2019版高考化學一輪精選教師用書蘇教專用：專題81第一單元　弱電解質(zhì)的電離平衡-學案下載-教習網(wǎng)

第一單元　弱電解質(zhì)的電離平衡

1．了解電解質(zhì)的概念，了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念?！?.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導電性?！?.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算。
　弱電解質(zhì)的電離平衡

[知識梳理]
一、強、弱電解質(zhì)
1．概念

2．與化合物類型的關系
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。
3．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電離方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
②多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
(2)酸式鹽
①強酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4電離方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3電離方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
二、弱電解質(zhì)的電離平衡
1．電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，且溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化時，電離過程達到了平衡。
2．電離平衡的特征

3．電離平衡的影響因素
(1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。
(2)外因
①溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。
②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。
③同離子效應：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向左移動，電離程度減小。
④加入能反應的物質(zhì)：電離平衡向右移動，電離程度增大。
[自我檢測]
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子。(　　)
(2)氨氣溶于水，當c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)。(　　)
(3)強電解質(zhì)溶液的導電能力一定比弱電解質(zhì)溶液強。(　　)
(4)由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－。(　　)
解析：(2)NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－，NH3·H2O電離出的c(OH－)與c(NH)永遠相等，不能表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)；(3)溶液導電能力與電解質(zhì)強弱無關；(4)由于0.1 mol·L－1一元堿BOH中OH－的濃度小于0.1 mol·L－1，所以BOH應屬于弱堿，其電離方程式應為BOHB＋＋OH－。
答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)×
2．判斷下列電離方程式的書寫是否正確，如有錯誤請在橫線上改正。
(1)H2CO3的電離：H2CO32H＋＋CO(　　)
________________________________________________________________________
(2)Fe(OH)3的電離：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－(　　)
________________________________________________________________________
(3)水溶液中NaHSO4的電離：NaHSO4===Na＋＋HSO(　　)
________________________________________________________________________
(4)熔融狀態(tài)下NaHSO4的電離：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO(　　)
________________________________________________________________________
答案：(1)×　H2CO3H＋＋HCO、HCOH＋＋CO
(2)√
(3)×　NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
(4)×　NaHSO4===Na＋＋HSO

(1)電解質(zhì)、非電解質(zhì)都屬于化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。常見的電解質(zhì)有部分氧化物、酸、堿、鹽、水等。
(2)電解質(zhì)的強弱是由物質(zhì)的內(nèi)部結構決定的，與外界因素無關，關鍵是看在水溶液中是否完全電離。
①與溶解性無關。例如：BaSO4等雖難溶于水，但溶于水的部分卻能完全電離，是強電解質(zhì)。醋酸能與水互溶但不能完全電離，是弱電解質(zhì)。
②與溶液的導電性無必然聯(lián)系。溶液的導電性與溶液中的離子濃度和離子所帶電荷數(shù)有關，強電解質(zhì)溶液的導電能力不一定強。

　(2015·高考全國卷Ⅰ，13，6分)濃度均為0.10 mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)

A．MOH的堿性強于ROH的堿性
B．ROH的電離程度：b點大于a點
C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等
D．當lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大
[解析]　由圖像分析濃度為0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則MOH為強堿，而ROH的pH9
B．氯化銨溶液呈酸性
C．常溫下0.01 mol/L氨水的pH＝10.6
D．體積相同的0.1 mol/L氨水和0.1 mol/L NaOH溶液中和鹽酸的量相同
解析：選D。A項，若氨水為強堿，必完全電離，則pH＝11的氨水加入水稀釋到原溶液體積的100倍時，pH應等于9；B項，氯化銨溶液呈酸性，說明NH發(fā)生水解反應生成了弱電解質(zhì)NH3·H2O，“有弱才水解”；C項，常溫下0.01 mol/L氨水的pH＝10.6，說明氨水不能完全電離，若完全電離，pH應等于12；D項，無論氨水堿性強弱，等體積、等濃度的氨水和NaOH溶液中和鹽酸時最終電離出的n(OH－)相同，它們的中和能力相同。
2．(2018·莆田一模)醋酸是電解質(zhì)，下列事實能說明醋酸是弱電解質(zhì)的組合是(　　)
①醋酸與水能以任意比互溶
②醋酸溶液能導電
③醋酸溶液中存在醋酸分子
④0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L鹽酸的pH大
⑤醋酸能和碳酸鈣反應放出CO2
⑥0.1 mol/L醋酸鈉溶液的pH＝8.9
⑦大小相同的鋅粒與相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液反應，開始時醋酸產(chǎn)生H2速率慢
A．②⑥⑦　　　　　　　　 B．③④⑤⑥
C．③④⑥⑦ D．①②
解析：選C。醋酸溶液中存在CH3COOH分子，說明醋酸部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)，③正確。0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L鹽酸的pH大，說明醋酸溶液中c(H＋)小于鹽酸，是弱電解質(zhì)，④正確。0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH＝8.9，說明CH3COO－發(fā)生了水解，CH3COOH是弱電解質(zhì)，⑥正確。相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液與Zn反應，醋酸反應慢，說明其中c(H＋)小，是弱電解質(zhì)，⑦正確。

