第八章水溶液中的電離平衡第21講弱電解質(zhì)的電離備考導(dǎo)航核心素養(yǎng)1．能用化學(xué)用語正確表示水溶液中弱電解質(zhì)的電離平衡。能通過實(shí)驗(yàn)證明水溶液中存在弱電解質(zhì)的電離平衡。2．能從電離平衡的角度分析溶液的性質(zhì)，如導(dǎo)電性等。3．能綜合運(yùn)用電離平衡原理，分析和解決生產(chǎn)、生活中有關(guān)電解質(zhì)溶液的實(shí)際問題。1．宏觀辨識(shí)與微觀探析：能從宏觀的物質(zhì)類別判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱，并解決實(shí)際問題。2．變化觀念與平衡思想：認(rèn)識(shí)弱電解質(zhì)的電離有一定限度，是可以調(diào)控的。能多角度、動(dòng)態(tài)地分析弱電解質(zhì)的電離平衡，并運(yùn)用平衡移動(dòng)原理解決實(shí)際問題。3．證據(jù)推理與模型認(rèn)知：知道可以通過分析、推理等方法認(rèn)識(shí)電離平衡的本質(zhì)特征、建立模型。能運(yùn)用模型解釋電離平衡的移動(dòng)，揭示現(xiàn)象的本質(zhì)和規(guī)律?？键c(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡移動(dòng)必備知識(shí)·梳理夯實(shí)eq\x(知)eq\x(識(shí))eq\x(梳)eq\x(理)1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)(1)定義與物質(zhì)類別eq\x(電解質(zhì))eq\f(在水,溶液里)eq\b\lc\|(\a\vs4\al\co1(\o(,\s\up7(__全部__電離))eq\x(強(qiáng)電解質(zhì)，包括__強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽__等),\o(,\s\up7(__部分__電離))eq\x(\a\al(弱電解質(zhì)，包括__弱酸、弱堿、極少數(shù)鹽,[如CH3COO2Pb]、水__等))))(2)與化合物類別的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分__離子__化合物及某些__共價(jià)__化合物，弱電解質(zhì)主要是某些__共價(jià)__化合物。(3)電離方程式的書寫——“強(qiáng)等號(hào)，弱可逆，多元弱酸分步離，多元弱堿分步電離一步書寫”。①強(qiáng)電解質(zhì)：如H2SO4：__H2SO42H＋＋SOeq\o\al(2－,4)__。②弱電解質(zhì)a．一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。b．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H2CO3：__H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)__。c．多元弱堿，分步電離，一步書寫。如Fe(OH)3：__Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。③酸式鹽a．強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)__；熔融時(shí)：NaHSO4__Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)__。b．弱酸的酸式鹽：“強(qiáng)中有弱”，如NaHCO3：__NaHCO3Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)__、__HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)__。(4)強(qiáng)、弱電解質(zhì)判斷的注意事項(xiàng)①酸堿的強(qiáng)弱和溶液酸堿性的強(qiáng)弱不是等同關(guān)系，前者看電離程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。強(qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)。②弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)，但它們對(duì)應(yīng)的鹽一般為強(qiáng)電解質(zhì)，如醋酸銨：CH3COONH4NHeq\o\al(＋,4)＋CH3COO－。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(__溫度__、__濃度__)下，弱電解質(zhì)分子__電離成離子__的速率和__離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子__的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時(shí)的狀態(tài)。平衡建立過程的v－t圖像如圖所示。a．開始時(shí)，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。b．平衡建立過程中，v(電離)＞v(結(jié)合)。c．當(dāng)v(電離)＝v(結(jié)合)時(shí)，電離達(dá)到平衡狀態(tài)。(2)弱電解質(zhì)電離平衡的特征電離平衡也是一種動(dòng)態(tài)平衡，遵循“逆、動(dòng)、等、定、變”的特點(diǎn)。具體分析如下：3．弱電解質(zhì)的電離平衡移動(dòng)(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)加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡__向右__移動(dòng)，電離程度__增大__。實(shí)例：以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對(duì)CH3COOH電離平衡(CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH＞0)的影響。改變條件平衡移動(dòng)方向c(CH3COOH)n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)電離程度導(dǎo)電能力電離平衡常數(shù)加水稀釋__右移____減小____增大____減小____減小____增大____減弱____不變__加少量冰醋酸__右移____增大____增大____增大____增大____減小____增強(qiáng)____不變__通入HCl氣體__左移____增大____增大____增大____減小____減小____增強(qiáng)____不變__加NaOH固體__右移____減小____減小____減小____增大____增大____增強(qiáng)____不變__加CH3COONa固體__左移____增大____減小____減小____增大____減小____增強(qiáng)____不變__加入鎂粉__右移____減小____減小____減小____增大____增大____增強(qiáng)____不變__升高溫度__右移____減小____增大____增大____增大____增大____增強(qiáng)____增大__特別提醒(1)稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的各離子濃度并不是都減小，如c(OH－)是增大的。(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如稀醋酸中加入冰醋酸。(3)電離平衡右移，離子的濃度不一定增大。電離程度也不一定增大，如稀醋酸中加入冰醋酸。4．電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動(dòng)離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由移動(dòng)離子的濃度越__大__、離子所帶電荷數(shù)越__多__，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。eq\x(小)eq\x(題)eq\x(自)eq\x(測(cè))1．判斷正誤，正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”。(1)弱酸的電離程度越大，溶液的導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(×)[提示]導(dǎo)電能力主要取決于溶液中離子總濃度，弱酸濃度一定的情況下，電離程度越大導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(2)氨水的濃度越小，一水合氨的電離程度越大。(√)[提示]稀釋促進(jìn)電離。(3)Ca(OH)2微溶于水，因此它是弱電解質(zhì)。(×)[提示]強(qiáng)弱電解質(zhì)只取決于是否完全電離，與溶解度無關(guān)。(4)在醋酸溶液中，當(dāng)c(CH3COO－)＝c(H＋)時(shí)，表示醋酸已達(dá)到電離平衡。(×)[提示]弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，粒子濃度不再改變，并非相等。(5)碳酸的電離方程式為H2CO32H＋＋COeq\o\al(2－,3)。(×)[提示]碳酸是二元弱酸，應(yīng)分步電離。(6)弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子，而強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子。(√)(7)弱電解質(zhì)加水稀釋，導(dǎo)電粒子的數(shù)目減小。(×)(8)弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力一定小于強(qiáng)電解質(zhì)。(×)(9)熔融時(shí)是否導(dǎo)電是區(qū)別強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)。(×)(10)除水的電離平衡外，醋酸溶液中存在電離平衡，而鹽酸中不存在電離平衡。