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专题4.6 电离(水解)常数的相关计算-备战2023年高考化学新编大一轮复习讲义·
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专题4.6 电离(水解)常数的相关计算
【方法与技巧】
一、电离常数与电离度
1、表达式
(1)一元弱酸(HA)： HAH+＋A－ Ka＝
(2)二元弱酸(H2A)：H2AH+＋HA－ Ka1＝
HA—H+＋A2－ Ka2＝
(3)一元弱碱(BOH)：BOHB+＋OH－ Kb＝
2、影响因素
(1)内因：与物质本身结构和性质有关
(2)外因：电离平衡常数的数值只与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越越大
3、电离常数(K)与电离度(α)的定量关系
设一定温度下，CH3COOH的浓度为c，其电离度为
CH3COOHCH3COO－＋H+
起始 c 0 0
转化 c c c
平衡 c—c c c
Ka＝，由于<<1，则：Ka＝c2
，c(H+)＝c＝
二、计算电离常数的常见类型
方法探究：计算电离常数重点是选取特殊的时刻，一般来说选取最多的是起始点、恰好完全反应的时刻、中性时刻，以及特殊曲线交点时刻，这些点计算比较方便
类型一、起点时刻：巧用三段式
例1、HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6
方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式
解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3
HR H+＋ R—
起始：0.2 0 0
转化：10－3 10－3 10－3
平衡：0.2-10－3 10－3 10－3
HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6
【精准训练1】
1、已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1
(1)写出BOH的电离方程式：_______________________________
(2)BOH的电离度α＝________
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝________
2、常温下，向20mL0.1mol/L氨水中滴加一定浓度的稀盐酸，溶液中水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示，计算氨水的电离平衡常数Kb＝________
3、化学上常用AG表示溶液中的lg。25 ℃时，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1 mol·L－1的HNO2溶液。AG与所加NaOH溶液体积(V)的关系如图所示，计算25 ℃时，HNO2的电离常数Ka＝________
类型二、遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定
例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝
方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化
解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。
电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol
物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04) mol
Kb＝
【精准训练2】
1、常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝__________________(用含a和b的代数式表示)
2、常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)
3、已知对于电离常数为Ka的某一元弱酸滴定过程中，pH突变随其浓度的增大而增大，且浓度主要影响滴定终点和滴定终点之后的曲线部分。常温下，用不同浓度的NaOH溶液分别滴定20 mL与其同浓度的某弱酸HA溶液，滴定曲线如图所示。Ka＝________
类型三、恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系
水解平衡常数与电离常数的关系
①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②NH4+＋H2ONH3H2O＋H+
③CO32—＋H2OHCO3—＋OH－ ，HCO3—＋H2OH2CO3＋OH－
例3、25 ℃时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝10－7
方法探究：方法I、直接列水解三段式求解
方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算
方法I、直接列水解三段式求解
HCOO—＋H2OHCOOH＋OH－
起始: 0.1 0 0
转化: 10－4 10－4 10－4
平衡: 0.1-10－4 10－4 10－4
Ka＝＝
方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算
利用左边的三段式，先求出HCOO—的水解常数
Kh＝＝
Ka＝
【精准训练3】
1、在25℃下，将0.2 mol·L－1的氨水与0.2mol/L的硝酸等体积混合，反应后溶液的pH=5，则该温度下氨水的电离常数Kb＝_______
2、25℃时，用0.10 mol·L－1的氨水滴定10.00 mL 0.05 mol·L－1的二元酸H2A的溶液，滴定过程中加入氨水的体积(V)与溶液中的关系如图所示。25℃时，该氨水的电离平衡常数为Kb=_______或_______
3、已知H2X的溶液中只有一种分子，但存在HX－、X2－等四种离子。常温下向20mL 0.2 mol·L－1的H2X溶液中滴加0.2 mol·L－1的NaOH溶液，滴加过程中溶液pH与滴入的NaOH溶液体积关系如图示，则
X2－+H2OHX－+OH－的平衡常数Kh＝________
类型四、利用图像特殊交点求电离常数
说明：pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标
一元弱酸(以CH3COOH为例)
二元酸(以草酸H2C2O4为例)
δ0为CH3COOH分布系数
δ1为CH3COO－分布系数
δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、
δ2为C2O分布系数
交点即为CH3COOH的电离常数的负对数
左边交点为H2C2O4的第一步电离常数的负对数
右边交点为H2C2O4的第二步电离常数的负对数
例1、25℃时，往HA溶液中滴加NaOH溶液，溶液中HA和A－二者中各自所占的物质的量分数(α)随溶液pH变化的关系如图所示。 则HA的电离常数Ka=1×10－5
分析：交点时刻c(A－)和c(HA)相等，交点即为HA的电离常数的负对数
，利用交点时刻c(A－)和c(HA)相等，代入计算，
例2、常温下，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定某浓度的二元弱酸(H2X)溶液，所得溶液中各种含X的微粒的物质的量分数(δ)与pH的变化曲线如图所示
(1)计算H2X的一级电离常数Ka1＝10－1.2
(2)X2－的一级水解常数Kh＝10－9.8
分析：利用两交点时刻可以分别求出Ka1和Ka2的负对数
(1)H2X的电离常数,利用pH＝1.2时，c(H2X)＝c(HX－)，代入计算，Ka1＝c(H＋)＝10－1.2
(2)X2－的水解常数，利用pH＝4.2时，c(X2－)＝c(HX－)，代入计算，Kh＝c(OH－)＝104.2－14＝10－9.8
例3、室温下，某二元碱X(OH)2水溶液中相关组分的物质的量分数随溶液pH变化的曲线如图所示，计算X(OH)2第二步电离常数Kb2＝10-7.8
分析：利用两交点时刻可以分别求出Kb1和Kb2的负对数
X(OH)2的第二步电离常数,利用pH＝6.2时，c(X2+)＝c[X(OH)+]，代入计算，Kh1＝c(OH—)＝
【精准训练4】
1、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。计算的第二步电离常数Ka2＝________
2、298 K时，向H3PO4溶液中滴入NaOH溶液，溶液中H3PO4、H2PO、HPO、PO的物质的量分数δ(X)随pH的变化关系如图所示。计算：Ka1(H3PO4)＝________，Kh(H2PO)＝________
3、已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋ Ka1，HC2OC2O＋H＋ Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：(1)Ka1＝________
(2)Ka2＝________
(3)pH＝2.7时，溶液中＝__________________________
4、已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示
(1)写出亚磷酸电离的方程式：________________________、________________________
(2)表示pH与lg 的变化关系的曲线是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________
