2020年高考各科总复习考点一遍过讲义考点43 电离平衡常数及相关计算-备战2020年高考化学考点一遍过

考点43 电离平衡常数及相关计算

1．表达式

（1）对于一元弱酸HA：HA H⁺+A⁻，电离常数K=。

（2）对于一元弱碱BOH：BOH B⁺+OH⁻，电离常数K=。

（3）对于二元弱酸，如H₂CO₃：H₂CO₃ H⁺+，K₁=； H⁺+，K₂=；且K₁>K₂。

2．意义：相同条件下，K越大→越易电离→酸(或碱)性越强

3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K₁≫K₂……，所以其酸性主要决定于第一步电离。

4．影响因素

5．电离常数的三大应用

（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。

6．电离平衡常数相关计算(以弱酸HX为例)

（1）已知c(HX)和c(H⁺)，求电离常数

HX　 　H⁺ 　+　 X⁻

起始(mol·L⁻¹)：c(HX)　　　　　0　　　　0

平衡(mol·L⁻¹)：c(HX)−c(H⁺)　 c(H⁺) 　 c(H⁺)

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）已知c(HX)和电离常数，求c(H⁺)

HX　 　H⁺　+　X⁻

起始：c(HX)　 　　　 0　　　 0

平衡：c(HX)−c(H⁺)　 c(H⁺) 　 c(H⁺)

则：K==。

由于K值很小，c(H⁺)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H⁺) ≈c(HX)，则：c(H⁺)=，代入数值求解即可。

考向一 电离平衡常数的影响因素及应用

典例1 相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是

酸	HX	HY	HZ
电离平衡常数	9×10-7	9×10-6	1×10-2

A．从电离平衡常数可以判断，HX 和 HY 属于弱酸，HZ 属于强酸

B．三种酸的强弱关系：HX> HY > HZ

C．反应X^– + HZ=== Z^–+ HX能够发生

D．相同温度下，0.1 mol/L HY 溶液的电离平衡常数大于 0.01 mol/L HY 溶液的电离平衡常数

【解析】相同温度下，电离平衡常数可衡量酸的强弱，电离平衡常数越小酸越弱，强酸完全电离，结合强酸能制取弱酸原理分析解答。

A． 由表中数据可知，HZ不能完全电离，HZ也是弱酸，A项错误；B．相同温度下，电离平衡常数越小酸越弱，由表中数据可知，三种酸的强弱关系是：HZ >HY>HX，B项错误；C．由表中数据知酸的强弱关系：HZ>HX，根据“较强酸制较弱酸”规律，HZ能制取HX，该反应能够发生，C项正确；D．电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，所以相同温度下，0.1 mol/L HY 溶液的电离平衡常数与 0.01 mol/L HY 溶液的电离平衡常数相同，D项错误；答案选C。

【答案】C

1．已知下面三个数据：7.2×10⁻⁴、4.6×10⁻⁴、4.9×10⁻¹⁰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+HNO₂ HCN+NaNO₂，

②NaCN+HF HCN+NaF，

③NaNO₂+HF HNO₂+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

B．HNO₂的电离平衡常数为4.9×10⁻¹⁰

C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱

D．HNO₂的电离平衡常数比HCN大，比HF小

电离平衡常数的应用

（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。

（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，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，但电离平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如：0.1 mol/L CH₃COOH溶液中加水稀释， ==，酸溶液加水稀释，c(H⁺)减小，K值不变，则增大。

考向二 电离平衡常数的有关计算

典例1 （1）已知25 ℃，NH₃·H₂O的K_b＝1.8×10^－5，H₂SO₃的K_a1＝1.3×10^－2，K_a2＝6.2×10^－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L^－1，溶液中的c(OH^－)＝_____________mol·L^－1。将SO₂通入该氨水中，当c(OH^－)降至 1.0×10^－7 mol·L^－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝______________。

（2）H₃AsO₄水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。

H₃AsO₄第一步电离方程式H₃AsO₄H₂AsO＋H^＋的电离常数为K_a1，则pK_a1＝___________(pK_a1＝－lg K_a1)。

【解析】（1）设氨水中c(OH^－)＝x mol·L^－1，根据NH₃·H₂O的K_b＝，则＝1.8×10^－5，解得x＝6.0×10^－3。根据H₂SO₃的K_a2＝，则＝，当c(OH^－)降至 1.0×10^－7mol·L^－1时，c(H^＋)为1.0×10^－7 mol·L^－1，则＝＝0.62。