(√)(11)醋酸溶液中，CH3COOH達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中檢測(cè)不出CH3COOH分子。(×)(12)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小。(×)(13)向稀氨水中加入鹽酸，鹽酸與NH3·H2O反應(yīng)，使NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－平衡左移。(×)(14)氨水中，當(dāng)c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(OH－)時(shí)，表示氨水已達(dá)到電離平衡。(×)(15)氨水中只存在NH3·H2O的電離平衡，不存在其他電離平衡。(×)(16)由常溫下0.1mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－。(√)(17)一定條件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋達(dá)到平衡時(shí)，c(H＋)＝c(CH3COO－)。(×)(18)向0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時(shí)都會(huì)引起溶液中c(H＋)減小。(√)2．深度思考：(1)舉例說明電離平衡右移時(shí)，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大。[提示]對(duì)于CH3COOHCH3COO－＋H＋達(dá)到平衡后，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(shí)，c(CH3COOH)比原平衡時(shí)大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會(huì)引起平衡右移，但c(H＋)都比原平衡時(shí)要小。(2)稀釋某一弱電解質(zhì)溶液時(shí)，所有微粒濃度都會(huì)減小嗎？[提示]對(duì)于弱電解質(zhì)的電離平衡體系的相關(guān)微粒，其濃度都是減小的。但由于還存在H2O的電離平衡，對(duì)弱酸溶液稀釋時(shí)，c(OH－)會(huì)增大；對(duì)弱堿溶液稀釋時(shí)，c(H＋)會(huì)增大。(3)分別畫出冰醋酸、濃醋酸和稀醋酸加水稀釋時(shí)導(dǎo)電能力的變化圖像。[提示](4)一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力如圖所示?；卮鹣铝袉栴}：①a、b、c三點(diǎn)中，醋酸溶液中H＋濃度最小的點(diǎn)是__a__。②醋酸電離程度最大的點(diǎn)是__c__。③通過微熱的方法可使c點(diǎn)溶液中c(CH3COO－)__增大__(填“增大”或“減小”)。[提示]①溶液的導(dǎo)電能力正比于溶液中的氫離子的濃度，導(dǎo)電能力越小則氫離子濃度越小，故為a點(diǎn)。②“越稀越電離”，加入的水越多，醋酸電離程度越大，故選c點(diǎn)。③“越熱越電離”，升溫促進(jìn)醋酸電離平衡正向移動(dòng)，故微熱可使c點(diǎn)溶液中c(CH3COO－)增大?？键c(diǎn)突破·訓(xùn)練提升微考點(diǎn)1弱電解質(zhì)的電離平衡典例1(2022·北京海淀高三檢測(cè))常溫下，對(duì)于1L0.1mol·L－1醋酸溶液。下列判斷正確的是(C)A．該溶液中CH3COO－的粒子數(shù)為6.02×1022B．加入少量CH3COONa固體后，溶液的pH降低C．滴加NaOH溶液過程中，n(CH3COO－)與n(CH3COOH)之和始終為0.1molD．與Na2CO3溶液反應(yīng)的離子方程式為COeq\o\al(2－,3)＋2H＋H2O＋CO2↑[解析]1L0.1mol·L－1醋酸溶液中醋酸的物質(zhì)的量為0.1mol，醋酸是弱酸，在溶液中部分電離，CH3COO－的粒子數(shù)小于6.02×1022，A錯(cuò)誤；加入少量CH3COONa固體后，溶液中CH3COO－的濃度增大，醋酸的電離平衡向左移動(dòng)，溶液中的氫離子濃度減小，酸性減弱，則溶液的pH升高，B錯(cuò)誤；1L0.1mol·L－1醋酸溶液中醋酸的物質(zhì)的量為0.1mol，根據(jù)物料守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1mol，C正確；醋酸是弱酸，離子方程式中不能拆寫成離子的形式，D錯(cuò)誤?！矊?duì)點(diǎn)集訓(xùn)1〕(1)(2022·安徽安慶月考)氫氰酸(HCN)的下列性質(zhì)中，能證明它是弱酸的是(C)A．HCN易溶于水B．HCN溶液的導(dǎo)電性比鹽酸的弱C．25℃時(shí)1mol/LHCN溶液pH約為3D．10mL1mol/LHCN溶液恰好與10mL1mol/LNaOH溶液完全反應(yīng)[解析]HCN是強(qiáng)酸還是弱酸，與溶解度無關(guān)，A項(xiàng)錯(cuò)誤；HCN溶液和鹽酸應(yīng)在相同條件下比較導(dǎo)電性，如在同溫、同壓、等濃度時(shí)，HCN溶液的導(dǎo)電性弱于鹽酸，B項(xiàng)錯(cuò)誤；25℃時(shí)1moL/LHCN溶液pH約為3，說明HCN部分電離，即HCN為弱電解質(zhì)，C項(xiàng)正確；HCN無論是強(qiáng)酸還是弱酸，均能與等濃度、等體積的NaOH溶液恰好完全反應(yīng)，D項(xiàng)錯(cuò)誤。(2)(2022·山東濰坊高三檢測(cè))設(shè)NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關(guān)于常溫下pH＝2的H3PO4溶液，下列說法正確的是(B)A．每升溶液中的H＋數(shù)目為0.02NAB．c(H＋)＝c(H2POeq\o\al(－,4))＋2c(HPOeq\o\al(2－,4))＋3c(POeq\o\al(3－,4))＋c(OH－)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強(qiáng)[解析]常溫下，pH＝2的H3PO4溶液中c(H＋)＝1×10－2mol·L－1，則1L溶液中H＋的數(shù)目為0.01NA，A項(xiàng)錯(cuò)誤；磷酸溶液中的陽離子有H＋，陰離子有H2POeq\o\al(－,4)、HPOeq\o\al(2－,4)、POeq\o\al(3－,4)及OH－，根據(jù)電荷守恒可得c(H＋)＝c(H2POeq\o\al(－,4))＋2c(HPOeq\o\al(2－,4))＋3c(POeq\o\al(3－,4))＋c(OH－)，B項(xiàng)正確；磷酸為弱電解質(zhì)，加水稀釋促進(jìn)電離，但c(H＋)減小，pH增大，C項(xiàng)錯(cuò)誤；磷酸的第一步電離方程式為H3PO4H2POeq\o\al(－,4)＋H＋，向磷酸溶液中加入NaH2PO4固體，根據(jù)同離子效應(yīng)可知，磷酸電離平衡逆向移動(dòng)，溶液酸性減弱，D項(xiàng)錯(cuò)誤。微考點(diǎn)2電離平衡與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系典例2(1)(2022·安徽合肥模擬)電導(dǎo)率是衡量電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力大小的物理量。常溫下，將相同體積的氫氧化鈉溶液和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液的電導(dǎo)率隨加入水的體積V(H2O)變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(D)A．曲線Ⅰ表示NaOH溶液加水稀釋過程中溶液電導(dǎo)率的變化B．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的pH：b＞c＞aC．將a、b兩點(diǎn)溶液混合，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)D．醋酸溶液稀釋過程中，eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)不斷增大[解析]加水稀釋時(shí)，醋酸進(jìn)一步電離，導(dǎo)電能力變化較小，則Ⅰ為醋酸稀釋曲線，故A錯(cuò)誤；NaOH溶液顯堿性，醋酸顯酸性，導(dǎo)電能力越大，說明離子濃度越大，則a、b、c三點(diǎn)溶液的pH：c＞b＞a，故B錯(cuò)誤；將a、b兩點(diǎn)溶液混合，由于醋酸濃度大于氫氧化鈉濃度，反應(yīng)后醋酸過量，溶液顯酸性，則溶液中：c(Na＋)＜c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，故C錯(cuò)誤；醋酸溶液稀釋過程中，Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)不變，而c(H＋)減小，所以eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)不斷增大，故D正確。(2)一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋，稀釋過程中溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示：下列說法正確的是(C)A．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的pH：c＜a＜bB．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)CH3COOH的電離程度：c＜a＜bC．用濕潤的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH，測(cè)量結(jié)果偏小D．