第八章水溶液中的離子反應與平衡

?

第38講弱電解質(zhì)的電離平衡

［課程標準］1.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導電性。2.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(guān)計算。

考點一弱電解質(zhì)的電離平衡

|口要點梳理自主落實夯基固本

1.電離平衡

在一定條件（如溫度、濃度）下，當電離的速率和離子結(jié)合為分子的速率相等時,電離過

程就達到了平衡狀態(tài)。

2.電離平衡的特征

障戶可逆過程

W-

—。（電離）=。（結(jié)合）之0

乩條件一定，平衡體系中弱電解質(zhì)分子與離子的

專二濃度一定

與一條件改變，平衡發(fā)生移動

3.外界條件對電離平衡的影響

以0.1mol/L的醋酸溶液為例（CH3coOHUCH3coeT+H+）填寫下表。

平衡移平衡常

外界條件?(H+)c(H+)導電性

動方向數(shù)Ka

加水稀釋正向不變增大減小減弱

加冰醋酸正向不變增大增大增強

升溫正向增大增大增大增強

加

逆向不變減小減小增強

CH3COONa(s)

加

正向不變減小減小增強

NaOH(s)

［正誤辨析］

（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NH3?H2O電離出的C（OJT）=C（NH：）時，表明NH3-H2O電離處于

平衡狀態(tài)（）

(3)室溫下，由0.1molL—一元堿BOH的pH=10,可知溶液中存在BOH=B++OIT

()

(4)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()

(5)稀釋弱電解質(zhì)溶液時，所有粒子濃度都一定會減小()

答案：(1)V(2)X(3)X(4)X(5)X

113核，l突破關(guān)鍵整合能力提升

1.下列說法正確的是()

++

A.NaHSCU在熔融狀態(tài)下的電離方程式為NaHSO4=Na+H+SOf

B.H2cO3是弱酸，故Na2cCh是弱電解質(zhì)

C.KCIO3和SO3溶于水后均能導電，故KC1O3和S03均為電解質(zhì)

+

D.NaHCCh在水溶液中的電離：NaHCO3=Na+HCO；、HCO；UfC+CO，

D［NaHSCU在熔融狀態(tài)下的電離方程式為NaHSO4=Na++HSO4，A項錯誤;Na2cO3

為強電解質(zhì)，B項錯誤；SO3為非電解質(zhì)，C項錯誤。］

2.H2s水溶液中存在電離平衡H2SUH++HS-和HS-—H++S2,若對H2s溶液進

行以下操作，說法正確的是()

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

C［加水促進H2s的電離，由于溶液體積增大，氫離子濃度減小，A項錯誤；反應：2H2s

+SO2=3SI+2H2O,pH增大；當SC>2過量，溶液顯酸性，因H2sCh酸性比H2s強，故pH

減小，B項錯誤；滴加新制氯水，發(fā)生反應Cb+H2s==2HC1+SI,平衡向左移動，生成了

強酸，溶液pH減小，C項正確；加入少量硫酸銅固體，發(fā)生反應H2S+Cu2+=CuS(+2H

+,H+濃度增大，D項錯誤。］

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。

B.三點溶液中醋酸的電離程度：b>a>c

C.三點溶液用等濃度的KOH溶液中和，消耗KOH溶液的體積：a>b>c

D.若使b點溶液的pH增大，可采取的措施是稀釋溶液或加入CH3coONa固體

D［溶液的導電能力越強，溶液中離子的濃度越大，由題圖可知，導電能力：b>a>c,

則溶液中c(CH3coeT)：b>a>c,A錯誤。加水稀釋，醋酸的電離平衡正向移動，電離程度增

大，故醋酸的電離程度：a<b<c,B錯誤。冰醋酸的量一定，故用等濃度的KOH溶液中和，

消耗KOH溶液的體積相同，C錯誤。b點溶液加水稀釋，溶液導電能力減弱，溶液的酸性減

弱，pH增大；力口入CH3coONa固體，溶液中c(CH3coeT)增大，醋酸的電離平衡逆向移動,

溶液的酸性減弱，pH增大，D正確。］

學生用書第186頁

考點二電離平衡常數(shù)

|口要點梳理自主落實夯基固本

1.電離平衡常數(shù)表達式

(1)一元弱酸HA：HAUH++A,平衡常數(shù)Ka：。(’:)。

⑵一元弱堿BOH：BOHUB++OJT,平衡常數(shù)Kb=。⑴:口:'

