2021版高考化學（人教版）一輪復習學案：第25講　弱電解質(zhì)的電離-學案下載-教習網(wǎng)

第25講　弱電解質(zhì)的電離

　考點一　弱電解質(zhì)的電離平衡　強弱電解質(zhì)的比較

[知識梳理]
一、強弱電解質(zhì)
1．概念

2．與化合物類型的關(guān)系
強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。

（1）電解質(zhì)、非電解質(zhì)均是化合物，鹽酸、銅雖然能導電，但它們既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。
（2）CO2、SO2、SO3、NH3等溶于水，溶液能導電，是因為它們與水反應生成的新物質(zhì)發(fā)生電離而導電，而它們本身不能發(fā)生電離，故屬于非電解質(zhì)。
（3）BaSO4等雖難溶于水，但其溶于水的部分卻能完全電離，屬于強電解質(zhì)。電解質(zhì)的強弱只與電解質(zhì)在水溶液中的電離程度有關(guān)，與電解質(zhì)的溶解性大小無必然聯(lián)系。
（4）化合物在熔融狀態(tài)下或水溶液中是否導電，是區(qū)別電解質(zhì)與非電解質(zhì)的常用方法，而不是區(qū)別強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的標準。
（5）溶液導電性的強弱，取決于溶液中離子的濃度及離子所帶電荷的多少，因此不能將溶液導電性強弱作為判斷電解質(zhì)強弱的標準。
二、電離方程式的書寫
1．弱電解質(zhì)
(1)多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如H2CO3的電離方程式為H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
(2)多元弱堿的電離方程式一步寫出，如Fe(OH)3的電離方程式為 Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
2．酸式鹽
(1)強酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4在水中的電離方程式為 NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(2)弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3的電離方程式為NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
三、弱電解質(zhì)的電離
1．弱電解質(zhì)電離平衡的概念
在一定條件下，當弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達到平衡狀態(tài)。
2．電離平衡的建立與特征

(1)開始時，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為 0。
(2)平衡的建立過程中，v(電離)>v(結(jié)合)。
(3)當v(電離)＝v(結(jié)合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。
3．外界條件對電離平衡的影響
(1)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，電離程度越大。
(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。
(3)同離子效應：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動。
(4)化學反應：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應的物質(zhì)時，可使電離平衡向電離方向移動。
例如：以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0的影響。
改變條件
平衡移
動方向
n(H＋)
c(H＋)
導電
能力
Ka
加水稀釋
向右
增大
減小
減弱
不變
加入少量
冰醋酸
向右
增大
增大
增強
不變
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增強
不變
加NaOH(s)
向右
減小
減小
增強
不變
加CH3COONa(s)
向左
減小
減小
增強
不變
加入鎂粉
向右
減小
減小
增強
不變
升高溫度
向右
增大
增大
增強
增大
四、強酸(堿)與弱酸(堿)的比較
1．一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較
(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
　
酸　　　
c(H＋)
pH
中和堿的能力
與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量
開始與金屬反應的速率
鹽酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
　
　　酸　　　
c(H＋)
c(酸)
中和堿的
能力
與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量
開始與金屬反應的速率
鹽酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多
2.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的稀釋圖像比較
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

加水稀釋相同的倍數(shù)，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(shù)，鹽酸的pH大
加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多
[自主檢測]
1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。
(1)(2019·高考全國卷Ⅲ，改編)常溫下pH＝2的H3PO4溶液，加水稀釋使電離度增大，溶液pH減??；加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強。(　　)
(2)(2018·高考北京卷)常溫時，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－。(　　)
(3)(2017·高考全國卷Ⅲ，10B)pH＝1的H3PO4溶液中，含有0.1NA個H＋。(　　)
(4)氨溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)。(　　)
(5)室溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在：BOH===B＋＋OH－。(　　)
(6)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大。(　　)
(7)等濃度的醋酸和鹽酸與Zn反應時生成H2的速率：醋酸>鹽酸。(　　)
(8)中和等體積、等pH的鹽酸和醋酸所用NaOH的物質(zhì)的量：醋酸>鹽酸。(　　)
(9)中和等濃度、等體積的鹽酸和醋酸所用NaOH的物質(zhì)的量：鹽酸>醋酸。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)√　(9)×
2．醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，判斷圖像、結(jié)論正確的是(　　)

