專題01電離平衡

i目錄

i

!01知識(shí)腦圖?學(xué)科框架速建

i

|02考點(diǎn)精析?知識(shí)能力全解

；【知能解讀01】弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

i

【知能解讀02】電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用

i

!03攻堅(jiān)指南?高頻考點(diǎn)突破口難

!

1【重難點(diǎn)突破01】酸性、堿性強(qiáng)弱比較

；【重難點(diǎn)突破02】有關(guān)電離常數(shù)計(jì)算的兩種類型(以弱酸HX為例)

i

i04避坑錦囊?易混易錯(cuò)診療

i

!【易混易錯(cuò)01】電離平衡中的7個(gè)易錯(cuò)點(diǎn)

!

；【易混易錯(cuò)02］利用電離常數(shù)(K)巧判溶液稀釋中有關(guān)粒子濃度比值大小

|【易混易錯(cuò)03】外界條件對(duì)電離平衡影響的四個(gè)不一定

105通法提煉?高頻思維拆解

i【方法技巧01】弱電解質(zhì)的判斷方法

i

【方法技巧01】從"定性"和"定量"兩個(gè)角度理解電離平衡

知識(shí)腦圖?學(xué)科框架速建

強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中全部電離，包

括：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽等

強(qiáng)、弱

電解質(zhì)弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離，包括:

弱酸、弱場(chǎng)、極少數(shù)鹽【如（CH3COO）

2Pb］、水等

電離方程強(qiáng)等號(hào)，弱可逆，多元弱酸分步離，多元

式書寫弱堿分步電離一步書寫

弱電解

質(zhì)的電一可逆過程

-I

—H電ARX熊介）?*<>

特_

電禺征

一條件?定.平■體系中向，。分r的彼度?定

平衡

一條件改交.平街發(fā)生移動(dòng)

電離平

內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定弱電解

衡常數(shù)

質(zhì)電離程度的大小

溫度：由于電離過程吸熱，溫度

K越大，弱電解質(zhì)越易電離一意義改變，平衡移動(dòng)，升溫，促進(jìn)電

離，電離平衡向右移動(dòng)

①判斷弱酸（或弱堿）的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平

衡常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強(qiáng)。濃度：電解質(zhì)溶液濃度越小，電

離程度越大

②判斷鹽溶液的酸性（或堿性）的強(qiáng)弱，

外

電離平衡常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度

因同離子效應(yīng)：加入含弱電解質(zhì)離

逸小，酸性（或堿性）越弱。子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移

動(dòng)，抑制電離，電離程度減小

④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.加入可與弱電解質(zhì)反應(yīng)的離子:

畫斷微粒濃度比值的變化。電解質(zhì)電離程度增大，促迸電

離，電離平衡向右移動(dòng)

祈?知識(shí)能力全解

知餓靜接（[01弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

L強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)

⑴定義與物質(zhì)類別

電解質(zhì)

在”（全部電離：強(qiáng)電解質(zhì)，包括：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽等

福港1部分電離：弱電解質(zhì)，包括:弱酸、弱堿、極少數(shù)鹽【如（CH3COO）2Pb】、水等

--------------------------------------------------------------------------------

⑵與化合物類別的關(guān)系

強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分一離子一化合物及某些一共價(jià)—化合物，弱電解質(zhì)主要是某些一共價(jià)—化合物。

⑶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?gòu)?qiáng)電解質(zhì)：如H2sO,：H2so4=2H++SOF

②弱電解質(zhì)

a.一元弱酸，如CH3coOH：CH’COOH^^CH3coeT+H10

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：,H2CO3

H'+HCO3HCO1H+COP<.

c.多元弱堿,分步電離,一步書寫。JOFe（OH）3：

Fe（0H）3:-----^^++3014二。

③段式鹽

a.強(qiáng)酸的酸式鹽

如NaHSO4在水溶液中：NaHS（lt=Na++H++SOF:熔融時(shí)：NaHSO4=_Na"+HS0r_o

b.弱酸的酸式鹽:“強(qiáng)中有弱”，inNaHCO3：

_NaHCO3=Na'+HCC）3_、HCOF二tH+COF?

