第9单元 第1讲 电离平衡-【金版教程】2026年高考化学一轮复习解决方案课件PPT（不定项版）

0 第九单元　水溶液中的 离子反应与平衡 第1讲　电离平衡 1.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。2.了解电离平衡常数的含义。3.掌握电离平衡的特征及影响弱电解质电离平衡的因素。4.能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。5.知道电离平衡常数的概念、表达式、影响因素及应用等。 2 考点一 01 课时作业 05 目录 CONTENTS 考点二 02 高考真题演练 04 核心素养 03 考点一　弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 在一定条件下，当___________________________的速率和_________________的速率相等时，电离过程就达到平衡。 如图所示： 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。 弱电解质分子电离成离子 离子结合成分子 最大 0 > ＝ 考点一 5 (2)电离平衡的特征 ＝ ≠ 考点一 6 弱电解质本身的性质 吸热 增大 减小 电离 电离 生成弱电解质分子 电离 考点一 7 × 酸溶液被稀释，溶液pH增大，c(OH－)增大。 × × 考点一 8 (4)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH增大。( ) 错因：____________________________________________________________ (5)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。( ) 错因：____________________________________________________________ ____________________________________________________________ × 加入少量NH4Cl固体，电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，pH减小。 × 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。 考点一 9 1．弱电解质的判断方法 (1)浓度与pH的关系。如常温下0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH>1，则可证明CH3COOH是弱电解质。 (2)测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则可证明CH3COOH是弱酸。 (3)稀释前后溶液的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。 考点一 10 改变条件 移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离程度 升温 向右 增大 增大 增大 增大 浓度 加水稀释 向右 增大 减小 减小 增大 加冰醋酸 向右 增大 增大 增大 减小 同离子效应 加固体醋酸钠 向左 减小 减小 增大 减小 通入HCl气体 向左 增大 增大 减小 减小 加入与弱电解质离子反应的物质 加固体氢氧化钠 向右 减小 减小 增大 增大 加入镁粉 向右 减小 减小 增大 增大 考点一 11 考点一 12 考点一 13 4．电解质溶液导电能力的判断 电解质溶液的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。 例如，将冰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所示： (1)OA段随加水量的增多，导电能力增强，其原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。 (2)AB段导电能力减弱，原因是随着水的加入，溶液的体积增大，离子浓度减小，导电能力减弱。 考点一 14 角度一　理解与辨析弱电解质的电离 1．下列操作能证明HF是弱电解质的是(　　) A．用氢氟酸在玻璃上刻字 B．用氢氟酸做导电性试验，灯泡很暗 C．在0.1 mol/L的HF溶液中加水，测得c(OH－)增大 D．常温下，在10 mL pH＝2的HF溶液中加入10 mL 0.01 mol/L NaOH溶液，混合溶液呈酸性 考点一 15 解析：用氢氟酸在玻璃上刻字，是因为HF与玻璃中的二氧化硅反应，不能证明HF是弱电解质；用氢氟酸做导电性试验，灯泡很暗，没有指明浓度，没有与强酸对比，不能说明它是否全部电离；不论是强酸还是弱酸，在0.1 mol/L的酸溶液中加水，c(OH－)均增大；在10 mL pH＝2的HF溶液中加入10 mL 0.01 mol/L NaOH溶液，混合溶液呈酸性，说明酸因浓度大而过量，没有完全电离。 考点一 16 2．下列用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法正确的是(　　) ①向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大　②pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大　③常温下，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH>1　④0.1 mol·L－1的盐酸与过量的Mg反应，当加入CH3COONa固体后，反应速率减慢，但生成氢气的总量不变　⑤相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同　⑥常温下，pH＝4的CH3COOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性　⑦CH3COOH溶液中有两种分子存在　⑧常温下，醋酸钠溶液的pH大于7 A．②③④⑤⑥⑦ B．①②③④⑥⑦⑧ C．②③⑤⑥⑧ D．全部 考点一 17 考点一 18 考点一 19 考点一 20 角度三　探究与推理电离平衡与溶液的导电性 5．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，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pH：c<a<b B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<b C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c<a<b 考点一 21 解析：A项，由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。 考点一 22 6．电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是(　　) A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1 B．溶液温度高低为①>③>② C．③点溶液中有c(Cl－)>c(CH3COO－) D．③点后因离子数目减少使电导率略减小 考点一 23 解析：醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)<0.200 mol·L－1，故A错误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，故B错误；③点时恰好完全反应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c(Cl－)>c(CH3COO－)，故C正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，故D错误。 考点一 24 考点二　电离平衡常数 1．电离平衡常数的概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中_______________________________ ____________________________________________是一个常数，该常数叫做电离平衡常数，简称__________，用K表示(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)。 弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比 电离常数 考点二 26 考点二 27 3．电离平衡常数的影响因素及特点 (1)影响因素 ①内因(决定因素)：弱电解质______________。 ②外因：电离平衡常数只受______影响。 (2)特点 ①某弱电解质的电离常数只与______有关，与该弱电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是_______的，故温度升高，K________。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越_____电离，其酸性或碱性相对越_______。 ③多元弱酸是分步电离的，各步电离平衡常数的大小关系为_______________，通常Ka1≫Ka2，故多元弱酸的酸性一般取决于其___________。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 本身的性质 温度 温度 吸热 增大 易 Ka1>Ka2>Ka3>…… 强 第一步电离 考点二 28 判断下列说法的正误，并指出错误说法的错因。 (1)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。( ) 错因：______________________________________________________________ (2)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( ) 错因：______________________________________________________________ (3)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。( ) 错因：______________________________________________________________ × 对于同一弱电解质，K仅受温度影响，与浓度无关。 × 温度不变，K不变。 × 溶液中c(H＋)的大小还与酸溶液浓度有关。 考点二 29 × 考点二 30 1．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。如常温下，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，HClO的Ka＝4.0×10－8，则酸性强弱为CH3COOH＞HClO。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱。弱酸(或弱碱)的电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱。如醋酸的Ka＝1.75×10－5，次氯酸的Ka＝4.0×10－8，则相同温度和浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH：醋酸钠＜次氯酸钠。 考点二 31 考点二 32 考点二 33 考点二 34 考点二 35 考点二 36 考点二 37 (3)影响因素 (4)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。 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 考点二 38 角度一　理解与应用电离平衡常数 1．已知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，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不正确的是(　　) A．Ka(HF)＝7.2×10－4 B．Ka(HNO2)＝4.9×10－10 C．根据其中两个反应即可得出三种酸的强弱关系 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 考点二 39 2．(2025·太原市高三学业诊断)乳酸是一种重要的化工原料，可用于制备聚乳酸(PLA)生物可降解性塑料。已知常温下，乳酸的电离常数Ka＝1.4×10－4。下列有关说法正确的是(　　) A．乳酸稀溶液加少量水稀释的过程中，溶液中c(OH－)减小 B．在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，乳酸的电离平衡逆向移动，c(H＋)变小 C.恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量NaOH溶液，乳酸的电离常数Ka>1.4×10－4 D．常温下，体积为10 mL pH＝3的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000 mL，若稀释后溶液的pH：醋酸<乳酸，则电离常数：醋酸<乳酸 考点二 40 解析：常温下，乳酸在水溶液中存在电离平衡，生成H＋，加水稀释，c(H＋)减小，则c(OH－)增大，A错误；在乳酸稀溶液中滴加盐酸，c(H＋)增大，电离平衡逆向移动，B错误；温度不变，电离常数不变，C错误；弱酸越弱，Ka越小，相同pH的酸的浓度越大，稀释相同倍数后，越弱的酸溶液的酸性越强，D正确。 考点二 41 角度二　归纳与计算电离平衡常数 3．(2025·湘豫名校高三质检)25 ℃时，向2.0×10－3 mol·L－1 HF溶液中逐渐加入NaOH固体(溶液体积变化忽略不计)，测得25 ℃时平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示。下列有关说法错误的是(　　) A．曲线ACE描述HF浓度的变化 B．25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝4×10－4 C．C点时，溶液中存在c(HF)>c(Na＋) D．25 ℃时，水的电离程度：E点>纯水>D点 考点二 42 考点二 43 中 4.2×10－7 考点二 44 核心素养　科学探究与创新意识——强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 通过对强酸(碱)与弱酸(碱)的性质比较进行总结，加强对强弱电解质概念的理解，提高理论联系实际的能力。 核心素养 46 弱电解质与强电解质的根本区别在于弱电解质不完全电离，存在电离平衡，常用以下几种形式进行比较。 1．实验设计判断强、弱电解质 实验设计思路：以判断室温下某酸(HA)是否为弱酸为例 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 核心素养 47 ③相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl溶液的弱，则HA为弱酸 ④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的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测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱所需碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸 核心素养 48 2.两方面突破一元强酸与一元弱酸的比较 (1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 比较 项目 酸 c(H＋) pH 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 盐酸 大 小 相同 相同 大 醋酸溶液 小 大 小 核心素养 49 (2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 注意：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。 