第八章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第27講弱電解質(zhì)的電離平衡課標(biāo)解讀1．理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，能用電離方程式進(jìn)行表征。2．依據(jù)勒夏特列原理分析外界條件對(duì)電離平衡的影響及結(jié)果。3．了解電離平衡常數(shù)的含義，掌握電離平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算。考點(diǎn)2提能訓(xùn)練練案[27]考點(diǎn)1考點(diǎn)1電離平衡及影響因素知識(shí)梳理1．弱電解質(zhì)的電離平衡(1)電離平衡的含義在一定條件下，在電離初始，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率隨著分子濃度的減小而逐漸________，同時(shí)離子結(jié)合成分子的速率隨著離子濃度的增大而逐漸________。經(jīng)過(guò)一段時(shí)間后，兩者的速率________，達(dá)到電離平衡狀態(tài)。減小增大相等(2)電離平衡的建立及特征①開(kāi)始時(shí)，v(電離)________，而v(結(jié)合)為_(kāi)_____。②平衡的建立過(guò)程中，v(電離)______v(結(jié)合)。③當(dāng)v(電離)______v(結(jié)合)時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到平衡狀態(tài)。最大0

>＝2．影響電離平衡的因素(1)影響電離平衡的內(nèi)因

影響電離平衡的決定性因素影響電離平衡的內(nèi)因是弱電解質(zhì)本身的______________，其他條件相同時(shí)，電解質(zhì)越弱越難電離。結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(2)影響電離平衡的外因改變條件平衡移動(dòng)方向c(CH3COOH)n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)電離程度導(dǎo)電能力電離平衡常數(shù)加水稀釋__________________________________________________加少量冰醋酸__________________________________________________右移減小增大減小減小增大減弱不變右移增大增大增大增大減小增強(qiáng)不變改變條件平衡移動(dòng)方向c(CH3COOH)n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)電離程度導(dǎo)電能力電離平衡常數(shù)通入HCl氣體____________________________________________________加NaOH固體____________________________________________________加CH3COONa固體____________________________________________________加入鎂粉____________________________________________________升高溫度____________________________________________________左移

增大

增大

增大減小減小增強(qiáng)不變右移減小減小減小增大增大增強(qiáng)不變左移增大減小減小增大減小增強(qiáng)不變右移減小減小減小增大增大增強(qiáng)不變右移減小增大增大增大增大增強(qiáng)增大[微點(diǎn)歸納]

(1)一般情況下，加水稀釋時(shí)，弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的濃度減小，并非溶液中所有離子的濃度都減小。如CH3COOH溶液加水稀釋時(shí)，c(CH3COO－)、c(H＋)減小，但溶液中c(OH－)反而增大。(2)電離平衡向右移動(dòng)，電離程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH電離程度減小。3．電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動(dòng)離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由移動(dòng)離子的濃度越______、離子所帶電荷數(shù)越______，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。大多自主小練1．易錯(cuò)辨析：正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”?！?2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大。()[提示]

增大電解質(zhì)分子的濃度和加水稀釋都會(huì)使電離平衡向右移動(dòng)，前者電解質(zhì)分子的濃度增大，但后者離子濃度減小。(3)向氨水中滴加酚酞變紅色，說(shuō)明NH3·H2O是弱電解質(zhì)。()[提示]

氨水使酚酞變紅，說(shuō)明溶液中含有OH－，不能說(shuō)明NH3·H2O部分電離。(4)強(qiáng)電解質(zhì)稀溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)稀溶液中存在溶質(zhì)分子。()××√(5)25℃時(shí)，向0.1mol·L－1氨水中加水稀釋?zhuān)芤褐懈麟x子的濃度均減小。()(6)在醋酸溶液中，當(dāng)c(CH3COO－)＝c(H＋)時(shí)，表示醋酸已達(dá)到電離平衡。()[提示]

弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，粒子濃度不再改變，并非相等。[提示]

碳酸是二元弱酸，應(yīng)分步電離?！痢痢?8)弱酸的電離程度越大，溶液的導(dǎo)電能力越強(qiáng)。()[提示]

導(dǎo)電能力主要取決于溶液中離子總濃度，弱酸濃度一定的情況下，電離程度越大導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(9)氨水的濃度越小，一水合氨的電離程度越大。()[提示]

