考點(diǎn)09弱電解質(zhì)的電離平衡

【核心考點(diǎn)梳理】

酸、堿、鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離產(chǎn)生離子。根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中電離能力的大小，又可把

電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中能完全電離，弱電解質(zhì)在溶液中只能部分電離。如何

認(rèn)識(shí)弱電解質(zhì)的電離過(guò)程？不同弱電解質(zhì)的電離程度是否有區(qū)別？電離程度會(huì)受哪些因素的影響？

一、弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)的建立

在一定條件下，當(dāng)溶解的電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成該分子的速率相等時(shí)，電離

過(guò)程就達(dá)到平衡狀態(tài)(聯(lián)想化學(xué)平衡狀態(tài)的建立)。

弱電解質(zhì)電離平衡的建立過(guò)程示意圖

2.弱電解質(zhì)的電離平衡

弱電解質(zhì)溶于水時(shí)，在水分子的作用下，弱電解質(zhì)分子電離成陰、陽(yáng)離子，陰、陽(yáng)離子又能重新結(jié)合

成分子，在一定的條件(溫度、壓強(qiáng)、濃度等)下，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(shí)，電離達(dá)到平衡狀態(tài)，這種平衡叫做弱電解質(zhì)的電離平衡。例如，醋酸、一水合氨的電離：CH3coOH

一iCH3coO+H+,NH3?H2O=iNH4++OH。電離平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，化學(xué)平衡移動(dòng)原理也適用于電

離平衡。當(dāng)濃度、溫度等條件改變時(shí)，弱電解質(zhì)的電離平衡也會(huì)發(fā)生移動(dòng)。

3.弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)的特點(diǎn)

(1)弱：存在于弱電解質(zhì)的溶液里；

(2)等：分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成該分子的速率；

(3)定：達(dá)到平衡時(shí)，溶液里離子濃度和分子濃度都保持不變(不隨時(shí)間變化，但不一定相等);

（4）動(dòng)：電離平衡屬于動(dòng)態(tài)平衡，即平衡時(shí)，分子電離速率等于離子結(jié)合成該分子的速率，都不等于0；

（5）變：外界條件（如溫度、濃度等）發(fā)生變化時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)，在新的條件下，重新建立新的

平衡（運(yùn)用勒夏特列原理判斷）。電離平衡移動(dòng)只會(huì)“減弱”這種改變，但不能“抵消”這種改變；

（6）吸：電離過(guò)程一般是吸熱的。

新I—U（電離）____?（結(jié)合）____0

鏟

⑥一條件一定,平衡體系中分子與離子的濃度一定

（§）-條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)

4.影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素

（1）內(nèi)因：由電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)決定，一般共價(jià)鍵極性越弱，電解質(zhì)越弱，其電離程度越小，常溫下絕

大多數(shù)0.1mol?U弱電解質(zhì)的電離分子數(shù)不超過(guò)10%o

（2）外因：溫度、濃度、外加試劑。

①溫度：電離是吸熱過(guò)程，溫度升高，電離平衡正向移動(dòng)

②濃度：

a、增大弱電解質(zhì)分子的濃度或減小弱電解質(zhì)的離子濃度使電離平衡向上方向移動(dòng)；反之，電離

平衡向逆方向移動(dòng)。

b、加水稀釋時(shí)，電離平衡向電離方向移動(dòng)。

③稀釋弱電解質(zhì)溶液（溫度不變），電離程度增大，平衡向電離方向移動(dòng)，自由離子數(shù)目增多；離

子濃度增大或減小，溶液導(dǎo)電能力增大或減小。電離平衡常數(shù)不變。

a、對(duì)于冰醋酸和磷酸：加水溶解并不斷稀釋的過(guò)程中，電離程度增大，平衡向電離方向移動(dòng)自由

離子濃度先大后小。

b、稀醋酸和稀磷酸的稀釋：電離程度增大，而離子濃度始終是減小的。

④外加試劑：加入含有弱電解質(zhì)離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

5.電離度

電離度（常用符號(hào)a表示）是指在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液里已經(jīng)

電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來(lái)總分子數(shù)（已電離和未電離）的百分?jǐn)?shù)。

即.已電離的電解質(zhì)分子數(shù)"

溶液中原來(lái)電解質(zhì)總分子數(shù)

弱電解質(zhì)的電離度不但與溫度有關(guān),還跟溶液的濃度有關(guān)。當(dāng)溫度一定時(shí)，弱電解質(zhì)的

濃度越稀，其電離度就越大

二、電離平衡常數(shù)

1、定義：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在化學(xué)方

程式中的計(jì)量為幕的乘積，跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學(xué)方程式中的計(jì)量為著的乘積的比值，

即溶液中的電離出來(lái)的各離子濃度乘積(c(A+)?c(B))與溶液中未電離的電解質(zhì)分子濃度(c

(AB))的比值是一個(gè)常數(shù)

