2020届高考化学一轮复习弱电解质的电离平衡学案(1) 24页

第23讲　弱电解质的电离平衡 考纲要求 名师点拨 ‎1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。‎ ‎2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。‎ ‎3．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。‎ ‎　　本讲内容是高考基础考查点，主要涉及以下三方面的内容：一是强弱电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，往往结合图象进行考查，同时考查溶液的pH变化及溶液的导电性；三是电离平衡常数，重点命题角度为电离平衡常数的计算及应用。预计今后高考会结合溶液的酸碱性、盐的水解、离子浓度、平衡移动原理的运用等对电离常数进行考查。‎ 考点一　弱电解质的电离平衡 ‎1．强、弱电解质 ‎(1)定义与物质类别 ‎(2)与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。‎ ‎(3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”‎ ‎①强电解质：如H2SO4：__H2SO4＝2H＋＋SO__‎ ‎②弱电解质：‎ a．一元弱酸，如CH3COOH：　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 　。‎ b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：　H2CO3H＋＋HCO　HCOH＋＋CO 　。‎ c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：‎ ‎　Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ 　。‎ ‎③酸式盐：‎ a．强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：　NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 　；熔融时：NaHSO4===__Na＋＋HSO__。‎ b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，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 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，弱电解质分子__电离成离子__的速率和__离子结合成弱电解质分子__的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。‎ 平衡建立过程的v－t图象如图所示。‎ ‎(2)电离平衡的特征 —__可逆__过程 ‎|‎ 　 ○‎ 　 ‎ ‎|‎ 定 —条件一定，平衡体系中分子与离子的浓度一定 ‎|‎ —条件改变，平衡__发生移动__‎ ‎(3)影响电离平衡的因素：‎ 因素 对电离平衡的影响 外 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抵制电离，电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度增大，促进电离 电离平衡向右移动 下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0)，用平衡移动原理分析电离平衡的移动。‎ 改变条件 平衡移动方向 c(CH3COOH)‎ n(H＋)‎ c(H＋)‎ c(CH3COO－)‎ 电离 程度 导电 能力 电离平衡常数 加水稀释 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减弱__‎ ‎__不变__‎ 加少量 冰醋酸 ‎__右移__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 通入HCl 气体 ‎__左移__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加NaOH 固体 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加 CH3COONa 固体 ‎__左移__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加入镁粉 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 升高温度 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__增大__‎ 特别提醒：‎ ‎(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。‎ ‎(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。‎ ‎(3)电离平衡右移，电离程度也不一定增大。‎ ‎3．电离度：‎ ‎(1)定义：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)一元弱酸(HA)、一元弱碱(如NH3·H2O)中电离度(α)与c(H＋)、c(OH－)的关系。‎ 设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为αa。‎ ‎　　　　　　　 　　CH3COOH  CH3COO－＋H＋‎ 起始/mol·L－1　　　 c　　　　 　0　　 　0‎ 变化/mol·L－‎1 c·αa cαa cαa 平衡/mol·L－‎1 c－cαa≈c cαa cαa 则c(H＋)＝cαa Ka＝＝cα 同理：对于一元弱碱(如NH3·H2O)，c(OH－)＝cαb。‎ ‎1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。