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备战2021年高考化学一轮复习 易错14 电离平衡(全国通用）
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这是一份备战2021年高考化学一轮复习 易错14 电离平衡(全国通用），共21页。学案主要包含了易错分析，错题纠正，知识清单，变式练习，易错通关等内容，欢迎下载使用。
强电解质在水溶液中能够全部电离，而弱电解质在水溶液中只有部分电离。和化学平衡一样，在弱电解质溶液里，也存在着电离平衡，水溶液中的离子平衡内容实际上是应用化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用，内容比较丰富。一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。强弱电解质理论,特别是弱电解质的电离平衡是学习电解质溶液的重要基础。
【错题纠正】
例题1、在氨水中存在下列电离平衡:NH3·H2ONH4++OH-,下列情况能引起电离平衡向右移动的有( )
①加入NH4Cl固体 ②加入NaOH溶液 ③通入HCl气体 ④加入CH3COOH溶液 ⑤加水 ⑥加压
A.①③⑤B.①④⑥ C.③④⑤ D.①②④
【解析】①加入NH4Cl固体相当于加入NH4+,平衡左移;②加入OH-,平衡左移;③通入HCl气体,相当于加入H+,中和OH-,平衡右移;④加入CH3COOH溶液,相当于加入H+,中和OH-,平衡右移;⑤加水稀释,溶液越稀越电离,平衡右移;⑥对无气体参与和生成的反应,加压对平衡移动无影响。
【答案】C
例题2、已知25 ℃时,H2A(酸):K1=4.3×10-7,K2=2.1×10-12;H2B(酸):K1=1.0×10-7,
K2=6.3×10-13。试比较浓度相同的两种溶液中各种微粒的大小：
(1)H+的浓度:H2A (填“>”“<”或“=”,下同)H2B。
(2)酸根离子的浓度:c(A2-) c(B2-)。
(3)酸分子的浓度:c(H2A) c(H2B)。
(4)溶液的导电能力:H2A H2B。
【解析】H2A和H2B都是二元弱酸,二元弱酸的电离分两步,第一步比第二步电离程度大得多,溶液的酸性(即H+浓度)、酸式酸根的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。同温同浓度的两种酸,H2A的第一步电离常数大于H2B的第一步电离常数,故H+浓度:H2A>H2B,c(H2A)H2B。酸根离子的浓度决定于两酸的第二步电离,H2A的第二步电离常数大于H2B的第二步电离常数,故c(A2-)>c(B2-)。
【答案】(1)>(2)> (3)< (4)>
【知识清单】
1.电离平衡除了具备化学平衡的特点外，还具有“电离过程是吸热的；分子、离子共存，这完全不同于强电解质；弱电解质在溶液中的电离都是微弱的”的特点。一般来说，分子已电离的极少，绝大多数以分子形式存在，如0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)大约在1×10－3 ml·L－1左右;多元弱酸分步电离，电离程度逐步减弱，如H2CO3的电离常数：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。电离平衡状态时，溶液里离子的浓度和分子的浓度保持不变，但当影响电离平衡状态的条件如温度、浓度等改变时，电离平衡就会从原来的平衡状态变化为新条件下新的电离平衡状态。电离平衡的移动符合勒夏特列原理,离子浓度相当于生成物的平衡浓度,分子浓度相当于反应物的平衡浓度,外界条件对其影响可归纳为:
(1)浓度:对于同一弱电解质,浓度越大,电离平衡越向右移动,但是电离程度减小;浓度越小,电离程度越大,即溶液加水稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。
(2)温度:由于弱电解质的电离过程一般是吸热的,升高温度,电离平衡向着电离的方向移动。
(3)同离子效应:在弱电解质溶液中加入同弱电解质电离产生相同离子的强电解质时,电离平衡将逆向移动。
(4)化学反应:在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质,电离平衡将向电离的方向移动。如0.1 ml·L－1CH3COOH溶液，当改变条件，其平衡移动方向、平衡常数K、n(H＋)、c(H＋)、导电性变化如下表所示：
2.在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖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Ka或Kb表示。K值只随温度变化；K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强；同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强；多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。电离平衡常数可用于判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强；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；判断复分解反应能否发生，一般符合 “强酸制弱酸”规律。
【变式练习】
1.草酸(H2C2O4)是一种二元弱酸，常温下，H2C2O4的电离常数为：Ka1=5.4×10-2，Ka2=5.4×10-5。 下列有关草酸的酸式盐NaHC2O4的说法中正确的是(始终保持溶液温度为常温)
A．pH=a的NaHC2O4溶液中=5.4×10a-2
B．稀释NaHC2O4 溶液过程中保持不变
C．NaHC2O4 溶液中由水电离出的H+和OH- 浓度的乘积为1×10-14
D．NaHC2O4 溶液显酸性，则溶液中c()>c(H2C2O4)>c()
2. 弱电解质有许多如：醋酸、碳酸、氢氰酸、一水合氨等，已知25℃时，醋酸、碳酸、氢氰酸的电离平衡常数如下表
（1）25℃时，pH相等的三种溶液①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，浓度由大到小的顺序为____(填序号)。
（2）25℃时，向NaCN溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为_________。
（3）将浓度为0.02ml/L的HCN 与0.01ml/LNaOH 溶液等体积混合，则混合溶液中c(H+) _____c(OH-)（用 < > = 填空）
（4）常温下，向浓度为0.1 ml·L－1、体积为V L的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸，用pH计测溶液的pH随盐酸的加入量而降低的滴定曲线，d点两种溶液恰好完全反应。根据图中信息回答下列问题：
①该温度时NH3·H2O的电离常数K＝______。
②比较b、c、d三点时的溶液中，由水电离出的c(H＋)由大到小顺序为________。