這個(gè)常數(shù)叫電離平衡常數(shù)

2、表示方法

以下)>€(礦)

AB、、A++B」K=

eQB)

(特殊的，酸也可以用Ka表示，堿用Kb表示)

3、影響平衡常數(shù)的因素

a.不同的弱電解質(zhì)，結(jié)構(gòu)、性質(zhì)不同，Ki不同。

b.同一種弱電解質(zhì)，濃度改變，K值.不變。

K是溫度的函數(shù)，溫度升高，K值變大。

電離平衡常數(shù)只隨溫度而變化，不隨濃度而變化

【教學(xué)建議】電離平衡常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)有很多相同點(diǎn)，可以進(jìn)行類比學(xué)習(xí)。

4、電離平衡常數(shù)表達(dá)的意義：

①K越大，弱電解質(zhì)越易電離，弱電解質(zhì)相對(duì)越強(qiáng)，離子濃度越大。K越小，弱電解質(zhì)越難電離,

弱電解質(zhì)相對(duì)越弱。

②K反映了一定條件下弱電解質(zhì)電離平衡時(shí)溶液中各組分濃度之間的關(guān)系。

③對(duì)于多元弱酸：多元弱酸是分步電離的。例如：

+7

第一步電離：H2CO3H+HCO3-；^ii=4.3X10(25℃)

+2

第二步電離：HCO3-^=^H+CO3；&2=5.6X10U(25℃)

+2

Ki值大?。篕n>>Ki2；離子濃度：c(H)>C(HCO3-)>c(CO3),酸性強(qiáng)弱由第一級(jí)電離決定。

在25℃時(shí)醋酸的電離平衡常數(shù)Aa=1.8x10%由此可知醋酸的電離程度很小，大部分醋酸仍以醋酸分子

的形式存在。在25℃時(shí)NH3-H20的電離平衡常數(shù)Ab=1.8x10-5?

電離平衡常數(shù)的大小，反映了弱酸、弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱。

表3.3常見弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)（25P）

一元弱酸或弱堿居或或多元弱酸勺和勺

HCOOH（甲酸）1.8xIO-4禽=4.2x10-7

H2CO3

-4；-11

HNO27.2x10A2=4.8x10

HF5.6x10-4局=1.2x10-2

H2sO3

CH3COOH1.8x10-5&=6.2x10-8

HCN（氫氨酸）4.0x1()T。COOH&=5.6x10-2

COOH居2=5.4xIO"

1.8x10-5

NH3-H2O(草酸)

注：工1和及分別表示多元弱酸第一步電離和第二步電離的電離平

衡常數(shù)。

【思考】有兩瓶pH=2的酸溶液，一瓶是強(qiáng)酸，一瓶是弱酸?，F(xiàn)只有石蕊試液、酚髓試液、pH試紙和蒸儲(chǔ)

水，而沒(méi)有其它試劑，簡(jiǎn)述如何用最簡(jiǎn)便的實(shí)驗(yàn)方法來(lái)判別哪瓶是強(qiáng)酸。

【解析】通過(guò)強(qiáng)弱電解質(zhì)在溶液中的不同點(diǎn)來(lái)進(jìn)行區(qū)分可知，強(qiáng)電解質(zhì)不存在電離平衡，而弱電解質(zhì)存在，

電離平衡會(huì)受到諸多外界條件的影響而發(fā)生移動(dòng)，從而表現(xiàn)出一些特殊的性質(zhì)。利用這一不同點(diǎn)，可以選

擇稀釋相同倍數(shù)測(cè)pH值變化的方法來(lái)辨別強(qiáng)酸弱酸。

【答案】?jī)善扛魅?mL分別加蒸儲(chǔ)水配制成100mL溶液（或1L溶液），使用pH試紙檢測(cè)pH值，pH值

小于4的為弱酸溶液，等于4的為強(qiáng)酸溶液（若配制為1L溶液，即稀釋1000倍，則pH值小于5為弱酸，

等于5為強(qiáng)酸）。當(dāng)然，也可以通過(guò)同樣的方法多次取樣并稀釋至相對(duì)應(yīng)的倍數(shù)，然后計(jì)算并測(cè)量pH值,

但最好以1011倍為佳。

【核心歸納】

加入等濃

加入固體加入無(wú)水通入氣體

加水升溫度的

NaOHCH3COONaHC1

項(xiàng)目CH3coOH

平衡移動(dòng)右移右移右移左移左移不移動(dòng)

H+的物質(zhì)

增大增大減小減小增大增大

的量（mol）

[H+]濃度

減小增大減小減小增大不變

(mol)

pH值增大減小增大增大減小不變

導(dǎo)電能力減弱增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)不變

【必備知識(shí)基礎(chǔ)練】

1.對(duì)水的電離平衡不產(chǎn)生影響的微粒是

H0

A.H+B.26M3+C.通288D.?