三、与电离常数的有关计算
类型一、利用电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)
1、已知饱和硫化氢的浓度为0.1 mol·L－1，硫化氢的电离常数为Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19。计算饱和硫化氢溶液中c(H＋)＝_______
2、已知25 ℃时，NH3·H2O的电离常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝__________ mol·L－1 (已知 ≈2.36)
类型二、利用电离常数求pH
3、CO2可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH＝13，CO2主要转化为__________(写离子符号)；若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，溶液pH＝_______。(室温下，H2CO3的K1＝4×10－7；K2＝5×10－11)
4、工业尾气中的SO2一直是环境污染的主要原因之一，工业上常采用氨水将SO2转化为NH4HSO3，再氧化为(NH4)2SO4的方法降低尾气中的含硫量。实验测得NH4HSO3溶液中c(SO)∶c(H2SO3)＝1 500，则溶液的pH为________ (已知：H2SO3的Ka1＝1.5×10－2，Ka2＝1.0×10－7)
类型三、利用电离常数求电离度
5、25 ℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。该温度下，0.1 mol·L－1H2TeO3的电离度α约为________
(α＝×100%)
6、25 ℃时，已知25 ℃时，Kb＝1.8×10－5，计算2 mol·L－1氨水的电离度α约为________
类型四、利用电离常数判断弱酸酸式盐的酸碱性
7、已知25 ℃时，草酸的电离平衡常数Ka1＝5.0×10－2，Ka2＝5.2×10－5；碳酸的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则NaHC2O4溶液的pH____(填“＞”“＜”或“＝”，下同)7，NaHCO3溶液的pH____7
8、25 ℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。；NaHTeO3溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7
类型五、利用电离常数判断弱酸弱碱盐的酸碱性
9、工业上常用氨水吸收二氧化硫，可生成(NH4)2SO3。判断常温下(NH4)2SO3溶液的酸碱性并说明判断依据______
__________________________________________________________________________________________
(已知常温下NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5；H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.3×10－8)
10、已知：25 ℃时，电离常数Kb(NH3·H2O)＝2.0×10－5，Ka1(H2CO3)＝4.0×10－7、Ka2(H2CO3)＝5.0×10－11
①判断0.1 mol/L的(NH4)2CO3溶液使pH试纸________(填“变蓝”“不变色”或“变红”)，该溶液中c(CO)、c(HCO)、c(NH)的浓度大小关系是________
②0.50 mol/L的Na2CO3溶液的pH＝________(不考虑CO第二步水解和H2O的电离)
类型六、利用电离常数求比值
11、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2.0 mol·L-1，溶液中的c(OH−)=______mol·L−1。将SO2通入该氨水中，当c(OH−)降至1.0×10−7 mol·L−1时，溶液中的c()/c()=__________
12、常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中c(SO)∶c(HSO3—)＝________。(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)
类型七、利用电离常数求某一反应的平衡常数
13、在NH4HCO3溶液中，反应NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝________(已知常温下NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝2×10－5，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4×10－7)
14、常温下，Ksp[Fe(OH)2]＝1.64×10－14，则求得反应：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋的平衡常数为_________(保留1位小数)
【巩固练习】
1、碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
2、在25 ℃时，将a mol·L－1的氨水溶液与0.02 mol·L－1HCl溶液等体积混合后溶液恰好呈中性(忽略溶液混合后体积的变化)，用含a的表达式表示25 ℃时NH3·H2O的电离常数Kb＝______________。用质量分数为17%、密度为0.93 g·cm－3的氨水，配制200 mL a mol·L－1的氨水，所需原氨水的体积V＝________ mL
3、25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________mol·L－1
(已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 mol·L－1)
4、25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显______(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________
5、联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为_____________(已知：N2H4+H+N2H5+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_______________
6、用40%的硫酸溶液吸收氨气获得(NH4)2SO4的稀溶液，测得常温下，该溶液的pH=5，则________。
(计算结果保留一位小数，已知该温度下NH3·H2O的Kb=1.7×10-5)；若将该溶液蒸发掉一部分水后恢复室温，则的值将_____(填“变大”“不变”或“变小”)
7、已知常温下，HCN的电离平衡常数Ka＝6.2×10－10
(1)常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显_____(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－)____
c(HCN) (填“＞”“＜”或“＝”)，该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________
(2)常温下，若将c mol·L－1盐酸与0.62 mol·L－1 KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝__________(小数点后保留4位数字)
8、磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：
(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序_____________
(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7
(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：______________________________________________
9、向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则c(NH) 2c(SO)(填“＞”“＜”或“＝”)，此时混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，则NH3·H2O的电离常数Kb为
10、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－1 H3PO2与20 mL 1 mol·L－1的NaOH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，K(H3PO2)＝1×10－2 mol·L－1，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的电离常数Ka1约为 (Ka2＝2×10－7 mol·L－1，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H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有 个“O—H”键。