③滴定时，由b点到c点的过程中，下列各选项中数值保持不变的是________(填字母，下同)。
A．c(H＋)·c(OH-) B．
C． D．
④根据以上滴定曲线判断下列说法正确的是________(溶液中N元素只存在NH和NH3·H2O两种形式)。
A．点b所示溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
B．点c所示溶液中：c(Cl－)＝c(NH3·H2O)＋c(NH)
C．点d所示溶液中：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－)
D．滴定过程中可能有：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)
【易错通关】
的氢气 D．无法比较两者产生氢气的量
2.醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( )
A.升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
ml·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH－)增大
C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D.25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
3.甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是( )
A.常温下，1 ml·L－1甲酸溶液中的c(H＋)约为1×10－2 ml·L－1
B.甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳
C.10 mL 1 ml·L－1甲酸溶液恰好与10 mL 1 ml·L－1 NaOH溶液完全反应
D.甲酸溶液与锌反应比强酸溶液缓慢
4．在100 mL 0.1 ml·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H＋浓度减小，可采用的方法是( )
A．加热 B．加入100 mL 0.1 ml·L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5 ml·L－1的硫酸 D．加入少量的1 ml·L－1的NaOH溶液
5．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中，不正确的是( )
A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
6．下列说法正确的是
A．向等体积的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分别滴加等体积的0.1ml•L-1FeCl3溶液和0.1ml•L-1CuCl2溶液，前者产生气泡快，这个实验可以充分证明催化剂具有选择性
B．将0.1ml•L-1醋酸加水稀释，溶液中各离子浓度均减小
C．相同温度下，用分压表示的平衡常数Kp不随体系的总压强变化
D．室温下同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7
7．25℃时，水的电离达到平衡状态，下列叙述正确的是
A．向水中加入稀氨水，水的电离平衡将逆向移动，氢氧根离子浓度降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，氢离子浓度增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体醋酸钠，水的电离平衡逆向移动，氢离子浓度降低
D．将水加热，Kw增大，水的电离平衡不移动，pH不变
8．常温下，电解质溶液的性质与变化是多样的，下列说法正确的是（ ）
A．pH相同的①CH3COONa ②NaClO ③NaOH三种溶液c(Na+)大小：①＞②＞③
B．往稀氨水中加水，的值变小
C．pH=4的H2S溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合，存在下列等式：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)
D．Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，ClO—水解程度增大，溶液碱性增强
910．已知HF 和HCN 都是一元弱酸，但Ka(HF)>Ka(HCN)。现有100mL0.1ml/L 的NaF 溶液（代号“甲”）和100mL 0.1ml/L 的NaCN 溶液（代号“乙”），下列有关甲、乙两种溶液的说法中不正确的是（ ）
A．溶液pH：甲<乙B．溶液中弱酸分子浓度：c(HF)>c(HCN)
C．甲溶液中：c(HF)=c(OH-)-c(H+)D．乙溶液中： c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)
10．已知：p[c(HX)/c(X-)]=-lg[c(HX)/c(X-)]。室温下，向0. 10 ml/LHX溶液中滴加0.10 ml/L NaOH溶液，溶液pH随p[c(HX)/c(X-)]变化关系如图。下列说法不正确的是
A．溶液中水的电离程度：aC．c点溶液中：c(Na+) =l0c(HX)D．室温下HX的电离常数为10-4. 75
6．下列说法正确的是
A．向等体积的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分别滴加等体积的0.1ml•L-1FeCl3溶液和0.1ml•L-1CuCl2溶液，前者产生气泡快，这个实验可以充分证明催化剂具有选择性
B．将0.1ml•L-1醋酸加水稀释，溶液中各离子浓度均减小
C．相同温度下，用分压表示的平衡常数Kp不随体系的总压强变化
D．室温下同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7
7．25℃时，水的电离达到平衡状态，下列叙述正确的是
A．向水中加入稀氨水，水的电离平衡将逆向移动，氢氧根离子浓度降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，氢离子浓度增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体醋酸钠，水的电离平衡逆向移动，氢离子浓度降低
D．将水加热，Kw增大，水的电离平衡不移动，pH不变
8．常温下，电解质溶液的性质与变化是多样的，下列说法正确的是（ ）
A．pH相同的①CH3COONa ②NaClO ③NaOH三种溶液c(Na+)大小：①＞②＞③
B．往稀氨水中加水，的值变小
C．pH=4的H2S溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合，存在下列等式：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)
