2022届高考化学一轮复习讲义学案第8章 课题26　弱电解质的电离

这是一份2022届高考化学一轮复习讲义学案第8章 课题26　弱电解质的电离，共25页。学案主要包含了强弱电解质，电离方程式的书写，弱电解质的电离，强酸与弱酸的比较等内容，欢迎下载使用。


课题26　弱电解质的电离

学习任务1　弱电解质的电离平衡　强弱电解质的比较

一、强弱电解质
1．概念

2．与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。


(1)电解质、非电解质均是化合物，盐酸、铜虽然能导电，但它们既不是电解质也不是非电解质。
(2)CO2、SO2、SO3、NH3等溶于水，溶液能导电，是因为它们与水反应生成的新物质发生电离而导电，而它们本身不能发生电离，故属于非电解质。
(3)BaSO4等虽难溶于水，但其溶于水的部分却能完全电离，属于强电解质。电解质的强弱只与电解质在水溶液中的电离程度有关，与电解质的溶解性大小无必然联系。
(4)化合物在熔融状态下或水溶液中是否导电，是区别电解质与非电解质的常用方法，而不是区别强电解质与弱电解质的标准。
(5)溶液导电性的强弱，取决于溶液中离子的浓度及离子所带电荷的多少，因此不能将溶液导电性强弱作为判断电解质强弱的标准。

二、电离方程式的书写
1．弱电解质
(1)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3的电离方程式为H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
(2)多元弱碱的电离方程式一步写出，如Fe(OH)3的电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
2．酸式盐
(1)强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(2)弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
三、弱电解质的电离
1．弱电解质电离平衡的概念：在一定条件下，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到平衡状态。
2．电离平衡的建立与特征

(1)开始时，v(电离)最大，而v(结合)为 0。
(2)平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。
(3)当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．外界条件对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，电离程度越大。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
例如：以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0的影响。
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
不变
加入少量
冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大

四、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

酸　　　
c(H＋)
pH
中和
碱的
能力
与足量活泼金属反应产
生H2的量
开始与金
属反应的
速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小

(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

酸　　　
c(H＋)
c(酸)
中和碱的
能力
与足量活
泼金属反
应产生H2的量
开始与金
属反应的
速率
盐酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多

2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多


1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)(2019·高考全国卷Ⅲ，改编)常温下pH＝2的H3PO4溶液，加水稀释使电离度增大，溶液pH减小；加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强。 (　　)
(2)(2018·高考北京卷)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－。 (　　)
(3)(2017·高考全国卷Ⅲ，10B)pH＝1的H3PO4溶液中，含有0.1NA个H＋。 (　　)
(4)氨溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。 (　　)
(5)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在：BOH===B＋＋OH－。 (　　)
(6)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。 (　　)
(7)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸>盐酸。 (　　)
(8)中和等体积、等pH的盐酸和醋酸所用NaOH的物质的量：醋酸>盐酸。 (　　)
(9)中和等浓度、等体积的盐酸和醋酸所用NaOH的物质的量：盐酸>醋酸。 (　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)√　(9)×
2．醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，判断图像、结论正确的是 (　　)

A．图甲表示向CH3COOH溶液中逐渐加入CH3COONa固体后，溶液pH的变化
B．图乙表示向CH3COOH溶液中加水时溶液的导电性变化，则CH3COOH溶液的pH：a>b
C．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)
D．向0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)减小
解析：选C。向CH3COOH溶液中逐渐加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，抑制醋酸的电离，溶液的pH增大，A项错误；溶液的导电性与溶液中自由移动的离子的浓度和离子所带的电荷数有关，若醋酸溶液的导电性越强，则溶液中氢离子的浓度增大，pH越小，故CH3COOH溶液的pH：a＜b，B项错误；根据电荷守恒，可得醋酸溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，C项正确；加水稀释醋酸溶液，醋酸的电离程度增大，但c(H＋)减小，而稀释时温度不变，Kw不变，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)可知，c(OH－)增大，D项错误。
3．在一定温度下，有a.盐酸；b.硫酸；c.醋酸三种酸：
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________(用字母表示，下同)。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是________________。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________________。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________________________。
(5)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为________________________，反应所需时间的长短关系是________________________________________________________________________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________________。
(7)将c(H＋)相同且体积也相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积由大到小的顺序是________________。
解析：解答本题要注意以下三点，①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。
答案：(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b　(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b　(7)c>a＝b


