2019届高考化学一轮复习第8章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离课后达标检测鲁科版
2019届高考化学一轮课件：8.24-弱电解质的电离(含答案88页)
二、电离平衡常数
1．概念
对于一元弱酸 HA 在溶液中存在如下电离平衡：HA H＋＋A－，电离
cH＋·cA－ 常数可表示为 Ka＝______c__H_A________。
对于一元弱碱在溶液中存在如下电离平衡：BOH B＋＋OH－，电离常
cB＋·cOH－ 数可表示为 Kb＝_______c_B__O__H______。
答案 C
微考点 2 电离平衡
一、电离平衡
1．电离平衡 (1)定义：在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子 电离成离子 的
速率和 离子结合成分子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
(2)特征动定：：v条电件离＝一v定结合，≠0分的子动与态
平衡 离子
浓度一定
变：条件改变，平衡破坏，发生移动
2．K 的意义 相同条件下，K 越大，表示该弱电解质越 易 电离，所对应的弱酸或弱 碱相对越 强 。
3．影响电离常数的因素 影响电离常数的因素 只有温度 。温度越高，K 越 大 。
微助学 一种技巧
类比法在电离平衡中的应用 勒夏特列原理同样适用于弱电解质的电离平衡，因此电离平衡的移动 可以类比于化学平衡的移动；电离平衡常数、水解平衡常数及溶度积均可 类比于化学平衡常数，均为温度的函数。
(2)弱电解质 ①一元弱酸，如 CH3COOH：__C__H_3_C_O__O__H____C__H_3_C_O__O_－_＋__H__＋___。
②多元弱酸，分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度， 如 H2CO3：__H__2C__O_3____H__C_O__－ 3 _＋__H_＋_，__H__C_O__－ 3____C_O__23_－_＋__H_＋_____。
微诊断 判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。 1．常温下 pH 为 2 的盐酸与等体积的 pH＝12 的氨水混合后所得溶液 显酸性。( × ) 提示 氨水过量，显碱性。 2．中和等体积、等物质的量的浓度的盐酸和醋酸所消耗的 n(NaOH)相 等。( √ ) 3．常温下，将 pH＝3 的醋酸溶液稀释到原体积的 10 倍后，溶液的 pH ＝4。( × ) 提示 加水稀释 CH3COOH H＋＋CH3COO－右移，所以 pH 小于 4， 但大于 3。
2019版高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 第2课时 水的电离和溶液的酸碱性练习
课时2 水的电离和溶液的酸碱性一、选择题1．(2016·绵阳诊断)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2＋＋OH－。
下列叙述错误的是( )A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，K w不变C．将水加热平衡正向移动，K w变大D．升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH不变解析向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡左移，A正确；向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但温度不变，KK w变大，Cw不变，B正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，正确；升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。
答案 D2．100 ℃时向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2，下列叙述不正确的是( )A．此时水的离子积K w＝1.0×10－12B．溶液中水电离出的c(H＋)＝1.0×10－10mol·L－1C．水的电离度随温度升高而增大D．c(H＋)<c(SO2－4)解析D项，由于NaHSO4电离出的c(H＋)与c(SO2－4)相同，而水电离出少量H＋，所以c(H＋)略大于c(SO2－4)。
答案 D3．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)分别是 1.0×10－a mol·L－1和1.0×10－b mol·L－1，在此温度下，则下列说法正确的是( )A．a<bB．a＝bC．水的离子积为1.0×10－(7＋a)D．水的离子积为1.0×10－(b＋a)解析加酸抑制水的电离，加易水解的盐促进水的电离，则a>b，A和B选项错误；由题意可知，两种溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－b mol·L－1，而水电离产生的c(H＋)等于水电离产生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－a mol·L－1，K w＝1.0×10－(b＋a)，D选项正确。
2019版高考化学一轮复习第8章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离学案鲁科版
第2节弱电解质的电离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。