稀釋促進(jìn)電離。(10)Ca(OH)2微溶于水，因此它是弱電解質(zhì)。()[提示]

強(qiáng)弱電解質(zhì)只取決于是否完全電離，與溶解度無(wú)關(guān)。(11)氨水中只存在NH3·H2O的電離平衡，不存在其他電離平衡。()×√××(13)向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)都會(huì)引起溶液中c(H＋)減小。()√√2．(1)舉例說(shuō)明電離平衡右移時(shí)，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大。(2)稀釋某一弱電解質(zhì)溶液時(shí)，所有微粒濃度都會(huì)減小嗎？[提示]

對(duì)于弱電解質(zhì)的電離平衡體系的相關(guān)微粒，其濃度都是減小的。但由于還存在H2O的電離平衡，對(duì)弱酸溶液稀釋時(shí)，c(OH－)會(huì)增大；對(duì)弱堿溶液稀釋時(shí)，c(H＋)會(huì)增大。(3)分別畫(huà)出冰醋酸、濃醋酸和稀醋酸加水稀釋時(shí)導(dǎo)電能力的變化圖像。[提示]

(4)一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過(guò)程中，溶液的導(dǎo)電能力如圖所示。回答下列問(wèn)題：①a、b、c三點(diǎn)中，醋酸溶液中H＋濃度最小的點(diǎn)是______。②醋酸電離程度最大的點(diǎn)是______。③通過(guò)微熱的方法可使c點(diǎn)溶液中c(CH3COO－)________(填“增大”或“減小”)。ac增大[提示]

①溶液的導(dǎo)電能力正比于溶液中的氫離子的濃度，導(dǎo)電能力越小則氫離子濃度越小，故為a點(diǎn)。②“越稀越電離”，加入的水越多，醋酸電離程度越大，故選c點(diǎn)。③“越熱越電離”，升溫促進(jìn)醋酸電離平衡正向移動(dòng)，故微熱可使c點(diǎn)溶液中c(CH3COO－)增大。A．適當(dāng)升高溫度，平衡正向移動(dòng)B．加入少量CaCO3粉末，平衡正向移動(dòng)C．加入少量CH3COONa固體，平衡逆向移動(dòng)微考點(diǎn)1外界條件對(duì)電離平衡的影響D【對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練】1．(2023·河北衡水高三檢測(cè))一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過(guò)程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，下列說(shuō)法正確的是()A．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的pH：c<a<bB．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)CH3COOH的電離程度：c<a<bC．用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH，測(cè)量結(jié)果偏小D．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液用1mol·L－1NaOH溶液恰好中和，消耗NaOH溶液體積：c<a<bC[解析]

由導(dǎo)電能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b，A錯(cuò)誤；加水的體積越大，越有利于CH3COOH的電離，故電離程度：c>b>a，B錯(cuò)誤；用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH，相當(dāng)于稀釋a點(diǎn)溶液，c(H＋)增大，pH偏小，C正確；a、b、c三點(diǎn)n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時(shí)消耗n(NaOH)相同，故消耗NaOH溶液的體積：a＝b＝c，D錯(cuò)誤。A．通入氯氣，溶液中氫離子濃度增大B．通入過(guò)量H2S，反應(yīng)后溶液pH減小C．加入氫氧化鈉溶液，平衡向右移動(dòng)，pH變小D．加入氯化鋇溶液，平衡向右移動(dòng)，會(huì)產(chǎn)生亞硫酸鋇沉淀AA．當(dāng)強(qiáng)酸性物質(zhì)進(jìn)入體液后，平衡向左移動(dòng)，以維持體液pH的相對(duì)穩(wěn)定B．當(dāng)強(qiáng)堿性物質(zhì)進(jìn)入體液后，平衡向右移動(dòng)，以維持體液pH的相對(duì)穩(wěn)定C．若靜脈滴注大量生理鹽水，則體液的pH減小D．進(jìn)行呼吸活動(dòng)時(shí)，如果CO2進(jìn)入血液，會(huì)使體液的pH減小微考點(diǎn)2電離平衡移動(dòng)的結(jié)果及分析C[解析]

