第09讲 弱电解质的电离平衡（暑假预习讲义）新高二化学沪科版

第09讲 弱电解质的电离平衡 内容导航——预习四步曲 第一步：学 析教材 学知识：教材精讲精析、全方位预习 第二步：练 练习题 强方法：教材习题学解题、强化关键解题方法 练考点 会应用：核心考点精准练、快速掌握知识应用 第三步：记 串知识 识框架：思维导图助力掌握知识框架、学习目标复核内容掌握 第四步：测 过关测 稳提升：小试牛刀检测预习效果、查漏补缺快速提升 知识点一 弱电解质的电离平衡 【复习巩固】 一、电解质和非电解质 1．电解质和非电解质 电解质：在水溶液中或熔融状态下能产生 离子的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都 产生自由移动离子的化合物。 【易错提醒】 （1）电解质和非电解质都是化合物，单质（如Cu、Fe）和混合物（如稀硫酸、食盐水）既不是电解质，也不是非电解质。 （2）电解质必须是自身能直接电离成自由移动离子的化合物，某些化合物如CO2溶于水可导电，但其本身不是电解质，与水反应生成的H2CO3才是电解质。 2．强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能 电离的电解质 在水溶液中只能 电离的电解质 电解质在溶液 中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质 物质类别 ①强酸：如HCl等； ②强碱：如NaOH等 ③大部分盐：如NaCl等。 ①弱酸：如CH3COOH等； ②弱碱：如NH3·H2O等； ③水。 化合物类型 离子化合物和部分共价化合物 共价化合物 3．电离方程式的书写 （1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“ ”。 （2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“ 。 （3）多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）。 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次)。 二、弱电解质的电离平衡 1．弱电解质电离平衡的建立 ①开始时，v电离 ，而v结合为 。 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．弱电解质电离平衡状态 在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中 的速率和 的速率 ，电离过程就达到了平衡状态。 3．电离平衡状态的特征 ①逆——弱电解质的电离过程是 的。 ②等——平衡时， 的速率与 的速率相等。 ③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程 ，是 平衡。 ④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的 保持恒定。 ⑤变——外界条件改变时，平衡会 。 4．外界条件对电离平衡的影响（以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例） CH3COOH稀溶液 CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0 条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力 升高温度 加H2O 通HCl ↓ 加少量NaOH(s) ↑ 加少量CH3COONa (s) 加少量CH3COOH 知识点二 电离平衡常数 一、电离平衡常数 1．概念 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的 与溶液中未电离的分子的 之比是一个常数，用符号K表示。 2．表示方法 弱电解质 电离平衡 平衡常数表达式 一元弱酸 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 一元弱碱 NH3·H2ONH＋OH－ 多元弱酸 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由 电离决定。 由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值 ，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越 。 4．影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数 而增大。 5．电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF＞CH3COOH。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“ ”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝不变，稀释后c(CH3COO－) ，则＝ 。 【拓展内容】 电离度 概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质 与 的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号 表示。 数学表达式 α＝×100%或α＝×100%。 意义 (1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的 。 (2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度 。 影响因素 内因 弱电解质本身的性质 外因 温度：随温度升高而增大 浓度：同一弱电解质浓度越大电离度越小 教材习题01（P67） 1. 将0.1 mol·L—1醋酸加水稀释，下列说法正确的是（　　）。 （A） 溶液中H+和OH—浓度都减小 （B） 溶液中H+浓度增大 （C） 醋酸电离平衡向左移动 （D） 溶液的pH增大 解题方法 对酸碱溶液加水稀释对弱电解质电离平衡移动的影响要熟练掌握，加水稀释，酸性、碱性都会减弱，酸性溶液的pH增大，碱性溶液的pH减小。 【答案】 教材习题03（P67） 3. 除水分子和一水合氨分子以外，氨水中什么微粒的浓度最高？什么微粒 的浓度最低？为什么？ 解题方法 氨水电离溶液呈碱性，溶液中除水分子和一水合氨分子外，应该是氢氧根离子，最小的应该是氢离子。 【答案】 考点一 弱电解质的电离平衡 1．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是 选项 A B C D 强电解质 NaCl BaSO4 HNO3 盐酸 弱电解质 C2H5OH Fe(OH)3 NH3·H2O H2O 非电解质 蔗糖 Cl2 NH3 CH3COOH A．A B．B C．C D．D 2．能说明是弱电解质的事实是 A．溶液的导电性比盐酸弱 B．溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳 C．溶液用水稀释后，氢离子浓度下降 D．的溶液中，氢离子的浓度约为 3．醋酸溶液中存在电离平衡：。对于0.1mol/L的溶液，下列叙述错误的是 A．加水稀释后，溶液中的物质的量增大 B．加少量固体，平衡向左移动 C．加入少量冰醋酸，平衡向右移动，增大 D．加水稀释后，溶液中减小 4．下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 考点二 电离平衡常数 5．一定温度下，向0.1的溶液中加入晶体或加水稀释时，下列各量保持不变的是 A．溶液的pH B．的电离程度 C．溶液的导电能力 D． 6．稀氨水中存在下列平衡：。下列叙述不正确的是 A．将溶液微热，溶液中增大 B．保持温度不变，加水稀释，溶液中增大 C．保持温度不变，加入少量固体，平衡逆向移动 D．保持温度不变，通入少量，的电离平衡常数不变 7．已知：，取5mL饱和氯水进行实验，正确的是 A．加5mL水，增大 B．加少量NaCl固体，不变 C．加少量碳酸钙粉末，升高 D．加少量AgNO3溶液，溶液pH升高 8．已知：25℃时，。下列说法正确的是 A．将溶液稀释后，溶液中各粒子浓度减小 B．冰醋酸中逐滴加水，醋酸的电离程度先增大后减小 C．向溶液中加入一定量的盐酸，的电离常数减小 D．向溶液中加入少量的粉末，增大 知识导图记忆 知识目标复核 【学习目标】 1.在类比迁移中建构弱电解质的电离平衡、电离平衡常数等概念。 2.理解弱电解质电离平衡常数的意义，能运用化学平衡移动原理解决电离平衡移动的问题。 3.进一步树立平衡思想和定量意识，体会宏观与微观相联系的思维方式。 【学习重难点】 1. 弱电解质的电离平衡常数 2. 外界因素对电离平衡常数的影响 一、单选题 1．下表中物质的分类组合完全正确的是 选项 强电解质 弱电解质 A B HClO C D 溶液 A．A B．B C．C D．D 2．下列事实一定能说明亚硝酸（）是弱电解质的是 ①用溶液做导电性实验，灯泡很暗 ②常温下，溶液的 ③溶液与溶液恰好完全反应 ④常温下，溶液中存在的微粒有：、、、、 3．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．分别中和相等、体积相等的两溶液，所需的物质的量相同 B．相同浓度的两溶液，分别与固体反应后呈中性的溶液中（忽略溶液体积变化）： C．向醋酸溶液中加水稀释，所有离子浓度都减小 D．相等的盐酸和醋酸溶液中： 4．血浆中存在“缓冲”体系：。该体系可使人体血液pH保持在。下列说法正确的是 A．血浆中不存在 B．血液中浓度增大，会使上述平衡正向移动 C．人体血液碱中毒时，可注射溶液缓解 D．“缓冲”作用是指体系中增加少量强酸或强碱时，血浆的酸碱性不会出现较大幅度变化 5．二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是 A．升高温度后，Ka1、Ka2均增大 B．向H2X溶液中加入少量K2X固体，c(H+)减小 C．该温度下0.1 mol/L的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol/L D．向H2X溶液中加水稀释过程中，减小 6．一定温度下，向的溶液中加入晶体时，下列各量保持不变的是 A． B．的电离程度 C．溶液的导电能力 D．溶液的pH 7．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加蒸馏水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是 A．a、b、c三点溶液的H+浓度：a>b>c B．a、b、c三点的电离程度：c<a<b C．向c点溶液加水，变小，不变 D．a、b、c三点溶液用溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c<a<b 8．常温下，向pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液中分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．