比较项目 酸 c(H＋) c(酸) 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 盐酸 相同 小 小 少 相同 醋酸溶液 大 大 多 核心素养 50 3．图像法理解强酸、弱酸的稀释规律 (1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 核心素养 51 (2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 核心素养 52 4.一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像 实验操作 图像 同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应 同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应 核心素养 53 1．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 解析：D项，只能说明NH3·H2O显碱性，不能说明其是弱碱。 核心素养 54 2．(2025·石家庄市高三教学质量检测)已知： 下列实验中，因通入CO2的量不同而产物不同的是(　　) A．向苯酚钠溶液中通入CO2 B．向NaClO溶液中通入CO2 C．向Na2CO3溶液中通入CO2 D．向Ba(OH)2溶液中通入CO2 HClO 苯酚 H2CO3 Ka＝4.0×10－8 Ka＝1.0×10－10 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 核心素养 55 解析：由题给各物质的电离平衡常数可知，苯酚的酸性弱于碳酸，强于碳酸氢根离子，故向苯酚钠溶液中通入CO2气体，只能生成苯酚和碳酸氢钠，A项产物与通入CO2的量无关；由题给各物质的电离平衡常数可知，次氯酸的酸性比碳酸弱，比碳酸氢根离子强，故向次氯酸钠溶液中通入CO2气体，只能生成次氯酸和碳酸氢钠，B项产物与通入CO2的量无关；向碳酸钠溶液中通入CO2气体，只能生成碳酸氢钠，C项产物与通入CO2的量无关；向氢氧化钡溶液中通入少量二氧化碳，生成碳酸钡白色沉淀，通入过量二氧化碳，生成碳酸氢钡，D项因通入CO2的量不同而产物不同。 核心素养 56 核心素养 57 核心素养 58 4．在一定温度下，有a.盐酸，b.硫酸，c.醋酸三种酸(用a、b、c填空)。 (1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________。 (2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和同物质的量浓度的NaOH溶液的能力由大到小的顺序是________。 (3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________。 (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________。 (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，则开始瞬间反应速率的大小关系为________，若产生相同体积的H2(相同状况)，反应所需时间的长短关系是________。 (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________。 b>a>c b>a＝c c>a>b c>a＝b a＝b＝c a＝b>c c>a＝b 核心素养 59 高考真题演练 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 61 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 62 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 63 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 64 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 65 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 66 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 67 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 68 4．(2022·浙江6月选考)25 ℃时，苯酚(C6H5OH)的Ka＝1.0×10－10，下列说法正确的是(　　) A．相同温度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O－)> c(CH3COO－) B.将浓度均为0.10 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加热，两种溶液的pH均变大 C．25 ℃时，C6H5OH溶液与NaOH溶液混合，测得pH＝10.00，则此时溶液中c(C6H5O－)＝c(C6H5OH) D．25 ℃时，0.10 mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度变小 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 69 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 70 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 71 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 72 高考真题演练 1 2 3 4 5 6 73 课时作业 [建议用时：40分钟] 解析：氨水加水稀释，促进NH3·H2O的电离，溶液中导电离子的数目增加，A错误；氨水加水稀释，电离程度增大，但c(OH－)减小，C错误；Kw只与温度有关，与氨水的浓度无关，D错误。 　 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 75 2．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(　　) A．该溶液的pH＝4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离常数约为1×10－7 D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 76 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 77 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 78 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 79 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 80 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 81 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 82 6. pH＝12的X、Y两种碱溶液各10 mL，分别稀释 至1000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列 说法正确的是(　　) A．若10<a<12，则X、Y都是弱碱 B．X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等 C．完全中和等体积、pH相同的X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：V(X)>V(Y) D．