大單元六電解質(zhì)溶液中的離子平衡

第24講弱電解質(zhì)的電離平衡溶液的pH

備考導(dǎo)航

1.了解電解質(zhì)的概念。了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。

2.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。

3.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(jìn)行相

復(fù)習(xí)目標(biāo)

關(guān)計(jì)算。

4.了解水的電離、離子積常數(shù)。

5.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進(jìn)行pH的簡單計(jì)算

完全

度T強(qiáng)電解質(zhì)］

f)電離平衡常數(shù)

限典萬程式、

1溶施氧性1廠｛電離平衡卜-T電離度(a)］

熟記網(wǎng)絡(luò)—弱電解,卜電肉平衡移動(dòng)

溶液中和

電離c(W)T溶液的pH1-酸做中

r(OH)的相對(duì)大小J1和滴定.

?I水的中點(diǎn)L

.修？TpH的計(jì)兌］

問題1請(qǐng)用多種實(shí)驗(yàn)方法證明醋酸是弱酸。

【答案】方法1:比較相同溫度、相同濃度的醋酸溶液與鹽酸的導(dǎo)

電性。方法2：測量已知濃度(如0.01mol/L)醋酸溶液的pH(pH>2)e

方法3：測量醋酸鈉溶液的pH,pH>7o方法4：在醋酸溶液中滴

入石蕊試液，溶液呈紅色，加入醋酸鐵固體，振物溶液，溶液顏色

明顯變淺。方法5：在相同溫度、相同濃度的醋酸和鹽酸中加入鋅

粒，醋酸中鋅粒反應(yīng)慢。

課前思考

問題2在某溫度下，將0.10molCH3COOH溶于水配成1L溶液。

實(shí)驗(yàn)測得已電離的醋酸分子占原有醋酸分子總數(shù)的1.3%,求該溫度

下CH3COOH的電離平衡常數(shù)K(水的電離忽略不計(jì)，醋酸電離對(duì)醋

酸分子濃度的影響忽略不計(jì))。

【答案】CHsCOOHCH3coeF+H+

初始(mol/L)0.1000

轉(zhuǎn)化(mol/L)0.10X1.3%0.10X1.3%0.10X1.3%

平衡(mol/L)^0.100.10X1.3%0.10X1.3%

c(CH3coeT)?c(H+)(0.10><L3%)2

K~c(CH3coOH)—0.10-L69X1°

課前8min

I.判斷正誤(正確的畫“J”，錯(cuò)誤的畫“x”)。

(1)強(qiáng)電解質(zhì)稀溶液中不存在溶質(zhì)的分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)的分子

(V)

(2)碳酸氫鈉是強(qiáng)電解質(zhì)，所以其電離方程式：NaHCO3=Na++H++COT(x)

(3)⑵)22.浙江卷6月)用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗滴定管后，應(yīng)將潤洗液從滴定管上口倒出

(x)

(4)0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀釋，溶液的pH和CH3COOH的電離度

均增大(，)

(5)一定溫度下，某弱電解質(zhì)的電離常數(shù)(依越小，其電離能力越弱(J)

(6)可用精密pH試紙區(qū)分pH=5.1和pH=5.6的兩種NH4C1溶液(J)

⑺(2019?江蘇卷)用經(jīng)水濕潤的pH試紙測量溶液的pH(x)

(8)室溫下，體積、pH均相同的HA和HB兩種酸分別與足量的鋅反應(yīng)，HA

放出的氫氣多，說明酸性：HB>HA(V)

(9)某溫度下，c(H+)>V0的溶液一定呈酸性(/)

(10)室溫下，對(duì)于0.1mol/L的氨水，加水稀釋后，溶液中空瞿暗瞿變

大(X)

(11)醋酸溶液的導(dǎo)電能力不一定比鹽酸弱(J)

(12)圖1表示弱電解質(zhì)在水中建立電離平衡的過程(J)

(13)室溫下用0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/L某一元

酸HX的滴定曲線如圖2所示，說明HX是一元強(qiáng)酸(x)

2.下列說法正確的是(A)

