考點 1　弱電解質(zhì)的電離平衡1．弱電解質(zhì)：包括______、______、極少數(shù)鹽(如醋酸鉛)、兩性氫氧化物、____等。
2．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(dāng)弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，達(dá)到電離平衡狀態(tài)。
(2)電離平衡的特征?①開始時，v(電離)______，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(dāng)v(電離)___v(結(jié)合)時，電離過程達(dá)到平衡狀態(tài)。
3．外因?qū)﹄婋x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(yīng)：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(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時，可使電離平衡向電離方向移動。
1．測定溶液中離子濃度變化的實驗方法有多種，如：(1)有顏色的離子：通過溶液顏色的變化來判斷，可用比色計測量離子濃度。(2)H＋或OH－濃度：可用酸堿指示劑或pH計測量H＋或OH－濃度的變化。(3)溶液的導(dǎo)電性：常用溶液的電導(dǎo)率，定量描述溶液的導(dǎo)電性。電解質(zhì)溶液的電導(dǎo)率與離子濃度和離子所帶電荷數(shù)成正比。
在圖中分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導(dǎo)率和pH隨加水體積變化的曲線。
提示：→　增大　減小　減弱　不變　→　增大　增大　增強　不變　←　增大　增大　增強　不變　→　減小　減小　增強　不變　→　減小　減小　增強　不變　→　增大　增大　增強　增大　←　減小　減小　增強　不變
1．錯點提醒：外界條件對電離平衡影響的四個“不一定”(1)加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。如稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，因為溫度不變，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。
(4)電離平衡右移，電離程度也不一定增大，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。
2．歸納整合：影響電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的主要因素電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力主要取決于離子的濃度、離子在電場中的運動速率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(dǎo)電能力越強。(2)相同離子濃度時，離子所帶的電荷數(shù)越多，溶液的導(dǎo)電能力越強。(3)溫度越高，溶液的導(dǎo)電能力越強。
答案：(1)增大　(2)不　(3)向右　減小　(4)減小　增大
解析：HCl為強電解質(zhì)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，滴加NH3·H2O，NH3·H2O先與HCl反應(yīng)，生成同樣為強電解質(zhì)的NH4Cl，但溶液體積不斷增大，溶液被稀釋，所以電導(dǎo)率下降。當(dāng)HCl被中和完后，繼續(xù)與CH3COOH弱電解質(zhì)反應(yīng)，生成CH3COONH4，它為強電解質(zhì)，所以電導(dǎo)率增大。HCl與CH3COOH均反應(yīng)完后，繼續(xù)滴加弱電解質(zhì)NH3·H2O，電導(dǎo)率變化不大，因為溶液被稀釋，有下降趨勢。答案：D
考點 2　電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)(即電離常數(shù))(1)表達(dá)式
(2)意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)______電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對______。
(3)特點：①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……，所以其酸性主要決定于第____步電離。②影響因素
1．參照教材中的兩級電離常數(shù)表達(dá)式，寫出H3PO4的逐級電離常數(shù)表達(dá)式。______________________________________________________________2．結(jié)合教材中的H2CO3的電離平衡常數(shù)K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11，有人認(rèn)為K1、K2差別很大的主要原因是第一步電離產(chǎn)生的H＋對第二步的電離起抑制作用造成的。你認(rèn)為這種觀點對嗎？試從影響平衡常數(shù)因素的角度闡明你的觀點。______________________________________________________________
1．歸納整合：判斷溶液中某些離子濃度比值變化的方法對弱電解質(zhì)平衡移動過程中某些離子濃度比值的變化常用兩種方法比較：第一種方法是將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比進行比較，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。第二種方法是“湊常數(shù)”，解題時將某些離子的濃度比值關(guān)系，去乘以或除以某種離子的濃度，將會轉(zhuǎn)化為一個常數(shù)與某種離子濃度乘積或相除的關(guān)系。
2．歸納整合：電離平衡常數(shù)的三大應(yīng)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)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。
題組一　應(yīng)用電離常數(shù)判斷酸性強弱或反應(yīng)進行的可能性1．部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：
答案：(1)變小　(2)不變　(3)變大　(4)不變
題組三　利用電離常數(shù)與Qc的關(guān)系，判斷平衡移動方向3．試用平衡移動原理、Qc分別解釋弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時平衡移動的方向(以CH3COOH電離平衡為例)。
細(xì)查電離常數(shù)的5種求法及其相關(guān)計算
