弱电解质在水溶液中的电离平衡 知识点题库
电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。右图是用KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是( )
A . A
B . B
C . C
D . D
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（ ）
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
=2时，若两溶液同时升高温度，则 增大
下列叙述中正确的是（ ）
A . 强电解质的水溶液中不存在分子
B . 纯水和干木头都不导电，但木头用水浸湿后却可以导电
C . 某溶液的pH=7，该溶液一定呈中性
D . 不溶性盐都是弱电解质，可溶性酸和强碱都是强电解质
室温下，向a mol/L氨水中逐滴加入盐酸，下列描述不正确的是（ ）
A . pH逐渐减小
B . 
增大
C . 水的电离程度会不断增大
D . Kw不变
增大
C . 水的电离程度会不断增大
D . Kw不变
已知醋酸达到电离平衡后，改变某条件电离平衡向正反应方向移动，则下列说法正确的是（ ）
A . 实现该变化的只能是升高温度
B . 溶液的导电能力一定变强
C . 溶液的pH一定减小
D . 发生电离的分子总数增多
下列说法不正确的是（ ）
A . 已知冰的熔化热为6.0 kJ•mol﹣1 ， 冰中氢键键能为20 kJ•mol﹣1 ， 假设1 mol 冰中有2 mol氢键，且熔化热完全用于破坏冰的氢键，则最多只能破坏冰中15%的氢键
B . 已知一定温度下，醋酸溶液的物质的量浓度为c，电离度为a，电离常数K 
=．若加水稀释，则CH3COOH⇌CH3COO﹣+H+向右移动，a增大，Ka不变
C . 甲烷的标准燃烧热为﹣890.3 kJ•mol﹣1 ， 则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：CH3 （g）+2O2（g）﹣CO2（g）+2H2O（l）△H=﹣890.3 kJ•mol﹣1
D . 500℃、30 MPa下，将0.5 mol N和1.5 mol H2置于密闭的容器中充分反应生成NH3（g），放热19.3 kJ，其热化学方程式为：N2（g）+3H2（g） 
2NH3（g）△H=﹣38.6kJ•mol﹣1
=．若加水稀释，则CH3COOH⇌CH3COO﹣+H+向右移动，a增大，Ka不变
C . 甲烷的标准燃烧热为﹣890.3 kJ•mol﹣1 ， 则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：CH3 （g）+2O2（g）﹣CO2（g）+2H2O（l）△H=﹣890.3 kJ•mol﹣1
D . 500℃、30 MPa下，将0.5 mol N和1.5 mol H2置于密闭的容器中充分反应生成NH3（g），放热19.3 kJ，其热化学方程式为：N2（g）+3H2（g） 2NH3（g）△H=﹣38.6kJ•mol﹣1
下列叙述正确的是（ ）
A . 室温下，将pH=2 H2SO4与pH=12 NH3•H2O溶液等体积混合后，混合液pH＜7
B . 室温下，将pH=12 Ba（OH）2与pH=14 NaOH溶液等体积混合后，混合液13＜pH＜14
C . 室温下，将pH=13 Ba（OH）2与pH=1 HCl溶液等体积混合后，混合液的pH＞7
D . 某温度下水的离子积为1×10﹣12 ， 若使pH=1 H2SO4与pH=12 NaOH溶液混合后溶液呈中性，则两者的体积比为1：10
下列叙述正确的是（ ）
A . 稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
B . 25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH=7
C . 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相当
D . 25℃时，将等体积pH=1的盐酸和和水混合，混合后溶液的pH=1.3
常温下，实验测得1.0mol/LNH4HCO3溶液pH=8.0。平衡时碳的分布系数（各含碳微粒的浓度占含碳各种微粒浓度之和的分数）与pH的关系如图所示。下列说法正确的是（ ）
A . 常温下Ka1(H2CO3)>Kb(NH3·H2O)>Ka2(H2CO3)
B . pH=13时，溶液中不存在HCO3-的水解平衡
C . pH由8～11时，c(CO32-)·c(H+)/c(HCO3-)不变
D . pH=3时，有c(NH4+)+c(NH3·H2O) =c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
已知：
-
（1） 在相同浓度的H2SO3和H2CO3的溶液中，用“>”“<”或“＝”填空。
c(H＋)：H2SO3H2CO3；c(SO
)c(CO )；c(H2SO3)c(H2CO3)；溶液导电能力：H2SO3H2CO3。 -
（2） HSO
的电离平衡常数表达式为。
-
（3） H2SO3溶液与NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。
某小组以醋酸为例探究弱酸的性质。
