弱電解質(zhì)的電離平衡

考點(diǎn)I弱電解質(zhì)的電離平衡

［教材基礎(chǔ)一自熱身］

1.弱電解質(zhì)

(1)概念

全電電通強(qiáng)電解質(zhì)，包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多

電在水溶液里I*等

解

質(zhì)I部分電離

口?弱電解質(zhì)，包括弱酸、弱堿、水等

(2)電離方程式的書寫

①?gòu)?qiáng)電解質(zhì)用“=”號(hào)，弱電解質(zhì)用“”號(hào)。

②多元弱酸,分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步的電離程度，如H2CO：

H2CO3H*+HCO-、HCOrH++Cor?

③多元弱堿，分步電離，一步書寫，如Fe(0H)3：

3+

Fe(OH)3Fe+30H-o

④酸式鹽

在水溶液中，強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，弱酸的酸式鹽中酸式酸根離子不完全電離。如

NallSOcNaHSOi^=Na'+H'+SOJ

NaHCOs：NaHCOs—Na+HCO3

在熔融狀態(tài)時(shí)NaHSO,=Na++HSO，

2.弱電解質(zhì)的電離平衡

(1)電離平衡的建立

弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下，弱電解質(zhì)的分子電離成離子

7(電離)：

的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等,溶液中的分子和離子的濃M電離心

結(jié)合)

度都保持不變時(shí)的狀態(tài)。

”04

平衡建立過(guò)程的片力圖像如圖所示。

(2)電離平衡的特征

篌)一可逆過(guò)程

(§)-1

申」—“電離)=v(結(jié)合)一#0,動(dòng)態(tài)平衡

串一條件一定，平衡體系中分子與離子的濃度一定

&)一條件改變，平衡可能發(fā)生移動(dòng)

3.影響電離平衡的因素

(1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

(2)外因：濃度、溫度、加入試劑等。

①溫度：溫度升高，電離平衡向右移動(dòng),電離程度增大。

②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動(dòng),電離程度增大。

③同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向左移動(dòng),電離程

度減小。

④加入與離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動(dòng),電離程度增大。

4.電離度

(1)概念：一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)

分子數(shù)占原來(lái)弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)。

已電離的弱電解質(zhì)的濃度、*仆

(2)表達(dá)式:°一弱電解質(zhì)的初始濃度加

(3)意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的

電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。

［知能深化一掃盲點(diǎn)］

以+為例，判斷外界條件對(duì)電離平衡的影響

CH3coOHH+CH3C00AZ/>0

導(dǎo)也電離

改變條件平衡移動(dòng)方向"(H+)c(H+)4

能力程度

加水稀釋—?增大減小減弱不變?cè)龃?/p>

加入少量冰

二增大增大增強(qiáng)不變減小

醋酸

通入HC1(g)一增大增大增強(qiáng)不變減小

加入NaOH(s)—?減小減小增強(qiáng)不變?cè)龃?/p>

加入鎂粉二減小減小增強(qiáng)不變?cè)龃?/p>

升高溫度—?增大增大增強(qiáng)增大增大

［對(duì)點(diǎn)練］

已知-1的醋酸溶液中存在電離平衡：+要使溶液中

0.1mol-LCHsCOOHCH3C00+H,

cH+

的值增大，可以采取的措施是()

cCFhCOOIl

①加少量燒堿溶液②升高溫度③加少量冰醋酸④加水

A.①②B.①③C.②④D.③④

c

解析：選c四種措施都會(huì)使醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，但①③項(xiàng)會(huì)使CH的

值減小。

［題點(diǎn)全練一過(guò)高考］

題點(diǎn)一弱電解質(zhì)電離平衡的特點(diǎn)

1.在醋酸溶液中，CHEOOH的電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是()

A.溶液顯電中性

B.溶液中無(wú)CLCOOH分子

C.氫離子濃度恒定不變

+_

D.C(H)=C(CH3COO)

++

解析：選C醋酸溶液中存在的電離平衡有：CFhCOOllCH3COO^+H,H2OH+0IF,

陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)與陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)永遠(yuǎn)相等，與是否達(dá)到電離平衡無(wú)關(guān)，A錯(cuò)誤;

