第18讲 弱电解质的电离-2022年高考化学一轮复习名师精讲练

这是一份第18讲 弱电解质的电离-2022年高考化学一轮复习名师精讲练，共20页。
第18讲 弱电解质的电离
【知识梳理】
一、强电解质与弱电解质
1.电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的比较
比较项目
电解质
非电解质
强电解质
弱电解质
电离特点
完全电离、不可逆、不存在电离平衡
部分电离、可逆、存在电离平衡
熔融状态和水溶液中均不能电离
溶液中所含粒子种类
水合离子，无溶质分子
水合离子和溶质分子共存
溶质分子
物质类别
强酸、强碱、多数盐、部分碱性氧化物
弱酸、弱碱、水、个别盐
多数有机物、非金属氧化物
结构特点
以离子键结合的离子化合物，或以极性键结合的共价化合物
以极性键结合的共价化合物
以极性键结合的共价化合物
2.区别强强酸和弱酸的方法
判断一种酸是强酸还是弱酸时，实质是看它在水溶液中的电离程度，若完全电离即为强酸，部分电离则为弱酸。
（1）根据定义区别：
①强酸在水溶液中全部电离，不存在溶质分子；弱酸在水溶液中部分电离，因存在电离平衡，所以既含溶质离子，又含溶质分子。
②同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的。
③pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的。
④弱酸和其对应的盐可配成缓冲溶液，抵抗少量强酸、强碱，使该溶液的pH基本保持不变；而强酸及其盐不具有这样的性质。
（2）根据稀释过程c（H＋）变化区别：
①pH体积相同的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH值变化大的为强酸，pH值变化小的为弱酸。
②稀释浓的弱酸溶液，一般是C（H＋）先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，C（H＋）一直减小。
(3)根据中和反应区别:
①中和同体积、同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸的。
②pH体积相同的强酸和弱酸与等物质的量的强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸（除极弱酸外，如HCN）。
(4)根据与其它物质发生化学反应的速率、生成气体的量等区别:
①pH相同、体积也相同的强酸和弱酸跟足量活泼金属反应时，起始速率相同；在反应过程中，弱酸反应较快，产生的氢气量多；而强酸反应较慢，产生的氢气量少。
②同浓度、同体积的强酸和弱酸，分别与足量较活泼的金属反应，强酸产生氢气的速率较大；弱酸产生氢气的速率较小．当二者为同元酸时，产生氢气的物质的量相等。
例题1、下列说法正确的是 。
①将浓度为0.1mol·L-1HF溶液加水不断稀释，c(H+)/c(HF)始终保持增大
②根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH＝6.8的溶液一定显酸性
③根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO
④碳酸钙难溶于水，放入水中水溶液不导电，且碳酸钙960℃时分解不存在熔融状态导电的性质，故CaCO3是非电解质
⑤Cl2的水溶液能导电，但属于非电解质
⑥相同温度时，100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液相比较，中和时所需NaOH的量前者大于后者
⑦所有的离子化合物都是强电解质，所有的共价化合物都是弱电解质
⑧强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强
⑨CuSO4溶液导电时要伴随化学变化
⑩将硫酸钡放入水中不能导电，所以硫酸钡是非电解质
⑪氨溶于水得到的溶液氨水能导电，所以氨水是电解质
⑫固态的离子化合物不导电，熔融态的离子化合物也不导电
【指点迷津】电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。
二、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的基本特征
(1)电离方面：不能完全电离，存在电离平衡。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液pH约为3；0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下的盐酸弱；pH＝1的CH3COOH溶液与pH＝13的NaOH溶液等体积混合溶液呈酸性等。
(2)稀释方面：常温下释酸溶液时，c(H＋)减小，而c(OH－)增大；在稀释碱溶液时，c(OH－)减小，而c(H＋)增大；无限稀释时其pH均无限接近7。如图所示，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸；稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。

(3)水解方面：如CH3COONa水溶液的pH>7,0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。
2．影响电离平衡的因素
与其它平衡相同，弱电解质在中达到电离平衡时电离程度的大小主要由电解质本身的性质决定，同时受到外界条件的影响。电离过程的热效应较小，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度对电离平衡的影响。若温度升高较多时，电离程度增强，离子浓度增大。在一定温度下，稀释溶液，弱电解质电离程度增强，离子数目增多，但由于溶液体积增大而离子浓度降低。当加入含有弱电解质组成的相同的离子时，弱电解质的电离平衡向左移动。对CH3COOHH＋＋CH3COO－的电离平衡，小结如下：
条件变化
平衡移动
电离度
K
离子数目
离子浓度
加热
正向移动
增大
增大
增多
增大
稀释
正向移动
增大
不变
增多
减小
加冰醋酸
正向移动
减小
不变
增多
增大
加盐酸
逆向移动
减小
不变
H＋ 增多 CH3COO－减少
加醋酸钠
逆向移动
减小
不变
H＋ 减少 CH3COO－增多
3.电离平衡常数
（1）概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用 Kb表示）。
（2）表示方法：ABA++B- K=  
（3）K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱： H2SO3（Ka1=1.5×10-2）> H3PO4（Ka1=7.5×10-3）>HF（Ka=7.2×10-4）> HNO2（Ka1=4.6×10-4）> HCOOH（Ka=1.8×10-4）> CH3COOH（Ka=1.8×10-5）> H2CO3（Ka1=4.3×10-7）> H2S（Ka1=9.1×10-8）.