-
（1） 实验一：探究酸的强弱对酸与镁条反应速率的影响。
①设计实验方案如下表，表中c = mol·L-1。
编号
酸的种类
酸的浓度/mol·L-1
酸的体积/mL
镁条质量/g
①
醋酸
1.0
10
2.0
②
盐酸
C
10
2.0
②实验步骤：（a）检查装置（左图）的气密性后，添加药品；
（b）反应开始后，(填写操作）；
（c）将所记录的数据转化为曲线图（右图）。
③写出0～5min醋酸、盐酸分别与镁条反应的反应速率变化规律：。
-
（2） 实验二：现有一瓶醋酸溶液，常温下测定其中醋酸的电离程度（已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比）。
设计实验方案，将待测物理量和对应的测定方法填写在下表中。
待测物理量
测定方法
①
量取25.00mL醋酸溶液于锥形瓶中，滴加指示剂，将0.1000 mol·L-1 NaOH标准溶液装入中，滴定至终点，记录数据。重复滴定2次。
②
25 ℃时，不同酸性条件下的0.1 mol·L-1 HF溶液中，c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系如图所示。下列说法正确的是（ ）
A . 随着溶液pH增大， 
不断增大
B . 由水电离出的c(H＋)：Q＞X＝Y
C . HF的电离常数Ka＝1.0×10-3.2
D . 0.1 mol/LNaF溶液的pH约为8.2
不断增大
B . 由水电离出的c(H＋)：Q＞X＝Y
C . HF的电离常数Ka＝1.0×10-3.2
D . 0.1 mol/LNaF溶液的pH约为8.2
常温下，部分酸的电离常数如下表所示：
| 化学式 | HF | HIO3 | H2S | HClO |
| 电离常数 | 6.8×10-4 | 0.49 | K1=1.3×10-7 K2=7.1×10-15 | 3.0×10-8 |
下列说法正确的是（ ）
A . 常温下1mol的HIO3溶液中H+的物质的量浓度约为0.7mol/L
B . 向HF溶液中加少量NaF固体，电离平衡左移且电离常数减小
C . 常温下pH相同的HF和HCO溶液，浓度较大的是HClO溶液
D . 向Na2S溶液中加入HClO溶液会发生反应：S2-+HClO=HS-+ClO-
常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述不正确的是（ ）
A . Ka2（H2X）的数量级为10–6
B . 曲线N表示pH与 
的变化关系
C . NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D . 当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)=c(H＋)
的变化关系
C . NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D . 当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)=c(H＋)
室温下，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5 ， Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5。CH3COOH和CH3COONH4形成的缓冲溶液常用于高岭土的成分分析。若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定溶液中微粒浓度关系正确的是( )
A . 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)
B . 0.1 mol·L－1 CH3COONH4溶液：c(NH4+)＝c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(OH－)
C . 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L－1 CH3COONH4溶液等体积混合：c(NH4+)＋c(NH3·H2O)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)
D . 0.3 mol·L－1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L－1 CH3COONH4溶液等体积混合：c(CH3COOH)＋c(H＋)－c(NH3·H2O)－c(OH－)＝0.15 mol·L－1
25℃时，电离平衡常数：
|
化学式 |
CH3COOH |
H2CO3 |
HClO |
|
电离平衡常数 |
1.8×10-5 |
K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 |
3.0×10-8 |
回答下列问题：
-
（1） 物质的量浓度为0.1mol/L的下列四种物质的溶液，pH由大到小的顺序是 (填编号)。
a.Na2CO3 b.NaClO c.CH3COONa d.NaHCO3
-
（2） 常温下0.1mol/L的CH3COOH溶液加水稀释过程，下列表达式的数据一定变小的是___。A . c(H+) B .