CLC00H是弱電解質(zhì)，溶液中一定存在CHE00H分子，B錯(cuò)誤；依據(jù)電離方程式，不管是否達(dá)

到平衡，都有c(H+)>c(CH￡0(T),D錯(cuò)誤；氫離子濃度恒定不變時(shí)，電離達(dá)到平衡，C正確。

2.下列有關(guān)電離平衡的敘述正確的是()

A.電離平衡是相對(duì)的、暫時(shí)的，外界條件改變時(shí)，平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)

B.電離平衡時(shí)，由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化，所以說(shuō)電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡

C.電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時(shí)，分子的濃度和離子的濃度相等

D.電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后，各種離子的濃度相等

解析：選A電離平衡是化學(xué)平衡的一種，達(dá)到平衡時(shí)，反應(yīng)仍在進(jìn)行，分子電離成離子

的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，各分子和離子的濃度不再變化，與分子和離子濃度是

否相等沒有關(guān)系，所以只有A正確。

題點(diǎn)二影響電離平衡的外界因素

3.稀氨水中存在著下列平衡：NH3-H20NH；+0H~,若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，

同時(shí)使c(OH-)增大，可采取的措施是()

①加入少量NH.C1固體②加入少量硫酸③加入少量NaOH固體④加水稀釋⑤加熱

⑥加入少量MgSO,固體

A.①?③⑤B.③⑥

C.③D.③⑤

解析：選C若在氨水中加入NH,C1固體，c(NH：)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，c(01)

減小，①錯(cuò)誤；硫酸中的［廣與0【「反應(yīng)，使c(0『)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，②錯(cuò)誤；

當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后，c(OJT)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，符合題意，③正確；若

在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，但c(0k)減小，④錯(cuò)誤；電離屬吸熱

過(guò)程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，c(OH)增大，⑤錯(cuò)誤；加入MgSO,固體發(fā)生反應(yīng)M/++2OH

-=Mg(0H)U,溶液中c(OH-)減小，⑥錯(cuò)誤。

4.電導(dǎo)率是衡量電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力大小的物理量，根據(jù)溶液電導(dǎo)率變［電導(dǎo)率

CH3coOH

化可以確定滴定反應(yīng)的終點(diǎn)。右圖是KOH溶液分別滴定HC1溶液和CHBCOOHX卜、、.H/Q

KOH體積

溶液的滴定曲線示意圖。下列示意圖中，能正確表示用NH3-Ibo溶液滴定HC1和CUBCOOH混合

溶液的滴定曲線的是()

解析：選DHC1為強(qiáng)電解質(zhì)，CH￡OOH為弱電解質(zhì)，滴加NH：；?HO先與HC1反應(yīng)，生成

同樣為強(qiáng)電解質(zhì)的NH￡1,但溶液體積不斷增大，溶液稀釋，所以電導(dǎo)率下降。當(dāng)HC1被中和

完后，繼續(xù)與CH￡OOH弱電解質(zhì)反應(yīng)，生成CHKOONH”為強(qiáng)電解質(zhì)，所以電導(dǎo)率增大。HC1與

CLCOOH均反應(yīng)完后，繼續(xù)滴加弱電解質(zhì)N&?1似)，電導(dǎo)率變化不大，因?yàn)槿芤罕幌♂?，有?/p>

降趨勢(shì)。

5.下列關(guān)于常溫下pH=2的醋酸溶液的敘述正確的是()

-1

A.c(CH;iCOOH)=0.01mol?L

B.c(H+)=c(CH￡0(T)

C.加水稀釋100倍后，pH—4

D.加入醋酸鈉固體，可抑制醋酸的電離

+

解析：選I)醋酸為弱酸。A項(xiàng)，C(CH3C00H)>0.01mol?L錯(cuò)誤；Bc(H)>c(CH3C00

一)，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，pH<4,錯(cuò)誤。

■考點(diǎn)2電離平衡常數(shù)

