2021版浙江高考选考化学一轮复习教师用书：专题8 1 第一单元　弱电解质的电离平衡 16页

第一单元　弱电解质的电离平衡 ‎[考点分布]‎ 知识内容 考试要求 ‎2016年 ‎2017年 ‎2018年 ‎2019年 ‎2020年 ‎4月 ‎10月 ‎4月 ‎11月 ‎4月 ‎11月 ‎4月 ‎1月 ‎(1)几种典型的弱电解质 a T21‎ T18‎ T18‎ T18‎ T17‎ ‎(2)弱电解质水溶液中的电离平衡 b T21‎ T18‎ T18‎ T18‎ T18‎ T17‎ ‎(3)弱电解质的电离方程式 b ‎(4)电离度及其简单计算 c ‎(5)电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系 b ‎(6)多元弱酸的分步电离 a T23‎ T21‎ ‎　弱电解质的电离平衡 一、强、弱电解质 ‎1．概念 ‎2．与化合物类型的关系 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 ‎(1)弱电解质 ‎①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：‎ H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。‎ ‎②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。‎ ‎(2)酸式盐 ‎①强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。‎ ‎②弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。‎ 二、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成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，且溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到了平衡。‎ ‎2．电离平衡的特征 ‎3．电离平衡的影响因素 ‎(1)内因：弱电解质本身的性质。‎ ‎(2)外因 ‎①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ ‎③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。‎ ‎④加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。‎ 题组一判断弱电解质的方法 ‎1．(2017·浙江4月选考，T18)室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是(　　)‎ A．0.1 mol·L－1 NH3·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 答案：D ‎2．(2020·浙江名校联考)能证明乙酸是弱酸的实验事实是(　　)‎ A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2‎ B．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中c(CH3COO－)＝‎ ‎0．001 mol·L－1‎ C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2‎ D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 解析：选B。CH3COOH溶液与Zn反应放出H2，只能证明CH3COOH具有酸性，A项不能证明乙酸是弱酸；0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中c(CH3COO－)＝0.001 mol·L－1，证明乙酸在溶液中不能完全电离，B项能证明乙酸是弱酸；CH3COOH溶液与Na2CO3反应放出CO2，只能证明CH3COOH的酸性比H2CO3强，C项不能证明乙酸是弱酸；强酸和部分弱酸溶液都可以使紫色石蕊变红，D项不能证明乙酸是弱酸。‎ 强电解质和弱电解质的证明实验 ‎[以证明某酸(HA)为弱酸为例]‎ 实验方法 结论 ‎(1)测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，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溶液的导电性 导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸 ‎(4)往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体 开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸 ‎ (5)测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化 pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸 题组二影响弱电解质电离平衡的因素 ‎3．