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2020版高考化学（经典版）一轮复习教师用书：第八章第1节弱电解质的电离平衡
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第1节 弱电解质的电离平衡
[考试说明] 1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。3.理解弱电解质在水中的电离平衡。能利用电离平衡常数进行相关计算。
[命题规律] 高考对本节内容的考查，考点主要有三个：一是强、弱电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，往往结合图像进行考查，同时考查溶液的pH变化及溶液的导电性；三是电离平衡常数的应用及其计算。
考点1 弱电解质的电离平衡
知识梳理
1.强电解质和弱电解质
(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。
(3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。
(2)电离平衡的特征
(3)影响弱电解质电离平衡的因素
内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。
(1)电解质、非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)强电解质不一定易溶于水，如CaCO3、BaSO4都是强电解质；易溶于水的化合物也不一定是强电解质，如H3PO4、HF等，故强、弱电解质与其溶解性无必然联系。
(3)强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，要考虑到电解质溶液浓度的问题。能导电的物质不一定是电解质，如铜、铝等。
(4)电离平衡向电离的方向移动，电解质分子的浓度不一定会减小，离子的浓度不一定都增大。如CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡向电离方向移动，根据勒夏特列原理，这种移动只能“减弱”而不能“消除”，再次达到平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时的大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡向电离方向移动，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时的小，而溶液中c(OH－)增大。
(5)冰醋酸加水稀释(如图甲)与0.1 mol/L的醋酸溶液加水稀释(如图乙)的导电能力比较：
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，错误的指明错因。
(1)稀释氨水时，电离平衡正向移动，c(NH3·H2O)减小，c(NH)增大。(×)
错因：稀释氨水时，c(NH3·H2O)、c(NH)及c(OH－)均减小，仅c(H＋)增大。
(2)氨气溶于水，当c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(×)
错因：由NH3·H2ONH＋OH－可知，电离产生的c(NH)与c(OH－)始终相等。
(3)由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。(×)
错因：若BOH为一元强碱，则pH＝13，故BOH为弱碱，BOHB＋＋OH－。
(4)向氨水中加入少量NaOH固体，电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，溶液的pH减小。(×)
错因：加入少量NaOH固体，会使溶液碱性增强，c(OH－)增大，pH增大。
(5)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH减小。(√)
错因：_______________________________________________________
(6)稀释某一弱电解质溶液时，所有离子浓度都减小。(×)
错因：若稀释CH3COOH溶液、c(CH3COO－)、c(H＋)均减小，但溶液中c(OH－)增大。
题组训练
题组一 弱电解质的电离平衡特点
1．一元弱酸HA溶液中存在下列电离平衡：HAH＋＋A－。将1.0 mol HA加入水中配成1.0 L溶液，如图表示溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
答案 C
解析 电离过程中，c(HA)不断减小，c(A－)、c(H＋)不断增大，且根据物料守恒，c(HA)＋c(A－)＝1.0 mol·L－1，故C正确。
题组二 外界条件对电离平衡的影响
2．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的适量物质或操作是①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥少量MgSO4固体( )
A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤
答案 C
解析 加入NH4Cl固体，溶液中c(NH)增大，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，溶液中c(OH－)减小，①不符合题意；加入硫酸，c(H＋)增大，H＋与OH－反应生成H2O，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)减小，②不符合题意；加入NaOH固体，溶液中c(OH－)增大，平衡逆向移动，③符合题意；加入适量水，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)减小，④不符合题意；加热，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)增大，⑤不符合题意；加入少量MgSO4固体，Mg2＋与OH－反应生成Mg(OH)2沉淀，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)减小，⑥不符合题意。
3．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如图所示，请回答：
(1)O点为什么不导电：____________________________。
(2)a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序是__________________________。
(3)H＋的物质的量最大的是________(填“a”“b”或“c”)。
(4)若使c点溶液中的c(CH3COO－)增大，可以采取下列措施中的________(填字母序号)。