A．圖甲表示向CH3COOH溶液中逐漸加入CH3COONa固體后，溶液pH的變化
B．圖乙表示向CH3COOH溶液中加水時溶液的導電性變化，則CH3COOH溶液的pH：a>b
C．醋酸溶液中離子濃度的關(guān)系滿足：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)
D．向0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH－)減小
解析：選C。向CH3COOH溶液中逐漸加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，抑制醋酸的電離，溶液的pH增大，A項錯誤；溶液的導電性與溶液中自由移動的離子的濃度和離子所帶的電荷數(shù)有關(guān)，若醋酸溶液的導電性越強，則溶液中氫離子的濃度增大，pH越小，故CH3COOH溶液的pH：a＜b，B項錯誤；根據(jù)電荷守恒，可得醋酸溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，C項正確；加水稀釋醋酸溶液，醋酸的電離程度增大，但c(H＋)減小，而稀釋時溫度不變，Kw不變，根據(jù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)可知，c(OH－)增大，D項錯誤。
3．(經(jīng)典題)在一定溫度下，有a.鹽酸；b.硫酸；c.醋酸三種酸：
(1)當三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是________________(用字母表示，下同)。
(2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是________________。
(3)若三者c(H＋)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是________________。
(4)當三者c(H＋)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是________________________。
(5)當三者c(H＋)相同且體積也相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的H2(相同狀況)，則開始時反應速率的大小關(guān)系為________________________，反應所需時間的長短關(guān)系是____________________________________________________。
(6)將c(H＋)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c(H＋)由大到小的順序是________________。
(7)將c(H＋)相同且體積也相同的三種酸，分別與等濃度的NaOH稀溶液反應至pH＝7，則消耗NaOH溶液的體積由大到小的順序是________________。
解析：解答本題要注意以下三點，①HCl、H2SO4都是強酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全電離；③醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。
答案：(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b
(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b
(7)c>a＝b

外界條件對電離平衡影響的四個“不一定”
(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。
因為溫度不變，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。
[拓展]　溫度一定，酸性溶液加水稀釋時，溶液中c(OH－) 增大；溫度一定，堿性溶液加水稀釋時，溶液中c(H＋) 增大。
(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。
如對于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，只能“減弱改變”而不能“消除改變”，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會使平衡右移，但 c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要??；加水稀釋或增大弱電解質(zhì)的濃度，都會使平衡右移，但加水稀釋時弱電解質(zhì)的電離程度增大，而增大弱電解質(zhì)的濃度時弱電解質(zhì)的電離程度減小。

演練一　弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素及其分析
1．(2020·北京海淀區(qū)模擬)稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡逆向移動，同時使 c(OH－) 增大，應加入適量的物質(zhì)或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固體　?、诹蛩帷　、跱aOH固體
④水 ⑤加熱 ⑥少量MgSO4固體
A．①②③⑤　　　　　　 B．③④⑥
C．③ D．③⑤
解析：選C。若在稀氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡逆向移動，c(OH－)減小，①不符合題意；若在稀氨水中加入硫酸，硫酸中的H＋與OH－反應，使c (OH－)減小，平衡正向移動，②不符合題意；若在稀氨水中加入NaOH固體，c(OH－)增大，平衡逆向移動，③符合題意；若在稀氨水中加入水，稀釋溶液，平衡正向移動，c(OH－)減小，④不符合題意；電離為吸熱過程，加熱使平衡正向移動，c(OH－)增大，⑤不符合題意；若在稀氨水中加入少量 MgSO4固體，發(fā)生反應：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c (OH－)減小，平衡正向移動，⑥不符合題意。
2．H2S水溶液中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)
A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大
B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小
D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小
解析：選C。加水，電離平衡雖向右移動，但因溶液體積變大，c(H＋)減小，A項錯誤；通入少量SO2，因發(fā)生反應：SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，電離平衡向左移動，溶液pH增大，但通入過量SO2，最終溶液為飽和亞硫酸溶液，溶液pH減小，B項錯誤；加入新制氯水，發(fā)生反應：H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，電離平衡向左移動，溶液酸性增強，pH減小，C項正確；加入CuSO4后，發(fā)生反應：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c(H＋)變大，D項錯誤。
演練二　弱電解質(zhì)的電離平衡與溶液導電性的綜合判斷
3．一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示，下列說法正確的是(　　)