強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的證明實驗
[以證明某酸(HA)為弱酸為例]
實驗方法
結論
(1)測0.01 mol·L－1 HA溶液的pH
pH＝2，HA為強酸；pH>2，HA為弱酸
(2)測NaA溶液的pH
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溶液的導電性
導電性相同，HA為強酸；導電性弱于鹽酸，HA為弱酸
(4)往同濃度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固體
開始反應速率相同，HA為強酸；開始反應速率比鹽酸慢，HA為弱酸
(5)測相同pH的HA與HCl稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化
pH變化倍數(shù)相同，HA為強酸；pH變化倍數(shù)小于鹽酸，HA為弱酸
　影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素
3．稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入適量的物質(zhì)是(　　)
①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體?、芩、菁訜?br /> ⑥MgSO4固體
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
解析：選C。①使平衡逆向移動，c(OH－)減小；②④⑥使平衡正向移動，c(OH－)減??；⑤使平衡正向移動，c(OH－)增大；只有③使平衡逆向移動且c(OH－)增大。
4．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SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，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，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。

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。
(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”而不能消除，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，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，都使電離平衡向電離方向移動，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。
　電離平衡常數(shù)

[知識梳理]
一、電離平衡常數(shù)(又稱電離常數(shù))
1．常見弱堿和弱酸的電離平衡常數(shù)(25 ℃)
弱電解質(zhì)
電離方程式
電離平衡常數(shù)
NH3·H2O
NH3·H2O
NH＋OH－
Kb＝1.8×10－5
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
Ka＝1.8×10－5
HClO
HClOH＋
＋ClO－
Ka＝3.0×10－8
2.CH3COOH的酸性大于HClO的酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判斷的依據(jù)：相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，則電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強。
3．電離平衡常數(shù)的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對強弱。相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，則電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數(shù)的大小差距較大。
4．外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學平衡常數(shù)一樣只與溫度有關，與電解質(zhì)的濃度無關，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。
5．碳酸(二元弱酸)
(1)電離方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
(2)電離平衡常數(shù)表達式：Ka1＝，Ka2＝。
(3)比較大小：Ka1>Ka2。
二、有關電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)
1．已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)。
HX　　　　　H＋?。－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則Ka＝。
由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則Ka＝，代入數(shù)值求解即可。
2．已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)。
HX　　　　　H＋　＋　X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則Ka＝。
由于Ka值很小，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則c(H＋)＝，代入數(shù)值求解即可。
三、電離度
1．弱電解質(zhì)的電離度α＝×100%。
2．一般而言，相同溫度下，弱電解質(zhì)溶液的濃度越大，電離度越小；弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，電離度越大。
[自我檢測]
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)電離常數(shù)受溶液濃度的影響。(　　)
(2)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱。(　　)
(3)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大。(　　)
(4)H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka＝。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×
2．[2016·高考全國卷Ⅱ，26(4)]聯(lián)氨(N2H4)為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應的平衡常數(shù)值為____________(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：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：8.7×10－7　N2H6(HSO4)2

(1)電離平衡常數(shù)除了可以用于比較弱電解質(zhì)的電離能力外，還能判斷電離平衡的移動方向。
(2)在運用電離平衡常數(shù)表達式進行計算時，濃度必須是平衡時的濃度。

　25 ℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：
化學式
CH3COOH
H2CO3
HClO
電離平
衡常數(shù)
1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
3.0×10－8
請回答下列問題：
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為____________________________。
(2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結合H＋的能力由強到弱的順序為______________________________。
(3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應的離子方程式：_______________________。
(4)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是________________________________________。

[解析]　(1)～(2)電離平衡常數(shù)越大，酸性越強；電離平衡常數(shù)越小，其對應酸根離子結合H＋能力越強。
(3)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷：酸性H2CO3＞HClO＞HCO，H2CO3可以和ClO－反應生成HCO和HClO，所以少量CO2與NaClO溶液反應生成HCO和HClO。
(4)根據(jù)圖像分析知，起始時兩種溶液中c(H＋)相同，故c(較弱酸)＞c(較強酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大的多，故在整個稀釋過程中較弱酸的c(H＋)一直大于較強酸的c(H＋)，稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強，電離平衡常數(shù)大。
[答案]　(1)CH3COOH>H2CO3>HClO
(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－
(3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO
(4)大于　稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，酸性強，電離平衡常數(shù)大