外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中离子的浓度不一定都减小。
因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
[拓展]　温度一定，酸性溶液加水稀释时，溶液中c(OH－) 增大；温度一定，碱性溶液加水稀释时，溶液中c(H＋) 增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱改变”而不能“消除改变”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会使平衡右移，但 c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都会使平衡右移，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。


弱电解质电离平衡的影响因素及其分析
变化观念与平衡思想

1．(2020·北京海淀区模拟)稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使 c(OH－) 增大，应加入适量的物质或采取的措施是 (　　)
①NH4Cl固体　　 ②硫酸　　 ③NaOH固体
④水 ⑤加热 ⑥少量MgSO4固体
A．①②③⑤　　　　 B．③④⑥
C．③ D．③⑤
解析：选C。若在稀氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小，①不符合题意；若在稀氨水中加入硫酸，硫酸中的H＋与OH－反应，使c (OH－)减小，平衡正向移动，②不符合题意；若在稀氨水中加入NaOH固体，c(OH－)增大，平衡逆向移动，③符合题意；若在稀氨水中加入水，稀释溶液，平衡正向移动，c(OH－)减小，④不符合题意；电离为吸热过程，加热使平衡正向移动，c(OH－)增大，⑤不符合题意；若在稀氨水中加入少量 MgSO4固体，发生反应：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c (OH－)减小，平衡正向移动，⑥不符合题意。
2．(双选)H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。在H2S水溶液中，有关叙述正确的是 (　　)
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pH减小
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液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：选BC。加水，电离平衡虽向右移动，但因溶液体积变大，c(H＋)减小，A项错误；通入少量SO2，因发生反应：SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，电离平衡向左移动，溶液pH增大，但通入过量SO2，最终溶液为饱和亚硫酸溶液，溶液pH减小，B项正确；加入新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，电离平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，C项正确；加入CuSO4后，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c(H＋)增大，D项错误。

弱电解质的电离平衡与溶液导电性的综合判断
变化观念与平衡思想

3．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是 (　　)

A．a、b、c三点溶液的pH：c B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c 解析：选C。A项，由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，越有利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
4.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率的变化可以确定滴定反应的终点。右图是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(　　)

解析：选D。HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，向二者的混合溶液中滴加NH3·H2O时，NH3·H2O先与HCl反应，生成强电解质NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液被稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与弱电解质CH3COOH反应，生成强电解质CH3COONH4，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。


影响电解质溶液导电能力的主要因素
电解质溶液的导电能力主要取决于离子的浓度以及离子所带的电荷数目。
(1)相同条件下溶液的离子浓度越大，其导电能力越强。
(2)离子浓度相同时，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力越强。　

强弱电解质的判断与比较
证据推理与模型认知、科学探究与创新意识

5．为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。
(1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是____________，理由是________________________________________________________________________。
(2)乙分别取pH＝3的醋酸和盐酸各1 mL，分别用蒸馏水稀释到100 mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)丙分别取pH＝3的盐酸和醋酸各10 mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的平均速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？________，请说明理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也验证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：(1)a>1　醋酸是弱酸，不能完全电离
(2)盐酸的pH＝5，醋酸的3 (3)正确　醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，c(H＋)变化小，产生H2的平均速率比盐酸快
(4)将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量蒸馏水，配成溶液，再分别滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液变浅红色，NaCl溶液不变色
6．(2020·长沙长郡中学月考)pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则 (　　)