-

A.().1mol/L醋酸溶液中存在：C(CH3COO)4-c(CH3COOH)=0.1mol/L

B.升高溫度，().1mol/L醋酸溶液中，CH3coOH的電離度減小

C.在0.1mol/L醋酸溶液中，水電離出的H+濃度為lO^moi/L

D.醋酸溶液的電離平衡正向移動(dòng)，則醋酸的電離度一定增大

【解析】醋酸的電離過程為吸熱過程，升高溫度，電離平衡正向移動(dòng)，醋酸

的電離度增大，B錯(cuò)誤；0.1mol/L醋酸溶液中H'濃度小于O.lmol/L,水電離出的

酎濃度大于10f3mo]/L,c錯(cuò)誤；電離平衡正向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離度不一定

增大，比如向醋酸溶液中加冰醋酸，平衡正向移動(dòng)，但醋酸的電離度減小，D錯(cuò)

誤。

3.(2023?北京海淀二模)分別測定不同濃度NaCl溶液、HC1溶液和CH3coOH

溶液的電導(dǎo)率(。)數(shù)值，測定結(jié)果的數(shù)據(jù)處理如下表。

00.01:00.005:

溶液00.0200.0100,005

00.0200.01

NaCl溶液48392478125251.2%50.5%

HC1溶液109585593279751.0%50.0%

CH3C00H

26718212668.2%69.2%

溶液

已知：。0.02代表0.02mol/L溶液的電導(dǎo)率數(shù)值；其他條件相同時(shí)，電導(dǎo)率越

大，溶液導(dǎo)電性越好。下列說法不正確的是(B)

A.僅由。0.02的數(shù)據(jù)不能說明三種電解質(zhì)的強(qiáng)弱

B.表中數(shù)據(jù)不能說明同等條件下酎與Na+的導(dǎo)電能力強(qiáng)弱

C.。比值數(shù)據(jù)能說明CH3COOH存在電離平衡

D.CHsCOOH溶液的o數(shù)據(jù)能說明溶液越稀，CH3COOH的電離度越大

【解析】由6).02的數(shù)據(jù)可知，HC1溶液的電導(dǎo)率最大，NaQ溶液的電導(dǎo)率

居中，CH3coOH溶液的電導(dǎo)率最小，實(shí)際Na。和HC1均為強(qiáng)電解質(zhì)，A正確;

同等條件下，分析5).02、00.01和6).005的數(shù)據(jù)發(fā)現(xiàn)導(dǎo)電率氯化鈉小于HC1,HC1溶

液與NaQ溶液的濃度相同，氯離子濃度相同，說明同等濃度條件下H+的導(dǎo)電能

力比Na卡的強(qiáng),B錯(cuò)誤;NaCl溶液、HO溶液的o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，C正確；由表中數(shù)

據(jù)可知，CH3coOH溶液的o比值大于濃度比，說明溶液越稀，CHsCOOH的電

離度越大，D正確。

4.(2022?廣州二模)25℃時(shí),用1.0mol/LNaOH溶液滴定20.00mLc\mol/L

鹽酸，用0.010mol/LNaOH溶液滴定20.00mLamol/L鹽酸，滴定曲線如圖所

示。下列說法不正確的是(C)

14

12

10

4

2

010203040

r(NaOH)/mL

A.曲線a表示滴定c\mol/L的鹽酸

B.ci：C2=100：1

C.滴定至pH=7時(shí)，兩份溶液的導(dǎo)電能力相同

D.水的電離度在/(NaOH)=20.00mL時(shí)最大

【解析】HCKNaOH以1：1反應(yīng)，由圖可知兩種鹽酸消耗的NaOH溶液

體積相等，則c(NaOH)XV(NaOH)=a(HCl)XV(HCl),EP1.0mol/LX0.01L=().()l

LXcimol/L,a=1.0,同理◎=0.010。開始時(shí)曲線a的pH=()、曲線b的pH=2,

故曲線a表示滴定cimol/L的鹽酸,A正確;a=1.0、C2=0.010,則ci:C2=100：1,

B正確；溶液導(dǎo)電能力與離子濃度成正比，滴定至pH=7時(shí)，兩種溶液離子濃度

不等，所以導(dǎo)電能力不同，C錯(cuò)誤；酸或堿都抑制水的電離，NaQ不影響水的電

離，V(NaOH)=20.00mL時(shí)，酸堿恰好完全反應(yīng)生成NaCI,溶液呈中性，水的電

離程度最大，D正確。

彎點(diǎn)冊(cè)祈

考點(diǎn)1弱電解質(zhì)的電離平衡

知識(shí)梳理

知識(shí)U強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)