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是(　　)‎ ‎①加少量烧碱溶液　　　　　　 ②升高温度 ‎③加少量冰醋酸 ④加水 A．①② B．①③‎ C．②④ D．③④‎ 解析：选C。本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①③会使c(H＋)/c(CH3COOH)的值减小。‎ ‎4．(2020·温州平阳二中高二期中)从植物花汁中提取的一种有机物HIn，‎ 可做酸碱指示剂，在水溶液中存在电离平衡：HIn(红色)H＋＋In－(黄色)，对上述平衡解释不正确的是(　　)‎ A．升高温度平衡向正方向移动 B．加入盐酸后平衡向逆方向移动，溶液显红色 C．加入NaOH溶液后平衡向正方向移动，溶液显黄色 D．加入NaHSO4溶液后平衡向正方向移动，溶液显黄色 解析：选D。A.弱电解质的电离是吸热过程，升高温度促进电离，平衡向右移动，故A正确；B.加入盐酸后增大了氢离子浓度，抑制电离，平衡向左移动，溶液显红色，故B正确；C.加入氢氧化钠溶液，氢离子浓度降低，平衡向右移动，溶液显黄色，故C正确；D.加入NaHSO4溶液增大了氢离子浓度，抑制电离，平衡向左移动，溶液显红色，故D错误。‎ ‎5．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)‎ A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 解析：选C。加水，电离平衡虽向右移动，但因溶液体积变大，c(H＋)减小，A项错误；通入少量SO2，因发生SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移动，溶液pH增大，但通入过量SO2，最终溶液为饱和亚硫酸溶液，溶液pH减小，B项错误；加入新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，C项正确；加入CuSO4后，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c(H＋)变大，D项错误。‎ 外界条件对电离平衡影响的“四个不一定”‎ ‎(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。‎ 因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。‎ ‎(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。 ‎ 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，只能“减弱”而不能消除，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；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。‎ ‎　电离平衡常数 一、电离平衡常数(又称电离常数)‎ ‎1．常见弱碱和弱酸的电离平衡常数(25 ℃)‎ 弱电解质 电离方程式 电离平衡常数 NH3·H2O NH3·H2O NH＋OH－‎ Kb＝1.8×10－5‎ CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋‎ Ka＝1.8×10－5‎ HClO HClOH＋‎ ‎＋ClO－‎ Ka＝3.0×10－8‎ ‎2.CH3COOH的酸性大于HClO的酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离平衡常数越大，则电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。‎ ‎3．电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。相同条件下，电离平衡常数越大，则电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。‎ ‎4．外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。‎ ‎5．多元弱酸的分步电离[以碳酸(二元弱酸)为例]‎ ‎(1)电离方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。‎ ‎(2)电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝。‎ ‎(3)比较大小：Ka1>Ka2。‎ 二、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Ka＝。‎ 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Ka＝，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Ka＝。‎ 由于Ka值很小，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。‎ 三、电离度 ‎1．弱电解质的电离度α＝×100%。‎ ‎2．