若靜脈滴注大量生理鹽水，則血液被稀釋?zhuān)胶怆m然正向移動(dòng)，根據(jù)勒夏特列原理推知，c(H＋)減小，則體液的pH增大?！緦?duì)點(diǎn)訓(xùn)練】1．(2023·河北保定高三檢測(cè))將0.1mol·L－1的氨水加水稀釋至0.01mol·L－1，稀釋過(guò)程中溫度不變，下列敘述正確的是()A．稀釋后溶液中c(H＋)和c(OH－)均減小C．稀釋過(guò)程中氨水的電離平衡向左移動(dòng)DB．加水稀釋?zhuān)胶庹蛞苿?dòng)，溶液中c(H＋)增大D．加入少量KH2PO2(s)，平衡逆向移動(dòng)，溶液導(dǎo)電能力增強(qiáng)B

判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)角度角度1：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離。如

0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度2：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)。如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后，1<pH<2。1角度3：弱電解質(zhì)形成的鹽類(lèi)能水解。如判斷CH3COOH為弱酸可利用下面兩個(gè)實(shí)驗(yàn)：(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液，溶液變?yōu)闇\紅色。(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測(cè)其pH，pH>7。

以冰醋酸稀釋為例分析稀釋過(guò)程中pH的變化(1)冰醋酸稀釋過(guò)程中，pH先減小后增大，其中O→b為冰醋酸溶解并建立平衡過(guò)程，b→c為醋酸溶液稀釋后平衡移動(dòng)過(guò)程。2(2)強(qiáng)酸溶液稀釋10倍，pH增大1；弱酸溶液稀釋10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀釋10倍，4<pH<5。(3)pH相等的弱酸溶液稀釋相同倍數(shù)，弱酸酸性越弱，pH變化越小。例如體積均為10mL、pH＝2的HA、HB溶液，分別加水稀釋至

1000mL，則HB的電離常數(shù)大于HA的電離常數(shù)。依據(jù)勒夏特列原理分析外界條件對(duì)電離平衡的影響3考點(diǎn)2電離平衡常數(shù)及應(yīng)用知識(shí)梳理1．電離平衡常數(shù)(1)定義在—定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)一元弱酸或一元弱堿來(lái)說(shuō)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種_________的乘積，與溶液中_____________________是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)電離常數(shù)。用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。離子濃度未電離分子的濃度之比(2)表達(dá)式(3)意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)________電離，所對(duì)應(yīng)粒子的酸性或堿性相對(duì)________。(4)特點(diǎn)越易越強(qiáng)(5)有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)①已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)。起始：

c(HX)

0

0平衡：

c(HX)－c(H＋)

c(H＋)

c(X－)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)。②已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)。起始：

c(HX)

00平衡：

c(HX)－c(H＋)

c(H＋)

c(X－)[微點(diǎn)歸納]

表達(dá)式中離子濃度是指達(dá)到平衡時(shí)的濃度、溶液中存在的離子濃度，不一定都是弱電解質(zhì)自身電離的，可以對(duì)比水的離子積去掌握。2．電離度(教材拓展)注意：電離度(α)與電離平衡常數(shù)(Ka、Kb)之間的關(guān)系①一元弱酸(以CH3COOH為例)設(shè)常溫下，濃度為cmol·L－1的醋酸的電離度為α起始(mol·L－1)

c00轉(zhuǎn)化(mol·L－1)

c·α

c·α

c·α平衡(mol·L－1)

c－cα≈c

c·α

c·α②一元弱堿(如NH3·H2O，電離常數(shù)為Kb)自主小練1．易錯(cuò)辨析：正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”。(1)弱電解質(zhì)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。()[提示]

電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)?！痢?3)相同溫度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，則酸性：HX>HY。(

)(4)相同溫度下，電離常數(shù)越大，溶液中c(H＋)一定越大。(

)(5)25℃時(shí)，向0.1mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小。(

)(6)弱電解質(zhì)的電離程度越大，電離常數(shù)越大。(

)[提示]

電離常數(shù)受溫度影響，電離程度受溫度、濃度等影響，例如加水稀釋后，電離程度增加，但電離常數(shù)不變。(7)電離常數(shù)越大，表示該電解質(zhì)電離能力越強(qiáng)。(

)[提示]

電離常數(shù)表示弱電解質(zhì)電離程度的大小?！獭痢獭痢?8)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定大于電離常數(shù)小的溶液。(