［教材基礎(chǔ)一自熱身］

1.表達(dá)式

(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH++A,可表示為H<；尸一。

QR*?QQII

(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB++0K,可表示為K^=-------

cBOH

2.特點(diǎn)

電離常數(shù)只與溫度有關(guān),與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無(wú)關(guān)，由于電離過(guò)程是吸熱的，故溫

度升高，4增大。多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是4>>及……，所以其酸

性主要決定于第一步電離。

3.意義

相同條件下，《值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)越強(qiáng)。

4.影響因素

、「內(nèi)因(決定因素)一弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)

(影響因素)■

-------L外因一溫度(隨溫度升高而增大)

［知能深化一掃盲點(diǎn)］

提能點(diǎn)一電離平衡常數(shù)的計(jì)算

以弱酸HX為例：

(1)已知c(HX)和c(T),求電離平衡常數(shù)。

HXH++X-

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)—c(H1)c(H+)c*)

(2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù),求c(H+)?

HX11++X-

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)cd*C(X-)

1

n1?cH.eX__________」H'_______

JJ：4二HX-c—=cHX-cFT

c(『)[c_iix~-c_~]

［對(duì)點(diǎn)練］

1.在25℃下，將amol?的氨水與0.01mol?17,的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)

溶液中c(NH，)=c(C「)，則溶液顯(填“酸”“堿”或“中")性；用含a的代數(shù)式

表示NH：)?H20的電離常數(shù)&=。

解析:由溶液的電荷守恒可得：C(H+)+C(NH：)=C(C1)+c(0H),已知c(NH：)=c(C「)，

則有c(H+)=c(0H)所以溶液顯中性；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，則此時(shí)NH-HQ的電離常數(shù)

cNH：?cOk0.005X107109

《=~cNH?H0-

321-0.005a—0.01°

10~9

答案：中

a-0.01

2.(2016?全國(guó)卷H節(jié)選)聯(lián)氫(又稱聯(lián)月并，N2HO無(wú)色液體)是一種應(yīng)用廣泛的化工原料,

可用作火箭燃料?，聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨相似，聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的

+

平衡常數(shù)值為(已知：N2H.<+HN2H(的4=8.7X107；4=1.0X10-")。聯(lián)氨與

硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為。

解析：將上0H++OH-4=1.0X10-"、洶,+14+N2Hl4=8.7X10,相加，可得:

N2H+H2ONsH^+OH-E=K?{=1.OX1(F"X8.7X107=8.7X10,類比NL與H2soi形

成酸式鹽的化學(xué)式NHJISOi可知，N,乩與H2soi形成的酸式鹽的化學(xué)式應(yīng)為N2H6(I1S0I)2?

答案：8.7X10TN2H6(HSO02

提能點(diǎn)二電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

根據(jù)酸堿的電離常數(shù)大小可進(jìn)行以下判斷：

(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。

(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或

酸性)越弱。

(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)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(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的

變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。

cCHBCOO-cCMBCOO"IF

如:0.1mol?f'CHsCOOH溶液中加水稀釋,

cCH^COOHCHaCOOHF7

L，加水稀釋時(shí)，c(H+)減小，4值不變，則C：詈:黑增大?

Cvri3V/Uvri

［對(duì)點(diǎn)練］

3.25℃時(shí)，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：

化學(xué)式CHCOOHH2c。3HC10

%=4.3X10-7

電離平衡常數(shù)1.7X10-53.0X107

及=5.6X1。-“

請(qǐng)回答下列問(wèn)題：

(1)CHaCOOH,H￡0*HC1O的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?/p>

⑵同濃度的CH￡OO、HC07.COt>C1(T結(jié)合H+的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?/p>

⑶將少量COz氣體通入NaClO溶液中，寫出反應(yīng)的離子方程式：

(4)常溫下0.1mol?的CH￡OOI【溶液在加水稀釋過(guò)程中，填寫下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)變