（4）影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。
（5）多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小，酸性主要由第一步电离决定。如 H3PO4的电离：
第一步电离：H3PO4H++H2PO K1
第二步电离：H2POH++HPO (较难) K2
第三步电离：HPOH++PO （困难） K3
显然： K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO、HPO、PO等离子，其离子浓度的大小关系为：c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO) 。
4. 电离常数的应用：
(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，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，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。
例题2、下列有关说法正确的是 。
①0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NA
②室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强
③向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
④CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小
⑤某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示，a值一定大于9

⑥H＋浓度相同等体积的两份溶液A(盐酸)和B(CH3COOH)分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则反应所需要的时间B＞A　②开始反应时的速率A＞B
⑦25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示，则向Na2CO3溶液中滴加少量氯水的离子方程式为：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.7×10－5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
3.0×10－8
⑧一定温度下，冰醋酸在加水稀释过程中溶液导电能力的变化曲线如图所示，加水可使c点溶液中c(CH3COO－)增大

⑨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－
⑩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
⑪稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小
⑫25 ℃下，醋酸溶液中各粒子存在下述关系：K＝＝1.75×10－5，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5
【指点迷津】设计强弱电解质的比较实验时要注意等物质的量浓度和等pH的两种酸（或碱）的性质差异，常用的实验方法有：
（1）从水解的角度分析，取其钠盐（NaA）溶于水，测其pH，若pH＞7，则说明HA是弱酸，若pH＝7，则说明HA是强酸。
（2）从是否完全电离的角度分析，配制一定物质的量浓度HA溶液（如0.1 mol·L－1），测其pH，若pH＞1，则说明HA是弱酸，若pH＝1，则说明HA是强酸。

【课时练习】
1．下列各项中电解质的电离方程式中正确的是（ ）
A．NaHCO3的水溶液：NaHCO3 = Na＋＋H＋＋
B．熔融状态的NaHSO4：NaHSO4 = Na＋＋
C．HF的水溶液：HF=H＋＋F－
D．H2S 的水溶液：H2S2H＋＋S2－
2．关于常温下pH=2的醋酸溶液，下列叙述正确的是
A．c(H+)=c(CH3COO-)
B．c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.01mol·L-1
C．加水稀释后,溶液中导电微粒的数目减少
D．相同pH的盐酸与醋酸分别中和等量的氢氧化钠溶液，消耗的盐酸体积比醋酸多
3．下列说法正确的是
A．在相同温度下，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH‾)相等
B．中和pH和体积均相等的盐酸、CH3COOH溶液，所需NaOH的物质的量相同
C．浓度和体积都相等的盐酸和醋酸溶液分别与足量的Zn完全反应，盐酸产生的H2多