)[提示]

弱酸溶液中c(H＋)的大小與酸的濃度和電離常數(shù)有關(guān)。(9)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。(

)(10)當(dāng)弱電解質(zhì)的濃度增大時(shí)，電離程度增大。(

)(11)對(duì)于1mol·L－1的CH3COOH溶液，升高溫度，電離程度增大。(

)(12)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。(

)×××√√(13)溫度不變，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。(

)(14)要增大某種弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)，只能采取升高溫度的方法。(

)×√××(19)常溫下向0.1mol·L－1CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶體，醋酸的電離平衡常數(shù)減小。(

)√√×2．部分弱酸的電離常數(shù)如下表：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO電離常數(shù)(25℃)K＝1.77×10－4K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11K＝3.0×10－8按要求回答下列問(wèn)題：(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開(kāi)___________________________________________。HCOOH>H2CO3>H2S>HClO(3)按要求書(shū)寫(xiě)離子方程式：①將少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中______________________________________________________②將少量CO2氣體通入NaClO溶液中________________________________________________③將少量CO2氣體通入Na2S溶液中_________________________________________(4)已知H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝4.31×10－7、Ka2＝5.61×10－11，它的Ka1、Ka2差別很大的原因是什么？[提示]

第一級(jí)電離出的H＋對(duì)第二級(jí)的電離有抑制作用。1．(2024·河北衡水高三檢測(cè))由表格中的電離常數(shù)判斷可以發(fā)生的反應(yīng)是(

)微考點(diǎn)1電離平衡常數(shù)的理解與應(yīng)用化學(xué)式電離常數(shù)HClOKa＝3×10－8mol·L－1H2CO3Ka1＝4.4×10－7mol·L－1Ka2＝4.7×10－11mol·L－1DA．NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2OC．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO32．(2023·山東青島高三檢測(cè))25℃時(shí)，HNO2、HF、HCN三種酸的電離平衡常數(shù)分別為6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10中的一種。已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此判斷，下列有關(guān)敘述不正確的是(

)A．Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝6.2×10－10B．電離常數(shù)：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)C．反應(yīng)HNO2＋NaF===NaNO2＋HF不能發(fā)生D．該溫度下，0.1mol·L－1HF溶液中c(H＋)≈8×10－3mol·L－1A[解析]

根據(jù)酸與鹽發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)遵循“較強(qiáng)酸制取較弱酸”的規(guī)律，由反應(yīng)①、②、③可得酸性：HNO2>HCN、HF>HCN、HF>HNO2，從而可得酸性：HF>HNO2>HCN，則電離平衡常數(shù)：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)。結(jié)合三個(gè)電離平衡常數(shù)的相對(duì)大小推知，Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝5.6×10－4，Ka(HCN)＝6.2×10－10，A錯(cuò)誤；由前面分析可知，B正確；由于酸性：HF>HNO2，故HNO2和NaF不發(fā)生反應(yīng)，C正確；結(jié)合電離常數(shù)表達(dá)式可得，c2(H＋)＝Ka(HF)·c(HF)＝6.3×10－4×0.1，解得c(H＋)≈8×10－3mol·L－1，D正確?！緦?duì)點(diǎn)訓(xùn)練】1．(2024·湖南雅禮中學(xué)檢測(cè))25℃時(shí)，三種弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸HXHYH2CO3電離平衡常數(shù)7.8×10－93.7×10－15Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11下列推斷正確的是()A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HX>HYB．相同條件下溶液的堿性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱A2．(2023·貴州六盤(pán)水期末)常溫下Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.75×10－5。下列說(shuō)法正確的是(

)B．一定濃度的CH3COOH溶液加水稀釋?zhuān)须x子的濃度均減小C．等濃度的CH3COONa和NH4Cl溶液中陰離子濃度之和，前者小于后者D(2024·天津河?xùn)|區(qū)模擬)25℃時(shí)，下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說(shuō)法正確的是(

