专题06 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学上学期期末考点大串讲（苏教版2019）

专题06 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性 考点01 弱电解质的电离平衡 考点02 水的电离 考点03 溶液的酸碱性与pH 考点04 酸碱中和滴定 ▉考点01 弱电解质的电离平衡 一．强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 （1）电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。 （2）非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，电解质的强弱与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 3．与离子化合物和共价化合物的关系 （1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 （2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．判断电解质强弱的依据 （1）区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 （2）电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 （3）在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 二．弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与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不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 （1）弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 （2）弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 （3）溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 （4）外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 3．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 （1）弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 （2）溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 2．电解质溶液中的守恒问题 （1）物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 （2）电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 三．影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外部因素： （1）以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 （2）由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 （3）电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 3．勒夏特列原理适用于电离平衡 （1）同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 （2）酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 （3）化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 四．电离平衡常数 1．电离平衡常数 （1）电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 （2）多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 4．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）判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 （3）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，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 五．电离度 1．电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% 2．电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，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。 3．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 ▉考点02 水的电离 一．水的电离 1．水的电离 （1）电离特点：水是一种极弱的电解质，存在微弱的电离。 （2）电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-，简写为：H2OH++OH-。 2．水的离子积常数： （1）水的电离平衡常数表达式为K= 。 （2）水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(OH-)。 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 （3）KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=1×10-14。 b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．有关水的离子积常数的计算 （1）常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14，则纯水中c(H＋)是1.0×10－7mol·L－1。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1。 （2）不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 2．Kw与温度的关系 常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸碱的稀溶液。 温度升高，Kw增大； 若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 二．影响水的电离的因素 1．改变条件对水的电离平衡的影响 在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表： 改变条件 电离平衡 移动方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw 升高温度 正向 增大 增大 <7 中性 增大 加入酸 逆向 增大 减小 <7 酸性 不变 加入碱 逆向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入活泼金属(如Na) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入CH3COONa(s) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入NH4Cl(s) 正向 增大 减小 <7 酸性 不变 2．水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律 （1）电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大，水仍呈中性。 （2）外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 （2）外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 （3）加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。 （4）加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。 （5）加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。 ▉考点03 溶液的酸碱性与pH 一．溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 c(OH－)=c(H＋) c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(OH－)<c(H＋) c(H＋)>1.0×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1 2．溶液的pH （1）定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(H+)。 （2）溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 （3）pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 3．溶液酸碱性的测定方法 （1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 （2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。 （3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 二．pH的计算 1．酸溶液稀释后的pH的计算 （1）25℃时，pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n。 （2）25℃时，若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近并小于7。 （3）25℃时，pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是2<pH<3。 2．碱溶液稀释后的pH的计算 （1） 25℃时，pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为10；若加水稀释10n倍，其pH为11－n。 （2）25℃时，pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是(11－n)<pH<11；若无限稀释时，其pH接近并大于7。 3．酸、碱溶液混合后pH的计算方法 （1）强酸与强酸混合 先计算：c(H＋)混＝，然后再求pH。 25℃时，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为1.0×10－3mol·L－1，pH为3；若等体积混合后，溶液的pH为2.3。 （2） 强碱与强碱混合 先计算：c(OH－)混＝，再求c(H＋)混＝，最后求pH。 25℃时，将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为1.0×10－2mol·L－1，c(H＋)为1.0×10－12mol·L－1，pH为12。 （3） 强酸与强碱混合 ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。 ②若酸过量：先求c(H＋)余＝，再求pH。 ③若碱过量：先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。 25℃时，pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为11。 三．溶液吸收pH的变化 1．强酸或弱酸溶液的稀释问题 （1）对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(其中a＋n<7)； （2）对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a<pH<a＋n(其中a＋n<7)； （3）酸溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能大于7。如图Ⅰ所示。 2．强碱或弱碱溶液的稀释问题 （1）对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)； （2）对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n<pH<b(其中b－n>7)； （3）碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。 ▉考点04 酸碱中和滴定 一．酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 （1）利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。 （2）酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 （1） 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。 （2）滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。 3．滴定管的使用方法 （1）检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 （2）润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。 （3）装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。 （4）排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。 （5）调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 （6）滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。 （7）终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。 二．酸碱中和滴定曲线绘制和终点判断 1．中和滴定曲线的绘制 取0.100 0 mol·L－1的盐酸溶液20.00 mL，注入锥形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定。 （1）计算滴定过程中的pH变化，填写下表空格： V(NaOH) 0.00 18.00 19.80 19.96 19.98 20.00 20.02 20.04 20.20 22.00 40.00 pH 1.00 2.28 3.30 4.00 4.30 7.00 9.70 10.00 10.70 11.70 12.52 （2）根据上表数据绘制滴定曲线 （3）由上述滴定曲线可知，滴定终点前后，溶液的pH变化规律是：终点前后，pH产生突跃现象。 （4）达到终点的现象是溶液由无色变为红色。 2．pH突变与指示剂选择 （1）pH突变 强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。 （2）中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。 （3）指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4 甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2 酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0 三．酸碱中和滴定的误差分析 1．酸碱中和滴定误差产生的原因 （1）操作失误产生的误差 （2）药品误差（变质或混有杂质） （3）读数误差 2．误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 3．分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大 碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大 4．中和滴定误差分析常见问题 （1）仪器洗涤 在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。 （2）在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 （3）滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。试分析右图读数对滴定结果的影响。 ①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。 ②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。 1．（24-25高二上·北京·期中）室温下，对于醋酸溶液，下列判断不正确的是 A．该溶液中离子的数目为 B．加入少量固体后，溶液的升高 C．加入少量固体， D．与溶液反应的离子方程式为 【答案】A 【解析】A．醋酸是弱电解质，在水溶液中不能完全电离，故该溶液中离子的数目小于，A不正确； B．醋酸电离方程式为，加入固体，增加醋酸根离子浓度，平衡逆向移动，溶液的升高，B正确； C．醋酸部分电离产生醋酸根离子，根据物料守恒，则，C正确； D．醋酸酸性强于碳酸，故与碳酸氢钠溶液反应的离子方程式为，D正确； 故选A。 2．（24-25高二上·河北邯郸·期中）常温下，下列有关溶液pH的说法正确的是 A．用广泛pH试纸测得某无色溶液的pH为2.13 B．的NaOH溶液加水稀释100倍，其 C．将溶液加水稀释为 D．的溶液和的盐酸等体积混合，所得溶液的(忽略溶液体积变化) 【答案】C 【解析】A．广泛pH试纸测得的pH为整数，A错误； B．常温下，NaOH溶液的，稀释100倍仍显碱性，pH不可能，B错误； C．将溶液加水稀释为2L，则，则pOH=1，pH=13，C正确； D．常温下，将的氢氧化钡溶液和的盐酸等体积混合，和的物质的量相等，所以和恰好完全反应，溶液呈中性，，D错误； 故选C。 3．（24-25高二上·四川成都·阶段练习）在水溶液中，下列电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】A．KHCO3为强电解质，在水溶液中完全电离出钾离子和碳酸氢根离子，对应电离方程式为，A错误 B．Ba(OH)2为强电解质，在水溶液中完全电离出钡离子和氢氧根离子，对应电离方程式为，B正确； C．CH3COONH4为强电解质，在水溶液中完全电离出铵根离子和醋酸根离子，对应电离方程式为，C错误； D．H2CO3为二元弱酸，在水溶液在部分电离且分步电离，对应电离方程式为，D错误； 故答案为：B。 4．（24-25高二上·四川成都·阶段练习）已知25℃时有关弱电解质的电离平衡常数如下表： 弱电解质 电离平衡常数 ， 下列说法正确的是 A．等浓度和溶液，的更小 B．溶液与少量反应的离子反应方程式为 C．向的溶液中通入气体至，则的电离度为 D．结合的能力 【答案】C 【分析】弱酸的Ka越大，酸性越强，故酸性：。 【解析】A．酸性：，等浓度和溶液，的更小，A错误； B．酸性：，故溶液与少量反应的离子反应方程式为，B错误； C．pH=2，，则，HNO2的电离度约为，C正确； D．弱酸的酸性越弱，酸根离子结合H+能力越强，酸性：，结合的能力，D错误； 故选C。 5．（24-25高二上·北京·期中），的溶液，的溶液。下列说法正确的是 A．与均为弱酸，酸性： B．时，水电离出来的均为的两种酸，酸的浓度： C．时，均为3的两种溶液，加水稀释10倍后，溶液的 D．时，均为3的两种溶液各与等浓度的溶液完全反应，消耗溶液的体积： 【答案】C 【解析】A．25℃时，0.1mol/L 的一元强酸电离出c(H+)=0.1mol/L，pH=1，已知0.1mol/L 的CH3COOH溶液pH=3即c(H+)=10-3mol/L，0.1mol/L 的HCN溶液pH=4即c(H+)=10-4mol/L，说明醋酸和HCN都是弱酸，不能完全电离，且醋酸的酸性比HCN强，故A错误； B．醋酸和HCN溶液中氢离子浓度相同时，对水的电离的抑制作用相同，醋酸酸性比较HCN强，当其氢离子浓度相同时，酸的浓度：HCN＞CH3COOH，故B错误； C．加水稀释促进弱电解质的电离，醋酸的酸性比HCN强，所以25℃时，pH均为3的CH3COOH和HCN溶液，加水稀释10倍后，HCN电离出氢离子浓度大于CH3COOH，溶液的pH：HCN<CH3COOH，故C正确； D．醋酸的酸性比HCN强，pH均为3的CH3COOH与HCN溶液各100ml，HCN的物质的量比醋酸大，所以消耗NaOH溶液体积：CH3COOH＜HCN，故D错误； 故选：C。 6．（24-25高二上·江苏南京·期中）下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数。下列说法正确的是 CH3COOH HClO    A．向溶液加入少量溶液： B．反应的平衡常数 C．向溶液通入少量气体： D．中，结合质子能力最强的是 【答案】A 【分析】根据ka的大小，可以判断酸性的强弱为：CH3COOH>>HClO>。 【解析】A．因为酸性CH3COOH>，根据强酸制弱酸，加入少量CH3COOH，发生反应的离子方程式为：，A正确； B．反应的平衡常数，B错误； C．向溶液通入少量气体，次氯酸钠具有强氧化性，硫化氢具有强还原性，二者发生氧化还原反应，C错误； D．酸性越弱，对应的离子结合氢离子的能力越强，故结合质子能力最强的是，D错误； 答案选A。 7．（24-25高二上·河南信阳·期中）常温下，将醋酸溶液用蒸馏水稀释10倍。下列说法不正确的是 A．不变，溶液pH增大 B． C．的电离程度增大 D．增大 【答案】B 【分析】醋酸溶液中有，加水稀释，溶液中的离子浓度减小，但加水促进弱电解质的电离，增大，减小。 【解析】A．温度不变，则不变，而加水稀释，溶液中浓度减小，因此浓度增大，所以溶液pH增大，A正确； B．加水稀释促进电离，根据稀释定律可知，醋酸溶液用蒸馏水稀释10倍后溶液浓度变为，醋酸为弱电解质，部分电离，所以溶液中，B错误； C．加水稀释促进电离，所以电离程度增大，C正确； D．，加水稀释，减小，因此增大，D正确； 故选B。 8．（24-25高二上·湖南·期中）和时，水的电离平衡曲线如图所示。 下列说法正确的是 A．甲为时水的电离平衡曲线，且 B．时，的溶液中，由水电离出的 C．c点可表示下盐的溶液 D．水的离子积常数： 【答案】C 【分析】25°C时纯水中c(H+)= c(OH-)=10-7mol/L，KW= c(H+)×c(OH-)=10-14，由图可知乙曲线上b点对应的c(H+)= c(OH-)=10-7mol/L，KW= c(H+)×c(OH-)=10-14，说明乙曲线对应的温度为25°C，甲曲线上a点对应的c(H+)= c(OH-)=10-6mol/L，KW= c(H+)×c(OH-)=10-12>10-14，说明T对应的温度大于25°C； 【解析】A．由分析可知，甲为T°C时水的电离平衡曲线，T>25，A错误； B．时，KW=10-12，的溶液中，c(H+)=10-2mol/L，c(OH-)=10-10mol/L，由水电离出的，B错误； C．c点c(H+)< c(OH-)，溶液显碱性，可以强碱弱酸盐，C正确； D．b、c两点对应的温度相同，KW相同，D错误； 答案选C。 9．（24-25高二上·四川成都·阶段练习）下列有关仪器使用方法或实验操作正确的是 A．用试纸测定氯水溶液的 B．用强酸溶液滴定弱碱溶液，可以用甲基橙作指示剂 C．酸碱中和滴定实验中，装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用待测液润洗 D．在进行滴定操作中，眼睛应注视上端滴定管中液面变化 【答案】B 【解析】A．氯水含有的次氯酸具有漂白性，不能用试纸测定氯水溶液的，A错误； B．用强酸溶液滴定弱碱溶液，滴定终点时溶液呈酸性，可以用甲基橙作指示剂，B正确； C．酸碱中和滴定实验中锥形瓶不用待测液润洗，否则会消耗更多的标准液，C错误； D．在进行滴定操作中，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色变化，D错误； 故选B。 10．（24-25高二上·重庆·期中）下列说法正确的是 A．用酸式滴定管量取溶液 B．酸碱中和滴定时，锥形瓶要用待测液润洗 C．滴定时右手握持锥形瓶，边滴加振荡，眼睛注视滴定管中的液面变化 D．滴定接近终点时(最后半滴)，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁 【答案】D 【解析】A．滴定管允许读到0.01mL，用酸式滴定管量取溶液15.00mL，A错误； B．酸碱中和滴定时，锥形瓶不需要用待测液润洗，如果润洗了，会导致消耗标准液的体积变大，B错误； C．滴定时右手握持锥形瓶，边滴加振荡，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化，C错误； D．