HA＝HB
[例2]现有①盐酸、②醋酸、③硫酸三种稀溶液，用序号回答下列问题：
（1）若三种酸的物质的量浓度相等。
a．三种溶液中的c（H＋）大小关系为__③>①>②__。
b．取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液的体积大小关系为__③>①＝②__。
c．若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为__①＝②>③__。
（2）若三种酸溶液中的c（H＋）相等。
a．三种酸的物质的量浓度大小关系为__②>①>③__。
b．取等体积上述三种溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液的体积大小关系为__②>①＝③__。
c．若取等质量Zn分别跟这三种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为__①＝③>②__。
[例1]浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg
的变化如图所示。
下列叙述错误的是（ ）
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：
b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c（OH－）相等
D．当lg
＝2时，若两溶液同时升高温度，则
增大
[答题送检]来自阅卷名师报告
错误
致错原因
扣分
A
不能充分挖掘图像中的隐含信息，例如当lg
＝0时，MOH、ROH的起始pH与其浓度间的关系，或者lg
的值每增加1，二者pH的变化情况
－6
[解析]利用MOH与ROH的起始pH，再结合二者浓度可知MOH为强碱，ROH为弱碱，A项正确；加水促进弱电解质的电离，b点溶液是将a点溶液加水稀释10倍，故ROH的电离程度：
b点大于a点，B项正确；当两溶液无限稀释时，两溶液的pH都接近中性，则二者c（OH－）相等，C项正确；当lg
＝2时，结合二者碱性强弱可知，同时升高溶液温度，c（M＋）不变，c（R＋）增大，因此溶液中
减小，D项错误。
[答案]D
1．H2S水溶液中存在电离平衡：
H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。
若向H2S溶液中（ C ）
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液的pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液的pH减小
D．加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
解析A项，加水，电离平衡虽向右移动，但因溶液体积变大，c（H＋）减小，错误；B项，通入少量SO2时，因发生反应：
SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移动，溶液的pH增大，通入过量SO2时，最终溶液为饱和亚硫酸溶液，溶液的pH减小，错误；C项，加入新制氯水，发生反应：
H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，生成了强酸，酸性增强，pH减小，正确；D项，加入CuSO4固体后，发生反应：
H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c（H＋）变大，错误。
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。
（1）稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。
（ × ）
（2）25℃时，0.1mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱。
（ √ ）
（3）pH＝1的NaHSO4溶液：
c（H＋）＝c（SO
）＋c（OH－）。
（ √ ）
（4）测0.1mol·L－1氨水的pH为11：
NH3·H2ONH
＋OH－。
（ √ ）
2．（2016·江苏卷）下列说法正确的是（ A ）
A．氢氧燃料电池工作时，H2在负极上失去电子
B．0.1mol·L－1Na2CO3溶液加热后，溶液的pH减小
C．常温常压下，22.4LCl2中含有的分子数为6.02×1023个
D．室温下，稀释0.1mol·L－1CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强
解析A项，氢氧燃料电池放电时，H2在负极上失去电子，正确；B项，加热会促进CO
水解，溶液的碱性增强，pH增大，错误；C项，常温常压下，22.4LCl2不是1mol，错误；D项，稀释CH3COOH溶液时，CH3COO－和H＋的浓度减小，溶液的导电能力减弱，错误。
3（2017·全国卷Ⅰ节选）下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是（ D ）
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
解析根据较强酸制备较弱酸原理，氢硫酸不与碳酸氢钠反应，亚硫酸与碳酸氢钠反应，说明亚硫酸、碳酸、氢硫酸的酸性依次减弱，A项正确；相同浓度，溶液的导电能力与离子总浓度有关，相同浓度下，氢硫酸溶液导电能力弱，说明氢硫酸的电离能力较弱，即电离出的氢离子数较少，B项正确；相同浓度下，亚硫酸的pH较小，故它的酸性较强，C项正确；酸性强弱与还原性无关，酸性强调酸电离出氢离子的难易，而还原性强调还原剂失电子的难易，D项错误。
考点二 电离平衡常数Ka（或Kb）及其应用（见学用讲义P155）
1．表达式
（1）对于一元弱酸HA
HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝
。
（2）对于一元弱碱BOH
BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝
。
2．特点
（1）电离平衡常数
（2）多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是__K1≫K2≫K3……__，所以多元弱酸的酸性决定于其__第一步电离__。
3．意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越__容易__电离，所对应的酸性或碱性相对越__强__。
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”。
（1）不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数（K）不同。
（ × ）
（2）温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。
（ × ）
（3）电离常数大的酸溶液中的c（H＋）一定比电离常数小的酸溶液中的c（H＋）大。