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液用1mol·L－1NaOH溶液中和，恰好完全中和時(shí)消耗NaOH溶液體積：c＜a＜b[解析]由導(dǎo)電能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b，A項(xiàng)錯(cuò)誤；加水體積越大，越利于CH3COOH電離，故電離程度：c＞b＞a，B項(xiàng)錯(cuò)誤；用濕潤的pH試紙測(cè)量a處溶液的pH，相當(dāng)于稍微稀釋a點(diǎn)溶液，由圖可知，溶液導(dǎo)電能力會(huì)增強(qiáng)，c(H＋)增大，pH偏小，C項(xiàng)正確；a、b、c三點(diǎn)溶質(zhì)的物質(zhì)的量相同，用1mol·L－1NaOH溶液中和，恰好完全中和時(shí)消耗的n(NaOH)相同，故消耗的V(NaOH溶液)：a＝b＝c，D項(xiàng)錯(cuò)誤。〔對(duì)點(diǎn)集訓(xùn)2〕(1)(2022·江西模擬)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)率變化可以確定滴定反應(yīng)的終點(diǎn)。如圖是用KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。下列示意圖中，能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是(D)[解析]氯化氫是強(qiáng)電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)，滴加的NH3·H2O先和氯化氫反應(yīng)生成強(qiáng)電解質(zhì)氯化銨，但溶液體積不斷增大，溶液被稀釋，所以電導(dǎo)率下降；當(dāng)氯化氫完全被中和后，一水合氨繼續(xù)電離與弱電解質(zhì)醋酸反應(yīng)生成強(qiáng)電解質(zhì)醋酸銨，所以電導(dǎo)率增大；醋酸也完全反應(yīng)后，繼續(xù)滴加氨水，因?yàn)槿芤罕幌♂?，電?dǎo)率有下降趨勢(shì)。(2)(2022·山東青島期末)將濃度均為0.5mol·L－1的氨水和KOH溶液分別滴入到兩份均為20mLc1mol·L－1的AlCl3溶液中，測(cè)得溶液的導(dǎo)電率與加入堿液的體積關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是(C)A．c1＝0.2B．b點(diǎn)時(shí)溶液的離子濃度：c(Cl－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(OH－)＞c(H＋)C．a(chǎn)c段發(fā)生的反應(yīng)為Al(OH)3＋OH－AlOeq\o\al(－,2)＋2H2OD．d點(diǎn)時(shí)溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(AlOeq\o\al(－,2))＋c(OH－)[解析]溶液的導(dǎo)電率與離子濃度成正比，向AlCl3溶液中分別加入氨水和KOH溶液，首先分別生成Al(OH)3和NH4Cl、Al(OH)3和KCl；當(dāng)AlCl3完全反應(yīng)時(shí)，繼續(xù)滴加堿，Al(OH)3和KOH反應(yīng)生成可溶性的KAlO2，一水合氨和Al(OH)3不反應(yīng)，且一水合氨是弱電解質(zhì)，則一水合氨溶液導(dǎo)電率較小。所以導(dǎo)電率呈減小趨勢(shì)的是氨水滴定曲線、先減小后增大的是KOH溶液滴定曲線，則Ⅰ為KOH溶液滴定曲線。當(dāng)AlCl3和KOH恰好完全反應(yīng)生成Al(OH)3和KCl時(shí)，溶液中離子濃度最小，導(dǎo)電率最小，即a點(diǎn)二者恰好完全反應(yīng)，AlCl3＋3KOHAl(OH)3↓＋3KCl，則n(AlCl3)∶n(KOH)＝(c1mol·L－1×20mL)∶(0.5mol·L－1×48mL)＝1∶3，c1＝0.4，A錯(cuò)誤；b點(diǎn)溶質(zhì)為Al(OH)3和NH4Cl，NHeq\o\al(＋,4)水解導(dǎo)致溶液呈酸性，則c(OH－)＜c(H＋)，B錯(cuò)誤；ac段為Al(OH)3和KOH的反應(yīng)，離子方程式為Al(OH)3＋OH－AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O，C正確；d點(diǎn)溶液中溶質(zhì)為KOH、KAlO2、KCl，溶液中存在電荷守恒c(K＋)＋c(H＋)＝c(AlOeq\o\al(－,2))＋c(OH－)＋c(Cl－)，D錯(cuò)誤。萃取精華：1從“定性”和“定量”兩個(gè)角度理解電離平衡(1)從定性角度分析電離平衡。應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動(dòng)，移動(dòng)的結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。(2)從定量角度分析電離平衡。當(dāng)改變影響電離平衡的條件后，分析兩種微粒濃度之比的變化時(shí)，若通過平衡移動(dòng)的方向不能作出判斷，可采用化學(xué)平衡常數(shù)進(jìn)行定量分析。2溶液的導(dǎo)電能力電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動(dòng)離子的濃度和離子所帶的電荷數(shù)。自由移動(dòng)離子濃度越大，離子所帶電荷數(shù)越多，則溶液導(dǎo)電能力越強(qiáng)。將冰酸、稀酸加水稀釋，其導(dǎo)電能力隨加水的量的變化曲線如圖所示。提醒：①OA段導(dǎo)電能力隨加水量的增多而增強(qiáng)，原因是冰酸發(fā)生了電離，溶液中離子濃度增大。②AB段導(dǎo)電能力隨加水量增多而減弱的原因是隨著水的加入，溶液的體積增大，離子濃度減小，導(dǎo)電能力減弱。微考點(diǎn)3影響電離平衡的因素典例3(2022·河南周口月考)常溫下，對(duì)于0.1mol·L－1的醋酸溶液，下列說法正確的是(B)A．加水稀釋后，溶液中c(H＋)和c(OH－)都減小B．加入少量冰醋酸后，溶液中c(H＋)增大C．加入少量Na2CO3固體，醋酸電離平衡向左移動(dòng)D．適當(dāng)升高溫度，醋酸的電離平衡常數(shù)減小[解析]加水稀釋后，溶液的酸性減弱，即c(H＋)減小，但由KW可知，c(OH－)增大，A項(xiàng)錯(cuò)誤；加少量冰醋酸，醋酸濃度變大，電離平衡正向移動(dòng)，溶液中c(H＋)增大，B項(xiàng)正確；加少量Na2CO3固體，能與醋酸電離出的H＋發(fā)生反應(yīng)，使醋酸電離平衡向右移動(dòng)，C項(xiàng)錯(cuò)誤；弱電解質(zhì)電離吸熱，升溫促進(jìn)電離，導(dǎo)致電離平衡常數(shù)增大，D項(xiàng)錯(cuò)誤?！矊?duì)點(diǎn)集訓(xùn)3〕某溫度下，在飽和氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－。(1)若增大壓強(qiáng)，則溶液的pH__增大__(填“增大”“減小”或“不變”)。(2)若通入NH3，則平衡__不__(填“向左”“向右”或“不”)移動(dòng)。(3)若加水，則平衡__向右__(填“向左”“向右”或“不”)移動(dòng)，溶液的pH__減小__(填“增大”“減小”或“不變”)。(4)若加入氫氧化鈉固體，則溶液中的c(NHeq\o\al(＋,4))__減小__(填“增大”“減小”或“不變”)，溶液的pH__增大__(填“增大”“減小”或“不變”)。[解析](1)若增大壓強(qiáng)，氣體的溶解度增大，氨水中電離平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－向右移動(dòng)，則pH增大。(2)向飽和氨水中通入NH3，NH3不再溶解，所以電離平衡不移動(dòng)。(3)加水，氨水中電離平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－向右移動(dòng)，但是溶液的體積增大的程度比OH－的物質(zhì)的量增大的程度大，所以O(shè)H－濃度減小，則pH減小。(4)加氫氧化鈉固體，則氨水中電離平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－向左移動(dòng)，溶液中的c(NHeq\o\al(＋,4))減小，c(OH－)增大，pH增大。考點(diǎn)二電離平衡常數(shù)與電離度必備知識(shí)·梳理夯實(shí)eq\x(知)eq\x(識(shí))eq\x(梳)eq\x(理)1．電離常數(shù)(1)定義在—定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。(2)表達(dá)式弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)表達(dá)式一元弱酸HAHAH＋＋A－__Ka＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)__一元弱堿BOHBOHB＋＋OH－__Kb＝eq\f(cB＋·cOH－,cBOH)__多元弱酸H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)__Ka1＝eq\f(cH＋·cHCO\o\al(－,3),cH2CO3)__HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)__Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))__(3)意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)__越易__電離，所對(duì)應(yīng)粒子的酸性或堿性相對(duì)__越強(qiáng)__。(4)特點(diǎn)電離常數(shù)只與__溫度__有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度及酸堿性無關(guān)，由于電離過程是__吸熱__的，故溫度升高時(shí)K值__增大__。多元弱酸或多元弱堿在水中是分步電離的，每一步電離都有電離常數(shù)。(5)有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)①已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)。HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則：K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX－cH＋)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)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K＝eq\f(c2H＋,cHX)，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＋)。HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX－cH＋)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則c(H＋)＝eq\r(K·cHX)，代入數(shù)值求解即可。特別提醒(1)表達(dá)式中離子濃度是指達(dá)到平衡時(shí)的濃度、溶液中存在的離子濃度，不一定都是弱電解質(zhì)自身電離的，可以對(duì)比水的離子積去掌握。(2)可通過實(shí)例掌握根據(jù)電離常數(shù)不變，來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，稀釋時(shí)c(H＋)減小，Ka不變，則eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)變大。2．電離度(1)定義在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分比。(2)表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù))×100%(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(α)越__小__。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越__大__。(4)電離度(α)與電離平衡常數(shù)(Ka、Kb)之間的關(guān)系①一元弱酸(以CH3COOH為例)設(shè)常溫下，濃度為cmol·L－1的醋酸的電離度為αCH3COOHCH3COO－＋H＋起始(mol·L－1)c00轉(zhuǎn)化(mol·L－1)c·αc·αc·α平衡(mol·L－1)c－cα≈cc·αc·αKa＝eq\f(cα·cα,c)＝cα2、α＝eq\r(\f(Ka,c))，c(H＋)＝cα＝eq\r(Ka·c)。②一元弱堿(如NH3·H2O，電離常數(shù)為Kb)同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝eq\r(Kb·c)。eq\x(小)eq\x(題)eq\x(自)eq\x(測(cè))1．判斷正誤，正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”。(1)在一定溫度下，不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)一定相同。(√)(2)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka＝eq\f(c2H＋·cCO\o\al(2－,3),cH2CO3)。(×)[提示]H2CO3是二元弱酸，分步電離，有兩個(gè)電離常數(shù)。不能寫成一步電離。(3)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)受到溫度、濃度的影響。(×)[提示]電離常數(shù)只受溫度影響。(4)弱電解質(zhì)的電離程度越大，電離常數(shù)越大。(×)[提示]電離常數(shù)受溫度影響，電離程度受溫度、濃度等影響，例如加水稀釋后，電離程度增加，但電離常數(shù)不變。(5)電離常數(shù)越大，表示該電解質(zhì)電離能力越強(qiáng)。(√)[提示]電離常數(shù)表示弱電解質(zhì)電離程度的大小。(6)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定大于電離常數(shù)小的溶液。(×)[提示]弱酸溶液中c(H＋)的大小與酸的濃度和電離常數(shù)有關(guān)。(7)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。(×)(8)當(dāng)弱電解質(zhì)的濃度增大時(shí)，電離程度增大。(×)(9)對(duì)于1mol·L－1的CH3COOH溶液，升高溫度，電離程度增大。(√)(10)電離平衡向電離方向移動(dòng)，電離常數(shù)一定增大。(×)(11)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。(√)(12)電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大。(×)(13)向氨水中滴加相同濃度的CH3COOH溶液，eq\f(cNH\o\al(＋,4),cNH3·H2O)先增大再減小。(×)(14)溫度不變，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。(×)(15)要增大某種弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)，只能采取升高溫度的方法。(√)(16)對(duì)于CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定溫度下，加入鹽酸平衡左移，電離平衡常數(shù)減小。(×)(17)對(duì)于NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，K＝eq\f(cOH－·cNH\o\al(＋,4),cNH3·H2O)，表達(dá)式中的NHeq\o\al(＋,4)一定是氨水電離提供的。(×)(18)對(duì)于0.1mol·L－1的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))·c(OH－)變小。(√)(19)常溫下，向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH·cOH－)不變。(√)(20)常溫下向0.1mol·L－1CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶體，醋酸的電離平衡常數(shù)減小。(×)2．深度思考：部分弱酸的電離常數(shù)如下表：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO電離常數(shù)(25℃)K＝1.77×10－4K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11K＝3.0×10－8按要求回答下列問題：(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開_HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO__。(2)同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開_S2＞COeq\o\al(2－,3)＞ClO－＞HS－＞HCOeq\o\al(－,3)＞HCOO－__。(3)按要求書寫離子方程式：①將少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中__2HCOOH＋COeq\o\al(2－,3)2HCOO－＋H2O＋CO2↑__②將少量CO2氣體通入NaClO溶液中__ClO－＋CO2＋H2OHClO＋HCOeq\o\al(－,3)__③將少量CO2氣體通入Na2S溶液中__CO2＋H2O＋S2－HS－＋HCOeq\o\al(－,3)__(4)已知25℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的濃度為2.0mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__6.0×10－3__mol·L－1。將SO2通入該氨水中，當(dāng)c(OH－)降至1.0×10－7mol·L－1時(shí)，溶液中的eq\f(cSO\o\al(2－,3),cHSO\o\al(－,3))＝__0.62__。(5)已知H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝4.31×10－7、Ka2＝5.61×10－11，它的Ka1、Ka2差別很大的原因是什么？[提示]第一級(jí)電離出的H＋對(duì)第二級(jí)的電離有抑制作用。考點(diǎn)突破·訓(xùn)練提升微考點(diǎn)1電離平衡常數(shù)的理解與應(yīng)用典例1(2022·四川南充月考)酸在溶劑中的電離是酸中的H＋轉(zhuǎn)移給溶劑分子，如：HCl＋H2OH3O＋＋Cl－。已知H2SO4和HNO3在液態(tài)冰醋酸中的電離平衡常數(shù)：Ka1(H2SO4)＝6.3×10－9，Ka(HNO3)＝4.2×10－10。下列說法正確的是(B)A．液態(tài)冰醋酸中H2SO4的電離方程式：H2SO4＋2CH3COOHSOeq\o\al(2－,4)＋2CH3COOHeq\o\al(＋,2)B．H2SO4的冰醋酸溶液中：c(CH3COOHeq\o\al(＋,2))＝c(HSOeq\o\al(－,4))＋2c(SOeq\o\al(2－,4))＋c(CH3COO－)C．濃度均為0.1mol/L的H2SO4或HNO3的冰醋酸溶液：pH(H2SO4)＞pH(HNO3)D．向HNO3的冰醋酸溶液中加入液態(tài)冰醋酸，eq\f(cCH3COOH\o\al(＋,2),cHNO3)減小[解析]H2SO4在液態(tài)冰醋酸中發(fā)生部分電離，且以第一步電離為主，則液態(tài)冰醋酸中H2SO4的電離方程式為H2SO4＋CH3COOHHSOeq\o\al(－,4)＋CH3COOHeq\o\al(＋,2)，故A錯(cuò)誤；根據(jù)質(zhì)子守恒，H2SO4的冰醋酸溶液中存在：c(CH3COOHeq\o\al(＋,2))＝c(HSOeq\o\al(－,4))＋2c(SOeq\o\al(2－,4))＋c(CH3COO－)，故B正確；因?yàn)镵a1(H2SO4)＞Ka(HNO3)，故0.1mol/L的兩種溶液中硫酸電離出的c(CH3COOHeq\o\al(＋,2))大，則其pH小，故C錯(cuò)誤；因?yàn)閑q\f(cCH3COOH\o\al(＋,2),cHNO3)＝eq\f(cCH3COOH\o\al(＋,2)·cNO\o\al(－,3),cHNO3·cNO\o\al(－,3))＝eq\f(KaHNO3,cNO\o\al(－,3))，加入液態(tài)冰醋酸，Ka(HNO3)不變，c(NOeq\o\al(－,3))減小，比值增大，故D錯(cuò)誤?！