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液，回答下列问题：
①恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH (填“＞”“＜”或“＝”，下同)7；
②溶液呈中性时，所得溶液的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，所得溶液的c(Na＋) c(H2PO)＋2c(HPO)
11、根据H3BO3的解离反应：H3BO3＋H2OH＋＋B(OH)，Ka＝5.81×10－10，可判断H3BO3是______酸。
12、次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，写出其电离方程式：________________________________________，NaH2PO2溶液显________(填“弱酸性”“中性”或“弱碱性”)。
13、已知常温下H2CO3为二元弱酸，其第一、二步电离的电离常数分别为Ka1、Ka2，且Ka1≈104Ka2。Na2CO3溶液的第一、二步水解反应的平衡常数称为水解常数，分别为Kh1、Kh2
①请推导出Kh1与Ka2的关系为_________(用表达式表示)
②常温下，0.01 mol·L－1的Na2CO3溶液的pH为___________(用含Kh1的表达式表示)
14、次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka值为________
15、如图所示为二元酸H2A溶液中各微粒的物质的量分数(δ)随溶液pH的变化曲线(25 ℃)。
H2A的电离平衡常数Ka1＝________，溶液pH＝7时，＝________
16、H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示，H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝ (pKa1＝－lg Ka1)
17、常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。请计算在P点的电离平衡常数Ka＝
18、25℃时，向盛有50 mL pH=3的HA溶液的绝热容器中加入pH =14的NaOH溶液，加入NaOH溶液的体积(V)与所得混合溶液的温度(T)的关系如图所示，计算HA的电离平衡常数Ka＝________
19、向10mL 1 mol·L－1的HCOOH溶液中不断滴加1 mol·L－1的NaOH溶液，并一直保持常温，所加碱的体积与-lg c水(H+)的关系如图所示。c水(H+)为溶液中水电离的c(H+)。Ka(HCOOH)＝________
20、常温下，向25.00 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出的c(H＋)的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，计算HSCN的电离平衡常数Ka＝________
21、HR是含Z元素的一元酸。室温时，用0.250mol·L-1NaOH溶液滴定25.0mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，a点表示两种物质恰好完全反应
①右图中x____7(填“>”、“<”或“=”)
②室温时，HR的电离常数Ka=__ (填数值)
22、298 K 时，向20 mL 0.01mol/LCH3COOH 溶液中逐滴加入0.01mol/L KOH 溶液，其pH变化曲线如图所示。 醋酸的电离平衡常数：Ka＝________
23、大气污染物SO2可用NaOH吸收。已知pKa＝－lgKa，25 ℃时，用0.1 mol/L NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol/L
H2SO3溶液的滴定曲线如图。
(1)c点所得溶液中：c(Na＋)______3c(HSO)(填“＞”“＜”或“＝”)。
(2)依据图像计算H2SO3在25 ℃的pKa1＝________，pKa2＝__________
24、乙二胺(H2NCH2CH2NH2) 与NH3相似，水溶液呈碱性，25℃时，向10mL0.1mol·L-1乙二胺溶液中滴加0.1 mol·L-1盐酸，各组分的物质的量分数δ随溶液pH的变化曲线如图所示，计算Kb2[H2NCH2CH2NH2]＝________
25、常温下将盐酸溶液滴加到联氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随-lg(OH-) 变化的关系如图所示。计算：Kb1(N2H4)＝________
26、在某温度时，将n mol·L－1氨水滴入 10 mL 1.0 mol·L－1盐酸中，溶液 pH 和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示。25 ℃时，NH4Cl 水解平衡常数为__________(用n表示)
答案
二、计算电离常数的常见类型
【精准训练1】
1、(1)BOHB＋＋OH－
(2)1%
(3)1×10－5
解析 因c(BOH)初始＝0.1 mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝×100%＝1%；BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－；电离平衡时，c(BOH)平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。
2、1.0×10－5
解析：a点，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则氨水的电离常数K＝＝＝10－5
3、1.0×10－4.5
解析：A点溶液为HNO2溶液，结合lg＝8.5和水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，可计算出A点c(H＋)＝10－2.75 mol·L－1，则亚硝酸的电离平衡常数Ka＝＝＝1.0×10－4.5
【精准训练2】
1、
解析：由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，物料守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
2、
解析：根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
3、Ka＝
【精准训练3】
1、10－5
2、 5×10-10 或Ka=
3、1×10-8
【精准训练4】
1、10-4.2
2、1.0×10－2.1 1.0×10－11.9
3、(1)10－1.2
(2)10－4.2
(3)1 000
解析：(1)由图像可以知道pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。
(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可以知道＝＝＝103＝1 000。
4、(1)H3PO3H2PO＋H＋ H2POHPO＋H＋
(2)Ⅰ
(3)10－1.4
解析：由于Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同或时，“曲线Ⅱ”对应的c(H＋)较大，为一级电离(Ka1)，“曲线Ⅰ”对应的c(H＋)较小，为二级电离(Ka2)，显然选用“曲线Ⅱ”中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝101×10－2.4＝10－1.4。
三、与电离常数的有关计算
1、1.0×10－4mol·L－1
解析：由于氢硫酸Ka1≫Ka2，且电离常数很小，因而可用其一级电离常数计算氢离子浓度。c(H＋)＝≈mol·L－1＝1.0×10－4mol·L－1。
2、2.36×10－5
解析：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
Kh＝＝
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1 mol·L－1，
所以c(H＋)≈ ＝mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
3、CO 10
解析：因反应后所得溶液碱性较强，故CO2应主要转化为碱性较强的CO。
由HCOCO＋H＋知，K2＝，将c(CO)∶c(HCO)＝1∶2代入可得：c(H＋)＝2K2＝2×5×10－11＝10－10，故pH＝10。
4、6
解析：(1)Ka1＝，Ka2＝，Ka1·Ka2＝c2(H＋)·＝1.5×10－2×1.0×10－7，则c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，溶液的pH为6。
5、10%
解析：亚碲酸(H2TeO3)为二元弱酸，以一级电离为主，H2TeO3的电离度为α，
H2TeO3HTeO＋H＋
起始浓度/mol·L－1 0.1 0 0
电离浓度/mol·L－1 0.1α 0.1α 0.1α
平衡浓度/mol·L－1 0.1(1－α) 0.1α 0.1α
Ka1＝1×10－3＝，解得α≈10%；
6、α＝＝＝3×10－3＝0.3%
7、＜ ＞
8、＜
解析：已知Ka1＝1×10－3，则HTeO的水解常数Kh＝＝＝10－11
解析：NH水解生成了H＋和NH3·H2O，使溶液显酸性，而SO水解生成了OH－和HSO，使溶液显碱性，由于Kb(NH3·H2O)大于Ka2(H2SO3)，说明NH的水解程度小于SO的水解程度，故(NH4)2SO3溶液显碱性。
10、①变蓝 c(NH)＞c(CO)＞c(HCO) ②12