‎ ‎(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质(　×　)‎ ‎(2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度(　×　)‎ ‎(3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移(　√　)‎ ‎(4)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子(　√　)‎ ‎(5)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质(　×　)‎ ‎(6)一定条件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡时，c(H＋)＝c(CH3COO－)(　×　)‎ ‎(7)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小(　√　)‎ ‎(8)弱电解质的导电能力一定小于强电解质(　×　)‎ ‎(9)熔融时是否导电是区别强电解质与弱电解质的标准(　×　)‎ ‎(10)除水的电离平衡外，醋酸溶液中存在电离平衡，而盐酸中不存在电离平衡(　√　)‎ ‎(11)醋酸溶液中，CH3COOH达到电离平衡时，溶液中检测不出CH3COOH分子(　×　)‎ ‎(12)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小(　×　)‎ ‎(13)向稀氨水中加入盐酸，盐酸与NH3·H2O反应，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移(‎ ‎　×　)‎ ‎(14)氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡(　×　)‎ ‎(15)除水的电离平衡外，盐酸中不存在其它电离平衡(　√　)‎ ‎2．稀释某一弱电解质溶液时，所有微粒浓度都会减小吗？‎ 提示：对于弱电解质的电离平衡体系的相关微粒，其浓度都是减小的。但由于还存在H2O的电离平衡，对弱酸溶液稀释时，c(OH－)会增大；对弱碱溶液稀释时，c(H＋)会增大。‎ ‎1．(2019·四川成都模拟)下列事实中，能说明MOH是弱碱的有(　B　)‎ ‎①0.1 mol·L－1 MOH溶液可以使酚酞试液变红 ‎②0.1 mol·L－1 MCl溶液呈酸性 ‎③0.1 mol·L－1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L－1 NaOH溶液弱 ‎④等体积的0.1 mol·L－1 MOH溶液与0.1 mol·L－1 HCl溶液恰好完全反应 A．①②③ B．②③ ‎ C．②④ D．③④‎ ‎[解析]　①说明0.1 mol·L－1 MOH溶液呈碱性，不能证明MOH为弱碱；②说明M＋＋H2OMOH＋H＋，证明MOH为弱碱；③说明MOH部分电离，证明MOH为弱碱；④n(MOH)＝n(HCl)，故二者恰好完全反应，不能说明MOH为弱碱。‎ ‎2．(2019·试题调研)‎ 能证明乙酸是弱酸的实验事实是(　B　)‎ A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2‎ B．0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7‎ C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2‎ D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 ‎[解析]　A．只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B．该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，正确；C．可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但不能证明其是弱酸，错误；D．可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。‎ ‎3．(2019·河北邢台期末)‎ 常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是(　C　)‎ A．加入水时，平衡向右移动，CH3COOH电离常数增大 B．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动 C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减小 D．加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)增大 ‎[解析]　加入水稀释，使醋酸的电离平衡向右移动，但CH3COOH电离常数不变，A项错误；加入少量CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，使醋酸的电离平衡向左移动，B项错误；加入的少量NaOH固体与H＋中和，c(H＋)减小，使醋酸的电离平衡向右移动，C项正确；加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)不变，D项错误。‎ ‎[易错警示]　①稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。‎ ‎②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如向稀醋酸中加入冰醋酸。‎ ‎③电离平衡右移，电离程度也不一定增大。‎ 萃取精华：‎ 从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 ‎(1)从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。‎ ‎(2)从定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后，分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断，应借助化学平衡常数进行定量分析。‎ ‎4．(2019·新题预选)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]　由图象可知0.1 mol·L－1的MOH溶液的pH＝13，说明MOH完全电离，为强电解质，同理判断ROH为弱电解质，所以前者的碱性大于后者，A正确；ROH为弱电解质，溶液越稀越易电离，所以电离程度b点大于a点，B正确；当两溶液无限稀释下去，相当于纯水，所以二者c(OH－)相等，C正确；当lg＝2时，即将原溶液加水稀释100倍，此时MOH溶液的pH＝11，ROH溶液的pH＝10，则MOH为强碱，ROH存在电离平衡，为弱 碱，升高温度平衡右移，M＋浓度无影响，R＋浓度增大，所以减小，D错误。