4．以上各部分知识的综合应用。
弱电解质的电离平衡[知识梳理]1．强、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。
2．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，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，电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．强、弱电解质的判断(1)从是否完全电离的角度判断在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。
据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：(2)从是否存在电离平衡的角度判断在水溶液中，强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。
据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：①根据一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。
②根据升高温度后pH的变化判断。
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。
因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。
而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
③根据等体积等pH的HA溶液和盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
用排水法收集H2，若两种溶液生成H2的量相等，则HA为强酸；若HA溶液与锌反应生成H2的量多，则HA为弱酸。
(3)从酸根离子是否能发生水解的角度判断强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解，据此可以判断HA是强酸还是弱酸。
2019届高考鲁科版化学一轮复习课件：第8章+物质在水溶液中的行为+第1节(共122张)
物质在水溶液中的行为
第1节 水溶液
酸碱中和滴定
第 8章
物质在水溶液中的行为
1．了解水的电离、离子积常数。 2． 了解溶液 pH 的含义及其测定方法， 能进行 pH 的简单计算。 3．以上各部分知识的综合应用。
第 8章
物质在水溶液中的行为
水的电离
[知识梳理] 1．水的电离方程式：H2O＋H2O H3O＋＋OH－，
栏目 导引
第 8章
物质在水溶液中的行为
(1)水的离子积常数 KW＝[H＋][OH－]，不仅适用于纯水，也适 用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡， 都有 H＋和 OH－存在。
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第 8章
物质在水溶液中的行为
(3)水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律，归纳如下：
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第 8章
物质在水溶液中的行为
2．求算常温下下列溶液中由 H2O 电离出的[H＋]和[OH－]。 (1)pH＝2 的 H2SO4 溶液 [H＋]＝____________，[OH－]＝____________。 (2)pH＝10 的 NaOH 溶液 [H＋]＝____________，[OH－]＝____________。 (3)pH＝2 的 NH4Cl 溶液 [H＋]＝____________。 (4)pH＝10 的 Na2CO3 溶液 [OH－]＝____________。
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第 8章
物质在水溶液中的行为
4．外界条件对水的电离平衡影响的结果 体系变化 平衡移 条件 酸 碱 动方向 逆向 逆向 KW 不变 不变 水的电离程度 [OH－] [H＋] 减小 减小 减小 增大 增大 减小
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高考化学一轮复习(知识扫描重点突破讲解)第8章物质在
第8章物质在水溶液中的行为第1节水溶液酸碱中和滴定1．水的电离水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3．外界条件对水的电离平衡的影响思考：关于在水中加入H2SO4对水的电离平衡的影响，甲、乙两位同学给出不同说法：甲：c(H＋)增大，水的电离平衡左移；乙：c(H＋)增大，H＋与OH－中和，水的电离平衡右移。
你认为哪种说法正确？提示：甲的说法正确。
水是极弱的电解质，外加电解质电离出的H＋或OH－对水的电离产生直接影响。
问题水电离出的c(H＋) 和c(OH－)的五种计算类型常温下，计算由水电离出的c(H＋)(1)NaCl溶液中________(2)pH＝2的盐酸溶液中________(3)pH＝12的NaOH溶液中________(4)pH＝5的NH4Cl溶液中________(5)pH＝12的Na2CO3溶液中________提示：(1)c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1。