滴定接近终点时(最后半滴)，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁，用洗气瓶将液体冲下，防止滴过量，D正确； 故选D。 11．（24-25高二上·广西·阶段练习）常温下，将的两种酸溶液和的溶液各，分别加水稀释到，其变化与溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是 A．的酸性强于，且是强酸 B．等体积等的溶液和溶液稀释到，分别加入等浓度溶液至中性，溶液消耗的体积多 C．若，则稀释后三种溶液中水的电离程度： D．若稀释前和混合，溶液显碱性 【答案】C 【解析】A．由图可知，的两种酸溶液，各，分别加水稀释到后溶液的pH=5，增大3个单位，所以为强酸，溶液的值增大小于3个单位，的酸性强于，A正确； B．为强酸，为弱酸，等体积等的和溶液中，的物质的量远大于的物质的量，所以消耗的体积多，B正确； C．的溶液中，所以水电离的氢离子浓度，的溶液中，所以，的溶液中，所以稀释后溶液中水电离的氢离子浓度顺序为：，C错误； D．若，则是弱碱，将的溶液和的溶液各混合，则溶液过量，溶液呈碱性，D正确； 答案选C。 12．（24-25高二上·贵州·期中）已知，常温下，下列说法不正确的是 A．的氨水、溶液中，水电离产生的相同 B．的溶液与的氨水等体积混合，混合后溶液的小于7 C．的盐酸、醋酸溶液中， D．往的醋酸中加入的氨水至中性，消耗氨水体积约 【答案】B 【解析】A．pH=11的氨水、NaOH溶液中，氢离子浓度相同，对水电离的抑制程度相同，水电离产生的c(H+)相同，A正确； B．pH=3的盐酸中c(H+)=1×10 -3 mol/L，pH=11的氨水中c(OH-)=1×10 -3 mol/L，由于氨水为弱碱，则氨水过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，B错误； C．两溶液中氢离子浓度相等，根据水的离子积可知两溶液中氢氧根离子浓度也相等，根据电荷守恒，则c(Cl-)= c(CH3COO-)，C正确； D．由于醋酸和一水合氨的电离程度几乎相同，因此pH=3的醋酸和pH=11的氨水浓度几乎相同，则往10mLpH=3的醋酸中加入pH=11的氨水至中性，消耗氨水体积约10mL，D正确； 故选B。 13．（24-25高二上·贵州·期中）在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法一定错误的是 A．在a点溶液中通入气体，可实现a点向b点移动 B．a点和c点不一定均为纯水 C．d点的 D．25℃时，若a点为将的稀硝酸与的混合后所得的溶液，则 【答案】C 【解析】A．在a点溶液中通入气体可产生碳酸，碳酸电离显酸性，则氢离子浓度增加，温度不变，Kw不变，氢氧根浓度降低，可实现a点向b点移动，A正确； B．a点和c点中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，溶液显中性，但不一定是纯水，可能为中性的盐溶液，如氯化钠溶液，B正确； C．d与c点温度相同，水的电离是吸热过程，T℃时，水的离子积常数为，C错误； D．a点水的离子积常数为，a点溶液显中性，，故 ，，则D正确； 故选C。 14．（24-25高二上·北京·期中）常温下，将的盐酸与的溶液按一定比例混合，充分反应后溶液的，则混合时盐酸与溶液的体积比为 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】常温下，的盐酸中c(H+)=10-2mol/L，的溶液中c(OH-)=，充分反应后溶液的，则，，故答案选A。 15．（24-25高二上·北京·期中）有关水的电离平衡：，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入少量NaOH固体(忽略温度变化)，平衡向正反应方向移动，溶液中减少 B．滴加少量0.1mol/LHCI溶液，抑制水的电离，溶液中减少，Kw不变 C．加水，平衡向正反应方向移动，增大 D．加热，平衡向正向移动，Kw增大 【答案】D 【解析】A．加入少量NaOH固体，增大平衡逆向移动，减小，A错误； B．滴加少量0.1mol/LHCl溶液，抑制水的电离，溶液中增加，变小，Kw不变，B错误； C．水的浓度视为常数，加水，平衡不移动，不变，C错误； D．加热，弱电解质电离吸热，平衡向正向移动，Kw增大，D正确； 故选D。 16．（24-25高二上·江西·期中）现有下列物质：① Ba(OH)2② BaCO3③蔗糖④ Na2S ⑥镁条⑦盐酸 ⑧KOH溶液⑨ HClO，部分物质25℃时的电离平衡常数如下表： Ka1 Ka2 H2C2O4 5.9×10-2 6.4×10-5 HClO 4.0×10-8 —— 回答下列问题： （1）上述物质中是强电解质的有 (填序号，下同) ，能导电的有 。 （2）是二元弱酸，在水溶液中的电离方程式为 。 （3）已知25℃时， 溶质为HClO和NaClO的混合溶液中 则溶液中 ，将 的HClO 溶液加水稀释 10 倍后溶液中氢离子的数目 (填“增大”“减小”或“不变”，下同) ，氢离子的浓度 ， 的值 ， HClO的电离平衡常数 。 （4）25℃， 101kPa时用⑦和⑩的稀溶液发生中和反应生成 时，放出的热量 (填“>”、“<”或“=”) 57.3kJ， 理由是 。 【答案】（1）①②④ ⑥⑦⑧ （2） （3） 增大 减小 增大 不变 （4）< NH3·H2O为弱碱， 电离吸热 【解析】（1）强电解质是指在水中能够全部电离的电解质，单质和混合物不属于电解质，难溶于水的盐如碳酸钡是强电解质，故十种物质中属于强电解质的有：①②④。可导电的物质有电解质的水溶液或者熔融态的电解质以及金属单质、石墨等，故十种物质中可以导电的物质有：⑥⑦⑧； （2）草酸结构简式是HOOC-COOH，分子中含有两个羧基能够电离产生H+，具有酸的通性，草酸是二元弱酸，存在电离平衡，电离分步进行，其电离方程式为：； （3）已知25℃时， 溶质为HClO和NaClO的混合溶液中HClO的电离常数Ka ==4.0×10-8，溶液中 则可得溶液中 。将 的HClO溶液加水稀释 10 倍后，HClO的电离平衡正向移动，故溶液中氢离子的数目增大，但氢离子的浓度减小， =，Ka不变，减小，故=的值增大，温度不变， HClO的电离平衡常数不变。 （4）因为NH3·H2O是弱碱，电离时需吸收热量，25℃、 101kPa时用盐酸和稀氨水发生中和反应生成 时，放出的热量小于57.3kJ。 17．（24-25高二上·安徽·期中）回答下列问题： （1）现有常温下的溶液。 ①温度不变，加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是 (填字母，下同)。 ②若该溶液升高温度，下列表达式的数据增大的是 。 A．    B．         C． （2）(冰醋酸)做导电性实验，测得其电导率随加入的水量变化如图所示，比较a、b点的相关性质(填“>” “<”或“=”)： ①：a b ②：a b ③完全中和时消耗的物质的量：a b （3）25℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：    ①已知室温时，溶液的电离度约为1%，的电离平衡常数 ；室温下，体积均为、pH均为 2的与，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示，则的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”)的电离平衡常数。 ②氯气通入溶液中产生无色气体，该反应的离子方程式是 。 【答案】（1）A ABC （2）< > = （3） 小于 【解析】（1）①温度不变，加水稀释过程中，平衡向电离方向移动，CH3COOH溶液中c(H+)、c(CH3COO-)、c(CH3COOH)均减小，温度不变，水的离子积常数和醋酸电离常数不变， A．加水稀释过程中，溶液体积增大，因此减小，故A符合题意； B．醋酸电离常数K=，溶液中=，加水稀释过程中，K不变，c(CH3COO-)减小，则增大，故B不符合题意； C．加水稀释过程中，醋酸电离常数K=不变，故C不符合题意； 故答案为A； ②醋酸和水的电离过程为吸热过程，升高温度，电离平衡向电离方向移动，c(H+)、c(CH3COO-)增大，c(CH3COOH)减小，水的离子积常数和醋酸电离常数增大， A．电离是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离方向移动，c(H+)增大，故A符合题意； B．电离是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离方向移动，c(H+)增大，c(CH3COOH)减小，则增大，故B符合题意； C．