A．加热 B．加NaOH固体
C．加水 D．加CH3COONa固体
E．加入锌粒
答案 (1)冰醋酸中无自由移动的离子
(2)b
(2)pH大小取决于c(H＋)，pH越大，c(H＋)越小，导电能力越弱，故pH由小到大为：b
(4)A：加热促进电离，c(CH3COO－)增大。
B：加NaOH固体，促进醋酸电离，c(CH3COO－)增大。
C：加水促进电离，但以稀释为主，c(CH3COO－)减小。
D：加固体CH3COONa抑制醋酸电离，但c(CH3COO－)增大。
E：加入锌粒和H＋反应，促进醋酸电离c(CH3COO－)增大。
外界因素对弱电解质电离平衡的影响
(以醋酸的电离平衡为例)
考点2 电离平衡常数
知识梳理
1.概念
在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，该常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示)。
2．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＝。
3．特点
(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取决于其第一步电离。
4．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。
5．应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，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，所对应弱碱(或弱酸)电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)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，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。
如：0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水稀释，＝
＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
(1)对于给定的弱电解质，K值只随温度变化。相同温度下，同种弱电解质溶液浓度变化时，电离常数不变。同一温度下，不同种类的弱酸(碱)，电离常数越大，其电离程度越大，酸(碱)性越强。
(2)化学平衡常数反映可逆反应进行的限度，电离平衡常数反映弱电解质的电离程度。一般来说，电离常数较大的弱酸能与电离常数较小的弱酸盐发生反应生成电离常数较小的弱酸(强酸制弱酸)。
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，错误的指明错因。
(1)电离平衡常数(K)越小，表示该弱电解质电离能力越弱。(√)
错因：_________________________________________________
(2)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。(×)
错因：对于同一弱电解质，K仅受温度影响与浓度无关。
(3)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(×)
错因：温度不变，K值不变。
(4)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。(×)
错因：电离平衡常数只受温度影响。
(5)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。(×)
错因：溶液中c(H＋)与酸溶液浓度有关。
(6)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(×)
错因：H2CO3是二元弱酸，分两步电离，因此
Ka1＝、Ka2＝。
题组训练
题组一 电离平衡常数的影响因素及应用
1．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．相同温度下，0.1 mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数
答案 B
解析 表中电离常数大小关系：1×10－2>9×10－6>9×10－7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，可知A、C两项不正确；对于同一弱电解质溶液，电离常数只与温度有关，与浓度无关，D项不正确。
2．已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是( )
A．相同条件下，同浓度的NaClO溶液和Na2CO3溶液的碱性，前者更强
B．Na2CO3溶液中通入少量SO2
2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO
C．NaHCO3溶液中通入少量SO2：
2HCO＋SO2===CO2＋SO＋H2O
D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
答案 B
解析 由表中电离常数可知K(HClO)>Ka2(H2CO3)，即HClO的酸性强于HCO的酸性；根据盐类“越弱越水解”的规律推知，相同条件下，同浓度的NaClO溶液和Na2CO3溶液相比，后者弱酸根离子的水解程度大于前者，则后者的碱性强，A错误。由于Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)，则酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HCO，故Na2CO3溶液中通入少量SO2，反应生成HCO和SO，NaHCO3溶液中通入少量SO2时，只能发生反应：HCO＋SO2===CO2＋HSO，C错误。由于HClO具有强氧化性，可与NaHSO3发生氧化还原反应，导致HClO的浓度降低，D错误。
题组二 有关电离平衡常数的定量计算
3．(1)在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中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的电离常数Kb＝________________。
(2)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H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6)
(3)常温下，将a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝____________________。
答案 (1)中 mol·L－1 (2)4.2×10－7 (3)
