資源簡介

(共107張PPT)
第七章　弱電解質的電離平衡
第1講　弱電解質的電離平衡
【復習目標】1.認識強電解質和弱電解質的概念。2.認識弱電解質在水溶液中存在電離平衡，理解弱電解質在水中電離平衡的建立及影響因素。3.理解電離平衡常數的含義，掌握電離常數的應用并能進行相關的計算。　
知識梳理
01
提升訓練
02
目錄
CONTENTS
核心素養
03
真題演練
04
課時作業
05
知識梳理
全部
強酸
強堿
部分
弱酸
弱堿
弱電解質分子電離成離子
離子結合成分子
=
≠
最大
0
>
＝
弱電解質本身的性質
吸熱
增大
減小
電離方向
電離方向
生成弱電解質分子
電離
向右
增大
增大
增大
增大
向右
增大
減小
減小
增大
向右
增大
增大
增大
減小
向左
減小
減小
增大
減小
向左
增大
增大
減小
減小
向右
減小
減小
增大
增大
向右
減小
減小
增大
增大
×
×
錯因
溶液導電性強弱不是電解質強弱的判斷標準。
×
錯因
√
×
×
錯因
許多共價化合物如強酸、氯化鋁等都是強電解質。
0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋，醋酸分子濃度、醋酸根離子濃度、氫離子濃度均減小。
弱電解質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
電離常數
本身的性質
增大
吸熱
Ka1>Ka2>Ka3
第一步電離
易
強
強
弱
減小
不變
增大
右
增大
左
減小
減小
增大
×
錯因
對于同一弱電解質，K僅受溫度影響，與濃度無關。
√
×
錯因
溶液中的c(H＋)還與酸溶液濃度有關。
×
×
錯因
相同溫度下，同一弱電解質的電離常數相同，而溶液的濃度越小電離度越大。
提升訓練
考點1　弱電解質的電離平衡
題組一　分析與研判弱電解質
1.下列操作能證明HF是弱電解質的是(　　)
A.用氫氟酸在玻璃上刻字
B.用氫氟酸做導電性試驗，燈泡很暗
C.在0.1 mol·L－1的HF溶液中加水，測得c(OH－)增大
D.在10 mL pH＝2的HF溶液中加入10 mL 0.01 mol·L－1 NaOH溶液，混合溶液呈酸性
答案
解析　用氫氟酸在玻璃上刻字，是因為HF能與玻璃中的二氧化硅反應，不能證明HF是弱電解質；用氫氟酸做導電性試驗，燈泡很暗，沒有指明濃度，沒有與強酸對比，不能說明它是否全部電離；不論是強酸還是弱酸，在0.1 mol/L的酸溶液中加水，c(OH－)均增大。
解析
2.下列不能用來判斷CH3COOH是一種弱酸的說法是(　　)
A.向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固體，溶液pH增大
B.pH相同的鹽酸和CH3COOH溶液，取相同體積分別用標準NaOH溶液滴定測其濃度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的體積較大
C.0.1 mol·L－1 CH3 COOH溶液的pH>1
D.相同物質的量濃度、相同體積的CH3COOH溶液和鹽酸分別與足量的活潑金屬反應，消耗金屬的量相同
答案
解析　相同濃度和體積的兩溶液中溶質物質的量相同，消耗的金屬的量相同，不能說明二者的酸性強弱。
解析
答案
解析
解析　若靜脈滴注大量生理鹽水，則血液被稀釋，平衡雖然正向移動，但根據勒夏特列原理，c(H＋)減小，體液的pH增大。
答案
解析
題組三　分析與研判電離平衡和溶液導電性
5.一定溫度下，將一定質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，下列說法正確的是(　　)
A.a、b、c三點溶液的pH：cB.a、b、c三點CH3COOH的電離程度：cC.用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結果偏小
D.a、b、c三點溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液體積：c答案
解析　A項，由導電能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B項，加水體積越大，越利于CH3COOH電離，故電離程度：c>b>a；D項，a、b、c三點n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
解析
6. (2023·北京四中高三上學期期中)電導率可用于衡量電解質溶液導電能力的大小。室溫下，用0.100 mol·L－1 NH3·H2O滴定10 mL濃度均為0.100 mol·L－1 HCl和CH3COOH的混合液，電導率曲線如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A.①點溶液中c(H＋)為0.200 mol·L－1
B.溶液溫度高低為①>③>②
C.③點溶液中有c(Cl－)>c(CH3COO－)
D.③點后因離子數目減少使電導率略降低
答案
解析　醋酸是弱酸，不能完全電離，c(H＋)<0.200 mol·L－1，A錯誤；酸堿中和反應是放熱反應，所以反應未開始時的溫度一定不是最高的，B錯誤；③點后離子數目增大，但離子濃度減小，所以電導率降低，D錯誤。
解析
考點2　電離平衡常數
題組一　理解與運用電離平衡常數
1.已知7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關的三種酸的電離常數，若已知下列反應可以發生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判斷下列敘述不正確的是(　　)
A.Ka(HF)＝7.2×10－4
B.Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C.根據其中兩個反應即可得出三種酸的強弱關系
D.Ka(HCN)答案
答案
答案
中
4.2×10－7
解析
答案
10－1.2
10－4.2
1000
核心素養　科學探究與創新意識——強酸(堿)與弱酸(堿)的比較
【素養要求】　通過對強酸(堿)與弱酸(堿)的性質比較進行總結，加強對強、弱電解質概念的理解，提高理論聯系實際的能力。
弱電解質與強電解質的根本區別在于弱電解質不完全電離，存在電離平衡。
1.判斷強、弱電解質的實驗設計
實驗設計思路：以判斷室溫下某酸(HA)是否為弱酸為例
實驗方法 結論
①測0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA為強酸
pH>2，HA為弱酸
②測NaA溶液的pH pH＝7，HA為強酸
pH>7，HA為弱酸
③相同條件下，測相同濃度的HA溶液和HCl溶液的導電能力 若HA溶液的導電能力比HCl溶液的弱，則HA為弱酸
④測相同pH的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍數前后的pH變化 若HA溶液的pH變化較小，則HA為弱酸
⑤測等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別與足量鋅反應產生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反應過程中產生H2較快且最終產生H2的量較多，則HA為弱酸
⑥測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和等濃度堿所需堿的量 若HA溶液耗堿量大，則HA為弱酸
3.圖像法理解強酸、弱酸的稀釋規律
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多
4.一元弱酸和一元強酸與金屬的反應(以鹽酸和醋酸為例)圖像
實驗操作 圖像
同體積、同濃度的鹽酸和醋酸溶液分別與足量Zn反應
同體積、同pH的鹽酸和醋酸溶液分別與足量Zn反應
1.在體積都為1 L，pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中，投入0.65 g鋅粒，則下列圖像符合客觀事實的是(　　)
答案
解析　因鹽酸為強酸、醋酸為弱酸，故pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中，c(HCl)＝0.01 mol·L－1，c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1，則1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A項，相同時間內pH變化較大的應為HCl；B項，產生H2的速率大的應為CH3COOH；D項，相同時間內c(H＋)變化較大的應為HCl。
解析
答案
解析
3.在一定溫度下，有a.鹽酸，b.硫酸，c.醋酸三種酸(用a、b、c填空)。
(1)當三種酸物質的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是________。
(2)同體積、同物質的量濃度的三種酸，中和同物質的量濃度的NaOH溶液的能力由大到小的順序是________。
(3)若三者c(H＋)相同時，物質的量濃度由大到小的順序是________。