电离是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离方向移动，醋酸电离常数K=增大，故C符合题意； 故答案为ABC。 （2）①醋酸为弱酸，加水稀释，平衡向电离方向移动，n(H+)增大，则a＜b； ②醋酸为弱酸，加水稀释，平衡向电离方向移动，但由于溶液体积增大，c(H+)为减小，则a＞b； ③溶液稀释前后溶质的物质的量不变，则完全中和时消耗NaOH的物质的量相等，则a=b。 （3）①室温时溶液的电离度约为1%，则c(H+)==0.001，c()c(H+)=0.001，c()c()0.1，Ka==； 由图可知，pH相同的与HX，在稀释过程中，的pH大于HX，说明HX的电离平衡常数小于的电离平衡常数。 ②电离常数越大，则对应酸的酸性越强，有，因此氯气通入溶液中产生的无色气体为二氧化碳，则该反应的离子方程式是：。 18．（24-25高二上·湖南长沙·期中）研究弱电解质的电离及盐的水解，有重要的实际意义。 （1）下列事实不能说明是弱电解质的是_________（填标号）。 A．相同温度下，浓度均为1mol/L的盐酸和醋酸的导电性对比：盐酸明显大于醋酸 B．1mo/L溶液能使紫色石蕊试液变蓝 C．25℃时，1mol/L溶液的约为2 D．10mL1mol/L的溶液恰好与10mL1mol/L溶液完全反应 （2）某些弱酸在25℃时的电离常数（）如表： 化学式 电离常数（） ， ①同浓度的、、溶液的最大的是 。 ②常温下0.1mol/L的溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定减小的是 （填字母序号，下同）： 若升高该溶液的温度，下列表达式的数据减小的是 。 A．    B．    C．    D． ③下列反应可以发生的是 。 A． B． C． D． （3）体积为10mL的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别pH加水稀释至1000mL。稀释过程pH变化如图：则HX的电离平衡常数 （填“大于”、"等于”或“小于”）醋酸的平衡常数。稀释后，HX溶液中由水电离出来的 （填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的溶液中有水电离出来的，理由 。 【答案】（1）D （2）HClO A D AB （3）大于 大于 HX酸性强于CH3COOH的，稀释后HX溶液中的c(H+)小于CH3COOH溶液中的c(H+)，所以其对水电离的抑制能力也较弱 【解析】（1）A．在同温同浓度条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸弱，说明溶液中离子浓度小，即电离程度小，盐酸中HCl是完全电离的，则说明部分电离，为弱电解质，A不符合题意； B．1mol/L的CH3COONa溶液能使紫色石蕊试液变蓝，说明CH3COO-水解显碱性，可以证明CH3COOH是弱电解质，B不符合题意； C．25℃时，1mol/L溶液CH3COOH，若CH3COOH完全电离，pH应为0，而现在pH约为2，说明CH3COOH部分电离，为弱电解质，C不符合题意； D．10mL1mol/L的CH3COOH溶液与10mL1mol/LNaOH溶液中，n(CH3COOH)=n(NaOH)==0.01mol，二者能恰好完全反应，只能说明CH3COOH为一元酸，不能说明CH3COOH是弱电解质，D符合题意； 故答案为：D； （2）①根据Ka的大小，电离平衡常数越大，酸性越强，判断酸性强弱，则酸性：，相同浓度下，酸性越强弱，pH越大； 故答案为：； ②A．加水稀释醋酸，因稀释则溶液中的氢离子浓度减小；升高温度，平衡正向进行，氢离子浓度增大； B．，加水稀释，醋酸根浓度减小，温度不变，Ka不变，则比值增大；升高温度，醋酸电离平衡正向进行，氢离子浓度增大，醋酸分子浓度减小，则比值增大； C．，Ka只受温度影响，加水稀释不变；温度升高，电离平衡正向进行，Ka增大，增大； D．加水稀释，溶液中氢离子浓度减小，则增大；温度升高，醋酸电离平衡正向进行，氢离子浓度增多，比值减小； 根据分析，溶液在加水稀释过程中，数据一定减小的是：A；升高该溶液的温度，表达式的数据减小：D； 故答案为：A；D； ③A．根据强酸制弱酸原理，Ka越大，说明弱酸的电离程度越大，酸性越强，，A正确； B．酸性：，根据强酸制弱酸原理，B正确； C．酸性：，根据强酸制弱酸原理，，C错误； D．酸性：，碳酸氢钠与HCN不反应，D错误； 故答案为：AB； （3）pH相同的两种酸，加入相同体积的水，酸性强的酸pH变化大，则酸性HX＞CH3COOH，酸性越强，酸的电离程度越大，Ka越大；HX酸性强于CH3COOH的，稀释后HX溶液中的c(H+)小于CH3COOH溶液中的c(H+)，所以其对水电离的抑制能力也较弱； 故答案为：大于；大于；HX酸性强于CH3COOH的，稀释后HX溶液中的c(H+)小于CH3COOH溶液中的c(H+)，所以其对水电离的抑制能力也较弱。 19．（24-25高二上·天津·期中）某标准中规定葡萄酒中的最大使用量为。某兴趣小组用图1装置(夹持装置略)收集某葡萄酒中的，并对其含量进行测定。 实验步骤如下： A．向B中加入葡萄酒和适量稀硫酸，加热，使全部逸出并与C中的完全反应，加热除去多余的，得到待测溶液并稀释至。 B．取待测溶液置于锥形瓶中，加入酚酞为指示剂，用标准溶液进行滴定。 C．数据处理： 滴定次数 待测溶液的体积/ 标准溶液的体积/ 滴定前刻度 滴定后刻度 消耗标准溶液体积 1 2 3 回答下列问题： （1）仪器A的名称为 。 （2）写出C中发生反应的离子方程式： 。 （3）标准溶液应盛装在2中的 (填“甲或“乙)滴定管中。滴定过程中，眼睛应注视 ；判断滴定达到终点的现象为 。 （4）根据表格中的数据计算该葡萄酒中含量为 。 （5）下列操作会导致实验结果偏低的是______(填字母)。 A．滴定管在装液前未用标准溶液润洗 B．滴定过程中，锥形瓶振荡得太剧烈，锥形瓶内有液滴溅出 C．达到滴定终点时，仰视读数 D．装标准溶液的滴定管尖嘴部分在滴定前没有气泡，滴定终点时发现气泡 【答案】（1）直形冷凝管 （2） （3）乙 锥形瓶内溶液颜色变化 当滴入最后半滴氢氧化钠标准液时，锥形瓶内溶液颜色由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色 （4）0.16 （5）BD 【分析】用酒精灯加热将葡萄酒中溶有的SO2蒸出，用吸收SO2发生，将转化为，加热除去多余的，得到待测溶液并稀释至，取待测溶液于锥形瓶中，加入酚酞为指示剂，用标准溶液进行滴定，根据表中数据计算出葡萄酒中的含量，并进行误差分析，据此回答。 【解析】（1）根据装置图，仪器A的名称为直形冷凝管； （2）C中的双氧水与蒸馏出的二氧化硫反应生成硫酸，反应的离子反应方程式； （3）由于NaOH会与磨口处玻璃中的二氧化硅反应，故NaOH标准溶液盛装在碱式滴定管中，选图2乙滴定管；滴定过程中，眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色变化；滴定过程中，溶液的pH逐渐升高，恰好反应时，溶液由无色变为浅红色，滴定终点的判断依据为：当滴入最后半滴NaOH标准溶液时，锥形瓶内溶液颜色由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色； （4）三次实验平均消耗氢氧化钠溶液的体积为7.50mL，根据，25.00mL待测液中SO2的物质的量为，葡萄酒中SO2含量为； （5）A．滴定管在装液前未用标准溶液润洗，造成标准液浓度降低，消耗标准液的体积增大，实验结果偏高， A不符合题意； B．滴定过程中，锥形瓶振荡得太剧烈，锥形瓶内有液滴溅出，硫酸物质的量偏少，消耗标准液体积偏小，实验结果偏低， B符合题意； C．达到滴定终点时，仰视读数，消耗标准液的体积增大，实验结果偏高， C不符合题意； D．装标准溶液的滴定管尖嘴部分在滴定前没有气泡，滴定终点时发现气泡，消耗标准液体积偏小，实验结果偏低， D符合题意； 故选BD。 ( 17 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题06 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性 考点01 弱电解质的电离平衡 考点02 水的电离 考点03 溶液的酸碱性与pH 考点04 酸碱中和滴定 ▉考点01 弱电解质的电离平衡 一．强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 （1）电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。 （2）非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，电解质的强弱与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 3．