（4）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。出十）和cQH.）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)，如醋酸錢：CH3COONH4=NH：-FCH3COOO

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（空度_、一濃度_）下,弱電解質(zhì)分子一電離成離子—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。

反應(yīng)速率（u）

劃電解質(zhì)分子

電離成離子的

速率

兩種速率相等，

處于電離平衡狀態(tài)

離子結(jié)合成弱

電解質(zhì)分子的

速率

%4時(shí)向（，）

a.開始時(shí)，w電?。┳钊耍?。（結(jié)介）為（）。

b.平衡建立過程中，。（電電>。（結(jié)合）。

c.當(dāng)。（電寅）三。（結(jié)合）時(shí)，電離達(dá)到平衡狀態(tài)。

（2）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:

O逆—可逆一過程

I

。動(dòng)一U（電離）=U（結(jié)合）工0,動(dòng)態(tài)平衡，。等

I

。定一條件一定，平衡體系中分子與離子的濃度一定

。變一條件改變，平衡一發(fā)生移動(dòng)—

⑶影響電離平衡的因素：

因素對(duì)電離平衡的影響

內(nèi)因弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定弱電解質(zhì)電離程度的大小

由于電離過程型，溫度改變，平衡移動(dòng)，升溫，促進(jìn)電離，

溫度

電離平衡向直移動(dòng)

濃度電解質(zhì)溶液濃度越小，電離程度越大

外因加入含弱甩解質(zhì)離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移動(dòng)，flJiW

同離子效應(yīng)

外加電電離，電掰程度減小

解質(zhì)含有可與弱電解

電解質(zhì)電離程度增大,促進(jìn)電離，電離平衡向左移動(dòng)

質(zhì)反應(yīng)的離子

_,

下面以0.1molLCH3COOH溶液為例（CH3coOH==iCH3coeT+H'A”>0）,用平衡移動(dòng)原理分析外

界條件對(duì)CH3COOH電離平衡的影響。

平衡移?CH3coo電離導(dǎo)電電離平

改變條件C(CH3COOH)”(H+)c(H+)

動(dòng)方向一)程度能力衡常數(shù)

—右移—增大一減小—增大_減弱―不變

加水稀釋減個(gè)—減小一

加少量一右移一增大一增大.減小一增強(qiáng)一不變

增大增大

冰醋酸

通入HC1—左移—增大一增大—減小—增強(qiáng)—不變

—增大_減小

氣體

加NaOH右移_減小_減小一增大一增強(qiáng)一不變

減小增大

固體

加

.左移—減小_減小_減小一增強(qiáng)一不變

增大增大

CH?COONa

固體

加入鎂粉一疝移減個(gè)減小減小增大一增大—增強(qiáng)—不變

————————————

一右移增大增大.增大一增強(qiáng)增大

升高溫度減/.、__增大—

【跟蹤訓(xùn)練】

1.判斷正誤，正確的打“J”，錯(cuò)誤的打“X”.

(1)溶液導(dǎo)電能力弱的電解質(zhì)一定是弱電解質(zhì)。(X)

(2)稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度。(X)

(3)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。(，)

(4)AgCl的水溶液不導(dǎo)電，而CH￡OOH的水溶液能導(dǎo)電，故AgCl是弱電解質(zhì)，CH3co0H是強(qiáng)電解質(zhì).