)微考點(diǎn)2結(jié)合電離常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化B【對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練】1．(2024·湖南永州高三檢測(cè))下表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HXHYHZ濃度/(mol·L－1)0.120.20.911電離度0.250.20.10.30.5電離常數(shù)K1K2K3K4K5DA．據(jù)表可得：弱電解質(zhì)溶液的濃度越低，電離度越大，且K1>K2>K3＝0.01C．表格中三種濃度的HX溶液中，從左至右c(X－)逐漸減小D．在相同溫度下，電離平衡常數(shù)：K5>K4>K32．(2023·山東濰坊高三檢測(cè))常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋?zhuān)?qǐng)?zhí)顚?xiě)下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。變小變大變小不變不變(3)假設(shè)無(wú)限稀釋?zhuān)琧(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨于

10－7mol·L－1，故與稀釋前相比，比值變小。電離平衡常數(shù)的四大應(yīng)用1．(2023·河北衡水中學(xué)模擬)25℃時(shí)，用0.1mol·L－1CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1NaOH溶液，當(dāng)?shù)渭覸mLCH3COOH溶液時(shí)，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka，忽略混合時(shí)溶液體積的變化。下列關(guān)系式正確的是(

)微考點(diǎn)3電離平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算AA．給N2H4的水溶液中加水稀釋?zhuān)婋x程度逐漸增大B．電離常數(shù)Ka1：A<B＝D<CC．據(jù)圖中A點(diǎn)可求：Ka1＝10－6D．圖D點(diǎn)溶液的c(OH－)＝10－10.5mol·L－1B【對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練】1．(2024·山東青島高三檢測(cè))常溫下，1mol·L－1的HA溶液和1mol·L－1的HB溶液起始時(shí)的體積均為V0，分別向兩溶液中加水進(jìn)行稀釋?zhuān)们€如圖所示。下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A．M點(diǎn)溶液中c(A－)等于N點(diǎn)溶液中c(B－)B．HA的電離常數(shù)約為10－4C．濃度均為0.1mol·L－1的NaA和HA混合溶液的pH<7D．M、P兩點(diǎn)的溶液分別用等濃度的NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積：P>MD[解析]

常溫下，1mol·L－1的HA溶液和1mol·L－1的HB溶液pH分別為2和0，則HA是弱酸、HB是強(qiáng)酸，HB已完全電離。因?yàn)闈舛群腕w積均相等，故兩溶液中所含一元酸的物質(zhì)的量相等。M點(diǎn)溶液和N點(diǎn)溶液的pH都等于3，由電荷守恒可知，M點(diǎn)溶液中c(A－)等于N點(diǎn)溶液中c(B－)，A正確；1mol·L－1的HA溶液的pH為2，c(A－)＝c(H＋)＝0.01mol·L－1，c(HA)≈1mol·L－1，則HA的電離常數(shù)約為10－4，B正確；濃度均為0.1mol·L－1的NaA和HA混合溶液中，c(HA)≈c(A－)，根據(jù)電離常數(shù)的表達(dá)式可知，c(H＋)＝Ka(HA)＝10－4mol·L－1，則該溶液的pH<7，C正確；M、P兩點(diǎn)的溶液所含一元酸的物質(zhì)的量相等，故分別用等濃度的NaOH溶液中和時(shí)，消耗的NaOH溶液體積相等，D錯(cuò)誤。2．常溫下，向amol·L－1CH3COONa溶液中加入等體積的

b

mol·L－1鹽酸使溶液呈中性，不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā)，則CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝______________(用含a和b的代數(shù)式表示)。3．常溫下，0.1mol·L－1的H2A溶液中H2A、HA－、A2－在三者中所占的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(分布分?jǐn)?shù))隨pH變化的關(guān)系如圖所示。(1)H2A的電離方程式為_(kāi)_______________________________，H2A的二級(jí)電離常數(shù)Ka2＝________。(2)已知25℃時(shí)HF的Ka＝10－3.45，將少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)_____________________________。10－4.2H2A＋F－===HF＋HA－

混合溶液中弱酸的電離常數(shù)的計(jì)算(1)書(shū)寫(xiě)酸與堿混合反應(yīng)或酸與鹽混合反應(yīng)的化學(xué)方程式，確定生成弱酸(或剩余弱酸)的濃度；(2)根據(jù)電荷守恒、元素質(zhì)量守恒，確定弱酸根離子的濃度；結(jié)合溶液的pH或其他信息確定c(H＋)；(3)代入弱酸的電離平衡常數(shù)表達(dá)式，求出弱酸的