A．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH：ca；C項，用濕潤的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?。籇項，a、b、c三點n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
4．(經(jīng)典題)電導率是衡量電解質(zhì)溶液導電能力大小的物理量，根據(jù)溶液電導率的變化可以確定滴定反應的終點。下圖是KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。

下列示意圖中，能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是(　　)

解析：選D。HCl為強電解質(zhì)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，向二者的混合溶液中滴加NH3·H2O時，NH3·H2O先與HCl反應，生成強電解質(zhì)NH4Cl，但溶液體積不斷增大，溶液被稀釋，所以電導率下降。當HCl被中和完后，繼續(xù)與弱電解質(zhì)CH3COOH反應，生成強電解質(zhì)CH3COONH4，所以電導率增大。HCl與CH3COOH均反應完后，繼續(xù)滴加弱電解質(zhì)NH3·H2O，電導率變化不大，因為溶液被稀釋，有下降趨勢。

影響電解質(zhì)溶液導電能力的主要因素
電解質(zhì)溶液的導電能力主要取決于離子的濃度以及離子所帶的電荷數(shù)目。
(1)相同條件下溶液的離子濃度越大，其導電能力越強。
(2)離子濃度相同時，離子所帶的電荷數(shù)越多，溶液的導電能力越強?！?
演練三　強弱電解質(zhì)的判斷與比較
5．(熱點題)為了證明醋酸是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙、丁四人分別選用下列試劑進行實驗：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1鹽酸、pH＝3的鹽酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶體、NaCl晶體、CH3COONH4晶體、蒸餾水、鋅粒、pH試紙、酚酞、NaOH溶液等。
(1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，確定醋酸是弱電解質(zhì)，則a應該滿足的關(guān)系是____________，理由是___________________________________。
(2)乙分別取pH＝3的醋酸和鹽酸各1 mL，分別用蒸餾水稀釋到100 mL，然后用pH試紙分別測定兩溶液的pH，則可認定醋酸是弱電解質(zhì)，判斷的依據(jù)是__________________
________________________________________________________________________。
(3)丙分別取pH＝3的鹽酸和醋酸各10 mL，然后加入質(zhì)量相同的鋅粒，醋酸放出H2的平均速率快，則認定醋酸是弱電解質(zhì)，你認為這一方法正確嗎？________，請說明理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)丁用CH3COONa晶體、NaCl晶體、蒸餾水和酚酞做實驗，也驗證了醋酸是弱酸的事實，該同學的實驗操作和現(xiàn)象是___________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：(1)a>1　醋酸是弱酸，不能完全電離
(2)鹽酸的pH＝5，醋酸的32，則HA為弱酸
常溫下，測NaA溶液的pH
若pH>7，則HA為弱酸
相同條件下，測等體積、等濃度的HA溶液和鹽酸的導電能力
若HA溶液的導電能力比鹽酸的弱，則HA為弱酸
測相同pH的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化
若稀釋前后HA溶液的pH變化較小，則HA為弱酸
測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸分別與足量鋅反應產(chǎn)生H2的快慢及H2的量
若HA溶液與鋅反應過程中產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生H2的量較多，則HA為弱酸
測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和等濃度NaOH溶液所消耗的NaOH溶液的體積
若HA溶液消耗NaOH溶液的體積較大，則HA為弱酸
考點二　電離平衡常數(shù)