解析 (1)氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。Kb＝c(NH)·c(OH－)/c(NH3·H2O)＝(0.005 mol·L－1×10－7 mol·L－1)/(a/2 mol·L－1－0.005 mol·L－1)＝ mol·L－1。
(2)K1＝＝≈4.2×10－7。
(3)根据电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，溶液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，则c(CH3COO－)＝c(Na＋)－c(Cl－)＝ mol·L－1－ mol·L－1＝ mol·L－1，根据物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝ mol·L－1，则c(CH3COOH)＝ mol·L－1＝ mol·L－1，Ka＝＝。
4．已知25 ℃时弱电解质电离平衡常数：
Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。
(1)将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HSCN溶液分别与0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积V与时间t的关系如图。
反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是_______________；
反应结束后所得溶液中c(SCN－)______c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。
(2)2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如下图。
则25 ℃时，HF电离平衡常数为：Ka(HF)＝________。
答案 (1)因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：
HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反应速率快 >
(2)4×10－4
解析 (1)电离平衡常数大的电离出的离子浓度大，故反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同是因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反应速率快。反应结束后，溶质分别为CH3COONa和NaSCN，因生成CO2体积相等，则CH3COONa和NaSCN浓度相同，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c(CH3COO－)
有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数
HX H＋ ＋ X－
起始/(mol·L－1): c(HX)始 0 0
平衡/(mol·L－1): c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：Ka＝＝。
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)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka≈，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋)
同理可得Ka＝≈，
则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。
高考真题实战
1.(高考集萃)判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)(2018·北京高考)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－。( )
(2)(2016·江苏高考)室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强。( )
(3)(2016·全国卷Ⅲ)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小。( )
(4)(2016·全国卷Ⅲ)向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1。( )
(5)(2016·江苏高考)如图表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程。( )
(6)(2015·重庆高考)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。( )
(7)(2015·重庆高考)25 ℃时，0.1 mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱。( )
答案 (1)√ (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)√
解析 (1)常温下0.1 mol·L－1 氨水pH＝11.1，溶液中c(OH－)＝10－2.9 mol·L－1＜0.1 mol·L－1，故NH3·H2O为弱碱。
(2)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)CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水平衡正向移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，溶液体积相同，所以增大，错误。
(4)根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，c(NH)＝c(Cl－)，所以＝1，错误。
(5)弱电解质电离时，开始分子电离为离子的速率最大，而离子结合为分子的速率最小，当二者的速率相等时，则建立了电离平衡，正确。
(6)CH3COOH在水溶液中存在如下平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入CH3COONa，增大了c(CH3COO－)，平衡逆向移动，CH3COOH电离程度减小，错误。
(7)H2S不能完全电离，溶液中离子浓度小，导电能力弱，Na2S完全电离，溶液中离子浓度大，导电能力强，正确。
2．(2017·全国卷Ⅱ)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[K2(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＋)