一般而言，相同温度下，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。‎ 题组一电离平衡常数及其应用 ‎1．(2020·舟山高二检测)液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(　　)‎ A．c(A＋)随温度的升高而降低 B．35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)‎ C．AB的电离程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)‎ D．AB的电离是吸热过程 解析：选D。由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，任何温度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B错；由25 ℃和35 ℃时的电离平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的电离是吸热过程，D正确。‎ ‎2．运用电离平衡常数判断下列可以发生的反应是(　　)‎ 酸 电离平衡常数(25 ℃)‎ 碳酸 Ka1＝4.3×10－7‎ Ka2＝5.6×10－11‎ 次溴酸 Ka＝2.4×10－9‎ ‎①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3‎ ‎②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑‎ ‎③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑‎ ‎④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO A．①③　　　　　　　　　 B．②④‎ C．①④ D．②③‎ 解析：选C。根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，①中Ka(次溴酸)＝2.4×10‎ ‎－9＞Ka2(碳酸)＝5.6×10－11，能发生；④中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＜Ka1(碳酸)＝4.3×10－7，能发生；②和③都不能发生。‎ ‎3．常温下，将a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝________________。‎ 解析：由电荷守恒和物料守恒可得 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)，‎ CH3COOHCH3COO－　　＋　　H＋‎ mol·L－1 (－) mol·L－1 10－7 mol·L－1‎ Ka＝＝。‎ 答案： ‎4．25 ℃时，将浓度均为0.1 mol·L－1、体积分别为V(HA)和V(BOH)的HA溶液与BOH溶液按不同体积比混合，保持V(HA)＋V(BOH)＝100 mL，V(HA)、V(BOH)与混合液pH的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)‎ A．Ka(HA)＝10－6‎ B．b点时，c(B＋)＝c(A－)＋c(HA)‎ C．c点时，随温度升高而减小 D．a→c过程中水的电离程度始终增大 解析：选C。由题图可知，a点时，100 mL 0.1 mol·L－1的HA溶液pH＝3，故HA为弱酸，其电离平衡常数Ka(HA)＝≈10－5，A项错误；b点时，溶液的pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒，则有c(B＋)＝c(A－)，B项错误；由A－＋H2OHA＋OH－可知，Kh＝，升高温度，水解平衡正向移动，Kh增大，故c点时， 随温度的升高而减小，C项正确；由题图知，100 mL 0.1 mol·L－1的BOH溶液 pH＝11，故BOH为弱碱，其电离平衡常数Kb(BOH)＝≈10－5＝Ka(HA)，故b点时，V(HA)＝V(BOH)＝50 mL，HA溶液与BOH溶液恰好完全反应，a→b过程中，BOH溶液的体积逐渐增大，HA溶液逐渐被中和，水的电离程度逐渐增大，b→c的过程中，HA溶液中和完全，BOH溶液过量，故水的电离程度逐渐减小，D项错误。‎ 利用电离平衡常数解题的思维模型 题组二强酸与弱酸的比较与判断 ‎5．(2020·金华十校第一次联考)室温下，不能比较H2CO3与H2SO3酸性强弱的是(　　)‎ A．相同条件下，比较H2CO3溶液与H2SO3溶液的导电能力 B．相同条件下，比较Na2CO3溶液与Na2SO3溶液的碱性 C．相同条件下，比较Na2CO3溶液与Na2SO3溶液消耗氢氧化钡溶液的体积 D．相同条件下，比较Na2CO3溶液与Na2SO3溶液的pH 解析：选C。相同条件下， H2CO3溶液与H2SO3溶液的导电能力越强，酸性越强，比较H2CO3溶液和H2SO3溶液导电能力，能比较H2CO3与H2SO3酸性强弱，故A不选；相同条件下，酸性越弱，酸根离子水解程度越大，溶液的碱性越强，比较Na2CO3溶液与Na2SO3溶液的碱性，能比较H2CO3与H2SO3酸性强弱，故B不选；相同条件下， Na2CO3溶液与Na2SO3溶液与氢氧化钡反应消耗氢氧化钡溶液的体积相同，所以不能比较H2CO3与H2SO3酸性强弱，故选C；相同条件下，酸性越弱，酸根离子水解程度越大，溶液pH越大，比较Na2CO3溶液与Na2SO3溶液的pH，能比较H2CO3与H2SO3酸性强弱，故D不选。