（2）K_a1＝，K仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH＝2.2时计算，此时c(H₂AsO)＝c(H₃AsO₄)，则K_a1＝c(H^＋)＝10^－2.2，pK_a1＝2.2。

【答案】（1）6.0×10^－3　0.62

（2）2.2

2．已知25 ℃时弱电解质电离平衡常数：K_a(CH₃COOH)=1.8×10⁻⁵，K_a(HSCN)=0.13。

（1）将20 mL、0.10 mol·L⁻¹ CH₃COOH溶液和20 mL、0.10 mol·L⁻¹的HSCN溶液分别与0.10 mol·L⁻¹的NaHCO₃溶液反应，实验测得产生CO₂气体体积(V)与时间(t)的关系如图。

反应开始时，两种溶液产生CO₂的速率明显不同的原因 ；反应结束后所得溶液中c(SCN⁻) c(CH₃COO⁻)(填“>”“=”或“<”)。

（2）2.0×10⁻³ mol·L⁻¹的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F⁻)、c(HF)与溶液pH的关系如图。

则25 ℃时，HF电离平衡常数为K_a(HF)= (列式求值)。

1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是

A．因为电离过程是吸热过程，所以温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越小

B．弱电解质的电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有关

C．对于不同的弱酸，电离平衡常数越大，酸性一定越强，可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱

D．弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法

2．根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是

化学式	电离常数
HClO	K＝3×10－8
H2CO3	K1＝4×10－7　K2＝6×10－11

A．向Na₂CO₃溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl₂＋H₂O===2Cl^－＋2HClO＋CO₂↑

B．向NaHCO₃溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl₂===Cl^－＋ClO^－＋2CO₂↑＋H₂O

C．向NaClO溶液中通少量CO₂：CO₂＋NaClO＋H₂O===NaHCO₃＋HClO

D．向NaClO溶液中通过量CO₂：CO₂＋2NaClO＋H₂O===Na₂CO₃＋2HClO

3．已知25 ℃时，醋酸中存在下述关系：K==1.75×10⁻⁵，其中K是该温度下CH₃COOH的电离平衡常数。下列说法正确的是

A．向该溶液中加入一定量的硫酸，K增大

B．升高温度，K增大

C．向醋酸中加入少量水，K增大

D．向醋酸中加入少量氢氧化钠溶液，K增大

4．已知相同温度下，三种酸的电离平衡常数的大小关系为K_a(HX)>K_a(HY)>K_a(HZ)，则物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ溶液的pH由大到小的顺序是

A．NaX>NaY>NaZ B．NaX>NaZ>NaY

C．NaY>NaZ>NaX D．NaZ>NaY>NaX

5．已知室温时，0.1 mol·L^－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是

A．该溶液的pH＝4

B．升高温度，溶液的pH增大

C．此酸的电离平衡常数约为1×10^－7

D．由HA电离出的c(H^＋)约为由水电离出的c(H^＋)的10⁶倍

6．已知25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是

酸	醋酸	次氯酸	碳酸	亚硫酸
电离平衡常数	Ka＝1.75×10－5	Ka＝2.98×10－8	Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11	Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7

A．25 ℃，等物质的量浓度的CH₃COONa、NaClO、Na₂CO₃和Na₂SO₃四种溶液中，碱性最强的是Na₂CO₃

B．将0.1 mol·L^－1的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小

C．少量SO₂通入Ca(ClO)₂溶液中反应的离子方程式为SO₂＋H₂O＋Ca^2＋＋2ClO^－===CaSO₃↓＋2HClO

D．少量SO₂通入CH₃COONa溶液中反应的离子方程式为SO₂＋H₂O＋2CH₃COO^－===＋2CH₃COOH

7．酸在溶剂中的电离实质是 酸中的H^＋转移给溶剂分子，如HCl＋H₂O===H₃O^＋＋Cl^－。已知H₂SO₄和HNO₃在冰醋酸中的电离平衡常数分别为K_al(H₂SO₄)＝6.3×10^－9，K_al(HNO₃)＝4.2×10^－10。下列说法正确的是