D．Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，ClO—水解程度增大，溶液碱性增强
910．已知HF 和HCN 都是一元弱酸，但Ka(HF)>Ka(HCN)。现有100mL0.1ml/L 的NaF 溶液（代号“甲”）和100mL 0.1ml/L 的NaCN 溶液（代号“乙”），下列有关甲、乙两种溶液的说法中不正确的是（ ）
A．溶液pH：甲<乙B．溶液中弱酸分子浓度：c(HF)>c(HCN)
C．甲溶液中：c(HF)=c(OH-)-c(H+)D．乙溶液中： c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)
10．已知：p[c(HX)/c(X-)]=-lg[c(HX)/c(X-)]。室温下，向0. 10 ml/LHX溶液中滴加0.10 ml/L NaOH溶液，溶液pH随p[c(HX)/c(X-)]变化关系如图。下列说法不正确的是
A．溶液中水的电离程度：aC．c点溶液中：c(Na+) =l0c(HX)D．室温下HX的电离常数为10-4. 75
11.(1)25 ℃时，HF的Ka＝6.4×10－4，则此温度下0.1 ml·L－1HF溶液的c(H＋)为 ml·L－1。
(2)25 ℃时，a ml·L－1 CH3COOH溶液的pH＝b，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离平衡常数Ka＝ 。
(3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下：H2SeO4===H＋＋HSeOeq \\al(－,4)，HSeOeq \\al(－,4)H＋＋SeOeq \\al(2－,4)，K2＝1.0×10－2(25 ℃)。
①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为 。
②已知H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为 。
(4)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。现在该温度下将20 mL 0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 ml·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 ml·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图如图所示，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 。
(5)已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是 (填字母)。
a.HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN
b.NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN
c.NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
d.2HCOOH＋COeq \\al(2－,3)===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
e.H2O＋CO2＋2CN－===2HCN＋COeq \\al(2－,3)
12. 一定温度下有：a.盐酸 b．硫酸 c．醋酸。
(1)当其物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__________________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是________________________。
(3)当其c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序为____________________。
(4)当其c(H＋)相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序为____________________。
(5)当c(H＋)相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时的反应速率______，反应所需时间______。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍后，c(H＋)由大到小的顺序是__________。
参考答案
【变式练习】
1. B【解析】A. pH=a，， ，NaHC2O4溶液中存在水解平衡，水解平衡常数，又知 则=，A错误；B. 稀释NaHC2O4溶液过程中会促进水解和电离，但是保持不变，B正确；C. 常温下，NaHC2O4溶液中H+和OH- 浓度的乘积为1×10-14，C错误；D. NaHC2O4溶液显酸性，是因为HC2O4-电离程度大于水解程度，则溶液中c()>c()>c(H2C2O4)，D错误；答案选B。
2．（1）①>③>②（2）CN-+CO2+H2O=HCN+HCO(3) <（4）①10-5②d＞c＞b③ACD④D
【解析】(1)依据图表数据分析，醋酸电离常数大于氢氰酸大于碳酸氢根离子，所以pH相等的三种溶液：①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，水解程度相同，且越弱越水解，则浓度由大到小的顺序为：①>③>②，故答案为：①>③>②；
(2) 向NaCN溶液中通入少量CO2，H2CO3酸性大于HCN大于HCO，所以反应生成氰酸和碳酸氢钠，反应的化学方程式为：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，其反应的离子方程式为: CN-+CO2+H2O=HCN+HCO，故答案为：CN-+CO2+H2O=HCN+HCO；
(3) 将0.02ml/L的HCN与0.01ml/L的NaOH溶液等体积混合，溶液中的溶质是物质的量浓度均为0.005ml/L的NaCN和HCN，则c(Na+)>c(CN-)，根据电荷守恒可知：c(H+)(4)①滴定前氨水中c（H+）=10-11ml/L，利用水的离子积常数可得：，一水合氨的电离平衡常数：，故答案为：10-5；
②在b点时，溶质为氨水和氯化铵，氨水的电离程度大于氯化铵的水解程度，溶液为碱性，对水的电离平衡起到抑制作用；在c点时，溶质为氨水和氯化铵，氨水的电离程度等于氯化铵的水解程度，溶液为中性，对水的电离平衡无影响；在d点时，溶质为氯化铵，氯化铵发生水解，溶液为酸性，对水的电离平衡促进；所以b、c、d三点时的溶液中，水电离的c（H+）大小顺序是d＞c＞b，故答案为：d＞c＞b；
③A.温度不变，水的离子积常数不变，所以c（H＋）·c（OH-）不变，A正确；B.由b点到c点加酸的过程中，c（H+）增大，c（OH-）不断减小，故增大，B错误；C. ，温度不变，电离平衡常数不变，C正确；D. ，温度不变，该比值也不变，D正确；故答案为：ACD；