‎ ‎5．(2019·山西太原一中检测)稀氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡逆向移动，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少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥ ‎ C．③ D．③⑤‎ ‎[解析]　若在稀氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小，①不符合题意：硫酸中的H＋与OH－反应。使c(OH－)减小。平衡正向移动，②不符合题意；当在稀氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡逆向移动，③符合题意；若在稀氨水中加入水，平衡正向移动，但c(OH－)减小，④不符合题意；加热，平衡正向移动，c(OH－)增大。⑤不符合题意：加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，平衡正向移动，⑥不符合题意。‎ 萃取精华：‎ 判断强、弱电解质的方法 ‎1．电解质是否完全电离 在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸，如：若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸。‎ ‎2．是否存在电离平衡 强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。‎ ‎(1)一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化：‎ 将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。‎ ‎(2)升高温度后pH的变化：若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。‎ ‎3．酸根离子(或弱碱阳离子)是否能发生水解 强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解，据此可以判断HA是强酸还是弱酸。可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7，则HA是弱酸。‎ ‎6．(2019·四川乐山调研)‎ 常温下，向20 mL 0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中水电离出的c(H＋)随加入NaOH溶液的体积变化如图所示，下列说法不正确的是 ‎(　B　)‎ A．从a到c，醋酸的电离始终受到促进 B．b、d两点溶液的pH相同 C．c点所示溶液中c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)‎ D．e点所示溶液中，c(Na＋)＝‎2c(CH3COO－)＋‎2c(CH3COOH)‎ ‎[解析]　醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋，加入NaOH溶液，消耗H＋，醋酸的电离平衡正向移动，所以从a到c，醋酸的电离始终受到促进，故A正确。a点溶质为CH3COOH，溶液显酸性；b点溶质为CH3COOH和CH3COONa，且二者物质的量相等；c点溶质为CH3COONa，溶液显碱性；d点溶质为CH3COONa和NaOH，溶液碱性强于c点，则a→d的过程中溶液碱性逐渐增强，故b、d两点pH不相同，故B错误。c点溶质为CH3COONa，由于CH3COO－水解，所以有c(Na＋)>c(CH3COO－)，溶液显碱性，c(OH－)>c(H＋)，水解是微弱的，c(CH3COO－)>c(OH－)，则各离子浓度大小顺序为c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)，故C正确。e点溶质为CH3COONa和NaOH且二者物质的量相等，根据物料守恒可得c(Na＋)＝‎2c(CH3COO－)＋‎2c(CH3COOH)，故D正确。‎ ‎7．(2019·湖北荆州质检)氨是重要的工业原料，在农业、医药、国防和化工等领域有重要应用。‎ Ⅰ.(1)工业上用N2和H2在一定条件下合成氨，下列措施能使正反应速率增大，且使平衡混合物中NH3的体积分数一定增大的是__B__(填序号)。‎ A．降低反应温度 B．压缩反应混合物 C．充入N2 D．液化分离NH3‎ ‎(2)常温下向100 mL 0.2 mol·L－1的氨水中逐滴加入0.2 mol·L－1的盐酸，所得溶液的pH、溶液中NH和NH3·H2O物质的量分数与加入盐酸的体积的关系如图所示，根据图象回答下列问题。‎ ‎①表示NH3·H2O浓度变化的曲线是__A__(填“A”或“B”)。‎ ‎②NH3·H2O的电离常数为__1.8×10－5或10－4.74__(已知lg 1.8＝0.26)。‎ ‎③当加入盐酸的体积为50 mL时，溶被中c(NH)－c(NH3·H2O)＝__2×10－5－2×10－9__mol·L－1(用数字表示)。‎ Ⅱ.若液氨中也存在类似水的电离(H2O＋H2OH3O＋＋OH－)，碳酸钠溶于液氨后也能发生完全电离和类似水解的氨解。‎ ‎(1)写出液氨的电离方程式：　NH3＋NH3NH＋NH 　。‎ ‎(2)写出碳酸钠溶于液氨后第一步氨解的离子方程式：　CO＋2NH3NH＋NH4CO 　。‎ ‎(3)写出碳酸钠的液氨溶液中各离子浓度的大小关系：__c(Na＋)>c(CO)>c(NH)> c(NH4CO)>c(NH)__。‎ ‎[解析]　Ⅰ.(1)降低反应温度，化学反应速率降低，故A错误；合成氨：N2＋3H22NH3，压缩反应混合物，增大压强，化学反应速率加快，促使平衡向正反应方向移动，NH3的体积分数增大，故B正确；充入N2，正反应方向速率加快，总气体物质的量增大，氨气的体积分数减小，故C错误；分离出NH3，正反应速率减小，故D错误。‎ ‎(2)①根据题意，向NH3·H2O中滴加HCl，发生NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，NH3·H2O的浓度降低，根据图象分析知A曲线代表NH3·H2O浓度的变化；②电离常数Kb＝，电离常数只受温度的影响，当pH＝9.26时，c(NH)＝c(NH3·H2O)，Kb＝10－4.74；③根据电荷守恒，c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，根据物料守恒，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝‎2c(Cl－)，推出c(NH)－c(NH3·H2O)＝‎2c(OH－)－‎2c(H＋)＝2(10－5－10－9) mol·L－1。