(X)

⑸碳酸的電離方程式為H2co3；=i2酎+8歹。(X)

⑹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。(J)

(7)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小.(X)

(8)向稀氨水中加入鹽酸，鹽酸與NH3H2O反應(yīng)，使NH3?H2O=±NH；+OH一平衡左移。(X)

(9)氨水中，當(dāng)c(NH；)=c(0H)時(shí)，表示氨水已達(dá)到電離平衡。［X)

(10)一定條件下，CH3coOH^^CH3co(T+H，達(dá)到平衡時(shí)，c(H>=c(CH3coO)。(X)

⑴響0.1molL^CH3coOH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。

(J)

(12)用pH相同的氫氟酸和鹽酸中和等體積等濃度的NaOH溶液.鹽酸消耗的體枳多。(J)

2.常溫下，向pH均為2、體積均為V。的HA、HB、HC溶液中分別加水稀釋至體積為V,溶液pH隨

V

惶干的變化關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是

vo

A.常溫下，b、c兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)的酸的電離常數(shù)K、HB)=Ka(HC)

C(A-)

B.將常溫下c、e兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液升高至50C°,4-4>1

c(B-)

C.等濃度的三種鈉鹽溶液的pH:pH(NaA)>pH(NaB)>pH(NaC)

D.等體積的b、d兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液消耗等濃度的NaOH溶液：KFOOVd

【答案】D

【分析】弱酸加水稀釋，根據(jù)“越弱越電離"，若稀釋相同倍數(shù)，酸性越弱pH變化越小，根據(jù)圖像，稀

釋1000倍，HA的pH增大3、HB的pH增大2、HC的pH增大1,貝IjHA是強(qiáng)酸；HB、HC是弱酸，且

酸性HB>HCO

【解析】A.常溫下，酸性HB>HC,所以b、c兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)的酸的電離常數(shù)((HBAK/HC),故A錯(cuò)誤；

B.c、e兩點(diǎn)pH相等，根據(jù)電荷守恒，則c(A)=c(B)；HA是強(qiáng)酸，升高溫度，A的濃度不變，HB是弱

酸，升高溫度，電離平衡正向移動(dòng)，B的濃度增大，將常溫下c、e兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液升高至50C。，

C.HA是強(qiáng)酸；HB、HC是弱酸，且酸性HB>HC,根據(jù)“越弱越水解”，等濃度的三種鈉鹽溶液的pH：

pHiNaA)<pH(NaB)<pH(NaC),故C錯(cuò)誤；

D.b點(diǎn)溶液中HC的濃度是d點(diǎn)的100倍，等體積的b、d兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液，b點(diǎn)HC的物質(zhì)的量是d點(diǎn)的

100倍，所以b點(diǎn)消耗氫氧化鈉的物質(zhì)的量是d點(diǎn)的100倍，則消耗等濃度的NaOH溶液V『IOOVd，故

D正確；

選D。

3.常溫下,①2mL0.1molLT鹽酸,②2mL0.1molLJ醋酸,③ZmLO.ImoLL”氫氧化鈉溶液。下列說法

下再唧的是

A.證明醋酸是弱電解質(zhì)：向①?②中分別加入等量鎂條，開始階段②中產(chǎn)生氣泡慢

B.向②中滴加③，溶液pH增大，說明醋酸的電離受到了抑制

C.②③混合后，所得溶液中：c(Na+)+c(H')=c(OH-)+c(CHCOO)

D.①中《OH1等于③中c(H+)