解析：由题给电离常数可知，电离程度大小顺序为：NH3·H2O＞H2CO3＞HCO，电离程度越大，离子的水解程度越小，则水解程度大小顺序为：CO＞HCO＞NH。①由于0.1 mol/L的(NH4)2CO3溶液中，CO和NH均水解，水解程度大小顺序为：CO＞NH，溶液呈碱性，使pH试纸变蓝；水解程度越大，离子浓度越小，CO和NH虽然相互促进水解，但水解程度依然很小，则溶液中浓度大小关系为c(NH)＞c(CO)＞c(HCO)；
②0.50 mol/L的Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，水解常数Kh＝c(HCO)·c(OH－)/c(CO)＝Kw/Ka2＝1.0×10－14/5.0×10－11＝2.0×10－4，0.50 mol/L的Na2CO3溶液中c(OH－)＝＝ mol/L＝1.0×10－2 mol/L，溶液pH＝12。
11、6.0×10-3 0.62
12、向右 60
解析：NaOH电离出的OH－抑制水的电离，Na2SO3电离出的SO水解促进水的电离。
SO＋H2OHSO＋OH－
Kh＝＝＝
所以＝＝60。
13、1.25×10－3
解析：根据盐类水解规律，由NH3·H2O的电离平衡常数K＝2×10－5、H2CO3的电离平衡常数K＝4×10－7可知，碳酸氢根的水解程度更大，所以c(NH) 大于c(HCO)；反应NH＋HCO＋H2O===NH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝＝＝＝1.25×10－3。
14、6.1×10－15
解析：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋的平衡常数K＝＝＝≈6.1×10－15。
【巩固练习】
1、4.2×10－7
解析：由H2CO3H＋＋HCO得K1＝＝≈4.2×10－7
2、(或) 21.5a(或或)
3、
4、中
5、8.7×10－ 7，N2H6(HSO4)2
解析：联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4+H2O N2H5++OH-,已知：N2H4+H+N2H5+的K=8.7×107；KW=1.0×10-14，联氨第一步电离的平衡常数K=÷c(N2H4)= ÷=K×Kw=8.7×107×1.0×10-14=8.7×10-7 ；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2 。
6、5.9×10-5 变小
解析：=5.9×10-5，设(NH4)2SO4溶液的浓度为c，NH4+的水解程度为a，则，蒸发掉一部分水后恢复室温，溶液浓度增大，水解程度减小，(1-a)增大，比值变小。
7、(1)碱 ＜ c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)
(2)0.616 2
解析：(1)常温下，NaCN的水解常数Kh＝＝≈1.61×10－5，Kh＞Ka，故CN－的水解能力强于HCN的电离能力，由于NaCN与HCN的物质的量相等，故水解产生的c(OH－)大于电离生成的c(H＋)，混合溶液显碱性，且c(CN－)＜c(HCN)。(2)当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得c(HCN)＝c(K＋)－c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝＝＝1.61×10－5，解得c≈0.616 2。
8、(1)③＜②＜①
(2)＜
(3)碱 Na2HPO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.6×10－7，Kh＞Ka3，即HPO的水解程度大于其电离程度，因而Na2HPO4溶液显碱性
解析：(2)NaH2PO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.4×10－12，Ka2＞Kh，即H2PO的电离程度大于其水解程度，因而pH＜7。
9、＝ 1.76×10－5
解析：向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则根据电荷守恒有c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，所以c(NH)＝2c(SO)。因混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，NH3·H2O的电离常数Kb＝＝1.76×10－5。
10、(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
(2)1×10－3 mol·L－1
(3)1
(4) ①＞ ②＝ ③＜
解析：(1)①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸分子中只可电离出一个氢离子，因而NaH2PO2是正盐。
②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1
K(H3PO2)＝＝1×10－2 mol·L－1[注意由于K(H3PO2)比较大，不能近似计算]，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不能完全电离，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，则溶液中：
c(H2PO)≈c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，
c(H3PO3)＝(0.11－1×10－2)mol·L－1＝0.1 mol·L－1，电离常数Ka1＝＝ mol·L－1＝1×10－3 mol·L－1。
(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电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋c(OH－)，用甲基橙做指示剂达滴定终点时，溶液呈酸性c(H＋)>c(OH－)，故c(Na＋)
解析：根据题目信息中H3BO3的解离反应方程式和Ka的数值可知，H3BO3为一元弱酸
12、H3PO2H＋＋H2PO2－ 弱碱性
解析：次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，所以在水溶液中部分电离生成H＋、H2PO2－，电离方程式为H3PO2H＋＋H2PO2－，NaH2PO2是强碱弱酸盐，酸根离子水解导致溶液呈弱碱性
13、 ；或
14、10－7.5
解析：HClO溶液中存在电离平衡HClOH＋＋ClO－，HClO的电离常数Ka＝，由题图(b)可知当pH＝7.5时，溶液中c(ClO－)＝c(HClO)，即Ka＝c(H＋)＝10－7.5。
15、1×10－4.2 1×100.8
解析：pH＝4.20时，c(H2A)＝c(HA－)，H2A的电离平衡常数Ka1＝＝c(H＋)＝10－4.20，pH＝6.20时，c(A2－)＝c(HA－)，H2A的电离平衡常数Ka2＝＝c(H＋)＝10－6.20，pH＝7，则c(H＋)＝10－7，＝×＝＝＝1×100.8。
16、2.2
解析：Ka1＝，K仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH＝2.2时计算，此时c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。
17、1.0×10－6
解析：在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。
HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)
常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
18、1.25×10－6
19、10-4
解析：甲酸溶液中水电离出的氢离子为10－12mol·L－1，则溶液中氢离子浓度为0.01mol·L－1，所以常温下，Ka（HCOOH）＝≈10－4，因此数量级为10－4
20、1×10－5
解析：根据题图知，0.1 mol·L－1 HSCN溶液中－lg c水(H＋)＝11，则c水(H＋)＝10－11mol·L－1，故溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，则Ka(HSCN)＝＝1×10－5
21、> 5.0×10－6
22、Ka=
23、(1)＞ (2)1.85 7.19
解析：(1)写出电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，由于c点c(HSO)＝c(SO)，则c(Na＋)＋c(H＋)＝3c(HSO)＋c(OH－)，该pH＝7.19，c(OH－)＞c(H＋)，故c(Na＋)＞3c(HSO)。(2)分别写出亚硫酸的两级电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝，由a点c(HSO)＝c(H2SO3)，则a点时，Ka1＝c(H＋)，即pKa1＝pH＝1.85，由c点c(HSO)＝c(SO)，则c点时，Ka2＝c(H＋)，即pKa2＝pH＝7.19。
24、10-7.15
25、10-6
26、(n－1)×10－7
解析：根据图像可知，25 ℃时溶液的pH＝7，则：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，c(NH)＝c(Cl－)＝0.5 mol·L－1，根据物料守恒可知：c(NH3·H2O)＝(0.5 n－0.5) mol·L－1，则25 ℃时NH4Cl水解常数为Kh＝＝(n－1)×10－7