‎ Ⅱ.(1)液氨电离与水的电离类似，因此液氨的电离方程式为NH3＋NH3NH＋NH；(2)根据盐类水解的定义，即第一步氨解的离子方程式为CO＋2NH3NH＋NH4CO；(3)氨解中存在CO＋2NH3NH＋NH4CO，NH3＋NH3NH＋NH，氨解的程度微弱，因此，离子浓度大小顺序是：c(Na＋)>c(CO)>c(NH)>c(NH4CO)>c(NH)。‎ 考点二　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(也叫电离常数)只与温度有关，升高温度，K值__增大__。‎ ‎(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是第一步__≫__第二步__≫__第三步……，故其酸性取决于第__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__。‎ ‎4．(1)填写下表 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 ‎(2)CH3COOH酸性__大于__HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，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，k(CH3COOH)>k(HClO)__。‎ ‎(3)磷酸是三元中强酸 ‎①磷酸的电离方程式是　H3PO4H＋＋H2PO，H2POH＋＋HPO，HPOH＋＋PO 　。‎ ‎②电离平衡常数表达式是：Ka1＝　 　，Ka2＝　 　，Ka3＝　 　。‎ ‎③比较大小：Ka1__>__Ka2__>__Ka3。‎ ‎5．电离平衡常数的4大应用 ‎(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。‎ ‎(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。‎ ‎(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。‎ ‎(4)判断微粒浓度比值的变化。‎ 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。‎ 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。‎ ‎6．有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)‎ ‎(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(H＋)‎ 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(H＋)‎ 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。‎ 特别提醒：‎ ‎(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。‎ ‎(2)依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。‎ ‎(3)在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。‎ ‎1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。‎ ‎(1)在一定温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数一定相同(　√　)‎ ‎(2)电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱(　√　)‎ ‎(3)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(　×　)‎ ‎(4)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小(　×　)‎ ‎(5)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(　×　)‎ ‎(6)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(　×　)‎ ‎(7)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法(　√　)‎ ‎(8)对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小(　×　)‎ ‎(9)对于NH3·H2ONH＋OH－，K＝，表达式中的NH一定是氨水电离提供的(　×　)‎ ‎(10)多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1H2CO3>HCN>HCO。A项，H2CO3的酸性强于HCN，H2CO3和CN－能够反应生成HCO和HCN，在溶液中不能大量共存，故A错误；B项，CH3COOH的酸性强于H2CO3、HCN，CH3COOH能够与HCO、CN－、CO反应，在溶液中不能大量共存，故B错误；C项，HCN的酸性强于HCO，HCN与CO反应生成HCO，在溶液中不能大量共存，故C错误；D项，HCN、HCO、CH3COO－、CN－之间不反应，在溶液中能够大量共存。故D正确。‎ ‎3．(2019·宿州模拟)硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反应：H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下列说法正确的是(　D　)‎ 化学式 电离常数(‎25 ℃‎)‎ H3BO3‎ K＝5.7×10－10‎ H2CO3‎ K1＝4.4×10－7‎ K2＝4.7×10－11‎ CH3COOH K＝1.75×10－5‎ A．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 B．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 C．