2021高三化学人教版一轮学案：第八章 第一节　弱电解质的电离平衡 Word版含解析 29页

www.ks5u.com 第八章 水溶液中的离子平衡 第一节　弱电解质的电离平衡 最新考纲：1.了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解电离平衡常数。能利用电离平衡常数进行相关计算。‎ 核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。2.证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征、建立模型。能运用模型解释电离平衡的移动，揭示现象的本质和规律。‎ 知识点一　弱电解质的电离 ‎1．强、弱电解质 ‎(1)概念及分类 ‎(2)电离方程式的书写 强电解质用“===”连接，弱电解质用“”连接。‎ 常见类型 电离方程式 强电解质 硫酸钾：K2SO4===2K＋＋SO 一元弱酸、弱碱 乙酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋‎ 一水合氨：NH3·H2ONH＋OH－‎ 多元弱酸 分步电离，如碳酸：‎ H2CO3H＋＋HCO、‎ HCOH＋＋CO 多元弱碱 一步写出，如氢氧化铁：‎ Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－‎ 酸式盐 强酸的酸式盐 水溶液中完全电离，如NaHSO4：‎ NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 弱酸的酸式盐 水溶液中不能完全电离，如NaHCO3：‎ NaHCO3===Na＋＋HCO、‎ HCOH＋＋CO ‎2.弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。电离平衡建立过程如图所示：‎ ‎①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。‎ ‎②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。‎ ‎③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。‎ ‎(2)电离平衡的特征 ‎(3)外界条件对电离平衡的影响 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0为例：‎ ‎(续表)‎ ‎3.电解质溶液的导电能力与溶液中离子的关系 电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。‎ 将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图：‎ 判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)‎ ‎1．在溶液里导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质(　×　)‎ 提示：电解质溶液的导电性取决于离子浓度和离子所带电荷数的大小。‎ ‎2．常温如果0.01 mol·L－1的HA溶液pH>2，说明HA是弱酸(　√　)‎ ‎3．强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物(　×　)‎ 提示：H2SO4属于强电解质，却是共价化合物。‎ ‎4．‎1 L 0.1 mol·L－1的乙酸溶液中含H＋的数量为0.1NA(　×　)‎ ‎5．同一弱电解质的溶液，当温度或浓度不同时，其导电能力也不同(　√　)‎ 提示：同一电解质溶液的导电性取决于离子浓度，同一弱电解质的溶液，当温度或浓度不同时离子浓度会不同。‎ ‎6．向0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中加入少量的NH4Cl晶体时溶液中的c(OH－)增大(　×　)‎ 提示：加入NH4Cl，NH3·H2O电离程度减弱，pH减小。‎ ‎7．常温下，向pH＝2的醋酸溶液中加入醋酸铵固体，可抑制醋酸的电离(　√　)‎ ‎8．纯的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电(　√　)‎ 提示：离子化合物类强电解质液态(熔融)时导电，共价化合物类强电解质液态时不能发生电离，不导电。‎ ‎9．电解质的强弱与其溶解度有关(　×　)‎ 提示：电解质的强弱与其溶解度无关，只看溶解的部分是否完全电离。‎ ‎1．影响电离平衡移动的因素可以简记为：越强越电离、越热越电离和越稀越电离。‎ ‎2．电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大。例如：对于CH3COOHCH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。‎ ‎3．稀释弱酸弱碱溶液，溶液中的所有离子浓度并不是都减小。对于弱酸或弱碱溶液，只要对其稀释，电离平衡均会发生右移，例如HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)，由于温度不变，Kw不变，c(OH－)会增大。‎ ‎4．电离平衡右移，电离程度也不一定增大。例如，增大弱电解质的浓度，使电离平衡右移，弱电解质的电离程度减小。‎ ‎5．冰醋酸在加水稀释的过程中，电离程度一直增大，n(H＋)和n(CH3COO－)也始终增大，但c(H＋)和c(CH3COO－)先增大后减小。‎ ‎1．(2020·武汉调研)稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向左移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　C　)‎ ‎①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水 ‎⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥‎ C．③ D．③⑤‎ 解析：若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向左移动，c(OH－)减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向右移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向左移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，且c(OH－)减小，④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向右移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥不合题意。