④A．由图象可知，点b反应后溶液是NH4Cl与NH3·H2O物质的量之比为1：1的混合物，溶液呈碱性，说NH3·H2O的电离程度大于NH4Cl的水解程度，由电荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），物料守恒为：2c（C1-）=c（NH4+）＋c（NH3·H2O），质子守恒为：2c（OH-）＋c（NH3·H2O）=c（NH4+）＋2c（H+）；A错误；B．点c时pH=7，即c（OH-）=c（H+），由电荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），故c（NH4+）=c（C1-）＞c（OH-）=c（H+），B错误；C．点d恰好完全反应生成NH4Cl，NH4Cl水解溶液呈酸性，则c（C1-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-），C错误；D．当NH3·H2O较多，滴入的HCl较少时，生成NH4Cl少量，溶液中NH3·H2O浓度远大于NH4Cl浓度，可能出现c（NH3•H2O）＞c（NH4+）＞c（OH-）＞c（C1-）＞c（H+），D正确；故答案为：D。
1.A【解析】相同氢离子浓度的强酸和弱酸溶液，前者的浓度较小，等体积的两种溶液与足量的镁反应，后者放出的氢气多。酸的物质的量越多，在与足量的金属反应时，放出的氢气越多。
2.D【解析】弱电解质的电离平衡常数只受温度影响，升高温度电离平衡常数增大，A项正确；将溶液稀释，c(H＋)减小，c(OH－)增大，B项正确；加入CH3COONa会抑制CH3COOH电离，C项正确；加入冰醋酸，溶液的pH、电离程度均减小，但电离常数不变，D项错误。答案：D
3.A【解析】若能说明在相同条件下甲酸只发生部分电离，便可以证明它是弱电解质。A项，c(H＋)4.D【解析】A项，加热促进电离，H＋浓度增大；B项，H＋浓度不变；C项，加H2SO4抑制电离，但H＋浓度增大；D项，加入NaOH，OH－与H＋反应，平衡向右移动，H＋浓度减小。答案：D
5.B【解析】由这三个化学反应方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离常数越大，据此可以将三个K值与酸对应起来。以上三个反应中，第①个反应说明HNO2>HCN，第③个反应说明HF>HNO2，只根据这两个反应即可作出比较。
6．C【解析】A. 向等体积的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分别滴加等体积的0.1ml•L-1FeCl3溶液和0.1ml•L-1CuCl2溶液，前者产生气泡快，这个实验并不能证明催化剂具有选择性，因为20%的H2O2溶液比10%的H2O2溶液的浓度大，反应速率当然快，A错误；
B. 将0.1ml•L-1醋酸加水稀释，溶液中与醋酸电离方程式有关的各离子浓度均减小，但水电离生成的OH-浓度增大，B错误；
C.平衡常数只受温度变化的影响，不受浓度，压强变化的影响，所以相同温度下，用分压表示的平衡常数Kp不随体系的总压强变化，C正确；
D. 室温下同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，H+与OH-不一定完全反应，所以溶液的pH不一定等于7，D错误 。
故选C。
7．B【解析】A．向水中加入氨水，溶液由中性到碱性，碱对水的电离起抑制作用，所以平衡逆向移动，但c（OH - ）增大，选项A错误； B．NaHSO4 ═Na++SO42- +H+ ，其中电离出的氢离子使c（H+）增大，但是温度不变，KW 不变，选项B正确；C．CH3COONa中的醋酸根水解对水的电离起到促进作用，电离平衡正向移动，c（H+）降低，选项C错误；D．温度升高，水的离子积常数KW 增大，水的电离平衡正向移动，则pH值减小，选项D错误。答案选B。
8．A【解析】A、醋酸的酸性强于次氯酸，CH3COONa与NaClO水解显碱性，根据越弱越水解的规律，若溶液的pH相同，CH3COONa的浓度最大，所以三种溶液c(Na+)大小顺序为：①＞②＞③，故A正确；
B、NH3•H2O的电离常数K=c(NH4+)•c(OH‾)/c(NH3•H2O)=c(NH4+)•Kw/c(NH3•H2O)•c(H+)，所以的值为常数，不发生变化，故B错误；
C、因为H2S为弱酸，所以pH=4的H2S溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合，H2S过量，根据电荷守恒可得：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)+c(HS‾)，故C错误；
D、Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，生成CaCO3与HClO，溶液碱性减弱，故D错误。
答案选A。
9．B【解析】A. 因为Ka(HF)>Ka(HCN)，所以水解程度：甲<乙，溶液pH：甲<乙，故A正确；B. 因为Ka(HF)>Ka(HCN)，所以溶液中弱酸分子浓度：c(HF)点睛：解答本题的难点在于选项C，选项C甲溶液中H+、OH－都只来自于H2O的电离，部分H+被F－结合为HF，所以c(OH-)=c(H+)+c(HF)。有人将这种关系称为“质子守恒”。
10．C【解析】电离平衡常数只受温度的影响，因此用a或c点进行判断，假设用a点进行分析，c(HX)/c(X－)=10－1，c(H＋)=10－3.75ml·L－1，HX的电离平衡常数的表达式Ka=c(X－)×c(H＋)/c(HX)，代入数值，Ka=10－4.75，由于a、b、c均为酸性溶液，因此溶质均为“HX和NaX”；
A、根据上述分析，pH<7说明HX的电离程度大于X－的水解程度，HX电离出H＋对水电离起到抑制作用，H＋浓度越小，pH越大，对水的电离抑制能力越弱，即溶液中水的电离程度：aB、根据上述分析，HX的电离平衡常数Ka=10－4.75，b点时，c(HX)/c(X－)=1，则c(H＋)=10－4.75ml·L－1，b点坐标是（0，4.75），故B说法正确；
C、c点溶液中c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(X－)，根据c点坐标，c(HX)/c(X－)=10，代入电荷守恒得到c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋10c(HX)，因为溶液显酸性，c(H＋)>c(OH－)，推出c(Na＋)<10c(HX)，故C说法错误；
D、根据上述分析，故D说法正确。
11. (1)0.007 7(2)eq \f(10－2b,a－10－b)(3)①H＋＋NH3·H2O===NHeq \\al(＋,4)＋H2O②HSeOeq \\al(－,4)＋HCOeq \\al(－,3)===SeOeq \\al(2－,4)＋H2O＋CO2↑(4)因Ka(CH3COOH)K(HCOeq \\al(－,3))，故反应为HSeOeq \\al(－,4)＋HCOeq \\al(－,3)===H2O＋CO2↑＋SeOeq \\al(2－,4)。(4)由于Ka(CH3COOH)Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)> Ka2(H2CO3)，所以只有反应b、e不能进行。