HO

【答案】C

【解析】A.氫離子，會(huì)抑制水的電離，故A錯(cuò)誤；

B.26M3+為Fe3+,鐵離子水解促進(jìn)水的電離，故B錯(cuò)誤；

C.由所給的結(jié)構(gòu)示意圖可知為氯離子，氯離子為強(qiáng)酸對(duì)應(yīng)的離子，對(duì)水的電離無(wú)影響，故C正確；

D.所給的為醋酸根離子，對(duì)應(yīng)的酸為醋酸，屬于弱酸根離子，水解能促進(jìn)水的電離，故D錯(cuò)誤。

故選C。

2.下列物質(zhì)溶于水時(shí)會(huì)破壞水的電離平衡，且屬于電解質(zhì)的是（）

A.氫硫酸B.二氧化碳C.氯化鉀D.醋酸鈉

【答案】D

【解析】解：A.氫硫酸為硫化氫的水溶液，為混合物，且抑制水的電離，故A錯(cuò)誤；

B.二氧化碳的水溶液能導(dǎo)電，原因是二氧化碳和水反應(yīng)生成碳酸，碳酸能電離出自由移動(dòng)的陰陽(yáng)離子而使

溶液導(dǎo)電，碳酸是電解質(zhì)，二氧化碳是非電解質(zhì)，故B錯(cuò)誤；

C.氯化鉀溶于水電離出氯離子和鉀離子能導(dǎo)電，是電解質(zhì)，向溶液中加入氯化鉀，溶液中氫離子濃度和氫

氧根離子濃度不改變，則不破壞水的電離，故C錯(cuò)誤；

D.醋酸鈉在水電離出自由移動(dòng)的醋酸根和鈉離子能導(dǎo)電，醋酸根能與水電離出的氫離子結(jié)合生成醋酸，促

進(jìn)水的電離，故D正確；

故選D.

電解質(zhì)是指在水溶液或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物；水的電離方程式為H2OUH++OHI加入的物質(zhì)或

離子能影響水電離平衡的移動(dòng)，則破壞水的電離，據(jù)此分析即可解答.

本題主要考查了電解質(zhì)的概念和影響水的電離因素，掌握電解質(zhì)必須是自身電離的化合物，加入含弱電解

質(zhì)的離子的物質(zhì)促進(jìn)水的電離是解答的關(guān)鍵，題目難度不大.

3.下列微粒中，對(duì)水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是（）

?夕

A.H-C-C<D.Is22s22P63sl

<O*

H

【答案】C

【解析】解：A、微粒是醋酸根離子，是弱酸陰離子水解顯堿性，CH3coeT+%0UCH3COOH+OHI促

進(jìn)水的電離，故A不符合；

B、微粒是F1是弱酸陰離子，水解顯堿性，F(xiàn)-+H20#HF+0H-,促進(jìn)水的電離，故B不符合；

C、微粒為BL,對(duì)水的電離無(wú)影響，故C符合；

D、Is22s22P63sl表示鈉原子，鈉單質(zhì)和水劇烈反應(yīng)生成氫氧化鈉和氫氣，促進(jìn)水的電離，故D不符合；

故選C.

A、微粒是醋酸根離子，是弱酸陰離子水解顯堿性；

B、微粒是F1是弱酸陰離子，水解顯堿性；

C、微粒為澳離子，對(duì)水的電離無(wú)影響；

D、Is22s22P63sl表示鈉原子，與水反應(yīng)生成氫氧化鈉和氫氣.

本題考查了微粒結(jié)構(gòu)的分析判斷，主要是弱離子水解促進(jìn)水的電離，與水反應(yīng)的活潑金屬促進(jìn)水的電離，

題目難度中等.

4.已知25K時(shí)有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)：則下列有關(guān)說(shuō)法正確的是()

弱酸化學(xué)式CH3COOHHCNH2cO3

Ki=4.3xKF，

電離平衡常數(shù)(25。01.8x10-54.9x10-1。

-11

K2=5.6XIO

A.等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系為：pH(NaCN)>pH(Na2cO3)>pH(CH3coONa)

B.amol?LHCN溶液與bmol?LNaOH溶液等體積混合后，若所得溶液中c(Na+)>c(CN)則a

可能大于b

C.冰醋酸中逐滴加水，則溶液的導(dǎo)電性、醋酸的電離度均先增大后減小

D.NaHCC)3溶液中，一定存在c(Na+)=c(HCO.)+2c(CO歹)+c(H2CO3)

【答案】B

【解析】解：A、根據(jù)電離平衡常數(shù)可知酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋篊H3C00H>HCN>HC03,酸性越弱，對(duì)應(yīng)鈉