矊?duì)點(diǎn)集訓(xùn)1〕(2022·海南高考調(diào)研測(cè)試)25℃時(shí)，三種酸的電離平衡常數(shù)如下表所示?；瘜W(xué)式CH3COOHHClOH3PO3名稱醋酸次氯酸亞磷酸電離平衡常數(shù)1.8×10－53.0×10－8Ka1＝8.3×10－3Ka2＝5.6×10－6回答下列問題：(1)pH相等的CH3COOH溶液、HClO溶液、H3PO3溶液中，物質(zhì)的量濃度最小的是__H3PO3__(填化學(xué)式)。(2)已知Na2HPO3為正鹽，依據(jù)表格數(shù)據(jù)，H3PO3的第二級(jí)電離平衡常數(shù)表達(dá)式Ka2＝__eq\f(cHPO\o\al(2－,3)·cH＋,cH2PO\o\al(－,3))__；25℃時(shí)，5.6mol·L－1Na2HPO3溶液的pH＝__10__。(3)向體積均為10mL、c(H＋)均為10－2mol·L－1的CH3COOH溶液和一元酸HX溶液中，分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程中c(H＋)的變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)__大于__(填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的電離平衡常數(shù)，理由是__c(H＋)相同的CH3COOH溶液和HX溶液稀釋相同的倍數(shù)，HX溶液的c(H＋)變化更大__。(4)常溫下，將0.05mol·L－1的氨水逐滴加入10mL0.1mol·L－1CH3COOH溶液中至溶液顯中性，此時(shí)溶液中各離子濃度大小關(guān)系為__c(CH3COO－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(OH－)＝c(H＋)__。[解析](1)弱酸的電離平衡常數(shù)越小，酸性越弱，則形成相同pH的溶液時(shí)，酸性越弱的酸濃度越大，根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知，Ka1(H3PO3)＞Ka(CHCOOH)＞Ka(HClO)，所以pH相等的三種溶液中，H3PO3的濃度最小。(2)Na2HPO3為正鹽，則H3PO3為二元弱酸，其第二級(jí)電離方程式為H2POeq\o\al(－,3)HPOeq\o\al(2－,3)＋H＋，其電離平衡常數(shù)表達(dá)式為Ka2＝eq\f(cHPO\o\al(2－,3)·cH＋,cH2PO\o\al(－,3))；Na2HPO3溶液中存在著水解平衡HPOeq\o\al(2－,3)＋H2OH2POeq\o\al(－,3)＋OH－，設(shè)c(OH－)＝a，則其水解平衡常數(shù)為eq\f(cH2PO\o\al(－,3)·cOH－,cHPO\o\al(2－,3))＝eq\f(KW,Ka2)＝eq\f(a×a,5.6mol·L－1－a)＝eq\f(10－14,5.6×10－6)，解得a≈10－4mol·L－1，則溶液中c(H＋)＝10－10mol·L－1，pH＝10。(3)弱酸酸性越弱，其溶液稀釋時(shí)pH即c(H＋)變化越慢，據(jù)圖c(H＋)相同的醋酸溶液和HX溶液稀釋相同的倍數(shù)，HX溶液的c(H＋)變化更大，所以HX的電離平衡常數(shù)大于醋酸的電離平衡常數(shù)。(4)所得中性溶液中存在電荷守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，又因溶液呈中性，則c(H＋)＝c(OH－)，所以c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(CH3COO－)，水的電離程度較小，則離子濃度大小順序?yàn)閏(NHeq\o\al(＋,4))＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－)。微考點(diǎn)2電離平衡常數(shù)和電離度的相關(guān)計(jì)算典例2(1)(2022·江蘇常州模擬)H2S為二元弱酸，20℃的pKa1＝6.89，pKa2＝14.15(電離常數(shù)K的負(fù)對(duì)數(shù)－lgK＝pK)。在20℃時(shí)，向0.1mol·L－1的Na2S溶液中緩慢通入HCl(忽略溶液體積變化和H2S的揮發(fā))，在該過程中，下列微粒物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是(B)A．溶液中c(HS－)＝c(S2－)時(shí)，c(S2－)＋2c(H2S)＜c(Cl－)B．溶液呈中性時(shí)，c(HS－)＋2c(H2S)＝c(Cl－)C．溶液pH＝6.89時(shí)，c(Cl－)＞c(HS－)＞c(H2S)＞c(H＋)＞c(OH－)D．溶液中c(Cl－)＝0.2mol·L－1時(shí)，c(OH－)＋c(HS－)＋c(S2－)＝c(H＋)[解析]根據(jù)c(HS－)＝c(S2－)可知，溶液呈堿性，所以c(OH－)＞c(H＋)，由質(zhì)子守恒c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，可得c(Cl－)＜c(HS－)＋2c(H2S)，由于c(HS－)＝c(S2－)，所以c(Cl－)＜c(S2－)＋2c(H2S)，A錯(cuò)誤；結(jié)合質(zhì)子守恒c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)和pH＝7的溶液中c(OH－)＝c(H＋)，可得c(Cl－)＝c(HS－)＋2c(H2S)，B正確；溶液pH＝6.89時(shí)，c(H＋)＝10－6.89mol·L－1，溶液顯酸性，Ka1＝eq\f(cH＋·cHS－,cH2S)＝10－6.89，所以c(HS－)＝c(H2S)，弱電解質(zhì)的電離比較弱，溶液中離子濃度大小關(guān)系是c(Cl－)＞c(HS－)＝c(H2S)＞c(H＋)＞c(OH－)，C錯(cuò)誤；c(Cl－)＝0.2mol·L－1，說明Na2S恰好和通入的HCl完全反應(yīng)生成NaCl和H2S。溶液中，c(Na＋)＝c(Cl－)，根據(jù)電荷守恒c(Cl－)＋2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，可得c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)＝c(H＋)，D錯(cuò)誤。(2)已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，計(jì)算0.1mol·L－1CH3COOH溶液中H＋的濃度。[解析]設(shè)CH3COOH溶液中H＋的濃度為xmol·L－1，CH3COOHCH3COO－＋H＋起始(mol·L－1)0.100平衡(mol·L－1)0.1－xxxKa＝eq\f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(x2,0.1－x)＝1.75×10－5①由于Ka很小，所以x也很小，即0.1－x≈0.1②將②代入①式得，x≈1.32×10－3。〔對(duì)點(diǎn)集訓(xùn)2〕(1)(2022·山東淄博一模)高鐵酸鉀(K2FeO4)是一種優(yōu)良的水處理劑。25℃時(shí)，其水溶液中加酸或堿改變?nèi)芤旱膒H時(shí)，含鐵粒子的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示eq\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(已知δX＝\f(nX,nFe)))。下列說法正確的是(B)A．K2FeO4、H2FeO4都屬于強(qiáng)電解質(zhì)B．由B點(diǎn)數(shù)據(jù)可知，H2FeO4的第一步電離常數(shù)Ka1＝4.0×10－4C．25℃，H2FeO4(aq)＋H＋H3FeOeq\o\al(＋,4)(aq)的平衡常數(shù)K＞100D．A、C兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中水的電離程度相等[解析]溶液中存在HFeOeq\o\al(－,4)、H2FeO4，所以H2FeO4屬于弱電解質(zhì)，A錯(cuò)誤；由B點(diǎn)數(shù)據(jù)可知，H2FeO4的第一步電離常數(shù)Ka1＝eq\f(cH＋·cHFeO\o\al(－,4),cH2FeO4)＝eq\f(10－4×0.8,0.2)＝4.0×10－4，B正確；H2FeO4(aq)和H3FeOeq\o\al(＋,4)(aq)的物質(zhì)的量相等時(shí)pH約等于1.5,25℃，H2FeO4(aq)＋H＋H3FeOeq\o\al(＋,4)(aq)的平衡常數(shù)K＝eq\f(cH3FeO\o\al(＋,4),cH＋·cH2FeO4)＝eq\f(1,cH＋)＝101.5＜100，C錯(cuò)誤；A點(diǎn)的溶液呈酸性，說明H2FeO4電離大于HFeOeq\o\al(－,4)水解，抑制水電離，C點(diǎn)溶液呈堿性，說明HFeOeq\o\al(－,4)電離小于FeOeq\o\al(2－,4)水解，促進(jìn)水電離，對(duì)應(yīng)溶液中水的電離程度不相等，D錯(cuò)誤。(2)25℃時(shí)，將amol·L－1的氨水與0.01mol·L－1的鹽酸等體積混合所得溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)，用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝__eq\f(10－9,a－0.01)__。[解析]根據(jù)電荷守恒得c(H＋)＋c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)＋c(OH－)，因?yàn)閏(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液顯中性。Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)＝eq\f(\f(1,2)×0.01×10－7,\f(a,2)－\f(1,2)×0.01)＝eq\f(10－9,a－0.01)。