化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。

+

CHACOOHCH3C00~?cH

①cM-------;?cCHaCOOH--------；

cCHBCOO-CC&COtr_______

CIhCOOH-------;⑷cCH￡OOH~?c0I「-------°

(5)體積為10mLpH=2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1

000mL,稀釋過(guò)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

答案：(l)CH3C00H>H2C03>HC10

(2)cor>cio_>HC07>CHBCOO-

(3)C10一+CO?+H2O=HC10+HCO；

(4)①變?、诓蛔儮圩兇螈懿蛔?/p>

(5)大于稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CHEOOH的pH變化大，酸性強(qiáng)，電離平衡常數(shù)

大

［題點(diǎn)全練一過(guò)高考］

題點(diǎn)一電離常數(shù)的計(jì)算

1.(2016?浙江高考)苯甲酸鈉(COONa,縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲

酸(HA)的抑菌能力顯著高于A,已知25℃時(shí)，HA的4=6.25X10?H￡()3的牝=4.17X10

,屣=4.90X10-"。在生產(chǎn)碳酸飲料的過(guò)程中，除了添加NaA外，還需加壓充入CO2氣體。

下列說(shuō)法正確的是(溫度為25℃,不考慮飲料中其他成分)()

A.相比于未充CO?的飲料，碳酸飲料的抑菌能力較低

B.提高C0?充氣壓力，飲料中c(A)不變

「HA

C.當(dāng)pH為5.0時(shí)，飲料中一--=0.16

cA

D.碳酸飲料中各種粒子的濃度關(guān)系為c(H+)=c(HC0；)+c(C(T)+c(0ir)—c(HA)

解析：選C充入CO2的碳酸飲料中H+濃度大，易形成抑菌能力強(qiáng)的HA,故碳酸飲料抑菌

能力強(qiáng)，A項(xiàng)錯(cuò)誤；提高CO?的充氣壓力，能夠增大C02的溶解度，溶液中H，濃度增大，與A-

結(jié)合生成難電離的HA,飲料中c(AD減小，B項(xiàng)錯(cuò)誤；根據(jù)電離平衡常數(shù)的關(guān)系式可得

—薩」一=6.25X10-5,整理得J詈一，1=o.16,C項(xiàng)正確；根據(jù)電荷守

cHAcA6.25X10

+++

恒得C(H)+c(Na)=C(A-)+2C(COD+C(OH-)+C(HCO7),根據(jù)物料守恒得c(Na)=c(A-)

+c(HA),將c(Na+)=c(A.)+c(HA)代入電荷守恒關(guān)系式可得c(lf)+c(HA)=2c(C0D+c(0H

■)+c(HC0D,D項(xiàng)錯(cuò)誤。

2.電離常數(shù)是用實(shí)驗(yàn)的方法測(cè)定出來(lái)的?，F(xiàn)己經(jīng)測(cè)得25℃時(shí)cmol的醋酸溶液

中c(H+)=amol?試用dc表示該溫度下醋酸的電離常數(shù)仁。

u■，士十但皿四?cH,cCH：￡OCra

解析：電離平衡吊數(shù)K=rnriLI。

2

答案:

c-a

3.常溫下,將amol?L-'CH3C00Na溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的bmol?

的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和6的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)

=

Ka?

解析：由電荷守恒和物料守恒可得

cNa1+cH+=cCK+cOIT+cCH3coeT

+-

cNa=cCH3COOH+CCH3COO,

所以e(CH3C00H)=c(Cr)

10一’a—b

答案:

b

題點(diǎn)二電離平衡常數(shù)的影響因素及應(yīng)用

4.相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是()

酸HXHYHZ

電離常數(shù)彳9X10-79X10-6IX102

A.三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HX>HY>HZ

B.反應(yīng)HZ+Y.=HY+Z-能夠發(fā)生

C.相同溫度下，0.1m。l?LT的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大

D.相同溫度下，1molHX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol-L_1HX

解析：選B根據(jù)表中電離常數(shù)大小關(guān)系可得酸的強(qiáng)弱關(guān)系為HZ>HY>HX,可知A、C不

正確，B正確；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，D不正確。

5.將濃度為0.1molHF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是()