常温下，b、c两点对应的酸的电离常数 B．将常温下c、e两点对应的溶液升高至50℃， C．等浓度的三种钠盐溶液的pH：pH(NaA)>pH(NaB)>pH(NaC) D．等体积的b、d两点对应溶液消耗等浓度的NaOH溶液： 9．下列依据相关数据作出的推断中错误的是 A．相同温度下，根据Qc与K大小，可推断反应进行的方向 B．相同温度下，根据不同一元弱酸的Ka，可比较它们同浓度稀溶液的pH大小 C．依据该反应高温自发进行，可知该反应的∆H＞0 D．向溶液中加入少量水，溶液中减小 10．常温下，有关下列4种溶液的叙述中错误的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液 氢氧化钠溶液 氨水 盐酸 醋酸 pH 11 11 3 3 A．等体积的③、④溶液分别与足量镁反应，生成H2的量：④>③ B．在溶液③④中分别加入适量的醋酸钠固体，两种溶液的pH均增大 C．分别取1ml稀释至10ml，四种溶液的pH：①>②>④>③ D．将aL溶液③与bL溶液①混合后，若所得溶液的pH=4，则a：b=11：9 11．化合物HIn在水溶液中存在以下电离平衡： 故可用作酸碱指示剂。现有浓度为0.02 mol·L-1的下列各溶液：①盐酸　②石灰水　③NaCl溶液　④NaHSO4溶液 ⑤NaOH溶液　⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是 A．①④⑤ B．②⑤⑥ C．①④ D．②③⑥ 12．已知：常温下，。在水中的电离方程式为。下列有关溶液的叙述正确的是 A．加水稀释，不断减小 B．通入气体，的电离平衡向左移动，升高 C．稍微加热， D．用氢氟酸替代盐酸测得中和反应的偏大 二、填空题 13．电解质在水溶液中的行为影响了电解质溶液的性质。 (1)某温度下，0.1mol/L的NaOH溶液pH为11，其水的离子积Kw= 。 (2)常温下，用0.1mol/L的NaOH溶液滴定CH3COOH溶液过程中，下列数据变大的是 。 A．c(OH-) B． C．c(H+)∙c(OH-) D． (3)醋酸的电离常数ka=1.75×10-5 ，常温下，向0.1mol/L CH3COOH溶液中加入一定体积同浓度的CH3COONa溶液可制得缓冲溶液，使溶液呈中性，则该缓冲溶液中=   。 (4)已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：HCOOH：Ka=1.77×10-4，HCN：Ka=4.9×10-10，H2CO3：Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，酸根离子结合H+的能力： ，少量的CO2通入NaCN溶液中的离子反应方程式： 。 (5)常温下，分别取未知浓度的HA溶液和MOH溶液，加水稀释至原来体积的n倍。稀释过程中，两溶液的pH变化如图所示。 ①MOH为 碱 (填“强”或“弱”)，其判断依据： 。 ②X、Y、Z三点对应溶液中水的电离程度的大小关系是 (用等式或不等式表示)。 14．无论在化学世界里还是在日常生活中，酸是广泛存在而又非常重要的物质。回答下列问题。 (1)已知：25℃时，。常温下，将pH和体积均相同的和溶液分别稀释，溶液pH随加水体积的变化如图： ①曲线I代表 溶液（填“”或“”）。 ②a、b两点pH相同，其对应的溶液中，水的电离程度a b（填“>”、“<”或=”）。 ③向上述溶液和溶液分别滴加等浓度的NaOH溶液，当恰好中和时，消耗NaOH溶液体积分别为和，则 （填“>”、“<”或“=”）。 ④酸度（AG）也可表示溶液的酸碱性，。常温下，pH=2的硝酸溶液AG= 。 (2)亚磷酸是一种二元弱酸，工农业用途广泛。已知常温下溶液中含磷粒子的浓度之和为，溶液中含磷粒子的物质的量分数（）与溶液pH的关系如图所示。 ①写出亚磷酸的第一步电离方程式 。 ②随溶液pH的变化用曲线 表示（填“1”、“2”或“3”）。 ③反应的平衡常数 。（填具体数值） 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第09讲 弱电解质的电离平衡 内容导航——预习四步曲 第一步：学 析教材 学知识：教材精讲精析、全方位预习 第二步：练 练习题 强方法：教材习题学解题、强化关键解题方法 练考点 会应用：核心考点精准练、快速掌握知识应用 第三步：记 串知识 识框架：思维导图助力掌握知识框架、学习目标复核内容掌握 第四步：测 过关测 稳提升：小试牛刀检测预习效果、查漏补缺快速提升 知识点一 弱电解质的电离平衡 【复习巩固】 一、电解质和非电解质 1．电解质和非电解质 电解质：在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动离子的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能产生自由移动离子的化合物。 【易错提醒】 （1）电解质和非电解质都是化合物，单质（如Cu、Fe）和混合物（如稀硫酸、食盐水）既不是电解质，也不是非电解质。 （2）电解质必须是自身能直接电离成自由移动离子的化合物，某些化合物如CO2溶于水可导电，但其本身不是电解质，与水反应生成的H2CO3才是电解质。 2．强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电解质在溶液 中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 物质类别 ①强酸：如HCl等； ②强碱：如NaOH等 ③大部分盐：如NaCl等。 ①弱酸：如CH3COOH等； ②弱碱：如NH3·H2O等； ③水。 化合物类型 离子化合物和部分共价化合物 共价化合物 3．电离方程式的书写 （1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。 （2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“ ”。 （3）多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）。 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次)。 二、弱电解质的电离平衡 1．弱电解质电离平衡的建立 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．弱电解质电离平衡状态 在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，电离过程就达到了平衡状态。 3．电离平衡状态的特征 ①逆——弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等——平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。 ③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程仍在进行，是动态平衡。 ④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的浓度保持恒定。 ⑤变——外界条件改变时，平衡会发生移动。 4．外界条件对电离平衡的影响（以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例） CH3COOH稀溶液 CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0 条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力 升高温度 → ↑ ↑ ↑ ↑ 加H2O → ↓ ↑ ↑ ↓ 通HCl ← ↑ ↑ ↓ ↑ 加少量NaOH(s) → ↓ ↓ ↑ ↑ 加少量CH3COONa (s) ← ↓ ↓ ↓ ↑ 加少量CH3COOH → ↑ ↑ ↓ ↑ 知识点二 电离平衡常数 一、电离平衡常数 1．概念 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂之积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，用符号K表示。 2．表示方法 弱电解质 电离平衡 平衡常数表达式 一元弱酸 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 一元弱碱 NH3·H2ONH＋OH－ 多元弱酸 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本身性质所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 5．电离常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF＞CH3COOH。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝不变，稀释后c(CH3COO－)减小，则＝增大。 【拓展内容】 电离度 概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。 数学表达式 α＝×100%或α＝×100%。 意义 (1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。 (2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。 影响因素 内因 弱电解质本身的性质 外因 温度：随温度升高而增大 浓度：同一弱电解质浓度越大电离度越小 教材习题01（P67） 1. 将0.1 mol·L—1醋酸加水稀释，下列说法正确的是（　　）。 （A） 溶液中H+和OH—浓度都减小 （B） 溶液中H+浓度增大 （C） 醋酸电离平衡向左移动 （D） 溶液的pH增大 解题方法 对酸碱溶液加水稀释对弱电解质电离平衡移动的影响要熟练掌握，加水稀释，酸性、碱性都会减弱，酸性溶液的pH增大，碱性溶液的pH减小。 【答案】D 教材习题03（P67） 3. 除水分子和一水合氨分子以外，氨水中什么微粒的浓度最高？什么微粒 的浓度最低？为什么？ 解题方法 氨水电离溶液呈碱性，溶液中除水分子和一水合氨分子外，应该是氢氧根离子，最小的应该是氢离子。 【答案】浓度最高是氢氧根离子，浓度最小的是氢离子。 考点一 弱电解质的电离平衡 1．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是 选项 A B C D 强电解质 NaCl BaSO4 HNO3 盐酸 弱电解质 C2H5OH Fe(OH)3 NH3·H2O H2O 非电解质 蔗糖 Cl2 NH3 CH3COOH A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解析】A．NaCl在水溶液中或熔融状态下能完全电离，属于强电解质，C2H5OH和蔗糖在水溶液和熔融状态下均不能导电，属于非电解质，A错误； B．