答案：
12. (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
【解析】盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸，当其物质的量浓度相同时，硫酸的c(H＋)最大，醋酸的c(H＋)最小；同体积、同物质的量浓度的三种酸，硫酸消耗的NaOH最多；当其c(H＋)相同、体积相同时，醋酸的物质的量最多，与锌反应产生的氢气最多。
平衡移动方向
平衡常数K
n(H＋)
c(H＋)
导电性
加水稀释
右移
不变
增大
减小
减弱
加冰醋酸
右移
不变
增大
增大
增强
升温
右移
增大
增大
增大
增强
加CH3COONa
左移
不变
减小
减小
增强
加NaOH
右移
不变
减小
减小
增强
氢氰酸
碳酸
醋酸
Ka=6.2×10-10
Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11
Ka=1.7×10-5
强电解质在水溶液中能够全部电离，而弱电解质在水溶液中只有部分电离。和化学平衡一样，在弱电解质溶液里，也存在着电离平衡，水溶液中的离子平衡内容实际上是应用化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用，内容比较丰富。一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。强弱电解质理论,特别是弱电解质的电离平衡是学习电解质溶液的重要基础。
【错题纠正】
例题1、在氨水中存在下列电离平衡:NH3·H2ONH4++OH-,下列情况能引起电离平衡向右移动的有( )
①加入NH4Cl固体 ②加入NaOH溶液 ③通入HCl气体 ④加入CH3COOH溶液 ⑤加水 ⑥加压
A.①③⑤B.①④⑥ C.③④⑤ D.①②④
【解析】①加入NH4Cl固体相当于加入NH4+,平衡左移;②加入OH-,平衡左移;③通入HCl气体,相当于加入H+,中和OH-,平衡右移;④加入CH3COOH溶液,相当于加入H+,中和OH-,平衡右移;⑤加水稀释,溶液越稀越电离,平衡右移;⑥对无气体参与和生成的反应,加压对平衡移动无影响。
【答案】C
例题2、已知25 ℃时,H2A(酸):K1=4.3×10-7,K2=2.1×10-12;H2B(酸):K1=1.0×10-7,
K2=6.3×10-13。试比较浓度相同的两种溶液中各种微粒的大小：
(1)H+的浓度:H2A (填“>”“<”或“=”,下同)H2B。
(2)酸根离子的浓度:c(A2-) c(B2-)。
(3)酸分子的浓度:c(H2A) c(H2B)。
(4)溶液的导电能力:H2A H2B。
【解析】H2A和H2B都是二元弱酸,二元弱酸的电离分两步,第一步比第二步电离程度大得多,溶液的酸性(即H+浓度)、酸式酸根的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。同温同浓度的两种酸,H2A的第一步电离常数大于H2B的第一步电离常数,故H+浓度:H2A>H2B,c(H2A)
【答案】(1)>(2)> (3)< (4)>
【知识清单】
1.电离平衡除了具备化学平衡的特点外，还具有“电离过程是吸热的；分子、离子共存，这完全不同于强电解质；弱电解质在溶液中的电离都是微弱的”的特点。一般来说，分子已电离的极少，绝大多数以分子形式存在，如0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)大约在1×10－3 ml·L－1左右;多元弱酸分步电离，电离程度逐步减弱，如H2CO3的电离常数：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。电离平衡状态时，溶液里离子的浓度和分子的浓度保持不变，但当影响电离平衡状态的条件如温度、浓度等改变时，电离平衡就会从原来的平衡状态变化为新条件下新的电离平衡状态。电离平衡的移动符合勒夏特列原理,离子浓度相当于生成物的平衡浓度,分子浓度相当于反应物的平衡浓度,外界条件对其影响可归纳为:
(1)浓度:对于同一弱电解质,浓度越大,电离平衡越向右移动,但是电离程度减小;浓度越小,电离程度越大,即溶液加水稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。
(2)温度:由于弱电解质的电离过程一般是吸热的,升高温度,电离平衡向着电离的方向移动。
(3)同离子效应:在弱电解质溶液中加入同弱电解质电离产生相同离子的强电解质时,电离平衡将逆向移动。
(4)化学反应:在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质,电离平衡将向电离的方向移动。如0.1 ml·L－1CH3COOH溶液，当改变条件，其平衡移动方向、平衡常数K、n(H＋)、c(H＋)、导电性变化如下表所示：
2.在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖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Ka或Kb表示。K值只随温度变化；K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强；同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强；多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。电离平衡常数可用于判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强；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；判断复分解反应能否发生，一般符合 “强酸制弱酸”规律。
【变式练习】
1.草酸(H2C2O4)是一种二元弱酸，常温下，H2C2O4的电离常数为：Ka1=5.4×10-2，Ka2=5.4×10-5。 下列有关草酸的酸式盐NaHC2O4的说法中正确的是(始终保持溶液温度为常温)
A．pH=a的NaHC2O4溶液中=5.4×10a-2
B．稀释NaHC2O4 溶液过程中保持不变
C．NaHC2O4 溶液中由水电离出的H+和OH- 浓度的乘积为1×10-14
D．NaHC2O4 溶液显酸性，则溶液中c()>c(H2C2O4)>c()
2. 弱电解质有许多如：醋酸、碳酸、氢氰酸、一水合氨等，已知25℃时，醋酸、碳酸、氢氰酸的电离平衡常数如下表
（1）25℃时，pH相等的三种溶液①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，浓度由大到小的顺序为____(填序号)。
（2）25℃时，向NaCN溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为_________。
（3）将浓度为0.02ml/L的HCN 与0.01ml/LNaOH 溶液等体积混合，则混合溶液中c(H+) _____c(OH-)（用 < > = 填空）