I.酸堿鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離出離子。在相同條件下，根據(jù)不同電

解質(zhì)在水溶液中電離程度的大小，可將電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。

2.強(qiáng)電解質(zhì)是完全電離,弱電解質(zhì)是部分電離。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部

分鹽屬于強(qiáng)電解質(zhì)。

3.弱酸、弱堿屬于弱電解質(zhì)；水屬于極弱的電解質(zhì)。

知識(shí)舊弱電解質(zhì)的電離平衡

1.電離方程式

在一定條件下，弱電解質(zhì)在水中電離，電離的過程是可逆的，存在著電離平

衡。

(1)一元弱酸與一元弱堿

CH3COOHCH3coeT+H+

NH3H2ONHi+OH一

(2)二元弱酸——分步電離

H2c03H++HCO?

HCOIH+4-COF

(3)三元弱酸［以磷酸(H2PO4)為例］

H3Po4H'+H2POT

H2PoMH'+HPO-

HPO-H'+PO；

(4)多元弱堿也是分步電離的，但是電離方程式只寫一步。

2.電離平衡的建立

速

率弱?隔質(zhì)分r電而

成離子的速率

、兩種速率相等.處

、同工的平衡狀態(tài)

離子結(jié)合成弱電解放

分子的速率一

時(shí)間

3.電離平衡常數(shù)

一定條件下，當(dāng)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)叫電離平衡

常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。

(1)電離是吸熱過程。電離常數(shù)只與溫度有關(guān),升高溫度，電離度增大,

電離常數(shù)增大°

(2)常見弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)表達(dá)式與數(shù)據(jù):

弱電解質(zhì)電離方程式平衡常數(shù)表達(dá)式數(shù)據(jù)(25℃)

Ka=

CHsCOOHCH3

Ka=1.75X10~

CH3coOHc(CH3coeT)?c(H+)

COCT+H+5

c(CHsCOOH)

NH3H2ONH4

-5

NH3H2O心一《NH3H2O)/Cb=1.8X10

+0H-

H2CO3H++?H+)?c(HC05)Kai=4.5X1(T

Aa,-c(H2co3)

HCO77

H2CO3

HCO?H++C(H+)C(C03)Ka2=4.7Xl。一

cor一e(HCO7)11

Kal=

H2C2O4H++Kai=5.6X10-

C(H+)C(HC201)

HC2O；2

H2C2O4c(H2c2O4)

HC2O；H++c(H+).c(C20GKa2=1.5Xl(r

a2-

c(HC2O3)4

c2or

Kal=

H3PO4H'+Kai=6.9X10

c(H)c(H2Po3)

H2Poi3

C(H3Po4)

KH2=

H2PolH++

H3PO4Ka2=6.2Xl。-

C(H+)C(HPOM)

HPOV8

c(H2Po7)

+

HPOrH+c(H)c(POr)Ka3=4.8Xl(T

Ki，3~c(HPOD

por13

(3)多元弱酸分步電離：一般Kal》Ka2》Ka3,因此計(jì)算多元弱酸溶液的C(H卡)

或比較弱酸性相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。

(4)可以通過比較在同溫、等濃度弱酸的第一電離平衡常數(shù)的大小，來比較

它們電離度的大小，也可比較酸性強(qiáng)弱。由以上數(shù)據(jù)可知，25℃時(shí)，酸性：H3P04

>H2C2O4>HC2O；>CH3COOH>H2CO3>HCO70

(5)一元弱酸(或弱堿)溶液的氫離子(或氫氧根離子)濃度的計(jì)算。

CHsCOOHCH3coeT+H+

起始c(CHaCOOH)00

變化XXX

平衡c(CH3coOH)—Xxx

-------------=K、

c(CH3coOH)—Xa

因?yàn)閏(CH3C00H)mCH3coOH)

所以C(H+)=MC(CH3co0H)￡

同理，一元弱堿(以NH3H2O為例)溶液:

c(OH-)=/、(NH3H2O)Kb

4.電離度

已電離的電解質(zhì)濃度乂imo/

“一弱電解質(zhì)的初始濃度

(1)以CH3co0H為例，CH3co0H的電離常數(shù)為Ka,推導(dǎo)出弱酸的電離度

⑷與起始濃度(c蛤)的關(guān)系式:

CHaCOOHCH3co0

起始c始00

變化c始以c始以c始以

平衡C始?(1-G)C始C始

L,y.2

因?yàn)镵產(chǎn)品(Cfe-fa)