(3)二元弱酸：(以碳酸為例)

,-c(H+)-c(HCOr)

H2cO3UH++H83,’(H2CO3)；

.+c(H+)-c(COf)

H83=H++8；,3,(HCOI)。

-11

［微思考］H2c。3的電離平衡常數(shù)Kal=4.3X10-7,/ca2=5.6X10o試從電離平衡的角

度解釋Kal、Ka2差別很大的原因。

提示：第一步電離產(chǎn)生的H+對第二步的電離起抑制作用。

2.電離平衡常數(shù)的意義［對弱酸(堿)而言］

K越大--越易電禺—"酸(堿)性越強

3.外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響

(1)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。

(2)升高溫度，K值增大,原因是電離過程均為吸熱過程。

4.電離度

⑴概念

在一定條件下的弱電解質(zhì)達到電離平衡時，己經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總分子

數(shù)的百分比。

(2)表示方法

_已經(jīng)電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)

a一溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)

(3)影響因素

①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(a)越小。

②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(a)越大。

［正誤辨析］

(1)H2c03的電離平衡常數(shù)表達式：Ka=C(H)3))

CVH2CU3)

(2)電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)電離能力的相對強弱()

(3)弱電解質(zhì)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大()

(4)對于0.1mol/L的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH：)?c(OJT)變小()

(5)向CH3coOH溶液中滴加相同濃度的氨水，:先增大再減小()

(6)室溫下，向10mLpH=3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中

c(CH3coeT)

c(CH3COOH)c(OH)小變()

答案：⑴X(2)V(3)X(4)V(5)X(6)V

113核，b突破關(guān)鍵整合能力提升

1.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()

一元酸HXHYHZ

電離常數(shù)Ka9X10-79x10-61Xio-2

A.三種酸的酸性強弱關(guān)系：HX>HY>HZ

B.反應HZ+Y一一HY+Z-能夠發(fā)生

C.相同溫度下，濃度均為0.1moLL-的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液的pH最大

D.相同溫度下，1mol-L'HX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol-L^HX溶液的電離常數(shù)

B［Ka越大，說明酸性越強，根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，三種酸的酸性強弱關(guān)系是HZ>HY>HX,

A項錯誤；根據(jù)A項分析及強酸制弱酸的原理知，反應HZ+Y-—HY+Z-能夠發(fā)生，B項

正確；一元酸的Ka越小，其對應鹽的水解程度越大，根據(jù)鹽類水解的規(guī)律一越弱越水解，

知三種鈉鹽中pH最大的是NaX,C項錯誤；電離常數(shù)只受溫度的影響，相同的溫度下，HX

的電離常數(shù)不變，D項錯誤。］

2.常溫下0.1molL-的CH3coOH溶液在加水稀釋過程中，填寫下列表達式中的數(shù)據(jù)

變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。

學生用書第187頁

C(CH3COOH)

(1)-c(H+)——；

c(CH3coeT)-c(才)

⑵c(CH3coOH)——；

c(CH3coe))

⑶c(CH3coOH)——；

c(CH3coeT)

⑷c(CH3coOH).c(OH)——°

答案：⑴變小⑵不變⑶變大(4)不變

反思歸納

判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法

1.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。

2.“假設(shè)法”：假設(shè)無限稀釋，c(CH3co0一)趨近于0,c(H+)趨于10-7mol?L-i,故比

值變小。

3.“湊常數(shù)”，解題時將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉(zhuǎn)化為一個

常數(shù)與某種粒子濃度的乘積或相除的關(guān)系。

重點強化專欄(十四)'電離平衡常數(shù)的計算

1.依據(jù)電離平衡常數(shù)計算c(H+)或c(OJT)