QPcH十

A.c(H+)B.4(HF)C.―D.-

c11cHF

解析：選DA項(xiàng)，在0.1mol?I/1HF溶液中存在如下電離平衡：HFH++F-,加水

稀釋，平衡向右移動(dòng)，但c(H+)減小；B項(xiàng)，電離常數(shù)與濃度無(wú)關(guān)，其數(shù)值在稀釋過(guò)程中不

變；C項(xiàng)，加水后，平衡右移，但c(丁)、c(H*)都減小，由于溶液中存在電荷守恒，則c(1)

(2P(2II—QOH(2OH

+c(0H—)=c(H+),則一==--------不--------=L「，由于c(H+)減小，c(OH-)

cHcIIcH

KHF

增大，故-C小減小;D項(xiàng)，變形后得—―,稀釋過(guò)程中。(Fl逐漸減小，故其比值始終

cHcv

保持增大。

考點(diǎn)3強(qiáng)酸與弱酸的比較

［知能深化一掃盲點(diǎn)］

i.相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較

以鹽酸、醋酸為例：

⑴加入足量的Zn,「(Hz)與時(shí)間的變化曲線，見圖1

開始階段單位時(shí)間內(nèi)，鹽酸產(chǎn)生的底多,反應(yīng)停止時(shí)，產(chǎn)生的段的量一樣多。

(2)加水稀釋，pH變化的曲線，見圖2

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pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較

以鹽酸、醋酸為例：

⑴加入足量的Zn,網(wǎng)上)與時(shí)間的變化曲線，見圖3

反應(yīng)過(guò)程中單位時(shí)間內(nèi)，醋酸產(chǎn)生的Hz多,反應(yīng)停止時(shí)，醋酸產(chǎn)生的Hz多。

(2)加水稀釋，pH變化的曲線，見圖4

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。

［題后歸納］

一元強(qiáng)酸(HA)與一元弱酸(HB)的比較

濃度均為0.01

pH均為2

mol?L1

pH或物質(zhì)的量濃度2=pHiiA^pHi?0.01mol?L-1=c(IIA)<c(HB)

開始與金屬反應(yīng)的速率HA>HBHA=HB

體積相同時(shí)與過(guò)量的堿反應(yīng)消耗

HA=HBHA<HB

堿的量

體積相同時(shí)與過(guò)量活潑金屬反應(yīng)

HA=HBHA<HB

產(chǎn)生H?的量

c(A。與c(B)大小c(A)>e(B-)c(A)=c(lT)

分別加入固體NaA、IIA：不變HA：不變

NaB后pH變化HB：變大HB：變大

加水稀釋10倍后3=pHlIA^pHlIB3=pHiiA/,PHHB>2

溶液的導(dǎo)電性HA>HBHA=HB

水的電離程度HA<HBHA=HB

［題點(diǎn)全練一過(guò)高考］

題點(diǎn)一強(qiáng)酸與弱酸的比較

1.現(xiàn)有室溫下四種溶液，有關(guān)敘述不正確的是()

編號(hào)①②③④

pH111133

溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸鹽酸

A.在③、④溶液中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大

B.將②、③兩溶液等體積混合，所得溶液中C(H+)>C(OIF)

C.分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：①>②>④>③

D.匕L④與皈L①溶液混合后，若混合后溶液顯中性，則/〈七

解析：選D醋酸中加入醋酸鈉晶體后，CLCOO濃度增大，使醋酸的電離平衡向左移動(dòng),

則c(H+)減小，pH增大，鹽酸中加入醋酸鈉，H+與CH￡00-結(jié)合生成弱電解質(zhì)CHsCOOH,使c(H

+)減小，pH增大，A項(xiàng)正確；將②、③兩溶液等體積混合后，醋酸過(guò)量，溶液顯酸性，B項(xiàng)正

確；分別加水稀釋10倍，假設(shè)NHLHQ的電離平衡不移動(dòng)，那么①、②溶液的pH均為10,

但稀釋氨水使平衡NH：；?IMNH：+0『右移，則①pH>10,同理，醋酸稀釋后pH<4,C項(xiàng)