,由于(1一。)"1,故士=

應(yīng)用：當(dāng)不同弱酸的c始相同時(shí)，可以直接通過扁比較a的大?。幌♂屓蹼?/p>

解質(zhì)，會(huì)使弱電解質(zhì)的電離度增大。

(2)因?yàn)殡婋x是吸熱過程，所以升高溫度，促進(jìn)電離，電離度a增大。

知識(shí)回有關(guān)電離平衡的移動(dòng)

1.影響電離平衡的因素

CH3co0H溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3coeT+H「若改變條

件，則

條件平衡移動(dòng)方向電離程度c(H+)PH

7Tm正增大增大減小

加水正增大減小增大

加冰醋酸正減小增大減小

力口CH3coONa逆減小減小增大

通HC1逆減小蜥減小

加NaOH正增大減小增大

2.利用電離平衡常數(shù)大小進(jìn)行的比較

比較舉例

判斷弱酸（或弱堿）酸

Ka（HF）>Ka（HCIO）；

性（或堿性）的相對(duì)強(qiáng)

等濃度時(shí)的酸性：HF>HC10

弱

判斷酸與鹽能否反應(yīng)Kai(H2co3)>Ka(HClO);Ca(C10)2+

（強(qiáng)酸制弱酸）CO2+H2O=CaCO3I+2HCI0

常溫下，向NH4cl溶液中加水稀釋時(shí)，"NH：湍）

判斷溶液中粒子濃度

的變化：分子分母同乘以c（OH。，可得還不磊該

比值的變化,

Ab（lNrl3rl2'J/l

比值只與溫度有關(guān)，溫度不變，貝IJ比值不變

K“（HF）>Ku（CH3co0H）；鹽所對(duì)應(yīng)的酸（或堿）越弱，鹽水

判斷鹽溶液的酸性（或

解的程度越大，鹽的堿（或酸）性越強(qiáng)；等濃度時(shí)的堿性：

堿性）強(qiáng)弱

NaFVCH3coONa

如H2c03的Kal=4.5義10一7,Ka2=4.7Xl（rl由于Ka2

判斷酸式鹽電離和水

解的相對(duì)大小〈令SHC03的水解程度大于電離程度

Aal

知識(shí)日弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性

I.溶液導(dǎo)電性主要取決于自由移動(dòng)離子濃度的大小，溶液離子濃度大，導(dǎo)電

能力大。

比較對(duì)象導(dǎo)電性原因

氫氧化鈉是強(qiáng)電解質(zhì)，完

氫氧化鈉

等濃度的氫氧化鈉溶液與全電離；

溶液>

氨水溶液一水合氨是弱電解質(zhì)，部

氨水溶液

分電離

等濃度的醋酸溶液與草酸醋酸溶液H2c2。4的Kai=5.6X10-

溶液V草酸2,CH3coOH的Ka=

溶液1.75X10-5,電離常數(shù):

H2c2OACH3coOH

2.等離子濃度的溶液導(dǎo)電性取決于溶液中離子電荷的大小，離子電荷大的,

其導(dǎo)電能力大。

3.如圖是用電導(dǎo)率傳感器測得的20mL冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導(dǎo)

率變化曲線。

204060HO10012)144)160

體豺mL

電導(dǎo)率變化情況為先增大后減小。

解疑釋惑43

依據(jù)弱電解質(zhì)的電離平衡，快速判斷

弱電解質(zhì)溶液中離子濃度的大小

規(guī)律1：弱電解質(zhì)電離生成離子的濃度要小于溶液中電解質(zhì)分子的濃度。

規(guī)律2：計(jì)算溶液中c(H+)或C(OFF)濃度大小要考慮水的電離以及溶液的酸

堿性。

規(guī)律3：主要平衡大于次要平衡。

例1在0.1mol/L氨水中，存在元素質(zhì)量守恒：c(NH3,H2。)+c(NH；)=

0.1mol/L；比較溶液中各微粒濃度大小關(guān)系(已知：除=1.79乂10一5)。

［分析］氨水中存在電離平衡：

NH3H2ONH4-FOFT住要平衡)

H2OH++OH一(次要平衡)