专题4.6 电离(水解)常数的相关计算
【方法与技巧】
一、电离常数与电离度
1、表达式
(1)一元弱酸(HA)： HAH+＋A－ Ka＝
(2)二元弱酸(H2A)：H2AH+＋HA－ Ka1＝
HA—H+＋A2－ Ka2＝
(3)一元弱碱(BOH)：BOHB+＋OH－ Kb＝
2、影响因素
(1)内因：与物质本身结构和性质有关
(2)外因：电离平衡常数的数值只与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越越大
3、电离常数(K)与电离度(α)的定量关系
设一定温度下，CH3COOH的浓度为c，其电离度为
CH3COOHCH3COO－＋H+
起始 c 0 0
转化 c c c
平衡 c—c c c
Ka＝，由于<<1，则：Ka＝c2
，c(H+)＝c＝
二、计算电离常数的常见类型
方法探究：计算电离常数重点是选取特殊的时刻，一般来说选取最多的是起始点、恰好完全反应的时刻、中性时刻，以及特殊曲线交点时刻，这些点计算比较方便
类型一、起点时刻：巧用三段式
例1、HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6
方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式
解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3
HR H+＋ R—
起始：0.2 0 0
转化：10－3 10－3 10－3
平衡：0.2-10－3 10－3 10－3
HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6
【精准训练1】
1、已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1
(1)写出BOH的电离方程式：_______________________________
(2)BOH的电离度α＝________
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝________
2、常温下，向20mL0.1mol/L氨水中滴加一定浓度的稀盐酸，溶液中水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示，计算氨水的电离平衡常数Kb＝________
3、化学上常用AG表示溶液中的lg。25 ℃时，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1 mol·L－1的HNO2溶液。AG与所加NaOH溶液体积(V)的关系如图所示，计算25 ℃时，HNO2的电离常数Ka＝________
类型二、遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定
例2、在25℃下，amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸以体积比3:4混合，平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝
方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化
解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。
电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol
物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a—0.04) mol
Kb＝
【精准训练2】
1、常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝__________________(用含a和b的代数式表示)
2、常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)
3、已知对于电离常数为Ka的某一元弱酸滴定过程中，pH突变随其浓度的增大而增大，且浓度主要影响滴定终点和滴定终点之后的曲线部分。常温下，用不同浓度的NaOH溶液分别滴定20 mL与其同浓度的某弱酸HA溶液，滴定曲线如图所示。Ka＝________
类型三、恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系
水解平衡常数与电离常数的关系
①CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②NH4+＋H2ONH3H2O＋H+
③CO32—＋H2OHCO3—＋OH－ ，HCO3—＋H2OH2CO3＋OH－
例3、25 ℃时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝10－7
方法探究：方法I、直接列水解三段式求解
方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算
方法I、直接列水解三段式求解
HCOO—＋H2OHCOOH＋OH－
起始: 0.1 0 0
转化: 10－4 10－4 10－4
平衡: 0.1-10－4 10－4 10－4
Ka＝＝
方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算
利用左边的三段式，先求出HCOO—的水解常数
Kh＝＝
Ka＝
【精准训练3】
1、在25℃下，将0.2 mol·L－1的氨水与0.2mol/L的硝酸等体积混合，反应后溶液的pH=5，则该温度下氨水的电离常数Kb＝_______
2、25℃时，用0.10 mol·L－1的氨水滴定10.00 mL 0.05 mol·L－1的二元酸H2A的溶液，滴定过程中加入氨水的体积(V)与溶液中的关系如图所示。25℃时，该氨水的电离平衡常数为Kb=_______或_______
3、已知H2X的溶液中只有一种分子，但存在HX－、X2－等四种离子。常温下向20mL 0.2 mol·L－1的H2X溶液中滴加0.2 mol·L－1的NaOH溶液，滴加过程中溶液pH与滴入的NaOH溶液体积关系如图示，则
X2－+H2OHX－+OH－的平衡常数Kh＝________
类型四、利用图像特殊交点求电离常数
说明：pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标
一元弱酸(以CH3COOH为例)
二元酸(以草酸H2C2O4为例)
δ0为CH3COOH分布系数
δ1为CH3COO－分布系数
δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、
δ2为C2O分布系数
交点即为CH3COOH的电离常数的负对数
左边交点为H2C2O4的第一步电离常数的负对数
右边交点为H2C2O4的第二步电离常数的负对数
例1、25℃时，往HA溶液中滴加NaOH溶液，溶液中HA和A－二者中各自所占的物质的量分数(α)随溶液pH变化的关系如图所示。 则HA的电离常数Ka=1×10－5
分析：交点时刻c(A－)和c(HA)相等，交点即为HA的电离常数的负对数
，利用交点时刻c(A－)和c(HA)相等，代入计算，
例2、常温下，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定某浓度的二元弱酸(H2X)溶液，所得溶液中各种含X的微粒的物质的量分数(δ)与pH的变化曲线如图所示
(1)计算H2X的一级电离常数Ka1＝10－1.2
(2)X2－的一级水解常数Kh＝10－9.8
分析：利用两交点时刻可以分别求出Ka1和Ka2的负对数
(1)H2X的电离常数,利用pH＝1.2时，c(H2X)＝c(HX－)，代入计算，Ka1＝c(H＋)＝10－1.2
(2)X2－的水解常数，利用pH＝4.2时，c(X2－)＝c(HX－)，代入计算，Kh＝c(OH－)＝104.2－14＝10－9.8
例3、室温下，某二元碱X(OH)2水溶液中相关组分的物质的量分数随溶液pH变化的曲线如图所示，计算X(OH)2第二步电离常数Kb2＝10-7.8
分析：利用两交点时刻可以分别求出Kb1和Kb2的负对数
X(OH)2的第二步电离常数,利用pH＝6.2时，c(X2+)＝c[X(OH)+]，代入计算，Kh1＝c(OH—)＝
【精准训练4】
1、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。计算的第二步电离常数Ka2＝________
2、298 K时，向H3PO4溶液中滴入NaOH溶液，溶液中H3PO4、H2PO、HPO、PO的物质的量分数δ(X)随pH的变化关系如图所示。计算：Ka1(H3PO4)＝________，Kh(H2PO)＝________
3、已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋ Ka1，HC2OC2O＋H＋ Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：(1)Ka1＝________
(2)Ka2＝________
(3)pH＝2.7时，溶液中＝__________________________
4、已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示
(1)写出亚磷酸电离的方程式：________________________、________________________
(2)表示pH与lg 的变化关系的曲线是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________
三、与电离常数的有关计算
