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2022版高考化学一轮复习 专题8 溶液中的离子反应 第1单元 弱电解质的电离平衡学案

2022版高考化学一轮复习 专题8 溶液中的离子反应 第1单元 弱电解质的电离平衡学案

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- 19 -

第一单元　弱电解质的电离平衡
[课标解读]　
1.理解弱电解质电离平衡的特征及影响因素。　
2.电离常数的计算及应用。　
3.会比较强电解质和弱电解质的异同。

　弱电解质的电离平衡

知识梳理
1．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的概念
一定条件(如温度、浓度)下，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。
[辨易错]
(1)CH3COOH溶于水达到电离平衡时，c(CH3COOH)与c(CH3COO－)相等。 (　　)
(2)当弱酸在水中达到电离平衡时，v(电离)＝0。 (　　)
(3)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。 (　　)
[答案]　(1)×　(2)×　(3)×
2．影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素。
(2)外因
①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。
[深思考]
思考下列问题，并分析总结。
(1)稀氨水稀释，溶液中各离子浓度均减小吗？为什么？
(2)电离平衡向右移动，①电解质浓度一定减小吗？
②电解质的电离程度一定增大吗？
③电离出的离子浓度一定增大吗？
[答案]　(1)不一定，稀氨水稀释，c(OH－)减小而c(H＋)增大。
(2)①电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋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”而不能消除这种改变，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。
②电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小。
③电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
知识应用
填表：
实例(稀溶液)
CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0
改变条件
平衡移
动方向
c(H＋)
c(OH－)
导电
能力
电离
程度
①加水稀释
向右

②加
CH3COONa(s)
向左

③加入少量
冰醋酸
向右

④加NaOH(s)
向右

[答案]　①减小　增大　减弱　增大
②减小　增大　增强　减小
③增大　减小　增强　减小
④减小　增大　增强　增大

命题点　电解质的电离平衡及影响因素
1．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是 (　　)
A．当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定
B．当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定
C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小
D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
C　[若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H＋)减小，体液的pH增大。]
2．一定温度下，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<a<b
B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<b
C．若用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大
D．a～b段导电能力增强的原因是CH3COOH电离程度增大为主要因素，b～c段导电能力减弱的原因是溶液体积增大，离子浓度减小为主要因素
D　[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。]
3．常温下将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀释，下列各量如何变化？(填“变大”“变小”或“不变”)
(1)c(H＋) 、c(OH－) 、c(F－) 、c(HF) 。
(2) 、 、 。
(3) 、 。
[答案]　(1)变小　变大　变小　变小　(2)变大　变大　变大　(3)不变　不变

加水稀释粒子浓度比值变化分析模型
(1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：＝。(由浓度比较变成物质的量比较)
(2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：＝＝。(由两变量转变为一变量)
注意：两个常数表达式：Ka＝，Kh＝＝＝。
　电离常数与电离度

知识梳理
1．电离常数
(1)电离常数表达式
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。
③H2CO3的第一步电离常数为Ka1＝，第二步电离常数为Ka2＝。
(2)电离常数意义：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。
(3)电离常数的影响因素
①电离常数只与温度有关，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≫K3……，其理由是前一步电离出的H＋抑制下一步的电离，故其酸性主要决定于第一步电离。
[辨易错]
(1)改变条件，电离平衡右移，电离常数一定增大。 (　　)
(2)弱酸H2S的电离常数表达式为Ka＝。 (　　)
(3)25 ℃时，0.01 mol·L－1的HA溶液的pH＝4，其电离常数为1×10－4。 (　　)
(4)电离常数与化学平衡常数一样，均只与温度有关，与浓度无关。 (　　)
[答案]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√
2．电离度(α)
(1)表达式
α＝×100%
或α＝×100%
(2)影响因素
温度的
影响
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；
降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度的
影响
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；
当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
[深思考]
思考下列问题，并分析总结。
(1)改变条件，电离度增大，电离常数一定增大吗？为什么？
(2)向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡右移，电离度增大吗？为什么？
[答案]　(1)不一定，升温引起电离度增大，电离常数一定增大，否则不变。
(2)不增大，根据勒夏特列原理可知，电离程度变小，电离度变小。
知识应用
1．25 ℃时，0.01 mol·L－1的HA溶液中HA的电离度为0.1%，则25 ℃时，c(H＋)和Ka(HA)分别为多少？写出解题步骤。
[答案]　c(H＋)＝0.01 mol·L－1×0.1%＝1×10－5 mol·L－1，
Ka(HA)＝＝10－8。
2．已知H2CO3的Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，Ka(HClO)＝3.0×10－8。向NaClO溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为
。
[答案]　ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO

命题点1　电离常数及其应用
1．(2020·济宁模拟)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值增大
B．0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释，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pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
D　[醋酸的电离吸热，升高温度促进电离，导致电离常数增大，A项正确；加水稀释促进电离，溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，B项正确；向醋酸溶液中加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，C项正确；温度不变，电离常数不变，D项错误。]
2．分析表中数据，下列叙述错误的是(　　)
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数(25 ℃)
1.8×10－5
4.9×10－10
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
A.CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存
B．CH3COO－＋HCN===CH3COOH＋CN－不能发生
C．向NaCN溶液中通入少量CO2，发生的离子方程式为2CN－＋CO2＋H2O===2HCN＋CO
D．CH3COOH、H2CO3、HCN的电离程度依次减弱
C　[根据电离常数可知，HCN与CO可以反应生成HCO，C项错误。]

电离常数(K)的三大应用
(1)判断弱电解质的强弱，K越大，性质越强。
(2)判断盐溶液中酸碱性强弱，K越大，对应的盐水解程度越小，呈现的酸、碱性越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，K较大的酸或碱能制K较小的酸或碱。
命题点2　电离常数的有关计算

电离常数的计算模板
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数：
HX　　H＋　＋　X－
起始：　　 c(HX)　　　 0　　　0
平衡： c(HX)－c(H＋)　c(H＋)　c(X－)
则：K＝＝
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)－c(H＋)≈c(HX)。
则K＝，代入数值求解即可。
(2)特定条件下的Ka或Kb的有关计算
25 ℃时，a mol·L－1弱酸盐NaA溶液与b mol·L－1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka求算三步骤：
①电荷守恒　c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)⇒c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝ mol·L－1。
②物料守恒　c(HA)＋c(A－)＝ mol·L－1⇒c(HA)＝ mol·L－1－ mol·L－1。
③Ka＝＝。
3．(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)25 ℃时，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，则Ka为 (用含V的式子表示)。
(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]。
(4)25 ℃时，将a mol·L－1 CH3COOH溶液与0.01 mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，溶液中2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则CH3COOH的Ka为 。
[解析]　(1)由H2CO3H＋＋HCO得
K1＝＝≈4.2×10－7。
(2)根据电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝ mol·L－1，混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈ mol·L－1，则Ka＝＝。
(3)根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，
n(NH)＝n(NO)＝a mol
设加入氨水的浓度为c mol·L－1，混合溶液的体积为V L
由Kb＝
＝＝2×10－5 mol·L－1，
得c＝ mol·L－1。
(4)根据电荷守恒知：c(H＋)＋2c(Ba2＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，因为2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)故c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，c(CH3COO－)＝2× mol·L－1。根据物料守恒知c(CH3COOH)＝ mol·L－1＝mol·L－1。
所以，Ka＝＝。
[答案]　(1)4.2×10－7　(2)　(3)　(4)
命题点3　利用图像特殊点求电离常数
4．常温下，0.1 mol·L－1的H2C2O4溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三者所占物质的量分数(分布系数)随pH变化的关系如图所示。则H2C2O4的Ka1＝ ，Ka2＝ 。　
H2C2O4溶液中各种粒子分布曲线

[解析]　pH＝1.3时，c(H2C2O4)＝c(HC2O)，故Ka1＝＝1×10－1.3，同理求Ka2＝1×10－4.3。
[答案]　1×10－1.3　1×10－4.3
5．甲胺(CH3NH2)是一种应用广泛的一元弱碱，其电离方程式为：CH3NH2＋H2OCH3NH＋OH－。常温下，向20.0 mL 0.10 mol·L－1的甲胺溶液中滴加V mL 0.10 mol·L－1的稀盐酸，混合溶液的pH与相关粒子浓度的关系如图所示。

则常温下，甲胺的电离常数表达式Kb＝ ，
其数值为 。
[解析]　Kb＝，a点时，pH＝10.6，c(OH－)＝＝10－3.4，
lg ＝0，c(CH3NH)＝c(CH3NH2)
故Kb＝10－3.4。
[答案]　　10－3.4

利用图像求电离常数的步骤(以HA为例)