‎ ‎2．(2020·洛阳模拟)在相同温度下，100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是(　B　)‎ A．中和时所需NaOH的量 B．电离的程度 C．H＋的物质的量浓度 D．CH3COOH的物质的量 解析：100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中所含醋酸的物质的量相等，所以中和时所需NaOH的量相等；H＋的物质的量浓度后者大；弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大，故电离程度前者大。‎ ‎3．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是(　C　)‎ A．当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定 B．当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定 C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小 D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小 解析：若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H＋)减小，体液的pH增大。‎ ‎4．向0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水或加入少量CH3COONa晶体时，下列有关叙述不正确的是(　B　)‎ A．都能使溶液的pH增大 B．都能使溶液中c(H＋)·c(CH3COO－)减小 C．都能使溶液中比值增大 D．溶液中不变 解析：醋酸中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋，温度不变，溶液中Ka不变，即不变，D正确；加水稀释，虽促进醋酸的电离，但溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)减小，pH增大；加入少量CH3COONa晶体时引入CH3COO－，c(CH3COO－)增大，醋酸的电离平衡向逆反应方向移动，c(H＋)减小，pH增大，A正确；加入少量CH3COONa晶体后Ka＝不变，而c(CH3COOH)变大，则c(H＋)·c(CH3COO－)变大，B错误；＝＝，c(H＋)变小，则比值增大，故C正确。‎ ‎5.常温下pH＝2的两种酸溶液A和B，分别加水稀释1 000倍，其pH与所加水的体积变化如图所示。下列结论正确的是(　D　)‎ A．酸B比酸A的电离度大 B．A为弱酸，B为强酸 C．酸B的物质的量浓度比A的小 D．A酸比B酸易电离 解析：根据图示可知A酸溶液稀释1‎ ‎ 000倍，其pH值增大3(由pH＝2变成pH＝5)，可判定A酸为强酸，而B酸溶液稀释1 000倍其pH增大小于3，说明B酸为弱酸，A、B错误；强酸A完全电离与弱酸B部分电离产生的H＋浓度相等，则弱酸B的浓度比强酸A的浓度大，C错误。‎ ‎6．醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，判断图像、结论正确的是(　C　)‎ A．图甲表示向CH3COOH溶液中逐渐加入CH3COONa固体后，溶液pH的变化 B．图乙表示向CH3COOH溶液中加水时溶液的导电性变化，则CH3COOH溶液的pH：a>b C．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)‎ D．向0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)减小 解析：向CH3COOH溶液中逐渐加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，抑制醋酸的电离，溶液的pH增大，A项错误；溶液的导电性与溶液中自由移动的离子的浓度和离子所带的电荷数有关，若醋酸溶液的导电性越强，则溶液中氢离子的浓度越大，pH越小，故CH3COOH溶液的pH：a2，HA为弱酸 ‎②测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸 pH>7，HA为弱酸 ‎③相同条件下，测相同浓度的HA和HCl(强酸)溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl(强酸)溶液的弱，则HA为弱酸 ‎(续表)‎ 实验方法 结论 ‎④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数后的pH变化 若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸 ‎⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸 ‎⑥测量等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱所需消耗的碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸 ‎2.两方面突破一元强酸与一元弱酸比较 ‎(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 ‎　　比较 项目 酸　　　‎ c(H＋)‎ pH 中和碱 的能力 与足量Zn 反应产生 H2的量 开始与金 属反应的 速率 一元强酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 ‎(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 ‎　　比较 项目 酸　　　‎ c(H＋)‎ c(酸)‎ 中和碱 的能力 与足量Zn 反应产生 H2的量 开始与金 属反应的 速率 一元强酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。‎ ‎3．