A．H₂SO₄在冰醋酸中的电离方程式为H₂SO₄＋2CH₃COOH===SO＋2CH₃COOH

B．H₂SO₄在冰醋酸溶液中：c(CH₃COOH)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(CH₃COO^－)

C．浓度均为0.1 mol·L^－1的H₂SO₄或HNO₃的冰醋酸溶液：pH(H₂SO₄)>pH(HNO₃)

D．向HNO₃的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，的值减小

8．常温下，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的电离平衡常数为K_a，忽略混合时溶液体积的变化，下列关系式正确是

A．K_a= 　　　　 B．V=

C．K_a= D．K_a=

9．25 ℃时，电离平衡常数：

化学式	CH3COOH	H2CO3	HClO
电离平衡常数	1.8×10－5	K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11	3.0×10－8

回答下列问题：

（1）下列四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是__________(填标号)。

a．CO　　b．ClO^－　　c．CH₃COO^－　　d．HCO

（2）下列反应不能发生的是__________。

A．CO＋2CH₃COOH===2CH₃COO^－＋CO₂↑＋H₂O

B．ClO^－＋CH₃COOH===CH₃COO^－＋HClO

C．CO＋2HClO===CO₂↑＋H₂O＋2ClO^－

D．2ClO^－＋CO₂＋H₂O===CO＋2HClO

（3）用蒸馏水稀释0.10 mol·L^－1的醋酸，则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是__________。

A．　　　　　 B．

C． D．

（4）体积为10 mL、pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程pH变化如图，则HX的电离平衡常数__________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX溶液中水电离出来的c(H^＋)__________醋酸溶液中水电离出来的c(H^＋)。

10．已知:

酸	H2C2O4	HF	H2CO3	H3BO3
电离平衡常数Ka	Ka1=5.9×10-2 Ka2=6.4×10-5	未知	Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11	5.8×10-10

（1）为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。

①甲同学取一定体积的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体观察到的现象是___________，则证明HF为弱酸。

②乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL。再测其pH为b，若要认为HF为弱酸，则a、b应满足的关系是b<________(用含a的代数式表示)。

③丙同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L^-1的HF溶液的pH为2，则测定HF为弱酸，由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为________。

（2）25 ℃时，调节2.0×10^-3 mol·L^-1氢氟酸水溶液的pH(忽略体积变化)，得到c(HF)、c(F^–)与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题:

HF电离平衡常数的表达式:K_a=________。室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4时，c(F^–)∶c(HF) =________。HF的电离常数值为________。

1．[2019天津]某温度下，和的电离常数分别为和。将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其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、分别代表相应的酸和酸根离子）

D．相同体积a点的两溶液分别与恰好中和后，溶液中相同

2．[2015海南]下列曲线中，可以描述乙酸（甲，K_a=1.8×10⁻⁵）和一氯乙酸（乙，K_a=1.4×10⁻³）在水中的电离度与浓度关系的是

变式拓展

1．【答案】B

【解析】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、HNO₂、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值与酸对应起来，A正确，B不正确；反应①说明HNO₂>HCN，反应③说明HF>HNO₂，C、D正确。

2．【答案】（1）K_a(HSCN)>K_a(CH₃COOH)，溶液中c(H⁺)：HSCN>CH₃COOH，c(H⁺)大反应速率快　>

（2）= =4×10⁻⁴

【解析】（1）电离平衡常数大的电离出的离子浓度大，反应开始时，两种溶液产生CO₂的速率明显不同的原因是K_a(HSCN)>K_a(CH₃COOH)，溶液中c(H⁺)：HSCN>CH₃COOH，c(H⁺)大，反应速率快。因酸性HSCN>CH₃COOH，故CH₃COO⁻水解程度大于SCN⁻，故c(SCN⁻)>c(CH₃COO⁻)。

（2）电离平衡常数K_a(HF)===4×10⁻⁴。

考点冲关

1．【答案】D

【解析】A、电离过程是吸热过程，升高温度，促进弱电解质的电离，电离平衡常数增大，故A错误；B、电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，电离平衡常数与化学平衡常数类似，弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，故B错误；C、电离平衡常数只受温度的影响，应是同一温度下，电离平衡常数越大，酸性越强，因此可以通过同温下的电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱，故C错误；D、弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法，同温下，电离平衡常数越大，弱电解质电离程度越大，故D正确。