‎ ‎6．(2018·浙江4月选考，T18)相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液的比较，下列说法正确的是(　　)‎ A．pH相等的两溶液中：c(CH3COO－)＝c(Cl－)‎ B．分别中和pH相等、体积相等的两溶液，所需NaOH的物质的量相同 C．相同浓度的两溶液，分别与金属镁反应，反应速率相同 D．相同浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中(忽略溶液体积变化)：c(CH3COO－)＝c(Cl－)‎ 解析：选A。A项中，在盐酸中c(H＋)＝c(Cl－)，在醋酸中c(H＋)＝c(CH3COO－)，两溶液pH相等说明c(H＋)相等，则c(CH3COO－)＝c(Cl－)，故A正确；B项中，pH相等、体积相等的两溶液中，醋酸的物质的量大于盐酸，中和NaOH时所需NaOH的物质的量不同，‎ 故B不正确；C项中，相同浓度的两溶液中盐酸的c(H＋)大，分别与金属镁反应，反应速率不同，故C不正确；D项中，相同浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中(忽略溶液体积变化)，有c(CH3COO－)＝c(Na＋)、c(Cl－)＝c(Na＋)，由于盐酸消耗的NaOH更多，其c(Na＋)大一些，故D不正确。‎ ‎7．25 ℃时，下列关于某酸(用H2A表示)的说法中，不正确的是(　　)‎ A．pH＝a的Na2A溶液中，由水电离产生的 c(OH－)＝10a－14 mol·L－1‎ B．将pH＝a的H2A溶液稀释为pH＝a＋1的过程中，c(H2A)/c(H＋)减小，则H2A为弱酸 C．测NaHA溶液的pH，若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A是强酸 D．0.2 mol·L－1H2A溶液中的c(H＋)＝a，0.1 mol·L－1H2A溶液中的c(H＋)＝b，若a<2b，则H2A是弱酸 解析：选C。pH＝a的Na2A溶液，c(H＋)＝10－a mol·L－1，则c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，Na2A不能直接电离出OH－，OH－是由水电离产生的，A项正确。H2A如果是强酸，则溶液中不存在H2A分子，比值为0；H2A如果是弱酸，根据溶液越稀越电离的知识，H2A电离程度增大，n(H2A)减小，n(H＋)增大，c(H2A)/c(H＋)＝n(H2A)/n(H＋)减小，B项正确。测NaHA溶液的pH，若pH<7，则H2A是强酸，说法错误，例如：NaHSO3溶液呈酸性，pH<7，但H2SO3是弱酸，C项错误。若H2A是强酸，则a＝2b；若H2A是弱酸，根据溶液越稀越电离，0.1 mol·L－1H2A溶液电离程度更大，则a<2b，D项正确。‎ ‎8．下列说法正确的是(　　)‎ A．室温下，浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH溶液与氨水，导电能力相同 B．室温下，HCl溶液中c(Cl－)与CH3COOH溶液中c(CH3COO－)相等，两溶液的pH相等 C．室温下，浓度均为0.1 mol·L－1的NaCl溶液与NH4Cl溶液，pH相等 D．室温下，等物质的量浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，所得溶液呈中性 答案：B 一元强酸与一元弱酸的比较 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(见下表)：‎ 比较 项目 酸 c(H＋)‎ pH 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 与金属反应的起始速率 一元强酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 课后达标检测 一、选择题 ‎1．下列物质在水溶液中的电离方程式不正确的是(　　)‎ A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO C．AlCl3===Al3＋＋3Cl－‎ D．NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 解析：选A。A项NaHCO3是强电解质，但HCO不能完全电离，故其电离方程式应为NaHCO3===Na＋＋HCO。‎ ‎2．(2020·杭州二中选考模拟)氢氟酸是弱酸，电离方程式为HFH＋＋F－，达到电离平衡的标志是(　　)‎ A．c(H＋)＝c(F－)‎ B．v(电离)＝v(形成分子)‎ C．溶液显酸性 D．单位时间内，电离的HF分子数与生成的F－数相等 答案：B ‎3．(2016·浙江10月选考，T18)为证明醋酸是弱电解质，下列方法不正确的是(　　)‎ A．测定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH B．测定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性 C．