①弱電解質(zhì)電離度一般較小，故NH3H2O作為溶質(zhì)微粒，c(NH3-H2O)最大；

②NH3H2O電離生成的NHi和OH-,所以c(NH3.H2O)>c(NH4)X

C(NH3H2O)>C(OH")；

③因?yàn)橛兴碾婋x(次要平衡)，使得c(OH-)>c(NH：)；

④因?yàn)镹H3-H2O溶液顯堿性，所以c(OH-)>c(H+)；

⑤主要平衡大于次要平衡，故c(NH才):>c(H+)。

+

［結(jié)論］C(NH3H20)>C(OH-)>C(NH4)>C(H)O

同理：().1mol/LCH3coOH溶液中，存在元素質(zhì)量守恒:

c(CH3co0H)+以CH3coeT)=0.1mol/L；

CHsCOOH溶液中各微粒濃度大小關(guān)系：

+-

c(CH3coOH)>c(H)>c(CH3coeT)>c(OH)o

規(guī)律4：多元弱酸分步電離，因?yàn)槊坎蕉忌蒆+,所以c(H+)排第二位，

例20.1mol/LH3P04溶液中，溶液中各微粒濃度大小關(guān)系：

C(H3PO4)>c(H+)>c(H2Po1)>c(HPOr)>

c(POt)

同理，0.1mol/LH2sCh溶液中，溶液中各微粒濃度大小關(guān)系：

+

c(H2SO3)>c(H)>c(HSO3)>c(SODo

I及時(shí)鞏固1

頌11(2023.廣東廣雅中學(xué))0.1mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：

CH3COOHH++CH3coeT。下列敘述不正確的是(A)

A.向溶液中加水稀釋或加熱溶液均可使CH3coeT的物質(zhì)的量濃度增大

B.向溶液中加入少量醋酸鐵固體，保持溶液溫度不變，c(CH3coeT)-C(H+)

增大

C.向溶液中加入少量純醋酸，平衡向右移動(dòng)，醋酸的電離度減小

D.向溶液中加入一小塊鈉，恢復(fù)到原來的溫度，溶液中嘿能皆減小

【解析】向溶液中加水稀釋使CH3coeT的物質(zhì)的量濃度減小，A錯(cuò)誤；向

溶液中加入少量醋酸鐵固體，醋酸電離平衡逆向移動(dòng)，CH3COOH濃度增大，保

持溶液溫度不變，心=丹蜜2第譬不變，所以c(CH3coeT)YH+)增大，B

正確；越稀越電離，向溶液中加入少量純醋酸，醋酸濃度增大，平衡向右移動(dòng)，

醋酸的電離程度減小，c正確；向溶液中加入一小塊鈉，氫離子濃度減小，恢復(fù)

hw十附舊戶“c(CH3coeT)?C(H+)T-_j(CH3coOH)-,一一環(huán)

到原來的,皿度，KLc(CH3coOH)不變，溶液中c(CH3coeT)減小，。正確。

頌12(2023?湛江模擬)已知25℃時(shí)，NH3-H2O的Kb=1.8Xl(p5?，F(xiàn)有&、b

兩支試管，分別盛有10mL濃度均為().1mol/L的氨水和鹽酸，已知g=1.34。

下列說法正確的是(C)

A.a、b兩試管中溶液的導(dǎo)電能力相同

B.a試管中OH一的濃度約為1.34X10-2-5mol/L

C.將少量鹽酸滴入a試管中，NH3H2O的電離度增大

D.向a試管中加入10mL水，NH3F2O的電離平衡逆向移動(dòng)

【解析】NH3H2O為弱電解質(zhì)，物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，a試管中溶液的導(dǎo)電

能力弱，A錯(cuò)誤；a試管中，c(OH一戶［Kb(NH3H2O)c(NH3H2O)=dl-8XHrX0.1

mol/L=1.34X10-3mol/L,B錯(cuò)誤；將少量鹽酸滴入a試管中，鹽酸電離出的H卡

和溶液中的OFT反應(yīng)，使電離平衡NH3H2ONHi+OEF正向移動(dòng)，電離度增

大，C正確；加水稀釋，電離平衡正向移動(dòng)，D錯(cuò)誤。

國隊(duì)(1)(2022?浙江卷1月)已知25℃時(shí),二元酸H2A的心=1.3X10,

Ka2=7.1X向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11,則c(A2-)c(HA

一)(填或“V”)。

(2)在某溫度下，HNO2VCH3COOHvHCNxH2CO3的電離常數(shù)分別為4.6X1()

