PAGE16-第一單元弱電解質的電離平衡[課標解讀]1.理解弱電解質電離平衡的特征及影響因素。2.電離常數的計算及應用。3.會比較強電解質和弱電解質的異同。弱電解質的電離平衡學問梳理1．弱電解質的電離平衡(1)電離平衡的概念肯定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程達到平衡狀態。(2)電離平衡的建立與特征①起先時，v(電離)最大，而v(結合)為0。②平衡的建立過程中，v(電離)>v(結合)。③當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態。[辨易錯](1)CH3COOH溶于水達到電離平衡時，c(CH3COOH)與c(CH3COO－)相等。 ()(2)當弱酸在水中達到電離平衡時，v(電離)＝0。 ()(3)氨氣溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態。 ()[答案](1)×(2)×(3)×2．影響電離平衡的因素(1)內因：弱電解質本身的性質——確定因素。(2)外因①溫度：溫度上升，電離平衡正向移動，電離程度增大。②濃度：稀釋溶液，電離平衡正向移動，電離程度增大。③同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，電離平衡逆向移動，電離程度減小。④加入能反應的物質：電離平衡正向移動，電離程度增大。[深思索]思索下列問題，并分析總結。(1)稀氨水稀釋，溶液中各離子濃度均減小嗎？為什么？(2)電離平衡向右移動，①電解質濃度肯定減小嗎？②電解質的電離程度肯定增大嗎？③電離出的離子濃度肯定增大嗎？[答案](1)不肯定，稀氨水稀釋，c(OH－)減小而c(H＋)增大。(2)①電離平衡右移，電解質分子的濃度不肯定減小，如對于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，依據勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消退這種變更，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大。②電離平衡右移，電離程度也不肯定增大，如增大弱電解質的濃度，電離平衡向右移動，弱電解質的電離程度減小。③電離平衡右移，離子的濃度不肯定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要小。學問應用填表：實例(稀溶液)CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0變更條件平衡移動方向c(H＋)c(OH－)導電實力電離程度①加水稀釋向右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減小增大減弱增大②減小增大增加減小③增大減小增加減小④減小增大增加增大命題點電解質的電離平衡及影響因素1．已知人體體液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，以維持體液pH的相對穩定。下列說法不合理的是()A．當強酸性物質進入體液后，上述平衡向左移動，以維持體液pH的相對穩定B．當強堿性物質進入體液后，上述平衡向右移動，以維持體液pH的相對穩定C．若靜脈滴注大量生理鹽水，則體液的pH減小D．進行呼吸活動時，假如CO2進入血液，會使體液的pH減小C[若靜脈滴注大量生理鹽水，則血液被稀釋，平衡雖然正向移動，但依據勒夏特列原理，c(H＋)減小，體液的pH增大。]2．肯定溫度下，將肯定質量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電實力變更如圖所示，下列說法正確的是()A．a、b、c三點溶液的pH：c<a<bB．a、b、c三點CH3COOH的電離程度：c<a<bC．若用潮濕的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結果偏大D．a～b段導電實力增加的緣由是CH3COOH電離程度增大為主要因素，b～c段導電實力減弱的緣由是溶液體積增大，離子濃度減小為主要因素D[A項，由導電實力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B項，加水體積越大，越利于CH3COOH電離，故電離程度：c>b>a；C項，用潮濕的pH試紙測量a處溶液的pH，相當于稀釋a點溶液，c(H＋)增大，pH偏小。]3．常溫下將濃度為0.1mol·L－1HF溶液加水稀釋，下列各量如何變更？(填“變大”“變小”或“不變”)(1)c(H＋)、c(OH－)、c(F－)、c(HF)。(2)eq\f(cH＋,cHF)、eq\f(cOH－,cF－)、eq\f(cF－,cHF)。(3)eq\f(cF－·cH＋,cHF)、eq\f(cHF·cOH－,cF－)。