【答案】B

【解析】A.①2mL0.1molLT鹽酸，②2mL0.1molL醋酸濃度相等,向兩溶液中分別加入等量的鎂條，

醋酸反應(yīng)慢，說明醋酸電離出的氫離子濃度小，進(jìn)一步說明醋酸部分電離，能證明醋酸是弱電解質(zhì)，A正

確；

B.向?②中滴加③，發(fā)生酸堿中和反應(yīng)，溶液pH增大，促進(jìn)了醋酸的電離，B錯(cuò)誤；

C.②2mL0.1mol-LT醋酸，③氫氧化鈉溶液混合，二者恰好完全反應(yīng)生成醋酸鈉，溶液中

存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH，COO-),C正確；

D.①2mL0.1molL鹽酸中，《田)=0.屆01匚1,《。田)二隈「飛山廠；③2mL0.1molLT氫氧化鈉溶

液中，c(OH-)=o.lmolL_,,c(H+)=io-,3molL_,,D正確；

故選Bo

4.下列電離方程式中，正確的是

A.HCIO溶液：HCIO=H++310

+

B.熔融狀態(tài)的硫酸氫鈉：NaHSO4=Na+HSO4

4

C.NaHCOs溶液：NaHCO3=Na+H'+C0;

2>2

D.次氯酸鈣溶液：Ca(CIO)2=Ca+2CI+2O-

【答案】B

【解析】A.HCIO是弱酸，不能完全電離，應(yīng)使用可逆符號(hào)，電離方程式為：HC1OUH-+C1O"A錯(cuò)

誤；

+

B.熔融狀態(tài)下，硫酸氫鈉電離出鈉離子和硫酸氫根，電離方程式為：NaHSO4=Na+HSO4,B正確；

C.NaHCO?溶液電離出鈉離子和碳酸氫根，電離方程式為：NaHCCh=Na'+HCO；,C錯(cuò)誤；

D,次氯酸鈣溶液電離出鈣離子和次氯酸根，電離方程式為：Cw(CI0)2=Ca2'+2QO\D錯(cuò)誤；

故選Bo

5.某溫度下，取等體積、等H+濃度的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液中4FT)隨溶液體積變化的關(guān)

系如圖所示。下列說法正確的是

fc(H7(molL-1)

溶液體積/L

A.曲線II表示的是鹽酸的變化曲線

B.b點(diǎn)對(duì)應(yīng)的酸的總濃度大于a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的酸的總濃度

C.取等體積的a點(diǎn)、b點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液，完全中和時(shí)消耗NaOH的物質(zhì)的量相同

D.b點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的導(dǎo)電能力比c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)

【答案】D

【解析】A.醋酸屬于弱電解質(zhì)，在稀釋時(shí)會(huì)使電離平衡正向移動(dòng)，電離出H+，故稀釋相同倍數(shù)時(shí)醋酸溶

液中c(FT)的變化要比鹽酸中c(H+)的變化小一些，即曲線I表示鹽酸的變化曲線，曲線II表示醋酸的變

化曲線，A項(xiàng)錯(cuò)誤；

B.a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的酸(CHCOOH)的總濃度大于b點(diǎn)對(duì)應(yīng)的酸(HCI)的總濃度，B項(xiàng)錯(cuò)誤；

C.a點(diǎn)、b點(diǎn)表示溶液稀釋相同倍數(shù)，溶質(zhì)的物質(zhì)的量沒有發(fā)絲變化，都等于稀釋前物質(zhì)的量，稀釋前兩

溶液中c(H+)相同，但CH3coOH為弱酸，則c(CHCOOH)>c(HCl),故稀釋前c(CH￡OOH)>c(HCl),

即完全中和時(shí)，a點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液消耗NaOH的物質(zhì)的量多，C項(xiàng)錯(cuò)誤；

D.溶液的導(dǎo)電能力與溶液中離干的濃度有關(guān),離子濃度：b>c,故導(dǎo)電能力：b>c,D項(xiàng)正確；

答案選D。

6.將0.1molL」的氨水加水稀釋，的值的值口NH；的濃度_

C(i/N器ri3-i嘈i2Om)嗖C(P4r2i3-.rl2黑O)>)

減小_。

7.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。

【解析】

導(dǎo)

導(dǎo)

導(dǎo)

電

電

電

能

能

能

力

力

力

0加水員加水盤0加水量

冰醋酸濃醋酸稀醋酸

知惋解篌02電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用

1.電離常數(shù)

⑴定義

在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度鼎之積與溶液中未電離分

子的濃度的比值是一個(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(弱酸用元，弱堿用的)表

/Ko

(2)表達(dá)式

①對(duì)于一元弱酸HA：HA=H'+A?，平衡常數(shù)

c(H)dA)

Ka=___&HA)

②對(duì)于一元弱堿BOH：BOHB「+OH，平衡常數(shù)

Kb=-c(BOH)-°

③對(duì)于多元弱酸，以H2c03為例:

--cXH+)c(HCO?)