鹽中酸根離子水解程度越大，溶液的PH越大，物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系為：pH(Na2CO3)>

pH(NaCN)>pH(CH3COONa),故A錯(cuò)誤；

B、如c(Na+)>c(CN-),根據(jù)溶液電中性可知c(H+)<c(OH-),溶液呈堿性，少量的HCN與NaC混合溶液

顯堿性，HCN的物質(zhì)的量可能大于NaOH,即a可能大于b,故B正確；

C、冰醋酸屬于弱電解質(zhì)，加水促進(jìn)電離，冰醋酸中逐滴加水，溶液的導(dǎo)電性先增大后減小，pH先減小后

增大，醋酸的電離程度逐漸增大，故C錯(cuò)誤；

D、NaHCC)3存在物料守恒，即c(Na+)=c(HCO])+c(CO歹)+c(H2CO3),故D錯(cuò)誤；

故選：Bo

A、弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，反之酸性越弱，酸性越弱，對(duì)應(yīng)鈉鹽中酸根離子水解程度越大，

溶液的PH越大；

B、如c(Na+)>c(CN-),根據(jù)溶液電中性可知c(H+)<c(OH)溶液呈堿性；

C、冰醋酸屬于弱電解質(zhì)，加水促進(jìn)電離；

D、根據(jù)溶液的物料守恒判斷.

本題考查弱電解質(zhì)的電離、電離平衡常數(shù)、鹽的水解，題目難度不大，注意把握弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)以及

影響電離平衡常數(shù)的因素.

【關(guān)鍵能力提升練】

1,向純水中加入H2s。4溶液，則水的電離平衡()

A.向正反應(yīng)方向移動(dòng)B.向逆反應(yīng)方向移動(dòng)

C.不移動(dòng)D.無(wú)法確定

【答案】B

【解析】向純水中加入H2s溶液，相當(dāng)于加入氫離子，氫離子濃度增大，水的電離平衡逆向移動(dòng)，故B

項(xiàng)符合題意。

故選B。

2.相同溫度時(shí)100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL0.1mol/L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(shí)所需NaOH的量B.電離程度

C.電離平衡常數(shù)D.醋酸的物質(zhì)的量

【答案】B

【解析】A.計(jì)算兩溶液中醋酸的物質(zhì)的量，n(前)=J?%=0.1LXO.Olmol?=1X10-3m門(后)=

_13

c2.V2=0.01LxO.lmol-L=1x10-mol,兩者相等，因而中和時(shí)消耗的NaOH的量相等，故A錯(cuò)誤;

B.醋酸為弱電解質(zhì)，溶液濃度越大，電離程度越小，電離程度前者大于后者，故B正確；

C.電離平衡常數(shù)和溫度有關(guān)，溫度不變，平衡常數(shù)不變，故C錯(cuò)誤；

D.在相同溫度時(shí)，100mLO.Olmol?廣】的醋酸溶液與lOmLO.lmol?廣】的醋酸溶液中醋酸的物質(zhì)的量都為

O.OOlmoL故D錯(cuò)誤。

故選B。

3.下表是幾種常見弱酸的電離方程式及電離平衡常數(shù)(25?！?。下列說(shuō)法正確的是()

酸電離方程式電離平衡常數(shù)￡

CHjCOOHCHJCOOH^^CHJCOO+H，1.75X10'4

&=4.31X107

HCOJ

2n

Hcor^=^H*+corK2=4.70X10

HsPOsuiH'+HaPO；&=7J0X10r

g

H3PO4H：PO；5=^H.+HPO；A；2=6.23X10'

HPOj-?=^H*+POl-&=4.20X10-”

A.溫度升高，K減小

B.向(MmohLTCHsCOOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H+)/c(CH3C00H)將減小

C.等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系為pH(Na2cO3)>pH(CH3coONa)>pH(Na3PO4)

D.PO：、HPOr和H2Poz在溶液中能大量共存

【答案】B

【解析】對(duì)于電離平衡常數(shù)而言，溫度越大K值越大，A錯(cuò)誤；向0.1mol」TCH3COOH溶液中加入少量冰

醋酸，相當(dāng)于更濃的醋酸的電離，此時(shí)電離的醋酸物質(zhì)的量更少，c(H+)/c(CH3coOH)將減??；C選項(xiàng)中等

物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系應(yīng)該比較各種鹽類的水解程度，所對(duì)應(yīng)的酸越弱，K值越小，則對(duì)應(yīng)強(qiáng)堿弱

酸鹽的水解程度越大，PH越大，pH(Na3PoQ〉pH(Na2co3)>pH(CH3C00Na);D選項(xiàng)中PO：、HPO廠和

H2Poz在溶液中無(wú)法大量共存。

4.對(duì)水的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是()

A.HC1B.26M3+C.Cl-D.CH3coeT

【答案】C

【解析】A.HC1在水溶液中能電離出氫離子而抑制水電離，故A不選；

為Fe3+,鐵離子能水解而促進(jìn)水電離，故B不選;