(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)知，上述電解質(zhì)均為弱電解質(zhì)，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(shù)據(jù)一定變小的是________(填序號)。
A．c(H＋)　　　　　　　　 B．c(H＋)/c(CH3COOH)
C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋)
E.
若該溶液升高溫度，上述表達式的數(shù)據(jù)增大的是________。
(2)上述例題中H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1、Ka2差別很大的原因(從電離平衡的角度解釋)：____________________________________________________。
答案：(1)A　ABCE
(2)第一步電離產(chǎn)生的H＋對第二步的電離起抑制作用

利用電離平衡常數(shù)解題的思維模型

　電離平衡常數(shù)及其應用
1．(2018·滄州高三月考)液態(tài)化合物AB會發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為ABA＋＋B－，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是(　　)
A．c(A＋)隨溫度的升高而降低
B．35 ℃時，c(A＋)＞c(B－)
C．AB的電離程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)
D．AB的電離是吸熱過程
解析：選D。由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)隨溫度的升高而增大，A錯；由電離方程式可知，任何溫度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B錯；由25 ℃和35 ℃時的電離平衡常數(shù)可知，溫度越高，電離程度越大，C錯；由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的電離是吸熱過程，D正確。
2．運用電離平衡常數(shù)判斷下列可以發(fā)生的反應是(　　)
酸
電離平衡常數(shù)(25 ℃)
碳酸
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
次溴酸
Ka＝2.4×10－9
①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO
A．①③ B．②④
C．①④ D．②③
解析：選C。根據(jù)復分解反應中較強酸制備較弱酸的原理，①中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＞Ka2(碳酸)＝5.6×10－11，能發(fā)生；④中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＜Ka1(碳酸)＝4.3×10－7，能發(fā)生；②和③都不能發(fā)生。
3．(1)25 ℃時，若向a mol·L－1的HA溶液中，滴加等體積的b mol·L－1的NaOH溶液，使溶液呈中性，用含a和b的代數(shù)式表示HA的電離平衡常數(shù)Ka＝________。
(2)在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應完后溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯______性(填“酸”“堿”或“中”)；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝________________________________。
解析：(1)溶液呈中性，c(H＋)＝10－7mol·L－1，溶液等體積混合，根據(jù)電荷守恒可知c(A－)＝0.5b mol·L－1，則c(HA)＝0.5(a－b) mol·L－1，則 Ka＝＝。
(2)所發(fā)生反應的化學方程式為NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，由電荷守恒可知：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因為c(NH)＝c(Cl－)，所以 c(OH－)＝c(H＋)，故溶液顯中性。Kb＝，c(NH)＝c(Cl－)＝0.005 mol·L－1，c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。c(NH3·H2O)＝ mol·L－1－c(NH)＝(－0.005) mol·L－1。所以Kb＝＝。
答案：(1)　(2)中　
　強酸與弱酸的比較與判斷
4．(2015·高考海南卷)下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離度與濃度關系的是(　　)

解析：選B。電離常數(shù)一氯乙酸大于乙酸，故一氯乙酸的酸性比乙酸的酸性強，即同溫、同濃度時，一氯乙酸的電離度大于乙酸；隨著濃度增大，電離度均減小，B項符合題意。
5．相同體積、相同pH的某一元強酸溶液①和某一元中強酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應，下列關于氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是(　　)

解析：選C。由于起始時pH相同，隨反應的進行，因中強酸存在電離平衡，可繼續(xù)電離出H＋，故中強酸產(chǎn)生H2的體積多，且在相同時間內(nèi)，中強酸的反應速率快。