BaSO4溶于水的部分能够完全电离，属于强电解质，Fe(OH)3是弱碱，属于弱电解质，Cl2是单质，不是非电解质，B错误； C．HNO3是强酸，属于强电解质，NH3·H2O是弱碱，属于弱电解质，NH3自身在水溶液中不能发生电离、其在熔融状态下不能导电，属于非电解质，C正确； D．盐酸是混合物，不属于强电解质，H2O是弱电解质，CH3COOH属于弱酸，属于弱电解质，D错误； 故选C。 2．能说明是弱电解质的事实是 A．溶液的导电性比盐酸弱 B．溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳 C．溶液用水稀释后，氢离子浓度下降 D．的溶液中，氢离子的浓度约为 【答案】D 【解析】A．CH3COOH与盐酸溶液的浓度未知，溶液的导电能力与溶液中离子浓度有关，A不符合题意； B．醋酸溶液和碳酸钙反应生成二氧化碳，说明醋酸的酸性比碳酸强，但不能说明醋酸是弱电解质，B不符合题意； C．无论醋酸是强电解质还是弱电解质，稀释醋酸溶液，氢离子浓度都降低，所以不能说明醋酸是弱电解质，C不符合题意； D．的溶液中，氢离子浓度约为，说明醋酸只有部分发生电离，在其溶液中存在电离平衡，能说明醋酸是弱电解质，D符合题意； 故答案选D。 3．醋酸溶液中存在电离平衡：。对于0.1mol/L的溶液，下列叙述错误的是 A．加水稀释后，溶液中的物质的量增大 B．加少量固体，平衡向左移动 C．加入少量冰醋酸，平衡向右移动，增大 D．加水稀释后，溶液中减小 【答案】D 【解析】A．加水稀释，平衡正向移动，溶液中的物质的量增大，A正确； B．加入少量CH3COONa固体，由于c(CH3COO-)增大，电离平衡向左移动，B正确； C．加入少量冰醋酸，平衡向右移动，增大，C正确； D．加水稀释，平衡正向移动，醋酸电离氢离子个数增多，但溶液体积增大的幅度大于氢离子物质的量增加的幅度，c(H＋)减小，c(OH-)增大，D错误； 故选D。 4．下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．碳酸是弱酸，其电离是分步进行的，电离方程式为：，，A项错误； B．盐酸是强酸，HCl完全电离，电离方程式为：，B项错误； C．醋酸是弱电解质，部分电离，电离方程式为：，C项正确； D．碳酸氢钠是强电解质，完全电离，电离方程式为：，D项错误； 故选C。 考点二 电离平衡常数 5．一定温度下，向0.1的溶液中加入晶体或加水稀释时，下列各量保持不变的是 A．溶液的pH B．的电离程度 C．溶液的导电能力 D． 【答案】D 【解析】A．向0.1mol/L CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，醋酸根离子浓度增大，醋酸电离平衡逆向移动，氢离子浓度减小，溶液的pH增大，故A错误； B．CH3COONa抑制CH3COOH电离，加入醋酸钠晶体，CH3COOH的电离程度减小，故B错误； C．CH3COONa是强电解质，加入CH3COONa，离子浓度增大，溶液的导电能力增强，故C错误； D．醋酸的电离平衡常数，电离常数只受温度影响，温度不变，Ka不变，只与温度有关，温度不变，不变，故D正确； 故答案为D。 6．稀氨水中存在下列平衡：。下列叙述不正确的是 A．将溶液微热，溶液中增大 B．保持温度不变，加水稀释，溶液中增大 C．保持温度不变，加入少量固体，平衡逆向移动 D．保持温度不变，通入少量，的电离平衡常数不变 【答案】B 【解析】A．微热时，的电离平衡正向移动，溶液的体积变化忽略不计，则溶液中的增大，A正确。 B．恒温加水稀释时，的电离平衡正向移动，但溶液的体积变大，溶液中减小，B错误。 C．恒温加入少量固体，增大，平衡逆向移动，C正确。 D．温度不变，的电离常数不变，D正确。 故选B。 7．已知：，取5mL饱和氯水进行实验，正确的是 A．加5mL水，增大 B．加少量NaCl固体，不变 C．加少量碳酸钙粉末，升高 D．加少量AgNO3溶液，溶液pH升高 【答案】C 【解析】A．加入5mL水，化学平衡右移，溶液中的氢离子的物质的量增大，但由于溶液体积增大，故减小，A错误； B．加入少量的氯化钠固体，增大，导致平衡左移，则减小，B错误； C．加少量碳酸钙粉末，和H+反应，导致减小，平衡右移，c(HClO)升高，C正确；   D．加少量AgNO3溶液，和氯离子生成氯化银沉淀，导致氯离子浓度减小，平衡右移，溶液酸性增强，pH减小，D错误； 故选C。 8．已知：25℃时，。下列说法正确的是 A．将溶液稀释后，溶液中各粒子浓度减小 B．冰醋酸中逐滴加水，醋酸的电离程度先增大后减小 C．向溶液中加入一定量的盐酸，的电离常数减小 D．向溶液中加入少量的粉末，增大 【答案】D 【解析】A．溶液稀释后，溶液酸性减弱，c(OH-)增大，故A错误； B．根据越稀越电离，冰醋酸中逐滴加水，醋酸的电离程度始终增大，故B错误； C．电离常数只受温度影响，温度不变，电离常数不变，故C错误； D．溶液中加入少量的粉末，增大，使得醋酸的电离平衡逆向移动，增大，故D正确； 故选：D。 知识导图记忆 知识目标复核 【学习目标】 1.在类比迁移中建构弱电解质的电离平衡、电离平衡常数等概念。 2.理解弱电解质电离平衡常数的意义，能运用化学平衡移动原理解决电离平衡移动的问题。 3.进一步树立平衡思想和定量意识，体会宏观与微观相联系的思维方式。 【学习重难点】 1. 弱电解质的电离平衡常数 2. 外界因素对电离平衡常数的影响 一、单选题 1．下表中物质的分类组合完全正确的是 选项 强电解质 弱电解质 A B HClO C D 溶液 A．A B．B C．C D．D 【答案】B 【解析】A．NH3是非电解质，不是弱电解质，A错误； B．NH4Cl属于强电解质，HClO是弱酸，属于弱电解质，B正确； C．