D．室温下pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的NaOH溶液中，c(CH3COO‾)＝c(Na+)
4．常温下，对于0.1 mol·L-1的醋酸溶液，下列说法正确的是
A．加水稀释后，溶液中c(H＋)和c(OH－)都减小
B．加入少量冰醋酸后，溶液中c(H＋)增大
C．加入少量Na2CO3固体，醋酸电离平衡向左移动
D．适当升高温度，醋酸的电离平衡常数减小
5．根据反应中质子(H+)的转移，可以重新定义酸和碱：酸=质子+(共轭)碱。因此酸碱之间存在彼此的共轭关系：HA+B⇌A-+BH+。关于反应：HC2O4－+H3O+H2C2O4+H2O、HC2O4－+OH-C2O42－+H2O，下列判断正确的是
A． HC2O4－的共轭碱为H2C2O4
B． HC2O4－的共轭酸为C2O42－
C． HC2O4－既有酸性又有碱性
D．H3O+是水的共轭碱，H2O是OH-的共轭酸
6．室温下，下列说法正确的是
A．等物质的量浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，所得溶液呈中性
B．CH3COOH溶液和HCl溶液导电能力相同，则醋酸浓度大于盐酸
C．pH相同的CH3COOH溶液和HCl溶液，c(CH3COO-)＞c(Cl-)
D．0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中，c(CH3COO-)=0.1mol·L-1
7．室温下，用0.10mol/L CH3 COOH溶液滴定10.00mL浓度均为0.10 mol/L NaOH和NH3·H2O的混合液，混合溶液的相对导电能力随乙酸滴入的变化曲线如下图所示。已知：Ka(CH3COOH)=1. 8×10-5，Kb( NH3·H2O) =1. 8× l0-5。下列叙述错误的是

A．ab段为CH3COOH与NaOH的中和过程
B．b点水的电离程度最大
C．c点3c(Na+)=2c(CH3 COOH)+2c(CH3 COO-)
D．d点c(Na+)＞c(NH)＞c(OH-)＞c(H+)
8．25℃时，已知醋酸的电离常数为1.8×10-5。向20mL 2.0mol/LCH3COOH溶液中逐滴加入2.0mol/LNaOH溶液，溶液中水电离出的c(H+)在此滴定过程中变化曲线如下图所示。下列说法不正确的是

A．a点溶液中：c(H+)=6.010-3molL-1
B．b点溶液中：c(CH3COOH)>c(Na+)>c(CH3COO-)
C．c点溶液中：c(OH-)=c(CH3COOH)+ c(H+)
D．d点溶液中：c(Na+)=2c(CH3COO-)+2c(CH3COOH)
9．下图表示 25℃时，稀释 HClO、CH3COOH 两种酸的稀溶液时，溶液 pH 随加水量的变化情况。下列说法不正确的是

A．由图可知Ⅰ为 CH3COOH、Ⅱ为 HClO
B．图中 a 点酸溶液的浓度大于 b 点酸溶液的浓度
C．图中 a、c 两点处的溶液中 相等(HR 代表 CH3COOH 或 HClO)
D．相同浓度 CH3COONa 和 NaClO 的混合液中，各离子浓度的大小：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
10．相同温度下，三种酸的电离常数如表，下列判断正确的是( )
酸
HX
HY
HZ
电离常数Ka
9×10-7 mol/L
9×10-6 mol/L
2×10-2 mol/L
A．相同温度下，1mol/LHX溶液的电离常数大于0.1mol/LHX
B．相同温度下，0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
C．反应HZ+Y-= HY+Z-能够发生
D．三种酸的酸性强弱关系：HX＞HY＞HZ
11．已知常温CH3COOH的电离平衡常数为K。该温度下向20 mL 0.1mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。下列说法中错误的是(　　)

A．a点表示的溶液中c(CH3COO－)略小于10-3 mol·L－1
B．b点表示的溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)
C．c点表示CH3COOH和NaOH恰好反应完全
D．b、d点表示的溶液中均等于K
12．常温下，某浓度的H2A溶液中滴加NaOH溶液，若定义pc=-lgc，则测得pc(H2A)、pc(HA-)、pc(A2-)变化如图所示。下列说法错误的是（ ）

A．pH=3时溶液中c(A2-)＞c(H2A)＞c(HA-)
B．常温下，H2A的Ka1=10-0.80，Ka2=10-5.30
C．NaHA溶液中c(H+)＞c(OH-)
D．从a点到c点，先增大后减小
13．甲、乙两位同学设计实验确定某酸HA是弱电解质，实验方案如下：

甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒于两支试管中，同时加入浓度均为0.1 mol·L-1 的HA溶液、稀盐酸各10 mL，按图装好，观察现象。
乙：方案一：用pH计测定浓度为 0.1 mol·L-1HA溶液的pH；
方案二：取pH=3的HA溶液5 mL稀释至500 mL，再用pH计测其pH。
回答下列问题：
（1）甲同学设计的方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是___________ (填序号)。
A．加入两种稀酸后，两个试管上方的气球同时鼓起，且一样大
B．加入HA溶液后，试管上方的气球鼓起慢
C．加入稀盐酸后，试管上方的气球鼓起慢
（2）乙同学设计的方案一中说明HA是弱电解质的理由是：____________。
（3）乙同学设计的方案二中说明HA是弱电解质的pH的范围为__________。
（4）丙同学为了进一步证明外界条件对弱电解质电离平衡移动的情况，设计如下实验：
①使HA的电离程度和c(H+)都减小，c(A-)增大，可在 0.1mol·L-1 的HA溶液中，选择加入____试剂；
②使HA的电离程度减小，c(H+)和c(A-)都增大，可在 0.1mol·L-1 的HA溶液中，选择加入______试剂。
（5）若从盐类水解原理角度设计一个合理而比较容易进行的方案(药品可任取) ，证明HA是弱电解质，你的设计方案是______________________。
14．两位同学设计实验确定某一元酸HA是弱电解质并分析其中的变化，实验方案如下：
甲：取纯度、质量、大小相同的锌粒于两只相同气球中，向2支试管中分别加入浓度均为0.1mol/L的HA溶液和稀盐酸各10mL，将气球套在试管上，并同时将锌粒加入试管。
乙：用pH计测定浓度为0.1mol/LHA溶液的pH；
(1)甲同学设计的方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是_________(填字母)。
a. 两个试管上方的气球同时鼓起，且一样大
b. 装有HA溶液的试管上方的气球鼓起慢
c. 装有盐酸的试管上方的气球鼓起慢
(2)乙同学设计的方案可证明HA是弱电解质：测得0.1mol/L的HA溶液的pH___1(填“>”“”、“c(HCl)，盐酸与锌反应，H＋被消耗，CH3COOH与锌反应，H＋被消耗的同时，又由CH3COOH电离产生，即醋酸反应速率快，反应所需要的时间B0.01mol·L-1，B错误；
C. 醋酸是弱电解质，加水稀释促进醋酸电离，溶液中导电微粒主要是H+和CH3COO-，它们的数目增多，但浓度减小，C错误；
D. 醋酸是弱电解质，pH=2的醋酸物质的量浓度远大于0.01mol·L-1，相同pH的盐酸与醋酸分别中和等量的氢氧化钠溶液得到钠盐溶液，按钠元素守恒，则酸物质的量浓度小者消耗体积大，故消耗的盐酸体积比醋酸多，D正确；
答案选D。
3．D【解析】A. 氢氧化钠是强碱，完全电离，一水合氨是弱碱，部分电离，在相同温度下，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH－)不相等，前者小于后者，故A错误；
B. pH相同的盐酸、CH3COOH溶液相比，CH3COOH的浓度更大，所以中和pH和体积均相等的盐酸、CH3COOH溶液时，最终CH3COOH所需NaOH的物质的量更大，故B错误；
C. 浓度和体积都相等的盐酸和醋酸溶液中氢离子的物质的量n(H+)相等，则两者分别与足量的Zn完全反应时，产生的H2一样多，故C错误；
D. 室温下pH=1的醋酸溶液中c(H+)=0.1 mol/L，pH=13的NaOH溶液中c(OH-)=0.1 mol/L，各溶液中都存在电荷守恒，根据电荷守恒得c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)、c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，根据室温下水的离子积为常数，所以酸中c(OH-)等于碱中c(H+)，所以存在c(CH3COO-)=c(Na+)，故D正确；
答案选D。
4．B【解析】A. 加水稀释后，溶液的酸性减弱，溶液中c(H＋)减小，但是c(OH－)增大，A说法不正确；
B. 加入少量冰醋酸后，醋酸的浓度变大，其电离平衡正向移动，故溶液中c(H＋)增大，B说法正确；
C. 加入少量Na2CO3固体，其可以与醋酸电离产生的氢离子发生反应，从而使醋酸电离平衡向右移动，C说法不正确；
D. 弱电解质的电离是吸热过程，适当升高温度，醋酸的电离平衡正向移动，其其电离常数增大，D说法不正确。
本题选B。
5．C【解析】根据定义，酸=质子＋(共轭)碱，反应HC2O4－+H3O+⇌H2C2O4+H2O，可认为H3O＋中的质子给了HC2O4－得到了H2C2O4和H2O，则H3O＋是酸，其共轭碱是H2O；H2C2O4是酸，其共轭碱是HC2O4－；反应HC2O4－+OH-C2O42－+H2O，可认为HC2O4－中的质子转移给了H2O，则HC2O4－是酸，其共轭碱是C2O42－；H2O是酸，其共轭碱是OH－。