答案 D
解析 根据题给图像，pH＝1.2时，H2A与HA－的物质的量分数相等，则有c(H2A)＝c(HA－)，A正确；根据题给图像，pH＝4.2时，HA－与A2－的物质的量分数相等，K2(H2A)＝＝c(H＋)＝10－4.2，则lg [K2(H2A)]＝－4.2，B正确；根据题给图像，pH＝2.7时，H2A与A2－的物质的量分数相等，且远小于HA－的物质的量分数，则有c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C正确；根据题给图像，pH＝4.2时，HA－与A2－的物质的量分数相等，c(HA－)＝c(A2－)，且c(HA－)＋c(A2－)约为0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，则c(HA－)＝c(A2－)>c(H＋)，D错误。
3．(2016·北京高考)在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。
下列分析不正确的是( )
A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－
C．c点，两溶液中含有相同量的OH－
D．a、d两点对应的溶液均显中性
答案 C
解析 向Ba(OH)2溶液中加入等物质的量浓度的H2SO4溶液，发生反应H2SO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋2H2O，当加入的H2SO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量相等时，溶液中的离子浓度最低，导电能力最弱，对应①中a点，继续滴加H2SO4溶液，导电能力逐渐增强，故①代表滴加H2SO4溶液的曲线，A正确；另一份溶液，当加入少量NaHSO4溶液时，发生反应NaHSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋H2O＋NaOH，当加入的NaHSO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量相等时，反应后混合液的主要溶质为NaOH，此时对应②中b点，B正确；继续滴加NaHSO4溶液，发生反应NaOH＋NaHSO4===Na2SO4＋H2O，当加入的NaHSO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量之比为2∶1时，发生反应：2NaHSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋Na2SO4＋H2O，溶质为Na2SO4，对应②中d点。c点两溶液导电能力相同，但①中主要溶质为H2SO4，溶液显酸性，②中主要溶质为NaOH和Na2SO4，溶液显碱性，故C错误；a点溶液几乎为纯水，d点主要溶质为Na2SO4，a、d两点溶液均显中性，D正确。
4．(2016·上海高考改编)能证明乙酸是弱酸的实验事实是( )
A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
B．常温下，0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
答案 B
解析 A项，只能说明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，故错误；B项，CH3COONa溶液显碱性，说明CH3COO－发生了水解，故可以证明乙酸为弱酸；C项，可以证明乙酸的酸性强于碳酸，但不能说明乙酸是弱酸；D项，可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性的强弱，故错误。
5．(2015·海南高考)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是( )
答案 B
解析 根据乙酸和一氯乙酸的电离常数可判断一氯乙酸酸性大于乙酸，即两酸浓度相同时，一氯乙酸电离度大于乙酸，且弱酸的浓度越大，其电离度越小，B正确。
6．(2017·天津高考)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(SO)/c(HSO)＝________。
答案 6.0×10－3 0.62
解析 NH3·H2O发生电离：NH3·H2ONH＋OH－。
Kb＝c(NH)·c(OH－)/c(NH3·H2O)。
c(OH－)＝c(NH)，则
c(OH－)＝＝mol·L－1＝6.0×10－3 mol·L－1。
在25 ℃的电解质溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，
已知c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，可得c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1。
H2SO3发生两步电离：
H2SO3HSO＋H＋
HSOSO＋H＋
Ka2＝c(SO)·c(H＋)/c(HSO)
则c(SO)/c(HSO)＝Ka2/c(H＋)＝＝0.62。
7．(高考集萃)(1)(2015·海南高考)氨是合成硝酸、铵盐和氮肥的基本原料。回答下列问题：
氨的水溶液显弱碱性，其原因为__________________(用离子方程式表示)；0.1 mol·L－1的氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明矾，溶液中NH的浓度________(填“增大”或“减小”)。
(2)(2015·福建高考)25 ℃，两种酸的电离平衡常数如表。
①HSO的电离平衡常数表达式K＝________。
②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_________________。
(3)(全国卷Ⅰ)H3PO2是一元中强酸，写出其电离方程式_____________。
答案 (1)NH3·H2ONH＋OH－ 降低 增大
(2)①
②H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O
(3)H3PO2H＋＋H2PO
解析 (1)氨气溶于水生成一水合氨，一水合氨为弱电解质，它部分电离产生NH和OH－，使溶液显碱性；若加入少量氯化铵固体，则铵根离子浓度增大，使一水合氨的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，pH降低；若加入少量明矾，因Al3＋与OH－反应，使一水合氨的电离平衡正向移动，则c(NH)增大。
(2)①HSOH＋＋SO，其电离平衡常数表达式
K＝。②由于H2SO3的Ka2小于H2CO3的Ka1，则H2SO3溶液与NaHCO3溶液反应后H2SO3转化为HSO而不是SO，离子方程式为H2SO3＋HCO===HSO＋H2O＋CO2↑。