2．【答案】B

【解析】根据电离常数数值可知，酸性H₂CO₃＞HClO＞HCO。向Na₂CO₃溶液中加少量氯水，不能生成CO₂，而是生成HCO。

3．【答案】B

【解析】同一弱电解质的电离平衡常数，只受温度的影响，升高温度，电离平衡常数增大。

4．【答案】D

【解析】酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，相应的钠盐越不容易水解，溶液的碱性越弱，pH越小，故三种盐溶液的pH由大到小的顺序是NaZ>NaY>NaX。

5．【答案】B

【解析】根据HA在水中的电离度可算出c(H^＋)＝0.1%×0.1 mol·L^－1＝10^－4 mol·L^－1，所以pH＝4，A正确；因HA在水中存在电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H^＋)将增大，pH会减小，B错误；可由电离平衡常数表达式算出K_a＝≈＝1×10^－7，C正确；溶液中c(H^＋)≈c_酸(H^＋)＝10^－4 mol·L^－1，所以c_水(H^＋)＝c(OH^－)＝10^－10 mol·L^－1，c_酸(H^＋)约是c_水(H^＋)的10⁶倍，D正确。

6．【答案】A

【解析】根据表中数据可知，酸性：亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。A项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，溶液中氢氧根离子浓度越大，pH越大，水解程度：CH₃COO^－＜＜ClO^－＜，所以碱性最强的是Na₂CO₃，正确；B项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小，由于K_w不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C项，少量SO₂通入Ca(ClO)₂溶液中，反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子，生成CaSO₄，错误；D项，少量SO₂通入CH₃COONa溶液中，反应生成醋酸和亚硫酸氢根离子，反应的离子方程式为SO₂＋H₂O＋CH₃COO^－===＋CH₃COOH，错误。

7．【答案】B

【解析】由于K_al(H₂SO₄)＝6.3×10^－9，则H₂SO₄在冰醋酸中部分电离，电 离方程式为H₂SO₄＋CH₃COOH HSO＋CH₃COOH，A错误；H₂SO₄在冰醋酸溶液中存在质子守恒关系：c(CH₃COOH)＝c(HCO)＋2c(SO)＋c(CH₃COO^－)，B正确；H₂SO₄、HNO₃在冰醋酸溶液中电离平衡常数越大，pH越小，则有pH(H₂SO₄)<pH(HNO₃)，C错误；向HNO₃的冰醋酸溶液中加入冰醋酸，溶液体积增大，c(NO)减小，电离平衡常数为K_al(HNO₃)＝，温度不变，则K_al(HNO₃)不变，故的值增大，D错误。

8．【答案】A

【解析】当滴加V mL CH₃COOH溶液时，混合溶液的pH=7，此时氢离子和氢氧根离子浓度相等，都是10^-7mol·L^-1，根据电荷守恒，钠离子浓度等于醋酸根离子浓度，c(Na⁺)= mol·L^-1，CH₃COOH的电离平衡常数为K_a===。

9．【答案】（1）a＞b＞d＞c　（2）CD

（3）B　（4）大于　大于

【解析】（1）电离平衡常数越大，越易电离，溶液中离子浓度越大，则酸性强弱为CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCO，酸根离子对应的酸的酸性越强，酸根离子结合氢离子的能力越弱，则四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是CO＞ClO^－＞HCO＞CH₃COO^－，即a＞b＞d＞c。

（2）由（1）分析可知酸性：CH₃COOH>H₂CO₃>HClO>HCO，根据强酸制弱酸原则判断。CO＋2CH₃COOH===2CH₃COO^－＋CO₂↑＋H₂O：H₂CO₃的酸性小于CH₃COOH，所以CH₃COOH能够制取H₂CO₃，该反应能够发生，故A不符合题意；ClO^－＋CH₃COOH===CH₃COO^－＋HClO：CH₃COOH的酸性大于HClO，CH₃COOH能够制取HClO，该反应能够发生，故B不符合题意；CO＋2HClO===CO₂↑＋H₂O＋2ClO^－：HClO的酸性小于H₂CO₃，该反应无法发生，故C符合题意；2ClO^－＋CO₂＋H₂O===CO＋2HClO：由于酸性：H₂CO₃＞HClO＞HCO，则H₂CO₃与ClO^－反应只能生成HCO，不会生成CO，该反应不能发生，故D符合题意。