H2cO3UH++H83Ka產(chǎn)C(H2co3)

,,“c(H+)c(COr)

HCO34^H++C04Ka2=、

(3)特點(diǎn)

電離常數(shù)只與有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度及酸、堿性無關(guān)，由于電離過程是」的，故溫度升高時(shí)

K.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)系皓K?K2?A?……，所以其酸性主要決定于

第一步電離。

(4)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)的酸性或堿性相對(duì)—越強(qiáng)_。

⑸①填寫下表

弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)

NH3H2。NH3H2O:——NH“OH二Kb=1.7X10-5

CH3COOHCH3co0HCH3co0一+H'Ka=L7X10-5

HC10_HC1O=^H'+CKMKa=4.7X10-8

②CH3coOH酸性大于—HCIO酸性(填“大于”“小于”或“等于”),判斷的依據(jù)：相同條件下，電

離常數(shù)越大，電離程度越大，C(H')越大，酸性越強(qiáng)，K(CH3co0H)>K(HC10)。

③磷酸是三元中強(qiáng)酸

A.磷酸的電離方程式是H3Po4=^^H++H2PO7,H2POr=^H++HPOi-,HPOj-^----H+PO〉。

c(H')dH2P㈤=dH+)dHPg

B.電離平衡常數(shù)表達(dá)式是：Kai--，

―—。但因"―取=——0(HzPO力——'c(HPOj-)'

C.比較大小：A：ai>Km>A：ai<,

⑹電離平衡常數(shù)的4大應(yīng)用

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

②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)的強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，對(duì)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(qiáng)酸制窕酸”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)丕

變，考題中經(jīng)常利用中離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比佰的變住情況。

如O.lmolLiCH3COOH溶液加水稀釋，::CH3coOH；=*CH3COOH；；H+；=C(H+)'加水稀釋,，'(H)減小'

R值不變，則暇繇增大。

⑺有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)

①己知c(HX)和c(H)求電離平衡常數(shù)。

HX;——>>H++X-

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(X~)

則.K=?Hg=——

人八八c(HX)-c(H+)c(HX)-c(H)

由于弱酸只有極少一部分電離，dH')的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H')-c(HX).

則長(zhǎng)=嗯占代入數(shù)值求解即可。

c(HX)

②已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H*)。

HX;=±H*4-X,

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(X-)

則<=皿3_=3^—

“Jc(HX)-c(H)c(HX)-《H)

由于C(FT)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H+)gc(HX),則c(H+)=dKc(HX),代入數(shù)值求解即可。

2.電離度

⑴定義

在一定條件下的弱電解質(zhì)在溶液里達(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

已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)imo/

°一溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)X1°。k

⑶意義：衡最弱電解質(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。

(4)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(幻越一小_。

②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(a)越_i_。

【跟蹤訓(xùn)練】

1.判斷正誤，正確的打“，錯(cuò)誤的打“X”。

(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。(J)

(2)電離常數(shù)越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱，電離常數(shù)越大，表示電解質(zhì)的電離能力越強(qiáng)。(J)

(4)當(dāng)弱電解質(zhì)的濃度增大時(shí)，電離程度增大。(X)

⑸對(duì)于ImolLi的CH3coOH溶液，升高溫度，電離程度增大。(J)

(6)電離平衡向電離方向移動(dòng)，電離常數(shù)一定增大。(X)

(7)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。(V)

(8)向第水中滴加相同濃度的CH3coOH溶液，先增人再減小。(X)