类型一、利用电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)
1、已知饱和硫化氢的浓度为0.1 mol·L－1，硫化氢的电离常数为Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19。计算饱和硫化氢溶液中c(H＋)＝_______
2、已知25 ℃时，NH3·H2O的电离常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝__________ mol·L－1 (已知 ≈2.36)
类型二、利用电离常数求pH
3、CO2可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH＝13，CO2主要转化为__________(写离子符号)；若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，溶液pH＝_______。(室温下，H2CO3的K1＝4×10－7；K2＝5×10－11)
4、工业尾气中的SO2一直是环境污染的主要原因之一，工业上常采用氨水将SO2转化为NH4HSO3，再氧化为(NH4)2SO4的方法降低尾气中的含硫量。实验测得NH4HSO3溶液中c(SO)∶c(H2SO3)＝1 500，则溶液的pH为________ (已知：H2SO3的Ka1＝1.5×10－2，Ka2＝1.0×10－7)
类型三、利用电离常数求电离度
5、25 ℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。该温度下，0.1 mol·L－1H2TeO3的电离度α约为________
(α＝×100%)
6、25 ℃时，已知25 ℃时，Kb＝1.8×10－5，计算2 mol·L－1氨水的电离度α约为________
类型四、利用电离常数判断弱酸酸式盐的酸碱性
7、已知25 ℃时，草酸的电离平衡常数Ka1＝5.0×10－2，Ka2＝5.2×10－5；碳酸的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则NaHC2O4溶液的pH____(填“＞”“＜”或“＝”，下同)7，NaHCO3溶液的pH____7
8、25 ℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。；NaHTeO3溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7
类型五、利用电离常数判断弱酸弱碱盐的酸碱性
9、工业上常用氨水吸收二氧化硫，可生成(NH4)2SO3。判断常温下(NH4)2SO3溶液的酸碱性并说明判断依据______
__________________________________________________________________________________________
(已知常温下NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5；H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.3×10－8)
10、已知：25 ℃时，电离常数Kb(NH3·H2O)＝2.0×10－5，Ka1(H2CO3)＝4.0×10－7、Ka2(H2CO3)＝5.0×10－11
①判断0.1 mol/L的(NH4)2CO3溶液使pH试纸________(填“变蓝”“不变色”或“变红”)，该溶液中c(CO)、c(HCO)、c(NH)的浓度大小关系是________
②0.50 mol/L的Na2CO3溶液的pH＝________(不考虑CO第二步水解和H2O的电离)
类型六、利用电离常数求比值
11、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2.0 mol·L-1，溶液中的c(OH−)=______mol·L−1。将SO2通入该氨水中，当c(OH−)降至1.0×10−7 mol·L−1时，溶液中的c()/c()=__________
12、常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中c(SO)∶c(HSO3—)＝________。(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)
类型七、利用电离常数求某一反应的平衡常数
13、在NH4HCO3溶液中，反应NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝________(已知常温下NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝2×10－5，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4×10－7)
14、常温下，Ksp[Fe(OH)2]＝1.64×10－14，则求得反应：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋的平衡常数为_________(保留1位小数)
【巩固练习】
1、碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
2、在25 ℃时，将a mol·L－1的氨水溶液与0.02 mol·L－1HCl溶液等体积混合后溶液恰好呈中性(忽略溶液混合后体积的变化)，用含a的表达式表示25 ℃时NH3·H2O的电离常数Kb＝______________。用质量分数为17%、密度为0.93 g·cm－3的氨水，配制200 mL a mol·L－1的氨水，所需原氨水的体积V＝________ mL
3、25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________mol·L－1
(已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 mol·L－1)
4、25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显______(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________
5、联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为_____________(已知：N2H4+H+N2H5+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_______________
6、用40%的硫酸溶液吸收氨气获得(NH4)2SO4的稀溶液，测得常温下，该溶液的pH=5，则________。
(计算结果保留一位小数，已知该温度下NH3·H2O的Kb=1.7×10-5)；若将该溶液蒸发掉一部分水后恢复室温，则的值将_____(填“变大”“不变”或“变小”)
7、已知常温下，HCN的电离平衡常数Ka＝6.2×10－10
(1)常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显_____(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－)____
c(HCN) (填“＞”“＜”或“＝”)，该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________
(2)常温下，若将c mol·L－1盐酸与0.62 mol·L－1 KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝__________(小数点后保留4位数字)
8、磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：
(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序_____________
(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7
(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：______________________________________________
9、向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则c(NH) 2c(SO)(填“＞”“＜”或“＝”)，此时混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，则NH3·H2O的电离常数Kb为
10、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－1 H3PO2与20 mL 1 mol·L－1的NaOH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，K(H3PO2)＝1×10－2 mol·L－1，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的电离常数Ka1约为 (Ka2＝2×10－7 mol·L－1，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H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有 个“O—H”键。
(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液，回答下列问题：
①恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH (填“＞”“＜”或“＝”，下同)7；
②溶液呈中性时，所得溶液的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，所得溶液的c(Na＋) c(H2PO)＋2c(HPO)
11、根据H3BO3的解离反应：H3BO3＋H2OH＋＋B(OH)，Ka＝5.81×10－10，可判断H3BO3是______酸。
12、次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，写出其电离方程式：________________________________________，NaH2PO2溶液显________(填“弱酸性”“中性”或“弱碱性”)。
13、已知常温下H2CO3为二元弱酸，其第一、二步电离的电离常数分别为Ka1、Ka2，且Ka1≈104Ka2。Na2CO3溶液的第一、二步水解反应的平衡常数称为水解常数，分别为Kh1、Kh2
①请推导出Kh1与Ka2的关系为_________(用表达式表示)
②常温下，0.01 mol·L－1的Na2CO3溶液的pH为___________(用含Kh1的表达式表示)
14、次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka值为________
15、如图所示为二元酸H2A溶液中各微粒的物质的量分数(δ)随溶液pH的变化曲线(25 ℃)。
H2A的电离平衡常数Ka1＝________，溶液pH＝7时，＝________
16、H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示，H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝ (pKa1＝－lg Ka1)
17、常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。请计算在P点的电离平衡常数Ka＝
18、25℃时，向盛有50 mL pH=3的HA溶液的绝热容器中加入pH =14的NaOH溶液，加入NaOH溶液的体积(V)与所得混合溶液的温度(T)的关系如图所示，计算HA的电离平衡常数Ka＝________
19、向10mL 1 mol·L－1的HCOOH溶液中不断滴加1 mol·L－1的NaOH溶液，并一直保持常温，所加碱的体积与-lg c水(H+)的关系如图所示。c水(H+)为溶液中水电离的c(H+)。Ka(HCOOH)＝________
20、常温下，向25.00 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出的c(H＋)的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，计算HSCN的电离平衡常数Ka＝________
21、HR是含Z元素的一元酸。室温时，用0.250mol·L-1NaOH溶液滴定25.0mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，a点表示两种物质恰好完全反应
①右图中x____7(填“>”、“<”或“=”)
②室温时，HR的电离常数Ka=__ (填数值)
22、298 K 时，向20 mL 0.01mol/LCH3COOH 溶液中逐滴加入0.01mol/L KOH 溶液，其pH变化曲线如图所示。 醋酸的电离平衡常数：Ka＝________
23、大气污染物SO2可用NaOH吸收。已知pKa＝－lgKa，25 ℃时，用0.1 mol/L NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol/L
H2SO3溶液的滴定曲线如图。
(1)c点所得溶液中：c(Na＋)______3c(HSO)(填“＞”“＜”或“＝”)。
(2)依据图像计算H2SO3在25 ℃的pKa1＝________，pKa2＝__________
24、乙二胺(H2NCH2CH2NH2) 与NH3相似，水溶液呈碱性，25℃时，向10mL0.1mol·L-1乙二胺溶液中滴加0.1 mol·L-1盐酸，各组分的物质的量分数δ随溶液pH的变化曲线如图所示，计算Kb2[H2NCH2CH2NH2]＝________
25、常温下将盐酸溶液滴加到联氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随-lg(OH-) 变化的关系如图所示。计算：Kb1(N2H4)＝________
26、在某温度时，将n mol·L－1氨水滴入 10 mL 1.0 mol·L－1盐酸中，溶液 pH 和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示。25 ℃时，NH4Cl 水解平衡常数为__________(用n表示)
答案
二、计算电离常数的常见类型
【精准训练1】
1、(1)BOHB＋＋OH－
(2)1%
(3)1×10－5
解析 因c(BOH)初始＝0.1 mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝×100%＝1%；BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－；电离平衡时，c(BOH)平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。
2、1.0×10－5
解析：a点，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则氨水的电离常数K＝＝＝10－5
3、1.0×10－4.5
解析：A点溶液为HNO2溶液，结合lg＝8.5和水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，可计算出A点c(H＋)＝10－2.75 mol·L－1，则亚硝酸的电离平衡常数Ka＝＝＝1.0×10－4.5
【精准训练2】
1、
解析：由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，物料守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
2、
解析：根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
3、Ka＝
【精准训练3】
1、10－5
2、 5×10-10 或Ka=
3、1×10-8
【精准训练4】
1、10-4.2
2、1.0×10－2.1 1.0×10－11.9
3、(1)10－1.2
(2)10－4.2
(3)1 000
解析：(1)由图像可以知道pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。
(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可以知道＝＝＝103＝1 000。
4、(1)H3PO3H2PO＋H＋ H2POHPO＋H＋
(2)Ⅰ
(3)10－1.4
解析：由于Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同或时，“曲线Ⅱ”对应的c(H＋)较大，为一级电离(Ka1)，“曲线Ⅰ”对应的c(H＋)较小，为二级电离(Ka2)，显然选用“曲线Ⅱ”中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝101×10－2.4＝10－1.4。
三、与电离常数的有关计算
1、1.0×10－4mol·L－1
解析：由于氢硫酸Ka1≫Ka2，且电离常数很小，因而可用其一级电离常数计算氢离子浓度。c(H＋)＝≈mol·L－1＝1.0×10－4mol·L－1。
2、2.36×10－5
解析：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
Kh＝＝
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1 mol·L－1，
所以c(H＋)≈ ＝mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
3、CO 10
解析：因反应后所得溶液碱性较强，故CO2应主要转化为碱性较强的CO。
由HCOCO＋H＋知，K2＝，将c(CO)∶c(HCO)＝1∶2代入可得：c(H＋)＝2K2＝2×5×10－11＝10－10，故pH＝10。
4、6
解析：(1)Ka1＝，Ka2＝，Ka1·Ka2＝c2(H＋)·＝1.5×10－2×1.0×10－7，则c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，溶液的pH为6。
5、10%
解析：亚碲酸(H2TeO3)为二元弱酸，以一级电离为主，H2TeO3的电离度为α，
H2TeO3HTeO＋H＋
起始浓度/mol·L－1 0.1 0 0
电离浓度/mol·L－1 0.1α 0.1α 0.1α
平衡浓度/mol·L－1 0.1(1－α) 0.1α 0.1α
Ka1＝1×10－3＝，解得α≈10%；
6、α＝＝＝3×10－3＝0.3%
7、＜ ＞
8、＜
解析：已知Ka1＝1×10－3，则HTeO的水解常数Kh＝＝＝10－11
解析：NH水解生成了H＋和NH3·H2O，使溶液显酸性，而SO水解生成了OH－和HSO，使溶液显碱性，由于Kb(NH3·H2O)大于Ka2(H2SO3)，说明NH的水解程度小于SO的水解程度，故(NH4)2SO3溶液显碱性。
10、①变蓝 c(NH)＞c(CO)＞c(HCO) ②12