[知識梳理]
一、表達式
1．一元弱酸HA的電離平衡常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。
2．一元弱堿BOH的電離平衡常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。
二、特點
1．電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)。由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。
2．多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?……所以其酸性主要取決于第一步電離。
三、意義
相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應的酸或堿的酸性或堿性相對越強。
四、應用
1．判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱
電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。
2．判斷鹽溶液的堿性(或酸性)強弱
電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，其鹽溶液的堿性(或酸性)越弱。
3．判斷復分解反應能否發(fā)生
一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。
4．判斷微粒濃度比值的變化
弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化，但電離常數(shù)不變，題目中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，＝＝，稀釋時，c(H＋)減小，Ka不變，則增大。
[自主檢測]
1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。
(1)在一定溫度下，不同濃度的同一電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)一定相同。(　　)
(2)電離平衡常數(shù)越大，表示電解質(zhì)的電離能力越強。(　　)
(3)H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka＝。(　　)
(4)常溫下，向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶體，醋酸的電離平衡常數(shù)減小。(　　)
(5)對于HFH＋＋F－，Ka＝，表達式中的F－一定是HF電離提供的。(　　)
(6)弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。(　　)
(7)電離平衡常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離平衡常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大。(　　)
(8)對于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH)·c(OH－)減小。(　　)
答案：(1)√　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)√
2．(1)[2019·高考全國卷Ⅰ，26(3)]根據(jù)H3BO3的解離反應：H3BO3＋H2OH＋＋B(OH)，Ka＝5.81×10－10，可判斷H3BO3是________酸。
(2)聯(lián)氨(N2H4)為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離平衡常數(shù)為____________(已知：N2H4＋H＋ N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為______________________。
解析：(2)N2H4的第一步電離的方程式為N2H4＋H2ON2H＋OH－，則電離平衡常數(shù)Kb＝＝＝＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。聯(lián)氨是二元弱堿，其與硫酸形成的酸式鹽為N2H6(HSO4)2。
答案：(1)一元弱　(2)8.7×10－7　N2H6(HSO4)2

演練一　利用電離平衡常數(shù)判斷酸性強弱
1．已知25 ℃時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
弱酸
化學式
HX
HY
H2CO3
電離平
衡常數(shù)
7.8×10－9
3.7×10－15
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
下列推斷正確的是(　　)
A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HX>HY
B．相同條件下溶液的堿性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3
C．結(jié)合H＋的能力：CO>Y－>X－>HCO
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
解析：選A。根據(jù)弱酸的電離平衡常數(shù)可知，酸性：H2CO3>HX>HCO>HY，則結(jié)合H＋的能力：Y－>CO>X－>HCO，故A正確，C、D錯誤；酸越弱，其對應的鹽的水解能力越強，堿性越強，故相同條件下溶液的堿性：NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3，故B錯誤。
2．(2020·長沙質(zhì)檢)已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)(25 ℃)。若已知下列反應可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判斷下列敘述中不正確的是(　　)
A．Ka(HF)＝7.2×10－4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C．根據(jù)兩個反應即可得出一元弱酸的強弱順序為HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)氫氰酸，所以亞硝酸的電離常數(shù)為4.6×10－4，故B錯誤。
演練二　利用電離平衡常數(shù)判斷微粒濃度比值的變化
3．將濃度為0.1 mol·L－1 的HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　)
A．c(H＋)　　　　　　　 B．Ka(HF)
C. D.
解析：選D。＝＝，加水稀釋使 c(F－)減小，溫度不變，Ka(HF)不變，所以始終增大，D正確。
4．(教材改編題)常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_式的數(shù)值變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________。
解析：(1)將此式變?yōu)椋剑铀♂?，c(CH3COO－)變小，Ka不變，此式數(shù)值變?。?br /> (2)此式為Ka，加水稀釋，此式數(shù)值不變；
(3)將此式變?yōu)椋?，加水稀釋，c(H＋)變小，Ka不變，此式數(shù)值變大；
(4)將此式變?yōu)椋?，加水稀釋，此式?shù)值不變。
答案：(1)變小　(2)不變　(3)變大　(4)不變