(4)當三者c(H＋)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產生氣體的體積由大到小的順序是________。
答案
b>a>c
b>a＝c
c>a>b
c>a＝b
(5)當三者c(H＋)相同且體積相同時，同時加入形狀、密度、質量完全相同的鋅，則開始瞬間反應速率的大小關系為________，若產生相同體積的H2(相同狀況)，反應所需時間的長短關系是________。
(6)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________。
答案
a＝b＝c
a＝b>c
c>a＝b
4.為了證明一水合氨(NH3·H2O)是弱電解質，常溫下，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進行實驗：0.010 mol·L－1氨水、NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞試劑、pH試紙、蒸餾水。
(1)甲用pH試紙測出0.010 mol·L－1氨水的pH為10，則認定NH3·H2O是弱電解質，你認為這一方法________(填“正確”或“不正確”)，理由是______________________________________________________________________。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH試紙測出其pH＝a，然后用蒸餾水稀釋至1000 mL，再用pH試紙測出其pH＝b，若要確認NH3·H2O是弱電解質，則a、b應滿足的關系為____________________________(用等式或不等式表示)。
答案
正確
若是強電解質，則0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)應為0.010 mol·L－1，pH＝12
a－2(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，顏色變________(填“深”或“淺”)。你認為這一方法________(填“能”或“不能”)證明NH3·H2O是弱電解質，原因是______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案
淺
能
真題演練
答案
解析
答案
解析
3.(2021·浙江高考)某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)
A.25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸
B.25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，則HR是弱酸
C.25 ℃時，若測得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL測得pH＝b，b－a<1，則HR是弱酸
D.25 ℃時，若測得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，升溫至50 ℃，測得pH＝b，a>b，則HR是弱酸
答案
解析　25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR為強酸強堿鹽，則HR為強酸，A錯誤；25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，則HR未完全電離，HR為弱酸，B正確；假設HR為強酸，取pH＝6的該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL測得溶液pH<7，C錯誤；假設HR為強酸，則NaR為強酸強堿鹽，溶液呈中性，升溫至50 ℃，促進水的電離，水的離子積常數增大，pH減小，D錯誤。
解析
4.(2020·浙江高考)下列說法不正確的是(　　)
A.2.0×10－7 mol·L－1的鹽酸中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1
B.將KCl溶液從常溫加熱至80 ℃，溶液的pH變小但仍保持中性
C.常溫下，NaCN溶液呈堿性，說明HCN是弱電解質
D.常溫下，pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，溶液pH增大
解析　溶劑水電離出的氫離子濃度的數量級與溶質HCl電離出的氫離子濃度的數量級相差不大，則計算鹽酸中氫離子濃度時，不能忽略水電離出的氫離子，鹽酸中c(H＋)應大于2.0×10－7 mol·L－1，故A錯誤。
答案
解析
答案
答案
10－7.5
答案
解析
課時作業
[建議用時：40分鐘]
一、選擇題(每小題只有1個選項符合題意)
1.室溫下，能說明乙酸是弱電解質的是(　　)
A.乙酸溶液能導電
B.0.01 mol·L－1乙酸溶液的pH＞2
C.乙酸可以與金屬鈉反應放出氫氣
D.乙酸溶液能使紫色石蕊試液變紅
答案
2.已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，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.此酸的電離常數約為1×10－7
D.由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍
答案
解析
3.25 ℃時，對于pH＝2的CH3COOH溶液，下列判斷不正確的是(　　)
A.加水稀釋，電離平衡正向移動，溶液中c(H＋)減小
B.通入少量HCl氣體，電離平衡逆向移動，c(CH3COO－)減小，Ka減小
C.加入少量CH3COONa固體，電離平衡逆向移動，c(H＋)減小，Ka不變
D.升高溫度，電離平衡正向移動，c(H＋)增大，pH減小
答案
解析　通入少量HCl氣體時，平衡逆向移動，c(CH3COO－)減小，但Ka不變，B錯誤。
解析
答案
解析
答案
5.下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離度與濃度關系的是(　　)
解析　乙酸和一氯乙酸都是弱電解質，在溫度、濃度相等時，電離程度CH3COOH解析
答案
解析
化學式 H2CO3 HClO H2S
電離常數 Ka1＝4×10－7；
Ka2＝5.6×10－11 Ka＝4.7×10－8 Ka1＝1.3×10－7；
Ka2＝7.1×10－15
7.pH＝12的X、Y兩種堿溶液各10 mL，分別稀釋
至1000 mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下
列說法正確的是(　　)
A.若10B.X、Y兩種堿的物質的量濃度一定相等
C.完全中和等體積、等pH的X、Y兩溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：V(X)>V(Y)
D.稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強
答案
解析　若X為強堿，則10 mL pH＝12的X溶液稀釋至1000 mL，pH應該為10，故若10解析
答案
解析　常溫下，若NaHA溶液的pH＞7，則說明NaHA發生了水解，說明其為強堿弱酸鹽，即H2A為弱酸，A正確；CH3COOH為弱酸，剛好中和時的產物CH3COONa為強堿弱酸鹽，溶液顯堿性，B錯誤；純醋酸不電離，向冰醋酸中不斷加水，氫離子濃度先增大后減小，則溶液的pH先減小后增大，C錯誤；25 ℃和40 ℃時，水的離子積不同，水的電離程度不同，40 ℃時水的離子積較大，相同濃度的NaOH溶液在40 ℃時，溶液中的氫離子濃度較大，pH偏小，D錯誤。
解析
答案
解析
弱電解質 HCOOH HCN H2CO3
電離常數(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
答案
解析　由題圖可知曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程，曲線Ⅱ代表醋酸的稀釋過程。pH＝2的鹽酸和醋酸相比，c(CH3COOH)>c(HCl)，體積相等的兩種溶液中n(CH3COOH)>n(HCl)，與NaOH溶液發生中和反應時，CH3COOH消耗NaOH多，故Ⅱ溶液中和NaOH的能力強于Ⅰ溶液，C錯誤。
解析
答案
解析
酸 HX HY HZ
濃度/(mol·L－1) 0.12 0.2 0.9 1 1
電離度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
電離常數 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5
答案
解析
解析
二、非選擇題
13.25 ℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示：