A．x为弱酸，VxVy
C．y为弱酸，VxVy
解析：选C。pH相等的两种酸，稀释过程中，强酸的pH变化大，弱酸的pH变化小，因为弱酸稀释时逐渐电离出H＋。由题图可知y为弱酸，不能全部电离，x为强酸，能全部电离，所以pH相同时，y的浓度大，y消耗OH－的量多。


判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
(1)测定一定浓度的HA溶液的pH。
(2)与同浓度的盐酸比较导电性。
(3)与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
(3)从等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
角度三：弱电解质形成的盐能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中滴入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。
相关的实验设计如下表(以证明HA是弱酸为例)：
实验方法
结论
常温下，测0.01 mol·L－1HA溶液的pH
若pH>2，则HA为弱酸
常温下，测NaA溶液的pH
若pH>7，则HA为弱酸
相同条件下，测等体积、等浓度的HA溶液和盐酸的导电能力
若HA溶液的导电能力比盐酸的弱，则HA为弱酸
测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化
若稀释前后HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸
测等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量
若HA溶液与锌反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸
测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度NaOH溶液所消耗的NaOH溶液的体积
若HA溶液消耗NaOH溶液的体积较大，则HA为弱酸

学习任务2　电离平衡常数

一、表达式
1．一元弱酸HA的电离平衡常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。
2．一元弱碱BOH的电离平衡常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。
二、特点
1．电离平衡常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关。由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。
2．多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫……所以其酸性主要取决于第一步电离。
三、意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸或碱的酸性或碱性相对越强。
四、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．判断盐溶液的碱性(或酸性)强弱
电离常数越大，对应的盐水解程度越小，其盐溶液的碱性(或酸性)越弱。
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，题目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。如把0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则增大。

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)在一定温度下，不同浓度的同一电解质，其电离平衡常数一定相同。 (　　)
(2)电离平衡常数越大，表示电解质的电离能力越强。 (　　)
(3)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。 (　　)
(4)常温下，向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离平衡常数减小。 (　　)
(5)对于HFH＋＋F－，Ka＝，表达式中的F－一定是HF电离提供的。 (　　)
(6)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。 (　　)
(7)电离平衡常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离平衡常数小的酸溶液中的c(H＋)大。 (　　)
(8)对于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)减小。 (　　)
答案：(1)√　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)√
2．(1)[2019·高考全国卷Ⅰ，26(3)]根据H3BO3的解离反应：H3BO3＋H2OH＋＋B(OH)，Ka＝5.81×10－10，可判断H3BO3是________酸。
(2)联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为____________(已知：N2H4＋H＋ N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为______________________。
解析：(2)N2H4的第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2H＋OH－，则电离平衡常数Kb＝＝＝＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。联氨是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐为N2H6(HSO4)2。
答案：(1)一元弱　(2)8.7×10－7　N2H6(HSO4)2


利用电离平衡常数判断酸性强弱
证据推理与模型认知

1．(双选)已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式
HX
HY
H2CO3
电离平衡常数
7.8×10－9
3.7×10－15
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
下列推断正确的是 (　　)
A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX>HY
B．相同条件下溶液的碱性：NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3
C．结合H＋的能力：CO>Y－>X－>HCO
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
解析：选AB。根据弱酸的电离平衡常数可知，酸性：H2CO3>HX>HCO>HY，则结合H＋的能力：Y－>CO>X－>HCO，故A正确，C、D错误；酸越弱，其对应的盐的水解能力越强，碱性越强，故相同条件下溶液的碱性：NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3，故B正确。
2．(2020·长沙质检)已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)。若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述中不正确的是 (　　)
A．Ka(HF)＝7.2×10－4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN) 解析：选B。相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，结合强酸制弱酸规律分析可知，三种酸的酸性强弱为氢氟酸>亚硝酸>氢氰酸，所以亚硝酸的电离常数为4.6×10－4，故B错误。