C . c(H+)·c(OH-)
D . 
-
（3） 电离平衡常数是用实验的方法测定出来的，现已经测得25℃时cmol/L的HX的电离度为a，试表示该温度下HX的电离平衡常数K=。（用含“c、a的代数式表示”）
室温下，向 0.01 mol·L－1 的醋酸溶液中滴入 pH=7 的醋酸铵溶液，溶液 pH 随滴入醋酸铵溶液体积变化的曲线示意图如图所示。下列分析正确的是（ ）
A . a点，pH = 2
B . b点，c(CH3COO-) > c(NH4+)
C . c点，pH可能大于7
D . ac段，pH的增大仅是因为醋酸电离平衡逆向移动
外加少量酸或碱而pH基本不变的溶液，称为缓冲溶液。人体血液存在H2CO3/HCO 
的缓冲体系，能消耗人体正常代谢产生的酸或碱，保持pH的稳定。已知人体血液在正常体温时，H2CO3的一级电离常数Ka1=1×10-6。下列说法错误的是( ）
的缓冲体系，能消耗人体正常代谢产生的酸或碱，保持pH的稳定。已知人体血液在正常体温时，H2CO3的一级电离常数Ka1=1×10-6。下列说法错误的是( ）
A . 人体血液存在缓冲作用可用平衡表示：H++HCO 
H2CO3 CO2+H2O
B . 人体血液在酸中毒时，可注射少量NaHCO3溶液缓解
C . 代谢产生的H+与HCO 结合形成H2CO3来维持血液pH的稳定
D . 某血液中c(HCO ):c(H2CO3) ≈ 20:1，则c(H+) ≈ 5×10-7mol/L
H2CO3 CO2+H2O
B . 人体血液在酸中毒时，可注射少量NaHCO3溶液缓解
C . 代谢产生的H+与HCO 结合形成H2CO3来维持血液pH的稳定
D . 某血液中c(HCO ):c(H2CO3) ≈ 20:1，则c(H+) ≈ 5×10-7mol/L
次磷酸(H3PO2)是一种精细磷化工产品。常温下，某实验小组以酚酞为指示剂，用0.100 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的次磷酸(H3PO2)溶液。溶液pH、所有含磷微粒的分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系如图所示。[比如H2PO 
的分布系数：δ(H2PO )＝ 
]，下列叙述正确的是（ ）
的分布系数：δ(H2PO )＝ ]，下列叙述正确的是（ ） 
A . 曲线①代表δ(H2PO )，曲线②代表δ(HPO 
)
B . H3PO2溶液的浓度为0.100 mol·L－1
C . H2PO 水解常数Kh≈1.0×10－10
D . NaH2PO2是酸式盐，其水溶液显碱性
)，曲线②代表δ(HPO )
B . H3PO2溶液的浓度为0.100 mol·L－1
C . H2PO 水解常数Kh≈1.0×10－10
D . NaH2PO2是酸式盐，其水溶液显碱性
在0.1mol•L-1的醋酸溶液中，存在电离平衡CH3COOH
CH3COO-+H+ ， 如果要使平衡向逆反应方向移动，同时增大c(H+)，应采用的方法是( )
CH3COO-+H+ ， 如果要使平衡向逆反应方向移动，同时增大c(H+)，应采用的方法是( )
A . 加入浓盐酸
B . 加入CH3COONa固体
C . 稀释
D . 加入0.01mol•L-1的CH3COOH溶液
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