(1)上述五種酸的酸性由強到弱的順序是______________________________。
化學式 電離平衡常數(Ka或Kb)
CH3COOH 1.8×10－5
HNO2 4.9×10－4
HCN 5×10－10
HClO 3×10－8
H2CO3 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
NH3·H2O 1.8×10－5
答案
HNO2>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN
(2)該溫度下，0.10 mol·L－1 HNO2溶液中的c(H＋)＝________ mol·L－1。
(3)25 ℃時，向NaClO溶液中通入少量的CO2，發生反應的離子方程式為____________________________________。
(4)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大，而電離平衡常數不變的操作是________(填序號)。
A.升高溫度 B.加水稀釋
C.加少量CH3COONa固體 D.加入少量冰醋酸
E.加入少量NaOH固體(溫度不變)
答案
7×10－3
BE
答案
減小
<
答案
＝
1.76×10－5
解析
答案
正鹽
2
答案
室溫下，測NaH2PO2溶液的pH，若pH>7則證明次磷酸為弱酸　
向等物質的量濃度的鹽酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中紅色淺一些，則說明次磷酸為弱酸(合理即可)
1×10－3
答案
>
＝
<
解析
解析INCLUDEPICTURE"第七章教.TIF"
第1講　弱電解質的電離平衡
【復習目標】　
1.認識強電解質和弱電解質的概念。
2.認識弱電解質在水溶液中存在電離平衡，理解弱電解質在水中電離平衡的建立及影響因素。3.理解電離平衡常數的含義，掌握電離常數的應用并能進行相關的計算。
INCLUDEPICTURE"知識梳理教.TIF"
一、弱電解質的電離平衡
1.強電解質和弱電解質
(1)定義與物質類別
INCLUDEPICTURE"366HX60A教.TIF"
(2)電離方程式的書寫——“強等號，弱可逆，多元弱酸分步離”
①強電解質，如H2SO4：H2SO4===2H＋＋eq \a\vs4\al(SO)。
②弱電解質
a.一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH??CH3COO－＋H＋。
INCLUDEPICTURE"405HXPZ56教.TIF"
b.多元弱酸，分步電離，分步書寫，如H2CO3：H2CO3??H＋＋eq \a\vs4\al(HCO)、
eq \a\vs4\al(\x(\s\up1(10))HCO??H＋＋CO)。
c.多元弱堿，分步電離，一步書寫，如Fe(OH)3：Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－。
③酸式鹽
a.強酸的酸式鹽，如NaHSO4在水溶液中：
NaHSO4===Na＋＋H＋＋eq \a\vs4\al(SO)；
熔融時：NaHSO4===Na＋＋eq \a\vs4\al(HSO)。
b.弱酸的酸式鹽：“強中有弱”，如NaHCO3：
eq \a\vs4\al(\x(\s\up1(14))NaHCO3===Na＋＋HCO)、
eq \a\vs4\al(\x(\s\up1(15))HCO??H＋＋CO)。
2.弱電解質的電離平衡
(1)電離平衡的建立
在一定條件下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程就達到平衡。
(2)電離平衡的建立與特征
INCLUDEPICTURE"320HX170教.TIF"
①開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。
②平衡的建立過程中，v(電離)>v(結合)。
③當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態。
(3)影響弱電解質電離平衡的因素
①內因：弱電解質本身的性質是決定因素。
③實例：以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在CH3COOH??CH3COO－＋H＋　ΔH>0為例分析外界條件對電離平衡的影響。
改變條件 移動方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 電離程度
升溫 向右 增大 增大 增大 增大
濃度 加水稀釋 向右 增大 減小 減小 增大
加冰醋酸 向右 增大 增大 增大 減小
同離子效應 加固體醋酸鈉 向左 減小 減小 增大 減小
通入HCl氣體 向左 增大 增大 減小 減小
加入與弱電解質電離出的離子反應的物質 加固體氫氧化鈉　 向右 減小 減小 增大 增大
加入鎂粉 向右 減小 減小 增大 增大
INCLUDEPICTURE"易錯辨析教.TIF"
判斷正誤。正確的打“√”，錯誤的打“×”并指明錯因。
(1)氨溶于水，當NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態。(×)
錯因：NH3·H2O電離出的c(OH－)始終等于c(NH)，并不能表明NH3·H2O的電離處于平衡狀態。
(2)AgCl的水溶液不導電，CH3COOH的水溶液能導電，故AgCl是弱電解質，CH3COOH是強電解質。(×)
錯因：溶液導電性強弱不是電解質強弱的判斷標準。
(3)常溫下，由0.1 mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－。(×)
錯因：常溫下，若BOH為一元強堿，則pH＝13，故BOH為弱堿，溶液中存在BOH??B＋＋OH－。
(4)向氨水中加入少量NH4Cl固體，會使溶液的pH減小。(√)
錯因：________________________________________________________________________
(5)強電解質都是離子化合物。(×)
錯因：許多共價化合物如強酸、氯化鋁等都是強電解質。
(6)電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大。(×)
錯因：0.1__mol·L－1__CH3COOH溶液加水稀釋，醋酸分子濃度、醋酸根離子濃度、氫離子濃度均減小。
二、電離平衡常數
1.電離平衡常數
(1)概念
在一定條件下，弱電解質達到電離平衡時，溶液中弱電解質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常數，該常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K表示(弱酸的電離平衡常數用Ka表示，弱堿的電離平衡常數用Kb表示)。
(2)表達式
①對于一元弱酸HA
HA??H＋＋A－
電離常數Ka＝
②對于一元弱堿BOH
BOH??B＋＋OH－
電離常數Kb＝
(3)影響因素及特點
①影響因素
a.內因(決定因素)：弱電解質本身的性質。
b.外因：電離平衡常數只受溫度影響，隨溫度升高而增大，因為電離過程是吸熱的；與溶液的濃度無關。
②特點
多元弱酸是分步電離的，各步電離平衡常數的大小關系為Ka1>Ka2>Ka3，當Ka1 Ka2時，多元弱酸的酸性取決于其第一步電離。多元弱堿的情況與多元弱酸類似。
(4)意義
相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，其酸性或堿性相對越強。
例如，在25 ℃時，Ka(HNO2)＝4.6×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH的強。
(5)應用
①判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數越大，酸性(或堿性)越強。
②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，鹽溶液的酸性(或堿性)越弱。
③判斷復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”規律。
④計算弱酸、弱堿溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀的一元弱酸溶液中，c(H＋)≈，稀的一元弱堿溶液中c(OH－)≈。
⑤判斷溶液微粒濃度比值的變化，利用溫度不變，電離常數不變來判斷。
如常溫下將0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋，＝
＝，稀釋時，c(H＋)減小，Ka不變，則增大。
2.電離度
(1)概念：一定條件下，當弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經電離的電解質分子數占原來弱電解質總分子數的百分數。
(2)表達式：α＝×100%＝×100%。
(3)影響因素