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 83 解析：若X为强碱，则10 mL pH＝12的X溶液稀释至1000 mL，pH应该为10，故若10<a<12，则X、Y均为弱碱，且Y的碱性弱于X，A正确；两种碱稀释相同倍数，pH变化不同，说明两种碱的强弱不同，则pH相同时，二者的物质的量浓度一定不同，B错误；当pH相同时，碱性弱的浓度大，则c(X)<c(Y)，所以完全中和等体积的这两种碱时，消耗相同浓度的盐酸的体积：V(X)<V(Y)，C错误；由图像可知，稀释后Y溶液的pH比X溶液的pH大，故Y溶液的碱性强，D错误。 　 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 84 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 85 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 86 二、选择题(每小题有1个或2个选项符合题意) 8．MOH和ROH是两种一元碱，常温下其水溶液分别 加水稀释时，pH变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A．稀释前，c(ROH)＝10c(MOH) B．稀释前的ROH溶液与等体积pH＝1的硫酸混合后所得溶液显酸性 C．在X点时，由H2O电离出的c(H＋)相等，c(M＋)＝c(R＋) D．等体积、等浓度的MOH溶液和盐酸混合后，溶液中离子浓度大小关系：c(Cl－)＞c(M＋)＞c(OH－)＞c(H＋) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 87 9．电解质的电导率越大，导电能力越强。用 0.100 mol·L－1的KOH溶液分别滴定体积均为20.00 mL、浓度均为0.100 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶 液。利用传感器测得滴定过程中溶液的电导率如图 所示。下列说法正确的是(　　) A．曲线②代表滴定CH3COOH溶液的曲线 B．在相同温度下，M点水电离程度大于P点 C．M点溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)－c(H＋)＝0.1 mol·L－1 D．N点溶液中：c(K＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 88 解析：醋酸为弱电解质，滴加KOH，生成的CH3COOK是强电解质，故电导率增大，即曲线①代表滴定醋酸溶液的曲线，故A错误；相同温度下，P点溶质为KCl，不影响水的电离，M点为CH3COOK，其水解促进水的电离，故M点水的电离程度大于P点的，B正确；对于M点，根据电荷守恒可知，c(CH3COO－)＋c(OH－)－c(H＋)＝c(K＋)＝0.05 mol·L－1，C错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 89 10．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(　　) A.从HX的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3 B．室温时，若向HZ溶液中加水，则Ka5变小，若加少量盐酸，则Ka5变大 C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)>c(Y－)>c(X－) D．Ka5>Ka4>Ka3 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 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 90 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，即Ka5>Ka4>Ka3，D正确；电离常数只与温度有关，温度相同，则Ka1＝Ka2＝Ka3，A错误；电离常数只随温度的变化而变化，B错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，c(Z－)最大，C正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 91 11．向两个锥形瓶内各加入0.24 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入10 mL 2 mol·L－1的盐酸、10 mL 2 mol·L－1的醋酸，测得锥形瓶内压强和pH随时间变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A．a、b表示溶液pH随时间的变化，c、d表示气体压强随时间的变化 B．a、d曲线表示盐酸，b、c曲线表示醋酸 C．反应开始时醋酸的反应速率大于盐酸的速率 D．反应全部结束时，醋酸放出的气体物质的量多 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 92 解析：由题给数据可知，镁的物质的量为0.01 mol，盐酸和醋酸的物质的量均为0.02 mol，则反应中镁和盐酸、醋酸均恰好反应分别生成氯化镁和醋酸镁，氯化镁中由于镁离子水解生成氢离子导致溶液显酸性，醋酸镁中醋酸根离子、镁离子均水解，使得醋酸镁溶液pH大于氯化镁，故c、d分别为醋酸、盐酸反应的pH曲线；盐酸为强酸，反应速率更快，开始压强变化更大，故a、b分别为盐酸、醋酸反应的压强曲线，故A错误，B正确。盐酸为强酸，反应速率更快，开始压强变化更大，故反应开始时醋酸的反应速率小于盐酸的速率，C错误。反应全部结束时，醋酸、盐酸放出的气体物质的量相同，D错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 93 化学式 HF H2CO3 H2S 电离常数Ka(25 ℃) 7.2×10－4 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－12 12．研究电解质在水溶液中的电离平衡能了解它的存在形式。 (1)已知部分弱酸的电离常数如表： ①写出H2S的Ka1表达式：____________________。 ②常温下，pH相同的三种溶液NaF、Na2CO3、Na2S，物质的量浓度最大的是________。 ③将少量H2S通入Na2CO3溶液，反应的离子方程式是_____________________。 NaF 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 94 ＜ ＝ 10－6∶1 10－4.2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 95 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 96 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 课时作业 97 　　　　　　　　　　　　　 R 2．影响弱电解质电离平衡的因素 内因：________________________________是决定因素。 eq \a\vs4\al\co1(外因) eq \b\lc\{(\a\vs4\al\co1(温度：电离是________过程。温度升高，电离程度________；反之，电离程度________,浓度\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(增大弱电解质的浓度，电离平衡向________方向移动,加水稀释，电离平衡向________方向移动)),同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱,电解质电离出相同离子的强电解质，电离平,衡向________________________的方向移动,化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出,的离子发生反应，电离平衡向________方向移动)) 判断下列说法的正误，并指出错误说法的错因。 (1)氨溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NHeq \o\al(＋,4))时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。