[答案](1)變小變大變小變小(2)變大變大變大(3)不變不變加水稀釋粒子濃度比值變更分析模型(1)同一溶液、濃度比等于物質的量比。如HF溶液：eq\f(cH＋,cHF)＝eq\f(nH＋,nHF)。(由濃度比較變成物質的量比較)(2)將濃度比換算成含有某一常數的式子，然后分析。如HF溶液：eq\f(cH＋,cHF)＝eq\f(cH＋·cF－,cHF·cF－)＝eq\f(Ka,cF－)。(由兩變量轉變為一變量)留意：兩個常數表達式：Ka＝eq\f(cH＋·cF－,cHF)，Kh＝eq\f(cOH－·cHF,cF－)＝eq\f(cOH－·cHF·cH＋,cF－·cH＋)＝eq\f(Kw,Ka)。電離常數與電離度學問梳理1．電離常數(1)電離常數表達式①一元弱酸HA的電離常數：依據HAH＋＋A－，可表示為Ka＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)。②一元弱堿BOH的電離常數：依據BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝eq\f(cOH－·cB＋,cBOH)。③H2CO3的第一步電離常數為Ka1＝eq\f(cHCO\o\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)，其次步電離常數為Ka2＝eq\f(cCO\o\al(2－,3)·cH＋,cHCO\o\al(－,3))。(2)電離常數意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。(3)電離常數的影響因素①電離常數只與溫度有關，與電解質的濃度、酸堿性無關，由于電離過程是吸熱的，故溫度上升，K增大。②多元弱酸是分步電離的，各級電離常數的大小關系是K1?K2?K3……，其理由是前一步電離出的H＋抑制下一步的電離，故其酸性主要確定于第一步電離。[辨易錯](1)變更條件，電離平衡右移，電離常數肯定增大。 ()(2)弱酸H2S的電離常數表達式為Ka＝eq\f(c2H＋·cS2－,cH2S)。 ()(3)25℃時，0.01mol·L－1的HA溶液的pH＝4，其電離常數為1×10－4。 ()(4)電離常數與化學平衡常數一樣，均只與溫度有關，與濃度無關。 ()[答案](1)×(2)×(3)×(4)√2．電離度(α)(1)表達式α＝eq\f(已電離的弱電解質分子數,溶液中原有弱電解質的總分子數)×100%或α＝eq\f(弱電解質的某離子濃度,溶液中原有弱電解質的濃度)×100%(2)影響因素溫度的影響上升溫度，電離平衡向右移動，電離度增大；降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小濃度的影響當弱電解質溶液濃度增大時，電離度減小；當弱電解質溶液濃度減小時，電離度增大[深思索]思索下列問題，并分析總結。(1)變更條件，電離度增大，電離常數肯定增大嗎？為什么？(2)向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，電離平衡右移，電離度增大嗎？為什么？[答案](1)不肯定，升溫引起電離度增大，電離常數肯定增大，否則不變。(2)不增大，依據勒夏特列原理可知，電離程度變小，電離度變小。學問應用1．25℃時，0.01mol·L－1的HA溶液中HA的電離度為0.1%，則25℃時，c(H＋)和Ka(HA)分別為多少？寫出解題步驟。[答案]c(H＋)＝0.01mol·L－1×0.1%＝1×10－5mol·L－1，Ka(HA)＝eq\f(1×10－5×1×10－5,0.01)＝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，反應的離子方程式為。[答案]ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋HCOeq\o\al(－,3)命題點1電離常數及其應用1．(2024·濟寧模擬)醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是()A．上升溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數Ka值增大B．0.10mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH－)增大C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動D．25℃時，欲使醋酸溶液pH、電離常數Ka和電離程度都減小，可加入少量冰醋酸D[醋酸的電離吸熱，上升溫度促進電離，導致電離常數增大，A項正確；加水稀釋促進電離，溶液中c(H＋)減小，c(OH－)增大，B項正確；向醋酸溶液中加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移動，C項正確；溫度不變，電離常數不變，D項錯誤。]