图像法理解—强—弱的稀释规律 ‎(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 ‎(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释到相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 ‎1．(2017·浙江卷)室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是(　D　)‎ A．0.1 mol·L－1NH3·H2O的pH小于13‎ B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液的pH小于7‎ C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1‎ ‎ NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱 D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色 解析：0.1 mol·L－1的NH3·H2O中c(OH－)小于0.1 mol·L－1，说明部分电离，A项正确；0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液呈酸性，说明NH水解，B项正确；同浓度时，氨水的导电能力弱于一元强碱，说明部分电离，C项正确；D项，只能说明NH3·H2O显碱性，不能说明其是弱碱，错误。‎ ‎2．下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是(　C　)‎ ‎①常温下，NaNO2溶液的pH>7‎ ‎②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗 ‎③HNO2不能与NaCl反应 ‎④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2‎ ‎⑤‎1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至‎100 L后溶液的pH＝2.2‎ ‎⑥‎1 L pH＝1的HNO2和‎1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH溶液多 ‎⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中c(OH－)增大 ‎⑧HNO2溶液加水稀释，溶液中c(OH－)增大 A．①②③⑦ B．①③④⑤‎ C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧‎ 解析：②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至‎100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO，加水平衡右移，使pH<3；⑥依据HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知，c(HNO2)大于c(HCl)，而溶液中c(H＋)相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中c(OH－)增大，说明化学平衡移动；⑧不论是强酸还是弱酸，加水稀释，溶液中c(H＋)均减小，而c(OH－)增大。‎ ‎3．(2019·全国卷Ⅱ)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是(　B　)‎ A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA B．c(H＋)＝c(H2PO)＋‎2c(HPO)＋‎3c(PO)＋c(OH－)‎ C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小 D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强 解析：本题考查了弱电解质溶液相关知识，涉及阿伏加德罗常数、水溶液中三大守恒关系式及电离平衡的影响因素。H3PO4是三元弱酸，pH＝2，说明氢离子浓度为0.01 mol·L－1，每升溶液中含有H＋的数目为0.01NA，A错误；H3PO4溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＝c(H2PO)＋‎2c(HPO)＋‎3c(PO)＋c(OH－)，该式也是溶液中的质子守恒表达式，B正确；“越稀越电离”，弱酸溶液加水稀释，电离度增大，但是c(H＋)减小，pH增大，C错误；向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液中c(H2PO)增大，使H3PO4的电离平衡左移，c(H＋)减小，因此酸性减弱，D错误。‎ ‎4．在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸　c．醋酸三种酸：‎ ‎(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是b>a>c(用字母表示，下同)。‎ ‎(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是b>a＝c。‎ ‎(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是c>a>b。‎ ‎(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是c>a＝b。‎ ‎(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为a＝b＝c，反应所需时间的长短关系是a＝b>c。‎ ‎(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是c>a＝b。‎ ‎(7)将c(H＋)相同且体积也相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为c>a＝b。‎ 解析：解答本题要注意以下三点：①HCl、H2SO4‎ 都是强酸，但H2SO4是二元酸；②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的电离平衡。‎ ‎[规律小结]‎ 定性、定量理解强、弱酸,1.当酸与物质反应时，影响速率的是c(H＋)相对大小，消耗物质或生成物质的量取决于n(酸)。