(3)因为H3PO2是一元中强酸，只有部分发生电离，电离方程式为H3PO2H＋＋H2PO。
第1节 弱电解质的电离平衡
[考试说明] 1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。3.理解弱电解质在水中的电离平衡。能利用电离平衡常数进行相关计算。
[命题规律] 高考对本节内容的考查，考点主要有三个：一是强、弱电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，往往结合图像进行考查，同时考查溶液的pH变化及溶液的导电性；三是电离平衡常数的应用及其计算。
考点1 弱电解质的电离平衡
知识梳理
1.强电解质和弱电解质
(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。
(3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。
(2)电离平衡的特征
(3)影响弱电解质电离平衡的因素
内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。
(1)电解质、非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)强电解质不一定易溶于水，如CaCO3、BaSO4都是强电解质；易溶于水的化合物也不一定是强电解质，如H3PO4、HF等，故强、弱电解质与其溶解性无必然联系。
(3)强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，要考虑到电解质溶液浓度的问题。能导电的物质不一定是电解质，如铜、铝等。
(4)电离平衡向电离的方向移动，电解质分子的浓度不一定会减小，离子的浓度不一定都增大。如CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡向电离方向移动，根据勒夏特列原理，这种移动只能“减弱”而不能“消除”，再次达到平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时的大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡向电离方向移动，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时的小，而溶液中c(OH－)增大。
(5)冰醋酸加水稀释(如图甲)与0.1 mol/L的醋酸溶液加水稀释(如图乙)的导电能力比较：
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，错误的指明错因。
(1)稀释氨水时，电离平衡正向移动，c(NH3·H2O)减小，c(NH)增大。(×)
错因：稀释氨水时，c(NH3·H2O)、c(NH)及c(OH－)均减小，仅c(H＋)增大。
(2)氨气溶于水，当c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(×)
错因：由NH3·H2ONH＋OH－可知，电离产生的c(NH)与c(OH－)始终相等。
(3)由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。(×)
错因：若BOH为一元强碱，则pH＝13，故BOH为弱碱，BOHB＋＋OH－。
(4)向氨水中加入少量NaOH固体，电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，溶液的pH减小。(×)
错因：加入少量NaOH固体，会使溶液碱性增强，c(OH－)增大，pH增大。
(5)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH减小。(√)
错因：_______________________________________________________
(6)稀释某一弱电解质溶液时，所有离子浓度都减小。(×)
错因：若稀释CH3COOH溶液、c(CH3COO－)、c(H＋)均减小，但溶液中c(OH－)增大。
题组训练
题组一 弱电解质的电离平衡特点
1．一元弱酸HA溶液中存在下列电离平衡：HAH＋＋A－。将1.0 mol HA加入水中配成1.0 L溶液，如图表示溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
答案 C
解析 电离过程中，c(HA)不断减小，c(A－)、c(H＋)不断增大，且根据物料守恒，c(HA)＋c(A－)＝1.0 mol·L－1，故C正确。
题组二 外界条件对电离平衡的影响
2．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的适量物质或操作是①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥少量MgSO4固体( )
A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤
答案 C
解析 加入NH4Cl固体，溶液中c(NH)增大，NH3·H2O的电离平衡逆向移动，溶液中c(OH－)减小，①不符合题意；加入硫酸，c(H＋)增大，H＋与OH－反应生成H2O，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)减小，②不符合题意；加入NaOH固体，溶液中c(OH－)增大，平衡逆向移动，③符合题意；加入适量水，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)减小，④不符合题意；加热，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)增大，⑤不符合题意；加入少量MgSO4固体，Mg2＋与OH－反应生成Mg(OH)2沉淀，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)减小，⑥不符合题意。
3．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如图所示，请回答：
(1)O点为什么不导电：____________________________。
(2)a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序是__________________________。
(3)H＋的物质的量最大的是________(填“a”“b”或“c”)。
(4)若使c点溶液中的c(CH3COO－)增大，可以采取下列措施中的________(填字母序号)。
A．加热 B．加NaOH固体
C．加水 D．加CH3COONa固体
E．加入锌粒
答案 (1)冰醋酸中无自由移动的离子
(2)b
(2)pH大小取决于c(H＋)，pH越大，c(H＋)越小，导电能力越弱，故pH由小到大为：b