萃取精華：電離平衡常數(shù)的應(yīng)用應(yīng)用舉例(1)判斷弱酸酸性(或弱堿堿性)的相對(duì)強(qiáng)弱K(HF)＞K(HClO)，則同濃度溶液的酸性：HF＞HClO(2)判斷酸與鹽反應(yīng)是否能發(fā)生(強(qiáng)酸制弱酸)K1(H2CO3)＞K(HClO)＞K2(H2CO3)，則NaClO＋CO2＋H2ONaHCO3＋HClO(3)判斷溶液中粒子濃度比值的變化例如在NH4Cl溶液中加水稀釋，判斷eq\f(cNH3·H2O·cH＋,cNH\o\al(＋,4))的值的變化趨勢(shì)，可將分子、分母同時(shí)乘以c(OH－)，得eq\f(KW,KbNH3·H2O)，則該比值只與溫度有關(guān)，溫度不變，比值不變(4)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱K(HF)＞K(CH3COOH)，酸(或堿)越弱，對(duì)應(yīng)的鹽水解的程度越大，鹽的堿(或酸)性越強(qiáng)，則同濃度鹽溶液的堿性：NaF＜CH3COONa(5)判斷酸式酸根離子的電離和水解程度的相對(duì)大小H2CO3的K1＝4.4×10－7、K2＝4.7×10－11，HCOeq\o\al(－,3)的水解常數(shù)：Kh＝eq\f(KW,K1)＝eq\f(10－14,4.4×10－7)≈2.3×10－8＞K2，故HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于其電離程度考點(diǎn)三一元強(qiáng)酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較必備知識(shí)·梳理夯實(shí)eq\x(知)eq\x(識(shí))eq\x(梳)eq\x(理)1．相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強(qiáng)酸__大____小____相同____相同____大__一元弱酸__小____大____小__2．相同pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較比較項(xiàng)目酸c(H＋)c(酸)中和堿的能力與活潑金屬產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強(qiáng)酸__相同____小____小____少____相同__一元弱酸__大____大____多__注：一元強(qiáng)堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。3．強(qiáng)酸與弱酸、強(qiáng)堿與弱堿稀釋時(shí)的pH變化圖像(1)圖中，a、b為pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d為pH相等的鹽酸和醋酸。對(duì)于該圖像，要深刻理解以下4點(diǎn)：①對(duì)于pH＝y(tǒng)的強(qiáng)酸溶液稀釋時(shí)，體積每增大10n倍，pH就增大n個(gè)單位，即pH＝y(tǒng)＋n；對(duì)于pH＝y(tǒng)的弱酸溶液來說，體積每增大10n倍，pH增大不足n個(gè)單位，即pH＜y＋n；無論怎樣稀釋，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趨近于7。②對(duì)于pH＝x的強(qiáng)堿溶液稀釋時(shí)，體積每增大10n倍，pH就減小n個(gè)單位，即pH＝x－n；對(duì)于pH＝x的弱堿溶液來說，體積每增大10n倍，pH減小不足n個(gè)單位，即pH＞x－n；無論怎樣稀釋，堿溶液的pH不能等于或小于7，只能趨近于7。③加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大?。喊彼綨aOH溶液，鹽酸＞醋酸。④稀釋后的pH仍然相等，則加水量的多少：氨水＞NaOH溶液，醋酸＞鹽酸。(2)體積相同、濃度相同的鹽酸與醋酸加水稀釋圖像如圖。若稀釋相同倍數(shù)，二者濃度仍相同，仍然是鹽酸的pH小，但差變小。4．判斷弱酸的三種方法方法一：根據(jù)弱酸的定義判斷，弱酸在水溶液中不能完全電離，如測(cè)0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。方法二：根據(jù)弱酸在水溶液中存在電離平衡判斷，條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，1＜pH＜2。方法三：根據(jù)弱酸的正鹽能發(fā)生水解判斷，如判斷CH3COOH為弱酸可做以下實(shí)驗(yàn)：(1)向一定濃度的醋酸鈉溶液中，加入幾滴酚酞溶液，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＞7。eq\x(小)eq\x(題)eq\x(自)eq\x(測(cè))1．判斷正誤，正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”。(1)pH＝3的醋酸溶液加水稀釋100倍后pH小于5。(√)[提示]弱電解質(zhì)加水稀釋會(huì)促進(jìn)電離。(2)等體積、等pH的鹽酸和醋酸中和堿的能力相同。(×)[提示]等pH的鹽酸和醋酸溶液相比，醋酸濃度更大，中和堿能力更強(qiáng)。(3)等濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別與足量Mg反應(yīng)，生成H2的速率從始至終都是鹽酸大。(√)[提示]反應(yīng)速率由溶液中c(H＋)決定，初始速率鹽酸較大，反應(yīng)過程中醋酸進(jìn)一步電離，但反應(yīng)速率仍小于鹽酸。(4)若升高酸溶液的溫度，pH減小。(×)[提示]升高強(qiáng)酸溶液的溫度，pH不變；升高弱酸溶液的溫度，pH減小。(5)加水稀釋兩種pH相同的酸溶液，pH變化大的一定是強(qiáng)酸。(×)[提示]加水稀釋兩種pH相同的酸溶液，pH變化大的酸一定比變化小的酸性強(qiáng)，但不一定是強(qiáng)酸。(6)用乙酸浸泡水壺中的水垢，可將其清除，說明乙酸的酸性小于碳酸的酸性。(×)(7)向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中eq\f(cH＋,cCH3COOH)減小。(×)(8)向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中eq\f(cNH\o\al(＋,4),cCl－)＞1。(×)(9)稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度。(×)(10)25℃時(shí)，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液的pH＝7。(×)(11)溶質(zhì)物質(zhì)的量相同的醋酸溶液和醋酸鈉溶液中所含的CH3COO－量相同。(×)(12)由1mol·L－1醋酸溶液pH≈2，推知CH3COOH溶液存在CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋。(√)2．深度思考：(1)在一定溫度下，有a．鹽酸b．硫酸c．醋酸三種酸：①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__b＞a＞c__(用字母表示，下同)。②同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是__b＞a＝c__。③若三者c(H＋)相同時(shí)，中和NaOH的能力由大到小的順序是__c＞a＝b__。④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H2(相同狀況)，則開始時(shí)反應(yīng)速率的大小關(guān)系為__a＝b＝c__，反應(yīng)所需時(shí)間的長短關(guān)系是__a＝b＞c__。⑤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__c＞a＝b__。⑥將c(H＋)相同且體積也相同的三種酸，分別與等濃度的NaOH稀溶液反應(yīng)至pH＝7，則消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為__c＞a＝b__。(2)改變下列條件，請(qǐng)寫出下列曲線哪條代表鹽酸的變化曲線。[提示]①④⑤(3)等pH、等體積的鹽酸(Ⅰ)和醋酸(Ⅱ)分別加水稀釋，溶液pH與體積的關(guān)系如圖：①常溫下，稀釋相同倍數(shù)對(duì)應(yīng)的b點(diǎn)和c點(diǎn)的導(dǎo)電能力更強(qiáng)的是？②酸溶液加水稀釋10n倍，pH變?yōu)槎嗌?？[提示]①pH越小，溶液中H＋和酸根離子濃度越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng)，導(dǎo)電能力c點(diǎn)更強(qiáng)。②強(qiáng)酸溶液稀釋10n倍，pH＝a＋n；弱酸溶液稀釋10n倍，a＜pH＜a＋n；且pH＜7?？键c(diǎn)突破·訓(xùn)練提升微考點(diǎn)1強(qiáng)弱電解質(zhì)圖像分析典例1濃度均為0.10mol·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lgeq\f(V,V0)的變化如圖所示，下列敘述錯(cuò)誤的是(D)A．MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性B．ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等D．當(dāng)lgeq\f(V,V0)＝2時(shí)，若兩溶液同時(shí)升高溫度，則eq\f(cM＋,cR＋)增大[解析]由圖像可知0.1mol·L－1的MOH溶液的pH＝13，說明MOH完全電離，為強(qiáng)電解質(zhì)，同理判斷ROH為弱電解質(zhì)，所以前者的堿性大于后者，A正確；ROH為弱電解質(zhì)，溶液越稀越易電離，所以電離程度b點(diǎn)大于a點(diǎn)，B正確；當(dāng)兩溶液無限稀釋下去，相當(dāng)于純水，所以二者氫氧根離子濃度相等，C正確；當(dāng)lgeq\f(V,V0)＝2時(shí)，MOH溶液的pH＝11，ROH溶液的pH＝10，MOH溶液不存在電離平衡，ROH溶液存在電離平衡，升高溫度平衡右移，M＋濃度無影響，R＋濃度增大，所以eq\f(cM＋,cR＋)減小，D錯(cuò)誤。