　强、弱电解质的判断与比较

知识梳理
1．强、弱电解质的判断(以HA为例)
实验方法
结论
①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH
pH＝2，HA为强酸
pH>2，HA为弱酸
②测NaA溶液的pH(25 ℃)
pH＝7，HA为强酸
pH>7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA和HCl(强酸)溶液的导电能力
若HA溶液的导电能力比HCl(强酸)溶液的弱，则HA为弱酸
④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化
若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸
⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量
若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸
⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱溶液所需消耗的碱的量
若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸
2.一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
　比较
　项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱
的能力
与足量Zn
反应产生
H2的量
开始与金
属反应的
速率
一元强酸
大
小
相同
大
相同
一元弱酸
小
大
小
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
　比较
　项目
酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱的能力
与足量Zn
反应产生
H2的量
开始与金
属反应的
速率
一元强酸
相同
小
小
少
相同
一元弱酸
大
大
多
说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
3．图像法理解一强一弱稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸

加水稀释到相同的倍数，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
(3)一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像
实验操作
图像
同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应

同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应

命题点1　强、弱电解质的判断
1．下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是(　　)
①常温下，NaNO2溶液的pH>7
②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗
③HNO2不能与NaCl反应
④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2
⑤1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH＝2.2
⑥1 L pH＝1的HNO2和1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH溶液多
⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中c(OH－)增大
⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)增大
A．①②③⑦　　　 B．①③④⑤
C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧
C　[②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO，是弱酸；⑥依据HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知，c(HNO2)大于c(HCl)，而溶液中c(H＋)相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中c(OH－)增大，说明电离平衡移动；⑧不论是强酸还是弱酸，加水稀释，溶液中c(H＋)均减小，而c(OH－)增大。]

弱电解质判断的四角度
角度一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释100倍后，1<pH<3。
角度三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可用以下现象判断：
(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞试剂，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>7。
角度四：根据等体积、等pH的酸中和碱的量判断。如消耗的碱越多，酸越弱。
命题点2　一强一弱的比较
2．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为 。
(2)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为 。
(3)体积相同，pH均为2的盐酸与醋酸溶液，分别与足量Zn反应生成H2的物质的量分别为n1和n2，则n1与n2的关系为 。
(4)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释100倍，溶液的pH分别为m和n，则m和n的关系为 。
(5)25 ℃，pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离出的c(H＋)为 。
[解析]　(1)稀释10倍后两浓度均变为0.02 mol·L－1，盐酸中的c(H＋)>醋酸中的c(H＋)，故m<n。
(2)若稀释相同倍数，盐酸的pH仍比醋酸的小，故盐酸稀释的倍数大，故m>n。
(3)体积相同，pH为2的醋酸电离出的H＋多，生成H2多，故n1<n2。
(4)稀释相同倍数，氨水的pH变化较小，故m>n。
(5)25 ℃，pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，pH＝6，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－8。
[答案]　(1)m<n　(2)m>n　(3)n1<n2　(4)m>n　(5)1×10－8 mol·L－1
命题点3　溶液稀释图像分析
3．(2019·天津高考)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n(Na＋)相同
C　[加相同体积水，曲线Ⅱ对应的pH变化较大，代表较强的酸，即HNO2，A错误；酸液中pH越小，水的电离程度越小，即b点<c点，B错误；相同体积的a点，浓度不同，酸的物质的量不同，n(Na＋)不同，D错误。]
4．(2020·青岛模拟)室温，将10 mL浓度均为1 mol·L－1的CH3NH2、NH2OH两种一元碱溶液分别加水稀释，曲线如图，V是溶液体积(mL)，pOH＝－lg c(OH－)。 已知：CH3NH2＋H2OCH3NH ＋OH－；NH2OH＋H2ONH3OH＋＋OH－。下列说法正确的是(　　)