H2O是弱电解质，C错误； D．H2SO4溶液是混合物，不是强电解质，D错误； 答案选B。 2．下列事实一定能说明亚硝酸（）是弱电解质的是 ①用溶液做导电性实验，灯泡很暗 ②常温下，溶液的 ③溶液与溶液恰好完全反应 ④常温下，溶液中存在的微粒有：、、、、 A．①④ B．①③ C．②③ D．②④ 【答案】D 【解析】①用浓度很稀的溶液做导电性实验，灯泡很暗，不能说明HNO2是弱电解质，①不符合题意； ②常温下，若HNO2是强电解质，应该完全电离，溶液的pH应该等于1，现在，说明HNO2是部分电离，属于弱电解质，②符合题意； ③NaOH是一元碱，溶液与溶液恰好完全反应说明HNO2是一元酸，不能说明是弱电解质，③不符合题意； ④常温下，溶液中存在的微粒有：、、、，说明HNO2的溶液中存在电解质分子和离子，属于部分电离，是弱电解质，④符合题意； 答案选D。 3．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．分别中和相等、体积相等的两溶液，所需的物质的量相同 B．相同浓度的两溶液，分别与固体反应后呈中性的溶液中（忽略溶液体积变化）： C．向醋酸溶液中加水稀释，所有离子浓度都减小 D．相等的盐酸和醋酸溶液中： 【答案】B 【解析】A．醋酸为弱酸、盐酸为强酸，相等、体积相等的两溶液，醋酸的浓度大于盐酸，则醋酸所需的物质的量更大，A错误； B．醋酸恰好和氢氧化钠反应生成醋酸钠，溶液中醋酸根离子水解溶液显碱性，中性溶液中醋酸应该稍微过量，即向醋酸溶液中加入的氢氧化钠的物质的量小，由两溶液中分别存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)和c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)可知，，B正确； C．向醋酸溶液中加水稀释，醋酸浓度减小，氢离子浓度减小，Kw为定值，则氢氧根离子浓度增大，C错误； D．相等的盐酸和醋酸溶液中氢离子、氢氧根离子浓度相同，结合电荷守恒：，D错误； 故选B 。 4．血浆中存在“缓冲”体系：。该体系可使人体血液pH保持在。下列说法正确的是 A．血浆中不存在 B．血液中浓度增大，会使上述平衡正向移动 C．人体血液碱中毒时，可注射溶液缓解 D．“缓冲”作用是指体系中增加少量强酸或强碱时，血浆的酸碱性不会出现较大幅度变化 【答案】D 【解析】A．该体系中碳酸氢根离子能够电离产生碳酸根，则一定存在，A错误； B．血液中CO2浓度增大，导致平衡向生成碳酸的方向移动，即使上述平衡向逆反应方向移动，B错误； C．NaHCO3溶液显碱性，能中和酸，则人体血液碱中毒时，注射NaHCO3溶液不能缓解，C错误； D． “缓冲”体系可与酸或碱反应，则“缓冲”作用是指体系中增加少量强酸或强碱时，pH不会出现较大幅度变化，D正确； 故选：D。 5．二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数Ka1=2.5×10-4、Ka2=2×10-8。下列说法错误的是 A．升高温度后，Ka1、Ka2均增大 B．向H2X溶液中加入少量K2X固体，c(H+)减小 C．该温度下0.1 mol/L的H2X溶液中c(H+)≈5×10-3 mol/L D．向H2X溶液中加水稀释过程中，减小 【答案】D 【解析】A．二元弱酸的电离过程是吸热过程，温度升高，平衡正向移动，、均增大，A项正确； B．二元弱酸存在两步电离：、，加入 固体（引入 ），抑制第二步电离 ，减少 的生成，虽然 主要来自第一步电离，但第一步电离也会因 浓度增加而部分被抑制，最终 减小，B项正确； C．对于 的 ，第一步电离主导（），设 ，则：，因、，则：，故，C项正确； D．，加水稀释过程中，减小，故增大，D项错误； 故选D。 6．一定温度下，向的溶液中加入晶体时，下列各量保持不变的是 A． B．的电离程度 C．溶液的导电能力 D．溶液的pH 【答案】A 【解析】A．一定温度下，向的溶液中加入晶体时，=是定值，保持不变，A选； B．一定温度下，向的溶液中加入晶体时，浓度增大，的电离平衡：逆向移动，电离程度减小，B不选； C．一定温度下，向的溶液中加入晶体时，浓度增大，溶液中带电离子的浓度增大，溶液的导电能力增强，C不选； D．一定温度下，向的溶液中加入晶体时，浓度增大，的电离平衡：逆向移动，浓度减小，溶液的pH增大，D不选； 故选A。 7．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加蒸馏水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是 A．a、b、c三点溶液的H+浓度：a>b>c B．a、b、c三点的电离程度：c<a<b C．向c点溶液加水，变小，不变 D．a、b、c三点溶液用溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c<a<b 【答案】C 【解析】A．由图可知，溶液中导电能力大小顺序为b>a>c，溶液中氢离子浓度大小顺序为b>a>c，故A错误； B．醋酸溶液加水稀释时，溶液的浓度减小，电离程度增大，由图可知，a、b、c三点醋酸的浓度依次减小，则a、b、c三点醋酸的电离程度大小顺序为a<b<c，故B错误； C．由电离常数可知，溶液中=，向c点溶液加水稀释时，醋酸的电离常数Ka不变，溶液中醋酸根离子浓度减小，则和的值减小；溶液中=，由分析可知醋酸溶液加水稀释时，醋酸的电离常数、水的离子积常数不变，则的值不变，故C正确； D．由稀释定律可知，醋酸溶液加水稀释时，溶液中醋酸的物质的量不变，中和能力不变，所以a、b、c三点溶液用等浓度的氢氧化钠溶液中和时，消耗氢氧化钠溶液的体积相同，故D错误； 故选：C。 