（4）常温下，向浓度为0.1 ml·L－1、体积为V L的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸，用pH计测溶液的pH随盐酸的加入量而降低的滴定曲线，d点两种溶液恰好完全反应。根据图中信息回答下列问题：
①该温度时NH3·H2O的电离常数K＝______。
②比较b、c、d三点时的溶液中，由水电离出的c(H＋)由大到小顺序为________。
③滴定时，由b点到c点的过程中，下列各选项中数值保持不变的是________(填字母，下同)。
A．c(H＋)·c(OH-) B．
C． D．
④根据以上滴定曲线判断下列说法正确的是________(溶液中N元素只存在NH和NH3·H2O两种形式)。
A．点b所示溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
B．点c所示溶液中：c(Cl－)＝c(NH3·H2O)＋c(NH)
C．点d所示溶液中：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－)
D．滴定过程中可能有：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)
【易错通关】
的氢气 D．无法比较两者产生氢气的量
2.醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( )
A.升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
ml·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH－)增大
C.CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D.25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
3.甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是( )
A.常温下，1 ml·L－1甲酸溶液中的c(H＋)约为1×10－2 ml·L－1
B.甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳
C.10 mL 1 ml·L－1甲酸溶液恰好与10 mL 1 ml·L－1 NaOH溶液完全反应
D.甲酸溶液与锌反应比强酸溶液缓慢
4．在100 mL 0.1 ml·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H＋浓度减小，可采用的方法是( )
A．加热 B．加入100 mL 0.1 ml·L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5 ml·L－1的硫酸 D．加入少量的1 ml·L－1的NaOH溶液
5．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中，不正确的是( )
A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
6．下列说法正确的是
A．向等体积的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分别滴加等体积的0.1ml•L-1FeCl3溶液和0.1ml•L-1CuCl2溶液，前者产生气泡快，这个实验可以充分证明催化剂具有选择性
B．将0.1ml•L-1醋酸加水稀释，溶液中各离子浓度均减小
C．相同温度下，用分压表示的平衡常数Kp不随体系的总压强变化
D．室温下同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7
7．25℃时，水的电离达到平衡状态，下列叙述正确的是
A．向水中加入稀氨水，水的电离平衡将逆向移动，氢氧根离子浓度降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，氢离子浓度增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体醋酸钠，水的电离平衡逆向移动，氢离子浓度降低
D．将水加热，Kw增大，水的电离平衡不移动，pH不变
8．常温下，电解质溶液的性质与变化是多样的，下列说法正确的是（ ）
A．pH相同的①CH3COONa ②NaClO ③NaOH三种溶液c(Na+)大小：①＞②＞③
B．往稀氨水中加水，的值变小
C．pH=4的H2S溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合，存在下列等式：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)
D．Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，ClO—水解程度增大，溶液碱性增强
910．已知HF 和HCN 都是一元弱酸，但Ka(HF)>Ka(HCN)。现有100mL0.1ml/L 的NaF 溶液（代号“甲”）和100mL 0.1ml/L 的NaCN 溶液（代号“乙”），下列有关甲、乙两种溶液的说法中不正确的是（ ）
A．溶液pH：甲<乙B．溶液中弱酸分子浓度：c(HF)>c(HCN)
C．甲溶液中：c(HF)=c(OH-)-c(H+)D．乙溶液中： c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)
10．已知：p[c(HX)/c(X-)]=-lg[c(HX)/c(X-)]。室温下，向0. 10 ml/LHX溶液中滴加0.10 ml/L NaOH溶液，溶液pH随p[c(HX)/c(X-)]变化关系如图。下列说法不正确的是
A．溶液中水的电离程度：a
6．下列说法正确的是
A．向等体积的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分别滴加等体积的0.1ml•L-1FeCl3溶液和0.1ml•L-1CuCl2溶液，前者产生气泡快，这个实验可以充分证明催化剂具有选择性
B．将0.1ml•L-1醋酸加水稀释，溶液中各离子浓度均减小
C．相同温度下，用分压表示的平衡常数Kp不随体系的总压强变化
D．室温下同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7
7．25℃时，水的电离达到平衡状态，下列叙述正确的是
A．向水中加入稀氨水，水的电离平衡将逆向移动，氢氧根离子浓度降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，氢离子浓度增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体醋酸钠，水的电离平衡逆向移动，氢离子浓度降低
D．将水加热，Kw增大，水的电离平衡不移动，pH不变
8．常温下，电解质溶液的性质与变化是多样的，下列说法正确的是（ ）
A．pH相同的①CH3COONa ②NaClO ③NaOH三种溶液c(Na+)大小：①＞②＞③