溫度 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大；降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小
濃度 當弱電解質溶液濃度增大時，電離度減小；當弱電解質溶液濃度減小時，電離度增大
(4)意義：衡量弱電解質的電離程度，在相同條件(濃度、溫度相同)下，不同弱電解質的電離度越大，弱電解質的電離程度越大。
INCLUDEPICTURE"易錯辨析教.TIF"
判斷正誤。正確的打“√”，錯誤的打“×”并指明錯因。
(1)不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同。(×)
錯因：對于同一弱電解質，K僅受溫度影響，與濃度無關。
(2)電離平衡右移，電離平衡常數不一定增大。(√)
錯因：________________________________________________________________________
(3)電離常數大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H＋)大。(×)
錯因：溶液中的c(H＋)還與酸溶液濃度有關。
(4)H2CO3的電離常數表達式：
Ka＝eq \f(c2（H＋）·c（CO）,c（H2CO3）)。(×)
錯因：H2CO3是二元弱酸，分兩步電離，其Ka1＝
eq \f(c（H＋）·c（HCO）,c（H2CO3）)、Ka2＝eq \f(c（H＋）·c（CO）,c（HCO）)。
(5)同一弱電解質，電離度越大，電離常數就越大。(×)
錯因：相同溫度下，同一弱電解質的電離常數相同，而溶液的濃度越小電離度越大。
INCLUDEPICTURE"提升訓練教.TIF"
考點1　弱電解質的電離平衡
題組一　分析與研判弱電解質
1.下列操作能證明HF是弱電解質的是(　　)
A.用氫氟酸在玻璃上刻字
B.用氫氟酸做導電性試驗，燈泡很暗
C.在0.1 mol·L－1的HF溶液中加水，測得c(OH－)增大
D.在10 mL pH＝2的HF溶液中加入10 mL 0.01 mol·L－1 NaOH溶液，混合溶液呈酸性
答案　D
解析　用氫氟酸在玻璃上刻字，是因為HF能與玻璃中的二氧化硅反應，不能證明HF是弱電解質；用氫氟酸做導電性試驗，燈泡很暗，沒有指明濃度，沒有與強酸對比，不能說明它是否全部電離；不論是強酸還是弱酸，在0.1 mol/L的酸溶液中加水，c(OH－)均增大。
2.下列不能用來判斷CH3COOH是一種弱酸的說法是(　　)
A.向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固體，溶液pH增大
B.pH相同的鹽酸和CH3COOH溶液，取相同體積分別用標準NaOH溶液滴定測其濃度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的體積較大
C.0.1 mol·L－1 CH3 COOH溶液的pH>1
D.相同物質的量濃度、相同體積的CH3COOH溶液和鹽酸分別與足量的活潑金屬反應，消耗金屬的量相同
答案　D
解析　相同濃度和體積的兩溶液中溶質物質的量相同，消耗的金屬的量相同，不能說明二者的酸性強弱。
INCLUDEPICTURE"規律方法教.TIF"判斷弱電解質的三個思維角度角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后，17。
題組二　模型認知電離平衡及影響因素
3.常溫下，將濃度為0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀釋，下列各量保持增大的是(　　)
①c(H＋)　②c(F－)　③c(OH－)　④Ka(HF) ⑤Kw　⑥'⑦
A.①⑥ B.②④
C.③⑦ D.④⑤
答案　C
解析　HF是弱電解質，加水稀釋促進HF的電離，但c(H＋)、c(F－)、c(HF)都減小；溫度不變，Kw不變，c(H＋)減小，則c(OH－)增大；溫度不變，Ka(HF)不變，＝，c(F－)減小，則增大；根據電荷守恒知，c(H＋)＝c(OH－)＋c(F－)，則＝＝1－，增大，故減小。
4.已知人體體液中存在平衡：CO2＋H2O??H2CO3??H＋＋HCO，以維持體液pH的相對穩定。下列說法不合理的是(　　)
A.當強酸性物質進入體液后，上述平衡向左移動，以維持體液pH的相對穩定
B.當強堿性物質進入體液后，上述平衡向右移動，以維持體液pH的相對穩定
C.若靜脈滴注大量生理鹽水，則體液的pH減小
D.進行呼吸活動時，如果CO2進入血液，會使體液的pH減小
答案　C
解析　若靜脈滴注大量生理鹽水，則血液被稀釋，平衡雖然正向移動，但根據勒夏特列原理，c(H＋)減小，體液的pH增大。
電離平衡移動過程中離子濃度變化的判斷(1)稀釋時，溶液中c(H＋)或c(OH－)的變化常采用“假設法”進行判斷。先假設弱電解質不電離，求溶液中稀釋后的c(H＋)或c(OH－)；然后考慮弱電解質還能繼續電離，導致n(H＋)或n(OH－)要比假設情況的大，c(H＋)或c(OH－)也就隨之發生變化。(2)加水稀釋粒子濃度比值變化分析模型①同一溶液，濃度比等于物質的量比。如HF溶液：＝。(由濃度比變成物質的量比)②將濃度比換算成含有某一常數的式子，然后分析。如HF溶液：＝＝。(由兩個變量轉變為一個變量)
題組三　分析與研判電離平衡和溶液導電性
5.一定溫度下，將一定質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，下列說法正確的是(　　)
A.a、b、c三點溶液的pH：cB.a、b、c三點CH3COOH的電離程度：cC.用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結果偏小
D.a、b、c三點溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液體積：c答案　C
解析　A項，由導電能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B項，加水體積越大，越利于CH3COOH電離，故電離程度：c>b>a；D項，a、b、c三點n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
6.(2023·北京四中高三上學期期中)電導率可用于衡量電解質溶液導電能力的大小。室溫下，用0.100 mol·L－1 NH3·H2O滴定10 mL濃度均為0.100 mol·L－1 HCl和CH3COOH的混合液，電導率曲線如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A.①點溶液中c(H＋)為0.200 mol·L－1
B.溶液溫度高低為①>③>②
C.③點溶液中有c(Cl－)>c(CH3COO－)
D.③點后因離子數目減少使電導率略降低
答案　C
解析　醋酸是弱酸，不能完全電離，c(H＋)<0.200 mol·L－1，A錯誤；酸堿中和反應是放熱反應，所以反應未開始時的溫度一定不是最高的，B錯誤；③點后離子數目增大，但離子濃度減小，所以電導率降低，D錯誤。
INCLUDEPICTURE"名師點撥教.TIF"(1)電解質溶液的導電能力取決于自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數，自由移動離子的濃度越大、離子所帶電荷數越多，導電能力越強。(2)電解質溶液的導電能力與溶液中離子濃度的大小有關，與電解質的強弱無關。強電解質溶液的導電能力不一定強(如CaCO3溶液)，弱電解質溶液的導電能力不一定弱。
考點2　電離平衡常數
題組一　理解與運用電離平衡常數
1.已知7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分別是下列有關的三種酸的電離常數，若已知下列反應可以發生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判斷下列敘述不正確的是(　　)
A.Ka(HF)＝7.2×10－4
B.Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C.根據其中兩個反應即可得出三種酸的強弱關系
D.Ka(HCN)答案　B
2.相同溫度下，根據三種酸的電離常數，下列判斷正確的是(　　)
酸 HX HY HZ
電離常數Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三種酸的強弱關系：HX>HY>HZ
B.反應HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發生
C.相同溫度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D.相同溫度下，1 mol·L－1 HX溶液的電離常數大于0.1 mol·L－1 HX溶液的電離常數
答案　B
題組二　計算與歸納電離平衡常數
3.(1)在25 ℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯________(填“酸”“堿”或“中”)性；用含a的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb＝____________。