⑼電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H.)大。(X)

(10)H2c03的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka=c(H[c?^)。(X)

2c5)

(11)對(duì)于NH3H2ONH；+OH,K="喝?曾要),表達(dá)式中的NH；一定是氨水電離提供的。(X)

(12)常溫下向().1molL-iCH3coOH溶液加入少量CH3coONa晶體，醋酸的電離平衡常數(shù)減小。(X)

2.分別測(cè)定不同濃度NaQ溶液、HCI溶液和CH3coOH溶液的電導(dǎo)率⑹數(shù)值，測(cè)定結(jié)果的數(shù)據(jù)處理如

下表。

溶液。0.020().0100.0055),01：。0.02^0.005：Cf0.(H

Na。溶液48392478125251.2%50.5%

HC1溶液1095855932797510%500%

CH.COOH溶液26718212668.2%69.2%

已知：5初代表0.02moLl?溶液的電導(dǎo)率數(shù)值；其他條件相同的，電導(dǎo)率越大，溶液導(dǎo)電性越好。下列說

法下無夠的是

A.由。(初的數(shù)據(jù)說明電解質(zhì)的強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐Cl>NaCl>CH,COOH

B.表中數(shù)據(jù)說明同等條件下H/比Na+的導(dǎo)電能力強(qiáng)

C.。比值數(shù)據(jù)能說明CH3co0H存在電離平衡

D.CHCOOH溶液的。數(shù)據(jù)能說明溶液越稀，CH.COOH的電離程度越大

【答案】A

【解析】A.由5M的數(shù)據(jù)可知，HCI溶液的電導(dǎo)率最大，NaCI溶液的電導(dǎo)率居中，CH3co0H溶液的電

導(dǎo)率最小，而NaCI、HCI均為強(qiáng)電解質(zhì)，故不能僅由%°2的數(shù)據(jù)說明三種電解質(zhì)的強(qiáng)弱，選項(xiàng)A錯(cuò)誤；

B.同等條件下，HCI溶液與NaC溶液的濃度相同，氯離子濃度相同，氯離子的導(dǎo)電性相同，二者只有陽

離子的種類不同，即H'與Na',而HCI溶液的電導(dǎo)率大于NaCI溶液的，故表中數(shù)據(jù)說明同等條件下H'的

導(dǎo)電能力比Na.的強(qiáng)，選項(xiàng)B正確；

C.由表中數(shù)據(jù)可知，NaCI溶液、HCI溶液的。比值與濃度成正比，而CH3COOH溶液的。比值卻大于濃

度比，說明CH3coOH存在電離平衡，選項(xiàng)C正確；

D.由表中數(shù)據(jù)可知，CH3co0H的溶液越稀，。比值越大，說明溶液越稀，CH3co0H的電離程度越大，

選項(xiàng)D正確；

故選A。

3.乳酸是一種重要的化工原料，可用于制備聚乳酸(PLA)生物可降解性塑料。已知常溫下，乳酸的電離常

數(shù)Ka=L4xl(r\下列有關(guān)說法正確的是

A.乳酸稀溶液加水稀釋的過程中，溶液中｛OH1減小

B.在乳酸稀溶液中滴加少量鹽酸，乳酸的電離平衡逆向移動(dòng)，4H+)變小

C.恒溫下，在乳酸稀溶液中滴加少量NaOH溶液，乳酸的電離常數(shù)￡>L4xl()4

D.常溫下，體積為lOmLpH=3的醋酸溶液和乳酸溶液分別加水稀釋至1000mL,若稀釋后溶液的

pH：醋酸〈乳酸，則電離常數(shù)：醋酸(乳酸

【答案】D

【解析】A.乳酸為弱酸，加水稀釋后氫離子濃度降低，常溫下，《值恒定，故氫氧根濃度增大，A錯(cuò)