8．常温下，向pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液中分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．常温下，b、c两点对应的酸的电离常数 B．将常温下c、e两点对应的溶液升高至50℃， C．等浓度的三种钠盐溶液的pH：pH(NaA)>pH(NaB)>pH(NaC) D．等体积的b、d两点对应溶液消耗等浓度的NaOH溶液： 【答案】D 【分析】弱酸加水稀释，根据“越弱越电离”，若稀释相同倍数，酸性越弱pH变化越小，根据图像，稀释1000倍，HA的pH增大3、HB的pH增大2、HC的pH增大1，则HA是强酸；HB、HC是弱酸，且酸性HB>HC。 【解析】A. 常温下，酸性HB>HC，所以b、c两点对应的酸的电离常数，故A错误； B. c、e两点pH相等，根据电荷守恒，则c(A-)=c(B-)；HA是强酸，升高温度，A-的浓度不变，HB是弱酸，升高温度，电离平衡正向移动，B-的浓度增大，将常温下c、e两点对应的溶液升高至50℃，，故B错误； C. HA是强酸；HB、HC是弱酸，且酸性HB>HC，根据“越弱越水解”，等浓度的三种钠盐溶液的pH：pH(NaA)<pH(NaB)<pH(NaC)，故C错误； D. b点溶液中HC的浓度是d点的100倍，等体积的b、d两点对应溶液，b点HC的物质的量是d点的100倍，所以b点消耗氢氧化钠的物质的量是d点的100倍，则消耗等浓度的NaOH溶液，故D正确； 选D。 9．下列依据相关数据作出的推断中错误的是 A．相同温度下，根据Qc与K大小，可推断反应进行的方向 B．相同温度下，根据不同一元弱酸的Ka，可比较它们同浓度稀溶液的pH大小 C．依据该反应高温自发进行，可知该反应的∆H＞0 D．向溶液中加入少量水，溶液中减小 【答案】D 【解析】A．相同温度下，比较Qc与K的大小，可推断反应进行的方向，若Qc＞K，平衡逆向移动，若Qc＜K，平衡正向移动，若Qc=K，平衡不移动，A正确； B．相同温度下，一元弱酸的Ka越大，相同浓度时电离程度越大，该稀溶液的pH越小，B正确； C．反应的∆S＞0，高温自发进行，则可知该反应的∆H＞0，C正确； D．弱酸的电离平衡常数只受温度变化的影响，向溶液中加入少量水，虽然微粒浓度减小，但溶液中不变，D错误； 故选D。 10．常温下，有关下列4种溶液的叙述中错误的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液 氢氧化钠溶液 氨水 盐酸 醋酸 pH 11 11 3 3 A．等体积的③、④溶液分别与足量镁反应，生成H2的量：④>③ B．在溶液③④中分别加入适量的醋酸钠固体，两种溶液的pH均增大 C．分别取1ml稀释至10ml，四种溶液的pH：①>②>④>③ D．将aL溶液③与bL溶液①混合后，若所得溶液的pH=4，则a：b=11：9 【答案】C 【解析】A．醋酸为弱酸、盐酸为强酸，常温下等pH的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量浓度更大，等体积的③、④溶液分别与足量镁反应，生成H2的量醋酸更多，即：④>③，故A正确； B．pH=3的盐酸中加入醋酸钠固体，CH3COO-结合H+生成CH3COOH，溶液中H+浓度减小，溶液的pH增大，pH=3的醋酸中加入醋酸钠固体，电离平衡逆向移动，溶液中H+浓度减小，溶液的pH增大，故B正确； C．分别取1mL稀释至10mL，促进弱电解质电离，则弱电解质pH变化小于强电解质，但是稀释后酸的pH都增大、碱的pH都减小，所以稀释后溶液的pH大小为：②>①>③>④，故C错误； D．pH=11的氢氧化钠溶液中c(OH-)==10-3mol/L，pH=3的盐酸中c(H+)=10-3mol/L，将aL溶液③与bL溶液①混合后，若所得溶液的pH=4，c(H+)= =10-4mol/L，解得a：b=11：9，故D正确； 故选C。 11．化合物HIn在水溶液中存在以下电离平衡： 故可用作酸碱指示剂。现有浓度为0.02 mol·L-1的下列各溶液：①盐酸　②石灰水　③NaCl溶液　④NaHSO4溶液 ⑤NaOH溶液　⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是 A．①④⑤ B．②⑤⑥ C．①④ D．②③⑥ 【答案】C 【解析】① 盐酸电离出H+，H+的浓度增大，平衡左移，可使指示剂显红色； ② 石灰水电离出OH-消耗H+，H+的浓度减小，平衡右移，指示剂显黄色； ③ NaCl 溶液呈中性，指示剂通常不呈红色； ④电离出H+，H+的浓度增大，平衡左移，可使指示剂显红色； ⑤ NaOH 电离出OH-消耗H+，H+的浓度减小，平衡右移，指示剂显黄色； ⑥ NH3·H2O (氨水) 电离出OH-消耗H+，H+的浓度减小，平衡右移，指示剂显黄色； 综上，只有①(盐酸)和④(溶液)能使指示剂显红色，故选 C； 12．已知：常温下，。在水中的电离方程式为。下列有关溶液的叙述正确的是 A．加水稀释，不断减小 B．通入气体，的电离平衡向左移动，升高 C．稍微加热， D．用氢氟酸替代盐酸测得中和反应的偏大 【答案】A 【解析】A．在水中的电离方程式为，加水稀释，溶液中c(H+)减小，电离平衡常数Ka= 不变，则不断减小，A正确； B．通入气体，溶液中c(H+)增大，的电离平衡向左移动，达到新的平衡后，c(H+)相比通入HCl气体前仍然增大，则降低，B错误； C．在水中的电离方程式为，为放热反应，稍微加热，平衡逆向移动，电离平衡常数Ka减小，则Ka=，C错误； D．HF为弱酸，电离过程中放热，总放热更多，用氢氟酸替代盐酸测得中和反应的偏小，D错误； 故选A。 