利用电离平衡常数判断微粒浓度比值的变化
证据推理与模型认知

3．将浓度为0.1 mol·L－1 的HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是 (　　)
A．c(H＋)　　　　　 B．Ka(HF)
C. D.
解析：选D。＝＝，加水稀释使 c(F－)减小，温度不变，Ka(HF)不变，所以始终增大，D正确。
4．(教材改编题)常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式的数值变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________。
解析：(1)将此式变为＝，加水稀释，c(CH3COO－)变小，Ka不变，此式数值变小；
(2)此式为Ka，加水稀释，此式数值不变；
(3)将此式变为＝，加水稀释，c(H＋)变小，Ka不变，此式数值变大；
(4)将此式变为＝，加水稀释，此式数值不变。
答案：(1)变小　(2)不变　(3)变大　(4)不变


溶液中某些粒子浓度比值变化的判断方法
对弱电解质平衡移动过程中某些粒子浓度比值的变化常用两种方法分析：
方法一：将浓度之比转化为物质的量进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可；
方法二：“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比乘以或除以某种离子的浓度，转化为一个常数与某种离子浓度乘积或商的关系，再进行分析。

电离平衡常数的有关计算
证据推理与模型认知

5．(教材改编题)已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是 (　　)
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离常数约为1×10－7
D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
解析：选B。A选项，c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，pH＝4；B选项，因HA在水中存在电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，c(H＋)将增大，pH会减小；C选项，由电离常数表达式算出Ka＝≈1×10－7；D选项，c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以由水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。
6．(1)已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的电离平衡常数Ka＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6)
(2)已知常温下H2C2O4的电离平衡常数Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反应NH3·H2O＋HC2ONH＋C2O＋H2O的平衡常数K＝9.45×104，则NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________。
(3)25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时溶液体积的变化)，测得平衡体系中 c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示。

则25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝________________________________________________________________________
________________________________________________________________________(列式求值)。
解析：(1)Ka＝＝≈4.2×10－7。
(2)题给反应的电离平衡常数K＝＝＝＝＝9.45×104，解得Kb＝1.75×10－5。
(3)Ka(HF)＝＝＝4.0×10－4。
答案：(1)4.2×10－7　(2)1.75×10－5
(3)＝＝4.0×10－4

1．(2019·高考天津卷)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 (　　)

A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的电离程度：b点>c点
C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)
D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
解析：选C。根据HNO2和CH3COOH的电离常数可知，酸性：HNO2>CH3COOH。相同pH的两种酸溶液，稀释相同倍数时，弱酸的pH变化较小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的c(H＋)大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同，D项错误。
2．(2017·高考全国卷Ⅱ，12，6分)改变 0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝]。

下列叙述错误的是 (　　)
A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)
B．lg [Ka2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)
D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
解析：选D。从题图中可以看出pH＝1.2时，δ(H2A)＝δ(HA－)，则c(H2A)＝c(HA－)，A项正确；根据HA－H＋＋A2－，可确定Ka2(H2A)＝，从题图中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)，即lg [Ka2(H2A)]＝lg c(H＋)＝－4.2，B项正确；从题图中可以看出pH＝2.7时，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，则c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C项正确；从题图中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol·L－1，而c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，D项错误。