(4)A：加热促进电离，c(CH3COO－)增大。
B：加NaOH固体，促进醋酸电离，c(CH3COO－)增大。
C：加水促进电离，但以稀释为主，c(CH3COO－)减小。
D：加固体CH3COONa抑制醋酸电离，但c(CH3COO－)增大。
E：加入锌粒和H＋反应，促进醋酸电离c(CH3COO－)增大。
外界因素对弱电解质电离平衡的影响
(以醋酸的电离平衡为例)
考点2 电离平衡常数
知识梳理
1.概念
在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，该常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示)。
2．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＝。
3．特点
(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取决于其第一步电离。
4．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。
5．应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，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，所对应弱碱(或弱酸)电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)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，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。
如：0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水稀释，＝
＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
(1)对于给定的弱电解质，K值只随温度变化。相同温度下，同种弱电解质溶液浓度变化时，电离常数不变。同一温度下，不同种类的弱酸(碱)，电离常数越大，其电离程度越大，酸(碱)性越强。
(2)化学平衡常数反映可逆反应进行的限度，电离平衡常数反映弱电解质的电离程度。一般来说，电离常数较大的弱酸能与电离常数较小的弱酸盐发生反应生成电离常数较小的弱酸(强酸制弱酸)。
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，错误的指明错因。
(1)电离平衡常数(K)越小，表示该弱电解质电离能力越弱。(√)
错因：_________________________________________________
(2)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。(×)
错因：对于同一弱电解质，K仅受温度影响与浓度无关。
(3)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(×)
错因：温度不变，K值不变。
(4)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。(×)
错因：电离平衡常数只受温度影响。
(5)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。(×)
错因：溶液中c(H＋)与酸溶液浓度有关。
(6)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(×)
错因：H2CO3是二元弱酸，分两步电离，因此
Ka1＝、Ka2＝。
题组训练
题组一 电离平衡常数的影响因素及应用
1．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．相同温度下，0.1 mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数
答案 B
解析 表中电离常数大小关系：1×10－2>9×10－6>9×10－7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，可知A、C两项不正确；对于同一弱电解质溶液，电离常数只与温度有关，与浓度无关，D项不正确。
2．已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是( )
A．相同条件下，同浓度的NaClO溶液和Na2CO3溶液的碱性，前者更强
B．Na2CO3溶液中通入少量SO2
2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO
C．NaHCO3溶液中通入少量SO2：
2HCO＋SO2===CO2＋SO＋H2O
D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
答案 B
解析 由表中电离常数可知K(HClO)>Ka2(H2CO3)，即HClO的酸性强于HCO的酸性；根据盐类“越弱越水解”的规律推知，相同条件下，同浓度的NaClO溶液和Na2CO3溶液相比，后者弱酸根离子的水解程度大于前者，则后者的碱性强，A错误。由于Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)>Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)，则酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HCO，故Na2CO3溶液中通入少量SO2，反应生成HCO和SO，NaHCO3溶液中通入少量SO2时，只能发生反应：HCO＋SO2===CO2＋HSO，C错误。由于HClO具有强氧化性，可与NaHSO3发生氧化还原反应，导致HClO的浓度降低，D错误。
题组二 有关电离平衡常数的定量计算
3．(1)在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中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的电离常数Kb＝________________。
(2)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H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6)
(3)常温下，将a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝____________________。
答案 (1)中 mol·L－1 (2)4.2×10－7 (3)