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：前者>后者 D．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 ‎[解析]　由电离常数可知酸性：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO。则A项中生成HCO，B项中CH3COOH少量，也只生成HCO，C项中碳酸pH小，D项中，CH3COO－水解程度小于CO的水解程度，醋酸钠溶液pH较小。故选D。‎ ‎4．(2019·成都第七中学模拟)已知：下表为‎25 ℃‎时某些弱酸的电离平衡常数。‎ CH3COOH HClO H2CO3‎ Ka＝1.8×10－5‎ Ka＝3.0×10－8‎ Ka1＝4.4×10－7‎ Ka2＝4.7×10－11‎ 如图表示常温下，稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化。下列说法不正确的是(　A　)‎ A．图中c(H＋)∶c(R－)的值：a点>c点(HR代表CH3COOH或HClO)‎ B．pH相同的四种溶液浓度关系：c(CH3COONa)>‎ c(NaHCO3)>c(NaClO)>c(Na2CO3)‎ C．图中a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度 D．浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa和NaClO的混合溶液中：c(OH－)＝0.1 mol·L－1－c(ClO－)＋c(H＋)＋c(CH3COOH)‎ ‎[解析]　溶液中存在电荷守恒，即c(H＋)＝c(R－)＋c(OH－)，故c(H＋)：c(R－)＝c(H＋)∶[c(H＋)－c(OH－)]＝1∶[1－]，从a点到c点，c(H＋)减小，c(OH－)增大，故1∶[1－]增大，即c(H＋)∶c(R－)的值：a点H2CO3>HClO>HCO，故水解程度：CH3COONac(NaHCO3)>c(NaClO)>c(Na2CO3)，B项正确；Ⅰ为CH3COOH，Ⅱ为HClO，两种酸开始时的pH相等，故较弱的酸浓度大，即HClO浓度大，故a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度，C项正确；溶液中存在电荷守恒，即c(Na＋)＋c(H＋)＝c(ClO－)＋c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.2 mol·L－1＋c(H＋)，由物料守恒c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，结合两式可得c(OH－)＝0.1 mol·L－1－c(ClO－)＋c(H＋)＋c(CH3COOH)，D项正确。‎ 萃取精华：‎ 电离平衡常数的应用 ‎(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。‎ ‎(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。‎ ‎(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。‎ ‎(4)判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，酸溶液加水稀释，c(H＋)减小，K值不变，则增大。‎ ‎5．(2019·湖北仙桃高三检测)已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是(　B　)‎ A．该溶液的pH＝4‎ B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7 ‎ D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 ‎[解析]　根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1×0.1%mol·L－1＝10－4 mol·L－1，所以pH＝4，A正确；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H＋)将增大，pH值会减小，B错误。C选项可由平衡常数表达式算出K＝＝1×10－7，所以C正确。c(H＋)＝10－4 mol·L－1 ，所以c(H＋，水电离)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍，D正确。‎ ‎6．(2019·河北石家庄模拟)已知‎25 ℃‎时某一元酸HA的电离平衡常数Ka＝1×10－4，则对于此温度下1 mol·L－1的HA溶液，下列说法中不正确的是(　B　)‎ A．该酸的电离度为0.01‎ B．该溶液的pH＝4‎ C．c(HA)＋c(A－)＝1 mol·L－1‎ D．保持温度不变，向该酸溶液中加入少量水，‎ c(A－)/c(HA)增大 ‎[解析]　HA的电离平衡常数为K＝[c(A－)·c(H＋)]/c(HA)，代入数据计算可得c(H＋)＝0.01 mol·L－1，该酸的电离度＝0.01/1＝0.01，溶液的pH为2，A项正确．B项错误；由原子守恒可知C项正确；保持温度不变，向该酸溶液中加入少量水，c(H＋)减小，Ka不变，c(A－)/c(HA)增大，D项正确。‎ ‎7．(1)(2019·洛阳模拟)分析下表，下列选项错误的是(　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 ‎(2)在‎25 ℃‎下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显__中__性(填“酸”“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝　mol·L－1 　。‎ ‎[解析]　(1)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错误；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。‎ ‎(2)由溶液的电荷守恒可得：c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，已知c(NH)＝c(Cl－)，则有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性；电离常数只与温度有关，则此时NH3·H2O的 电离常数Kb＝＝‎ ＝mol·L－1。