比较浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力 D．比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好反应完全时消耗两溶液的体积 答案：D ‎4．(2020·金华东阳二中选考模拟)室温下，对于0.10 mol·L－1的氨水，下列判断正确的是(　　)‎ A．与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓‎ B．加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)变大 C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性 D．其溶液的pH＝13‎ 解析：选C。A.一水合氨是弱电解质，离子方程式中要写化学式，该反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH，故A错误；B.加水稀释促进一水合氨电离，但铵根离子、氢氧根离子浓度都减小，所以c(NH)·c(OH－)减小，故B错误；C.含有弱根离子的盐，谁强谁显性，硝酸铵是强酸弱碱盐，所以其溶液呈酸性，‎ 故C正确；D.一水合氨是弱电解质，在氨水中部分电离，所以0.10 mol·L－1氨水的pH小于13，故D错误。‎ ‎5．(2020·金丽衢十二校联考)HCN是一种剧毒性的酸，常温下，0.1 mol·L－1HCN溶液的pH＝3，下列说法正确的是(　　)‎ A．HCN是一种强酸 B．相同浓度的NaCl溶液与NaCN溶液，前者的pH更大 C．在NaCN溶液中存在：c(Na＋)＝c(CN－)＋c(HCN)‎ D．中和相同体积与浓度的HCl溶液与HCN溶液，所消耗的 NaOH溶液的体积不同 解析：选C。0.1 mol·L－1HCN溶液的pH＝3，由此可知HCN在水溶液中不能完全电离，故HCN是一种弱酸，A项错误；NaCl溶液呈中性，NaCN溶液因CN－水解而呈碱性，故相同浓度的NaCl溶液和NaCN溶液，后者的pH更大，B项错误；根据物料守恒可知：c(Na＋)＝c(HCN)＋c(CN－)，C项正确；相同体积与浓度的HCl溶液与HCN溶液中n(HCl)＝n(HCN)，若NaOH溶液的浓度相等，则消耗的NaOH溶液的体积相同，D项错误。‎ ‎6．在相同温度时，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(　　)‎ 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：选B。100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液相当于把10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液稀释10倍，根据弱酸稀释时的变化可分析得出结论。‎ ‎7．(2020·温岭选考模拟)下列说法正确的是(　　)‎ A．SO2溶于水，其水溶液能导电，说明SO2是电解质 B．向纯水中加入盐酸或金属钠都能使水的电离平衡逆向移动，水的离子积不变 C．向氯水中加入Na2CO3可使溶液中c(HClO)增大 D．室温下，将浓度为0.1 mol·L－1HF溶液加水稀释，其电离平衡常数和c(H＋)/c(HF)均不变 解析：选C。SO2水溶液能导电是因为生成H2SO3，H2SO3是电解质，SO2是非电解质，A项错误。外加酸碱抑制水的电离。加金属钠与水中H＋反应生成H2，减小了c(H＋)，使水的电离平衡正向移动，c(OH－)增大，溶液呈碱性，B项错误。加入Na2CO3消耗溶液中H＋，使Cl2＋H2OHCl＋HClO向右移动，溶液中c(HClO)增大，C项正确。温度不变，平衡常数不变。加水稀释，HF的电离平衡HFH＋＋F－正向移动，c(HF)减少的多，c(H＋)减少的少，c(H＋)/c(HF)增大。另外还可以从电离平衡常数的角度分析，K＝，c ‎(H＋)/c(HF)＝K/c(F－)，K不变，稀释过程中c(F－)减小，则c(H＋)/c(HF)增大，D项错误。‎ ‎8．下列说法不正确的是(　　)‎ A．室温下浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和氨水混合呈中性时，消耗盐酸的体积大于氨水 B．室温下向0.1 mol·L－1氨水中加入等浓度等体积的盐酸，溶液导电能力增强 C．室温下pH相等的CH3COOH溶液和盐酸中，c(OH－)相等 D．室温下pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的NaOH溶液中，c(CH3COO－)＝c(Na＋)‎ 答案：A ‎9．常温下，将0.1 mol·L－1的醋酸溶液加水稀释至原来体积的10倍，下列有关叙述正确的是(　　)‎ A．CH3COOH的电离平衡常数增大为原来的10倍 B．CH3COO－与CH3COOH的浓度之比增大为原来的10倍 C．CH3COO－与H＋的浓度之积减小为原来的 D．CH3COOH与CH3COO－的浓度之和减小为原来的 解析：选D。