B．往稀氨水中加水，的值变小
C．pH=4的H2S溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合，存在下列等式：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)
D．Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，ClO—水解程度增大，溶液碱性增强
910．已知HF 和HCN 都是一元弱酸，但Ka(HF)>Ka(HCN)。现有100mL0.1ml/L 的NaF 溶液（代号“甲”）和100mL 0.1ml/L 的NaCN 溶液（代号“乙”），下列有关甲、乙两种溶液的说法中不正确的是（ ）
A．溶液pH：甲<乙B．溶液中弱酸分子浓度：c(HF)>c(HCN)
C．甲溶液中：c(HF)=c(OH-)-c(H+)D．乙溶液中： c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)
10．已知：p[c(HX)/c(X-)]=-lg[c(HX)/c(X-)]。室温下，向0. 10 ml/LHX溶液中滴加0.10 ml/L NaOH溶液，溶液pH随p[c(HX)/c(X-)]变化关系如图。下列说法不正确的是
A．溶液中水的电离程度：a
11.(1)25 ℃时，HF的Ka＝6.4×10－4，则此温度下0.1 ml·L－1HF溶液的c(H＋)为 ml·L－1。
(2)25 ℃时，a ml·L－1 CH3COOH溶液的pH＝b，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离平衡常数Ka＝ 。
(3)硒酸(H2SeO4)在水溶液中的电离如下：H2SeO4===H＋＋HSeOeq \\al(－,4)，HSeOeq \\al(－,4)H＋＋SeOeq \\al(2－,4)，K2＝1.0×10－2(25 ℃)。
①向H2SeO4溶液中滴加少量氨水，该反应的离子方程式为 。
②已知H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应的离子方程式为 。
(4)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。现在该温度下将20 mL 0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 ml·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 ml·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图如图所示，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 。
(5)已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是 (填字母)。
a.HCOOH＋NaCN===HCOONa＋HCN
b.NaHCO3＋NaCN===Na2CO3＋HCN
c.NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
d.2HCOOH＋COeq \\al(2－,3)===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
e.H2O＋CO2＋2CN－===2HCN＋COeq \\al(2－,3)
12. 一定温度下有：a.盐酸 b．硫酸 c．醋酸。
(1)当其物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__________________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是________________________。
(3)当其c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序为____________________。
(4)当其c(H＋)相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序为____________________。
(5)当c(H＋)相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时的反应速率______，反应所需时间______。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍后，c(H＋)由大到小的顺序是__________。
参考答案
【变式练习】
1. B【解析】A. pH=a，， ，NaHC2O4溶液中存在水解平衡，水解平衡常数，又知 则=，A错误；B. 稀释NaHC2O4溶液过程中会促进水解和电离，但是保持不变，B正确；C. 常温下，NaHC2O4溶液中H+和OH- 浓度的乘积为1×10-14，C错误；D. NaHC2O4溶液显酸性，是因为HC2O4-电离程度大于水解程度，则溶液中c()>c()>c(H2C2O4)，D错误；答案选B。
2．（1）①>③>②（2）CN-+CO2+H2O=HCN+HCO(3) <（4）①10-5②d＞c＞b③ACD④D
【解析】(1)依据图表数据分析，醋酸电离常数大于氢氰酸大于碳酸氢根离子，所以pH相等的三种溶液：①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，水解程度相同，且越弱越水解，则浓度由大到小的顺序为：①>③>②，故答案为：①>③>②；
(2) 向NaCN溶液中通入少量CO2，H2CO3酸性大于HCN大于HCO，所以反应生成氰酸和碳酸氢钠，反应的化学方程式为：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，其反应的离子方程式为: CN-+CO2+H2O=HCN+HCO，故答案为：CN-+CO2+H2O=HCN+HCO；
(3) 将0.02ml/L的HCN与0.01ml/L的NaOH溶液等体积混合，溶液中的溶质是物质的量浓度均为0.005ml/L的NaCN和HCN，则c(Na+)>c(CN-)，根据电荷守恒可知：c(H+)
②在b点时，溶质为氨水和氯化铵，氨水的电离程度大于氯化铵的水解程度，溶液为碱性，对水的电离平衡起到抑制作用；在c点时，溶质为氨水和氯化铵，氨水的电离程度等于氯化铵的水解程度，溶液为中性，对水的电离平衡无影响；在d点时，溶质为氯化铵，氯化铵发生水解，溶液为酸性，对水的电离平衡促进；所以b、c、d三点时的溶液中，水电离的c（H+）大小顺序是d＞c＞b，故答案为：d＞c＞b；
③A.温度不变，水的离子积常数不变，所以c（H＋）·c（OH-）不变，A正确；B.由b点到c点加酸的过程中，c（H+）增大，c（OH-）不断减小，故增大，B错误；C. ，温度不变，电离平衡常数不变，C正确；D. ，温度不变，该比值也不变，D正确；故答案为：ACD；