當一元弱酸或一元弱堿的電離常數(shù)很小時，可用如下兩個公式計算c(H*)或C(OH-)o

(1)一元弱酸(以CH3coOH為例)：c(H+)=:c(CH3coOH).&。

-

(2)一元弱堿(以NH3?H2O為例)：c(OH)=yjc(NH3?H2O)-Kb。

幽1I已知飽和硫化氫的濃度為0.1moLL-i,硫化氫的電離常數(shù)為Kai=1.0Xl(T7,心

=1.0x10—19。計算飽和硫化氫溶液中氫離子的濃度。

答案：由于硫化氫&1?及2,且電離常數(shù)很小，因而可用其一級電離常數(shù)計算氫離子

濃度。c(H+)=#(H2S)X&i^A/0.1X1.0X10-7mol?1/1=1.0X10-4mol?LL

2.電離常數(shù)UO與電離度(a)的定量關(guān)系

一定溫度下，當電離常數(shù)很小時，電離度與電離常數(shù)有如下關(guān)系：K=c?a2或a=噌。

四2|計算25℃時,2moi?L-氨水的電離度(已知25℃時，&=1.8X10")。

[Kb/1.8X10-5一

合條：a=A/—=A/-----2-----=3義103=0.3%。

3.計算電離常數(shù)的思維方法(以弱酸HX為例)

HXUH++X~

起始/(moLL-)：c(HX)00

平衡/(moLL-i):c(HX)—c(H+)C(H+)C(H+)

則『(HC(H+)'由于弱酸只有極少一部分電離’的數(shù)值很小，可做近

(H+)___________

似處理：c(HX)-c(H+)^c(HX),則K=c(HX)一或以工)=7K?c(HX)。

幽3|常溫下，向20mL0.010moLL-i的HA溶液中逐滴加入0.010moLL-i的NaOH溶

液，溶液中l(wèi)gc(OJT)與所加NaOH溶液的體積(V)的關(guān)系如圖。

(1)判斷HA為強酸還是弱酸。

(2)若HA為弱酸，請計算在P點的電離平衡常數(shù)。

答案：⑴縱軸坐標為lgc(O!T),在M點時，溶液中c(OlT)=?廠I常溫時

c(H+)=10-4mol?L-1<0.010mol-L^,HA為弱酸。

(2)在相同溫度下，M、P點的電離常數(shù)相同，用M點計算電離常數(shù)。HAUH++A,

+_小閆丁c(H+)-c(A-)10"4X10"4

c(H+)-c(A),常溫下，K(HA)=------?(HA)--------^~oio—=1.0X106=

應用1.已知25℃時,測得濃度為0.1mol-L-1的BOH溶液中，c(OH")=lX10_3mol?L

-1

(1)寫出BOH的電離方程式：o

(2)BOH的電離度a=。

(3)BOH的電離平衡常數(shù)&=-

+3-1

解析：因c(BOH)初始=0.1moLL-i,c(BOH)tS=c(B)=c(OH")=lX10"mol?L,則

電離度a=F；~?T-iX100%=l%；BOH不完全電離，故電離萬程式為BOHUB+

0.1mol?L

+OH-；電離平衡時，c(BOH><=0.1mol-L-1-lX10-3mol?L-1^0.1mol?L-1,則電離常

(B+)-c(OH-)IXIQ-3XIXIO~3

數(shù)Kb，=1X10-5。

c(BOH)=0?l

答案：(DBOHUB++OH-(2)1%(3)1Xio-5

應用2.碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。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)=1.5X10-5mol.L-io若忽略水的電離及H2cO3的第

二級電離，則H2cO3UHCO；+H+的電離常數(shù)Ki^(已知：10f6°=2.5X10F)。

56560

—,L,+.-c(H十)-c(HCO；)1O--°X1O--

角翠析：由H2cO3=H++HCO3得KI=---°八一5七4.2

X10~7o

答案：4.2X10-7

學生用書第188頁

1

應用3.(1)常溫下，向amol?IT1CH3COONa溶液中滴加等體積的bmol-L鹽酸使溶

液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，則醋酸的電離常數(shù)Ka=—(用含。和b的代數(shù)式表示)。

⑵常溫下，將amol-L1的醋酸與6mol?丁1的Ba(0H)2溶液等體積混合，充分反應

后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3coeT),則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka=(用含a

和b的代數(shù)式表示)。

解析：(1)由電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(C1)+c(OJT)+c(CH3coeT),元素質(zhì)量守

恒有c(Na+)=c(CH3coOH)+c(CH3coeT),溶液呈中性，所以c(CH3coOH)=c(C「)。

CH3COOHUCH3co0一+H+

b4PT

---

22-210-7

7

7QP

oX(---

22

-107(a—b)

匕

一

2b

2++2+

(2)根據(jù)電荷守恒2c(Ba)+c(H)=c(OH")+c(CH3COO"),由于c(CH3COO)=2c(Ba)