正確；/L④與皈L①溶液混合后，若r=Vz,則氨水過(guò)量，溶液顯堿性，所以溶液顯中性時(shí),

氨水的體積應(yīng)比鹽酸的體積小，即匕〉氏D項(xiàng)錯(cuò)誤。

2.在一定溫度下，有a.鹽酸、b.硫酸、c.醋酸三種酸：

(D當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，c(H+)由大到小的順序是(用字

母表示，下同)。

(2)等體積、等物質(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(shí)，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是。

(4)當(dāng)三者c(H+)相同且體積也相同時(shí);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(dāng)三者c(H+)相同且體積相同時(shí)，同時(shí)加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生

相同體積的比(相同狀況)，則開始時(shí)反應(yīng)速率的大小關(guān)系為,反應(yīng)所需時(shí)間

的長(zhǎng)短關(guān)系是。

⑹將c(H+)相同的三種酸均加水稀釋至原來(lái)的100倍后，c(H')由大到小的順序是

++-

解析：HC1=H+Cr；H2so.I=2H++S0T；CH3COOHH+CH3C00?(1)當(dāng)三種酸物質(zhì)

的量濃度相同時(shí)，三種酸中c(H+)由大到小的順序?yàn)閎>a>c?(2)同體積、同物質(zhì)的量濃度

的三種酸，因隨著NaOH溶液的加入，CHsCOOH電離平衡右移，提供的H,和鹽酸相同，中和NaOH

的能力鹽酸和醋酸相同,而能SO,提供的H+是它們的2倍,故b>a=c。(3)c(H+)相同時(shí)，醋

酸溶液濃度最大，因醋酸為弱酸，電離程度小，HfO,濃度為鹽酸的一半，故c>a>b(或c>a

=2b)。(4)當(dāng)三者c(H')相同且體積也相同時(shí)，因HC1、FLSO,為強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，

所以「總的物質(zhì)的量相同，故產(chǎn)生的體積相同。CHE00H為弱電解質(zhì)，最終能提供的H+最

多，生成的上最多,故c>a=b。(5)因開始時(shí)c(H,)相同，故a=b=c；因CH3COOH為弱酸,

繼續(xù)電離出上廣，減弱了c(H+)的減小程度，故a=b>c。(6)因CH3co0H為弱酸，加水稀釋時(shí)

電離平衡右移，減弱了c(H+)的減小程度，故c>a=b。

答案：(l)b>a>c(2)b>a=c(3)c>a>b(或c>a=2b)

(4)c>a=b(5)a=b=ca=b>c⑹c>a=b

題點(diǎn)二強(qiáng)弱電解質(zhì)的相關(guān)圖像

3.相同體積、相同pH的某一元強(qiáng)酸溶液①和某一元中強(qiáng)酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)

生反應(yīng)，下列關(guān)于氫氣體積(。隨時(shí)間(力變化的示意圖正確的是()

解析：選C強(qiáng)酸完全電離，中強(qiáng)酸部分電離，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，中強(qiáng)酸會(huì)繼續(xù)電離出H

十,所以溶液②產(chǎn)生氫氣的體積多，在相同時(shí)間內(nèi)，②的反應(yīng)速率比①快。

4.一元弱酸HA溶液中存在下列電離平衡：HAH++A-?將1.0molHA分子加入水中

配成1.0L溶液,如圖表示溶液中HA、H+、A的物質(zhì)的量濃度隨時(shí)間變化的曲線正確的是()

c/(mol-L*)

解析：選C剛加入時(shí)HA濃度最大，后逐漸減小，故D錯(cuò)誤；達(dá)到電離平衡時(shí)，HA與A

一的物質(zhì)的量濃度之和等于1.0mol-L-1,故A、B錯(cuò)誤。

題點(diǎn)三弱電解質(zhì)的判斷

5.pH=12的X、Y兩種堿溶液各10mL,分別稀釋至1000mL,其

12

pH與溶液體積(。的關(guān)系如圖所示，下列說(shuō)法正確的是()

A.若10VaV12,則X、Y都是弱堿

B.X、Y兩種堿的物質(zhì)的量濃度一定相等1010000mL

C.完全中和pH相同的X、Y兩溶液時(shí)，消耗同濃度鹽酸的體積：KX)>KY)