溶液中某些粒子濃度比值變化的判斷方法
對弱電解質(zhì)平衡移動過程中某些粒子濃度比值的變化常用兩種方法分析：
方法一：將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量進行比較，這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化，只需分析微粒數(shù)目的變化即可；
方法二：“湊常數(shù)”，解題時將某些粒子的濃度比乘以或除以某種離子的濃度，轉(zhuǎn)化為一個常數(shù)與某種離子濃度乘積或商的關(guān)系，再進行分析。
演練三　電離平衡常數(shù)的有關(guān)計算(熱點題)
5．(教材改編題)已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是(　　)
A．該溶液的pH＝4
B．升高溫度，溶液的pH增大
C．此酸的電離常數(shù)約為1×10－7
D．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍
解析：選B。A選項，c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，pH＝4；B選項，因HA在水中存在電離平衡，升高溫度促進平衡向電離的方向移動，c(H＋)將增大，pH會減小；C選項，由電離常數(shù)表達式算出Ka＝≈1×10－7；D選項，c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以由水電離出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。
6．(熱點題組合)(1)已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCO＋H＋的電離平衡常數(shù)Ka＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6)
(2)已知常溫下H2C2O4的電離平衡常數(shù)Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，反應NH3·H2O＋HC2ONH＋C2O＋H2O的平衡常數(shù)K＝9.45×104，則NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝________。
(3)25 ℃時，在2.0×10－3 mol·L－1的氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略調(diào)節(jié)時溶液體積的變化)，測得平衡體系中 c(F－)、c(HF)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。

則25 ℃時，HF的電離平衡常數(shù)Ka(HF)＝_____________________________________
_____________________________________________________________(列式求值)。
解析：(1)Ka＝＝≈4.2×10－7。
(2)題給反應的電離平衡常數(shù)K＝＝＝＝＝9.45×104，解得Kb＝1.75×10－5。
(3)Ka(HF)＝＝＝4.0×10－4。
答案：(1)4.2×10－7　(2)1.75×10－5
(3)＝＝4.0×10－4

1．(2019·高考天津卷)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)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隨加水體積的變化如圖所示。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，溶液中n(Na＋)相同
解析：選C。根據(jù)HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)可知，酸性：HNO2>CH3COOH。相同pH的兩種酸溶液，稀釋相同倍數(shù)時，弱酸的pH變化較小，故曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液，A項錯誤；兩種酸溶液中水的電離受到抑制，b點溶液pH小于c點溶液pH，則b點對應酸電離出的c(H＋)大，對水的電離抑制程度大，故水的電離程度：b點c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同，D項錯誤。
2．(2017·高考全國卷Ⅱ，12，6分)改變 0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物質(zhì)的量分數(shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)＝]。

下列敘述錯誤的是(　　)
A．pH＝1.2時，c(H2A)＝c(HA－)
B．lg [Ka2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7時，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)
D．pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
解析：選D。從題圖中可以看出pH＝1.2時，δ(H2A)＝δ(HA－)，則c(H2A)＝c(HA－)，A項正確；根據(jù)HA－H＋＋A2－，可確定Ka2(H2A)＝，從題圖中可以看出pH＝4.2時，δ(HA－)＝δ(A2－)，則c(HA－)＝c(A2－)，即lg [Ka2(H2A)]＝lg c(H＋)＝－4.2，B項正確；從題圖中可以看出pH＝2.7時，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，則c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C項正確；從題圖中可以看出pH＝4.2時，δ(HA－)＝δ(A2－)，則c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol·L－1，而c(H＋)＝10－4.2 mol·L－1，D項錯誤。