A．该温度下，Kb(NH2OH)的数量级为10－9
B．当lg V＝3时，水的电离程度：NH2OH＜CH3NH2
C．用等浓度盐酸分别滴定两种碱溶液至pH＝7，消耗盐酸的体积：NH2OH>CH3NH2
D．等浓度的CH3NH3Cl和NH3OHCl两种盐溶液中离子总浓度相等
A　[浓度均为1 mol·L－1的NH2OH溶液和CH3NH2溶液的pOH均大于2，说明NH2OH和CH3NH2均为弱碱，NH2OH溶液的pOH大于CH3NH2溶液的pOH，说明NH2OH的碱性弱于CH3NH2的碱性，根据NH2OH＋H2ONH3OH＋＋OH－，结合题图知Kb(NH2OH)＝≈(10－4.5)2＝10－9，A项正确；lg V＝3时，NH2OH溶液的pOH大于CH3NH2溶液的pOH，说明CH3NH2溶液的碱性较强，对水的电离抑制作用较强，故lg V＝3时水的电离程度NH2OH>CH3NH2，B项错误；CH3NH2溶液与NH2OH溶液浓度与体积均相同，但碱性CH3NH2>NH2OH，则CH3NH3Cl的水解程度小于NH3OHCl，故用等浓度盐酸分别滴定两种碱溶液至pH＝7时，消耗盐酸的体积CH3NH2>NH2OH，C项错误；NH3OHCl水解程度较大，NH3OHCl溶液中H＋浓度较大，由电荷守恒知，等浓度的CH3NH3Cl和NH3OHCl两种盐溶液中离子总浓度不相等，D项错误。]

(1)酸、碱液稀释与ΔpH的关系
①ΔpH相同，强酸或强碱稀释的倍数小于弱酸或弱碱稀释的倍数。
②稀释相同倍数，强酸或强碱的ΔpH大于弱酸或弱碱的ΔpH。
(2)酸、碱稀释时两个误区
①不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能无限接近7。
②不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律

注意：表中a＋n<7，b－n>7。

[真题验收]
1．(2019·全国卷Ⅲ)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是(　　)
A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA
B．c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小
D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
B　[磷酸是中强酸，存在电离平衡。A项，常温下pH＝2的H3PO4溶液中，c(H＋)＝0.01 mol·L－1，每升溶液中的H＋数目为0.01NA，错误；B项，由电荷守恒知，c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)，正确；C项，加水稀释使电离平衡右移，电离度增大，但是溶液中的离子浓度减小，溶液中的H＋浓度减小，故溶液pH增大，错误；D项，加入NaH2PO4固体，抑制了磷酸的第一步电离，溶液酸性减弱，错误。]
2．(2020·全国卷Ⅱ，T26(2))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 。

[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。
[答案]　10－7.5
3．(2016·全国卷Ⅱ，节选)联氨为二元弱碱，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]　将H2OH＋＋OH－　Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2H　K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－　Kal＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。类比NH3与H2SO4形成酸式盐的化学式NH4HSO4可知，N2H4与H2SO4形成的酸式盐的化学式应为N2H6(HSO4)2。
[答案]　8.7×10－7　N2H6(HSO4)2
[新题预测]
1．pC类似pH，如图为CO2的水溶液中加入强酸或强碱溶液后，平衡时溶液中各种组分的pC­pH图。依据图中信息，下列说法不正确的是(　　)

A．H2CO3、HCO、CO不能在同一溶液中大量共存
B．H2CO3电离平衡常数Ka1＝10－6
C．人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系()可以抵消少量酸或碱，维持pH＝7.4，但当过量的酸进入血液中时，血液缓冲体系中的最终将变大
D．pH＝9时，溶液中存在关系c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO)
D　[CO＋H2CO3===2HCO，A正确；pH＝6时，c(H2CO3)＝c(HCO)，故Ka1＝c(H＋)＝10－6，B正确；维持pH＝7.4，但当过量的酸进入血液中时，血液中氢离子浓度增大，平衡向左移动放出CO2，碳酸浓度基本不变，则血液缓冲体系中的最终将变大，故C正确；pH＝9时，由图像可得溶液中离子关系是c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)，因此D选项的离子浓度关系不可能出现，故D错误。]
2．T ℃时，向浓度均为1 mol·L－1的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH。所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lg c)的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　)

已知：①HA的电离常数：Ka＝≈；
②pKa＝－lg Ka。
A．酸性：HA>HB
B．a点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·L－1
C．T ℃时，弱酸HB的pKa≈5
D．弱酸的Ka随溶液浓度的降低而增大
D　[从图中得到，浓度相等的时候，HB溶液的pH更高，说明HB的酸性更弱，A项正确；a点溶液的纵坐标为4，即溶液的pH为2(注意纵坐标为pH的2倍)，所以c(H＋)＝0.01 mol·L－1，a点溶液的横坐标为－1，即lg c(HA)＝－1，所以c(HA)＝0.1 mol·L－1，B项正确；从图中得到，1 mol·L－1的HB溶液的pH＝2.5，即c(H＋)＝10－2.5 mol·L－1，所以Ka≈＝＝10－5，pKa≈5，C项正确；Ka是电离常数，其数值只与温度相关，温度不变，Ka值不变，D项错误。]