C.氯離子是強(qiáng)酸根離子，不水解，不影響水電離，故c選；

D.醋酸根離子是弱酸根離子，能水解而促進(jìn)水電離，故D不選。

故選C。

【學(xué)科素養(yǎng)拔高練】

1.pC類似pH,如圖為CO2的水溶液中加入強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液后，平衡時(shí)溶液中各種組分的pC-pH圖。依

據(jù)圖中信息，下列說(shuō)法不正確的是()

A.H2c。3、HCO]、COp不能在同一溶液中大量共存

B.H2cO3電離平衡常數(shù)Li?RY

C.人體血液里主要通過(guò)碳酸氫鹽緩沖體系(H2cO3/HCO?？梢缘窒倭克峄驂A，維持pH=7.4,但當(dāng)

過(guò)量的酸進(jìn)入血液中時(shí)，血液緩沖體系中的c(H+)/c(H2c。3)最終將變大

D.pH=9時(shí),溶液中存在關(guān)系c(H+)+c(H2cO3)=c(OH-)+c(CO?)

【答案】D

【解析】解：A.H2c。3存在的溶液中酸性較強(qiáng)、CO歹存在的溶液中堿性較強(qiáng)，所以H2c。3、CO歹不能在同

一溶液中大量共存，故A正確；

B.pH=6時(shí)c(H2cO3)=c(HCO。時(shí)，H2cO3電離平衡常數(shù)Li=式叱曙器)=c(H+)=IO-6,故B正確;

C(H2CU3;

C.但當(dāng)過(guò)量的酸進(jìn)入血液中時(shí)，血液緩沖體系中的C(H+)增大，溶液的pH值減小，則c(H2c。3)增大而逸出

二氧化碳，所以當(dāng)過(guò)量的酸進(jìn)入血液中時(shí)，血液緩沖體系中的滯吟最終將變大，故C正確；

C(H2CO3)

D.pH=9時(shí),溶液中存在電荷守恒c(H+)=c(OH-)+2c(CO/)+c(HCO]),如果c(H+)+c(H2cO3)=

c(OH-)+c(CO歹)成立，則存在c(H+)+2c(H2cO3)+c(CO1-)=c(OH-)+2c(CO『)+c(HCO),所以存在

2c(H2co3)+c(CO歹)=0,不符合題意，故D錯(cuò)誤;

故選：Do

A.H2cO3存在的溶液中酸性較強(qiáng)、CO歹存在的溶液中堿性較強(qiáng)；

B.當(dāng)c(H2c。3)=c(HCO])時(shí)，H2cO3電離平衡常數(shù)Ka】=以吆喘即)=c(H+)；

C.但當(dāng)過(guò)量的酸進(jìn)入血液中時(shí)，血液緩沖體系中的C(H+)增大，溶液的pH值減小，貝!jc(H2c。3)增大而逸出

二氧化碳；

+

D.pH=9時(shí)，溶液中存在電荷守恒c(H+)=c(OH-)+2c(CO歹)+c(HCO]),如果c(H)+c(H2CO3)=

c(OH-)+c(CO歹)成立，則存在c(H+)+2C(H2CO3)+c(CO歹)=c(OH-)+2c(CO歹)+c(HCO])。

本題考查弱電解質(zhì)的電離，側(cè)重考查圖象分析判斷及知識(shí)綜合運(yùn)用能力，明確溶液中各微粒濃度關(guān)系、電

離平衡常數(shù)計(jì)算方法等知識(shí)點(diǎn)是解本題關(guān)鍵，D為解答易錯(cuò)點(diǎn)，采用逆向思維方法進(jìn)行判斷，題目難度不

大。

2.下列數(shù)據(jù)不一定隨著溫度升高而增大的是()

A.鹽類水解常數(shù)町B.難溶電解質(zhì)的溶度積

C.弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)KD.水的離子積Kw

【答案】B

【解析】A.鹽類水解是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進(jìn)水解，則升高溫度，鹽類水解平衡常數(shù)增大，故A不選;

B.絕大多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解過(guò)程是吸熱的，但也有少數(shù)例外，如氫氧化鈣溶解過(guò)程是放熱的，溫度升高，

其溶度積減小，故B選；

C.弱電解質(zhì)的電離為吸熱的，升高溫度，促進(jìn)電離，則升高溫度，弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)K增大，故C

不選；

D.水的電離為吸熱的，升高溫度，促進(jìn)電離，則升高溫度，水的離子積常數(shù)Kw增大，故D不選。

故選B。

3.(1)有①醋酸、②鹽酸、③硫酸三種稀溶液，用序號(hào)回答下列問(wèn)題：

①當(dāng)它們的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，其c(H+)由大到小順序?yàn)閛

