2020-2021年高三学生弱电解质电离化学复习

2020-2021 年新高三化学一轮复习讲解《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 CH3COOH H

＋

＋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：AB A++B- K=

c(A+) c(B-)

c(AB)

（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：H3PO4 H++H2PO

–

4 K1

第二步电离：H2PO

–

4 H++HPO

2-

4 (较难) K2

第三步电离：HPO

2-

4 H++PO

3-

4
（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

–

4 、HPO

2-

4 、PO

3-

4 等离子，其

离子浓度的大小关系为：c(H+
)>c(H2PO

–

4
)>c(HPO

2-

4
)>c(PO

3-

4 ) 。

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 cH

＋



cCH3COOH

减小

④CH3COOH 溶液加水稀释后，溶液中cCH3COOH

cCH3COO

－



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 92-

CO3

–

HSO4

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：CO2－

3

＋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＝cCH3COO

－

·cH

＋



cCH3COOH

＝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：H2S 2H

＋

＋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. 8×10-5，4





–

–

c(HR)c(OH

c(R

)

)

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+
)=6.0 10-3mol L-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)   

 

3

3

c CH COO c H

c CH COOH

 



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+

2 c

c H )

(H

(

A)

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)。2-

CO3

–

HSO3

–

HCO3

–

HSO3

2-

SO3

–

HCO3

–

HCO3

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“>”“<”或“=”)。

(3)若从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_________。

(4)乙同学根据 HA 在溶液中的电离平衡移动的原理，进一步做下列分析。

①使 HA 的电离程度和 c(H+)都减小，c(A-)增大，可在 0.1mol/L 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 的 HA 溶液中，选择加入________试剂。

A．NaA 固体 B．1mol/LNaOH 溶液 C．0.1mol/LH2SO4 溶液 D．2mol/LHA

15．弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡均属于化学平衡。根据要求回答问題。

(1)一定温度下，向 1 L 0.1 mol·L-1CH3COOH 溶液中加入 0.1 mol CH3COONa 固体，则醋酸的电离平衡向

________(填“正”或“逆”)反应方向移动；水的电离程度将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。

(2)99℃时，KW＝1.0×10-12 mol2·L-2，该温度下测得 0.1 mol·L-1Na2A 溶液的 pH＝6。

①H2A 在水溶液中的电离方程式为______。

②体积相等、pH＝1 的盐酸与 H2A 溶液分别与足量的 Zn 反应，产生的氢气_____。

A.盐酸多 B.H2A 多 C.一样多 D.无法确定

③将 0.1 mol·L

－1H2A 溶液与 0.2 mol·L

－1氨水等体积混合，完全反应后溶液中各离子浓度的电荷守恒关系式

为__________。

(3)已知常温下，H2SO3的电离常数为 Kal＝1.54×10-2，Ka2＝1.02×10-7，H2CO3的电离常数为 Kal＝4.30×10-

7，Ka2＝5.60×10-11。

①下列微粒可以大量共存的是________(填字母)。

a. 、 b. 、 c. 、 d.H2SO3、

②已知 NaHSO3溶液显酸性，溶液中各离子浓度从大到小的排列顺序是_______。

(4)0.1 mol·L-1的 NaHA 溶液，测得溶液显碱性。则该溶液中 c(H2A)________c(A2-
)(填“>”、“<”或“=”)，作

出此判断的依据是__________(用文字解释)。

16．在含有弱电解质的溶液中，往往有多个化学平衡共存。- +

3

3

c(CH COO ) c(H )

c(CH COOH)

2-

3

2-

3

– –

3

h 2-

3

c(HCO ) c(OH )

K =

c(CO )