2．分析表中數據，下列敘述錯誤的是()弱酸CH3COOHHCNH2CO3電離常數(25℃)1.8×10－54.9×10－10Ka1＝4.4×10－7Ka2＝4.7×10－11A.CH3COO－、HCOeq\o\al(－,3)、CN－在溶液中可以大量共存B．CH3COO－＋HCN=CH3COOH＋CN－不能發生C．向NaCN溶液中通入少量CO2，發生的離子方程式為2CN－＋CO2＋H2O=2HCN＋COeq\o\al(2－,3)D．CH3COOH、H2CO3、HCN的電離程度依次減弱C[依據電離常數可知，HCN與COeq\o\al(2－,3)可以反應生成HCOeq\o\al(－,3)，C項錯誤。]電離常數(K)的三大應用(1)推斷弱電解質的強弱，K越大，性質越強。(2)推斷鹽溶液中酸堿性強弱，K越大，對應的鹽水解程度越小，呈現的酸、堿性越弱。(3)推斷復分解反應能否發生，K較大的酸或堿能制K較小的酸或堿。命題點2電離常數的有關計算電離常數的計算模板(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數：HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則：K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX－cH＋)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。則K＝eq\f(c2H＋,cHX)，代入數值求解即可。(2)特定條件下的Ka或Kb的有關計算25℃時，amol·L－1弱酸鹽NaA溶液與bmol·L－1的強酸HB溶液等體積混合，溶液呈中性，則HA的電離常數Ka求算三步驟：①電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)?c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝eq\f(a－b,2)mol·L－1。②物料守恒c(HA)＋c(A－)＝eq\f(a,2)mol·L－1?c(HA)＝eq\f(a,2)mol·L－1－eq\f(a－b,2)mol·L－1。③Ka＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)＝eq\f(10－7×\f(a－b,2),\f(a,2)－\f(a－b,2))。3．(1)碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽視水的電離及H2CO3的其次級電離，則H2CO3HCOeq\o\al(－,3)＋H＋的電離常數K1＝(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。(2)25℃時，用0.1mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1的NaOH溶液，當滴加VmLCH3COOH溶液時，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的電離常數為Ka，忽視混合時溶液體積的變更，則Ka為(用含V的式子表示)。(3)25℃時，向含amolNH4NO3的溶液中滴加bL氨水呈中性，則所滴加氨水的濃度為mol·L－1[已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5]。(4)25℃時，將amol·L－1CH3COOH溶液與0.01mol·L－1Ba(OH)2溶液等體積混合，溶液中2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則CH3COOH的Ka為[解析](1)由H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)得K1＝eq\f(cH＋·cHCO\o\al(－,3),cH2CO3)＝eq\f(2.5×10－6×2.5×10－6,1.5×10－5)≈4.2×10－7。(2)依據電荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝eq\f(0.1×20,20＋V)mol·L－1，混合溶液的pH＝7，說明醋酸過量，c(CH3COOH)≈eq\f(0.1V－20,20＋V)mol·L－1，則Ka＝eq\f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(2×10－7,0.1V－2)。(3)依據溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，n(NHeq\o\al(＋,4))＝n(NOeq\o\al(－,3))＝amol設加入氨水的濃度為cmol·L－1，混合溶液的體積為VL由Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)＝eq\f(\f(a,V)mol·L－1×10－7mol·L－1,\f(bc,V)mol·L－1)＝2×10－5mol·L－1，得c＝eq\f(a,200b)mol·L－1。