計算電離常數的思維方法
(1)根據電離方程式，寫出電離平衡常數表達式。
(2)根據題干信息，結合電荷守恒、元素質量守恒，找出各微粒的濃度，代入表達式即可。
(3)若有圖像信息，可選擇曲線上特殊點(能準確讀出縱、橫坐標的數值)，確定各微粒的濃度，最后代入平衡常數表達式計算。
電離平衡常數相關的圖像綜合題的解題策略
1．看懂圖像
看面——看清橫、縱坐標表示的物理量及其含義。
看線——看清曲線的變化趨勢。
看點——看清曲線上特殊點[起點、中性點、恰好反應點、滴定終點、交點、拐點等]。
2．聯系規律
聯系電離平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的規律。
3．推理判斷
結合題中給定的化學反應原理和圖像中的相關信息，根據有關知識規律分析作出判斷。四、名師導學
素養解讀
電解質溶液圖像是很好的“證據推理與模型認知”核心素養的考查素材。電解質溶液圖像能直觀表示溶液中離子的相關數量關系，是“數形結合”的典范性試題，該類試題難度大，計算技巧性強，具有很好的區分度。
電離平衡常數是高考中一個重要的常考考點，常考查電離平衡常數的計算、弱酸的相對強弱、離子濃度離子大小的比較、離子方程式的書寫等。大多結合圖像進行分析，試題難度較大區分度好，考生拿分比較困難，預計今年命題將繼續結合新穎圖線考查應用能力。解決此類問題的關鍵是，掌握電離常數的概念及基本的計算方法，利用平衡移動原理，認真分析圖像的變化趨勢，結合電荷守恒、物料守恒、質子守恒進行判斷。

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