一、选择题：每小题只有一个选项符合题意。
1．(2020·南昌模拟)下列关于强弱电解质的叙述中，错误的是 (　　)
A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡
B．溶液导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质
C．同一弱电解质的溶液，当温度或浓度不同时，其导电能力也不同
D．纯的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
解析：选B。强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡，A正确。强弱电解质的区别取决于其在水溶液中能否完全电离，而与溶液导电能力无关，B错误。弱电解质溶液的导电能力与离子的浓度和离子所带的电荷数有关，当弱电解质的浓度不同时，离子的浓度不同，其导电能力不同；当温度不同时，弱电解质的电离程度不同，其导电能力也不同，C正确。属于离子化合物的强电解质，液态时能导电，如NaCl；属于共价化合物的强电解质，液态时不导电，如AlCl3、HCl等，D正确。
2．(2020·西安八校联考)下列事实一定能说明HA是弱酸的是 (　　)
A．常温下，NaA溶液的pH大于7
B．HA能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体
C．1 mol·L－1HA的水溶液能使紫色石蕊溶液变红
D．用HA溶液做导电性实验，灯光很暗
解析：选A。常温下，NaA溶液的pH大于7，说明NaA为强碱弱酸盐，则HA为弱酸，A项正确；HA能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体，只能说明HA的酸性比碳酸的强，但不能说明HA是弱酸，B项错误；1 mol·L－1HA的水溶液能使紫色石蕊溶液变红，只能说明HA是酸，但不能说明HA的酸性强弱，C项错误；溶液的导电性与离子浓度有关，如果强电解质溶液中的离子浓度很小，灯光也会很暗，D项错误。
3．下列说法正确的是 (　　)
A．浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，加水稀释，则减小
B．浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，Ka(CH3COOH)不变，但醋酸的电离程度增大
C．浓度为0.1 mol·L－1的HA溶液的pH为4，则HA为弱电解质
D．CH3COOH的浓度越大，CH3COOH的电离程度越大
解析：选C。A项，加水稀释，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故增大；B项，升温，Ka增大；D项，弱电解质的浓度越大，电离程度越小。
4．电离度是描述弱电解质电离程度的物理量，电离度＝×100%。现取20 mL c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，测得溶液导电能力的变化如图所示，则加入氨水前CH3COOH的电离度为 (　　)

A．0.5%　　　　　　 B．1.5%
C．0.1% D．1%
解析：选D。由题图可知，当加入10 mL氨水时，溶液的导电能力最强，即此时二者恰好完全反应，则有20 mL×c(CH3COOH)＝0.2 mol·L－1×10 mL，则c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，故CH3COOH的电离度为×100%＝1%。
5．25 ℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 (　　)

A．同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)小于c(B－)
B．a点溶液的导电性大于b点溶液的导电性
C．a点的c(HA)大于b点的c(HB)
D．HA的酸性强于HB
解析：选D。pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性较强的酸的pH变化大，酸性较弱的酸的pH变化小，据此得出酸性：HA>HB，故D项正确；根据“越弱越水解”的规律可知，A－的水解程度小于B－的水解程度，故同浓度的NaA与NaB溶液中，c(A－)大于c(B－)，故A项错误；在这两种酸溶液中，分别有c(H＋)≈c(A－)、c(H＋)≈c(B－)，而a点的c(H＋)小于b点的c(H＋)，则a点的c(A－)小于b点的 c(B－)，即a点的离子浓度小于b点的离子浓度，故a点溶液的导电性小于b点溶液的导电性，故B项错误；在稀释前两种酸的pH相同，而两种酸的酸性：HA>HB，故在稀释前两种酸溶液的浓度：c(HA) 6．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是 (　　)
化学式
HClO
H2CO3
电离常数
Ka＝3×10－8
Ka1＝4×10－7　Ka2＝4×10－11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：
CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：
2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C．向NaClO溶液中通入少量CO2：
CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D．向NaClO溶液中通入过量CO2：
CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
解析：选C。根据表格中数据可知，酸性：H2CO3>HClO>HCO。A项，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，反应的离子方程式是2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋2HCO＋ClO－，错误；B项，向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，反应的离子方程式是HCO＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑，错误；C项，符合物质的酸性强弱比较，正确；D项，向NaClO溶液中通入过量CO2，反应的化学方程式是CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO，错误。
7．常温下，有下列四种溶液：①0.1 mol·L－1CH3COOH溶液；②0.1 mol·L－1NaOH溶液；③pH＝3的CH3COOH溶液；④pH＝11的NaOH溶液。下列有关说法正确的是 (　　)
A．①稀释到原来的100倍后，pH与③相同
B．①与②混合，若溶液pH＝7，则V(NaOH)>V(CH3COOH)
C．由水电离出的c(H＋)：③>④
D．③与④混合，若溶液显酸性，则所得溶液中离子浓度可能为c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)
解析：选D。A项，0.1 mol·L－1CH3COOH溶液稀释100倍后浓度变为0.001 mol·L－1，但是电离出的H＋浓度小于0.001 mol·L－1，所以pH不等于3，错误；B项，①与②混合，若等体积混合，酸碱恰好完全反应，产物为强碱弱酸盐，pH>7，若溶液pH＝7，则应该是弱酸稍过量，错误；C项，pH＝3的CH3COOH溶液和pH＝11的NaOH溶液中，酸和碱电离出的H＋或OH－浓度相等，对水的电离的抑制程度相同，错误；D项，③与④混合，若溶液显酸性，则酸过量，当酸的量远多于碱的量时，则溶液中的离子浓度可能为c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)，正确。
二、选择题：每小题有一个或两个选项符合题意。
8．(2020·滨州模拟)常温下，将pH均为3，体积均为V0的HA溶液和HB溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列说法中正确的是 (　　)