(4)依據電荷守恒知：c(H＋)＋2c(Ba2＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，因為2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)故c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，c(CH3COO－)＝2×eq\f(0.01,2)mol·L－1。依據物料守恒知c(CH3COOH)＝eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(a,2)－\f(2×0.01,2)))mol·L－1＝eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(a,2)－0.01))mol·L－1。所以，Ka＝eq\f(10－7×\f(2×0.01,2),\f(a,2)－0.01)＝eq\f(10－9,\f(a,2)－0.01)。[答案](1)4.2×10－7(2)eq\f(2×10－7,0.1V－2)(3)eq\f(a,200b)(4)eq\f(10－9,\f(a,2)－0.01)命題點3利用圖像特別點求電離常數4．常溫下，0.1mol·L－1的H2C2O4溶液中H2C2O4、HC2Oeq\o\al(－,4)、C2Oeq\o\al(2－,4)三者所占物質的量分數(分布系數)隨pH變更的關系如圖所示。則H2C2O4的Ka1＝，Ka2＝。H2C2O4[解析]pH＝1.3時，c(H2C2O4)＝c(HC2Oeq\o\al(－,4))，故Ka1＝eq\f(cHC2O\o\al(－,4)·cH＋,cH2C2O4)＝1×10－1.3，同理求Ka2＝1×10－4.3。[答案]1×10－1.31×10－4.35．甲胺(CH3NH2)是一種應用廣泛的一元弱堿，其電離方程式為：CH3NH2＋H2OCH3NHeq\o\al(＋,3)＋OH－。常溫下，向20.0mL0.10mol·L－1的甲胺溶液中滴加VmL0.10mol·L－1的稀鹽酸，混合溶液的pH與相關粒子濃度的關系如圖所示。則常溫下，甲胺的電離常數表達式Kb＝，其數值為。[解析]Kb＝eq\f(cCH3NH\o\al(＋,3)·cOH－,cCH3NH2)，a點時，pH＝10.6，c(OH－)＝eq\f(10－14,10－10.6)＝10－3.4，lgeq\f(cCH3NH\o\al(＋,3),cCH3NH2)＝0，c(CH3NHeq\o\al(＋,3))＝c(CH3NH2)故Kb＝10－3.4。[答案]eq\f(cCH3NH\o\al(＋,3)·cOH－,cCH3NH2)10－3.4利用圖像求電離常數的步驟(以HA為例)強、弱電解質的推斷與比較學問梳理1．強、弱電解質的推斷(以HA為例)試驗方法結論①測0.01mol·L－1HApH＝2，HA為強酸pH>2，HA為弱酸②測NaA溶液的pH(25℃)pH＝7，HA為強酸pH>7，HA為弱酸③相同條件下，測相同濃度的HA和HCl(強酸)溶液的導電實力若HA溶液的導電實力比HCl(強酸)溶液的弱，則HA為弱酸④測相同pH的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍數前后的pH變更若HA溶液的pH變更較小，則HA為弱酸⑤測等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別與足量鋅反應產生H2的快慢及H2的量若HA溶液反應過程中產生H2較快且最終產生H2的量較多，則HA為弱酸⑥測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和等濃度堿溶液所需消耗的堿的量若HA溶液耗堿量大，則HA為弱酸2.一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較(1)相同物質的量濃度、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H＋)pH中和堿的實力與足量Zn反應產生H2的量起先與金屬反應的速率一元強酸大小相同大相同一元弱酸小大小(2)相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較比較項目酸c(H＋)c(酸)中和堿的實力與足量Zn反應產生H2的量起先與金屬反應的速率一元強酸相同小小少相同一元弱酸大大多說明：一元強堿與一元弱堿的比較規律與以上類似。3．