(2)已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3??HCO＋H＋的平衡常數Ka1＝________。(已知10－5.60≈2.5×10－6)
答案　(1)中　　(2)4.2×10－7
解析　(1)氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中的電荷守恒關系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。Kb＝eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)＝＝。
4.已知草酸為二元弱酸：H2C2O4??HC2O＋H＋　Ka1，HC2O??C2O＋H＋　Ka2，常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三種微粒的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示。
則常溫下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7時，溶液中eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）)＝________。
答案　(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1000
有關電離常數計算的兩種題型（以弱酸HX為例）（1）已知c始(HX)和c (H+)，求電離常數HX ?? H+ + X- 起始/（mol·L-1） c始(HX) 0 0 c始(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)則Ka＝＝由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c始(HX)－c(H＋)≈c始(HX)，則Ka≈，代入數值求解即可。(2)已知c始(HX)和電離常數，求c(H＋)根據(1)中分析可知Ka＝≈，則c(H＋)≈，代入數值求解即可。)
INCLUDEPICTURE"核心素養教.TIF"　科學探究與創新意識——強酸(堿)與弱酸(堿)的比較
【素養要求】　通過對強酸(堿)與弱酸(堿)的性質比較進行總結，加強對強、弱電解質概念的理解，提高理論聯系實際的能力。
INCLUDEPICTURE"素養提升教.TIF"
弱電解質與強電解質的根本區別在于弱電解質不完全電離，存在電離平衡。
1.判斷強、弱電解質的實驗設計
實驗設計思路：以判斷室溫下某酸(HA)是否為弱酸為例
實驗方法 結論
①測0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA為強酸pH>2，HA為弱酸
②測NaA溶液的pH pH＝7，HA為強酸pH>7，HA為弱酸
③相同條件下，測相同濃度的HA溶液和HCl溶液的導電能力 若HA溶液的導電能力比HCl溶液的弱，則HA為弱酸
④測相同pH的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍數前后的pH變化 若HA溶液的pH變化較小，則HA為弱酸
⑤測等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別與足量鋅反應產生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反應過程中產生H2較快且最終產生H2的量較多，則HA為弱酸
⑥測等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和等濃度堿所需堿的量 若HA溶液耗堿量大，則HA為弱酸
2.兩方面突破一元強酸與一元弱酸的比較
(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較項目 c(H＋) pH 中和堿的能力 與活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸 大 小 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 小
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較項目 c(H＋) c(酸) 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸 相同 小 小 少 相同
醋酸溶液 大 大 多
注意：一元強堿與一元弱堿的比較規律與以上類似。
3.圖像法理解強酸、弱酸的稀釋規律
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多
4.一元弱酸和一元強酸與金屬的反應(以鹽酸和醋酸為例)圖像
實驗操作 圖像
同體積、同濃度的鹽酸和醋酸溶液分別與足量Zn反應
同體積、同pH的鹽酸和醋酸溶液分別與足量Zn反應
INCLUDEPICTURE"素養專練教.TIF"
1.在體積都為1 L，pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中，投入0.65 g鋅粒，則下列圖像符合客觀事實的是(　　)
答案　C
解析　因鹽酸為強酸、醋酸為弱酸，故pH都等于2的鹽酸和醋酸溶液中，c(HCl)＝0.01 mol·L－1，c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1，則1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A項，相同時間內pH變化較大的應為HCl；B項，產生H2的速率大的應為CH3COOH；D項，相同時間內c(H＋)變化較大的應為HCl。
2.(2023·山東濟寧高三期末檢測)根據酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，給出質子的能力越強，酸性越強。相同溫度下，HCl和HNO3在冰醋酸中存在HCl＋CH3COOH??Cl－＋CH3COOH　pKa＝8.8，HNO3＋CH3COOH??NO＋CH3COOH　pKa＝9.4(已知pKa＝－lg Ka)，下列說法正確的是(　　)
A.把HCl通入CH3COONa水溶液中：2HCl＋CH3COONa===NaCl＋CH3COOH2Cl
B.酸性強弱順序為HCl＜HNO3＜CH3COOH
C.HNO3在HCOOH中的pKa<9.4
D.接受質子的能力：CH3COOH答案　D
解析　在冰醋酸中才存在HCl＋CH3COOH??Cl－＋CH3COOH，在CH3COONa水溶液中的反應為HCl＋CH3COONa===NaCl＋CH3COOH，A錯誤；由題給信息知酸性強弱順序為HCl>HNO3>CH3COOH，B錯誤；酸性：HCOOH>CH3COOH，給出H＋能力：HCOOH>CH3COOH，結合H＋能力：HCOOH9.4，C錯誤。
3.在一定溫度下，有a.鹽酸，b.硫酸，c.醋酸三種酸(用a、b、c填空)。
(1)當三種酸物質的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是________。
(2)同體積、同物質的量濃度的三種酸，中和同物質的量濃度的NaOH溶液的能力由大到小的順序是________。
(3)若三者c(H＋)相同時，物質的量濃度由大到小的順序是________。
(4)當三者c(H＋)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產生氣體的體積由大到小的順序是________。
(5)當三者c(H＋)相同且體積相同時，同時加入形狀、密度、質量完全相同的鋅，則開始瞬間反應速率的大小關系為________，若產生相同體積的H2(相同狀況)，反應所需時間的長短關系是________。
(6)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________。
答案　(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b
(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c
(6)c>a＝b
4.為了證明一水合氨(NH3·H2O)是弱電解質，常溫下，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進行實驗：0.010 mol·L－1氨水、NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞試劑、pH試紙、蒸餾水。
(1)甲用pH試紙測出0.010 mol·L－1氨水的pH為10，則認定NH3·H2O是弱電解質，你認為這一方法________(填“正確”或“不正確”)，理由是_____________________________