解析：由题给电离常数可知，电离程度大小顺序为：NH3·H2O＞H2CO3＞HCO，电离程度越大，离子的水解程度越小，则水解程度大小顺序为：CO＞HCO＞NH。①由于0.1 mol/L的(NH4)2CO3溶液中，CO和NH均水解，水解程度大小顺序为：CO＞NH，溶液呈碱性，使pH试纸变蓝；水解程度越大，离子浓度越小，CO和NH虽然相互促进水解，但水解程度依然很小，则溶液中浓度大小关系为c(NH)＞c(CO)＞c(HCO)；
②0.50 mol/L的Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，水解常数Kh＝c(HCO)·c(OH－)/c(CO)＝Kw/Ka2＝1.0×10－14/5.0×10－11＝2.0×10－4，0.50 mol/L的Na2CO3溶液中c(OH－)＝＝ mol/L＝1.0×10－2 mol/L，溶液pH＝12。
11、6.0×10-3 0.62
12、向右 60
解析：NaOH电离出的OH－抑制水的电离，Na2SO3电离出的SO水解促进水的电离。
SO＋H2OHSO＋OH－
Kh＝＝＝
所以＝＝60。
13、1.25×10－3
解析：根据盐类水解规律，由NH3·H2O的电离平衡常数K＝2×10－5、H2CO3的电离平衡常数K＝4×10－7可知，碳酸氢根的水解程度更大，所以c(NH) 大于c(HCO)；反应NH＋HCO＋H2O===NH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝＝＝＝1.25×10－3。
14、6.1×10－15
解析：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋的平衡常数K＝＝＝≈6.1×10－15。
【巩固练习】
1、4.2×10－7
解析：由H2CO3H＋＋HCO得K1＝＝≈4.2×10－7
2、(或) 21.5a(或或)
3、
4、中
5、8.7×10－ 7，N2H6(HSO4)2
解析：联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4+H2O N2H5++OH-,已知：N2H4+H+N2H5+的K=8.7×107；KW=1.0×10-14，联氨第一步电离的平衡常数K=÷c(N2H4)= ÷=K×Kw=8.7×107×1.0×10-14=8.7×10-7 ；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2 。
6、5.9×10-5 变小
解析：=5.9×10-5，设(NH4)2SO4溶液的浓度为c，NH4+的水解程度为a，则，蒸发掉一部分水后恢复室温，溶液浓度增大，水解程度减小，(1-a)增大，比值变小。
7、(1)碱 ＜ c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)
(2)0.616 2
解析：(1)常温下，NaCN的水解常数Kh＝＝≈1.61×10－5，Kh＞Ka，故CN－的水解能力强于HCN的电离能力，由于NaCN与HCN的物质的量相等，故水解产生的c(OH－)大于电离生成的c(H＋)，混合溶液显碱性，且c(CN－)＜c(HCN)。(2)当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得c(HCN)＝c(K＋)－c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝＝＝1.61×10－5，解得c≈0.616 2。
8、(1)③＜②＜①
(2)＜
(3)碱 Na2HPO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.6×10－7，Kh＞Ka3，即HPO的水解程度大于其电离程度，因而Na2HPO4溶液显碱性
解析：(2)NaH2PO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.4×10－12，Ka2＞Kh，即H2PO的电离程度大于其水解程度，因而pH＜7。
9、＝ 1.76×10－5
解析：向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则根据电荷守恒有c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，所以c(NH)＝2c(SO)。因混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，NH3·H2O的电离常数Kb＝＝1.76×10－5。
10、(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
(2)1×10－3 mol·L－1
(3)1
(4) ①＞ ②＝ ③＜
解析：(1)①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸分子中只可电离出一个氢离子，因而NaH2PO2是正盐。
②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1
K(H3PO2)＝＝1×10－2 mol·L－1[注意由于K(H3PO2)比较大，不能近似计算]，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不能完全电离，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，则溶液中：
c(H2PO)≈c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，
c(H3PO3)＝(0.11－1×10－2)mol·L－1＝0.1 mol·L－1，电离常数Ka1＝＝ mol·L－1＝1×10－3 mol·L－1。
(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电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋c(OH－)，用甲基橙做指示剂达滴定终点时，溶液呈酸性c(H＋)>c(OH－)，故c(Na＋)
解析：根据题目信息中H3BO3的解离反应方程式和Ka的数值可知，H3BO3为一元弱酸
12、H3PO2H＋＋H2PO2－ 弱碱性
解析：次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，所以在水溶液中部分电离生成H＋、H2PO2－，电离方程式为H3PO2H＋＋H2PO2－，NaH2PO2是强碱弱酸盐，酸根离子水解导致溶液呈弱碱性
13、 ；或
14、10－7.5
解析：HClO溶液中存在电离平衡HClOH＋＋ClO－，HClO的电离常数Ka＝，由题图(b)可知当pH＝7.5时，溶液中c(ClO－)＝c(HClO)，即Ka＝c(H＋)＝10－7.5。
15、1×10－4.2 1×100.8
解析：pH＝4.20时，c(H2A)＝c(HA－)，H2A的电离平衡常数Ka1＝＝c(H＋)＝10－4.20，pH＝6.20时，c(A2－)＝c(HA－)，H2A的电离平衡常数Ka2＝＝c(H＋)＝10－6.20，pH＝7，则c(H＋)＝10－7，＝×＝＝＝1×100.8。
16、2.2
解析：Ka1＝，K仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH＝2.2时计算，此时c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。
17、1.0×10－6
解析：在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。
HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)
常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
18、1.25×10－6
19、10-4
解析：甲酸溶液中水电离出的氢离子为10－12mol·L－1，则溶液中氢离子浓度为0.01mol·L－1，所以常温下，Ka（HCOOH）＝≈10－4，因此数量级为10－4
20、1×10－5
解析：根据题图知，0.1 mol·L－1 HSCN溶液中－lg c水(H＋)＝11，则c水(H＋)＝10－11mol·L－1，故溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，则Ka(HSCN)＝＝1×10－5
21、> 5.0×10－6
22、Ka=
23、(1)＞ (2)1.85 7.19
解析：(1)写出电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，由于c点c(HSO)＝c(SO)，则c(Na＋)＋c(H＋)＝3c(HSO)＋c(OH－)，该pH＝7.19，c(OH－)＞c(H＋)，故c(Na＋)＞3c(HSO)。(2)分别写出亚硫酸的两级电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝，由a点c(HSO)＝c(H2SO3)，则a点时，Ka1＝c(H＋)，即pKa1＝pH＝1.85，由c点c(HSO)＝c(SO)，则c点时，Ka2＝c(H＋)，即pKa2＝pH＝7.19。
24、10-7.15
25、10-6
26、(n－1)×10－7
解析：根据图像可知，25 ℃时溶液的pH＝7，则：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，c(NH)＝c(Cl－)＝0.5 mol·L－1，根据物料守恒可知：c(NH3·H2O)＝(0.5 n－0.5) mol·L－1，则25 ℃时NH4Cl水解常数为Kh＝＝(n－1)×10－7
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