‎ 萃取精华：‎ ‎1．电离常数应用的解题思路 ‎2．根据电离常数计算的解题思路 ‎3．Kh、Ka(Kb)、KW之间的关系 ‎(1)一元弱酸一元强碱盐：Kh＝。‎ ‎(2)一元强酸一元弱碱盐：Kh＝。‎ ‎(3)一元弱酸一元弱碱盐。如醋酸铵：Kh＝。‎ ‎(4)Ka(或Kb)、KW的定量关系为Ka·Kh＝KW或Kb·Kh＝KW。‎ ‎[注：Kh为弱酸根离子或弱碱阳离子的水解平衡常数。以上各平衡常数都只与温度有关。]‎ 考点三　一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 ‎1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较：‎ 比较项目酸 c(H＋)‎ pH 中和碱 的能力 与活泼金属 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 与活泼金属 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__‎ ‎(注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。)‎ ‎3．强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图象：‎ 图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图象，要深刻理解以下4点：‎ ‎(1)对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pHx－n；‎ 无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。‎ ‎(3)加水稀释相同倍数后的pH大小；氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。‎ ‎(4)稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。‎ ‎4．判断弱酸的三种方法 方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。‎ 方法二；根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，17。‎ ‎1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。‎ ‎(1)pH＝12的氨水溶液，稀释10倍后pH＝11(　×　)‎ ‎(2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸>盐酸(　×　)‎ ‎(3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸>盐酸(　√　)‎ ‎(4)升高温度，CH3COOH的电离程度增大(　√　)‎ ‎(5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热(　×　)‎ ‎(6)(2017·全国Ⅱ，‎10C)用乙酸浸泡水壶中的水垢，可将其清除，说明乙酸的酸性小于碳酸的酸性(　×　)‎ ‎(7)(2016·全国Ⅲ，‎13A)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小(　×　)‎ ‎(8)(2016·全国Ⅲ，‎13C)向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1(　×　)‎ ‎(9)(2015·重庆，‎3A)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度(　×　)‎ ‎(10)(2015·重庆，3B)‎25 ℃‎时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液的pH＝7(　×　)‎ ‎(11)(2015·重庆，‎3C)‎25 ℃‎时，0.1 mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱(　√　)‎ ‎2．(2019·新题预测)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是(　B　)‎ ‎[解析]　本题考查弱电解质的电离和图象分析能力。电离常数一氯乙酸大于乙酸，故一氯乙酸的酸性比乙酸的酸性强，即同温、同浓度时，一氯乙酸的电离度大于乙酸，随着浓度增大，电离程度均减小，B项符合题意。‎ ‎3．问题思考：‎ 改变下列条件，请写出下列曲线哪条代表盐酸的变化曲线。‎ 提示：①④⑤‎ ‎1．(2019·成都模拟)某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断错误的是(　C　)‎ A．a的数值一定大于9‎ B．Ⅱ为氨水稀释时溶液的pH变化曲线 C．稀释后氨水中水的电离程度比NaOH溶液中水的电离程度大 D．完全中和相同体积的两溶液时，消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH)9，A正确；稀释后氨水电离出的c(OH－)大于NaOH电离出的c(OH－)，因此氨水中水的电离程度小于NaOH溶液中水的电离程度，C错误；pH＝11的氨水和NaOH溶液，NH3·H2O的物质的量浓度大于NaOH的物质的量浓度，因此中和相同体积的两溶液时，消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH)n C．取等体积的两种酸溶液分别与足量的锌粒反应，生成氢气的体积醋酸大于盐酸 D．取等体积的两种酸溶液分别与NaOH反应，消耗NaOH的物质的量醋酸大于盐酸 ‎[解析]　pH相同，即c(H＋)相同，在与锌粒反应时，开始的反应速率应该相同，A项错；由于醋酸在稀释时会继续电离，稀释相同的倍数时pH增大的程度小于盐酸，若稀释后pH仍相同，则醋酸的体积要大于盐酸，即m>n，B项正确；等体积的两种酸分别与足量锌反应，醋酸生成的氢气体积大于盐酸，C项正确；等体积的两种酸分别与NaOH反应，消耗NaOH的量醋酸大于盐酸，D项正确。‎ ‎3．(2019·山西太原八校联考)常温下，有关下列两种溶液的说法不正确的是(　B　)‎ 序号 ‎①‎ ‎②‎ pH ‎12‎ ‎12‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 A．