_______________________________________________________。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH試紙測出其pH＝a，然后用蒸餾水稀釋至1000 mL，再用pH試紙測出其pH＝b，若要確認NH3·H2O是弱電解質，則a、b應滿足的關系為____________________________(用等式或不等式表示)。
(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，顏色變________(填“深”或“淺”)。你認為這一方法________(填“能”或“不能”)證明NH3·H2O是弱電解質，原因是___________________________________________________
___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案　(1)正確　若是強電解質，則0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)應為0.010 mol·L－1，pH＝12
(2)a－2(3)淺　能　0.010 mol·L－1氨水(滴有酚酞)中加入NH4Cl晶體后顏色變淺，有兩種可能：一是NH4Cl在水溶液中水解顯酸性，加入氨水中使溶液的pH降低；二是NH使NH3·H2O的電離平衡NH3·H2O??NH＋OH－逆向移動，從而使溶液的pH降低
INCLUDEPICTURE"真題演練教.TIF"
1.(2023·浙江1月選考)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工業廢水中的甲酸及其鹽，通過離子交換樹脂(含固體活性成分R3N，R為烷基)因靜電作用被吸附回收，其回收率(被吸附在樹脂上甲酸根的物質的量分數)與廢水初始pH關系如圖(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列說法不正確的是(　　)
A.活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2O??R3NH＋＋OH－
B.pH＝5的廢水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18
C.廢水初始pH<2.4，隨pH下降，甲酸的電離被抑制，與R3NH＋作用的HCOO－數目減少
D.廢水初始pH>5，離子交換樹脂活性成分主要以R3NH＋形態存在
答案　D
解析　活性成分R3N中N能與水電離出的H＋形成配位鍵，因此在水中存在平衡：R3N＋H2O??R3NH＋＋OH－，A正確；pH＝5的廢水中，c(H＋)＝10－5 mol·L－1，根據甲酸Ka＝＝1.8×10－4，得＝＝＝18，B正確；廢水初始pH<2.4，隨pH下降，c(H＋)增大，電離平衡HCOOH??HCOO－＋H＋逆向移動，甲酸的電離被抑制，c(HCOO－)減小，與R3NH＋作用的HCOO－數目減少，C正確；廢水初始pH>5時回收率小于10%，說明吸附在樹脂上的甲酸根較少，活性成分主要以R3N形態存在，D錯誤。
2.(2022·湖北高考)根據酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，給出質子的能力越強，酸性越強。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性強弱順序正確的是(　　)
A.N2H＞N2H4＞NH
B.N2H＞CH3COOH＞NH
C.NH3＞N2H4＞CH3COO－
D.CH3COOH＞N2H＞NH
答案　D
解析　根據酸堿質子理論，給出質子的能力越強，酸性越強；根據復分解反應的規律，強酸能制得弱酸，則由反應N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－可知酸性：CH3COOH＞N2H，由反應N2H＋NH3===NH＋N2H4可知酸性：N2H＞NH，故酸性：CH3COOH＞N2H＞NH。
3.(2021·浙江高考)某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)
A.25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，則HR是弱酸
B.25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，則HR是弱酸
C.25 ℃時，若測得HR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL測得pH＝b，b－a<1，則HR是弱酸
D.25 ℃時，若測得NaR溶液pH＝a，取該溶液10.0 mL，升溫至50 ℃，測得pH＝b，a>b，則HR是弱酸
答案　B
解析　25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR為強酸強堿鹽，則HR為強酸，A錯誤；25 ℃時，若測得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，則HR未完全電離，HR為弱酸，B正確；假設HR為強酸，取pH＝6的該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL測得溶液pH<7，C錯誤；假設HR為強酸，則NaR為強酸強堿鹽，溶液呈中性，升溫至50 ℃，促進水的電離，水的離子積常數增大，pH減小，D錯誤。
4.(2020·浙江高考)下列說法不正確的是(　　)
A.2.0×10－7 mol·L－1的鹽酸中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1
B.將KCl溶液從常溫加熱至80 ℃，溶液的pH變小但仍保持中性
C.常溫下，NaCN溶液呈堿性，說明HCN是弱電解質
D.常溫下，pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，溶液pH增大
答案　A
解析　溶劑水電離出的氫離子濃度的數量級與溶質HCl電離出的氫離子濃度的數量級相差不大，則計算鹽酸中氫離子濃度時，不能忽略水電離出的氫離子，鹽酸中c(H＋)應大于2.0×10－7 mol·L－1，故A錯誤。
5.(2020·北京高考)室溫下，對于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判斷正確的是(　　)
A.該溶液中CH3COO－的粒子數為6.02×1022
B.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0.1 mol
D.與Na2CO3溶液反應的離子方程式為CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
答案　C
6.(2020·全國卷Ⅱ節選)次氯酸為一元弱酸，具有漂白和殺菌作用，其電離平衡體系中各成分的組成分數δ與pH的關系如圖所示。HClO的電離常數Ka值為________。
答案　10－7.5
INCLUDEPICTURE"高考預測教.TIF"
某溫度下，水溶液中CO2、H2CO3、HCO和CO的物質的量分數隨pH變化如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.碳酸的電離方程式為H2CO3??H＋＋HCO，HCO??H＋＋CO
B.該溫度下，H2CO3??H＋＋HCO　Ka1＞1×10－a
C.該溫度下，HCO??H＋＋CO　Ka2＝1×10－b
D.Na2CO3溶液中，2c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO)
答案　D
解析　根據電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)，D錯誤。
課時作業
[建議用時：40分鐘]
一、選擇題(每小題只有1個選項符合題意)
1.室溫下，能說明乙酸是弱電解質的是(　　)
A.乙酸溶液能導電
B.0.01 mol·L－1乙酸溶液的pH＞2
C.乙酸可以與金屬鈉反應放出氫氣
D.乙酸溶液能使紫色石蕊試液變紅
答案　B
2.已知室溫時，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，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.此酸的電離常數約為1×10－7
D.由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍
答案　B
解析　c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，pH＝4；因HA在水溶液中有電離平衡，升高溫度促進平衡向電離的方向移動，c(H＋)將增大，pH會減小；可由電離常數表達式算出Ka＝≈1×10－7；c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以由水電離出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。