一元強酸與一元弱酸的比較的常用方法

濃度均為0.01 mol·L－1的強酸HA與弱酸HB
pH均為2的強酸HA與弱酸HB
pH或物質(zhì)的量濃度
2＝pHHAHB
HA＝HB
水的電離程度
HA14
D．pH與體積都相同的鹽酸和醋酸分別與足量鋅反應，消耗鋅的質(zhì)量相等
解析：選C。本題從多種角度考查弱電解質(zhì)的電離問題。SO2的水溶液可以導電，是因為SO2與水反應生成的H2SO3發(fā)生電離，只能說H2SO3是電解質(zhì)，A項錯誤；NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝，＝，加水稀釋時，電離平衡正向移動，c(OH－)減小，Kb只隨溫度的變化而改變，溫度不變，Kb也不變，因此增大，B項錯誤；假設等體積的醋酸和氫氧化鈉都是0.1 mol/L，兩者能恰好完全中和，醋酸的pH大于1，氫氧化鈉溶液的pH為13，即a＋b>14，C項正確；pH相同的鹽酸和醋酸中醋酸的物質(zhì)的量濃度大，消耗的鋅多，D項錯誤。
5．在相同溫度時，100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液與10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是(　　)
A．中和時所需NaOH的量
B．電離的程度
C．H＋的物質(zhì)的量濃度
D．CH3COOH的物質(zhì)的量
解析：選B。100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液相當于是把10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液稀釋10倍得到的，根據(jù)弱酸稀釋時的變化可分析得出結論。
6．pH＝2.0的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7.0，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則下列說法正確的是(　　)

A．x為弱酸，VxVy
C．y為弱酸，VxVy
解析：選C。由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy”“　B　(2)Ⅱ?、貯　②D
13．現(xiàn)有pH＝2的醋酸甲和pH＝2的鹽酸乙。
(1)取10 mL甲溶液，加入等體積的水，醋酸的電離平衡________移動(填“向左”“向右”或“不”)，若加入少量的冰醋酸，醋酸的電離平衡________移動(填“向左”“向右”或“不”)，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”)。
(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大小關系為pH(甲)________pH(乙)(填“大于”“小于”或“等于”)。若將甲、乙兩溶液等體積混合，溶液的pH＝________。
(3)各取25 mL的甲、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溶液的體積大小關系為V(甲)________V(乙)(填“大于”“小于”或“等于”)。
(4)取25 mL的甲溶液，加入等體積pH＝12的NaOH溶液，反應后溶液中c(Na＋)、c(CH3COO－)的大小關系為c(Na＋)________c(CH3COO－)(填“大于”“小于”或“等于”)。
解析：(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，相當于增加了反應物濃度，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)。HCl和CH3COOH溶液的pH都是2，溶液中的H＋濃度都是0.01 mol·L－1，設CH3COOH的原濃度為c mol·L－1，混合后平衡沒有移動，溶液中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，則有
　　　　 CH3COOHH＋?。H3COO－
c－0.01 0.01 0.01
(c－0.01)/2 0.01 0.01/2
由于溫度不變醋酸的電離常數(shù)不變，結合數(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)的量較多，經(jīng)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－)。
答案：(1)向右　向右　減小　(2)小于　2　(3)大于
(4)小于
14．(1)一定溫度下，向1 L 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固體，則醋酸的電離平衡向________(填“正”或“逆”)方向移動；溶液中的值________(填“增大”“減小”或“不變”)。
(2)氨氣的水溶液稱為氨水，其中存在的主要溶質(zhì)微粒是NH3·H2O。
已知：a.常溫下，醋酸和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)均為1.74×10－5；
b．CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋CO2↑＋H2O。
則CH3COONH4溶液呈________性(填“酸”“堿”或“中”，下同)，NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3
溶液中物質(zhì)的量濃度最大的離子是____________(填化學式)。
(3)99 ℃時，Kw＝1.0×10－12，該溫度下測得0.1 mol·L－1Na2A溶液的pH＝6。
①H2A在水溶液中的電離方程式為_______________________________________。
②該溫度下，將0.01 mol·L－1H2A溶液稀釋20倍后，溶液的pH＝________。
③體積相等、pH＝1的鹽酸與H2A溶液分別與足量的Zn反應，產(chǎn)生的氫氣________。
A．鹽酸多　　　　　　　　B．H2A多
C．一樣多 D．無法確定
④將0.1 mol·L－1H2A溶液與0.2 mol·L－1氨水等體積混合，完全反應后溶液中各離子濃度從大到小的順序為___________________________________________。
解析：(1)CH3COOH溶液中存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入CH3COONa固體，c(CH3COO－)增大，平衡左移；CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，故的值不變。
(2)弱酸弱堿鹽溶液酸堿性的判斷要根據(jù)對應的弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)的大小，電離平衡常數(shù)越大，其對應離子水解的程度越小。
(3)99 ℃時，Kw＝1.0×10－12，該溫度下測得0.1 mol·L－1Na2A溶液的pH＝6，說明溶液呈中性，即A2－不水解，故H2A為強酸，在水溶液中完全電離。
答案：(1)逆　不變　(2)中　堿　NH
(3)①H2A===2H＋＋A2－?、?　③C
④c(NH)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－)