与离子化合物和共价化合物的关系 （1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 （2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．判断电解质强弱的依据 （1）区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 （2）电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 （3）在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 二．弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与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不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 （1）弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 （2）弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 （3）溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 （4）外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 3．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 （1）弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 （2）溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 2．电解质溶液中的守恒问题 （1）物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 （2）电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 三．影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外部因素： （1）以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 （2）由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 （3）电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 3．勒夏特列原理适用于电离平衡 （1）同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 （2）酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 （3）化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 四．电离平衡常数 1．电离平衡常数 （1）电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 （2）多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 4．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）判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 （3）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，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 五．电离度 1．电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% 2．电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，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。 3．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 ▉考点02 水的电离 一．水的电离 1．水的电离 （1）电离特点：水是一种极弱的电解质，存在微弱的电离。 （2）电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-，简写为：H2OH++OH-。 2．水的离子积常数： （1）水的电离平衡常数表达式为K= 。 （2）水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(OH-)。 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 （3）KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=1×10-14。 b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．有关水的离子积常数的计算 （1）常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14，则纯水中c(H＋)是1.0×10－7mol·L－1。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1。 （2）不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 2．Kw与温度的关系 常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸碱的稀溶液。 温度升高，Kw增大； 若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 二．影响水的电离的因素 1．改变条件对水的电离平衡的影响 在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表： 改变条件 电离平衡 移动方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw 升高温度 正向 增大 增大 <7 中性 增大 加入酸 逆向 增大 减小 <7 酸性 不变 加入碱 逆向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入活泼金属(如Na) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入CH3COONa(s) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入NH4Cl(s) 正向 增大 减小 <7 酸性 不变 2．水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律 （1）电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大，水仍呈中性。 （2）外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 （2）外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 （3）加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。 （4）加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。 （5）加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。 ▉考点03 溶液的酸碱性与pH 一．溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 c(OH－)=c(H＋) c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(OH－)<c(H＋) c(H＋)>1.0×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1 2．