A．稀释相同倍数时：c(A－)>c(B－)
B．水的电离程度：b＝c>a
C．溶液中离子总物质的量：b>c>a
D．溶液中离子总浓度：a>b＝c
解析：选BD。根据题图可知，当lg＝2时，HA溶液的pH＝5，HB溶液的3HB溶液，溶液中c(A－)a，B项正确；a、c点溶液体积相同，c点pH大于a点，c点溶液中c(A－)c，b点相对于a点加水稀释，促进HB的电离，溶液中离子总物质的量：b>a，故溶液中离子总物质的量：b>a>c，C项错误；c点pH大于a点，c点溶液中c(A－)c，b、c点溶液的pH相等，b、c点两溶液中的电荷守恒分别为c(H＋)＝c(B－)＋c(OH－)、c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，溶液中离子总浓度：b＝c，故溶液中离子总浓度：a>b＝c，D项正确。
9．25 ℃时，H2R及其钠盐的溶液中，H2R、HR－、R2－三者所占的物质的量分数(w)随溶液pH变化的关系如图所示。下列叙述错误的是 (　　)

A．H2R是二元弱酸，Ka1＝1×10－2
B．当溶液恰好呈中性时，c(Na＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)
C．NaHR在溶液中的水解程度大于电离程度
D．含Na2R与NaHR各0.1 mol的混合溶液的pH＝7.2
解析：选C。由图像可知，pH＝2时，Ka1＝＝c(H＋)＝1×10－2，故A项正确；溶液中的电荷守恒为c(H＋)＋c(Na＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)＋c(OH－)，溶液呈中性时c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)，故B项正确；由图像可知，NaHR溶液显酸性，则HR－的电离程度大于其水解程度，故C项错误；由图像可知，Na2R与NaHR的物质的量相同时，其pH＝7.2，故D项正确。
10.室温时，向20 mL 0.100 0 mol·L－1H2C2O4溶液中滴加0.100 0 mol·L－1NaOH溶液，混合溶液的pH随滴加NaOH溶液体积的变化关系如图所示。下列有关叙述错误的是 (　　)
A．忽略H2C2O4的第二步电离，由题给信息，可以计算出常温下H2C2O4的电离常数
B．A、B、C三点所对应的溶液中，水的电离程度最小的是A点
C．A、B、C三点所对应的溶液中，均有c(Na＋) D．在B点溶液中，生成的含钠化合物有两种，且c(HC2O)＋2c(C2O)＝0.100 0 mol·L－1
解析：选D。当NaOH溶液的体积为0时，pH＝1.5，c(H＋)＝10－1.5mol·L－1，忽略H2C2O4的第二步电离，c(HC2O)＝c(H＋)＝10－1.5mol·L－1，c(H2C2O4)≈0.100 0 mol·L－1，Ka＝＝＝1×10－2，故A正确；A点溶液中的溶质为NaHC2O4，B点溶液中的溶质为NaHC2O4和Na2C2O4，C点溶液中的溶质为Na2C2O4，从A点到C点水的电离程度越来越大，故B正确；由电荷守恒可知A、B、C三点所对应的溶液中均有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)，则c(Na＋) 11．(2020·济南第一次调研)常温下向100 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1的NaOH溶液，所得溶液的pH随加入NaOH溶液的体积的关系中不正确的是 (　　)