（3）加水稀释醋酸促进醋酸电离，H^＋物质的量增大，醋酸分子的物质的量减小，所以的比值减小，故A错误；加水稀释醋酸促进醋酸电离，CH₃COO^－物质的量增大，醋酸分子的物质的量减小，则的比值增大，故B正确；加水稀释促进醋酸电离，但H^＋浓度减小，温度不变，水的离子积常数不变，所以的比值减小，故C错误；加水稀释醋酸促进醋酸电离，H^＋浓度减小，温度不变，水的离子积常数不变，则OH^－浓度增大，的比值减小，故D错误。

（4）加水稀释促进弱酸电离，pH相同的不同酸稀释相同的倍数，pH变化大的酸酸性强，变化小的酸酸性弱；酸或碱抑制水电离，酸中H^＋或碱中OH^－浓度越大其抑制水电离程度越大，根据图知，pH相同的醋酸和HX稀释相同的倍数，HX的pH变化大，则HX的酸性大于醋酸，所以HX的电离平衡常数大于醋酸，稀释后醋酸中H^＋浓度大于HX，所以醋酸抑制水电离程度大于HX，则HX溶液中水电离出来的 c(H^＋)大于醋酸溶液中水电离出来的c(H^＋)。

10．【答案】（1）①红色变浅　②a+2　③1.0×10^-3

（2）　1∶1　4.0×10^-4(取pH=4时，查图中数据计算得到)

【解析】（1）①HF在溶液中电离出氢离子和氟离子，溶液显酸性，滴入2滴紫色石蕊试液，显红色，再加入NaF固体，HF的电离平衡向逆方向移动，氢离子浓度减小，溶液的红色变浅，证明HF存在电离平衡，即HF为弱酸；②乙同学取10 mL未知浓度的HF 溶液，测其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，体积增大10²倍，弱酸加水稀释会促进弱酸的电离，稀释10²倍，pH变化小于2个单位，所以稀释后pH=b<a+2；③用pH 试纸测得室温下0.10 mol·L^-1的HF 溶液的pH为2，则c(H⁺)=0.01 mol·L^-1，则K_a==≈1.0×10^-3；

（2）HF电离方程式为HF F^–+H⁺，因此平衡常数的表达式:K_a=。由图象可知，当pH=4时，c(H⁺)=1.0×10^-4mol·L^-1，c(HF)=4.0×10^-3mol·L^-1，c(F^–)=1.6×10^-3mol·L^-1，则K_a(HF)= ==4.0×10^-4。室温下，向HF溶液中滴加NaOH溶液至pH=3.4时，氢离子浓度是10^-3.4mol·L^-1，则根据电离常数可知c(F^–)∶c(HF) ==1∶1。

直通高考

1．【答案】C

【解析】A、由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的变化大，则Ⅱ的酸性比I的酸性强，Ⅱ代表HNO₂，I代表CH₃COOH，故A错误；B、酸抑制水电离，b点pH小，酸性强，对水电离抑制程度大，故B错误；

C、Ⅱ代表HNO₂，c(HNO₂)c(OH^–)/c(NO₂^–)=c(H⁺)·c(HNO₂)c(OH^–)/[c(H⁺)·c(NO₂^–)]=k_w/k(HNO₂)，k_w为水的离子积常数，k(HNO₂)为HNO₂的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，故C正确；

D、体积和pH均相同的HNO₂和CH₃COOH溶液，c（CH₃COOH）＞c（HNO₂），分别滴加同浓度的NaOH溶液至恰好中和，CH₃COOH消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO₂消耗的NaOH少，故D错误；

故选C。

【点睛】本题考查酸的稀释及图象，明确强酸在稀释时pH变化程度大及酸的浓度与氢离子的浓度的关系是解答本题的关键，难点C，要将已知的c(HNO₂)c(OH^–)/c(NO₂^–)分子和分值母同乘以c(H⁺)，变成与k_w为水的离子积常数和k(HNO₂)为HNO₂的电离常数相关的量，再判断。

2．【答案】B

【解析】根据题给电离常数分析醋酸和一氯醋酸均为弱电解质且在相同温度、相同浓度时，醋酸的电离度小于一氯醋酸，即甲的电离度小于乙；弱电解质的浓度越大，电离度越小，B与图像相符，正确。

 

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