〔對(duì)點(diǎn)集訓(xùn)1〕(1)(2022·北京海淀區(qū)模擬)25℃時(shí)，pH＝2的鹽酸和醋酸溶液各1mL分別加水稀釋，pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(D)A．曲線Ⅰ代表醋酸溶液的稀釋過程B．a(chǎn)點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性差C．將a、b兩點(diǎn)溶液加熱至30℃(忽略溶質(zhì)揮發(fā))，eq\f(cCl－,cCH3COO－)變大D．與相同濃度的NaOH溶液恰好中和時(shí)，消耗a點(diǎn)溶液的體積比b點(diǎn)溶液的體積大[解析]溶液稀釋時(shí)，醋酸進(jìn)一步電離，其溶液中氫離子濃度大于鹽酸的離子濃度，故曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程、Ⅱ應(yīng)為醋酸稀釋時(shí)的pH變化曲線，故A錯(cuò)誤；稀釋后鹽酸溶液中氯離子、氫離子濃度減小，則溶液導(dǎo)電性較弱，故a點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)，故B錯(cuò)誤；升高溫度后，醋酸的電離程度增大，醋酸根離子濃度增大，而氯離子濃度基本不變，則eq\f(cCl－,cCH3COO－)比值減小，故C錯(cuò)誤；醋酸的濃度大于鹽酸，與相同濃度的NaOH溶液恰好中和時(shí)，消耗a點(diǎn)溶液的體積比b點(diǎn)溶液的體積大，故D正確。(2)已知物質(zhì)的電阻率與導(dǎo)電能力成反比，物質(zhì)的電阻率越大，導(dǎo)電能力越弱。常溫條件下，向20mL濃度均為0.1mol·L－1HA和CH3COOH的混合液中滴加0.1mol·L－1的NH3·H2O，測(cè)得混合液的電阻率與加入NH3·H2O的體積(V)的關(guān)系如圖所示。下列說法錯(cuò)誤的是(B)A．HA是強(qiáng)酸B．常溫條件下，等濃度的HA和CH3COOH溶液中c(H＋)前者小C．a(chǎn)b段發(fā)生的反應(yīng)是HA＋NH3·H2ONH4A＋H2OD．c點(diǎn)溶液中的溶質(zhì)為NH4A和CH3COONH4[解析]若HA和CH3COOH都是弱酸，則隨著NH3·H2O的加入，酸堿反應(yīng)生成鹽，溶液導(dǎo)電性將增強(qiáng)、電阻率將減小，但圖像上隨著NH3·H2O的加入溶液電阻率增大、導(dǎo)電性反而減弱，說明原混合溶液中離子濃度更大，即HA為強(qiáng)電解質(zhì)，故A正確；HA完全電離，CH3COOH部分電離，HA比等濃度CH3COOH溶液中c(H＋)大，故B錯(cuò)誤；ab段是HA與NH3·H2O反應(yīng)，故C正確；c點(diǎn)中和完全，溶質(zhì)為NH4A和CH3COONH4，故D正確。微考點(diǎn)2實(shí)驗(yàn)描述型強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷典例2(2021·山東濰坊高三檢測(cè))下列事實(shí)中一定不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是(A)①常溫下某CH3COONa溶液的pH＝8②用CH3COOH溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗③等pH、等體積的鹽酸、CH3COOH溶液和足量鋅反應(yīng)，CH3COOH放出的氫氣較多④常溫下，pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等體積混合，溶液呈酸性⑤常溫下，pH＝1的CH3COOH溶液稀釋至100倍，pH＜3⑥10mL0.1mol·L－1CH3COOH恰好與10mL0.1mol·L－1NaOH溶液完全反應(yīng)A．②⑥ B．②⑤C．①③⑤ D．②④⑤⑥[解析]①說明溶液水解呈堿性，應(yīng)為強(qiáng)堿弱酸鹽，可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；②只能說明溶液離子濃度較小，錯(cuò)誤；③說明醋酸存在電離平衡，可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；④說明醋酸有剩余，即醋酸沒有完全電離，可以證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；⑤說明存在電離平衡，證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，正確；⑥只能說明一元酸堿恰好反應(yīng)，不能說明醋酸是弱酸，錯(cuò)誤?！矊?duì)點(diǎn)集訓(xùn)2〕關(guān)于25℃時(shí)，體積相同的鹽酸與醋酸兩種溶液，下列說法正確的是(A)A．若濃度相同，中和所需的NaOH物質(zhì)的量相同B．若濃度相同，分別與鎂條反應(yīng)的速率相等C．若pH相等，則c(CH3COO－)＞c(Cl－)D．若pH相等，分別與NaOH反應(yīng)呈中性后，n(CH3COO－)＜n(Cl－)[解析]如果兩種酸的濃度和體積都相同，則兩種酸的物質(zhì)的量相同，消耗的NaOH物質(zhì)的量相等，故A正確；與Mg反應(yīng)速率和酸溶液中c(H＋)成正比，如果濃度相同時(shí)c(H＋)：鹽酸＞醋酸，則開始時(shí)鹽酸反應(yīng)速率快，故B錯(cuò)誤；若pH相等，則兩種溶液中c(H＋)相等，溫度相同則兩種溶液中c(OH－)相等，兩種溶液中分別存在c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)、c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，所以c(Cl－)＝c(CH3COO－)，故C錯(cuò)誤；若pH相等，則酸濃度：c(CH3COOH)＞c(HCl)，兩種酸體積相等時(shí)n(CH3COOH)＞n(HCl)，分別與NaOH反應(yīng)后呈中性時(shí)醋酸鈉溶液中酸根離子多，所以n(CH3COO－)＞n(Cl－)，故D錯(cuò)誤。萃取精華：一元強(qiáng)酸(堿)和一元弱酸(堿)稀釋時(shí)的pH變化圖像等pH的一元強(qiáng)堿和一元弱堿等pH的一元強(qiáng)酸和一元弱酸等濃度的一元強(qiáng)堿和一元弱堿等濃度的一元強(qiáng)酸和一元弱酸變化圖像a、b意義a代表強(qiáng)酸或強(qiáng)堿；b代表弱酸或弱堿圖像特點(diǎn)稀釋相同倍數(shù)時(shí)，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿pH變化程度大；無限稀釋都只能無限趨近于7，但酸要小于7，堿要大于7本講要點(diǎn)速記：1．判斷強(qiáng)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．電離平衡的兩個(gè)特征v(電離)＝v(結(jié)合)≠0；分子、離子濃度保持不變。3．影響電離平衡的三個(gè)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．電離平衡常數(shù)電離常數(shù)表達(dá)式：K＝eq\f(cA＋·cB－,cAB)。(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(qiáng)弱、鹽類水解程度。(3)計(jì)算①已知c(HX)和c(H＋)求K。②已知K求c(H＋)。第22講水的電離和溶液的酸堿性備考導(dǎo)航核心素養(yǎng)1．認(rèn)識(shí)水是一種極弱的電解質(zhì)，能用化學(xué)用語正確表示水的電離平衡。2．結(jié)合離子積常數(shù)，能從電離平衡的角度分析溶液的性質(zhì)，如酸堿性等。能調(diào)控溶液的酸堿性。3．能正確測(cè)定溶液pH，能進(jìn)行溶液pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。4．結(jié)合真實(shí)實(shí)例，能分析和說明溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學(xué)研究，以及日常生活和醫(yī)療保健等方面的重要作用。1．變化觀念與平衡思想：認(rèn)識(shí)水的電離和水的離子積常數(shù)，能多角度、動(dòng)態(tài)地分析水的電離平衡，并運(yùn)用平衡移動(dòng)原理解決實(shí)際問題。2．證據(jù)推理與模型認(rèn)知：建立溶液酸堿性與pH的關(guān)系模型。理解酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)的原理以及滴定終點(diǎn)判斷方法。3．科學(xué)探究與創(chuàng)新意識(shí)：通過酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)，能客觀地進(jìn)行記錄、收集實(shí)驗(yàn)證據(jù)，基于現(xiàn)象和數(shù)據(jù)進(jìn)行分析并得出結(jié)論，發(fā)現(xiàn)誤差并能分析產(chǎn)生誤差的原因。考點(diǎn)一水的電離必備知識(shí)·梳理夯實(shí)eq\x(知)eq\x(識(shí))eq\x(梳)eq\x(理)1．水的電離(1)水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，通?？珊?jiǎn)寫為__H2OH＋＋OH－__。(2)eq\x(\a\al(水四,的個(gè),電特,離點(diǎn)))—eq\a\vs8\al(—“難”——eq\a\vs4\al(極難電離：在25℃時(shí)，純水中,cH＋＝cOH－＝__10－7mol·L－1__),—eq\a\vs4\al(“逆”——是可逆過程),—“等”——電離出的H＋和OH－濃度__相等__,—eq\a\vs4\al(“吸”——是吸熱過程))2．水的離子積常數(shù)(1)表達(dá)式：KW＝__c(H＋)·c(OH－)__。(2)常溫下：KW＝__1×10－14__。純水中c(H＋)＝c(OH－)＝__10－7mol·L－1__(pH＝7)。(3)影響因素：只與__溫度__有關(guān)，升高溫度，KW__增大__。(4)適用范圍：KW不僅適用于純水，也適用于稀的__電解質(zhì)__水溶液。(5)意義：KW揭示了在任何水溶液中均存在__H＋__和__OH－__，只要溫度不變，KW不變。