=bmol,L-1,所以c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。

CECooHncH3coer+H+

a-T

2~bb107

Xb2Z?X1(P7

Ka=

a—2b

77

A-10(。-0)2Z?X10-

答案：(1)--------石----(2)a—2b

應用4.已知草酸為二元弱酸：H2c2O4UHC2O；+H+Kai，HC2O；nC2Or+H+

Ka2,常溫下，向某濃度的H2c2。4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液,所得溶液中H2c2。4、

HC2O；、C2of三種微粒的物質(zhì)的量分數(shù)0)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。

81.0

0.8

0.6

1-HCO

0.4224

2-HC2O;

0.2

3-C2OJ-

01234567

pH

則常溫下:

(l)Kal=

(2癌2

0?(HC2O；)

(3)pH=2.7時，溶液中

c(H2C2O4)-c(CzOf)

解析：⑴由圖像可知pH=1.2時，c(HC2。；)=c(H2c2。4),則Kai=c(H+)=10f2。

(2)pH=4.2時，C(HC2O；)=c(C20r),則&2=c(H+)=10=2。(3)由電離常數(shù)表達式可

以知道(/(眸。「KalIO_12a

品=萬瓦=1°=1000。

C(H2c2O4)-C(C2O4)

答案：(D10—L2(2)10-4.2(3)1000

應用5.已知亞磷酸(H3Po3)為二元弱酸，常溫下，向某濃度的亞磷酸溶液中逐滴加入一定

物質(zhì)的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關(guān)系如圖所示。

-11

c(HPOn或HHJOJ

B

c(H2POj)以C(H3PO3)

(1)寫出亞磷酸電離的方程式：、。

c(HP。2一)

⑵表示pH與1g3、的變化關(guān)系的曲線是__(填“I”或“II”)。

C(H2P。3)

(3)根據(jù)圖像計算亞磷酸的展尸—o

++

「c(H2PO；)c(H)c(HPOf)c(H)M

角牛析：由于Kal=(口.八、，Ka2=(_、，且&]＞兄2，

C(H3Po3)c(H2Po3)

由圖像可知，在相同，(1藍J或：;常;；時，“曲線II”對應的c(H+)較大，為一級

電離(Kal),“曲線I”對應的C(H+)較小,為二級電離(右)，顯然選用“曲線II”中的特殊點

、，ec(H2PO；)-c(H+)一“

B計算Kal，Kai=-------c&3PO3)--------=10X10-2'4=10^L4o

答案：(1)H3PO3UH2PO；+H+

+-14

H2PO；=HPO「+H(2)I(3)io-

真題演練明確考向

1.(2022?全國乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)=1.0X10-3。在某體系中，H+與

A一離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。

溶液I膜溶液n

PH=7.0PH=1.0

H++A=HA<-r—>HA=H++A-

設(shè)溶液中C總(HA)=c(HA)+c(A「)，當達到平衡時，下列敘述正確的是()

A.溶液I中c(H+)=c(OH-)+c(A-)

B.溶液n中的HA的電離度，總(HA)J為近

C.溶液I和II中的c(HA)不相等

D.溶液I和II中的c總(HA)之比為10一4

+

B[A.常溫下溶液I的pH=7.0,則溶液I中C(H+)=C(OIT)=lXl(T7moi/L,c(H)<

c(OJT)+c(A-),A錯誤；B.常溫下溶液II的pH=1.0,溶液中c(H+)=0.1mol/L,&=

c(父)-C(AD

=1.0X10-3,c,.(HA)=c(HA)+c(A~),則、人、_、=1.0X10

c(HA)gC總IHA；—CkA)

「(A)I

解得FIT=而,B正確；C.根據(jù)題意,未電離的HA可自由穿過隔膜,故溶液

I和II中的c(HA)相等，C錯誤;D.常溫下溶液I的pH=7.0,溶液I中c(H+)=lX10_7mol/L,

c(H+)-c(A-)y,_10-7[?.(HA)-c(HA)]

卷=c(HA)=1.0X1。3,C￡HA)=C(HA)+C(A),------------77^--------------

1.0義10-3,溶液I中c￡HA)=(l()4+l)c(HA),溶液n的pH=1.0,溶液n中c(H+)=0.1mol/L,

c(H+)-c(A-)Ol[c總(HA)—c(HA)]

=1.0X10-3,c虱HA)=c(HA)+c(A-),

&=c(HA)c(HA)