一、選擇題
1．(2020·南昌模擬)下列關(guān)于強弱電解質(zhì)的敘述中，錯誤的是(　　)
A．強電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡
B．溶液導電能力強的電解質(zhì)是強電解質(zhì)，導電能力弱的電解質(zhì)是弱電解質(zhì)
C．同一弱電解質(zhì)的溶液，當溫度或濃度不同時，其導電能力也不同
D．純的強電解質(zhì)在液態(tài)時，有的導電，有的不導電
解析：選B。強電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡，A正確。強弱電解質(zhì)的區(qū)別取決于其在水溶液中能否完全電離，而與溶液導電能力無關(guān)，B錯誤。弱電解質(zhì)溶液的導電能力與離子的濃度和離子所帶的電荷數(shù)有關(guān)，當弱電解質(zhì)的濃度不同時，離子的濃度不同，其導電能力不同；當溫度不同時，弱電解質(zhì)的電離程度不同，其導電能力也不同，C正確。屬于離子化合物的強電解質(zhì)，液態(tài)時能導電，如NaCl；屬于共價化合物的強電解質(zhì)，液態(tài)時不導電，如AlCl3、HCl等，D正確。
2．(2020·西安八校聯(lián)考)下列事實一定能說明HA是弱酸的是(　　)
A．常溫下，NaA溶液的pH大于7
B．HA能與Na2CO3溶液反應，產(chǎn)生CO2氣體
C．1 mol·L－1HA的水溶液能使紫色石蕊溶液變紅
D．用HA溶液做導電性實驗，燈光很暗
解析：選A。常溫下，NaA溶液的pH大于7，說明NaA為強堿弱酸鹽，則HA為弱酸，A項正確；HA能與Na2CO3溶液反應，產(chǎn)生CO2氣體，只能說明HA的酸性比碳酸的強，但不能說明HA是弱酸，B項錯誤；1 mol·L－1HA的水溶液能使紫色石蕊溶液變紅，只能說明HA是酸，但不能說明HA的酸性強弱，C項錯誤；溶液的導電性與離子濃度有關(guān)，如果強電解質(zhì)溶液中的離子濃度很小，燈光也會很暗，D項錯誤。
3．下列說法正確的是(　　)
A．濃度為0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，加水稀釋，則減小
B．濃度為0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，升高溫度，Ka(CH3COOH)不變，但醋酸的電離程度增大
C．濃度為0.1 mol·L－1的HA溶液的pH為4，則HA為弱電解質(zhì)
D．CH3COOH的濃度越大，CH3COOH的電離程度越大
解析：選C。A項，加水稀釋，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，故增大；B項，升溫，Ka增大；D項，弱電解質(zhì)的濃度越大，電離程度越小。
4．電離度是描述弱電解質(zhì)電離程度的物理量，電離度＝×100%?，F(xiàn)取20 mL c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，測得溶液導電能力的變化如圖所示，則加入氨水前CH3COOH的電離度為(　　)

A．0.5%　　　　　　　　 B．1.5%
C．0.1% D．1%
解析：選D。由題圖可知，當加入10 mL氨水時，溶液的導電能力最強，即此時二者恰好完全反應，則有20 mL×c(CH3COOH)＝0.2 mol·L－1×10 mL，則c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，故CH3COOH的電離度為×100%＝1%。
5.(熱點題)25 ℃時，相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．同濃度的NaA與NaB溶液中，c(A－) 小于c(B－)
B．a(chǎn)點溶液的導電性大于b點溶液的導電性
C．a(chǎn)點的c(HA)大于b點的c(HB)
D．HA的酸性強于HB
解析：選D。pH相同的酸，稀釋相同倍數(shù)時，酸性較強的酸的pH變化大，酸性較弱的酸的pH變化小，據(jù)此得出酸性：HA>HB，故D項正確；根據(jù)“越弱越水解”的規(guī)律可知，A－的水解程度小于B－的水解程度，故同濃度的NaA與NaB溶液中，c(A－)大于c(B－)，故A項錯誤；在這兩種酸溶液中，分別有c(H＋)≈c(A－)、c(H＋)≈c(B－)，而a點的c(H＋)小于b點的c(H＋)，則a點的c(A－)小于b點的 c(B－)，即a點的離子濃度小于b點的離子濃度，故a點溶液的導電性小于b點溶液的導電性，故B項錯誤；在稀釋前兩種酸的pH相同，而兩種酸的酸性：HA>HB，故在稀釋前兩種酸溶液的濃度：c(HA)HCO。A項，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，反應的離子方程式是2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋2HCO＋ClO－，錯誤；B項，向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，反應的離子方程式是HCO＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑，錯誤；C項，符合物質(zhì)的酸性強弱比較，正確；D項，向NaClO溶液中通入過量CO2，反應的化學方程式是CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO，錯誤。
7．常溫下，有下列四種溶液：①0.1 mol·L－1CH3COOH溶液；②0.1 mol·L－1NaOH溶液；③pH＝3的CH3COOH溶液；④pH＝11的NaOH溶液。下列有關(guān)說法正確的是(　　)
A．①稀釋到原來的100倍后，pH與③相同
B．①與②混合，若溶液pH＝7，則V(NaOH)>V(CH3COOH)
C．由水電離出的c(H＋)：③>④
D．③與④混合，若溶液顯酸性，則所得溶液中離子濃度可能為c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)
解析：選D。A項，0.1 mol·L－1CH3COOH溶液稀釋100倍后濃度變?yōu)?.001 mol·L－1，但是電離出的H＋濃度小于0.001 mol·L－1，所以pH不等于3，錯誤；B項，①與②混合，若等體積混合，酸堿恰好完全反應，產(chǎn)物為強堿弱酸鹽，pH>7，若溶液pH＝7，則應該是弱酸稍過量，錯誤；C項，pH＝3的CH3COOH溶液和pH＝11的NaOH溶液中，酸和堿電離出的H＋或OH－濃度相等，對水的電離的抑制程度相同，錯誤；D項，③與④混合，若溶液顯酸性，則酸過量，當酸的量遠多于堿的量時，則溶液中的離子濃度可能為c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)，正確。
8．(2020·合肥模擬)常溫下，將pH均為3，體積均為V0的HA溶液和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列說法中正確的是(　　)