特別提醒(1)水的離子積常數(shù)KW＝c(H＋)·c(OH－)，不僅適用于純水，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。(2)水的離子積常數(shù)說明在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－存在，只是相對(duì)含量不同而已。(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。在KW的表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中H＋、OH－總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。(4)水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；對(duì)于KW，若未注明溫度，一般認(rèn)為在常溫下，即25℃。3．水的電離平衡的影響因素(1)溫度：溫度升高促進(jìn)水電離，水的電離程度__增大__，KW__增大__，水的電離平衡__右移__。(2)加入酸或堿，水的電離程度__減小__，可__抑制__水的電離(相當(dāng)于“同離子效應(yīng)”)。如在水中加入鹽酸、氫氧化鈉等，可使水的電離程度__變小__，但不影響KW的大小。(3)加入可水解的鹽(含弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽)，可__促進(jìn)__水的電離(相當(dāng)于“離子反應(yīng)效應(yīng)”)。如在水中加入醋酸鈉、氯化銨、碳酸鈉等，可使水的電離程度__增大__，但不影響KW的大小(即KW不變)。(4)加入強(qiáng)酸的酸式鹽(如NaHSO4)，相當(dāng)于加入酸，__抑制__水的電離；加入弱酸的酸式鹽，對(duì)水的電離是促進(jìn)還是抑制，則要看弱酸酸式酸根離子的水解程度大還是電離程度大。[微點(diǎn)撥]水中加酸或堿對(duì)水的電離均有抑制作用，因此，在常溫下，若由水電離出的c(H＋)＜1×10－7mol·L－1，該溶液可能顯酸性，也可能顯堿性。eq\x(小)eq\x(題)eq\x(自)eq\x(測(cè))1．判斷正誤，正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”。(1)水的離子積即水的電離平衡常數(shù)。(×)(2)在表達(dá)式KW＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水電離出的。(×)(3)加水稀釋醋酸溶液，溶液中所有離子濃度都減小。(×)[提示]醋酸加水稀釋后，H＋濃度減小，由于溫度不變KW不變，OH－濃度增大。(4)25℃時(shí)CH3COONa溶液的KW大于100℃時(shí)NaOH溶液的KW。(×)[提示]KW只與溫度有關(guān)，溫度越高KW越大。(5)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水電離出的c(H＋)和c(OH－)相等。(√)[提示]不管溫度變化還是加入促進(jìn)或抑制水的電離的物質(zhì)，水自身電離出的c(H＋)和c(OH－)相等。(6)某溫度下，純水中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1，則此時(shí)c(OH－)＝5×10－8mol·L－1。(×)[提示]純水中c(H＋)＝c(OH－)＝2×10－7mol·L－1。(7)25℃與60℃時(shí)，水的pH相等。(×)(8)25℃時(shí)NH4Cl溶液的KW小于100℃時(shí)NaCl溶液的KW。(√)(9)純水中c(H＋)隨著溫度的升高而降低。(×)(10)由水電離出的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCOeq\o\al(－,3)能大量共存。(×)(11)向水中加入少量硫酸氫鈉固體，促進(jìn)了水的電離，c(H＋)增大，KW不變。(×)(12)水的離子積常數(shù)的數(shù)值大小與溫度和稀水溶液的濃度有關(guān)。(×)(13)溫度一定時(shí)，水的電離常數(shù)與水的離子積常數(shù)相等。(×)(14)100℃的純水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此時(shí)水呈酸性。(×)(15)常溫下，0.1mol·L－1的鹽酸與0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相等。(√)(16)向0.1mol·L－1的醋酸中逐滴滴加NaOH溶液，水的電離程度逐漸增大。(×)(17)將水加熱，KW增大，pH減小。(√)(18)已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等，現(xiàn)向10mL濃度為0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中水的電離程度始終增大。(×)2.25℃時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0，下列敘述正確的是(B)A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，KW不變C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移動(dòng)，c(H＋)降低D．將水加熱，KW增大，c(H＋)不變[提示]A項(xiàng)，加入稀氨水，NH3·H2O存在電離平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，c(OH－)增大，使水的電離平衡逆向移動(dòng)，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，加入NaHSO4，NaHSO4在水溶液中電離：NaHSO4Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)，c(H＋)增大，使水的電離平衡逆向移動(dòng)，由于溫度不變，KW不變，正確；C項(xiàng)，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，使水的電離平衡逆向移動(dòng)，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，升溫，KW增大，c(H＋)增大，錯(cuò)誤。3．深度思考：(1)某溫度下純水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則此時(shí)c(OH－)為__2×10－7mol·L－1__；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則溶液中c(OH－)為__8×10－11mol·L－1__，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)為__8×10－11mol·L－1__，此時(shí)溫度__高于__(填“高于”“低于”或“等于”)25℃。(2)甲同學(xué)認(rèn)為，在水中加入H2SO4，水的電離平衡向左移動(dòng)，原因是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同學(xué)認(rèn)為，加入H2SO4后，水的電離平衡向右移動(dòng)，原因?yàn)榧尤際2SO4后，c(H＋)濃度增大，H＋與OH－中和，平衡右移。你認(rèn)為哪種說法正確？并說明原因。加入酸、堿、鹽使水的電離平衡移動(dòng)后，溶液中c(H＋)·c(OH－)的值是否發(fā)生變化？[提示]甲正確。溫度不變，KW是常數(shù)，加入H2SO4后c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)＞KW，平衡左移。加入酸、堿、鹽使水的電離平衡移動(dòng)后，溶液中c(H＋)·c(OH－)不變，因?yàn)镵W僅與溫度有關(guān)，溫度不變，則KW不變。(3)KW＝c(H＋)·c(OH－)，其中H＋和OH－一定是由水電離出來嗎？[提示]不一定，如酸溶液中H＋由酸和水電離產(chǎn)生，堿溶液中OH－由堿和水電離產(chǎn)生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，當(dāng)溶液濃度不大時(shí)，總有KW＝c(H＋)·c(OH－)?？键c(diǎn)突破·訓(xùn)練提升微考點(diǎn)1外界條件對(duì)水的電離的影響典例1(2022·北京平谷一模)某同學(xué)探究溫度對(duì)溶液pH的影響，加熱一組試液并測(cè)量pH后得到如表數(shù)據(jù)(溶液濃度均為0.1mol·L－1)。下列說法正確的是(B)溫度/℃10203040pH純水7.307.106.956.74NaOH溶液13.5013.1112.8712.50CH3COOH溶液2.902.892.872.85CH3COONa溶液9.199.008.768.62A．隨溫度升高，純水的KW逐漸減小B．隨溫度升高，NaOH溶液pH變化主要受水電離平衡變化影響C．隨溫度升高，CH3COOH的電離促進(jìn)了水的電離D．隨溫度升高，CH3COONa溶液的pH減小，說明水解程度減小，c(CH3COO－)增大[解析]升高溫度，促進(jìn)水的電離，由溶液pH變化可知，隨溫度升高，純水的KW逐漸增大，A錯(cuò)誤；加熱NaOH溶液，pH減小，原因是升溫促進(jìn)水的電離，氫離子濃度增大，B正確；加熱促進(jìn)醋酸的電離，但醋酸電離抑制水的電離，C錯(cuò)誤；醋酸鈉的水解為吸熱過程，加熱促進(jìn)其水解，D錯(cuò)誤?！矊?duì)點(diǎn)集訓(xùn)1〕(2022·北京豐臺(tái)區(qū)模擬)常溫時(shí)純水中存在電離平衡：H2OH＋＋OH－。下列敘述正確的是(D)A．升高溫度，水的電離程度增大，c(H＋)增大，pH＜7，溶液顯酸性B．向水中加入少量氨水，平衡逆向移動(dòng)，抑制水的電離，c(OH－)降低C．向水中加入少量硫酸，c(H＋)增大，由水電離出的c(H＋)＞1×10－7mol·L－1D．向水中加入少量NH4Cl固體，NHeq\o\al(＋,4)結(jié)合水電離出的OH－，由水電離出的c(H＋)＞1×10－7mol·L－1[解析]升高溫度，水的電離程度增大，c(H＋)增大，pH＜7，c(H＋)＝c(O