I.OXIO^3,溶液H中c總(HA)=1.01c(HA),未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液I和D中

的c(HA)相等，溶液I和II中c具(HA)之比為[(104+l)c(HA)]：[l.Olc(HA)]=(104+

1)：l.Ol^lO4,D錯誤。]

-

2.(2022-1月浙江選擇考，17)已知25℃時二元酸H2A的Kai=1.3Xl(F7,^a2=7.1X10

15。下列說法正確的是()

A.在等濃度的Na?A、NaHA溶液中，水的電離程度前者小于后者

B.向0.1mol-L*1的H2A溶液中通入HC1氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3,則H2A

的電離度為0.013%

C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11,則c(A2-)>c(HA-)

D.取pH=a的H2A溶液10mL,加蒸儲水稀釋至100mL,則該溶液pH=a+1

B[A.在等濃度的Na?A、NaHA溶液中，Az一的水解程度大于HA-，水的電離程度前者

大于后者，故A錯誤；B.溶液中c(H+)=l(p3moi/L,H2A電離程度較小，溶液中c(H2A)仁0.1

IO、Xc(HAD

--5-

mol/L,Kai==1.3X10-7,c(HA)=1.3X10mol/L,c(HA)?=c(H2A)也高,

c(H2A)

?,,c(HA)

則H2A的電離度c舊以)X100%=1.3X10-4X100%=0.013%,故B正確；C.向H2A溶

1011Xc(A2)

液中加入NaOH溶液至pH=ll,-°(HAD------=7.1X10-15,貝IC(A2-)<C(HA-),故C錯

誤；D.H2A是弱酸，取pH=a的H2A溶液10mL,加蒸僧水稀釋至100mL,H2A的電離平

衡正向移動，則該溶液pH<a+l,故D錯誤。］

3.(雙選X2021?山東等級考，15)賴氨酸［H3N+(CH2)4CH(NH2)COCT,用HR表示］是人體

必需氨基酸，其鹽酸鹽(H3RCI2)在水溶液中存在如下平衡：

學生用書第189頁

,%KK

+23

H3R2+R

+

向一定濃度的H3RCI2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2+、H2R>HR和的分布

系數(shù)(5(x)隨pH變化如圖所示。已知*x)=c(H3R2+)+c(H2R+)+c(HR)+c(RT)，

下列表述正確的是()

+++

B.M點,e(cr)+c(OH-)+c(R-)=2C(H2R)+c(Na)+c(H)

—-lgK°-lgK3

C.O點，pH=-2-

D.P點，c(Na+)>c(Cr)>c(OH-)>c(H+)

2++

CD［向H3RCI2溶液中滴加NaOH溶液，依次發(fā)生反應：H3R+OH-=H2R+H2O,

+溶液中+濃度逐漸減小，+

H2R+OH=HR+H2O,HR+OH=R+H2O,H3R2H2R>HR

+

濃度先增大后減小，R-濃度逐漸增大，曲線①、②、③、④分別表示H2R2+、H2R,HR和

R一的分布系數(shù)力(x)隨pH的變化，

￡(H2R+)￡CH+)c(HR)-c(H+)c(H+)-c(R-),

&=c(HR2+)+

35-c(H2R)-K3=—RTHR)'由感圖傳

A.親=；；—2.2=10—6-9,良==10-17,因此嘉〈強，故A錯誤;B.M點、存

2+

在電荷守恒：c(R-)+c(OHT)+c(C「)=2c(H3R2+)+c(H2R+)+c(H+)+c(Na+),此時c(H3R)

-+++

=C(H2R+),因此c(R-)+c(OH)+c(Cr)=3C(H2R)+c(H)+c(Na),故B錯誤;C.O點c(H2R

+2+

+_m?c(H2R)船。(H2R+)-C(HR)-c(H+)-C(H+)c(H)

)=c(R),因此0(R-)b】c(IT)-c(HR)-c")?C(『)

K2?Ki

因此C(H+)=NK2?&,溶液pH=-lgc(H+)=TgK『gK3,故?正確；D.P點溶質(zhì)為

NaCLHR、NaR,此時溶液呈堿性，因此c(OIT)>c(H：+),溶質(zhì)濃度大于水解和電離所產(chǎn)生

微粒濃度，因此c(Na+)>c(Cr)>c(OJT)>c(H+),故D正確。］

4.［2020?全國卷n26(2)］次氯酸為一元弱酸，具有漂白和殺菌作用，其電離平衡體系中

c(X)