‎ ‎2.不要忽略当外界条件变化时对弱酸的电离平衡的影响。‎ ‎5．(2019·天津卷)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　C　)‎ A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液 B．溶液中水的电离程度：b点>c点 C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)‎ D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同 解析：本题考查水溶液中的离子平衡，涉及弱酸稀释过程中的pH变化、水的电离程度、电离平衡常数、酸碱中和等。根据电离平衡常数可以判断，酸性：HNO2>CH3COOH，pH相同的酸溶液在加水稀释过程中，pH变化越大，酸的酸性越强，即曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，曲线Ⅱ代表HNO2溶液，A项错误；相同温度下，酸溶液的pH越小，溶液中水的电离程度越小，因此，水的电离程度：b点c(HNO2)，恰好完全中和时，CH3‎ COOH溶液消耗氢氧化钠的量更多，D项错误。‎ ‎6．(2015·全国卷Ⅰ)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是(　D　)‎ A．MOH的碱性强于ROH的碱性 B．ROH的电离程度：b点大于a点 C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等 D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大 解析：A项，0.10 mol·L－1的MOH和ROH，前者pH＝13，后者pH<13，说明前者是强碱，后者是弱碱，正确；B项，ROH是弱碱，加水稀释，促进电离，b点电离程度大于a点，正确；C项，两碱溶液无限稀释，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，正确；D项，由MOH是强碱，在溶液中完全电离，所以c(M＋)不变，ROH是弱碱，升高温度，促进电离平衡ROHR＋＋OH－向右进行，c(R＋)增大，所以减小，错误。‎ 知识点二　电离度、电离平衡常数 ‎1．表达式 ‎(1)对于一元弱酸HA HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝。‎ ‎(2)对于一元弱碱BOH BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝。‎ ‎2．特点 ‎(1)电离平衡常数 ‎(2)多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是K1≫K2≫K3，所以多元弱酸的酸性决定于其第一步电离。‎ ‎3．意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。‎ ‎4．实例 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O NH3·H2ONH＋OH－‎ Kb＝1.7×10－5‎ CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋‎ Ka＝1.7×10－5‎ HClO HClOH＋＋ClO－‎ Ka＝4.7×10－8‎ 由上表得知CH3COOH酸性大于(填“大于”“小于”或“‎ 等于”)HClO酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。‎ ‎1．概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。‎ ‎2．表达式：α＝×100%。‎ ‎3．意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。‎ ‎4．影响因素 温度 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；‎ 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；‎ 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)‎ ‎1．H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka＝(　×　)‎ 提示：碳酸为二元弱酸，分步电离，电离平衡常数表达式应分开写。‎ ‎2．电离平衡常数可以表示弱电解质电离能力的相对强弱(　√　)‎ ‎3．弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(　×　)‎ ‎4．用电离平衡常数比较弱电解质的相对强弱时必须温度相同。(　√　)‎ 提示：用电离平衡常数比较弱电解质相对强弱时必须条件相同。‎ ‎5．HNO3的电离平衡常数比醋酸的大，所以硝酸是强酸。(　×　)‎ 提示：硝酸没有电离平衡常数。‎ ‎1．对于多元弱酸的电离，由于Ka1≫Ka2≫Ka3，所以在利用电离平衡常数比较酸性强弱时，只比较第一步电离的平衡常数即可。‎ ‎2．电离平衡常数只与温度有关，与弱电解质浓度无关。‎ ‎3．电离平衡常数的计算式中各微粒浓度都是达到电离平衡时的平衡浓度。‎ ‎1．下列关于电离常数的说法正确的是(　C　)‎ A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为 Ka＝ C．电离常数只受温度影响，与浓度无关 D．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 解析：电离常数是温度函数，只与温度有关，故A、D错误，C正确；电离常数是弱电解质达到电离平衡时，电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子的浓度的比，因此CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，B错误。‎ ‎2．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(‎25 ℃‎)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(　B　)‎ A．K(HF)＝7.2×10－4‎ B．