3.25 ℃時，對于pH＝2的CH3COOH溶液，下列判斷不正確的是(　　)
A.加水稀釋，電離平衡正向移動，溶液中c(H＋)減小
B.通入少量HCl氣體，電離平衡逆向移動，c(CH3COO－)減小，Ka減小
C.加入少量CH3COONa固體，電離平衡逆向移動，c(H＋)減小，Ka不變
D.升高溫度，電離平衡正向移動，c(H＋)增大，pH減小
答案　B
解析　通入少量HCl氣體時，平衡逆向移動，c(CH3COO－)減小，但Ka不變，B錯誤。
4.下列說法正確的是(　　)
A.同濃度的醋酸溶液和硫酸溶液相比，醋酸溶液的導電性弱不能說明醋酸是弱電解質
B.相同條件下，用等pH的氨水和氫氧化鈉溶液分別中和等物質的量的鹽酸，消耗氫氧化鈉溶液的體積小
C.等體積等濃度的醋酸溶液和鹽酸，稀釋相同倍數后與足量鎂反應，醋酸溶液產生氫氣多
D.醋酸溶液加水稀釋后，溶液中的值增大
答案　A
解析　相同條件下，等pH的氨水和氫氧化鈉溶液，氨水的濃度遠大于氫氧化鈉溶液的，分別中和等物質的量的鹽酸，消耗NH3·H2O和NaOH的物質的量相等，故消耗氫氧化鈉溶液的體積大于消耗氨水的體積，B錯誤；鹽酸和醋酸都是一元酸，等體積等濃度的醋酸溶液和鹽酸中溶質的物質的量相等，稀釋相同倍數后與足量鎂反應，產生的氫氣一樣多，C錯誤；醋酸是弱酸，加水稀釋促進其電離，根據Ka＝，得＝，加水稀釋后，溶液中氫離子濃度降低，Ka不變，故的值減小，D錯誤。
5.下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離度與濃度關系的是(　　)
答案　B
解析　乙酸和一氯乙酸都是弱電解質，在溫度、濃度相等時，電離程度CH3COOH6.(2023·重慶市高三質量調研)常溫下，部分弱酸的電離平衡常數如表。下列離子方程式書寫正確的是(　　)
化學式 H2CO3 HClO H2S
電離常數 Ka1＝4×10－7；Ka2＝5.6×10－11 Ka＝4.7×10－8 Ka1＝1.3×10－7；Ka2＝7.1×10－15
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===CO2↑＋2HClO＋2Cl－
B.向Na2S溶液中通入過量CO2：S2－＋2H2O＋2CO2===H2S↑＋2CO
C.向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋ClO－＋H2O===HCO＋HClO
D.向NaClO溶液中通入過量H2S：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
答案　C
解析　根據電離常數可知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，HCl、HClO都能與Na2CO3反應生成HCO，正確的離子方程式為2CO＋Cl2＋H2O===2HCO＋Cl－＋ClO－，A錯誤；根據電離常數可知，酸性：H2CO3>H2S>HCO>HS－，向Na2S溶液中通入過量CO2，生成H2S和NaHCO3，正確的離子方程式為S2－＋2CO2＋2H2O===H2S＋2HCO，B錯誤；向NaClO溶液中通入過量H2S，發生氧化還原反應：ClO－＋H2S===Cl－＋S↓＋H2O，D錯誤。
7.pH＝12的X、Y兩種堿溶液各10 mL，分別稀釋至1000 mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A.若10B.X、Y兩種堿的物質的量濃度一定相等
C.完全中和等體積、等pH的X、Y兩溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：V(X)>V(Y)
D.稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強
答案　A
解析　若X為強堿，則10 mL pH＝12的X溶液稀釋至1000 mL，pH應該為10，故若108.(2023·浙江省余姚市高三上學期適應性測試)下列說法正確的是(　　)
A.為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可通過在常溫下測NaHA溶液的pH，若pH＞7，則H2A一定是弱酸
B.用NaOH標準溶液滴定CH3COOH溶液至中性時，CH3COOH溶液恰好被中和
C.向冰醋酸中不斷加水，溶液的pH不斷增大
D.25 ℃和40 ℃時，0.1 mol·L－1的氨水的pH不相等，而25 ℃和40 ℃時，0.1 mol·L－1的氫氧化鈉溶液的pH相等
答案　A
解析　常溫下，若NaHA溶液的pH＞7，則說明NaHA發生了水解，說明其為強堿弱酸鹽，即H2A為弱酸，A正確；CH3COOH為弱酸，剛好中和時的產物CH3COONa為強堿弱酸鹽，溶液顯堿性，B錯誤；純醋酸不電離，向冰醋酸中不斷加水，氫離子濃度先增大后減小，則溶液的pH先減小后增大，C錯誤；25 ℃和40 ℃時，水的離子積不同，水的電離程度不同，40 ℃時水的離子積較大，相同濃度的NaOH溶液在40 ℃時，溶液中的氫離子濃度較大，pH偏小，D錯誤。
9.部分弱電解質的電離常數如表：
弱電解質 HCOOH HCN H2CO3
電離常數(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
下列說法錯誤的是(　　)
A.結合H＋的能力：CO>CN－>HCO>HCOO－
B.2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
C.中和等體積、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量：前者小于后者
D.25 ℃時，反應HCOOH＋CN－??HCN＋HCOO－的化學平衡常數約為3.67×105
答案　B
解析　由電離常數可知酸性強弱的順序為HCOOH>H2CO3>HCN>HCO。酸性越強，對應酸根離子結合H＋能力越弱，A正確；HCO酸性弱于HCN，離子方程式應為CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO，B錯誤；酸性：HCOOH>HCN，pH相等時HCN的濃度大于HCOOH的，C正確；題給反應的平衡常數可表示為＝＝≈3.67×105，D正確。
10.25 ℃時，pH＝2的鹽酸和醋酸各1 mL分別加水稀釋，pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線Ⅱ代表醋酸的稀釋過程
B.a點溶液的導電性比c點溶液的導電性強
C.Ⅰ溶液中和NaOH的能力強于Ⅱ溶液
D.將a、b兩點溶液加熱至30 ℃，變小
答案　C
解析　由題圖可知曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程，曲線Ⅱ代表醋酸的稀釋過程。pH＝2的鹽酸和醋酸相比，c(CH3COOH)>c(HCl)，體積相等的兩種溶液中n(CH3COOH)>n(HCl)，與NaOH溶液發生中和反應時，CH3COOH消耗NaOH多，故Ⅱ溶液中和NaOH的能力強于Ⅰ溶液，C錯誤。
11.相同溫度下三種酸的一些數據如表所示，下列判斷正確的是(　　)
酸 HX HY HZ
濃度/(mol·L－1) 0.12 0.2 0.9 1 1
電離度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
電離常數 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5
A.在相同溫度下，HX的數據可以說明：弱電解質溶液濃度越低，電離度越大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B.室溫時，若在NaZ溶液中加水，則變小，若加少量鹽酸，則變大
C.含等物質的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)D.在相同溫度下，Ka5>Ka4>Ka3
答案　D
解析　電離常數只與溫度有關，溫度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A錯誤；依據Z－＋H2O??HZ＋OH－可知，是Z－水解常數的倒數，其只隨溫度的變化而變化，B錯誤；相同溫度下電離度隨溶液濃度的增大而減小，結合表中數據判斷，當HX的濃度為1 mol·L－1時，HX的電離度小于0.1，故三種酸的酸性強弱順序為HZ>HY>HX，依據“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C錯誤。
12.(2023·青島市高三年級期初調研)常溫下，一元堿BOH的Kb(BOH)＝1.0×10－5。在某體系中，B＋與OH－不能穿過隔膜，未電離的BOH可自由穿過該膜(如圖所示)。設溶液中c總(BOH)＝c(BOH)＋c(B＋)，當達到平衡時，下列敘述正確的是(　　)
A.溶液Ⅱ中c(B＋)＋c(H＋)＝c(OH－)
B.溶液Ⅰ中BOH的電離度為