[答案]　4.2×10－7
[答案]　10－5.4
[策略技巧]　在微粒濃度或物質(zhì)的量或含量等隨pH或時間等變化的圖像中，若某點(如起點、交叉點等)有確定的坐標(biāo)值，可以用該點數(shù)據(jù)來計算相關(guān)平衡常數(shù)。
4．守恒法[典例4]　25 ℃時，將a ml NH4NO3溶于水，向該溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，則所滴加氨水的濃度為________ml/L(NH3·H2O的電離平衡常數(shù)取Kb＝2×10－5 ml/L)。
[策略技巧]　對于電離平衡或水解平衡常數(shù)，若不方便建立平衡三段式計算，可先根據(jù)溶液中的電荷守恒、物料守恒等關(guān)系找出各微粒的濃度，再代入平衡常數(shù)的定義式中計算。
[答案]　8.7×10－7
[策略技巧]　已知多個相關(guān)反應(yīng)的平衡常數(shù)，可用“蓋斯定律”法將多個方程式相加或相減，得到目標(biāo)方程式，對應(yīng)方程式的K是相乘或相除的關(guān)系，若目標(biāo)方程式系數(shù)是已知方程式的n倍，則目標(biāo)方程式K是已知方程式K的n次方。
二、利用電離常數(shù)計算c(H＋)[典例6]　已知室溫時，0.1 ml·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離。求：(1)溶液的pH＝________；(2)室溫時，Ka(HA)＝________。
[答案]　(1)4　(2)1×10－7
[策略技巧]　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)。
強酸(堿)與弱酸(堿)的實驗確定與性質(zhì)比較一、證明HA為弱酸的實驗方法(25 ℃)
二、一元強酸與一元弱酸的比較1．相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較
2.相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較說明：一元強堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。
3．一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸溶液
(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液
[考能突破練]1．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 ml·L－1醋酸溶液、0.1 ml·L－1鹽酸、pH＝3的鹽酸、pH＝3的醋酸溶液、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 ml·L－1的醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，確定醋酸是弱電解質(zhì)，則a應(yīng)該滿足的關(guān)系是________，理由是_______。答案：(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全電離
(2)乙分別取pH＝3的醋酸溶液和鹽酸各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(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì)，判斷的依據(jù)是________________________________________________。(3)丙分別取pH＝3的鹽酸和醋酸溶液各10 mL，然后加入質(zhì)量相同的鋅粒，醋酸溶液放出H2的速率快，則認(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì)，你認(rèn)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，也論證了醋酸是弱酸的事實，該同學(xué)的實驗操作和現(xiàn)象是__________________。
答案：(2)鹽酸的pH＝5，醋酸的pHa>c　 (2)b>a＝c　 (3)c>a>b (4)c>a＝b　
(5)當(dāng)三者c(H＋)相同且體積相同時，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(yīng)速率的大小關(guān)系為________，反應(yīng)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、體積相同的三種酸，分別與等濃度的NaOH稀溶液反應(yīng)至pH＝7，則消耗NaOH溶液的體積由大到小的順序是________。答案：(5)a＝b＝c　a＝b>c (6)c>a＝b　(7)c>a＝b
3．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(yīng)，下列關(guān)于產(chǎn)生的氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是(　　)
解析：強酸完全電離，中強酸部分電離，隨著反應(yīng)的進行，中強酸會繼續(xù)電離出H＋，所以溶液②產(chǎn)生氫氣的體積多，在相同時間內(nèi)，②的反應(yīng)速率比①快。
4．pH＝2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(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 ml·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為VX、VY，則(　　)A．X為弱酸，VX＜VYB．X為強酸，VX＞VYC．Y為弱酸，VX＜VYD．Y為強酸，VX＞VY
解析：分析圖像可知，X、Y兩酸溶液稀釋10倍時，X pH增大1，則X為強酸，Y的pH增大的范圍小于1，則Y為弱酸，c(Y)＞c(X)，體積相同的pH＝2的X、Y兩酸溶液被NaOH溶液滴定至pH＝7，則Y消耗NaOH溶液的體積大。
1.判斷強弱電解質(zhì)的核心依據(jù)：電解質(zhì)在水溶液中的電離程度，若不完全電離則為弱電解質(zhì)。2.電離平衡的5個特征：逆→等→動→定→變。3.高考必考的影響電離平衡的3個因素(1)升高溫度：電離平衡右移。(2)稀釋：電離平衡右移。(3)同離子效應(yīng)：電離平衡左移。
4.電離常數(shù)(1)影響因素：弱電解質(zhì)的性質(zhì)、溫度。(2)應(yīng)用：判斷弱電解質(zhì)的強弱、鹽類水解程度。(3)計算。①已知c(HX)和c(H＋)，求K。②已知K，求c(H＋)。
2．(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(　　)

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