电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，A项错误；随着醋酸溶液的稀释，醋酸的电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋正向移动，且CH3COOH、CH3COO－、H＋浓度均减小，CH3COOH浓度小于原来的，CH3COO－、H＋浓度大于原来的，B、C项错误；根据物料守恒，CH3COOH与CH3COO－ 的浓度之和减小为原来的，D项正确。‎ ‎10．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是(　　)‎ 序号 ‎①‎ ‎②‎ ‎③‎ ‎④‎ pH ‎11‎ ‎11‎ ‎3‎ ‎3‎ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸 A．③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－)‎ C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞④＞③‎ D．V1 L ④与V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2‎ 解析：选D。醋酸钠溶液显碱性，所以加入酸溶液中，pH一定增大；也可以从平衡移动角度分析：CH3COONa电离出的CH3COO－与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH；CH3COO－也使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，‎ 所以pH均增大，A正确。假设均是强酸强碱，且物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但醋酸是弱酸，其浓度远远大于氢氧化钠，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，c(H＋)>c(OH－)，B正确。分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2ONH＋OH－右移，使①的pH>10，同理醋酸稀释后pH<4，C正确。假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但氨水是弱碱，其浓度远远大于盐酸，所以需要的氨水少，即V1>V2，D错误。‎ ‎11．(2017·浙江11月选考，T23)25 ℃时，在“H2AHA－A2－”的水溶液体系中，H2A、HA－和A2－三者中各自所占的物质的量分数(α)随溶液pH变化的关系如图所示。‎ 下列说法正确的是(　　)‎ A．在含H2A、HA－和A2－的溶液中，加入少量NaOH固体，α(HA－)一定增大 B．将等物质的量的NaHA和Na2A混合物溶于水，所得的溶液中α(HA－)＝α(A2－)‎ C．NaHA溶液中，HA－的水解能力小于HA－的电离能力 D．在含H2A、HA－和A2－的溶液中，若c(H2A)＋2c(A2－)＋c(OH－)＝c(H＋)，则α(H2A)和α(HA－)一定相等 答案：C 二、非选择题 ‎12．某一元弱酸(用HA表示)在水中的电离方程式是HAH＋＋A－，回答下列问题：‎ ‎(1)向溶液中加入适量NaA固体，以上平衡将________(填“正”或“逆”)向移动，理由是________________________________。‎ ‎(2)若向溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将________(填“正”或“逆”)向移动，溶液中c(A－)将________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，溶液中c(OH－)将________。‎ 答案：(1)逆　c(A－)增大，平衡向减小c(A－)的方向即逆向移动 ‎(2)正　减小　增大 ‎13．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如图所示，请回答：‎ ‎(1)O点不导电的原因：___________________________。‎ ‎(2)a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序是________________。‎ ‎(3)H＋的物质的量最大的点是________(填“a”“b”或“c”)点。‎ ‎(4)若使c点溶液中的c(CH3COO－)增大，可以采取下列措施中的________(填字母)。‎ A．加热　　　　　　　　 B．加很稀的NaOH溶液 C．加NaOH固体 D．加水 E．加固体CH3COONa F．加入锌粒 解析：(1)冰醋酸中无自由移动的离子，所以在O点时不导电。(2)pH的大小与c(H＋)有关，pH大则c(H＋)小。溶液的导电能力与离子浓度有关，在醋酸溶液中离子来源于醋酸的电离，醋酸溶液的导电能力越强，说明c(H＋)越大。(3)溶液稀释过程中，电离平衡向电离方向移动，氢离子的物质的量增大。(4)若使c(CH3COO－)增大，可以采取措施促进CH3COOH的电离平衡向电离方向移动。A、B、C、D、F选项均可以达到使电离平衡向电离方向移动的目的。B、D项虽然能使CH3COOH的电离平衡向电离方向移动，但是稀释占据了主导作用，导致c(CH3COO－)减小。E项中虽然CH3COOH的电离受到抑制，但加入的CH3COO－能使c(CH3COO－)增大。