A．稀釋相同倍數(shù)時：c(A－)>c(B－)
B．水的電離程度：b＝c>a
C．溶液中離子總物質(zhì)的量：b>c>a
D．溶液中離子總濃度：a>b>c
解析：選B。根據(jù)圖像可知，當lg＝2時，HA溶液的pH＝5，HB溶液的3a>c，C項錯誤；c點pH大于a點，c點溶液中c(A－)c，b、c點溶液的pH相等，b、c點兩溶液中的電荷守恒分別為c(H＋)＝c(B－)＋c(OH－)、c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，溶液中離子總濃度：b＝c，故溶液中離子總濃度：a>b＝c，D項錯誤。
9．(熱點題)25 ℃時，H2R及其鈉鹽的溶液中，H2R、HR－、R2－三者所占的物質(zhì)的量分數(shù)(w)隨溶液pH變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)

A．H2R是二元弱酸，Ka1＝1×10－2
B．當溶液恰好呈中性時，c(Na＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)
C．NaHR在溶液中的水解程度大于電離程度
D．含Na2R與NaHR各0.1 mol的混合溶液的pH＝7.2
解析：選C。由圖像可知，pH＝2時，Ka1＝＝c(H＋)＝1×10－2，故A項正確；溶液中的電荷守恒為c(H＋)＋c(Na＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)＋c(OH－)，溶液呈中性時c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)，故B項正確；由圖像可知，NaHR溶液顯酸性，則HR－的電離程度大于其水解程度，故C項錯誤；由圖像可知，Na2R與NaHR的物質(zhì)的量相同時，其pH＝7.2，故D項正確。
10．室溫時，向20 mL 0.100 0 mol·L－1H2C2O4溶液中滴加0.100 0 mol·L－1NaOH溶液，混合溶液的pH隨滴加NaOH溶液體積的變化關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)敘述錯誤的是(　　)