(2)pH＝2的盐酸溶液中c(H＋)＝10－2mol·L－1，则c(OH－)＝K w10－2＝10－12mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。
(3)pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol·L－1，则c(H＋)＝K w10－2＝10－12mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。
(4)pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离的c(H＋)＝10－5mol·L－1，因部分OH－与部分NH＋4结合使c(OH－)＝10－9mol·L－1。
高考化学 一轮复习 物质在水溶液中的行为 第2节 弱电解质的电离
2．下列有关电离平衡的叙述正确的是( ) A．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时， 平衡就会发生移动 B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生 变化，所以说电离平衡是动态平衡 C．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度 和离子的浓度相等 D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
解析：选 A 电离平衡是化学平衡的一种，达到 平衡时，反应仍在进行，分子电离成离子的速率和离 子结合成分子的速率相等，各分子和离子的浓度不再 变化，与分子和离子浓度是否相等没有关系，所以只 有 A 正确。
答案：BACD
角度二 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 4．(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( )
解析：选 B 这两种物质都是弱电解质，在温 度不变、浓度相等时，电离程度 CH3COOH<CH2ClCOOH，排除 A、C；当浓度增大 时，物质的电离程度减小，排除 D 选项。
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；加水稀释或增大弱电解质 的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释 时弱电解质的电离度增大，而增大弱电解质的浓度时 弱电解质的电离程度减小。
C．③
D．③⑤
6．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2
＋
4
＋
OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使 c(OH－)增
2019年高考化学一轮复习 第8章 物质在水溶液中的行为 第2节 弱电解质的电离学案 鲁科版
第2节弱电解质的电离考纲定位全国卷5年考情1.理解弱电解质在水中的电离平衡。
2.能利用电离平衡常数进行相关计算。
2017年：Ⅰ卷T13；Ⅱ卷T122016年：Ⅰ卷T12(D)；Ⅱ卷T26(4)；Ⅲ卷T13(A)2015年：Ⅰ卷T8(B)、T132014年：Ⅰ卷T27(1)；Ⅱ卷T11(A)(对应学生用书第156页)[考纲知识整合]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。
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。
(3)实例填空实例(稀溶液) CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0改变条件平衡移动方向[H＋] [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通HCl(g) 向左⑤加NaOH(s) 向右⑥加入镁粉向右⑦升高温度向右－②减小增大增强减小③增大减小增强减小④增大减小增强减小⑤减小增大增强增大⑥减小增大增强增大⑦增大增强增大[应用体验]正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)NaCl投入水中，当[Na＋]不变时，说明NaCl在水中达到电离平衡状态。
( )(2)某弱电解质改变条件电离平衡右移时电离程度一定增大。
( )(3)稀释某一弱电解质溶液时，所有离子的浓度都会减小。
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3．分别画出冰醋酸和 0.1 mol· L－1 醋酸溶液加水稀释时溶 液导电能力的变化图。
提示：
二、常考题点分组练 题点(一) 电离平衡的特点 1．下列说法正确的是 A． (2015· 全国卷Ⅰ)2 L 0.5 mol· L H 离子数为 2NA B．(2013· 江苏高考)CH3COOH 溶液加水稀释后，溶液中 [CH3COOH] － 的值减小 [CH3COO ] C．(2012· 重庆高考)稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大， 溶液的 pH 减小 D．(2012· 浙江高考)常温下，将 pH＝3 的醋酸溶液稀释到 原体积的 10 倍后，溶液的 pH＝4
[练通基础小题]
一、基础知识全面练 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)HClO 是弱酸， 所以 NaClO 是弱电解质 (× )
(2)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不 存在溶质分子 (√ )
(3)AgCl 的水溶液不导电，而 CH3COOH 的水溶液能导 电，故 AgCl 是弱电解质，CH3COOH 是强电解质 (×) (4)由 0.1 mol· L － 1 氨水的 pH 为 11，可知溶液中存在 NH3· H2 O
－ NH＋ ＋ OH 4
(√ )
(5)为确定某酸 H2A 是强酸还是弱酸，可测 NaHA 溶液的 pH。若 pH>7，则 H2A 是弱酸；若 pH<7，则 H2A 是强酸 (× ) (6)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子 的浓度一定相等 (× )
2．稀释某一弱电解质溶液时，所有离子浓度都会减小吗？
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第2节弱电解质的电离[课后达标检测]一、选择题1．(2018·西安八校联考)下列事实一定能说明HA是弱酸的是( )A．常温下NaA溶液的pH大于7B．HA能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体C．1 mol·L－1的HA水溶液能使紫色石蕊试液变红D．用HA溶液做导电性实验，灯泡很暗解析：选A。
NaA溶液的pH大于7，说明NaA为强碱弱酸盐，则HA为弱酸，A项正确；HCl也能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体，但HCl是强酸，B项错误；1 mol·L－1的HCl 溶液也能使紫色石蕊试液变红，C项错误；溶液的导电性与溶液中的离子浓度有关，如果是强电解质，但溶液中的离子浓度很小，灯泡也会很暗，D项错误。
2．0.1 mol·L－1某碱AOH溶液的pH＝11，将该溶液稀释10倍后，溶液的pH不可能为( )①10.1 ②10.8③12④11.5A．③④B．①②C．①③D．②④解析：选A。
在碱溶液稀释过程中，溶液的pH减小而不是增大，若AOH是强碱，稀释10倍后溶液的pH＝10，若AOH是弱碱，由于稀释过程中AOH会继续电离出OH－，故稀释10倍后10<pH<11。
3．(2015·高考海南卷)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，K a＝1.8×10－5mo l·L－1)和一氯乙酸(乙，K a＝1.4×10－3 mol·L－1)在水中的电离度与浓度关系的是( )解析：选B。
电离常数一氯乙酸大于乙酸，故一氯乙酸的酸性比乙酸的酸性强，即同温、同浓度时，一氯乙酸的电离度大于乙酸，随着浓度增大，电离度均减小，B项符合题意。
4．(2017·高考全国卷Ⅰ)下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是( ) A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸解析：选D。
根据较强酸制备较弱酸原理，氢硫酸不和碳酸氢钠反应，亚硫酸与碳酸氢钠反应，说明亚硫酸、碳酸、氢硫酸的酸性依次减弱，A项正确；相同浓度，溶液的导电能力与离子总浓度有关，相同浓度下，氢硫酸溶液导电能力弱，说明氢硫酸的电离能力较弱，即电离出的氢离子数较少，B项正确；相同浓度下，亚硫酸的pH较小，故它的酸性较强，C 项正确；酸性强弱与还原性无关，酸性强调酸电离出氢离子的难易，而还原性强调还原剂失电子的难易，D项错误。
5．运用电离常数判断可以发生的反应是( )①HBrO ＋Na 2CO 33②2HBrO ＋Na 2CO 3===2NaBrO ＋H 2O ＋CO 2↑③HBrO ＋NaHCO 3===NaBrO ＋H 2O ＋CO 2↑④NaBrO ＋CO 2＋H 2O===NaHCO 3＋HBrOA ．①③B ．②④C ．①④D ．②③解析：选C 。
根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，①中次溴酸K a ＝2.4×10－9mol ·L －1>碳酸K a2＝5.6×10－11 mol ·L －1，能发生；次溴酸K a ＝2.4×10－9 mol ·L －1<碳酸K a1＝4.3×10－7 mol ·L －1，可知④能发生，②和③都不能发生。
6．(2018·郑州一模)将浓度为0.1 mol·L －1的HF 溶液加水稀释，下列各量保持增大的是( )①[H ＋] ②[F －] ③[OH －] ④K a (HF) ⑤K W⑥[F －][H ＋] ⑦[H ＋][HF]A ．①⑥B ．②④C ．③⑦D ．④⑤解析：选C 。
HF 是弱电解质，加水稀释促进HF 的电离，但[H ＋]、[F －]、[HF]都减小；温度不变，K W 不变，[H ＋]减小，则[OH －]增大；温度不变，K a (HF)不变，[H ＋][HF]＝K a (HF)[F －]，[F －]减小，则[H ＋][HF]增大；根据电荷守恒知，[H ＋]＝[OH －]＋[F －]，则[F －][H ＋]＝[H ＋]－[OH －][H ＋]＝1－[OH －][H ＋]，[OH －][H ＋]增大，故[F －][H ＋]减小。
综上所述，[OH －]、[H ＋][HF]保持增大。
7．(2018·海口调研)已知下面三个数据：7.2×10－4 mol ·L －1、4.6×10－4 mol ·L －1、4.9×10－10 mol ·L －1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 ＋HNO 2===HCN ＋NaNO 2，②NaCN ＋HF===HCN ＋NaF ，③NaNO 2＋HF===HNO 2＋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 mol ·L －1B ．HNO 2的电离平衡常数为4.9×10－10 mol ·L －1C ．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱D ．HNO 2的电离平衡常数比HCN 大，比HF 小解析：选B 。