A．根据分析，HC2O4－的共轭碱是C2O42－，A错误；
B．根据分析，HC2O4－的共轭酸为H2C2O4，B错误；
C．根据分析，HC2O4－是H2C2O4的共轭碱，是C2O42－的共轭酸，说明其既是酸又是碱，既有酸性又有碱性，C正确；
D．根据定义可推知，H3O＋是水的共轭酸，D错误；
答案选C。
6．B【解析】A．等物质的量浓度、等体积CH3COOH和NaOH混合，恰好完全反应后得到CH3COONa溶液，CH3COONa在溶液中水解显碱性，所以混合溶液显碱性，故A错误；
B．导电能力和溶液中离子浓度成正比，当导电能力相同时，离子浓度相等，由于CH3COOH是弱电解质，在溶液中部分电离，HCl是强电解质，在溶液中全部电离，要使离子浓度相等醋酸浓度必大于盐酸，故B正确；
C．由溶液电荷守恒可知，CH3COOH溶液存在c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)，HCl溶液存在c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)，两溶液pH值相同，c(H+)浓度相同，c(OH-)浓度相同，则c(CH3COO-)=c(Cl-)，故C错误；
D．0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中，CH3COONa是强电解质，完全电离，由于CH3COO-会发生水解，因而c(CH3COO-)＜0.1mol·L-1，故D错误；
答案为B。
7．B【解析】A. 由图中信息可知，ab段溶液的导电能力逐渐减弱至最低，说明在此过程中，溶液中的离子总浓度逐渐减小，只是CH3COOH与NaOH的中和过程，NaOH是强碱，其完全电离，故其先参与中和反应，NH3·H2O是弱碱，其没有参加反应，因为只要NH3·H2O参加反应就会生成可溶性的强电解质醋酸铵，离子总浓度必然增大，A叙述正确；
B. b点为醋酸钠和NH3·H2O的混合液，此时NH3·H2O的电离抑制了水的电离，在d点恰好完成所有的中和反应，溶液中只有醋酸钠和醋酸铵两种溶质，两者的水解均促进水的电离，故d点水的电离程度最大，B叙述错误；
C.由于起始状态时醋酸和氢氧化钠的物质的量浓度相同，在c点，醋酸的体积是原氢氧化钠溶液体积的1.5倍，根据物料守恒可知，3c(Na+)=2c(CH3 COOH)+2c(CH3 COO-)，C叙述正确；
D. 在室温下，两种弱电解质的电离常数相同。在d点溶液中只有醋酸钠和醋酸铵，且两者物质的量浓度相同。若醋酸根离子的物质的量浓度与铵根离子浓度相同，则溶液呈中性，但是，此时溶液中醋酸根离子的物质的量浓度是铵根离子的2倍，因此，醋酸根离子的水解作用大于铵根离子的水解作用，溶液呈碱性，因此，c(Na+)＞c(NH)＞c(OH-)＞c(H+)，D叙述正确。
本题选B。
8．B【解析】A．a点溶液没有加入NaOH，为醋酸溶液，根据电离平衡常数计算。设电离的出的H＋的浓度为x，由于电离程度很低，可认为醋酸浓度不变。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
2 x x
Ka===1.8×10-5，解得x=6.0×10-3mol/L，A项正确；
B．b点的溶液为CH3COOH和CH3COONa等浓度混合的溶液，物料守恒为c(CH3COOH) +c(CH3COO-)=2c(Na+)，醋酸会电离CH3COOHCH3COO－＋H＋，醋酸根会水解，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，水解平衡常数 c(Na+)> c(CH3COOH)；B项错误；
C．c点醋酸和氢氧化钠完全反应，溶液为CH3COONa溶液，在醋酸钠溶液中有电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)，有物料守恒c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，将两式联立得到质子守恒，则有c(OH-)=c(CH3COOH)+ c(H+)；C项正确；
D．d点加入40mL的NaOH溶液，NaOH多一倍，为等物质的量浓度的NaOH和CH3COONa的混合溶液，有物料守恒c(Na+)=2c(CH3COO-)+2c(CH3COOH)，D项正确；
本题答案选B。
9．B【解析】A．由于酸性：CH3COOH＞HClO，则加入等量的水时，CH3COOH的pH变化更大，因此图像中Ⅰ为CH3COOH、Ⅱ为HClO，A选项正确；
B．由A可知，CH3COOH的电离程度大于HClO，当两者稀释相同倍数时，即到a、b两点时，CH3COOH的浓度小于HClO，B选项错误；