( ) 错因：________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ (2)25 ℃时，向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水进行稀释，各离子浓度均减小。( ) 错因：___________________________________________________________ (3)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10可知，溶液中存在BOH===B＋＋OH－。( ) 错因：______________________________________________________________ NH3·H2O电离出的c(OH－)始终等于c(NHeq \o\al(＋,4))，并不能表明NH3·H2O的电离处于平衡状态。 常温下，若BOH为一元强碱，则pH＝13，故BOH为弱碱，BOHB＋＋OH－。 2．外界条件对电离平衡影响的四个“不一定” 电离平衡也属于平衡体系，具有平衡体系的一切特征，也受外界条件(如温度、浓度等)的影响，其变化也适用平衡移动原理来解释。 以CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0为例分析： (1)加水稀释电解质溶液时，溶液中离子的浓度不一定减小。如因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)不变，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。如对于NH3·H2ONHeq \o\al(＋,4)＋OH－，平衡后，通入氨气，c(NH3·H2O)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除这种改变，再次达到平衡时，c(NH3·H2O)比原平衡时大。 (3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(H＋)比原平衡时要小。 (4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小。 3．电离平衡移动过程中粒子浓度比值变化的判断 (1)同一溶液，浓度之比等于物质的量之比。如HF溶液：eq \f(c（H＋）,c（HF）)＝eq \f(n（H＋）,n（HF）)。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：eq \f(c（H＋）,c（HF）)＝eq \f(c（H＋）·c（F－）,c（HF）·c（F－）)＝eq \f(Ka,c（F－）)。(由两个变量转变为一个变量) 角度二　分析与推测弱电解质的电离平衡及影响因素 3．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。对H2S溶液进行如下操作，有关描述正确的是(　　) A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．滴加NaOH溶液，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 4．常温下，将浓度为0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是(　　) ①c(H＋)　②c(F－)　③c(OH－)　④Ka(HF)　⑤Kw　⑥eq \f(c（F－）,c（H＋）)　⑦eq \f(c（H＋）,c（HF）) A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤ 解析：HF是弱电解质，加水稀释促进HF的电离，但c(H＋)、c(F－)、c(HF)都减小；温度不变，Kw不变，c(H＋)减小，则c(OH－)增大；温度不变，Ka(HF)不变，eq \f(c（H＋）,c（HF）)＝eq \f(Ka（HF）,c（F－）)，c(F－)减小，则eq \f(c（H＋）,c（HF）)增大；根据电荷守恒知，c(H＋)＝c(OH－)＋ c(F－)，则eq \f(c（F－）,c（H＋）)＝eq \f(c（H＋）－c（OH－）,c（H＋）)＝1－eq \f(c（OH－）,c（H＋）)，eq \f(c（OH－）,c（H＋）)增大，故eq \f(c（F－）,c（H＋）)减小。综上所述，c(OH－)、eq \f(c（H＋）,c（HF）)保持增大。 2．电离平衡常数的表达式 (1)对于一元弱酸HA HAH＋＋A－ 电离常数Ka＝______________________ (2)对于一元弱碱BOH BOHB＋＋OH－ 电离常数Kb＝_________________________ eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）) eq \f(c（OH－）·c（B＋）,c（BOH）) (4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝2－,3)eq \f(c2（H＋）·c（CO）,c（H2CO3）) 。( ) 错因：_____________________________________________________________ ____________________________________________________________________ H2CO3是二元弱酸，分两步电离，则Ka1＝－,3)eq \f(c（H＋）·c（HCO）,c（H2CO3）) 、Ka2＝2－,3)eq \f(c（H＋）·c（CO）,c（HCOeq \o\al(－,3)）) 。 (3)判断反应能否发生或者判断产物是否正确。一般强酸能将弱酸从其盐溶液中置换出来。 如：常温下，H2CO3和HClO的电离常数分别为H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11 HClO：Ka＝4.0×10－8 故酸性：H2CO3＞HClO＞HCOeq \o\al(－,3) 因此：①HClO与NaHCO3溶液不反应。 ②HClO与Na2CO3溶液反应：COeq \o\al(2－,3)＋HClO===HCOeq \o\al(－,3)＋ClO－。 ③向NaClO溶液中通入CO2：ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCOeq \o\al(－,3)(反应方程式与通入CO2的量无关)。 2．电离常数有关计算 (1)已知弱酸HX溶液的c始(HX)和c(H＋)，求HX的电离常数。 　　　　　　　　HX　　　　　　H＋　＋　X－ 起始/(mol·L－1) 　c始(HX) 　　　　0 　　　0 平衡/(mol·L－1) 　c始(HX)－c(H＋) 　c(H＋) 　 c(H＋) 则Ka＝eq \f(c（H＋）·c（X－）,c（HX）)＝eq \f(c2（H＋）,c始（HX）－c（H＋）) 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始(HX)－c(H＋)≈ c始(HX)，则Ka≈eq \f(c2（H＋）,c始（HX）)，代入数值求解即可。 (2)已知弱酸HX溶液的c始(HX)和HX的电离常数，求c(H＋)。 同理可得Ka＝eq \f(c2（H＋）,c始（HX）－c（H＋）)≈eq \f(c2（H＋）,c始（HX）)，则c(H＋)＝eq \r(Ka·c始（HX）)，代入数值求解即可。 (3)特定条件下的Ka或Kb的有关计算 25 ℃时，a mol·L－1弱酸盐NaA溶液与b mol·L－1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka求算三步骤： 第一步—电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)⇨c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝eq \f(a－b,2)。 第二步—元素守恒：c(HA)＋c(A－)＝eq \f(a,2)⇨c(HA)＝eq \f(a,2)－eq \f(a－b,2)＝eq \f(b,2)。 第三步—Ka＝eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝eq \f(10－7×\f(a－b,2),\f(b,2))＝eq \f(10－7（a－b）,b)。 (4)利用分布系数图像计算弱酸的电离常数 某二元弱酸(H2A)溶液中，H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(x)随pH的变化如图所示：eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(已知δ（x）＝\f(c（x）,c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）))) 二元弱酸中存在电离平衡： H2AH＋＋HA－　Ka1 HA－H＋＋A2－　Ka2 a点(pH＝1.5)：δ(H2A)＝δ(HA－)即c(HA－)＝c(H2A) Ka1＝eq \f(c（H＋）·c（HA－）,c（H2A）)＝c(H＋)＝10－1.5 b点(pH＝4)：δ(HA－)＝δ(A2－)，即c(HA－)＝c(A2－) Ka2＝eq \f(c（H＋）·c（A2－）,c（HA－）)＝c(H＋)＝10－4。 3．电离度 (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＝eq \f(已电离的弱电解质的浓度,弱电解质的初始浓度)×100%＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,溶液中原有弱电解质的总分子数)×100%。 解析:逐渐加入NaOH固体，HF浓度逐渐减小，故曲 线ACE描述HF浓度的变化，曲线DCB描述F－浓度的变 化，A正确；由题图可知，25 ℃、pH＝4时，c(H＋)＝1× 10－4 mol·L－1，c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1，c(HF)＝4.0× 10－4 mol·L－1，则电离平衡常数Ka(HF)＝eq \f(c（H＋）·c（F－）,c（HF）)＝eq \f(1×10－4×1.6×10－3,4.0×10－4)＝4×10－4，B正确；根据题图知C点时，c(F－)＝c(HF)、c(H＋)>c(OH－)，再根据电荷守恒知c(Na＋)＋ c(H＋)＝c(OH－)＋c(F－)，得到c(HF)>c(Na＋)，C正确；E点溶液呈酸性，HF的电离程度大于F－的水解程度，HF电离出的H＋对水的电离起抑制作用，故E点水的电离程度小于纯水的电离程度，D错误。 4．(1)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(NHeq \o\al(＋,4))＝c(Cl－)，则溶液显______(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝____________。 (2)已知常温常压下，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HCOeq \o\al(－,3)＋H＋的平衡常数Ka1＝___________。(已知10－5.60≈2.5×10－6，保留两位有效数字) eq \f(10－9,a－0.01) 解析：(1)氨水与盐酸等体积混合后的溶液中，电荷守恒关系式为c(NHeq \o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NHeq \o\al(＋,4))＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。Kb＝＋,4)eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ＝eq \f(0.005×10－7,\f(a,2)－0.005)＝eq \f(10－9,a－0.01)。 3．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(　　) 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eq \f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)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：由Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)可知，酸性： HNO2>CH3COOH。pH相同的两种酸溶液稀释相同倍 数时，酸性强的pH变化大，所以曲线Ⅱ代表HNO2溶 液，A错误。b、c两点处，b点酸性强，对水的电离 抑制程度大，所以水的电离程度：c点＞b点，B错误。从c点到d点，eq \f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)＝eq \f(c（HA）·c（OH－）·c（H＋）,c（A－）·c（H＋）)＝eq \f(Kw,Ka)，Kw和Ka是两个常数，只要温度不变，比值就不变，C正确。a点pH相同，则CH3COOH的浓度大，恰好中和时消耗的NaOH多，即溶液中n(Na＋)多，D错误。 1．(2024·新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中，分布系数δ与pH的变化关系如图所示。 eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(比如：δ（CH2ClCOO－）＝\f(c（CH2ClCOO－）,c（CH2ClCOOH）＋c（CH2ClCOO－）))) 下列叙述正确的是(　　) A．曲线M表示δ(CHCl2COO－)～pH的变化关系 B.若酸的初始浓度为0.10 mol·L－1，则a点对应的溶液 中有c(H＋)＝c(CHCl2COO－)＋c(OH－) C．CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10－1.3 D．pH＝2.08时，eq \f(电离度α（CH2ClCOOH）,电离度α（CHCl2COOH）)＝eq \f(0.15,0.85) 解析：随着pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH浓度减小，CH2ClCOO－、 CHCl2COO－浓度增大，—Cl为吸电子基团，CHCl2COOH的酸性强于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)＞Ka(CH2ClCOOH)，δ(酸分子)＝δ(酸根离子)＝0.5时的pH分别约为1.3、2.8，则两种酸的电离常数分别为Ka(CHCl2COOH)≈10－1.3，Ka(CH2ClCOOH)≈10－2.8。根据分析，曲线M表示δ(CH2ClCOO－)～pH的变化关系，A错误；根据Ka(CHCl2COOH)＝eq \f(c（CHCl2COO－）×c（H＋）,c（CHCl2COOH）)，初始c0(CHCl2COOH)＝0.10 mol·L－1，若溶液中溶质只有CHCl2COOH，则c(CHCl2COO－)＝c(H＋)≈eq \r(Ka（CHCl2COOH）c0（CHCl2COOH）)＝10－1.15 mol·L－1，但a点对应的溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，说明此时溶液中加入了酸性更强的酸，根据电荷守恒，c(H＋)＞c(CHCl2COO－)＋c(OH－)，B错误；根据上述分析，C错误；电离度α＝eq \f(n电离,n始)，n始＝n电离＋n未电离，则α(CH2ClCOOH)＝δ(CH2ClCOO－)，α(CHCl2COOH)＝δ(CHCl2COO－)，pH＝2.08时，δ(CH2ClCOO－)＝0.15，δ(CHCl2COO－)＝0.85，D正确。 2．(2023·浙江1月选考)甲酸(HCOOH)是重要的化工 原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固 体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回 收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始 pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是(　　) A．活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2OR3NH＋＋OH－ B．