（ × ）
（4）H2CO3的电离常数表达式：
Ka＝
。
（ × ）
（5）电离平衡右移，电离常数一定增大。
（ × ）
（6）（2016·全国卷乙改编）298K时，20mL0.10mol·L－1氨水的电离度为1.32%，则该氨水的pH＜12。
（ √ ）
2．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因：
__第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用__（从电离平衡的角度解释）。
一 电离平衡常数的常见应用
1．判断弱酸（或弱碱）的相对强弱：
电离常数越大，酸性（或碱性）越强。
2．判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱：
电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱性（或酸性）越强。
3．判断复分解反应能否发生：
一般符合“强酸制弱酸”规律。
4．判断微粒浓度比值的变化：
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
[例1]已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
Ka
1.8×10－5
4.9×10－10
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
根据上述电离平衡常数分析，下列说法错误的是（ B ）
A．25℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为
pH（HCN）>pH（H2CO3）>pH（CH3COOH）
B．2NaCN＋H2O＋CO2===2HCN＋Na2CO3
C．amol/LHCN溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c（Na＋）＝c（CN－），则a一定大于b
D．2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑
解析根据电离平衡常数可知酸的强弱顺序是CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO
，物质的量浓度相等时，酸性越弱，溶液的pH越大，所以等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（HCN）>pH（H2CO3）>pH（CH3COOH），A项正确；HCN的酸性强于HCO
，所以反应为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3，B项错误；amol/LHCN溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中c（Na＋）＝c（CN－），根据电荷守恒得c（OH－）＝c（H＋），溶液呈中性，则溶液中的溶质是氰化钠和HCN的混合物，所以a一定大于b，C项正确；CH3COOH的酸性强于H2CO3，所以可以发生反应：
2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑，D项正确。
二 电离常数的计算（以弱酸HX为例）
（1）已知c（HX）和c（H＋），求电离常数
HX H＋ ＋ X－
起始c c（HX） 0 0
平衡c c（HX）－c（H＋） c（H＋） c（H＋）
则：
K＝
＝
。
由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：
c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则K＝
，代入数值求解即可。
（2）已知c（HX）和电离平衡常数，求c（H＋）。
因弱酸c（H＋）很小，c（HX）－c（H＋）≈c（HX）。
则c（H＋）＝
，代入数值求解即可。
[例2]
（1）电离常数是用实验的方法测定出来的。
现已经测得25℃时cmol·L－1的醋酸溶液中c（H＋）＝amol·L－1，试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数K（CH3COOH）＝
。
（2）常温下，0.1mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝8.5，则HCOOH的电离常数Ka＝__10－4mol·L－1__。
（3）25℃时，将amolNH4NO3溶于水，溶液显酸性，向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，所滴加氨水的浓度为
mol·L－1（NH3·H2O的电离平衡常数取Kb＝2×10－5mol·L－1）。
解析
（2）电荷守恒：
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCOO－）＋c（OH－），因此c（HCOO－）＝c（Na＋）＋c（H＋）－c（OH－）＝（0.1＋10－8.5－10－5.5）mol·L－1≈0.1mol·L－1；物料守恒：
c（HCOO－）＋c（HCOOH）＝c（Na＋），所以c（HCOOH）＝c（Na＋）－c（HCOO－）＝c（Na＋）－[c（Na＋）＋c（H＋）－c（OH－）]＝c（OH－）－c（H＋）＝（10－5.5－10－8.5）mol·L－1≈10－5.5mol·L－1，所以Ka＝
＝
mol·L－1＝10－4mol·L－1。
（3）设原NH4NO3溶液为VL，滴入的氨水浓度为c，则加氨水后溶液体积约为（V＋b）L；c（NH
）＝
mol·L－1；c（NH3·H2O）＝
mol·L－1；得Kb＝
＝
＝2×10－5mol·L－1，得c＝
mol·L－1。
三 判断强、弱电解质的三个角度
1．从是否完全电离的角度判断
在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。
据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：
方法
结论
测定一定浓度的HA溶液的pH
若测得0.1mol·L－1的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸
与同浓度的盐酸比较导电性
导电性和盐酸相同时为强酸，比盐酸弱时为弱酸
与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢
反应速率相同时为强酸，比盐酸反应慢时为弱酸
2．从是否存在电离平衡的角度判断
在水溶液中，强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。
据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：
（1）从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。
（2）从升高温度后pH的变化判断。