各成分的組成分數(shù)況J(X)=1(HQO--------------:-------)+(,(C1CO，X為

HC1O或C1CT］與pH的關(guān)系如圖所示。HC1O的電離常數(shù)原值為

…ME,_“c(H+)-c(CIO-)

解析：由題圖pH=7.5時，c(HC10)=c(C10),HC1O的居=----.但”)----

C(H+)=10"5。

答案：10一7.5

對應學生

課時精練(三十八)弱電解質(zhì)的電離平衡熊金

(本欄目內(nèi)容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)

1.等物質(zhì)的量的下列物質(zhì)溶于水配成等體積的溶液，導電能力最弱的是()

A.NaOHB.H3PO4

C.NH3D.CH3CH2OH

D［NaOH是強電解質(zhì)，在水溶液中完全電離，故其中自由移動的離子濃度最大，導電

能力最強，A錯誤；H3P04是弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，故其中自由移動的離子濃度

較小，導電能力較弱，B錯誤；NH3溶于水，與水反應生成的NH3?H2O是弱電解質(zhì)，在水

溶液中部分電離，故其中自由移動的離子濃度較小，導電能力較弱，C錯誤；CH3cH20H是

非電解質(zhì)，其水溶液幾乎不導電，導電能力最弱，D正確。］

2.能證明乙酸是弱酸的實驗事實是()

A.CH3co0H溶液與Zn反應放出H2

B.常溫下，0.1mol?LrCH3COONa溶液的pH大于7

C.CH3co0H溶液與Na2c。3反應生成C02

-1

D.0.1mol-LCH3COOH溶液可使紫色石蕊試液變紅

B［乙酸溶液與Zn反應放出H2，只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，A項

錯誤；常溫下，CH3coONa溶液顯堿性，可以證明乙酸是弱酸，B項正確；可以證明乙酸的

酸性比碳酸強，但不能證明其是弱酸，C項錯誤；可以證明乙酸具有酸性，但不能證明其酸

性強弱，D項錯誤。］

3.液態(tài)化合物AB會發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為ABUA++B，在不同溫度

下其平衡常數(shù)K(25℃)=1.0X1CT14,K(35℃)=2.1Xl()r4。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：a(25℃)>a(35℃)

D.AB的電離是吸熱過程

D［升高溫度，K增大，說明AB的電離程度增大，所以c(A+)隨著溫度的升高而增大，

A項錯誤；根據(jù)題給信息，無法推出35℃時，c(A+)>c(B-),B項錯誤；升高溫度，K增大,

AB的電離程度增大，所以AB的電離程度：a(25℃)<a(35℃),C項錯誤；升高溫度，平衡

向吸熱反應方向移動，則AB的電離是吸熱過程，D項正確。］

4.已知：在25°C時，次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數(shù)如表：

弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)(Ka)

HC1OKa=4.7X10-8

Kal=4.2X10-7Ka2=5.6X10-ll

H2CO3

H2SO3Kal=1.54X10-2Ka2=1.02X10-7

下列微粒在溶液中不能大量共存的是()

A.SOf、HCO；

B.CIO>HCO3

C.HSO；、cojD.HC1O、HCO

C［根據(jù)表中電離平衡常數(shù)可知，酸性：H2sC)3>H2co3>HSO］>HC1O>HCO；；根據(jù)“較

強酸制取較弱酸”的復分解反應規(guī)律，判斷溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：

HSO；>HCO；,則SOf、HCO；不能反應，可以大量共存，A不符合題意；酸性：

HC1O>HCO；,則C10\HCO；不能反應，可以大量共存，B不符合題意；由于酸性：

HSO；>HCO；,則HSO；、CO：反應生成SO1和HCO；,不能大量共存，C符合題意；

由于酸性：H2CO3>HC1O,HC10、HCO；不能反應，可以大量共存，D不符合題意。］

5.下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka=1.8Xl(F5)和一氯乙酸(乙，Ka=L4X10-3)在水

中的電離度與濃度關(guān)系的是()

也!