一46、1.8X10-5、"XML。、43X1()—7(第一步電離常數(shù))。濃度均為O.lmol/L各

溶液，pH最小的是________(填化學(xué)式，下同)，pH最大的是________o

(3)(2022?湖南卷)一種脫除和利用水煤氣中CO2方法的示意圖如圖。

某溫度下，吸收塔中K2c03溶液吸收一定量的CO2后，c(COD：c(HCOI)

=1：2,則該溶液的pH=(該溫度下H2co3的/Cai=4.6X10-7,降2=

5.0X10-H)o

【答案】⑴V(2)HNO2HCN(3)10

【解析】⑴向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11時(shí),c(H*)=

jQ"Xc(A2)c(A2)

152-

K.1=，U.-A=7.1Xl(r,解得"A4=7」X10-4VI,則C(A)<C(HA-)O

+

(2)c(H)=V^b等濃度的不同酸，電離常數(shù)越大，溶液的酸性越強(qiáng)，pH越小，

反之亦然。(3)H2c03的),由于c(COM)：c(HCO.?)=i：2,c(H

ClJLJLV.^W.5t

+)=1()-I0mol/L,pH=l()o

典例14常溫常壓下，空氣中的CO?溶于水，達(dá)到平衡時(shí)，溶液的pH=5.60,

c(H2co3)=1.5X10—5mol/L。若忽略水的電離及H2cCh的第二級(jí)電離，則

H2cChHCO'+H'的平衡常數(shù)K=(已知：10-5-6°=2.5X10-6)O

【答案】4.2X10-7

c、(H+)c(HCO>

【解析】H++HCO?,c(H+)^c(HCOJ),

H2c03c(H2cCh)

562

(10--)24.2X10-7。

1.5Xl()r

下列示意圖能正確表示用NH3H2O溶液滴定HC1和CH3COOH混合

【解析】HC1為強(qiáng)電解質(zhì)，CH3coOH為弱電解質(zhì)，滴加的NH3H2O先與

HC1反應(yīng)，生成強(qiáng)電解質(zhì)NH40,溶液體積不斷增大，溶液中離子濃度減小，所

以電導(dǎo)率下降；當(dāng)HC1被中和完后，NH3-H2O繼續(xù)與弱電解質(zhì)CH3coOH反應(yīng)，

生成強(qiáng)電解質(zhì)CH3COONH4,溶液中離子濃度增大，所以電導(dǎo)率增大；HC1與

CH3coOH均反應(yīng)完后，繼續(xù)滴加弱電解質(zhì)NH3H2O,電導(dǎo)率變化不大，又因?yàn)?/p>

溶液被稀釋，有下降趨勢，故選D。

西6現(xiàn)有①鹽酸、②醋酸兩種稀溶液，用序號(hào)回答下列問題。

(1)若兩種酸的物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L：

a.兩種溶液中的c(H+)大小關(guān)系為_____________________________________

b.取等體積上述兩種溶液，分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所需Na

OH溶液體積大小關(guān)系為o

c.若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗兩種

酸的體積大小關(guān)系為o

(2)若兩種溶液的c(H+)均為().1mol/L：

a.兩種酸的物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系為

___________________________________________O

b.取等體積上述兩種溶液，分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所需Na

OH溶液體積大小關(guān)系為o

c.若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗兩

種酸的體積大小關(guān)系為o

【答案】(l)a.①〉②卜①二②二①二②

⑵a.①V②b.①V②c.①〉②

【解析】(l)a.HCl為一元強(qiáng)酸，在溶液中均全部電離，CH3coOH為奧酸，

在溶液中部分電離；b.兩種酸的物質(zhì)的量相等，鹽酸和醋酸消耗的NaOH相等；c.

等質(zhì)量的Zn完全反應(yīng)，消耗的鹽酸和醋酸相等。(2)a.CH3co0H是弱酸，以CH3

COOH)>c(H+),c(HCl)=c(H+),所以①V②；b.等體積的兩種溶液中，〃(CH3co

OH)>/?(HC1),①V②；c.等質(zhì)量的Zn完全反應(yīng)，消耗的〃出十湘等，所以溶液

中酸的濃度大的消耗的體積小，所以①,②。

g7草酸(乙二酸)存在于自然界的植物中，其Kai=5.4Xl()—2,Ka2=5.4X

10-\草酸的鈉鹽和鉀鹽易溶于水，而其鈣鹽難溶于水。草酸晶體(H2c2OQH2O)