D.稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強(qiáng)

解析：選A若X為強(qiáng)堿，則10mLpH=12的X溶液稀釋至1000mL,pH應(yīng)該為10,

故若10<a<12,則X、Y均為弱堿，A項(xiàng)正確；兩種堿稀釋相同倍數(shù)，pH變化不同，說(shuō)明兩

種堿的強(qiáng)弱不同，則pH相同時(shí)，二者的物質(zhì)的量濃度一定不同，B項(xiàng)錯(cuò)誤；當(dāng)pH相同時(shí)，c(X)

<c(Y),所以完全中和這兩種堿時(shí)，消耗相同濃度的鹽酸的體積：MX)</(Y),C項(xiàng)錯(cuò)誤；由

圖像數(shù)據(jù)可知，稀釋后Y溶液的pH比X溶液的pH大，故Y溶液的堿性強(qiáng)，D項(xiàng)錯(cuò)誤。

6.下列事實(shí)不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()

①滴入酚酷，NaNOz溶液顯紅色②用HNOz溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗③等pH、等體積

的鹽酸和HNO,溶液中和堿時(shí),HNO?中和堿的能力強(qiáng)④0.1mol?「HNOz溶液的pH=2⑤HNO?

與CaC。,反應(yīng)放出C02氣體@c(H+)=0.1mol?的HNO2溶液稀釋至1與0倍，pH<4

A.①⑤B.②?

C.③⑥D(zhuǎn).③④

解析：選BNOT水解，生成弱電解質(zhì)HNOz和0K,使酚獻(xiàn)試液顯紅色，①能證明；HNO2

溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗，只能說(shuō)明溶液中離子的濃度小，并不能說(shuō)明HNOz部分電離，②

不能證明；等pH、等體積的鹽酸和HNOz溶液中，HNOz中和堿能力強(qiáng)，0.1mol?L-'HNO?溶液

的pH=2,都能說(shuō)明HNOz部分電離，③④能證明；HNOz與CaCO,反應(yīng)放出⑩氣體，說(shuō)明HNO2

的酸性比H2CO3強(qiáng)，但并不一定是弱電解質(zhì)，⑤不能證明；HN02若是強(qiáng)酸，⑥中pH應(yīng)等于4,

故⑥能證明。

7.pH=2的兩種一元酸x和y,體積均為100mL,稀釋過(guò)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=0.1mol?「')至pH=7,消耗NaOH溶液的體積為匕、K,則

()

A.x為弱酸，K<KB.x為強(qiáng)酸，K>K

C.y為弱酸，K<KD.y為強(qiáng)酸，K>K

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ApHx=l,ApHy<l,

所以x為強(qiáng)酸，y為弱酸。pH=2時(shí)弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH=7時(shí)消耗NaOH溶

液的體積y比x大。

8.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(jìn)行實(shí)驗(yàn)：0.1mol-L

t醋酸溶液、0.1mol?1廠鹽酸、pH=3的鹽酸、pH=3的醋酸、CH￡OONa晶體、NaCl晶體、

CH3COONH4晶體、蒸儲(chǔ)水、鋅粒、pH試紙、酚獻(xiàn)、NaOH溶液等。

(1)甲取出10mL0.1mol?I/1的醋酸溶液，用pH試紙測(cè)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?

(2)乙將pH=3的醋酸和鹽酸，各取1mL,用蒸館水稀釋到100mL,然后用pH試紙分別

測(cè)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pH-3的醋酸各10mL,然后分別加入質(zhì)量相同的鋅粒，醋

酸放出壓的速率快，則認(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì)，你認(rèn)為這一方法正確嗎？(填“正確”

或“不正確”)。并說(shuō)明理由：

(4)丁用CH^COONa晶體、NaCl晶體、蒸僧水和酚醐試液，也論證了醋酸是弱酸的事實(shí)，

該同學(xué)的實(shí)驗(yàn)操作和現(xiàn)象是___________________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________O