–

3

2-

3

（1）一定温度下，向 1L 0.1mol·L

－1 CH3COOH 溶液中加入 0.1molCH3COONa 固体，则溶液中

_____（填“增大”、“不变”或“减小”）；写出该溶液中的电荷守恒关系_____。

（2）土壤的 pH 一般在 4~9 之间。土壤中 Na2CO3 含量较高时，pH 可达 10.5，试用离子方程式解释土

壤呈碱性的原因：_____。加入石膏（CaSO4·2H2O）可以使土壤碱性降低，有关反应的化学方程式为

_____。

（3）水垢的主要成分 CaCO3 可以用过量食醋溶解，请结合化学用语，从沉淀溶解平衡的角度进行解释

______。

（4）常温下在 20mL0.1mol·L

－1Na2CO3 溶液中逐滴加入 0.1mol·L

－1HCl 溶液 40mL，溶液中含碳元素的各

种微粒（CO2 因逸出未画出）物质的量分数（纵轴）随溶液 pH 变化的部分情况如图所示。回答下列问

题：

①在同一溶液中 H2CO3 和 CO _____（填“能”或“不能”）大量共存。

②当 pH＝7 时，溶液中含碳元素的最主要微粒为_____，溶液中各种离子的物质的量浓度的大小关系为

__。

③已知在 25℃时，CO 水解反应的平衡常数 =2.0×10

－4，当溶液中 c(HCO

):c(CO )＝2:1 时，溶液的 pH＝_____。

参考答案

例题 1、①③⑨

【解析】加水不断稀释过程中，HF的电离程度不断增大，H+的数目不断增多，HF分子数目不断减少，

c(H+
)/c(HF) 始终保持增大，①正确；溶液中水的电离程度受温度的影响，C项中没有说明溶液的温度，因此，无法判断溶液的酸碱性，②错误；由于H2CO3的酸性比HClO的强，故将CO2通入NaClO溶液能生成HClO，符

合较强酸制取较弱酸的规律，③正确；CaCO3虽难溶，但溶解部分完全电离，应是强电解质，④错误；Cl2既

不是电解质，也不是非电解质，⑤错误；两种溶液所含醋酸物质的量相同，中和时所需NaOH的量相同，⑥

错误；H2SO4、HCl等都是共价化合物，是强电解质，⑦错误；溶液的导电能力的强弱取决于溶液中离子的

浓度大小和离子电荷数，与电解质强弱没有必然联系，⑧错误；CuSO4溶液导电，溶液中的离子在两极上分

别发生氧化、还原反应，⑨正确；速BaSO4难溶于水，水溶液不导电，但熔化状态下导电是电解质，⑩错误；

氨水是混合物，只能称为电解质溶液，应该说一水合氨(NH3·H2O)是电解质，而氨气是非电解质，⑪错误；

熔融态的离子化合物导电，⑫错误。

例题2、④⑤

【解析】CH3COOH 为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1 L 0.5 mol·L

－1 CH3COOH 溶液中含有的 H

＋

数小

于 0.05NA，①错误; CH3COOH 溶液中存在平衡，CH3COOH CH3COO

－

＋H

＋

，加水稀释，平衡右移，

产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO

－

)、c(H

＋

)减小，导电能力减弱, ②错误; 加水稀释时，

平 衡 CH3COOH CH3COO

－

＋ H

＋

右移， n(H

＋

) 增大， n(CH3COOH) 减小， c H

＋

c CH3COOH

＝

n H

＋

/V

n CH3COOH /V

＝ n H

＋

n CH3COOH

，故比值变大, ③错误; 稀释时，n(CH3COO

－

)增大，n(CH3COOH)减小，

故c CH3COOH

c CH3COO

－ 的值减小, ④正确; 根据题给图像可知，开始二者 pH 相同，在稀释过程中促进氨水的电

离，则氨水的 pH 变化较小，即Ⅱ为氨水稀释时溶液的 pH 变化曲线，pH＝11 的氢氧化钠溶液稀释 100 倍

时，pH 变为 9。所以，pH＝11 的氨水溶液稀释 100 倍时，pH 减小不到 9，即 a 一定大于 9, ⑤正确;

c(CH3COOH)>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 B

离，向 Na2CO3 溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成碳酸氢根，⑦错误；加水虽然也使平衡

正向移动，但因为溶液的体积增大，所以 c(CH3COO

－

)减小,⑧错误；由于 OH

－

的浓度小于 0.1 mol·L

－1，所

以 BOH 应属于弱碱，其电离应为 BOH B

＋

＋OH

－

，⑨错误；都不一定。如对于 CH3COOH CH3COO

－

＋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”，

再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；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，⑩错误；对于弱酸或弱碱溶液，只要对其稀释，电离平衡均会发生右移，例如：

弱酸 HA 溶液稀释时，c(HA)、c(H

＋

)、c(A

－

)均减小(参与平衡建立的微粒)；平衡右移的目的是为了减弱 c(H

＋

)、c(A

－

)的减小，但 c(OH

－

)会增大，⑪错误；K 为醋酸的电离常数，只与温度有关，与离子浓度无关，⑫

错误。

【课时练习】-

HCO3

–

HCO3

–

HSO4

1．B【解析】A. 是二元弱酸的酸式阴离子，不能拆写，NaHCO3的电离方程式为 NaHCO3=Na

＋

＋

，故 A 错误；

B.熔融状态下，NaHSO4 的电离方程式为 NaHSO4 =Na

＋

＋ ，故 B 正确；

C.HF 属于弱酸，HF 的电离方程式为 HF H

＋

＋F

－

，故 C 错误；

D.H2S 属于二元弱酸，应分步电离，电离方程式为 H2S H

＋

＋HS

－

、HS

－

H

＋

＋S2－

，故 D 错误；

答案选 B。

2．D【解析】A. 醋酸溶液中存在醋酸和水的电离，电荷守恒式为： c(H+
)=c(CH3COO-
)+ c(OH-)，A 错

误；

B. 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，则按物料守恒式知

c(CH3COOH)+c(CH3COO-
)>0.01mol·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4