解析 (1)氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。Kb＝c(NH)·c(OH－)/c(NH3·H2O)＝(0.005 mol·L－1×10－7 mol·L－1)/(a/2 mol·L－1－0.005 mol·L－1)＝ mol·L－1。
(2)K1＝＝≈4.2×10－7。
(3)根据电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，溶液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，则c(CH3COO－)＝c(Na＋)－c(Cl－)＝ mol·L－1－ mol·L－1＝ mol·L－1，根据物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝ mol·L－1，则c(CH3COOH)＝ mol·L－1＝ mol·L－1，Ka＝＝。
4．已知25 ℃时弱电解质电离平衡常数：
Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。
(1)将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1 HSCN溶液分别与0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积V与时间t的关系如图。
反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是_______________；
反应结束后所得溶液中c(SCN－)______c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。
(2)2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如下图。
则25 ℃时，HF电离平衡常数为：Ka(HF)＝________。
答案 (1)因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：
HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反应速率快 >
(2)4×10－4
解析 (1)电离平衡常数大的电离出的离子浓度大，故反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同是因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反应速率快。反应结束后，溶质分别为CH3COONa和NaSCN，因生成CO2体积相等，则CH3COONa和NaSCN浓度相同，因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c(CH3COO－)
有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数
HX H＋ ＋ X－
起始/(mol·L－1): c(HX)始 0 0
平衡/(mol·L－1): c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：Ka＝＝。
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)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka≈，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋)
同理可得Ka＝≈，
则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。
高考真题实战
1.(高考集萃)判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)(2018·北京高考)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－。( )
(2)(2016·江苏高考)室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强。( )
(3)(2016·全国卷Ⅲ)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小。( )
(4)(2016·全国卷Ⅲ)向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1。( )
(5)(2016·江苏高考)如图表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程。( )
(6)(2015·重庆高考)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。( )
(7)(2015·重庆高考)25 ℃时，0.1 mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱。( )
答案 (1)√ (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)√
解析 (1)常温下0.1 mol·L－1 氨水pH＝11.1，溶液中c(OH－)＝10－2.9 mol·L－1＜0.1 mol·L－1，故NH3·H2O为弱碱。
(2)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)CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水平衡正向移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，溶液体积相同，所以增大，错误。
(4)根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，c(NH)＝c(Cl－)，所以＝1，错误。
(5)弱电解质电离时，开始分子电离为离子的速率最大，而离子结合为分子的速率最小，当二者的速率相等时，则建立了电离平衡，正确。
(6)CH3COOH在水溶液中存在如下平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入CH3COONa，增大了c(CH3COO－)，平衡逆向移动，CH3COOH电离程度减小，错误。
(7)H2S不能完全电离，溶液中离子浓度小，导电能力弱，Na2S完全电离，溶液中离子浓度大，导电能力强，正确。
2．(2017·全国卷Ⅱ)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[K2(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＋)
答案 D