二、填空题 13．电解质在水溶液中的行为影响了电解质溶液的性质。 (1)某温度下，0.1mol/L的NaOH溶液pH为11，其水的离子积Kw= 。 (2)常温下，用0.1mol/L的NaOH溶液滴定CH3COOH溶液过程中，下列数据变大的是 。 A．c(OH-) B． C．c(H+)∙c(OH-) D． (3)醋酸的电离常数ka=1.75×10-5 ，常温下，向0.1mol/L CH3COOH溶液中加入一定体积同浓度的CH3COONa溶液可制得缓冲溶液，使溶液呈中性，则该缓冲溶液中=   。 (4)已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：HCOOH：Ka=1.77×10-4，HCN：Ka=4.9×10-10，H2CO3：Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，酸根离子结合H+的能力： ，少量的CO2通入NaCN溶液中的离子反应方程式： 。 (5)常温下，分别取未知浓度的HA溶液和MOH溶液，加水稀释至原来体积的n倍。稀释过程中，两溶液的pH变化如图所示。 ①MOH为 碱 (填“强”或“弱”)，其判断依据： 。 ②X、Y、Z三点对应溶液中水的电离程度的大小关系是 (用等式或不等式表示)。 【答案】(1)1×10-12 (2)AD (3)175 (4) CO > CN-> HCO >HCOO- CO2+CN-+H2O=HCN+HCO (5) 弱 弱碱稀释10n倍，pH变化小于n个单位 X=Z>Y 【解析】（1）0.1mol/L的NaOH溶液c(OH-)=0.1mol/L，pH为11，c(H+)=10-11mol/L，水的离子积Kw=c(H+)×c(OH-)=0.1×10-11=1×10-12； （2）A、用0.1mol/L的NaOH溶液滴定CH3COOH溶液过程中，溶液碱性增强，c(OH-)增大，A正确； B、Ka=不变，0.1mol/L的NaOH溶液滴定CH3COOH溶液过程中，CH3COO-浓度变大，变小，B错误； C、温度不变，Kw= c(H+)∙c(OH-)不变，C错误； D、用0.1mol/L的NaOH溶液滴定CH3COOH溶液过程中，溶液碱性增强，c(OH-)增大，c(H+)减小，增大，D正确； 答案选AD； （3）Ka==1.75×10-5，溶液呈中性时，c(H+)=10-7mol/L，=175； （4）电离常数越大，酸性越强，酸根结合H+能力越弱，酸根结合氢离子的能力为： > CN-> >HCOO-； 根据酸性H2CO3>HCN>，少量的CO2通入NaCN溶液中的离子反应方程式：CO2+CN-+H2O=HCN+； （5）①由图可知，HA稀释10倍，pH增加1，HA为强酸，MOH每稀释10倍，pH减小量小于1，说明MOH为弱碱，判断依据为：弱碱稀释10n倍，pH变化小于n个单位； ②酸碱抑制水的电离，酸性或碱性越强，对水的电离抑制程度越大，X点pH=5，c(H+)=10-5mol/L，Z点pH=9，c(OH-)=10-5mol/L，二者对水电离抑制程度相同，Y点pH=4，c(H+)=10-4mol/L，酸性强，对水的电离抑制程度大，故水电离程度大小关系为：X=Z>Y。 14．无论在化学世界里还是在日常生活中，酸是广泛存在而又非常重要的物质。回答下列问题。 (1)已知：25℃时，。常温下，将pH和体积均相同的和溶液分别稀释，溶液pH随加水体积的变化如图： ①曲线I代表 溶液（填“”或“”）。 ②a、b两点pH相同，其对应的溶液中，水的电离程度a b（填“>”、“<”或=”）。 ③向上述溶液和溶液分别滴加等浓度的NaOH溶液，当恰好中和时，消耗NaOH溶液体积分别为和，则 （填“>”、“<”或“=”）。 ④酸度（AG）也可表示溶液的酸碱性，。常温下，pH=2的硝酸溶液AG= 。 (2)亚磷酸是一种二元弱酸，工农业用途广泛。已知常温下溶液中含磷粒子的浓度之和为，溶液中含磷粒子的物质的量分数（）与溶液pH的关系如图所示。 ①写出亚磷酸的第一步电离方程式 。 ②随溶液pH的变化用曲线 表示（填“1”、“2”或“3”）。 ③反应的平衡常数 。（填具体数值） 【答案】(1) = < 10 (2) 3 【解析】（1）①醋酸为弱酸，稀释时还会不断电离，所以pH变化较慢，则曲线Ⅰ代表HNO3溶液； ②酸对水的电离平衡起抑制作用，酸性越强，水的电离程度越小，图中pH为a=b，故酸性一样，水的电离程度一样； ③pH和体积均相同的CH3COOH溶液和HNO3溶液，HNO3酸性强于CH3COOH，CH3COOH的浓度大于HNO3的浓度，若向上述CH3COOH和HNO3溶液中分别滴加等浓度的NaOH溶液，恰好中和时消耗NaOH溶液体积分别为V1和V2，由于酸的体积相等，浓度越大，酸的物质的量越大，消耗NaOH的体积就越大，故V1＜V2； ④常温下，pH=2的硝酸溶液中c(OH-)==10-12，AG=lg=10； （2）①亚磷酸H3PO3是二元弱酸，第一步电离方程式为； ②H3PO3是二元弱酸，随着NaOH溶液的加入，溶液中c(H3PO3)逐渐减小、c(H2)先增大后减小、c()逐渐增大，即随着pH的增大，δ(H3PO3)逐渐减小、δ(H2)先增大后减小、δ()逐渐增大，则曲线δ1、δ2、δ3分别表示H3PO3、H2、的物质的量分数，随溶液pH的变化用曲线3表示； ③由图可知，pH=1.43时c(H2)=c(H3PO3)，此时H3PO3的电离平衡常数Ka1=×c(H+)=c(H+)=10-1.43，Ka2=10-6.54，的平衡常数K=====105.11。 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $$