2019年高考化學 考點55 電離平衡常數的考查必刷題.doc

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考點五十五 電離平衡常數的考查 1．以下是常溫下幾種弱酸的電離平衡常數： CH3COOH H2S HClO K=1.810－5 K1=1.310－7 K2=7.110－15 K=4.6910－11 下列說法正確的是 A． 可發(fā)生反應：H2S+ 2ClO－=S2－+ 2HClO B． CH3COOH溶液與Na2S溶液不能反應生成NaHS C． 同物質的量濃度的Na2S、NaClO、CH3COONa溶液，pH最大的是NaClO溶液 D． 同物質的量濃度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最強的是CH3COOH 【答案】D 2．由表格中的電離平衡常數判斷可以發(fā)生的反應是 化學式 電離常數 HClO K=310－8 H2CO3 K1=4.410－7 K2=4.710－11 A． NaClO + NaHCO3 = HClO + Na2CO3 B． NaClO+ CO2+ H2O = HClO + NaHCO3 C． 2NaClO+ CO2+ H2O = 2HClO + Na2CO3 D． 2HClO + Na2CO3 = 2NaClO + CO2↑+ H2O 【答案】B 3．根據下表提供的數據，判斷下列離子方程式或化學方程式正確的是 化學式 電離常數 HClO K＝310－8 H2CO3 K1＝410－7　K2＝610－11 A． 向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑ B． 向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O C． 向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO D． 向NaClO溶液中通過量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO 【答案】C 【解析】A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，溶液中碳酸鈉過量，鹽酸和碳酸鈉反應生成碳酸氫鈉，次氯酸和碳酸鈉反應生成碳酸氫鈉和次氯酸鈉，反應的離子方程式應為：2CO32-+2Cl2+H2O=2Cl-+ClO-+2HCO3-，故A錯誤；B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的鹽酸和碳酸氫鈉反應生成氯化鈉、二氧化碳和水，次氯酸不能和碳酸氫鈉反應，產物為次氯酸，反應的離子方程式為：HCO3-+Cl2=Cl-+HClO+CO2↑，故B錯誤； C．向NaClO溶液中通入少量CO2，因次氯酸的酸性強于HCO3-，則反應生成碳酸氫鈉和次氯酸，反應的化學方程式為：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO，故C正確；D.向NaClO溶液中通入足量CO2反應生成碳酸氫鈉和次氯酸，反應的化學方程式為：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO，故D錯誤。 4．硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是強酸，下表是某溫度下這三種酸在冰醋酸中的電離常數。下列說法正確的是 酸 H2SO4 HNO3 HClO4 K1 6.310－9 4.210－10 1.610－5 A． 在冰醋酸中H2SO4的電離方程式為：H2SO42H＋＋SO42- B． 在冰醋酸中，HNO3的酸性最強 C． 在冰醋酸中，0.01 mol/L的HClO4，其離子總濃度約為410－4mol/L D． 高氯酸水溶液與氨水反應的離子方程式為H＋＋NH3H2O===H2O＋NH4+ 【答案】D 5．化合物HB在水中達到電離平衡時各微粒的濃度如表所示(25 ℃): HB初始濃度/molL-1 1.00 0.100 平衡濃度/molL-1 c(HB) 0.996 0.098 7 c(B-)或c(H+) ①4.2110-3 ②1.3410-3 Ka=c(H+)?c(B-)cHB ③1.7810-5 ④1.8210-5 α=已電離的HB濃度HB的初始濃度 100% ⑤ 0.421% ⑥1.34% 分析表中①至⑥的數據，下列說法不正確的是 A． ①與②的數據都說明化合物HB只有部分電離 B． ③與④的數據近似相等，說明HB的電離平衡常數與初始濃度無關 C． ⑤與⑥的數據說明加水稀釋后HB的電離平衡正向移動 D． ⑤與⑥的數據說明HB起始濃度越大，電離的程度越大 【答案】D 6．常溫下將鹽酸溶液滴加到聯氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物質的量分數δ(X)隨-1g(OH-)變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是 A． 反應N2H62++N2H4=2N2H5+的pK=90(已知pK=lgK) B． N2H5Cl溶液中存在:c(Cl-)+c(OH-)=c(N2H5+)+2c(N2H62+)+c(H+) C． N2H5Cl溶液中c(H+)>c(OH-) D． Kb1(N2H4)=10-6 【答案】A 【解析】A、由N2H5+的電離方程式N2H5++H2ON2H62++OH-可得Kb2(N2H4)＝c(N2H62+)c(OH-)c(N2H5+)=c(OH-)=10-15，則Kb1(N2H4)/Kb2(N2H4)＝c2(N2H5+)c(N2H62+)c(N2H4)，即為反應N2H62++N2H4=2N2H5+的K=Kb1(N2H4)/Kb2(N2H4)=10-610-15=109，所以pK=9.0，A錯誤；B、N2H5C1溶液中存在的電荷守恒為c(Cl-)+c(OH-)=c(N2H5+)+2c(N2H62+)+c(H+)，B正確。C、N2H5C1溶液中因N2H5+的水解使溶液呈酸性，所以c(H+)＞c(OH-)，C正確；D、由圖象可知當-lg(OH-)=6時，N2H4和N2H5+的物質的量分數相等，可推知其濃度相等，由N2H4的電離方程式N2H4+H2ON2H5++OH-，得Kb1(N2H4)＝c(N2H5+)c(OH-)c(N2H4)=c(OH-)=10-6，D正確；答案選A。 7．若定義pC是溶液中微粒物質的量濃度的負對數，則常溫下，一定濃度的某酸(H2A)水溶液中pC(H2A)、pC(HAˉ)、pC(A2-)隨著溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說法一定正確的是 A． pH=4時，c(HAˉ)c(HC2O4-)>c(C2O42-)>c(H2C2O4) D． 向0.1mol/L H2C2O4溶液中加入少量水[c(HC2O4-)/c(H2C2O4)]增大 【答案】B 9．常溫下，H2A是一種易溶于水的二元酸，將NaOH溶液滴入等物質的量濃度的H2A溶液中，溶液中H2A、HA-、A2-的物質的量分數(a)隨溶液pH的變化關系如圖所示。下列說法錯誤的是 A． 常溫下，H2AHA-+H+的電離平衡常數Ka1=10-3.30 B． 當c(Na+)=2c(A2-)+c(HA-)時，溶液呈中性 C． pH=6.27時，c(A2-)=c(HA-)>c(H+)>c(OH-) D． V(NaOH溶液)：V(HA溶液)=3：2時，2c(Na+)+c(OH-)=2c(H2A)+c(HA-)+c(H+) 【答案】D 10．25℃時，將濃度均為0.1 molL-1、體積分別為Va和Vb的HA溶液與BOH溶液按不同體積比混合，保持Va+Vb=100 mL，Va、Vb與混合液pH的關系如圖所示。下列說法正確的是 A． Ka(HA)=110-6 B． b點時，c(B+)=c(A-) C． c點時，混合溶液中c(A-)c(OH-)?c(HA)隨溫度升高而增大 D． a→c過程中水的電離程度始終增大 【答案】B 【解析】A. 由圖可知0.1mol/L HA溶液pH=3，由HA?H++A?可知：Ka=10-310-30.1=10-5mol/L，故A錯誤；B.b點是兩者等體積混合溶液呈中性，所以離子濃度的大小為：c(B+)=c(A?)>c(H+)=c(OH?)，故B正確；C.c點時，c(A-)c(OH-)?c(HA)=1Kh水解平衡常數Kh只與溫度有關，溫度升高，Kh增大，1Kh減小，c(A-)c(OH-)?c(HA)減小，故C錯誤；D.a→b是酸過量和b→c是堿過量兩過程中水的電離程受抑制，b點是弱酸弱堿鹽水解對水的電離起促進作用，所以a→c過程中水的電離程度先增大后減小，故D錯誤；本題選B。 11．T℃時，濃度均為1mol/L的兩種弱酸HA、HB中不斷加水稀釋，并用pH傳感器測定溶液pH。所得溶液pH的兩倍(2pH)與溶液濃度的對數(lgc)的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是 已知：①HA的電離平衡常數：Ka=C(H+)C(A-)CHA-C(A-)≈C2(H+)C(HA) ②pKa=-lgKa A． 酸性：HA>HB B． a點對應的溶液中：c(HA)=0.1mol/L，c(H+)=0.01mol/L C． T℃時，弱酸HB的pKa≈5 D． 弱酸的Ka隨溶液濃度的降低而增大 【答案】D 12．t℃時，配制一組c(H2CO3)+c(HCO3-)+c(CO32-)=1.00010-3molL-1的H2CO3與HCl或H2CO3與NaOH的混合溶液，溶液中部分微粒濃度的負對數(-lgc)與pH關系如下圖所示。下列說法正確的是（ ） A． pH=6.3的溶液中：c(Na+)>1.00010-3molL-1 B． pH=7的溶液中：c(Na+)>c(H2CO3)>c(CO32-) C． pH=a的溶液中：c(HCO3-)>c(Na+)>c(H+)>c(CO32-) D． 25℃時，反應H2CO3+CO32-2HCO3-的平衡常數為1.0104 【答案】BD 13．已知25℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表所示： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數 Ka＝1.810－5 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 Ka＝3.010－8 回答下列問題： （1）物質的量濃度均為0.1molL－1的四種溶液： a．CH3COONa b．Na2CO3 c．NaClO d．NaHCO3 pH由小到大排列的順序是________（用字母編號填寫）。 （2）常溫下，0.1molL－1 CH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數據變大的是___（填字母）。 A．c（H＋） B．c（H＋）／c（CH3COOH） C．c（H＋）c（OH－） D．c（OH－）／c（H＋） E．c（H＋）c（CH3COO－）／c（CH3COOH） （3）體積均為100mL pH＝2的CH3COOH與一元酸HX，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示，則HX的電離平衡常數________（填“大于”、“小于”或“等于”）CH3COOH的電離平衡常數。 （4）標準狀況下，將1.12L CO2通入100mL 1molL－1的NaOH溶液中，用溶液中微粒的濃度符號完成下列等式： ①c（OH－）＝2c（H2CO3）＋________； ②c（H＋）＋c（Na＋）＝________。 （5）25℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得pH＝6，則溶液中c（CH3COO－）－c（Na＋）＝________molL－1（填精確值）。 【答案】a＜d＜c＜bBD大于c(HCO3－)+c(H+)c(OH－)+c(HCO3－)+2c(CO32－)9.910－7 14．25℃時，三種酸的電離平衡常數如下：回答下列問題： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數 1.810－5 K1＝4.310－7 K2＝5.610－11 3.010－8 （1）一般情況下，當溫度升高時，電離平衡常數K________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 （2）下列四種離子結合質子能力最強的是______(填字母)。 a.CO32－ b.ClO－ c.CH3COO－ d.HCO3－ （3）下列反應不能發(fā)生的是________(填字母)。 a.CO32－＋2CH3COOH＝2CH3COO－＋CO2↑＋H2O b.ClO－＋CH3COOH＝CH3COO－＋HClO c.CO32－＋2HClO＝CO2↑＋H2O＋2ClO－ d.2ClO－＋CO2＋H2O＝CO32－＋2HClO （4）體積均為10 mL、pH均為2的醋酸溶液與HX溶液分別加水稀釋至1000 mL，稀釋過程中pH變化如下圖所示。 則HX的電離平衡常數________(填“>”、“=”或“<”，下同)醋酸的電離平衡常數；稀釋后，HX溶液中水電離出來的c(H＋)_____醋酸溶液中水電離出來的c(H＋)；用同濃度的NaOH溶液分別中和上述兩種酸溶液，恰好中和時消耗NaOH溶液的體積：醋酸____HX。 【答案】增大acd>>> 15．Ⅰ．CO和H2的混合氣體俗稱合成氣，是一種重要的工業(yè)原料氣，工業(yè)上利用天然氣（主要成分為CH4）與水進行高溫重整制備合成氣。 （1）用甲烷與水蒸氣制備合成氣，每生成1mol合成氣，需要供給51.5 kJ熱量。該反應的熱化學方程式為_____________________________________________________。 （2）在一定溫度下，向體積為2L的密閉容器中充入0.40mol CH4和0.60mol H2O(g)，發(fā)生反應： CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g)。測得CH4和H2的物質的量濃度隨時間變化如下表所示： 時間/min 物質的濃度(mol/L) 0 1 2 3 4 CH4 0.2 0.13 0.1 0.1 0.09 H2 0 0.21 0.3 0.3 0.33 ①該反應第一次達平衡時的平衡常數K=_______________。 ②3min時改變的反應條件是__________________（只填一種條件的改變即可）。 （3）已知一定壓強下，溫度、投料比X[n(CH4)/n(H2O)]對該反應的影響如圖所示。圖1中的兩條曲線所示投料比的關系X1 ______X2(填“=”、“>”或“<”)。 Ⅱ．（4）已知常溫下HCOOH的電離常數為Ka=210-4，則HCOO—的水解反應HCOO- + H2O HCOOH + OH-的平衡常數K h =__________________。 （5）常溫下，將a mol／L的HCOOH溶液與a/2mol／L的NaOH溶液等體積混合后，溶液中各離子濃度由大到小的順序是______________________________。 （6）常溫下，在a mol／L的HCOOH溶液中加入等體積的bmol／L的NaOH溶液至溶液呈中性，此時溶液中HCOOH的物質的量濃度為______________________。 【答案】CH4(g) + H2O(g)=CO(g) + 3H2(g) △H=+206kJ/mol0.135升高溫度或增大c（H2O）>510-11c(HCOO－)>c(Na＋)>c(H＋) >c(OH－)(a-b)/2 【解析】 (1)根據熱化學方程式的書寫方法,先寫出方程式并標注狀態(tài),再根據熱量與化學計量數計算焓變,則16．碳及其化合物在能源、材料等方面具有廣泛的用途?；卮鹣铝袉栴}： （1）碳酸和草酸（H2C2O4）均為二元弱酸，其電離均為分步電離，二者的電離常數如下表： H2CO3 H2C2O4 K1 4.210?7 5.410?2 K2 5.610?11 5.410?5 ①向碳酸鈉溶液中滴加少量草酸溶液所發(fā)生反應的離子方程式為_____________。 ②濃度均為0.1 molL?1的Na2CO3溶液、NaHCO3溶液、Na2C2O4溶液、NaHC2O4溶液，其溶液中H+濃度分別記作c1、c2、c3、c4。則四種溶液中H+濃度由大到小的順序為________________。 （2）常溫時，C和CO的標準燃燒熱分別為?394.0 kJmol?1、?283.0 kJmol?1，該條件下C轉化為CO的熱化學方程式為____________________。 （3）氫氣和一氧化碳在一定條件下可合成甲醇，反應如下：2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)　ΔH=Q kJmol?1 ①該反應在不同溫度下的化學平衡常數(K)如下表： 溫度/℃ 250 300 350 K/L2mol?2 2.041 0.270 0.012 由此可判斷Q______(選填“ >”或“<”)0。 ②一定溫度下，將6 mol H2和2 mol CO充入體積為2 L的密閉容器中，10 min反應達到平衡狀態(tài)，此時測得c(CO)=0.2 molL?1，該溫度下的平衡常數K=____，0~10 min內反應速率v(CH3OH)=______。 ③在兩個密閉容器中分別都充入20 mol H2和10 mol CO，測得一氧化碳的平衡轉化率隨溫度(T)、壓強(p)的變化如圖所示： 若A點對應容器的容積為20 L，則B點對應容器的容積為____L。 【答案】 H2C2O4+ 2CO32-2HCO3-+C2O42- c4>c3>c2>c1 2C(s)+O2(g) 2CO(g)　ΔH=?222.0 kJmol?1 < 2.041 L2mol?2 0.08 molL?1min?1 4 17．25℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數 1.710-5 K1＝4.310-7 K2＝5.610-11 3.010-8 請回答下列問題： （1）物質的量濃度相等的CH3COONa溶液和NaClO溶液pH大小關系為：c(CH3COONa)_____c(NaClO)（填“＞”、“＜”或“＝”）。 （2）H2CO3的電離方程式為：_____。 （3）向NaClO溶液中通入少量二氧化碳氣體，發(fā)生反應的離子方程式為：_____。 （4）泡沫滅火器內筒裝有Al2(SO4)3溶液，外筒裝有NaHCO3溶液。 ① Al2(SO4)3溶液呈酸性的原因是：_____。（用離子方程式說明） ② 內、外筒溶液混合后發(fā)生反應離子方程式為：_____。 （5）常溫下0.1 mol?L-1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數據一定變大的是______。 A．c(H+) B．c(H+)c(OH－) C． c(H+)c(CH3COOH) D．c(CH3COOH)?c(OH-)c(CH3COO-) （6）H+濃度相等、體積相等的兩份溶液A（鹽酸）和B（CH3COOH）分別與鋅粉反應后，僅有一份溶液中剩余鋅，放出氫氣的質量相同，則下列說法正確的是 __（填寫序號）。 ①開始反應時的速率A＞B ②放出等量氫氣所需要的時間B＞A ③參加反應的鋅的物質的量A＝B ④A中有鋅剩余 【答案】 < H2CO3 HCO＋H+ HCO3- CO32- + H+ (或H2CO3 HCO＋H+) ClO- + CO2 + H2O = HCO3- + HclO Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3↓+ 3CO2↑ C ③④ 【解析】(1)根據表中數據可以知道,酸的電離出平衡常數大小為:CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-,電離平衡常數越大,酸性越強，對應的鹽水解越弱； (2)H2CO3為二元弱酸，分兩步電離，以第一步為主，電離方程式為：H2CO3 HCO＋H+ HCO3- CO32- + H+ ； (3)因為酸性H2CO3>HClO>HCO3-，根據強制弱規(guī)律，向NaClO溶液中通入少量二氧化碳氣體，發(fā)生反應的離子方程式為：ClO- + CO2 + H2O = HCO3- + HClO ； (4)① Al2(SO4)3溶液中由于Al3+水解而呈酸性。 ② Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，發(fā)生相互促進水解； （5）A.0.1 mol?L-1的CH3COOH溶液加稀釋過程中,溶液中氫離子濃度減小; B、KW=c(H+)c(OH-)只受溫度的影響,溫度不變則其值是一個常數; C.0.1 mol?L-1的CH3COOH溶液加稀釋過程中,各個微粒濃度減小,同時醋酸的電離向右移動,c(H+)減小的程度小于c(CH3COOH)的減小程度,所以c(H+)c(CH3COOH)增大； D.c(CH3COOH)?c(OH-)c(CH3COO-)=Kw/Ka，為常數,因為溫度不變則常數不變； （6）由于醋酸部分電離，其酸的濃度大于氫離子濃度，鹽酸中HCl的濃度等于氫離子的濃度，所以醋酸的濃度大于HCl的濃度，則鹽酸中鋅粉剩余，以此解答該題。 詳解:(1)根據表中數據可以知道,酸的電離出平衡常數大小 為:CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-,電離平衡常數越大,酸性越強，對應的鹽水解越弱，所以pH大小關系為：c(CH3COONa)c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) 9.910－7molL－1 大于 大于 3.6109 CH3COOH電離出的c(H+)約為，酸抑制水的電離，則由水電離出的c(H+)= c(OH-)= ，由CH3COOH電離出的c(H+)約是由水電離出的c(H+)的倍。 19．以硼鎂礦(2MgOB2O3H2O、SiO2及少量Fe3O4、CaCO3、A12O3)為原料生產硼酸的工藝流程如下： 已知：表一：不同溫度下H3BO3的溶解度 溫度℃） 20 40 60 100 溶解度（g） 5.0 8.7 14.8 40.2 表二：不同物質沉淀完全時的pH 物質 Fe（OH）3 Al（OH）3 Fe（OH）2 Mg（OH）2 pH 3.2 5.2 9.7 12.4 (1)由于礦粉中含CaCO3，“浸取”時容易產生大量泡沫使物料從反應器中溢出，應采取的措施為_________________。 (2)“浸出液”顯酸性，含有H3BO3、Mg2+和SO42-，還含有Fe2+、Fe3+、Ca2+、Al3+等雜質?！俺s”時，向浸出液中依次加入適量H2O2和MgO，可以除去的雜質離子為_______________________，H2O2的作用為_____________________(用離子方程式表示)。 (3)“浸取”后，采用“熱過濾”的目的為__________________________。 (4)“母液”可用于回收硫酸鎂，已知硫酸鎂的溶解度隨溫度變化的曲線如圖所示，且溶液的沸點隨壓強增大而升高。為了從“母液”中充分回收MgSO4H2O，應采取的措施是將“母液”蒸發(fā)濃縮，____________________________________。 (5)己知25℃時，硼酸(H3BO3)溶液中存在如下平衡：H3BO3(aq)+H2O(1) [B(OH)4]-(aq)+H+(aq)；K=5.710-10；25℃時，0.7molL-1硼酸溶液中c(H+)=__________molL-1。 (6)已知25℃時： 化學式 H2CO3 CH3COOH 電離常數 K1=4.410-7 K2=4.710-11 K=1.7510-5 下列說法正確的是________(填選項字母)。 a．碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中能觀察到有氣泡產生 b．碳酸鈉溶液滴入醋酸溶液中能觀察到有氣泡產生 c．等濃度碳酸溶液和硼酸溶液的pH：前者>后者 d．等濃度碳酸鈉溶液和醋酸鈉溶液的pH：前者>后者 【答案】分批慢慢加入硫酸（或邊加入邊攪拌）Fe3+、Fe2+、Al3+H2O2+2H++2Fe2+=2Fe3++2H2O防止因溫度下降使H3BO3從溶液中析出加壓升溫結晶（或加壓升溫結晶并過濾）210-5bd 【解析】（1）CaCO3與硫酸反應生成二氧化碳、硫酸鈣和水，該反應的化學方程式為：CaCO3 （粉末）+H2SO4=CaSO4+H2O+CO2↑，由于礦粉中含CaCO3，“浸取”時容易產生大量泡沫使物料從反應器中溢出，故應分批慢慢加入H2SO4；故答案為：應分批慢慢加入H2SO4 ； （2）加適量H2O2把Fe2+氧化為Fe3+，所以H2O2的作用是：H2O2+2H++2Fe2+=2Fe3++2H2O，加MgO調節(jié)pH，使Fe3+、Al3+轉化為沉淀而除去，所以除去的離子有Fe3+、Fe2+、Al3+；故答案為：Fe3+、Fe2+、Al3+；H2O2+2H++2Fe2+=2Fe3++2H2O； （3）題目信息可知：H3BO3的溶解度隨溫度的升高而增大，所以要采用“熱過濾”，以防溫度下降時H3BO3 20．兩位同學設計實驗確定某一元酸HA是弱電解質并分析其中的變化，實驗方案如下： 甲：取純度、質量、大小相同的鋅粒于兩只相同氣球中，向2支試管中分別加入濃度均為0.1mol/L的HA溶液和稀鹽酸各10mL，將氣球套在試管上，并同時將鋅粒加入試管。 乙：方案一：用pH計測定濃度為0.1mol/L HA溶液的pH； 方案二：取pH=3的HA溶液5mL稀釋至500mL，再用pH計測其pH。 （1）甲同學設計的方案中，說明HA是弱電解質的實驗現象是_________（填字母）。 a. 兩個試管上方的氣球同時鼓起，且一樣大 b. 裝有HA溶液的試管上方的氣球鼓起慢 c. 裝有鹽酸的試管上方的氣球鼓起慢 （2）乙同學設計的方案可證明HA是弱電解質：方案一中，測得0.1mol/L的HA溶液的pH________1（填“>”“<”或“=”）；方案二中，所得結果是_________。 （3）若從水解原理角度設計一個合理而比較容易進行的方案（藥品可任?。?，證明HA是弱電解質，你的設計方案是_________。 （4）乙同學根據HA在溶液中的電離平衡移動的原理，進一步做下列分析。 ①使HA的電離程度和c(H+)都減小，c(A-)增大，可在0.1mol/L的HA溶液中，選擇加入___________試劑。 ②使HA的電離程度減小，c(H+)和c(A-)都增大，可在0.1mol/L的HA溶液中，選擇加入________試劑。 【答案】b＞溶液的pH＜5配制NaA溶液，常溫下測其pH，若pH>7，則證明HA是弱電解質NaA物質的量濃度＞0.1 mol／L的HA溶液