圖像法理解一強一弱稀釋規律(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋到相同的倍數，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多(3)一元弱酸和一元強酸與金屬的反應(以鹽酸和醋酸為例)圖像試驗操作圖像同體積、同濃度的鹽酸和醋酸分別與足量Zn反應同體積、同pH的鹽酸和醋酸分別與足量Zn反應命題點1強、弱電解質的推斷1．下列事實肯定能說明HNO2為弱電解質的是()①常溫下，NaNO2溶液的pH>7②用HNO2溶液做導電試驗燈泡很暗③HNO2不能與NaCl反應④常溫下0.1mol·L－1的HNO2溶液pH＝2⑤1LpH＝1的HNO2溶液加水稀釋至100L后溶液的pH＝2.2⑥1LpH＝1的HNO2和1LpH＝1的鹽酸與足量的NaOH溶液完全反應，最終HNO2消耗的NaOH溶液多⑦HNO2溶液中加入肯定量NaNO2晶體，溶液中c(OH－)增大⑧HNO2溶液中加水稀釋，溶液中c(OH－)增大A．①②③⑦ B．①③④⑤C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧C[②假如鹽酸(強酸)的濃度很小燈泡也很暗；④假如是強酸，pH＝1；⑤假如是強酸，加水稀釋至100L后溶液的pH＝3，實際pH＝2.2，這說明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NOeq\o\al(－,2)，是弱酸；⑥依據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沒有全部電離；⑦加入NaNO2，溶液中c(OH－)增大，說明電離平衡移動；⑧不論是強酸還是弱酸，加水稀釋，溶液中c(H＋)均減小，而c(OH－)增大。]弱電解質推斷的四角度角度一：依據弱酸的定義推斷，弱酸在水溶液中不能完全電離，如測0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：依據弱酸在水溶液中存在電離平衡推斷，條件變更，平衡發生移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋100倍后，1<pH<3。角度三：依據弱酸的正鹽能發生水解推斷，如推斷CH3COOH為弱酸可用以下現象推斷：(1)向肯定濃度的醋酸鈉溶液中，加入幾滴酚酞試劑，溶液變為淺紅色。(2)用玻璃棒蘸取肯定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH>7。角度四：依據等體積、等pH的酸中和堿的量推斷。如消耗的堿越多，酸越弱。命題點2一強一弱的比較2．(1)體積相同，濃度均為0.2mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液的pH分別變成m和n，則m與n的關系為。(2)體積相同，濃度均為0.2mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關系為。(3)體積相同，pH均為2的鹽酸與醋酸溶液，分別與足量Zn反應生成H2的物質的量分別為n1和n2，則n1與n2的關系為。(4)體積相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分別加水稀釋100倍，溶液的pH分別為m和n，則m和n的關系為。(5)25℃，pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離出的c(H＋)為。[解析](1)稀釋10倍后兩濃度均變為0.02mol·L－1，鹽酸中的c(H＋)>醋酸中的c(H＋)，故m<n。(2)若稀釋相同倍數，鹽酸的pH仍比醋酸的小，故鹽酸稀釋的倍數大，故m>n。(3)體積相同，pH為2的醋酸電離出的H＋多，生成H2多，故n1<n2。(4)稀釋相同倍數，氨水的pH變更較小，故m>n。(5)25℃，pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋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)1×10－8mol·L－1命題點3溶液稀釋圖像分析3．(2024·天津高考)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變更如圖所示。下列敘述正確的是()A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液B．溶液中水的電離程度：b點>c點C．從c點到d點，溶液中eq\f(cHA·cOH－,cA－)保持不變(其中HA、A－分別代表相應的酸和酸根離子)D．相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液n(Na＋)相同C[加相同體積水，曲線Ⅱ對應的pH變更較大，代表較強的酸，即HNO2，A錯誤；酸液中pH越小，水的電離程度越小，即b點<c點，B錯誤；相同體積的a點，濃度不同，酸的物質的量不同，n(Na＋)不同，D錯誤。]