A．往A点所示的溶液中加入少量HCl或NaOH，溶液的pH几乎不变
B．A点溶液中：c(CH3COO－)－c(CH3COOH)＝2×(10－4－10－10) mol·L－1
C．对C点溶液加热，减小
D．常温时，CH3COOH的电离常数约为10－6
解析：选CD。A点时得到以醋酸和醋酸钠按物质的量浓度1∶1形成的溶液，溶液中存在醋酸的电离平衡和醋酸根离子的水解平衡，往A点所示的溶液中加入少量HCl或NaOH，受两平衡的缓冲，溶液的pH几乎不变，A正确；任何电解质溶液中都存在电荷守恒和物料守恒，A点所示溶液为等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，存在物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，电荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，二者联立可得 c(CH3COO－)－c(CH3COOH)＝2c(H＋)－2c(OH－)＝2×(10－4－10－10) mol·L－1, B正确；C点酸碱恰好完全中和，为醋酸钠溶液，对C点溶液加热，升高温度，醋酸根离子水解程度增大，＝，Kh增大，c(H＋)减小，故增大，C不正确；常温时，CH3COOH的电离常数为≈＝10－5, D不正确。
三、非选择题
12．磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1H3PO2与20 mL 1 mol·L－1NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的盐，回答下列问题：
①NaH2PO2属于________(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
②若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝________。
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为__________(Ka2＝2×10－7，H3PO3的二级电离和水的电离忽略不计)。
(3)亚磷酸的结构式为 (式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供)，含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的氢原子，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有________个“—OH”。
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液：
①当恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH________________________________________________________________________
(填“>”“<”或“＝”，下同)7；
②当溶液呈中性时，所得溶液中c(Na＋)________c(H2PO)＋2c(HPO)；
③若用甲基橙做指示剂，用NaOH溶液滴定，达到滴定终点时，所得溶液中c(Na＋)________c(H2PO)＋2c(HPO)。
解析：(1)①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电离的氢原子，因而NaH2PO2是正盐。
②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1。
　　　　　　　 H3PO2H＋＋H2PO
初始/(mol·L－1)　 0.02　　 0　 0
平衡/(mol·L－1)　 0.02－x x　 x
Ka(H3PO2)＝＝1×10－2，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。
③可从NaH2PO2溶液存在水解平衡以及H3PO2存在电离平衡等角度设计实验。
(2)忽略H3PO3的二级电离和水的电离，则c(H2PO)≈c(H＋)＝1×10－2mol·L－1，c(H3PO3)＝(0.11－1×10－2) mol·L－1＝0.1 mol·L－1，电离平衡常数Ka1＝≈＝1×10－3。
(4)①Na2HPO3溶液中，HPO水解，溶液呈碱性。
②溶液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒得c(Na＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)。
③溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋c(OH－)，用甲基橙做指示剂，达到滴定终点时，溶液呈酸性，则c(H＋)>c(OH－)，故c(Na＋) 答案：(1)①正盐　②2　③测NaH2PO2溶液的pH，若pH>7，则证明次磷酸为弱酸　向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸(答案合理即可)　(2)1×10－3　(3)1　(4)①>　②＝　③<
13．(新题预测)Ⅰ.现有pH＝2的醋酸(编号为甲)和pH＝2的盐酸(编号为乙)：
(1)取10 mL甲溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移动；若加入少量的冰醋酸，醋酸的电离平衡________移动；若加入少量无水醋酸钠固体，待固体溶解后，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH) 的值将________(填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(2)相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，各稀释100倍。稀释后的溶液，其pH大小关系为pH(甲)________(填“大于”“小于”或“等于”)pH(乙)。若将甲、乙两溶液等体积混合，溶液的pH＝________。
(3)各取25 mL甲、乙两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和至pH＝7，则消耗的NaOH溶液的体积大小关系为V(甲)________(填“大于”“小于”或“等于”)V(乙)。
(4)取25 mL甲溶液，加入等体积pH＝12的NaOH溶液，反应后溶液中c(Na＋)、c(CH3COO－)的大小关系为c(Na＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c(CH3COO－)。
Ⅱ.已知25 ℃时有关弱酸的电离常数如下：
弱酸
HSCN
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数
1.3×10－1
1.8×10－5
4.9×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
(5)25 ℃时，将20 mL 0.1 mol·L－1CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)的变化如图所示。