A．忽略H2C2O4的第二步電離，由題給信息，可以計算出常溫下H2C2O4的電離常數(shù)
B．A、B、C三點所對應的溶液中，水的電離程度最小的是A點
C．A、B、C三點所對應的溶液中，均有c(Na＋)?、冢健、?br / 13．(新題預測)Ⅰ.現(xiàn)有pH＝2的醋酸(編號為甲)和pH＝2的鹽酸(編號為乙)：br / (1)取10 mL甲溶液，加入等體積的水，醋酸的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移動；若加入少量的冰醋酸，醋酸的電離平衡________移動；若加入少量無水醋酸鈉固體，待固體溶解后，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH) 的值將________(填“增大”“減小”或“無法確定”)。br / (2)相同條件下，取等體積的甲、乙兩溶液，各稀釋100倍。稀釋后的溶液，其pH大小關(guān)系為pH(甲)________(填“大于”“小于”或“等于”)pH(乙)。若將甲、乙兩溶液等體積混合，溶液的pH＝________。br / (3)各取25 mL甲、乙兩溶液，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和至pH＝7，則消耗的NaOH溶液的體積大小關(guān)系為V(甲)________(填“大于”“小于”或“等于”)V(乙)。br / (4)取25 mL甲溶液，加入等體積pH＝12的NaOH溶液，反應后溶液中c(Na＋)、c(CH3COO－)的大小關(guān)系為c(Na＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c(CH3COO－)。br / Ⅱ.已知25 ℃時有關(guān)弱酸的電離常數(shù)如下：br / 弱酸化學式br / HSCNbr / CH3COOHbr / HCNbr / H2CO3br / 電離br / 常數(shù)br / 1.3×10－1br / 1.8×10－5br / 4.9×10－10br / Ka1＝4．3×10－7br / Ka2＝5．6×10－11br / (5)25 ℃時，將20 mL 0.1 mol·L－1CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1HSCN溶液分別與20 mL 0.1 mol·L－1NaHCO3溶液混合，實驗測得產(chǎn)生的氣體體積(V)隨時間(t)的變化如圖所示。反應初始階段兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是________________br / ________________________________________________________________________。br / (6)若保持溫度不變，在醋酸溶液中通入一定量氨，下列量會變小的是________(填字母)。br / a．c(CH3COO－) b．c(H＋)br / c．Kw d．醋酸的電離常數(shù)br / (7)25 ℃時，等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的順序為______________________________________________________________br / ________________________________________________________________________(填化學式)。br / 解析：Ⅰ.(1)根據(jù)勒夏特列原理可知，加水稀釋后電離平衡正向移動；若加入冰醋酸，相當于增大了反應物濃度，因此電離平衡也正向移動；加入醋酸鈉固體后，溶液中醋酸根離子濃度增大，抑制了醋酸的電離，故c(H＋)/c(CH3COOH)的值減小。(2)由于在稀釋過程中醋酸繼續(xù)電離，故稀釋相同的倍數(shù)后pH(甲)小于pH(乙)。鹽酸和醋酸溶液的pH都是2，溶液中的H＋濃度都是0.01 mol·L－1，設醋酸的原濃度為c mol·L－1，混合后平衡沒有移動，則有br / CH3COOHH＋＋CH3COO－br / 　 c－0.01 0.01　 0.01br / 　 (c－0.01)/2 0.01　 0.01/2br / 由于溫度不變醋酸的電離常數(shù)不變，結(jié)合數(shù)據(jù)可知，醋酸的電離平衡確實未發(fā)生移動，因此混合后溶液的pH仍等于2。(3)取體積相等的兩溶液，醋酸的物質(zhì)的量較大，用NaOH稀溶液中和至相同pH時，消耗NaOH溶液的體積V(甲)大于V(乙)。(4)兩者反應后醋酸過量，溶液顯酸性，根據(jù)電荷守恒可得，c(Na＋)小于 c(CH3COO－)。br / Ⅱ.(5)由Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5和Ka(HSCN)＝1.3×10－1可知，CH3COOH的酸性弱于HSCN，即在相同濃度的情況下，HSCN溶液中H＋的濃度大于CH3COOH溶液中H＋的濃度，濃度越大反應速率越快。(6)通入氨，生成CH3COONH4，則c(CH3COO－)增大，故a錯誤；通入氨，c(H＋)減小，故b正確；由于溫度不變，則Kw不變，故c錯誤；由于溫度不變，醋酸的電離常數(shù)不變，故d錯誤。(7)酸性越弱，其對應鹽的水解程度越大，pH越大，根據(jù)電離常數(shù)知酸性：CH3COOH>HCN>HCO，則水解程度：CO>CN－>CH3COO－，pH由大到小的順序為Na2CO3>NaCN>CH3COONa。
答案：Ⅰ.(1)向右　向右　減小　(2)小于　2　(3)大于　(4)小于
Ⅱ.(5)HSCN的酸性比CH3COOH強，其溶液中c(H＋)較大，故其溶液與NaHCO3溶液的反應速率快
(6)b　(7)Na2CO3>NaCN>CH3COONa