   

 

3

3

c H c CH COO ·

c CH COOH

  2

2

x

14

10

h 5

10 K 5.6 10

1.8 10

W

a

K

K






   



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。

CH3COOH CH3COO

－

＋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 CH3COOH CH3COO

－

＋H

＋

，醋酸根会水解，CH3COO

－

＋H2O

CH3COOH＋OH

－

，水解平衡常数

于 CH3COO-的水解，所以 c(CH3COO-
)> 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   

 

– +

3

a

3

c CH COO c H

=

c CH COOH

K    

 

3 w

–

3 a

c CH COOH c OH

c CH COO

K

K





   

 

3

–

3

c CH COOH c OH

c CH COO



   

 

3

3

c CH COO c H

c CH COOH

 



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 CH3COOH CH3COO-+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2

c(H )c(HA )

c(H A)

 

2

–

c(H )c(A )

c(HA )

 

2

–

c(H )c(A )

c(HA )

 

14

w 8.7

5.30

a 2

K 10 = =10

K 10







2

c(H )c(HA )

c(H A)

  +

2 c

c H )

(H

(

A)

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）3

物质的量浓度大于 0.1 mol·L-1 的 HA 溶液（5）在常温下测 NaA 溶液 pH，若 pH＞7，即证明 HA 是弱电解

质

【解析】根据弱电解质的电离平衡的影响因素分析，不完全电离，所以氢离子浓度会小于酸的浓度，加入

对应的盐，抑制酸的电离，氢离子浓度减小，加入较大浓度的对应的酸，电离程度减小，但氢离子或酸根

离子浓度会增大。

(1) 甲设计的方案中盐酸为强酸，完全电离若 HA 为弱酸，则部分电离，电离出的氢离子浓度较小，则反

应速率减慢，试管上方的气球鼓起慢，故 B 正确；

（2） 测得 0.1 mol·L-1 的 HA 溶液的 pH > 1，说明溶液中的氢离子浓度小于 0.1mol/L，说明酸不完全电

离，为弱电解质；NH4

 –

HSO3

2-

SO3

+ -12 -6

c c K (H )= (OH )= 1.0 10 =1.0 10 W



  

+ + 2- –

4
c c c c (NH )+ (H )=2 (A )+ (OH )

(3) 取 pH=3 的 HA 溶液 5 mL 稀释至 500 mL，溶液中 HA 电离出的氢离子浓度是原来的 1/100，若其为弱

电解质，则能继续电离，所以氢离子浓度大于 10-5mol/L，则 3

(4) ①HA A-+H+，根据平衡移动原理分析，使 HA 的电离程度和 c(H+)都减小，c(A-)增大，所以应加入

含有 A-的物质，可在 0.1mol·L-1 的 HA 溶液中 NaA 固体；

②HA 的浓度增大，HA 的电离程度减小，c(H+)和 c(A-)都增大，所以可以在原溶液中加入物质的量浓度大

于 0.1 mol·L-1 的 HA 溶液；

(5)HA 是弱电解质，则对应的强碱盐能发生水解而显碱性 所以可以在常温下测 NaA 溶液 pH，若 pH＞7，

即证明 HA 是弱电解质。

14．（1）b（2）>（3）配制 NaA 溶液，常温下测其 pH，若 pH>7，则证明 HA 是弱电解质(4)①A②D

【解析】 (1)若 HA 是弱酸，与相同质量的锌粒反应速率会比盐酸反应放出氢气慢，故 b 正确，故选 b；

(2)若 HA 是强酸，水溶液中完全电离，0.1mol/L 的 HA 的 PH 值应为 1，若 HA 是弱酸，则不完全电离，

c(H+
)；

(3)若 HA 是弱电解质，则它形成盐应该是强碱弱酸盐，该溶液不显中性而显碱性，即可证明 HA 是弱电解

质，故答案为配制 NaA 溶液，常温下测其 pH，若 pH>7，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： ；-

HSO3

–

HCO3

2-

CO3

–

HSO3

–

HCO3

–

HSO3

–

HSO3

–

HCO3

2-

SO3

–

HCO3

–

HCO3

–

HSO3

–

HSO3

2-

SO3

– +

3

3

c(CH COO )c(H )

c(CH COOH)

(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-+H2O HCO3-+OH-、HCO3-+H2O

H2CO3+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-+H2O

HCO3-+OH-、HCO3-+H2O H2CO3+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-+H2O HCO3-+OH-、HCO3-+H2O

H2CO3+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- –

3

2-

3

c(HCO ) c(OH )

c(CO )

– W

– –

K

c OH . mol
=

14

4

1 10

（ ） 1 0 10 /



 L

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。