K(HNO2)＝4.9×10－10‎ C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN D．K(HCN)HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1HX溶液 解析：表中电离常数大小关系：1×10－2>9×10－6>9×10－7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，可知A、C不正确；电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。‎ ‎4．常温下，向10 mL b mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.01 mol·L－1的NaOH溶液，充分反应后，混合溶液呈中性。下列说法不正确的是(　D　)‎ A．b>0.01‎ B．溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)‎ C．CH3COOH的电离常数Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度逐渐减小 解析：反应后溶液呈中性，说明醋酸过量，b>0.01，根据电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)得：c(H＋)＝c(OH－)，c(CH3COO－)＝c(Na＋)，A、B正确；pH＝7，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，Ka＝＝＝，C正确；在向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度先变大后逐渐减小，因为酸、碱抑制水的电离，D错误。‎ ‎5．分析下表，下列选项中错误的是(　C　)‎ 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3‎ 电离常数 ‎(‎25 ℃‎)‎ ‎1.8×10－5‎ ‎4.9×10－10‎ Ka1＝4.3×10－7‎ Ka2＝5.6×10－11‎ A.CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存 B．向食醋中加入水可使CH3COOH的电离平衡向电离方向移动 C．相同物质的量浓度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH较大 D．pH＝a的上述3种酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，则醋酸中加入水的体积最小 解析：根据电离常数可知HCO和CH3COO－、HCO和CN－均不发生反应，A正确；向食醋中加入水，CH3COOH的电离平衡正向移动，B正确；由于电离常数HCN>HCO，根据“越弱越易水解”可知C错；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3种酸溶液，加入相同体积的水，CH3COOH溶液pH变化最大，则pH变化相同的情况下， CH3COOH溶液中加入水的体积最小，D正确。‎ ‎6．(2020·河北衡水中学模拟)‎25 ℃‎时，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，下列关系式正确的是(　A　)‎ A．Ka＝ B．V＝ C．Ka＝ D．Ka＝ 解析：混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈ mol·L－1，根据电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝ mol·L－1，则Ka＝＝，A项正确。‎ 素养一　电离平衡常数的应用 ‎1．判断酸性相对强弱 电离常数越大，酸性(或碱性)越强，如醋酸：K＝1.75×10－5，次氯酸：K＝2.95×10－8，则酸性：醋酸>次氯酸。‎ ‎2．判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱，如醋酸：K＝1.75×10－5，次氯酸：K＝2.95×10－8，则同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH：醋酸钠<次氯酸钠。‎ ‎3．判断反应能否发生或者判断产物是否正确 强酸可以制取弱酸，如H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3，不能生成Na2CO3。‎ ‎4．判断微粒浓度或浓度比值的变化 利用温度不变电离常数就不变来判断溶液中微粒浓度或者比值的变化情况，有时候还会结合Kw一起进行判断，如：0.1 mol·L－1‎ ‎ CH3COOH溶液中加水稀释，‎ ＝＝，加水稀释，c(H＋)减小，K值不变，则增大。‎ ‎1．(2020·吉林实验中学调研)硼酸(H3BO3)溶液中存在：H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下列说法正确的是(　A　)‎ 化学式 电离常数(298 K)‎ 硼酸 K＝5.7×10－10‎ 碳酸 K1＝4.4×10－7‎ K2＝4.7×10－11‎ 醋酸 K＝1.75×10－5‎ A.等物质的量浓度的碳酸钠溶液和醋酸钠溶液比较，pH：前者>后者 B．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：前者>后者 C．将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生 D．将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生 解析：酸的电离常数越大，其酸性越强，根据电离常数知，酸性强弱顺序：醋酸>碳酸>硼酸>碳酸氢根离子。醋酸的酸性强于碳酸，碳酸根离子的水解程度大于醋酸根离子，所以等物质的量浓度的碳酸钠溶液的pH大于醋酸钠溶液的pH，A正确；碳酸的酸性强于硼酸，则等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较：pH：前者<后者，B错误；碳酸钠和硼酸反应生成碳酸氢钠，所以观察不到有气泡产生，C错误；醋酸和碳酸钠反应先生成碳酸氢钠，碳酸氢钠再和醋酸反应生成二氧化碳，由于只有一滴醋酸溶液，所以不一定能观察到有气泡产生，D错误。‎ ‎2．(2020·济南模拟)‎‎25 ℃‎ 时，下列有关电解质溶液的说法正确的是(　B　)‎ A．加水稀释0.1 mol·L－1氨水，溶液中c(H＋)·c(OH－)和c(H＋)/c(OH－)保持不变 B．