無色，熔點(diǎn)為101℃,易溶于水，受熱脫水、升華，17()(以上分解。設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)

證明。

(1)草酸的酸性比碳酸的強(qiáng)：_________________________________________

(2)草酸為二元酸：___________________________________________________

【答案】(1)向碳酸氫鈉溶液中滴加草酸溶液，觀察是否產(chǎn)生氣泡(2)用Na

OH標(biāo)準(zhǔn)液滴定草酸溶液，消耗NaOH的物質(zhì)的量為草酸的2倍

【解析】⑴向NaHCCh溶液中滴加草酸溶液，觀察能產(chǎn)生二氧化碳?xì)怏w，

即可證明草酸酸性強(qiáng)于碳酸。⑵用NaOH標(biāo)準(zhǔn)液滴定草酸溶液，若NaOH的物質(zhì)

的量為草酸的兩倍，即可證明草酸為二元酸。

深度指津

分析弱電解質(zhì)溶液稀釋后，離子濃度比的變化

舉例判斷思維過程

利用電離常數(shù)解題，

(I)用蒸儲(chǔ)水不斷稀釋醋酸溶液，c(CH3co0H)__1_:日右不必

c(CH3coeT)c(H+)—Ka',皿皮個(gè)二，

c(CH3co0H)”/大心/-j--6-

c(CH3coeT)C(H+)的值始不變

電離平衡常數(shù)Ka始終不變，故該比

值不變

利用變式解題，將式子的分子、分

母同乘以c(H)侍

(2)0.1moI/LCHsCOOH溶液加水稀c(CH3co0)宙)_K”

Xc(CH3coOH)c(H+)-c(H+)，

祥后，浴液中c(CH3coOH)的值咸小

CH3coOH在稀釋時(shí)，c(H+)減小，

溫度不變，電離平衡常數(shù)Ka始終不

變，故該比值增大

利用變式解題，將式子的分子、分

(3)25℃時(shí)，向NH3H2O稀溶液中母同乘以c(OH-),

4,CQC(H+)C(NH3H2O)3,土.C(OH)C(H+)C(NH3H2O)心、日

加水稀釋，的值不

c(OH-)c(NH：)一心一皿

變度不變，Kw和心均不變，故該比值

不變

利用化學(xué)反應(yīng)解題，一水合氨的電

(4)保持溫度不變，向稀氨水中緩慢中工加心如工，c(NH辦c(OH-)

離平衡吊數(shù)Kb-以陽3H2。)，由

通入溶液中(器常。)的值

CO2,cX

于溫度不變，心保持不變，通入CO?

增大后生成(NH4)2CO3、NH4HCO3,溶液

中c(NHl)增大，該比值減小

⑸氨水稀釋后，溶液中c(黑胃0)

利用變式解題，氨水稀釋后，c(OH

X

一)減小，而氨水的電離平衡常數(shù)小

的值減小

C(0IT>￡(NH4)口…”士AM

-e(NH3.H2O)不變，故該比值增

大

特別提醒：

①先看所給的式子是否為電離平衡常數(shù)(或電離平衡常數(shù)的倒數(shù))表達(dá)式

②可將濃度比換成物質(zhì)的量之比再進(jìn)行比較

③將分子、分母同乘以c(H+)威c(OFT)等］使其變?yōu)镵a(或Kb)、稱之間的關(guān)系

考點(diǎn)2水的電離溶液的pH

知識(shí)梳理

知識(shí)U水的電離

1.水的電離

精確的導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)表明，純水絕大部分是以H20的形式存在，但其中也存在著