pH＝5的废水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18 C.废水初始pH<2.4，随pH下降，甲酸的电离被抑制，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少 D．废水初始pH>5，离子交换树脂活性成分主要以R3NH＋形态存在 解析：活性成分R3N中N能与水电离出的H＋形成 配位键，因此在水中存在平衡：R3N＋H2OR3NH＋＋ OH－，A正确；pH＝5的废水中，c(H＋)＝10－5 mol·L－1， 根据甲酸Ka＝eq \f(c（H＋）·c（HCOO－）,c（HCOOH）)＝1.8×10－4， 得eq \f(c（HCOO－）,c（HCOOH）)＝eq \f(Ka,c（H＋）)＝eq \f(1.8×10－4,10－5)＝18，B正确；废水初始pH<2.4，随pH下降，c(H＋)增大，电离平衡HCOOHHCOO－＋H＋逆向移动，甲酸的电离被抑制，c(HCOO－)减小，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少，C正确；废水初始pH>5时回收率小于10%，说明吸附在树脂上的甲酸根较少，活性成分主要以R3N形态存在，D错误。 3．(2023·湖北卷)H2L为某邻苯二酚类配体， 其pKa1＝7.46，pKa2＝12.4。常温下构建 Fe(Ⅲ)­H2L溶液体系，其中c0(Fe3＋)＝ 2.0×10－4 mol·L－1，c0(H2L)＝5.0×10－3 mol·L－1。 体系中含Fe物种的组分分布系数δ与pH的关系 如图所示，分布系数δ(x)＝eq \f(c（x）,2.0×10－4 mol·L－1)，已知lg 2≈0.30，lg 3≈0.48。下列说法正确的是(　　) A．当pH＝1时，体系中c(H2L)>c([FeL]＋)>c(OH－)>c(HL－) B．pH在9.5～10.5之间，含L的物种主要为L2－ C．L2－＋[FeL]＋[FeL2]－的平衡常数的lg K约为14 D．当pH＝10时，参与配位的c(L2－)≈1.0×10－3 mol·L－1 解析：由图可知，pH＝1时c([FeL]＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，此时H2L几乎不电离，c(H2L)约为5.0× 10－3 mol·L－1，由Ka1＝eq \f(c（H＋）·c（HL－）,c（H2L）)＝10－7.46可 得c(HL－)＝5.0×10－9.46 mol·L－1，pH＝1时c(OH－)＝ 10－13 mol·L－1，因此这四种粒子的浓度大小为c(H2L)>c([FeL]＋)>c(HL－)>c(OH－)，A错误；该反应的平衡常数K＝eq \f(c（[FeL2]－）,c（[FeL]＋）·c（L2－）)，当[FeL2]－与[FeL]＋分布分数相等时(浓度均为1×10－4 mol·L－1)，K＝eq \f(1,c（L2－）)，此时体系的pH＝4，eq \f(c（HL－）,c（H2L）)＝eq \f(Ka1,c（H＋）)＝eq \f(10－7.46,10－4)＝10－3.46，eq \f(c（L2－）,c（HL－）)＝eq \f(Ka2,c（H＋）)＝eq \f(10－12.4,10－4)＝10－8.4， 则可认为此时体系中c(H2L)≈c0(H2L)＝5.0×10－3 mol·L－1， Ka1·Ka2＝eq \f(c（L2－）·c2（H＋）,c（H2L）)，代入数据可以计算溶液中 c(L2－)＝5.0×10－14.86，则该络合反应的平衡常数K≈1014.16， 即lg K≈14，C正确；根据图像，pH＝10时溶液中主要 的含Fe物种为[FeL3]3－和[FeL2(OH)]2－，其分布分数均为0.5，因此可以得到c([FeL3]3－)＝c([FeL2(OH)]2－)＝1×10－4 mol·L－1，此时形成[FeL3]3－消耗了3×10－4 mol·L－1的L2－，形成[FeL2(OH)]2－消耗了2×10－4 mol·L－1的L2－，共消耗了5×10－4 mol·L－1的L2－，即参与配位的c(L2－)≈5×10－4 mol·L－1，则溶液中剩余含L的物种的总浓度为4.5×10－3 mol·L－1，当pH＝10时，可计算eq \f(c（L2－）,c（HL－）)＝eq \f(Ka2,c（H＋）)＝10－2.4，eq \f(c（HL－）,c（H2L）)＝eq \f(Ka1,c（H＋）)＝102.54，故在pH＝10时HL－的含量最大，故B、D错误。 5.(2022·全国乙卷)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是(　　) A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液Ⅱ中的HA的电离度eq \b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(c（A－）,c总（HA）)))为eq \f(1,101) C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4 解析：常温下，溶液Ⅰ的pH＝7.0，则溶液Ⅰ中c(H＋) ＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A错误； 常温下，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L， Ka＝eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，则eq \f(0.1c（A－）,c总（HA）－c（A－）)＝1.0×10－3，解得eq \f(c（A－）,c总（HA）)＝eq \f(1,101)，B正确；根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C错误；常温下溶液Ⅰ的pH＝7.0，则c(H＋)＝1×10－7 mol/L，Ka＝eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，eq \f(10－7[c总（HA）－c（HA）],c（HA）)＝1.0×10－3， 则溶液Ⅰ中c总(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液Ⅱ的pH＝1.0， 则c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝1.0×10－3， c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，eq \f(0.1[c总（HA）－c（HA）],c（HA）)＝ 1.0×10－3，溶液Ⅱ中c总(HA)＝1.01c(HA)，因为溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，故溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)之比为[(104＋1)·c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D错误。 6．(2022·辽宁高考)甘氨酸(NH2CH2COOH)是 人体必需氨基酸之一。在25 ℃时，NHeq \o\al(＋,3)CH2COOH、 NHeq \o\al(＋,3)CH2COO－和NH2CH2COO－的分布分数 eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(如δ（A2－）＝\f(c（A2－）,c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）)))与溶液 pH关系如图。下列说法错误的是(　　) A．甘氨酸具有两性 B．曲线c代表NH2CH2COO－ C．NHeq \o\al(＋,3)CH2COO－＋H2ONHeq \o\al(＋,3)CH2COOH＋OH－的平衡常数K＝10－11.65 D．c2(NHeq \o\al(＋,3)CH2COO－)＜c(NHeq \o\al(＋,3)CH2COOH)·c(NH2CH2COO－) 一、选择题(每小题只有1个选项符合题意) 1．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀释后，下列说法正确的是(　　) A．溶液中导电离子的数目减少 B．