相同温度下的弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。
该题中涉及三个反应，由题中三个化学反应方程式(强酸制弱酸)可以得出：HF 、HNO 2、HCN 的酸性依次减弱。
酸性越强，电离平衡常数越大，据此将三个K a 值与酸对应起来，故A 正确，B 错误；反应①说明酸性：HNO 2>HCN ，反应③说明酸性：HF>HNO 2，故C 、D 正确。
8．(2018·湖南六校联考)高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差A ．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸B ．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H 2SO 4===2H ＋＋SO 2－4C ．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离D ．酸的强弱与其本身的结构和溶剂的性质有关解析：选B 。
在冰醋酸中高氯酸的电离常数最大，则酸性最强，A 项正确；在冰醋酸中硫酸的电离常数较小，不能完全电离，电离方程式应为H 2SO 4H ＋＋HSO －4，B 项错误；在冰醋酸中这四种酸的电离常数较小，均不能完全电离，C 项正确；酸的强弱与其本身的结构和溶剂的性质有关，D 项正确。
9．(2017·高考全国卷Ⅱ)改变 0.1 mol·L －1二元弱酸H 2A 溶液的pH ，溶液中H 2A 、HA－、A 2－的物质的量分数δ(X)随pH 的变化如图所示{已知δ(X)＝[X][H 2A]＋[HA －]＋[A 2－]}。
下列叙述错误的是( )A ．pH ＝1.2时，[H 2A]＝[HA －]B ．lg [K a2(H 2A)]＝－4.2C ．pH ＝2.7时，[HA －]＞[H 2A]＝[A 2－]D ．pH ＝4.2时，[HA －]＝[A 2－]＝[H ＋]解析：选D 。
从图像中可以看出pH ＝1.2时，δ(H 2A)＝δ(HA －)，则[H 2A]＝[HA －]，A项正确；根据HA－H ＋＋A 2－，可确定K a2(H 2A)＝[H ＋]·[A 2－][HA －]，从图像中可以看出pH ＝4.2时，δ(HA －)＝δ(A 2－)，则[HA －]＝[A 2－]，即lg [K a2(H 2A)]＝lg [H ＋]＝－4.2，B 项正确；从图像中可以看出pH ＝2.7时，δ(HA －)>δ(H 2A)＝δ(A 2－)，则[HA －]>[H 2A]＝[A 2－]，C 项正确；从图像中可以看出pH ＝4.2时，δ(HA －)＝δ(A 2－)，则[HA －]＝[A 2－]≈0.05 mol·L －1，而[H ＋]＝10－4.2 mol ·L －1，D 项错误。
二、非选择题10．(2018·海南七校联考)连二次硝酸(H 2N 2O 2)是一种二元酸，可用于制N 2O 气体。
(1)连二次硝酸中氮元素的化合价为________。
(2)常温下，用0.01 mol·L －1的NaOH 溶液滴定10 mL 0.01 mol·L －1的H 2N 2O 2溶液，测得溶液pH 与NaOH 溶液体积的关系如图所示。
①写出H 2N 2O 2在水溶液中的电离方程式：________________________________________________________________________。
②b 点时溶液中[H 2N 2O 2]________(填“>”“<”或“＝”，下同)[N 2O 2－2]。
③a 点时溶液中[Na ＋]________[HN 2O －2]＋[N 2O 2－2]。
解析：(1)根据化合物中各元素化合价的代数和为0，可求出H 2N 2O 2中氮元素的化合价为＋1。
(2)①由题图可以看出，未加入NaOH 溶液时，0.01 mol ·L －1H 2N 2O 2溶液的pH ＝4.3，这说明H 2N 2O 2为弱酸，则其电离方程式为H 2N 2O 2H ＋＋HN 2O －2、HN 2O －2H ＋＋N 2O 2－2。
②b 点时溶液中的溶质为NaHN 2O 2，溶液呈碱性，说明HN 2O －2的水解程度大于其电离程度，H 2N 2O 2为水解产物，N 2O 2－2为电离产物，故[H 2N 2O 2]>[N 2O 2－2]。
③a 点时溶液中，根据电荷守恒可得[Na ＋]＋[H ＋]＝2[N 2O 2－2]＋[HN 2O －2]＋[OH －]，而a 点时溶液的pH ＝7，则[H ＋]＝[OH －]，故[Na ＋]＝2[N 2O 2－2]＋[HN 2O －2]，所以[Na ＋]>[N 2O 2－2]＋[HN 2O －2]。
答案：(1)＋1 (2)①H 2N 2O 2H ＋＋HN 2O －2、HN 2O －2H ＋＋N 2O 2－2 ②> ③>11．为研究HA 、HB 和MOH 酸碱性的相对强弱，某化学学习小组设计了以下实验：室温下，pH ＝2的两种酸溶液HA 、HB 和pH ＝12的碱溶液MOH 各取1 mL ，然后分别加水稀释到1 000 mL ，其pH 的变化与溶液体积的关系如图所示，根据所给数据，请回答下列问题：(1)HA 为________酸(填“强”或“弱”，下同)，HB 为________酸。
(2)若c ＝9，则稀释后的三种溶液中，由水电离出的氢离子的浓度的大小顺序为____________________(用酸、碱的化学式表示)。