溶液的pH （1）定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(H+)。 （2）溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 （3）pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 3．溶液酸碱性的测定方法 （1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 （2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。 （3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 二．pH的计算 1．酸溶液稀释后的pH的计算 （1）25℃时，pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n。 （2）25℃时，若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近并小于7。 （3）25℃时，pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是2<pH<3。 2．碱溶液稀释后的pH的计算 （1） 25℃时，pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为10；若加水稀释10n倍，其pH为 11－n。 （2）25℃时，pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是(11－n)<pH<11；若无限稀释时，其pH接近并大于7。 3．酸、碱溶液混合后pH的计算方法 （1）强酸与强酸混合 先计算：c(H＋)混＝，然后再求pH。 25℃时，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为1.0×10－3mol·L－1，pH为3；若等体积混合后，溶液的pH为2.3。 （2） 强碱与强碱混合 先计算：c(OH－)混＝，再求c(H＋)混＝，最后求pH。 25℃时，将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为1.0×10－2mol·L－1，c(H＋)为1.0×10－12mol·L－1，pH为12。 （3） 强酸与强碱混合 ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。 ②若酸过量：先求c(H＋)余＝，再求pH。 ③若碱过量：先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。 25℃时，pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为11。 三．溶液吸收pH的变化 1．强酸或弱酸溶液的稀释问题 （1）对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(其中a＋n<7)； （2）对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a<pH<a＋n(其中a＋n<7)； （3）酸溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能大于7。如图Ⅰ所示。 2．强碱或弱碱溶液的稀释问题 （1）对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)； （2）对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n<pH<b(其中b－n>7)； （3）碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。 ▉考点04 酸碱中和滴定 一．酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 （1）利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。 （2）酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 （1） 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。 （2）滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。 3．滴定管的使用方法 （1）检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 （2）润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。 （3）装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。 （4）排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。 （5）调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 （6）滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。 （7）终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。 二．酸碱中和滴定曲线绘制和终点判断 1．中和滴定曲线的绘制 取0.100 0 mol·L－1的盐酸溶液20.00 mL，注入锥形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定。 （1）计算滴定过程中的pH变化，填写下表空格： V(NaOH) 0.00 18.00 19.80 19.96 19.98 20.00 20.02 20.04 20.20 22.00 40.00 pH 1.00 2.28 3.30 4.00 4.30 7.00 9.70 10.00 10.70 11.70 12.52 （2）根据上表数据绘制滴定曲线 （3）由上述滴定曲线可知，滴定终点前后，溶液的pH变化规律是：终点前后，pH产生突跃现象。 （4）达到终点的现象是溶液由无色变为红色。 2．pH突变与指示剂选择 （1）pH突变 强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。 （2）中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。 （3）指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4 甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2 酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0 三．酸碱中和滴定的误差分析 1．酸碱中和滴定误差产生的原因 （1）操作失误产生的误差 （2）药品误差（变质或混有杂质） （3）读数误差 2．误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 3．分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大 碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大 4．中和滴定误差分析常见问题 （1）仪器洗涤 在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。 （2）在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 （3）滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。试分析右图读数对滴定结果的影响。 ①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。 ②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。 1．（24-25高二上·北京·期中）室温下，对于醋酸溶液，下列判断不正确的是 A．该溶液中离子的数目为 B．加入少量固体后，溶液的升高 C．加入少量固体， D．与溶液反应的离子方程式为 2．（24-25高二上·河北邯郸·期中）常温下，下列有关溶液pH的说法正确的是 A．