向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO－)/c(CH3COOH)的值增大 C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合：< D．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变，始终增大 解析：A项中，0.1 mol·L－1氨水稀释过程中c(H＋)增大，c(OH－)减小，因而比值变大，错误；B项，向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa，溶液中＝，加入CH3COONa，溶液碱性增强，则c(H＋)降低，所以的值增大，正确；C项，等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合，根据电离常数有Ka1＝、Ka2＝，同一溶液中c(H＋)相等，则c(H＋)＝Ka1·＝Ka2·，而Ka1>Ka2，则>，错误；D项，0.1 mol·L－1的HF加水稀释，c(F－)趋近于0，而c(H＋)趋于不变(10－7 mol·L－1)，故比值变小，错误。‎ ‎3．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是(　D　)‎ 酸 HX HY HZ 浓度/(mol·L－1)‎ ‎0.12‎ ‎0.2‎ ‎0.9‎ ‎1‎ ‎1‎ 电离度 ‎0.25‎ ‎0.2‎ ‎0.1‎ ‎0.3‎ ‎0.5‎ 电离常数 Ka1‎ Ka2‎ Ka3‎ Ka4‎ Ka5‎ A.在相同温度，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01‎ B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大 C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)Ka4>Ka3‎ 解析：相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 mol·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为：HZ>HY>HX，D项正确；电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B项错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C项错误。‎ ‎4．‎25 ℃‎时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：‎ 化学式 CH3COOH H2CO3‎ HClO 电离平衡常数 ‎1.7×10－5‎ K1＝4.3×10－7‎ K2＝5.6×10－11‎ ‎3.0×10－8‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为CH3COOH>H2CO3>HClO。‎ ‎(2)同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为CO>ClO－>HCO>CH3COO－。‎ ‎(3)将少量 CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO。‎ ‎(4)常温下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。‎ ‎①变小。‎ ‎②不变。‎ ‎③变大。‎ ‎④不变 ‎(5)体积均为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数大于(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数，理由是稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大。‎ 解析：电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。(3)根据电离平衡常数可以判断：H2CO3>HClO>HCO，CO可以和HClO反应生成HCO和ClO－，少量CO2与NaClO溶液反应生成HCO。(4)①加水稀释，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增多，所以变小；②Ka＝只与温度有关，加水稀释，Ka不变；③＝，加水稀释，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故增大；④＝＝，Ka、Kw 只与温度有关，所以加水稀释不变。(5)根据图像分析知，起始时两种溶液中c(H＋)相同，故c(较弱酸)>c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H＋)一直大于较强酸的c(H＋)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。‎ 素养二　电离平衡常数相关计算 ‎1．已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。‎ ‎　　　　HX　　　　H＋　＋　X－‎ 起始： c(HX) 0 0‎ 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)‎ 则K＝＝ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝，代入数值求解即可。‎ ‎2．已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。‎ ‎　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－‎ 起始： c(HX) 0 0‎ 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)‎ 则：K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。‎ ‎3．计算电离常数的思维方法 ‎(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。‎ ‎(2)根据题干信息，结合电荷守恒、物料守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。