解析 根据题给图像，pH＝1.2时，H2A与HA－的物质的量分数相等，则有c(H2A)＝c(HA－)，A正确；根据题给图像，pH＝4.2时，HA－与A2－的物质的量分数相等，K2(H2A)＝＝c(H＋)＝10－4.2，则lg [K2(H2A)]＝－4.2，B正确；根据题给图像，pH＝2.7时，H2A与A2－的物质的量分数相等，且远小于HA－的物质的量分数，则有c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C正确；根据题给图像，pH＝4.2时，HA－与A2－的物质的量分数相等，c(HA－)＝c(A2－)，且c(HA－)＋c(A2－)约为0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，则c(HA－)＝c(A2－)>c(H＋)，D错误。
3．(2016·北京高考)在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。
下列分析不正确的是( )
A．①代表滴加H2SO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－
C．c点，两溶液中含有相同量的OH－
D．a、d两点对应的溶液均显中性
答案 C
解析 向Ba(OH)2溶液中加入等物质的量浓度的H2SO4溶液，发生反应H2SO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋2H2O，当加入的H2SO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量相等时，溶液中的离子浓度最低，导电能力最弱，对应①中a点，继续滴加H2SO4溶液，导电能力逐渐增强，故①代表滴加H2SO4溶液的曲线，A正确；另一份溶液，当加入少量NaHSO4溶液时，发生反应NaHSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋H2O＋NaOH，当加入的NaHSO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量相等时，反应后混合液的主要溶质为NaOH，此时对应②中b点，B正确；继续滴加NaHSO4溶液，发生反应NaOH＋NaHSO4===Na2SO4＋H2O，当加入的NaHSO4的物质的量与Ba(OH)2的物质的量之比为2∶1时，发生反应：2NaHSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋Na2SO4＋H2O，溶质为Na2SO4，对应②中d点。c点两溶液导电能力相同，但①中主要溶质为H2SO4，溶液显酸性，②中主要溶质为NaOH和Na2SO4，溶液显碱性，故C错误；a点溶液几乎为纯水，d点主要溶质为Na2SO4，a、d两点溶液均显中性，D正确。
4．(2016·上海高考改编)能证明乙酸是弱酸的实验事实是( )
A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
B．常温下，0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
答案 B
解析 A项，只能说明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，故错误；B项，CH3COONa溶液显碱性，说明CH3COO－发生了水解，故可以证明乙酸为弱酸；C项，可以证明乙酸的酸性强于碳酸，但不能说明乙酸是弱酸；D项，可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性的强弱，故错误。
5．(2015·海南高考)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是( )
答案 B
解析 根据乙酸和一氯乙酸的电离常数可判断一氯乙酸酸性大于乙酸，即两酸浓度相同时，一氯乙酸电离度大于乙酸，且弱酸的浓度越大，其电离度越小，B正确。
6．(2017·天津高考)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(SO)/c(HSO)＝________。
答案 6.0×10－3 0.62
解析 NH3·H2O发生电离：NH3·H2ONH＋OH－。
Kb＝c(NH)·c(OH－)/c(NH3·H2O)。
c(OH－)＝c(NH)，则
c(OH－)＝＝mol·L－1＝6.0×10－3 mol·L－1。
在25 ℃的电解质溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，
已知c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，可得c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1。
H2SO3发生两步电离：
H2SO3HSO＋H＋
HSOSO＋H＋
Ka2＝c(SO)·c(H＋)/c(HSO)
则c(SO)/c(HSO)＝Ka2/c(H＋)＝＝0.62。
7．(高考集萃)(1)(2015·海南高考)氨是合成硝酸、铵盐和氮肥的基本原料。回答下列问题：
氨的水溶液显弱碱性，其原因为__________________(用离子方程式表示)；0.1 mol·L－1的氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明矾，溶液中NH的浓度________(填“增大”或“减小”)。
(2)(2015·福建高考)25 ℃，两种酸的电离平衡常数如表。
①HSO的电离平衡常数表达式K＝________。
②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_________________。
(3)(全国卷Ⅰ)H3PO2是一元中强酸，写出其电离方程式_____________。
答案 (1)NH3·H2ONH＋OH－ 降低 增大
(2)①
②H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O
(3)H3PO2H＋＋H2PO
解析 (1)氨气溶于水生成一水合氨，一水合氨为弱电解质，它部分电离产生NH和OH－，使溶液显碱性；若加入少量氯化铵固体，则铵根离子浓度增大，使一水合氨的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，pH降低；若加入少量明矾，因Al3＋与OH－反应，使一水合氨的电离平衡正向移动，则c(NH)增大。
(2)①HSOH＋＋SO，其电离平衡常数表达式
K＝。②由于H2SO3的Ka2小于H2CO3的Ka1，则H2SO3溶液与NaHCO3溶液反应后H2SO3转化为HSO而不是SO，离子方程式为H2SO3＋HCO===HSO＋H2O＋CO2↑。
(3)因为H3PO2是一元中强酸，只有部分发生电离，电离方程式为H3PO2H＋＋H2PO。
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