C．曲线Ⅰ代表CH3COOH，CH3COOH中存在电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+，其电离平衡常数，则，a、c两电温度相同，所以Kw和Ka均相等，即相等，C选项正确；
D．相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中，由于CH3COO-和ClO-均会水解显碱性，且水解程度CH3COO-＜ClO-，因此溶液中离子浓度c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，D选项正确；
答案选B。
10．C【解析】A. 相同温度下，同一物质的电离平衡常数不变，A错误；
B. 根据电离平衡常数可知，三种酸的酸性强弱：HZ>HY>HX，酸的电离程度越大，酸根离子的水解程度越小，则相同浓度的钠盐溶液，酸根离子的水解程度越大，碱性越强，所以0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最小，B错误；
C. 酸性强弱：HZ>HY，根据强酸制弱酸，反应HZ+Y-= HY+Z-能够发生，C正确；
D. 根据电离平衡常数可知，三种酸的酸性强弱：HZ>HY>HX，D错误；
故答案为：C。
11．C【解析】A. a点对应的溶液中pH=3，则c（H+）=10-3mol/L，由于醋酸为弱酸，溶液中存在水的电离平衡和醋酸的电离平衡，根据电离守恒可知，c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-），所以溶液中氢离子浓度略大于醋酸根离子浓度，故A正确；
B. b点时，溶液满足c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CH3COO-），由于溶液呈酸性，c（H+）＞c（OH-），则有c（CH3COO-）＞c（Na+），故B正确；
C. 醋酸和氢氧化钠反应生成醋酸钠，醋酸钠是强碱弱酸盐其水溶液呈碱性，当酸碱恰好反应时溶液应该呈碱性，但C点溶液呈中性，说明酸过量，故C错误；
D. b、d两点溶液的温度相同，所以b、d点表示的溶液中均等于K，故D正确；
题目要求选错误的，故选C。
12．AD【解析】pc=-lgc，则浓度越大，pc越小，溶液中存在H2A分子，说明H2A为二元弱酸，其电离方程式为：H2A⇌H++HA-，HA-⇌H++A2-，pH增加促进电离平衡正向移动，所以由图可知：Ⅰ曲线是HA-的物质的量浓度的负对数，Ⅱ曲线是H2A的物质的量浓度的负对数，Ⅲ曲线是A2-的物质的量浓度的负对数，以此解答该题。
A．由图象可知，pH=3时溶液中pc(A2-)＞pc(H2A)＞pc(HA-)，pc=-lgc，则浓度越大，pc越小，故离子的浓度大小关系为：c(HA-)＞c(H2A)＞c(A2-)，故A错误；
B．H2A为二元弱酸，其电离方程式为：H2A⇌H++HA-，HA-⇌H++A2-，Ka1=，Ka2=，图象上的a点可知，当pH=0.80时，pc(H2A)= pc(HA-)=0.70，c(H+)= 10-0.80，c(H2A)=c(HA-)=10-0.70，Ka1=10-0.80，由c点可知，当pH=5.30时，pc(A2-)= pc(HA-)=0.70，c(H+)= 10-5.30，c(A2-)=c(HA-)=10-0.70，Ka2=10-5.30，故B正确；
C．根据电离平衡可知，HA-⇌H++A2-，Ka2==10-5.30，根据水解平衡可知，HA-+H2O=H2A+OH-，Kh=，Ka2＞Kh，溶液显酸性，c(H+)＞c(OH-)，故C正确；
D．从a点到c点，Ka1=，c(HA-)先增大，后减小，由于温度不变，Ka1不变，则先减小后增大，故D错误；
答案选AD。
13．（1）B（2）测得 0.1 mol·L-1 的HA溶液的pH > 1（3）37，则证明HA是弱电解质；
(4)①使HA的电离程度和c(H+)都减小，即抑制A-的水解，且c(A-)增大，可以减小溶液的体积，也可以加入NaA固体，故A正确，故选A；
②使HA的电离程度减小，c(H+)和c(A-)都增大，就只能加入HA，故D正确，故选D。
15．（1）逆；增大(2)①H2A=2H＋＋A2－②C③c()+c(H＋)=2c(A2－)+c(OH－) (3)①bc②c(Na＋)＞c()＞c(H＋)＞c()＞c(OH－) (4)＞；NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度
【解析】 (1)向CH3COOH中加入CH3COONa固体，CH3COONa电离导致溶液中c（CH3COO-）增大而抑制CH3COOH电离，则醋酸的电离平衡向逆反应方向移动；水的电离增大；故答案为：逆；增大；
(2)①99℃时，KW＝1.0×10-12 mol2·L-2，纯水中，则pH为6，该温度下测得0.1 mol·L-1Na2A溶液的pH＝6，说明该溶液为中性，即无离子发生水解，说明H2A是强酸，完全电离，电离方程式为：H2A=2H＋＋A2－；