‎ ‎(3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。‎ ‎1．(2017·天津卷)已知‎25 ℃‎、NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝6.0×10－3mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝0.62。‎ 解析：由NH3·H2O的电离方程式及其电离平衡常数Kb＝1.8×10－5可知，Kb＝[c(NH)·c(OH－)]/c(NH3·H2O)＝1.8×10－5，当氨水的浓度为2.0 mol·L－1时，溶液中的c(NH)＝c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1。由H2SO3的第二步电离方程式HSOSO＋H＋及其电离平衡常数Ka2＝6.2×10－8可知，Ka2＝[c(SO)·c(H＋)]/c(HSO)＝6.2×10－8，将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液的c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，则c(SO)/c(HSO)＝＝0.62。‎ ‎2．(2016·全国卷Ⅱ)联氨(又称肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料。回答下列问题：‎ 联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为8.7×10－7(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。‎ 解析：N2H4的第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2H＋OH－，则电离常数Kb＝＝＝＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。联氨是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐为N2H6(HSO4)2。‎ ‎3．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2‎ O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝4.2×10－7(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。‎ 解析：由H2CO3H＋＋HCO得 K1＝＝≈4.2×10－7。‎ ‎4．(2020·福州模拟)常温下，0.1 mol·L－1的H‎2A溶液中各种微粒浓度的对数值(lgc)与pH的关系如图所示。‎ 下列说法不正确的是(　B　)‎ A．H‎2A是二元弱酸 B．HA－H＋＋A2－的电离平衡常数Ka＝10－1.2‎ C．0.1 mol·L－1的H‎2A溶液中：c(H＋)＝c(HA－)＋‎2c(A2－)＋c(OH－)‎ D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)>c(H＋)>c(H‎2A)>c(OH－)‎ 解析：A.溶液中存在H‎2A、H＋、HA－、A2－，说明H‎2A是二元弱酸，故A正确；B.HA－H＋＋A2－的电离平衡常数Ka＝＝c(H＋)＝10－4.2，故B不正确；C.0.1 mol·L－1的H‎2A溶液中：c(H＋)＝c(HA－)＋‎2c(A2－)＋c(OH－)，故C正确；D.由图可知pH＝4.2时：c(HA－)＝c(A2－)>c(H＋)>c(H‎2A)>c(OH－)，故D正确。‎ ‎5．(2017·全国卷Ⅰ)常温下将NaOH溶液添加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是(　D　)‎ A．Ka2(H2X)的数量级为10－6‎ B．曲线N表示pH与lg的变化关系 C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)‎ D．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)‎ 解析：己二酸是二元弱酸，其第二步电离远小于第一步电离，由图中知，同pH时，曲线M对应横坐标的数值较小，故曲线M为己二酸的第二步电离，则曲线N是己二酸的第一步电离。Ka2(H2X)＝，当lg＝0即＝1.0时，c(H＋)≈10－5.4 mol·L－1，由此可得Ka2(H2X)≈10－5.4，A项正确；由上述分析知，曲线N是己二酸的第一步电离，即曲线N表示pH与lg的变化关系，B项正确；在NaHX溶液中，HX－的电离常数Ka2(H2X)大于其水解常数()，则溶液显酸性，即溶液中c(H＋)>c(OH－)，C项正确；当混合溶液呈中性时，＝≈101.6>0，即溶液中c(X2－)>c(HX－)，D项错误。‎ ‎6．已知草酸为二元弱酸：H‎2C2O4HC2O＋H＋　Ka1，HC2OC2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H‎2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H‎2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示，则下列说法中不正确的是(　C　)‎ A．Ka1＝10－1.2‎ B．pH＝2.7时，溶液中＝1 000‎ C．将相同物质的量的KHC2O4和K‎2C4O4固体完全溶于水便配得pH为4.2的混合液 D．向pH＝1.2的溶液中加入KOH溶液，将pH增大至4.2的过程中水的电离程度一直增大 解析：A项，由图像可以知道pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H‎2C2O4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－1.2，正确；B项，pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝c(H＋)＝10－4.2，由电离常数可以知道＝＝＝103＝1 000，正确；C项，将相同物质的量的KHC2O4和K‎2C2O4固体完全溶于水，可配成不同浓度的溶液，即不一定为4.2，错误；D项，向pH＝1.2的溶液中加KOH溶液将pH增大至4.2，溶液中由酸电离的氢离子浓度减小，则对水的电离抑制的程度减小，水的电离度一直增大，正确。‎