誤；

B.乳酸為弱酸，電離產(chǎn)生氫離子，在乳酸稀溶液中滴加少量鹽酸，氫離子濃度增大，乳酸的電離平衡逆

向移動(dòng)，B錯(cuò)誤；

C.溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，C錯(cuò)誤；

D.相同pH值的酸稀釋相同倍數(shù)時(shí)，酸性弱的酸的pH值變化小，若稀釋后溶液的pH：醋酸〈乳酸，則電

離常數(shù)：醋酸〈乳酸，D正確；

故選Do

4.用pH計(jì)測(cè)定25C。時(shí)不同濃度的醋酸的pH,結(jié)果如下。根據(jù)表中數(shù)據(jù)得出的結(jié)論錯(cuò)誤的是

①②③

濃度/(moH?)0.00100.01000.0200

pH3.883.383.32

A.根據(jù)①可知：醋酸是弱酸

B.根據(jù)①②可知c(H')：方<10

C.根據(jù)②③可知水電離的c(H')：②〉③

D.將③加水稀釋至①，醋酸的電離度增大，(增大

【答案】D

【解析】A.根據(jù)①可知：0.0010mol/L的醋酸溶液中,氫離子濃度為1x10-3朋mol/L,可知醋酸部分電離,

所以醋酸是弱酸，故A正確；

IA-3.38

B.根據(jù)①②可知,c(H*)的比為有加=10°5,故B正確;

C.酸電離出的氫離子越多對(duì)水電離的抑制作用越大，根據(jù)②③可知水電離的c(H)：②〉③，故C正確；

D.將③加水稀釋至①，醋酸的電離度增大，(不變，故D錯(cuò)誤；

選D。

5.25C。時(shí)，下列說法錯(cuò)誤的是

A.室溫下向10mL0.1mol/L的氨水中加水稀釋后，溶液中的值不變

‘%c(NHj丫H”,O)?

B.欲證明HA為弱酸，可將12H:3的HA溶液稀釋為原體積的10倍，若測(cè)得溶液pH=4,可證明HA

為弱酸

C.向H2s溶液中加入CuSO“溶液時(shí)，H2S電離平衡向右移動(dòng)

X

D.在1mol-L(NH4)2S溶液中存在：c(NH3H2。)+c(OH)=c(HS)+2c(H2S)+c(H*)

【答案】B

【解析】A.由于溫度不變，電離平衡常數(shù)9=黑步牌。不變，故A正確；

C(NH3H.O)

B.若HA是一元強(qiáng)酸，pH=3的HA溶液中c(H1=c(HA)=10、ol/L,將其稀釋10倍，溶液中的c(1T)

=10-4mol/L,溶液的pH=4,若HA是弱酸,c(HA)>c(H+)=10-3mol/L,稀釋使電離平衡正向移動(dòng),導(dǎo)致

溶液中c(H+)>l(Tmol/L,則溶液的pH<4,因此不能證明HA為弱酸,故B錯(cuò)誤；

C.向H2s溶液中加入CuSCh溶液時(shí),C/+與S?-結(jié)合生成CuS沉淀,US?-)減小,H2s電離平衡向右移

動(dòng)，故C正確；

D.在1mol-L-\NH^S溶液中存在質(zhì)子守恒:c(NH3H2O)+c(OH)=c(HS-)+2c(H2S)+c(H*),故D正確;

答案選民

6.部分弱酸的電離常數(shù)如卜.表:

弱酸HCOOHH2sH2CO3HCIO

電離常數(shù)K=\J1KI=1.3X1(T7^=4.4X107K=3.0

(25℃)X10"4^2=7.1X10-15A：2=4.7X10"X108

按要求回答下列問題:

(l)HCOOHx&S、H2co3、HC1O的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镠COOH>HZCO3>H2S>HC1O。

(2)同濃度的HCO。-、HS\S2-、HCOJ>COM、CIO結(jié)合H的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镾2>C*>C10