②H2A是强酸，体积相等、pH＝1的盐酸与H2A溶液中n(H+)相同，故两种酸与足量的Zn反应，产生的氢气一样多，故答案为：C；
③(NH4)2A在水中完全电离，根据电荷守恒：；
(3)①a．H2SO3的Ka2＝1.02×10-7，H2CO3的Ka2＝5.60×10-11，Ka越大，酸性越大，说明酸性比的强，故、不能大量共存，a错误；
b．由a项分析可知，、可以大量共存，b正确；
c．酸性比的强，与不反应，能共存，c正确；
d．H2SO3的Ka1大于H2CO3的Ka2，则H2SO3酸性比的强，两者能反应，不能共存，d错误；
故答案选bc；
②NaHSO3溶液显酸性，说明电离程度大于水解程度，故离子浓度从大到小的排列顺序：c(Na＋)＞c()＞c(H＋)＞c()＞c(OH－)；
(4)NaHA溶液显碱性，说明水解程度大于电离程度，故c(H2A)＞c(A2-)，判断的依据是：NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度，故答案为：＞；NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度。
16．（1）不变；c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）（2）CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4+2H2O（3）CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解（4）①不能②HCO3-、H2CO3；c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+）③10
【解析】（1）CH3COOH的电离平衡常数K=，温度不变，电离平衡常数不变；混合溶液中存在电荷守恒关系c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+），故答案为：不变；c（CH3COO-）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）；
（2）Na2CO3为强碱弱酸盐，CO32-在溶液中分步水解使土壤呈碱性，水解的离子方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-，加入石膏后，CaSO4与Na2CO3反应生成CaCO3沉淀，CO32-浓度降低，水解平衡向左移动，OH-浓度降低，使土壤碱性降低，使土壤碱性降低，反应方程式为CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3↓+Na2SO4+2H2O，故答案为：CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；CaSO4•2H2O+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4+2H2O；
（3）醋酸的酸性强于碳酸，水垢的主要成分CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解，故答案为：CaCO3在溶液中存在溶解平衡CaCO3（s）Ca2+（aq）+CO32-（aq），加入过量食醋，食醋的主要成份醋酸电离出的氢离子与CO32-离子反应，CO32-浓度降低，水解平衡向右移动，使CaCO3溶解；
（4）①由图象可以看出，H2CO3存在于PH＜8的溶液中，CO32-存在于pH＞8的溶液中，二者不能大量共存于同一溶液中，故答案为：不能；
②由图可知，pH=7时溶液中c（OH-）=c（H+），溶液中含碳元素的主要微粒为HCO3-和H2CO3，此时溶液中溶质为NaCl、NaHCO3和H2CO3，由电荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（Cl-）+c（HCO3-）+c（OH-）可知，溶液中c（Na+）>c（Cl-），由反应Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3和NaHCO3+HCl=NaCl+ H2CO3可知，溶液中c（Cl-）>c（HCO3-），则溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+），故答案为：HCO3-、H2CO3；c（Na+）>c（Cl-）>c（HCO3-）> c（OH-）=c（H+）；
③CO32-的水解常数Kh==2.0×10－4可知，当溶液中c（HCO3-）：c（CO32-）=2：1时，溶液中c（OH-）=1.0×10-4mol/L，则溶液中c（H+）==10-10mol/L，溶液pH=10，故答案为：10。