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。
因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c（H＋）增大。
而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断
强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解。
据此可以判断HA是强酸还是弱酸。
[例3]为了证明一水合氨（NH3·H2O）是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：
0.010mol·L－1氨水、0.1mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。
（1）甲用pH试纸测出0.010mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？
__正确__（填“正确”或“不正确”），并说明理由：
__若是强电解质，则0.010mol·L－1氨水中c（OH－）应为0.010mol·L－1，pH＝12__。
（2）乙取出10mL0.010mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1000mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b值应满足什么关系？
__a－2（3）丙取出10mL0.010mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞试液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，颜色变__浅__（填“深”或“浅”）。
你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质？
__能__（填“能”或“否”），并说明原因：
__0.010mol·L－1氨水（滴有酚酞试液）中加入氯化铵晶体后颜色变浅，有两种可能：
一是氯化铵在水溶液中电离出的NH
水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH
＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低，这两种可能均能证明NH3·H2O是弱电解质__。
解析
（1）若NH3·H2O是强电解质，则0.010mol·L－1氨水中c（OH－）应为0.010mol·L－1，pH＝12。
用pH试纸测出0.010mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。
（2）若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1000mL，其pH＝a－2，因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2[例1]（2016·浙江卷）苯甲酸钠（
，缩写为NaA）可用作饮料的防腐剂。
研究表明苯甲酸（HA）的抑菌能力显著高于A－；已知25℃时，HA的Ka＝6.25×10－5，H2CO3的Ka1＝4.17×10－7，Ka2＝4.90×10－11。
在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。
下列说法正确的是（温度为25℃，不考虑饮料中其他成分）（ ）
A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低
B．提高CO2充气压力，饮料中c（A－）不变
C．当pH为5.0时，饮料中
＝0.16
D．碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为：
c（H＋）＝c（HCO
）＋c（CO
）＋c（OH－）－c（HA）
[答题送检]来自阅卷名师报告
错误
致错原因
扣分
A
未审清题意，没抓住关键信息，导致不能准确判断未充CO2的饮料，c（HA）变大还是变小
－6
[解析]根据题中所给的电离平衡常数可知，酸性：
HA>H2CO3>HCO
。
A项，碳酸饮料因充有CO2而使HA的电离受到抑制，故相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料中HA的浓度较大，抑菌能力较强，错误；B项，提高CO2充气压力，CO2的溶解度增大，HA的电离平衡左移，c（A－）减小，错误；C项，因为HAH＋＋A－，Ka＝c（H＋）·c（A－）/c（HA），故c（HA）/c（A－）＝c（H＋）/Ka＝10－5/（6.25×10－5）＝0.16，正确；D项，依据溶液中电荷守恒可知：
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCO
）＋2c（CO
）＋c（OH－）＋c（A－），结合物料守恒：
c（Na＋）＝c（A－）＋c（HA），所以，c（H＋）＝c（HCO
）＋2c（CO
）＋c（OH－）－c（HA），错误。
[答案]C
1．（双选）部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数（25℃）
Ki＝1.77×10－4
Ki＝4.9×10－10
Ki1＝4.3×10－7
Ki2＝5.6×10－11
下列选项错误的是（ AD ）
A．2CN－＋H2O＋CO2―→2HCN＋CO
B．2HCOOH＋CO
―→2HCOO－＋H2O＋CO2↑
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者
解析A项，Ki1（H2CO3）>Ki（HCN）>Ki2（H2CO3），故CN－＋H2O＋CO2―→HCN＋HCO
，错误；D项，在等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中，均存在：
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（R－）＋c（OH－），因CN－水解程度大，则在NaCN溶液中c（H＋）较小，而两溶液中c（Na＋）相等，故两溶液中所含离子数目前者大于后者，错误。
1．（2017·天津卷节选）已知25℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2、Ka2＝6.2×10－8。
若氨水的浓度为2.0mol·L－1,溶液中的c（OH－）＝__6.0×10－3__mol·L－1。
将SO2通入该氨水中，当c（OH－）降至1.0×10－7mol·L－1时，溶液中的c（SO
）/c（HSO
）＝__0.62__。
解析由Kb＝1.8×10－5＝
＝
，得c（OH－）＝6.0×10－3mol·L－1；Ka2＝6.2×10－8＝
，25℃时，c（OH－）＝
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