溶液中＋,4)eq \f(c（OH－）·c（NH）,c（NH3·H2O）) 不变 C．NH3·H2O的电离程度增大，c(OH－)亦增大 D．Kw随氨水浓度减小而减小 3．下列说法正确的是(　　) A．同浓度的醋酸和硫酸相比，醋酸的导电性弱不能说明醋酸是弱电解质 B．用等pH的氨水和氢氧化钠溶液分别中和等物质的量的盐酸，消耗氢氧化钠溶液的体积小 C．等体积等浓度的醋酸和盐酸，稀释相同倍数后与足量镁反应，醋酸产生氢气多 D．醋酸溶液加水稀释后，溶液中eq \f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）)的值增大 解析：相同条件下，等pH的氨水和氢氧化钠溶液，氨水的浓度远大于氢氧化钠溶液，分别中和等物质的量的盐酸，消耗NH3·H2O和NaOH的物质的量相等，故消耗氢氧化钠溶液的体积大于消耗氨水的体积，B错误；盐酸和醋酸都是一元酸，等体积等浓度的醋酸和盐酸溶质的物质的量相等，稀释相同倍数后与足量镁反应，产生的氢气一样多，C错误；根据Ka＝eq \f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)，得eq \f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）)＝eq \f(c（H＋）,Ka)，加水稀释后，溶液中氢离子浓度降低，Ka不变，故eq \f(c（CH3COOH）,c（CH3COO－）)的值减小，D错误。 4．稀氨水中存在平衡：NH3·H2ONHeq \o\al(＋,4)＋OH－。若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应采取的措施是(　　) ①加NH4Cl固体　②加硫酸　③加NaOH固体　④加水　⑤加热　⑥加少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．④⑥ C．③ D．③⑤ 5．(2025·河池市高三联考)亚磷酸(H3PO3)是农业生产中常用的弱酸。常温下，向100 mL 0.5 mol·L－1 H3PO3溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，混合溶液中所有含磷微粒的物质的量分数(δ)与溶液pOH[pOH＝－lg c(OH－)]的关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A．Na2HPO3属于正盐 B．H3PO3的Ka1＝1×10－6.6 C．当pH＝4时，c(HPOeq \o\al(2－,3))＝c(H3PO3) D．水的电离程度：a>b 解析：向100 mL 0.5 mol·L－1 H3PO3溶液中 滴加等浓度的NaOH溶液，随着NaOH溶液加 入，pOH减小，H3PO3减少，转化为H2POeq \o\al(－,3)， H2POeq \o\al(－,3)增多，接着H2POeq \o\al(－,3)减少，转化为HPOeq \o\al(2－,3)， HPOeq \o\al(2－,3)增多，可知曲线Ⅲ、Ⅱ、Ⅰ分别代表H3PO3、 H2POeq \o\al(－,3)、HPOeq \o\al(2－,3)。根据分析，加入足量NaOH溶液生成Na2HPO3，Na2HPO3属于正盐，A正确；b点时H3PO3、H2POeq \o\al(－,3)浓度相等，pOH＝12.6，c(H＋)＝1×10－1.4 mol·L－1，则H3PO3的Ka1＝－,3)eq \f(c（H＋）·c（H2PO）,c（H3PO3）) ＝1×10－1.4，B错误； a点时H2POeq \o\al(－,3)、HPOeq \o\al(2－,3)浓度相等，pOH＝7.4，c(H＋)＝1×10－6.6 mol·L－1，Ka2 ＝2－,3)eq \f(c（H＋）·c（HPO）,c（H2POeq \o\al(－,3)）) ＝1×10－6.6，当c(HPOeq \o\al(2－,3))＝c(H3PO3)时，Ka1×Ka2＝c2(H＋)＝1×10－8，c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，pH＝4，C正确；向100 mL 0.5 mol·L－1 H3PO3溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，随着NaOH溶液加入，pOH减小，至恰好生成正盐Na2HPO3的过程中，水的电离程度在增大，D正确。 7．下列叙述不正确的是(　　) A．向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中eq \f(c（OH－）,c（NH3·H2O）)减小 B．两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c1>10c2 C．常温下，pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色 D．常温下，将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，c(SOeq \o\al(2－,4))＝2c(NHeq \o\al(＋,4)) 解析：eq \f(c（OH－）,c（NH3·H2O）)＝＋,4)eq \f(Kb,c（NH）) ，向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，铵根离子的浓度增大，Kb不变，则溶液中eq \f(c（OH－）,c（NH3·H2O）)减小，A正确；若将pH为a的醋酸溶液稀释10倍，pH将变为a<pH<a＋1，则若要变为pH＝a＋1，则应稀释10倍以上，两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c1>10c2，B正确；pH＝11的NaOH溶液中的c(OH－)与pH＝3的醋酸溶液中的c(H＋)相等，醋酸为弱酸，则醋酸的浓度远大于NaOH溶液的浓度，则二者等体积混合，醋酸过量，溶液显酸性，则滴入石蕊溶液呈红色，C正确；将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，存在电荷守恒：c(OH－)＋2c(SOeq \o\al(2－,4))＝c(H＋)＋c(NHeq \o\al(＋,4))，当溶液的pH＝7时，c(OH－)＝c(H＋)，则2c(SOeq \o\al(2－,4))＝c(NHeq \o\al(＋,4))，D错误。 Ka1＝eq \f(c（HS－）·c（H＋）,c（H2S）) COeq \o\al(2－,3)＋H2S===HS－＋HCOeq \o\al(－,3) (2)室温下，用0.100 mol·L－1盐酸滴定 20.00 mL 0.100 mol·L－1的氨水，滴定曲线 如图甲所示。 ①a点所示的溶液中：c(NH3·H2O)____c(Cl－)(填“>”“<”或“＝”，下同)。 ②b点所示的溶液中：c(Cl－)____c(NHeq \o\al(＋,4))。 ③室温下pH＝11的氨水与pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c(H＋)之比为____________。 (3)二元弱酸H2A溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图乙所示。则H2A的二级电离平衡常数Ka2＝________。 解析：(1)②由图表中数据分析可知酸性：HF＞H2CO3＞H2S＞HCOeq \o\al(－,3)＞HS－，可知对应盐的水解程度F－＜HCOeq \o\al(－,3)＜HS－＜COeq \o\al(2－,3)＜S2－，浓度相同时溶液的碱性：Na2S＞Na2CO3＞NaF，所以常温下，pH相同的三种溶液NaF、Na2CO3、Na2S中物质的量浓度由大到小的顺序为NaF＞Na2CO3＞Na2S。 (2)①a点溶液中溶质为等物质的量浓度的一水合氨和氯化铵，溶液呈碱性，说明一水合氨的电离程度大于铵根离子的水解程度，氯离子不水解，则c(NH3·H2O)＜c(Cl－)。②b点溶液呈中性，则c(OH－)＝c(H＋)，溶液中存在电荷守恒c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(NHeq \o\al(＋,4))，则c(Cl－)＝c(NHeq \o\al(＋,4))。③一水合氨抑制水的电离、氯化铵促进水的电离，由水电离出的c(H＋)之比＝10－11 mol·L－1∶10－5 mol·L－1＝10－6∶1。 $$