答案：(Da>l因醋酸是弱酸，不能完全電離

(2)鹽酸的pH=5,醋酸的pH<5(3)正確由于醋酸是弱酸，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸不

斷電離，c(H+)變化小，產(chǎn)生出的速率比鹽酸快(4)配制等濃度的CHEOONa、NaCl溶液，分

別滴入酚獻(xiàn)試液，CHEOONa溶液變淺紅色，NaCl溶液不變色

［規(guī)律方法］

1.假設(shè)法進(jìn)行有關(guān)量的大小比較

在做有關(guān)強(qiáng)酸、弱酸、強(qiáng)堿、弱堿的題目時(shí)，可以先假設(shè)所給物質(zhì)全部是強(qiáng)電解質(zhì)，再

在此基礎(chǔ)上結(jié)合電離平衡移動(dòng)原理進(jìn)行分析。如pH=3的鹽酸、醋酸，分別加水稀釋10倍，

假設(shè)平衡不移動(dòng)，溶液的pH均為4,然后再根據(jù)弱酸的電離平衡及濃度進(jìn)行分析。

2.判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)思維角度

角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測(cè)0.1mol?的CH￡OOH溶液

的pH>lo

角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH=l的CH￡OOH力口水

稀釋10倍后，l<pH<2。

角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解，如判斷CH￡OOH為弱酸可用下面兩個(gè)現(xiàn)象：

（1）配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚獻(xiàn)溶液。現(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。

（2）用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測(cè)其pH?，F(xiàn)象：pH>7o

［課時(shí)達(dá)標(biāo)檢測(cè)］

［課堂真題集訓(xùn)一明考向］

1.判斷正誤（正確的打“，”，錯(cuò)誤的打“X”）。

（1）（2017?江蘇高考）已知常溫下，A：（HCOOH）=1.77X104,^（CHaCOOH）=1.75X10

s,用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH：1COOH溶液至終點(diǎn)，消耗

NaOH溶液的體積相等（）

（2）（2016?江蘇高考）室溫下，稀釋0.1mol?L-1CHjCOOH溶液，

溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng)（）弱電解質(zhì)分子

電離為離子

（3）（2016?江蘇高考）如圖表示弱電解質(zhì)在水中建立電離平衡的過(guò)

離子結(jié)合為

程（）弱電解質(zhì)分子

反應(yīng)時(shí)間

⑷（2013?江蘇高考）CHEOOH溶液加水稀釋后，溶液中;犒的值減?。ǎ?/p>

答案：⑴X⑵X⑶V⑷V

2.（2017?江蘇高考節(jié)選）碑（As）是一些工廠和礦山廢水中的污染元素，使用吸附劑是去

除水中碑的有效措施之一。

H：1AsO；t和MAsO」水溶液中含神的各物種的分布分?jǐn)?shù)（平衡時(shí)某物種的濃度占各物種濃度之

和的分?jǐn)?shù)）與pH的關(guān)系分別如圖1和圖2所示。

LO

川

與8

宓O.

苗6

孝0.

少0.4

0.

苦0.2

少

集0

26

圖1

L

.08

o.

o.s

.6

.4

o..2

o..02

L5

.2I2

pH

(1)以酚酰:為指示劑(變色范圍pH8.0-10.0),將NaOH溶液逐滴加入到MAsO：；溶液中，

當(dāng)溶液由無(wú)色變?yōu)闇\紅色時(shí)停止滴加。該過(guò)程中主要反應(yīng)的離子方程式為

___________________________________________________________________________O

(2)H3ASO」第一步電離方程式HaAsO，：H*sO；+H+的電離常數(shù)為E,則pX,=

(pj^i=—lgAn)。

解析:⑴圖1中pH為8~10時(shí)，三價(jià)解主要以LAsO,和HzAsO；的形式存在，故滴加NaOH

溶液的過(guò)程中主要反應(yīng)的離子方程式為orr+113AsO3=HZASO;+u2o。⑵尼=

''H*「H_,4僅與溫度有關(guān)，為方便計(jì)算，在圖2中取pH=2.2時(shí)計(jì)算，此時(shí)

CHaAsOi