槐

超

題假

越愜

出出

B［乙酸和一氯乙酸均顯弱酸性。弱酸的濃度越大，在水中的電離度越小，排除C項、

D項。電離平衡常數(shù)：CH3COOH<CH2C1COOH,而電離平衡常數(shù)越大，表明酸性越強，電

離度越大，排除A項，故選B項。］

1

6.常溫下，向0.01mol-L的醋酸溶液中加入醋酸鍍固體(其水溶液pH［溶液PH

=7),溶液的pH隨加入醋酸鏤固體質(zhì)量的變化曲線如圖所示。下列分析

正確的是()

A.a點：pH=21

□jq小口ccc-、口+、加入醋酸鍍固體質(zhì)4

B.b點：C(CH3COO)>C(NH4)

C.c點：pH可能大于7

D.a點到c點，溶液pH增大是因為醋酸核水解顯堿性

B［醋酸是弱電解質(zhì)，0.01mol-L-1的醋酸溶液中c(H+)<0.01mol-L-1,則溶液的pH>2,

A錯誤。b、c點為CH3coOH和CH3coONH4的混合溶液，而CH3coON%溶液顯中性，

CH3COOH電離使溶液顯酸性，則混合溶液的pH<7,即b點溶液中C(H+)>C(OJT),結(jié)合電

荷守恒推知，c(CH3coeT)>c(NH：),B正確，C錯誤。a點到c點，溶液的pH增大，其原

因是醋酸是弱電解質(zhì)，溶液中存在電離平衡：CH3coOH=CH3coCT+H+,向醋酸溶液中

加入醋酸錠固體，c(CH3coeT)增大，醋酸的電離平衡逆向移動，則溶液中的c(H+)減小，溶

液的pH增大，常溫下，醋酸鍍的水溶液pH=7,即醋酸核溶液顯中性，D錯誤。］

7.己知室溫時，0.1mol?L-i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.室溫時，此酸的電離常數(shù)約為ixio-7

D.稀釋HA溶液時，不是所有粒子的濃度都一定會減小

B［O.lmoLL-i某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，說明溶液中°3+)約為0.1moLL

rX0.1%=lXl(T4mol?LT,溶液的pH=4,A項正確；電離屬于吸熱過程，升溫促進HA

電離，溶液中的c(H+)增大，pH減小，B項錯誤；室溫時，此酸的電離常數(shù)約為10—4x10-4/01

=1X10-7,c項正確；稀釋HA溶液可促進HA電離，但溶液中c(H+)、&A」)、c(HA)都減

小，而c(O>T)增大，D項正確。］

8.常溫下，0.1mol?L-l醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=a+1的措施是()

A.將溶液稀釋到原體積的10倍

B.加入適量的醋酸鈉固體

C.加入等體積的0.2moLL-1鹽酸

D.提高溶液的溫度

B［醋酸是弱酸，電離方程式是CH3coOHUH++CH3coeT,故稀釋10倍，pH增加

不到一個單位，A項錯誤；加入適量的醋酸鈉固體，抑制醋酸的電離，使其pH增大，可以

使其pH由a變成a+1,B項正確；加入等體積的0.2mol1一1鹽酸，雖然抑制了醋酸的電離，

但增大了c(H+),溶液的pH減小，C項錯誤；提高溶液的溫度，促進了醋酸的電離，c(H+)

增大，溶液的pH減小，D項錯誤。］

9.有關(guān)0.1mol/LNE?七0溶液中，下列說法中正確的是()

A.N%?印0的電離方程式為：NH3?H2O=NH4+OH

B.溶液中有：c(NH：)+C(H+)=C(OFF)

C.溶液中：C(NH3?H2O)=0.1mol/L

D.加入少量NaOH固體，溶液堿性增強，c(H+)與c(OH-)的乘積將增大

B［NH3?是弱電解質(zhì)，NH3?叢0的電離方程式為：NH3?H2OUNH：+OH,

故A錯誤；根據(jù)電荷守恒，溶液中有：c(NH；)+C(H+)=C(OJT),故B正確；根據(jù)元素質(zhì)量

守恒，溶液中：c(NH：)+C(NH3-H2O)=0.1mol/L,故C錯誤；溫度不變，c(J1+)與c(OJT)

的乘積不變，故D錯誤。］

10.常溫時，改變飽和氯水的pH,得到部分含氯微粒的物質(zhì)的量分數(shù)與pH的關(guān)系如圖

所示。下列敘述不正確的是()

)

2，

，的H=積弱)錯L

H中l(wèi)p)酸T中液O量

(等體為e溶Nl

小C