①、②两种溶液中c(OH－)相等 B．①溶液中溶质的物质的量浓度为0.01 mol·L－1‎ C．①、②两溶液分别加水稀释至原溶液体积的10倍，稀释后溶液的pH：①>②‎ D．等体积的①、②两溶液分别与0.01 mol·L－1的盐酸完全反应，消耗盐酸的体积：①>②‎ ‎[解析]　A项，两溶液pH相等，则c(H＋)相等，根据常温下KW＝c(H＋)·c(OH－)为定值，可得①、②两溶液中c(OH－)相等，正确；B项，常温下，pH＝12的溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，但NH3·H2O为弱电解质，在水溶液中部分电离，①溶液中NH3·H2O的物质的量浓度大于0.01 mol·L－1，错误；C项，①、②两溶液分别加水稀释至原溶液体积的10倍后，溶液②的pH＝11，NH3·H2O为弱酸，加水稀释可促进其电离，溶液①的pH范围为11n(NaOH)，所以消耗盐酸的体积：①>②‎ ‎，正确。‎ ‎4． (2015·全国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]　根据题图信息可判断MOH是强碱，而ROH为弱碱，A项正确；B项，ROH是弱碱，加水稀释时，电离程度增大，正确；C项，若两溶液无限稀释，pH最终无限接近7，它们的c(OH－)相等，正确；D项，当lg＝2时，两溶液同时升温，由于ROH是弱碱，c(R＋)增大，c(M＋)不变，则减小，错误。‎ ‎5．pH＝1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积的关系如图所示，下列说法不正确的是(　D　)‎ ‎①若a<4，则A、B都是弱酸 ‎②稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强 ‎③若a＝4，则A是强酸，B是弱酸 ‎④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 A．①④　　 B．②③　　‎ C．①③　　 D．②④‎ ‎[解析]　pH＝1的酸，加水稀释到1 000倍，若pH＝4则为强酸。若a<4，则A、B 都是弱酸，①正确；根据图象可知，稀释后A溶液的pH大于B溶液的pH，pH越大氢离子浓度越小，则A酸溶液的酸性比B酸溶液弱，②不正确；由图可知，若a＝4，A完全电离，则A是强酸，稀释过程中B的pH变化小，则B为弱酸，③正确；因A、B酸性强弱不同，当溶液中c(H＋)相同时，A、B两种酸溶液的物质的量浓度不相等，④错误。答案选D。‎ ‎6．(2019·江西鹰潭检测)按要求填空：‎ ‎(1)将等质量的Zn粉分别投入a.10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液和b.10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液中：‎ ‎①若Zn不足量，则Zn粉完全反应所需的时间：a__<__(填“>”“<”或“＝”)b；‎ ‎②若Zn过量，产生H2的量：a__＝__(填“>”“<”或“＝”)b。‎ ‎(2)将等质量Zn粉分别投入pH都为1、体积均为10 mL的a.盐酸和b.醋酸溶液中：‎ ‎①若Zn均不足量，则Zn粉完全反应所需的时间：a__>__(填“>”“<”或“＝”)b；‎ ‎②若Zn均过量，产生H2的量：a__<__(填“>”“<”或“＝”)b。‎ ‎[解析]　(1)物质的量浓度相等的盐酸和醋酸，醋酸中氢离子浓度小于盐酸，①若Zn不足量，酸有剩余，相同浓度的醋酸和盐酸中，盐酸中氢离子浓度大于醋酸，所以盐酸反应速率大于醋酸，则反应时间盐酸小于醋酸。②若Zn过量，产生H2的量与酸的物质的量成正比，醋酸和盐酸都是一元酸，且体积、浓度相等，则其物质的量相等，所以生成氢气的物质的量相等。‎ ‎(2)pH相等的醋酸和盐酸，醋酸浓度大于盐酸，①若Zn均不足量，酸过量，反应过程中，醋酸中氢离子浓度大于盐酸，所以醋酸反应速率大于盐酸，则反应时间醋酸小于盐酸。②若Zn均过量，酸不足，产生H2的量与酸的物质的量成正比，pH相等、体积相等的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸中HCl物质的量，所以醋酸产生氢气物质的量大于盐酸。‎ ‎7．(2019·经典习题选萃)为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。‎ ‎(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水常温下的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？__正确__(填“正确”或“不正确”)，并说明理由__若是强电解质，则0.010_mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.01_mol·L－1，pH＝12__。‎ ‎(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b值应满足什么关系？__a－2a－2。‎ ‎(3)在NH3·H2ONH＋OH－的平衡体系中加入NH4Cl，增大了c(NH)，使以上平衡逆向移动，c(OH－)降低，碱性减弱。‎ ‎(4)证明某物质为弱电解质的常用方法有：①证明未完全电离，②证明电离平衡的存在，③证明对应的盐可以水解，故还可以通过测NH4Cl溶液的pH证明NH可以水解，而确定NH3·H2O为弱电解质。‎ 萃取精华：‎ 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图象 等pH的一元强碱和一元弱碱 等pH的一元强酸和一元弱酸 等浓度的一元强碱和一元弱碱 等浓度的一元强酸和一元弱酸 变化 图象 a、b意义 a代表强酸或强碱；b代表弱酸或弱碱 图象特点 稀释相同倍数时，强酸、强碱pH变化程度大；无限稀释都只能无限趋近于7，但酸要小于7，碱要大于7‎ 要点速记：‎ ‎1．判断强弱电解质的核心依据：‎ 电解质在水溶液中的电离程度，若不完全电离则为弱电解质。‎ ‎2．电离平衡的两个特征：‎ v(电离)＝v(结合)≠0；分子、离子浓度保持不变。‎ ‎3．高考必考的影响电离平衡的三因素：‎ ‎(1)升高温度：电离平衡右移。‎ ‎(2)稀释：电离平衡右移。‎ ‎(3)同离子效应：电离平衡左移。‎ ‎4．电离平衡常数：‎ 电离常数表达式：K＝。‎ ‎(1)影响因素：弱电解质的性质、温度。‎ ‎(2)应用：判断弱电解质的强弱、盐类水解程度。‎ ‎(3)计算。‎ ‎①已知c(HX)和c(H＋)求K。‎ ‎②已知K求c(H＋)。‎ ‎5．知识体系