極少量的HQ'和0H\這表明水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離，其

電離方程式為2H20HQ++0HT(或H2OH++0H一)。

2.水的離子積常數(shù)Kw

(1)在一定溫度下，當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H+和OFF濃度之積是

一個(gè)常數(shù)，記作Kw,KW=C(H+>C(OH-)。

(2)Kw只與溫度有關(guān),與c(H+)和c(OH。無關(guān)。在25℃時(shí)，Kw=c(H+)c(OH

■)=1X10',4o不同溫度下水的離子積常數(shù)如下表所示。

77℃0102()25405090100

Kw

().1150.2960.6871.012.875.3137.154.5

/10-14

⑶K、、曲線分析

如圖所示，兩條曲線表示兩個(gè)不同溫度下，水溶液中c(H+)與以014一)的關(guān)系。

①由于水的電離是吸熱過程，升高溫度促進(jìn)水電離，水的離子積常數(shù)增大,

所以T>25℃o

+

②兩條曲線上任意點(diǎn)均有/Cw=c(H)-c(OH-)o

③a點(diǎn)和c點(diǎn)溶液：c(H+)=c(OH-),呈中性。

④b點(diǎn)溶液：c(H+)>c(OPT),呈酸性。

⑤d點(diǎn)溶液：C(OFT)>C(H+),呈堿性。

⑥升高溫度不能使a點(diǎn)(中性)變?yōu)閐點(diǎn)(堿性)，

3.影響水電離平衡的因素

(1)溫度：溫度不變，心不變；因?yàn)樗碾婋x是吸熱過程,溫度升

高，高增大。對(duì)純水而言，升高溫度，促進(jìn)水的電離,c(H+)和c(OH)

同時(shí)增大，但因?yàn)橛伤婋x出的c(H+)和c(OK)始終相等，故溶液呈一中

性。

(2)加入酸或堿

向純水中加入酸(或堿)，酸(或堿)電離產(chǎn)生H+(或OFT),使水的電離平衡逆

向移動(dòng)。所以加入酸或堿，抑制水的電離度，但溫度不變，Kw不變。

(3)加入能水解的鹽：促進(jìn)水的電離。

知識(shí)舊溶液的pH

1.溶液的酸堿性

(1)溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是一c(H+)與dOH)的相對(duì)大小。

(2)規(guī)律

7

中性溶液：c(H')=c(OH-)；25℃時(shí)，c(H')=1X10-mol/L,pH=7O

++_7

酸性溶液：c(H)>c(OH")；25℃時(shí),c(H)>lX10mol/L,pH<70

++7

堿性溶液：c(H)<c(OH");25℃時(shí)，c(H)<lX10_mol/L,pH>70

2.pH的范圍

(l)pH是c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù),即pH=-lgc(H+)0

(2)在室溫下，DII的范圍一般在0?14。

tXOH-^mol/LJjo-u10-7

cfHMmol/L)!10-77IO14

-----------k

pH0中14

.性增強(qiáng)性堿性增良

3.規(guī)律

相同溫度下，pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)；pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)°

4.測定方法

將一小片干燥的pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液

點(diǎn)在pH試紙中心，變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可讀出溶液的口色

［注意］

使用廣泛pH試紙測溶液的pH時(shí)，pH試紙不能用蒸僧水潤濕，記錄數(shù)據(jù)時(shí)

只有整數(shù)，若精確測溶液的pH,則應(yīng)使用pH計(jì)。

解疑釋惑44

鹽酸與醋酸溶液的比較

1.等溫度、等濃度(如0.1mol/L)、等體積的鹽酸和醋酸的比較

反應(yīng)起始

開始與Zn與足量Zn

至結(jié)束中和堿消耗Zn

酸以才)反產(chǎn)生H2的

平均反應(yīng)的能力的質(zhì)量

應(yīng)的速率量

速率

鹽酸大大大

相同相同相同

醋酸小小小

2.等溫度、等pH(如pH=3)、等體積的鹽酸和醋酸的比較

開始與反應(yīng)起始與足量

Zn至結(jié)束平中和堿消耗ZnZn

酸■)以酸)

反應(yīng)的均反應(yīng)速的能力的質(zhì)量產(chǎn)生H2

速率率的量

鹽酸小小小小小

相同相同

醋酸大大大大大

解疑釋惑45

外界條件對(duì)水的電離平衡及Kw的影響

+

1.在任意溫度、任意物質(zhì)的水溶液(含純水)中，由水本身電離出的c,>：(H)

=c*(OH)o水的離子積常數(shù)Kw=c(H+>c(OH),Kw不僅適用于純水，也適用于

稀的酸性或堿性電解質(zhì)水溶液，Kw實(shí)質(zhì)是水溶液中的H+和OH一物質(zhì)的量濃度的

乘積。在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H+和OH一共存，只是相對(duì)含

量不同而已。

2.外畀條件的改變對(duì)水的電離干衡和K”的影響。

體系變化

平衡移動(dòng)方向Kw水的電離程度c(OFF)田)

條件

酸逆不變減小減小增大

堿逆不變減小增大減小

可水Na2cO3正不變?cè)龃蟛粶p小

解的

NH4CI正