>HS->HCOf>HCOCT。

(3)笈要求書寫離子方程式:

①將少最Na2c。3溶液滴加到HCOOH溶液中214(?0(汨+0)干=2140)0一+&0+0)21一

②將少量C02氣體通入NaClO溶液中CIO+CCh+H2O=HClO+HCOh

③將少量C02氣體通入Na2s溶液中CO2+Hq+S2-=HS+HCO亍

(4)已知25℃,NH3H2O的M)=1,8X10—5,H2sO3的Kai=1.3X10-2,心=6.2乂1(尸。若氨水的濃度為2.0

mol.L溶液中的c(OFT)=60X103molL、將SO?通入該氨水中，當(dāng)c(OH)降至I.0X10-7mol-L

一時(shí),溶液中的溫

0.62。

喘翁南?高頻重難點(diǎn)突破

W章堂臾破4酸性、堿性強(qiáng)弱比較

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

匕較項(xiàng)目中和?城與活潑金屬開始與金屬

c(H+)pH

酸的能力產(chǎn)生H2的量反應(yīng)的速率

一元強(qiáng)酸—大―—小―—大—

_相同一.相同—

一元弱酸_小_—小—

2.相同pH,相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較

匕較項(xiàng)目中和城與活潑金屬開始與金屬

以H+)。(酸)

酸的能力產(chǎn)生H2的量反應(yīng)的速率

一元強(qiáng)酸__±__—±__—少_

一相同—―相同一

一元弱酸大一大一—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

⑴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=)，的強(qiáng)酸溶液稀釋時(shí)，體積每增大IO11倍，pH就增大〃個(gè)單位，即pH=y+〃：對(duì)于pH=y的

弱酸溶液來說，體積每增大19倍，pH增大不足〃個(gè)單位，即pHVy+〃；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1CT倍，pH就減小〃個(gè)單位，UPpH=x-n；對(duì)于pH=x的

弱堿溶液來說，體積每增大1，倍，pH減小不足〃個(gè)單位，即pH>x—〃；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??；氨水〉NaOH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.Ll的CH3COOH溶液的pH>

lo

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=l的CH3coOH加水

稀釋10倍后，l〈pHV2。

方法三：根據(jù)弱酸的正鹽能發(fā)生水解判斷，如判斷CH3co0H為弱酸可做以下實(shí)驗(yàn)：

(1)向?定濃度的醋酸鈉溶液中，加入幾滴酚酣溶液，溶液變?yōu)闇\紅色。

⑵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>70

【跟蹤訓(xùn)練】

1.判斷正誤，正確的打“，錯(cuò)誤的打“X”。

(l)pH=12的氨水溶液，稀釋10倍后pH=ll。(X)

(2)等濃度的醋酸和鹽酸與Zn反應(yīng)時(shí)生成H2的速率：醋酸,鹽酸。(X)

(3)中和等體積等pH的鹽酸和醋酸所用的NaOH的物質(zhì)的量：醋酸,鹽酸。(J)

(4)升高溫度，CH3coOH的電離程度增大。(J)

(5)CH3coOH的中和熱大于HC1的中和熱。(X)

(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。(X)

⑺向0.1molL'CH3coOH溶液中加入少量水，溶液中7口，八)八口、減小。(X)

(8)向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中"(弁>>1°(X)

C(5)

(9)稀醋酸中加入少量醋酸鈉能增大醋酸的電離程度。(X)

(10)25℃時(shí)，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液的pH=7。(X)

(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CH3c()0量相同。(X)

(12)加水稀釋兩種pH相同的酸溶液，pH變化大的一定是強(qiáng)酸。(X)

(13)由1mo卜醋酸溶液pH&2,推知CH3co0H溶液存在CH3COOH+H2OCH3coer+HQ+“J)

2.(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)，cIH')由大到小的順序是心j(用字母