4．(2024·青島模擬)室溫，將10mL濃度均為1mol·L－1的CH3NH2、NH2OH兩種一元堿溶液分別加水稀釋，曲線如圖，V是溶液體積(mL)，pOH＝－lgc(OH－)。已知：CH3NH2＋H2OCH3NHeq\o\al(＋,3)＋OH－；NH2OH＋H2ONH3OH＋＋OH－。下列說法正確的是()A．該溫度下，Kb(NH2OH)的數量級為10－9B．當lgV＝3時，水的電離程度：NH2OH＜CH3NH2C．用等濃度鹽酸分別滴定兩種堿溶液至pH＝7，消耗鹽酸的體積：NH2OH>CH3NH2D．等濃度的CH3NH3Cl和NH3OHCl兩種鹽溶液中離子總濃度相等A[濃度均為1mol·L－1的NH2OH溶液和CH3NH2溶液的pOH均大于2，說明NH2OH和CH3NH2均為弱堿，NH2OH溶液的pOH大于CH3NH2溶液的pOH，說明NH2OH的堿性弱于CH3NH2的堿性，依據NH2OH＋H2ONH3OH＋＋OH－，結合題圖知Kb(NH2OH)＝eq\f(cNH3OH＋·cOH－,cNH2OH)≈(10－4.5)2＝10－9，A項正確；lgV＝3時，NH2OH溶液的pOH大于CH3NH2溶液的pOH，說明CH3NH2溶液的堿性較強，對水的電離抑制作用較強，故lgV＝3時水的電離程度NH2OH>CH3NH2，B項錯誤；CH3NH2溶液與NH2OH溶液濃度與體積均相同，但堿性CH3NH2>NH2OH，則CH3NH3Cl的水解程度小于NH3OHCl，故用等濃度鹽酸分別滴定兩種堿溶液至pH＝7時，消耗鹽酸的體積CH3NH2>NH2OH，C項錯誤；NH3OHCl水解程度較大，NH3OHCl溶液中H＋濃度較大，由電荷守恒知，等濃度的CH3NH3Cl和NH3OHCl兩種鹽溶液中離子總濃度不相等，D項錯誤。]1酸、堿液稀釋與ΔpH的關系①ΔpH相同，強酸或強堿稀釋的倍數小于弱酸或弱堿稀釋的倍數。②稀釋相同倍數，強酸或強堿的ΔpH大于弱酸或弱堿的ΔpH。(2)酸、堿稀釋時兩個誤區①不能正確理解酸、堿的無限稀釋規律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不行能大于7或小于7，只能無限接近7。②不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規律留意：表中a＋n<7，b－n>7。[真題驗收]1．(2024·全國卷Ⅲ)設NA為阿伏加德羅常數值。關于常溫下pH＝2的H3PO4溶液，下列說法正確的是()A．每升溶液中的H＋數目為0.02NAB．c(H＋)＝c(H2POeq\o\al(－,4))＋2c(HPOeq\o\al(2－,4))＋3c(POeq\o\al(3－,4))＋c(OH－)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增加B[磷酸是中強酸，存在電離平衡。A項，常溫下pH＝2的H3PO4溶液中，c(H＋)＝0.01mol·L－1，每升溶液中的H＋數目為0.01NA，錯誤；B項，由電荷守恒知，c(H＋)＝c(H2POeq\o\al(－,4))＋2c(HPOeq\o\al(2－,4))＋3c(POeq\o\al(3－,4))＋c(OH－)，正確；C項，加水稀釋使電離平衡右移，電離度增大，但是溶液中的離子濃度減小，溶液中的H＋濃度減小，故溶液pH增大，錯誤；D項，加入NaH2PO4固體，抑制了磷酸的第一步電離，溶液酸性減弱，錯誤。]2．(2024·全國卷Ⅱ，T26(2))次氯酸為一元弱酸，具有漂白和殺菌作用，其電離平衡體系中各成分的組成分數δ[δ(X)＝eq\f(cX,cHClO＋cClO－)，X為HClO或ClO－]與pH的關系如圖所示。HClO的電離常數Ka值為。[解析]HClO溶液中存在電離平衡HClOH＋＋ClO－，HClO的電離常數Ka＝eq\f(cH＋·cClO－,cHClO)，由題圖(b)可知當pH＝7.5時，溶液中c(ClO－)＝c(HClO)，即Ka＝c(H＋)＝10－7.5。[答案]10－7.53．(2024·全國卷Ⅱ，節選)聯氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相像。聯氨第一步電離反應的平衡常數值為(已知：N2H4＋H＋N2Heq\o\al(＋,5)的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。聯氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為。[解析]將H2OH＋＋OH－Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2Heq\o\al(＋,5)K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2Heq\o\al(＋,5)