用广泛pH试纸测得某无色溶液的pH为2.13 B．的NaOH溶液加水稀释100倍，其 C．将溶液加水稀释为 D．的溶液和的盐酸等体积混合，所得溶液的(忽略溶液体积变化) 3．（24-25高二上·四川成都·阶段练习）在水溶液中，下列电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 4．（24-25高二上·四川成都·阶段练习）已知25℃时有关弱电解质的电离平衡常数如下表： 弱电解质 电离平衡常数 ， 下列说法正确的是 A．等浓度和溶液，的更小 B．溶液与少量反应的离子反应方程式为 C．向的溶液中通入气体至，则的电离度为 D．结合的能力 5．（24-25高二上·北京·期中），的溶液，的溶液。下列说法正确的是 A．与均为弱酸，酸性： B．时，水电离出来的均为的两种酸，酸的浓度： C．时，均为3的两种溶液，加水稀释10倍后，溶液的 D．时，均为3的两种溶液各与等浓度的溶液完全反应，消耗溶液的体积： 6．（24-25高二上·江苏南京·期中）下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数。下列说法正确的是 CH3COOH HClO    A．向溶液加入少量溶液： B．反应的平衡常数 C．向溶液通入少量气体： D．中，结合质子能力最强的是 7．（24-25高二上·河南信阳·期中）常温下，将醋酸溶液用蒸馏水稀释10倍。下列说法不正确的是 A．不变，溶液pH增大 B． C．的电离程度增大 D．增大 8．（24-25高二上·湖南·期中）和时，水的电离平衡曲线如图所示。 下列说法正确的是 A．甲为时水的电离平衡曲线，且 B．时，的溶液中，由水电离出的 C．c点可表示下盐的溶液 D．水的离子积常数： 9．（24-25高二上·四川成都·阶段练习）下列有关仪器使用方法或实验操作正确的是 A．用试纸测定氯水溶液的 B．用强酸溶液滴定弱碱溶液，可以用甲基橙作指示剂 C．酸碱中和滴定实验中，装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用待测液润洗 D．在进行滴定操作中，眼睛应注视上端滴定管中液面变化 10．（24-25高二上·重庆·期中）下列说法正确的是 A．用酸式滴定管量取溶液 B．酸碱中和滴定时，锥形瓶要用待测液润洗 C．滴定时右手握持锥形瓶，边滴加振荡，眼睛注视滴定管中的液面变化 D．滴定接近终点时(最后半滴)，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁 11．（24-25高二上·广西·阶段练习）常温下，将的两种酸溶液和的溶液各，分别加水稀释到，其变化与溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是 A．的酸性强于，且是强酸 B．等体积等的溶液和溶液稀释到，分别加入等浓度溶液至中性，溶液消耗的体积多 C．若，则稀释后三种溶液中水的电离程度： D．若稀释前和混合，溶液显碱性 12．（24-25高二上·贵州·期中）已知，常温下，下列说法不正确的是 A．的氨水、溶液中，水电离产生的相同 B．的溶液与的氨水等体积混合，混合后溶液的小于7 C．的盐酸、醋酸溶液中， D．往的醋酸中加入的氨水至中性，消耗氨水体积约 13．（24-25高二上·贵州·期中）在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法一定错误的是 A．在a点溶液中通入气体，可实现a点向b点移动 B．a点和c点不一定均为纯水 C．d点的 D．25℃时，若a点为将的稀硝酸与的混合后所得的溶液，则 14．（24-25高二上·北京·期中）常温下，将的盐酸与的溶液按一定比例混合，充分反应后溶液的，则混合时盐酸与溶液的体积比为 A． B． C． D． 15．（24-25高二上·北京·期中）有关水的电离平衡：，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入少量NaOH固体(忽略温度变化)，平衡向正反应方向移动，溶液中减少 B．滴加少量0.1mol/LHCI溶液，抑制水的电离，溶液中减少，Kw不变 C．加水，平衡向正反应方向移动，增大 D．加热，平衡向正向移动，Kw增大 16．（24-25高二上·江西·期中）现有下列物质：① Ba(OH)2② BaCO3③蔗糖④ Na2S ⑥镁条⑦盐酸 ⑧KOH溶液⑨ HClO，部分物质25℃时的电离平衡常数如下表： Ka1 Ka2 H2C2O4 5.9×10-2 6.4×10-5 HClO 4.0×10-8 —— 回答下列问题： （1）上述物质中是强电解质的有 (填序号，下同) ，能导电的有 。 （2）是二元弱酸，在水溶液中的电离方程式为 。 （3）已知25℃时， 溶质为HClO和NaClO的混合溶液中 则溶液中 ，将 的HClO 溶液加水稀释 10 倍后溶液中氢离子的数目 (填“增大”“减小”或“不变”，下同) ，氢离子的浓度 ， 的值 ， HClO的电离平衡常数 。 （4）25℃， 101kPa时用⑦和⑩的稀溶液发生中和反应生成 时，放出的热量 (填“>”、“<”或“=”) 57.3kJ， 理由是 。 17．（24-25高二上·安徽·期中）回答下列问题： （1）现有常温下的溶液。 ①温度不变，加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是 (填字母，下同)。 ②若该溶液升高温度，下列表达式的数据增大的是 。 A．    B．         C． （2）(冰醋酸)做导电性实验，测得其电导率随加入的水量变化如图所示，比较a、b点的相关性质(填“>” “<”或“=”)： ①：a b ②：a b ③完全中和时消耗的物质的量：a b （3）25℃时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：    ①已知室温时，溶液的电离度约为1%，的电离平衡常数 ；室温下，体积均为、pH均为 2的与，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示，则的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”)的电离平衡常数。 ②氯气通入溶液中产生无色气体，该反应的离子方程式是 。 18．（24-25高二上·湖南长沙·期中）研究弱电解质的电离及盐的水解，有重要的实际意义。 （1）下列事实不能说明是弱电解质的是_________（填标号）。 A．相同温度下，浓度均为1mol/L的盐酸和醋酸的导电性对比：盐酸明显大于醋酸 B．1mo/L溶液能使紫色石蕊试液变蓝 C．25℃时，1mol/L溶液的约为2 D．10mL1mol/L的溶液恰好与10mL1mol/L溶液完全反应 （2）某些弱酸在25℃时的电离常数（）如表： 化学式 电离常数（） ， ①同浓度的、、溶液的最大的是 。 ②常温下0.1mol/L的溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定减小的是 （填字母序号，下同）： 若升高该溶液的温度，下列表达式的数据减小的是 。 A．    B．    C．    D． ③下列反应可以发生的是 。 A． B． C． D． （3）体积为10mL的醋酸溶液与一元酸HX溶液分别pH加水稀释至1000mL。稀释过程pH变化如图：则HX的电离平衡常数 （填“大于”、"等于”或“小于”）醋酸的平衡常数。稀释后，HX溶液中由水电离出来的 （填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的溶液中有水电离出来的，理由 。 19．（24-25高二上·天津·期中）某标准中规定葡萄酒中的最大使用量为。某兴趣小组用图1装置(夹持装置略)收集某葡萄酒中的，并对其含量进行测定。 实验步骤如下： A．向B中加入葡萄酒和适量稀硫酸，加热，使全部逸出并与C中的完全反应，加热除去多余的，得到待测溶液并稀释至。 B．取待测溶液置于锥形瓶中，加入酚酞为指示剂，用标准溶液进行滴定。 C．数据处理： 滴定次数 待测溶液的体积/ 标准溶液的体积/ 滴定前刻度 滴定后刻度 消耗标准溶液体积 1 2 3 回答下列问题： （1）仪器A的名称为 。 （2）写出C中发生反应的离子方程式： 。 （3）标准溶液应盛装在2中的 (填“甲或“乙)滴定管中。滴定过程中，眼睛应注视 ；判断滴定达到终点的现象为 。 （4）根据表格中的数据计算该葡萄酒中含量为 。 （5）下列操作会导致实验结果偏低的是______(填字母)。 A．滴定管在装液前未用标准溶液润洗 B．滴定过程中，锥形瓶振荡得太剧烈，锥形瓶内有液滴溅出 C．达到滴定终点时，仰视读数 D．装标准溶液的滴定管尖嘴部分在滴定前没有气泡，滴定终点时发现气泡 ( 17 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$