‎ 答案：(1)无自由移动的离子　(2)b＜a＜c　(3)c　(4)ACEF ‎14．(1)常温时，初始浓度分别为1 mol·L－1和0.1 mol·L－1的氨水中c(OH－)分别为c1和c2，则c1和c2的关系为c1________10c2。‎ ‎(2)25 ℃时，醋酸的电离常数Ka＝1.75×10－5。‎ ‎①向该溶液中加入一定量的盐酸，Ka是否变化？为什么？‎ ‎②若醋酸的初始浓度为0.010 mol·L－1，平衡时c(H＋)是多少？醋酸的电离度是多少？‎ 解析：(1)设NH3·H2O的电离度分别为α1、α2，则＝＝10·，溶液浓度越小，电离度越大，即α1<α2，所以c1<10c2。‎ ‎(2)①Ka只随温度变化而变化。加入盐酸Ka不变。‎ ‎②设平衡时c(H＋)＝c(CH3COO－)＝x mol·L－1，则c(CH3COOH)平＝(0.010－x) mol·L－1，由Ka＝＝1.75×10－5，进行0.010－x≈0.010处理后，解得x＝4.18×10－4，α＝×100%＝4.18%。‎ 答案：(1)<‎ ‎(2)①不变，Ka仅为温度函数，加入盐酸Ka不变。‎ ‎②平衡时c(H＋)为4.18×10－4 mol·L－1，醋酸的电离度为4.18%。‎ ‎15．A、B、C、D、E五种溶液分别是NaOH、NH3·H2O、CH3COOH、HCl、NH4HSO4中的一种。常温下进行下列实验：‎ ‎①将1 L pH＝3的A溶液分别与x L 0.001 mol·L－1 B溶液、y L 0.001 mol·L－1 D溶液充分反应至中性，x、y大小关系为y＜x；‎ ‎②浓度均为0.1 mol·L－1 A和E溶液，pH：A＜E；‎ ‎③浓度均为0.1 mol·L－1 C与D溶液等体积混合，溶液呈酸性。‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)D溶液是________溶液，判断理由是_____________________________________‎ ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)用水稀释0.1 mol·L－1 B溶液时，溶液中随着水量的增加而减小的是________(填序号)。‎ ‎①　②　③c(H＋)和c(OH－)的乘积 ‎④OH－的物质的量 ‎(3)OH－浓度相同的等体积的两份溶液A和E，分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌粉，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是______(填序号)。‎ ‎①反应所需要的时间：E＞A ‎②开始反应时的速率：A＞E ‎③参加反应的锌粉物质的量：A＝E ‎④反应过程的平均速率：E＞A ‎⑤A溶液里有锌粉剩余 ‎⑥E溶液里有锌粉剩余 ‎(4)将等体积、等物质的量浓度的B溶液和C溶液混合后，升高温度(溶质不会分解)溶液pH随温度变化如图中的________曲线(填序号)。‎ ‎(5)室温下，向0.01 mol·L－1C溶液中滴加0.01 mol·L－1D溶液至中性，得到的溶液中所有离子的物质的量浓度由大到小的顺序为________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)能中和酸性物质A的只有NaOH、NH3·H2O，等物质的量的A与等物质的量浓度的B溶液和D溶液混合呈中性，D的用量少，说明D的碱性比B的碱性强，所以D是NaOH，则B是NH3·H2O。“浓度均为0.1 mol·L－1C与D溶液等体积混合，溶液呈酸性”，若C为CH3COOH，则呈碱性，若C为HCl，则溶液显中性，故C为NH4HSO4。又“浓度均为0.1 mol·L－1A和E溶液，pH：A＜E”，则A为HCl，E为CH3COOH。‎ ‎(2)NH3·H2ONH＋OH－，加水稀释时平衡正向移动，OH－的物质的量增加，但其浓度减小，c(H＋)和c(OH－)的乘积不变(因温度未变)，故c(H＋)增大，则减小；因电离平衡常数Kb＝，故＝，由于Kb不变，c(NH)减小，故比值减小；选①②。(3)OH－浓度相同，即c(H＋)相等的等体积的两份溶液A和E，E提供的H＋多，故若锌粉有剩余，只能是A中的有剩余；与Zn反应时，开始时的反应速率相等，过程中E的快，故生成等量的H2(消耗等量的锌)时，E消耗时间少，答案为③④⑤。(4)将等体积、等物质的量浓度的NH3·H2O和NH4HSO4混合后，恰好反应生成(NH4)2SO4，溶液显酸性，升高温度，水解平衡NH＋H2ONH3·H2O＋H＋正向移动，c(H＋)增大，pH减小，选④。(5)“向0.01 mol·L－1 C溶液中滴加0.01 mol·L－1 D溶液至中性”，得到的是(NH4)2SO4、Na2SO4和少量NaOH的混合溶液，则c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)。‎ 答案：(1)NaOH　能中和酸性物质A的只有NaOH、NH3·H2O，等物质的量的A与等物质的量浓度的B和D混合呈中性，D的用量少，说明D的碱性比B的碱性强，所以D是NaOH溶液 ‎(2)①②　(3)③④⑤　(4)④‎ ‎(5)c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)‎