②中和相同體積的同一種NaOH溶液，需同物質(zhì)的量濃度的三種酸溶液的體積由大到小的順序?yàn)?/p>

③當(dāng)三者c(H+)相同、體積相同時(shí)，分別加入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序

是O

(2)在25K時(shí)，相同濃度的HF、CH3COOH,HCN溶液，它們的電離平衡常數(shù)分別是3.5XlCF，18x

10-5、4.9x10-1。，其中氫離子濃度最大的是,未電離的溶質(zhì)分子濃度最大的是o

【答案】

③>②>①①二②>③①>②=③HFHCN

【解析[解：(1)①鹽酸是一元強(qiáng)酸、硫酸是二元強(qiáng)酸、醋酸是一元弱酸，相同濃度的這三種酸中c(H+)大

小關(guān)系為：③>②>①，

故答案為：③>②>①；

②中和相同體積的同一種NaOH溶液，消耗的氫離子的物質(zhì)的量相等，鹽酸和醋酸為一元酸，硫酸為二元

酸，則需同物質(zhì)的量濃度的三種酸溶液的體積由大到小的順序?yàn)椋篅=②〉③，

故答案為：①=②>③；

③醋酸為弱酸，硫酸和鹽酸為強(qiáng)酸，當(dāng)三者c(H+)相同、體積相同時(shí)，提供氫離子的物質(zhì)的量：醋酸〉鹽

酸=硫酸，則加入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生氣體的體積由大到小的順序是：=

故答案為：①>②=③；

(2)電離平衡常數(shù)越大酸性越強(qiáng)，則酸性：HF>CH3coOH>HCN,相同溫度和溫度條件下，氫離子濃度最

大的是為HF,未電離的溶質(zhì)分子濃度最大的為HCN,

故答案為：HF；HCNo

(1)①鹽酸是一元強(qiáng)酸、硫酸是二元強(qiáng)酸、醋酸是一元弱酸，據(jù)此判斷溶液中氫離子濃度大?。?/p>

②中和相同濃度相同體積的NaOH溶液，消耗氫離子的物質(zhì)的量相等，濃度相同時(shí)消耗酸溶液體積與酸的

元數(shù)成反比；

③鹽酸和硫酸為強(qiáng)酸，醋酸為弱酸，氫離子濃度相同時(shí)醋酸的物質(zhì)的量最大，鹽酸和硫酸提供的氫離子濃

度相等，溶液體積相等時(shí)，提供的氫離子的物質(zhì)的量越大，產(chǎn)生氫氣的體積越大；

(2)三者都是一元酸，電離平衡常數(shù)越大酸性越強(qiáng)，溶液中氫離子濃度越大，則未電離的溶質(zhì)分子濃度越小。

本題考查弱電解質(zhì)的電離平衡，題目難度中等，明確弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)為解答關(guān)鍵，注意掌握電離平衡

及其影響，試題側(cè)重考查學(xué)生的分析能力及靈活應(yīng)用能力。

4.25久時(shí)，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示:

化學(xué)式HC10

CH3COOHH2c。3

&=4.3xIO-

電離平衡常數(shù)1.7x10-53.0X10-8

K2=5.6xion

請(qǐng)回答下列問(wèn)題：

⑴相同溫度相同濃度的①C^COONa、②NaHC03、③Na2cO3、④NaClO四種溶液的PH由大到小的順

序?yàn)?用各溶液的序號(hào)表示).

(2)25久時(shí)，某實(shí)驗(yàn)小組同學(xué)欲證明鹽酸的酸性強(qiáng)于醋酸，下列措施合理的是.

A.用PH計(jì)測(cè)定等濃度的兩種溶液的PH.

B.將PH=3的兩溶液分別加水稀釋100倍后，再用PH計(jì)測(cè)定溶液的PH.

C.取濃度均為0.1mol/L等體積的兩溶液分別滴加0.1mol/L的氫氧化鈉溶液至恰好完全中和，測(cè)定消耗

氫氧化鈉溶液的體積.

D.測(cè)定PH=3的兩溶液的導(dǎo)電性.

E用PH試紙測(cè)定等濃度的NaCl溶液和C^COONa溶液的酸堿性.

【答案】

③>@>②>①；A、B、E

【解析】解：⑴酸性越強(qiáng)，其酸根離子的水解能力越弱，對(duì)應(yīng)溶液的pH越小，酸性：CH3coOH>H2cO3>

HC10>HCO3,則酸根離子的水解能力：CO/>CUT>HC05>CH3coeT,則溶液的pH由大到小的順序

是：③>④>②>①，故答案為：：(3)>(4)>(2)>@；

(2)證明鹽酸的酸性比醋酸的酸性強(qiáng)的方法有：測(cè)定相同濃度醋酸和鹽酸溶液的PH值大小；用相同濃度的

鹽酸和醋酸分別和碳酸鈣反應(yīng)，根據(jù)反應(yīng)速率判斷；通過(guò)比較體積相同、pH相同的酸溶液同倍數(shù)稀釋后,

溶液的pH變化大小來(lái)鑒別等.