反应初始阶段两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(6)若保持温度不变，在醋酸溶液中通入一定量氨，下列量会变小的是________(填字母)。
a．c(CH3COO－) b．c(H＋)
c．Kw d．醋酸的电离常数
(7)25 ℃时，等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的顺序为__________________________________________________________________
________________________________________________________________________(填化学式)。
解析：Ⅰ.(1)根据勒夏特列原理可知，加水稀释后电离平衡正向移动；若加入冰醋酸，相当于增大了反应物浓度，因此电离平衡也正向移动；加入醋酸钠固体后，溶液中醋酸根离子浓度增大，抑制了醋酸的电离，故c(H＋)/c(CH3COOH)的值减小。(2)由于在稀释过程中醋酸继续电离，故稀释相同的倍数后pH(甲)小于pH(乙)。盐酸和醋酸溶液的pH都是2，溶液中的H＋浓度都是0.01 mol·L－1，设醋酸的原浓度为c mol·L－1，混合后平衡没有移动，则有
　　　　　 CH3COOHH＋＋CH3COO－
　 c－0.01　 0.01 0.01
　 (c－0.01)/2 0.01 0.01/2
由于温度不变醋酸的电离常数不变，结合数据可知，醋酸的电离平衡确实未发生移动，因此混合后溶液的pH仍等于2。(3)取体积相等的两溶液，醋酸的物质的量较大，用NaOH稀溶液中和至相同pH时，消耗NaOH溶液的体积V(甲)大于V(乙)。(4)两者反应后醋酸过量，溶液显酸性，根据电荷守恒可得，c(Na＋)小于 c(CH3COO－)。　
Ⅱ.(5)由Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5和Ka(HSCN)＝1.3×10－1可知，CH3COOH的酸性弱于HSCN，即在相同浓度的情况下，HSCN溶液中H＋的浓度大于CH3COOH溶液中H＋的浓度，浓度越大反应速率越快。(6)通入氨，生成CH3COONH4，则c(CH3COO－)增大，故a错误；通入氨，c(H＋)减小，故b正确；由于温度不变，则Kw不变，故c错误；由于温度不变，醋酸的电离常数不变，故d错误。(7)酸性越弱，其对应盐的水解程度越大，pH越大，根据电离常数知酸性：CH3COOH>HCN>HCO，则水解程度：CO>CN－>CH3COO－，pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaCN>CH3COONa。
答案：Ⅰ.(1)向右　向右　减小　(2)小于　2　(3)大于　(4)小于
Ⅱ.(5)HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H＋)较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率快
(6)b　(7)Na2CO3>NaCN>CH3COONa