④A．由图象可知，点b反应后溶液是NH4Cl与NH3·H2O物质的量之比为1：1的混合物，溶液呈碱性，说NH3·H2O的电离程度大于NH4Cl的水解程度，由电荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），物料守恒为：2c（C1-）=c（NH4+）＋c（NH3·H2O），质子守恒为：2c（OH-）＋c（NH3·H2O）=c（NH4+）＋2c（H+）；A错误；B．点c时pH=7，即c（OH-）=c（H+），由电荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），故c（NH4+）=c（C1-）＞c（OH-）=c（H+），B错误；C．点d恰好完全反应生成NH4Cl，NH4Cl水解溶液呈酸性，则c（C1-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-），C错误；D．当NH3·H2O较多，滴入的HCl较少时，生成NH4Cl少量，溶液中NH3·H2O浓度远大于NH4Cl浓度，可能出现c（NH3•H2O）＞c（NH4+）＞c（OH-）＞c（C1-）＞c（H+），D正确；故答案为：D。
1.A【解析】相同氢离子浓度的强酸和弱酸溶液，前者的浓度较小，等体积的两种溶液与足量的镁反应，后者放出的氢气多。酸的物质的量越多，在与足量的金属反应时，放出的氢气越多。
2.D【解析】弱电解质的电离平衡常数只受温度影响，升高温度电离平衡常数增大，A项正确；将溶液稀释，c(H＋)减小，c(OH－)增大，B项正确；加入CH3COONa会抑制CH3COOH电离，C项正确；加入冰醋酸，溶液的pH、电离程度均减小，但电离常数不变，D项错误。答案：D
3.A【解析】若能说明在相同条件下甲酸只发生部分电离，便可以证明它是弱电解质。A项，c(H＋)
5.B【解析】由这三个化学反应方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离常数越大，据此可以将三个K值与酸对应起来。以上三个反应中，第①个反应说明HNO2>HCN，第③个反应说明HF>HNO2，只根据这两个反应即可作出比较。
6．C【解析】A. 向等体积的20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液中分别滴加等体积的0.1ml•L-1FeCl3溶液和0.1ml•L-1CuCl2溶液，前者产生气泡快，这个实验并不能证明催化剂具有选择性，因为20%的H2O2溶液比10%的H2O2溶液的浓度大，反应速率当然快，A错误；
B. 将0.1ml•L-1醋酸加水稀释，溶液中与醋酸电离方程式有关的各离子浓度均减小，但水电离生成的OH-浓度增大，B错误；
C.平衡常数只受温度变化的影响，不受浓度，压强变化的影响，所以相同温度下，用分压表示的平衡常数Kp不随体系的总压强变化，C正确；
D. 室温下同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，H+与OH-不一定完全反应，所以溶液的pH不一定等于7，D错误 。
故选C。
7．B【解析】A．向水中加入氨水，溶液由中性到碱性，碱对水的电离起抑制作用，所以平衡逆向移动，但c（OH - ）增大，选项A错误； B．NaHSO4 ═Na++SO42- +H+ ，其中电离出的氢离子使c（H+）增大，但是温度不变，KW 不变，选项B正确；C．CH3COONa中的醋酸根水解对水的电离起到促进作用，电离平衡正向移动，c（H+）降低，选项C错误；D．温度升高，水的离子积常数KW 增大，水的电离平衡正向移动，则pH值减小，选项D错误。答案选B。
8．A【解析】A、醋酸的酸性强于次氯酸，CH3COONa与NaClO水解显碱性，根据越弱越水解的规律，若溶液的pH相同，CH3COONa的浓度最大，所以三种溶液c(Na+)大小顺序为：①＞②＞③，故A正确；
B、NH3•H2O的电离常数K=c(NH4+)•c(OH‾)/c(NH3•H2O)=c(NH4+)•Kw/c(NH3•H2O)•c(H+)，所以的值为常数，不发生变化，故B错误；
C、因为H2S为弱酸，所以pH=4的H2S溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合，H2S过量，根据电荷守恒可得：c(Na+)+c(H+)＝c(OH—)+2c(S2—)+c(HS‾)，故C错误；
D、Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，生成CaCO3与HClO，溶液碱性减弱，故D错误。
答案选A。
9．B【解析】A. 因为Ka(HF)>Ka(HCN)，所以水解程度：甲<乙，溶液pH：甲<乙，故A正确；B. 因为Ka(HF)>Ka(HCN)，所以溶液中弱酸分子浓度：c(HF)
10．C【解析】电离平衡常数只受温度的影响，因此用a或c点进行判断，假设用a点进行分析，c(HX)/c(X－)=10－1，c(H＋)=10－3.75ml·L－1，HX的电离平衡常数的表达式Ka=c(X－)×c(H＋)/c(HX)，代入数值，Ka=10－4.75，由于a、b、c均为酸性溶液，因此溶质均为“HX和NaX”；
A、根据上述分析，pH<7说明HX的电离程度大于X－的水解程度，HX电离出H＋对水电离起到抑制作用，H＋浓度越小，pH越大，对水的电离抑制能力越弱，即溶液中水的电离程度：a
C、c点溶液中c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(X－)，根据c点坐标，c(HX)/c(X－)=10，代入电荷守恒得到c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋10c(HX)，因为溶液显酸性，c(H＋)>c(OH－)，推出c(Na＋)<10c(HX)，故C说法错误；
D、根据上述分析，故D说法正确。
11. (1)0.007 7(2)eq \f(10－2b,a－10－b)(3)①H＋＋NH3·H2O===NHeq \\al(＋,4)＋H2O②HSeOeq \\al(－,4)＋HCOeq \\al(－,3)===SeOeq \\al(2－,4)＋H2O＋CO2↑(4)因Ka(CH3COOH)
答案：
12. (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
【解析】盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸，当其物质的量浓度相同时，硫酸的c(H＋)最大，醋酸的c(H＋)最小；同体积、同物质的量浓度的三种酸，硫酸消耗的NaOH最多；当其c(H＋)相同、体积相同时，醋酸的物质的量最多，与锌反应产生的氢气最多。
平衡移动方向
平衡常数K
n(H＋)
c(H＋)
导电性
加水稀释
右移
不变
增大
减小
减弱
加冰醋酸
右移
不变
增大
增大
增强
升温
右移
增大
增大
增大
增强
加CH3COONa
左移
不变
减小
减小
增强
加NaOH
右移
不变
减小
减小
增强
氢氰酸
碳酸
醋酸
Ka=6.2×10-10
Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11
Ka=1.7×10-5
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