A.用PH計(jì)測(cè)定等濃度的兩種溶液的PH,測(cè)定溶液PH小的為鹽酸，故A正確；

B.將PH=3的兩溶液分別加水稀釋100倍后，再用PH計(jì)測(cè)定溶液的PH,PH變化大的為鹽酸，故B正確；

C.取濃度均為O.lmol/L等體積的兩溶液分別滴加O.lmol/L的氫氧化鈉溶液至恰好完全中和，測(cè)定消耗氫氧

化鈉溶液的體積相同，不能說(shuō)明酸性強(qiáng)弱，故C錯(cuò)誤；

D.測(cè)定PH=3的兩溶液的導(dǎo)電性，溶液中離子濃度相同，導(dǎo)電性相同，不能說(shuō)明酸性強(qiáng)弱，故D錯(cuò)誤；

E.用PH試紙測(cè)定等濃度的NaCl溶液和C^COONa溶液的酸堿性，若顯堿性證明醋酸鈉溶液中醋酸根離子水

解，證明醋酸為弱酸，氯化鈉溶液呈中性為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，故答案為：A、B、E；

(1)酸性越強(qiáng)，其酸根離子的水解能力越弱，對(duì)應(yīng)溶液的pH越??；

(2)證明鹽酸的酸性比醋酸的酸性強(qiáng)的方法有：測(cè)定相同濃度醋酸和鹽酸溶液的PH值大??；用相同濃度的

鹽酸和醋酸分別和碳酸鈣反應(yīng)，根據(jù)反應(yīng)速率判斷；通過(guò)比較體積相同、pH相同的酸溶液同倍數(shù)稀釋后，

溶液的pH變化大小來(lái)鑒別等.

本題考查了弱電解質(zhì)電離平衡、鹽類水解應(yīng)用、弱電解質(zhì)的驗(yàn)證分析判斷，掌握基礎(chǔ)是解題關(guān)鍵，題目難

度中等.

5.表是25T時(shí)某些弱酸的電離平衡常數(shù)。

化學(xué)式CH3COOHHC10H2CO3H2c2O4

-7

Kal=4.1xIOKal=5.9XICT2

-1K=1.8x10-5

Ka/mol-LaKa=3,0x10-8

Ka2=5.6xIO-11Ka2=6.4x10-5

(l)pH相同的NaClO和CH3COOK溶液，其溶液的物質(zhì)的量濃度的大小關(guān)系是CH3COOKNaClO(填

“>”“<”或“="，下同)，兩溶液中：[Na+]-[C10-][K+]-[CH3COO-].若0,1mol-

LTCH3COOH溶液與0.1mol?LTNaOH溶液等體積混合(忽略混合后溶液體積的變化)，測(cè)得混合溶液的

pH=8,貝！|[Na+]—[CH3coeT]=。

(2)向0.1molLTCH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至[CH3COOH]：[CH3coeT]=5：9,此時(shí)溶液

pH=0

(3)取10mLpH=2的CH3COOH溶液，加入少量無(wú)水醋酸鈉固體(假設(shè)加入固體前后溶液體積保持不變

),待固體溶解后，溶液中需'的比值將_____(填“增大”“減小”或“無(wú)法確定”)。

[CH3CUUnJ

(4)向碳酸鈉溶液中滴加少量氯水的離子方程式_____o

【答案】

71--

>=9.9x10-mol-L-5減小Cl2+2co歹+H2O=2HCO3+Cl+C1O

【解析】解：(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可知：酸性CH3COOH>HC10,則NaClO的水解程度大于CH3COOK,所

以pH相同時(shí)CH3COOK的濃度大于NaClO；

由于兩溶液的pH相同，則兩溶液中氫離子、氫氧根離子的濃度相同，根據(jù)電荷守恒可得：[c(Na+)-

c(C10-)]=c(OH-)-c(K+)-c(CH3coer)]；

若O.lmol?LTCH3COOH溶液與O.lmol?『iNaOH溶液等體積混合(忽略混合后溶液體積的變化)，測(cè)得混合

+

溶液的pH=8,溶液中電荷守恒為：c(Na)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),貝|c(Na+)-c(CH3COO-)=

c(OH-)-c(H+)=10-6_10-8=9.9*io-7mol?L,

故答案為：>；=；9.9x10-7mol-L-1；

(2)醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=1,8x10-5="需黑號(hào)2,已知c(CH3coOH)：c(CH3coCT)=5：9,則