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(BOH)不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(BOH)之比為10－4∶1
答案　B
解析　常溫下溶液Ⅱ的pH＝7.0，則溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，c(B＋)＋c(H＋)>c(OH－)，A錯誤；常溫下溶液Ⅰ的pH＝12，則溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，由Kb(BOH)＝＝1.0×10－5、c總(BOH)＝c(BOH)＋c(B＋)，得＝1.0×10－5，解得＝，B正確；未電離的BOH可自由穿過隔膜，C錯誤；由常溫下溶液Ⅰ中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，Kb(BOH)＝＝1.0×10－5、c總(BOH) ＝c(BOH)＋c(B＋)，可得＝1.0×10－5，則溶液Ⅰ中c總(BOH)＝(10－3＋1)c(BOH)，同理，溶液Ⅱ中c總(BOH)＝(102＋1)c(BOH)，結合溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(BOH)相等，可得溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(BOH)之比為[(10－3＋1)c(BOH)]∶[(102＋1)c(BOH)]≈10－2∶1，D錯誤。
二、非選擇題
13.25 ℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示：
化學式 電離平衡常數(Ka或Kb)
CH3COOH 1.8×10－5
HNO2 4.9×10－4
HCN 5×10－10
HClO 3×10－8
H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11
NH3·H2O 1.8×10－5
(1)上述五種酸的酸性由強到弱的順序是__________________________________________。
(2)該溫度下，0.10 mol·L－1 HNO2溶液中的c(H＋)＝________ mol·L－1。
(3)25 ℃時，向NaClO溶液中通入少量的CO2，發生反應的離子方程式為____________________________________。
(4)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大，而電離平衡常數不變的操作是________(填序號)。
A.升高溫度
B.加水稀釋
C.加少量CH3COONa固體
D.加入少量冰醋酸
E.加入少量NaOH固體(溫度不變)
答案　(1)HNO2>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN
(2)7×10－3
(3)CO2＋H2O＋ClO－===HClO＋HCO　
(4)BE
14.在25 ℃時，對于0.10 mol·L－1的氨水，請回答以下問題：
(1)若向氨水中加入少量硫酸銨固體，溶液的pH將________(填“增大”“減小”或“不變”)，這是因為_________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)若向氨水中加入等體積pH＝1的硫酸，此時溶液的pH________7(填“>”“<”或“＝”)；用離子方程式表示其原因___________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________；
此時溶液中各離子濃度由大到小的順序為______________________________。
(3)向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，則c(NH)________2c(SO)(填“>”“<”或“＝”)，此時混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，則NH3·H2O的電離常數Kb為________。
答案　(1)減小　溶液中存在平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，加入硫酸銨后NH濃度增大，平衡逆向移動，使得OH－濃度減小，從而使pH減小
(2)<　NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋　c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)
(3)＝　1.76×10－5
解析　(3)向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，則根據電荷守恒有c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，所以c(NH)＝2c(SO)。因混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，NH3·H2O的電離常數Kb＝eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)＝1.76×10－5。
INCLUDEPICTURE"素養提升題.TIF"
15.磷能形成次磷酸(H3PO2)、亞磷酸(H3PO3)等多種含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一種精細化工產品，已知10 mL 1 mol·L－1 H3PO2溶液與20 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液充分反應后生成組成為NaH2PO2的鹽，回答下列問題：
①NaH2PO2屬于________(填“正鹽”“酸式鹽”或“無法確定”)。
②若25 ℃時，Ka(H3PO2)＝1×10－2，則0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝________。
③設計兩種實驗方案，證明次磷酸是弱酸：____________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________、______________________________________________________________。
(2)亞磷酸(H3PO3)是二元中強酸，某溫度下，0.11 mol·L－1的H3PO3溶液的pH為2，該溫度下H3PO3的電離常數Ka1約為__________(Ka2＝2×10－7，H3PO3的二級電離和水的電離忽略不計)。
(3)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液，回答下列問題：
①恰好中和生成Na2HPO3時，所得溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”，下同)7。
②溶液呈中性時，所得溶液的c(Na＋)________c(H2PO)＋2c(HPO)。
③若用甲基橙作指示劑，用NaOH溶液滴定，達到滴定終點時，所得溶液的c(Na＋)________c(H2PO)＋2c(HPO)。
答案　(1)①正鹽　②2　
③室溫下，測NaH2PO2溶液的pH，若pH>7則證明次磷酸為弱酸　向等物質的量濃度的鹽酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中紅色淺一些，則說明次磷酸為弱酸(合理即可)
(2)1×10－3　(3)①>　②＝　③<
解析　(1)①NaOH過量，只生成NaH2PO2，說明次磷酸分子中只可電離出一個氫離子，因而NaH2PO2是正鹽。
②設溶液中的H＋濃度為x mol·L－1，
H3PO2??H＋＋H2PO
0.02 0 0
0.02－x x x
Ka(H3PO2)＝＝1×10－2
由于Ka(H3PO2)比較大，不能近似計算，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。
(2)忽略H3PO3的二級電離和水的電離，則溶液中：
c(H2PO)≈c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，
c(H3PO3)＝(0.11－1×10－2) mol·L－1＝0.1 mol·L－1，電離常數Ka1＝eq \f(c（H＋）·c（H2PO）,c（H3PO3）)＝＝1×10－3。
(3)③電荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋c(OH－)，用甲基橙作指示劑達滴定終點時，溶液呈酸性：c(H＋)>c(OH－)，故c(Na＋)25

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