CgH3clUUH)

c(H+)=1.8xIO-5x|=1X10-5mol/L,則該溶液的pH=5,

故答案為：5；

(3)向醋酸溶液中加入醋酸鈉，醋酸根離子濃度增大，其電離平衡逆向移動(dòng)，氫離子濃度減小，醋酸分子濃

度增大，溶液中而喘大的比值減小，

故答案為：減??；

(4)將少量的氯氣通入到過(guò)量的碳酸鈉溶液中，氯氣和水反應(yīng)生成的鹽酸反應(yīng)生成碳酸氫鈉，次氯酸酸性強(qiáng)

于碳酸氫根離子，反應(yīng)生成碳酸氫鈉，反應(yīng)的離子方程式為：ci+2co|-+=2HCO3+er+cio-,

2H2O

故答案為：ci+2co打+=2HCO3+er+cio-o

2H2O

(1)根據(jù)醋酸和次氯酸的電離平衡常數(shù)判斷二者酸性強(qiáng)弱，酸性越強(qiáng)，對(duì)應(yīng)的酸根離子的水解程度越強(qiáng)，據(jù)

此判斷pH相同時(shí)醋酸鈉和次氯酸鈉的濃度大?。桓鶕?jù)電荷守恒判斷濃度關(guān)系；

(2)根據(jù)醋酸的電離平衡常數(shù)進(jìn)行計(jì)算；

(3)向醋酸溶液中加入醋酸鈉平衡逆向移動(dòng)；

(4)依據(jù)電離平衡常數(shù)判斷出的酸性H2c。3>HC10>HCO3,依據(jù)酸性強(qiáng)弱分析反應(yīng)產(chǎn)物，然后寫出反應(yīng)的

離子方程式。

本題考查弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響、電離平衡常數(shù)的有關(guān)計(jì)算、離子濃度大小比較等知識(shí)，題目難度

中等，明確弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽的水解原理為解答關(guān)鍵，注意明確電離平衡常數(shù)的概念及計(jì)算方法,

試題培養(yǎng)了學(xué)生的分析能力及化學(xué)計(jì)算能力。

6.“循環(huán)經(jīng)濟(jì)”和“低碳經(jīng)濟(jì)”是目前備受關(guān)注的課題，因而對(duì)碳、硫及其化合物的研究成為目前的

熱點(diǎn)。

(1)下列事實(shí)中，能用來(lái)比較碳元素和硫元素的非金屬性強(qiáng)弱的是(填序號(hào))。

A.H2sO3可與Na2cO3反應(yīng)生成CO2

BSC)?能使酸性KM11O4溶液褪色而CO?不能

C.S02具有漂白性而CO?沒(méi)有

D.CS2中碳元素為+4價(jià)，硫元素為-2價(jià)

E.硫化氫的沸點(diǎn)高于甲烷的沸點(diǎn)

(2)通過(guò)熱循環(huán)進(jìn)行能源綜合利用的反應(yīng)系統(tǒng)的原理如圖所示。

熱化學(xué)碳水循環(huán)制取氧氣和二氧化碳系統(tǒng)(I)

CO式g)+C(s)=^2CO(g)AH,=+172.4kJ-mol'1

；Fe,0,(s)+C0(g)5=±：3Fe0?+C0,(g)AH產(chǎn)+I7.2kj?mol')

3FeO(s)+H,O(g)==Fe,O(s)+H(g)A//,=-58.2kJ-mo『

s42___________________/；

2€0(8)+802(8)=S(g)+2CO2(g)AW4=+8.0kJ-mol"

I、______熱__化_學(xué)__硫__水_循__環(huán)_聯(lián)__產(chǎn)__氫_氣__和_二__氧__化_硫__系_統(tǒng)__(I_I_)______.；

系統(tǒng)(I)制取氫氣的熱化學(xué)方程式為；兩個(gè)系統(tǒng)制得等質(zhì)量的H2時(shí)所需能量較少的是

(3)CO和SO?在高溫時(shí)發(fā)生反應(yīng):2co(g)+SO2(g)US(g)+2cC)2(g)。在420K時(shí)，將2moiCO和ImolS02

充入10L的鋼瓶中，反應(yīng)達(dá)平衡后CO和CO2的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)恰好相等。

①420K時(shí)，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率%=,反應(yīng)的平衡常數(shù)&=o

②向起始溫度為420K的10L絕熱容器中充入2moic0和ImolSO2，重復(fù)實(shí)驗(yàn)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)

K2(填“>”“<”或“=")K「理由為。

(4)已知：亞硝酸(HNC>2”生質(zhì)和硝酸類似，但它是一種弱酸。常溫下亞硝酸的電離平衡常數(shù)Ka=5.1X

10-4；H2c。3的Kal=4.2X10-7,Ka2=5.61X10-11。在常溫下向含有2moi碳酸鈉的溶液中加入Imol

的HNC>2后，則溶液中co/、HCO1和N05的離子濃度由大到小的順序是。

【答案】(1)D;

1

(2)C(s)+2H2O(g)#CO2(g)+2H2(g)AH=+90.4kJ-mor