第15讲 弱电解质的电离平衡-【暑假自学课】2025年新高二化学暑假提升精品讲义（苏教版2019）

第15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 强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下_______的________ 在水溶液中和熔融状态下__________的________ 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下_____产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下________产生自由移动的离子 相同点 均为________ 2．强电解质和弱电解质 (1)实验探究强电解质和弱电解质 【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。 实验内容 盐酸 醋酸 测量1mol·L-1溶液的pH pH=0 pH≈3 等体积、等浓度的溶液与镁条反应的现象 反应速率________ 反应速率________ 实验结论：两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度________醋酸。 【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。 实验假设 NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 实验方案 配制相同物质的量浓度的NaOH溶液和氨水，测量溶液的pH 实验现象 NaOH溶液的pH______氨水的pH 实验结论 两种溶液的浓度相等时，NaOH的电离程度_______NH3·H2O的电离程度 (2)概念 根据电解质在水溶液中的________，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中________的电解质。常见的强电解质有________、________和________。 ②弱电解质是在水溶液中________的电解质。常见的弱电解质有________、________。 3．电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：________________________________； Na2CO3：________________________________； Ba(OH)2：________________________________。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：________________________________； NH3·H2O：________________________________。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：_________________________、________________________。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：________________________________。 【易错提醒】 (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。难溶盐如BaSO4、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。 (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。 (4)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 知识点二 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 (2)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________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________相等，溶液中各分子和离子的浓度________________的状态。 2．影响电离平衡的外界因素 (1)温度：弱电解质的电离一般是________过程，升高温度，电离平衡________，电离程度________。 (2)浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡________，但电离程度________；加水稀释，电离平衡________，电离程度________。 (3)酸碱效应：加入强酸，弱酸的电离平衡________，弱碱的电离平衡________；加入强碱，弱碱的电离平衡________，弱酸的电离平衡________。 (4)同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可________弱电解质的电离，电离平衡________，电离程度________。 (5)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________，电离程度________。 【易错提醒】 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 3．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式： ①弱酸的电离平衡常数用________表示，弱碱的电离平衡常数用________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________________。 (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________，弱酸的酸性________，弱碱的碱性________。 (3)电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质________________和________有关，与浓度________。 由于电离是________的，所以电离平衡常数随着温度的升高而________。 4．电离度 (1)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______，而电离度与初始浓度______。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度________；弱电解质溶液的浓度越小，电离度________。 【方法导引】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。 知识点三 水的电离平衡 1．水的电离 (1)水是一种________的电解质。 (2)水的电离为________过程，自身电离示意图如下： 电离方程式：________________________ 简写为：________________________。 2．水的离子积常数 (1)水的电离平衡常数表达式为K= ________。 纯水和稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 (2)水的离子积常数表达式为KW=________________。 ①常温时，Kw＝________，不仅适用于纯水，还适用于稀的________________。 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________的。 (3)KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=________________。 b．水的电离是________的可逆过程，故温度升高，KW________。 c．水的离子积常数只受________的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)温度： 水的电离________过程，温度升高，会________水的电离，水的电离程度________，KW________。 (2)酸碱效应： ①外加酸，c(H＋) ________，________水的电离，水的电离程度________，Kw________。 ②外加碱，c(OH－) ________，________水的电离，水的电离程度________，Kw________。 【易错提醒】 (1)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 ①升高温度、加入弱碱离子和弱酸离子，促进了水的电离，水的电离程度增大，水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 ②加入酸或碱，抑制了水的电离，水的电离程度减小，水电离出的c(H+)和c(OH-)减小。 (2)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 (3)因为水的电离是吸热过程，所以升温，水的电离程度增大，溶液导电性增强，电导率示数增大。 (4)促进水的电离平衡的因素有升温、加入能消耗H＋或OH－的物质(如加活泼金属)； (5)抑制水的电离平衡的因素有降温、加入酸(或强酸的酸式盐)、加入碱。 教材习题02（P89） 在醋酸溶液中存在如下平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。加入少量下列固体物质，能使电离平衡逆向移动的是（ ） A. NaCl B. CH3COONa C. Na2CO3 D. NaOH 解题方法 本题考查CH3COOH的电离平衡知识，CH3COOHH＋＋CH3COO－，要使平衡逆向移动，可增加Ｈ＋或者CH3COO－的浓度，所以Ｂ项正确； Ｃ、Ｄ两项消耗了Ｈ＋使平衡正向移动，加ＮaCl固体平衡不移动。 【答案】 教材习题03（P89） 水的电离过程为H2OH＋＋OH－。在25 ℃、35 ℃时水的离子积常数分别为 1.0×10－14、2.1×10－14。下列叙述中正确的是（ ） A. 纯水中c (H＋)随着温度的升高而增大 B. 在35 ℃时，纯水中c (H＋)＞c (OH－) C. 水的电离度α(25 ℃)＞α(35 ℃) D. 水的电离过程是放热过程 解题方法 该题考查了水的电离与温度的关系。温度越高，电离度越大。另外需注意，任何时候ｃ(Ｈ＋)水电离一定等于ｃ(ＯＨ－)水电离。 【答案】 教材习题05（P89） 一水合氨的电离方程式为NH3·H2ONH4++OH-。若在氨水中加入下表中的物质（保持温度不变），一水合氨的电离平衡以及平衡时c(NH3 ·H2O)、c(OH－)如何变化？请填写下表。 加入的物质 c(NH3 ·H2O) c(OH－) 电离平衡移动的方向 H2O NH4Cl(s) NaOH(s) 浓盐酸 解题方法 (１)加入水，促进—水合氨的电离，电离平衡正向移动，n(ＯＨ－)增大，但水的体积增大，所以c(OH－)、c(NH3 ·H2O)减小 (２)加入氯化铵固体，铵根离子浓度增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小、c(NH3 ·H2O)增大 (３)加入氢氧化钠固体，氢氧根离子浓度增大，平衡逆向移动， c(NH3 ·H2O)增大 (４)加入浓盐酸，氢离子浓度增大，消耗氢氧根离子，平衡正向移动，c(OH－)减小、c(NH3 ·H2O) 【答案】 教材习题06（P90） 电离平衡常数（用Ka表示)的大小可以判断电解质的相对强弱。 （1）水是极弱的电解质，Kw可表示水的电离程度，其表达式是____________，温度升高，Kw的值_______（填“变大”“变小”或“不变”）。 （2）Ka通常表示弱酸的电离平衡常数，Ka值越大表示该弱酸的酸性__________，当用蒸馏水稀释0.1 mol·L－1醋酸时，醋酸的Ka ________（填“变大”“变小”或“不变”）。 （3）常温下，0.1 mol·L－1盐酸中由水电离出的H＋浓度为______，0.1 mol·L－1 NaOH 溶液中由水电离出的OH－浓度为___________。 （4）常温下，4种酸的电离平衡常数如下： ① 物质的量浓度相同的HF、CH3COOH、H2CO3、HClO中，c(H＋)由大到小的顺序是____________。 ② F－、CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由大到小的顺序是_________。 解题方法 (１)升高温度促进水的电离，Kw增大 (２)电离平衡常数只与温度有关 (３)水电离产生的ｃ(Ｈ＋)和ｃ(ＯＨ－)相等，0.1 mol·L－1盐酸ｃ(Ｈ＋)=0.1mol·L-1，常温下，Kw＝1×10-14，因此水电离产生的ｃ(Ｈ＋)和ｃ(ＯＨ－)为1×10-13mol·L-1，0.1 mol·L－1盐酸NaOH溶液ｃ(OＨ-)=0.1mol·L-1，常温下，Kw＝1×10-14，因此水电离产生的ｃ(Ｈ＋)和ｃ(ＯＨ－)为1×10-13mol·L-1。 (４)①酸溶液电离平衡常数越大，酸性越强。 ②电离平衡常数越大，酸性越强，对应酸根离子结合Ｈ＋能力越弱。 【答案】 考点一 强电解质和弱电解质 1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(　　) A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱 2．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 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 H2O 3．下列电离方程式正确的是 (　　) A．NaHCO3的水溶液：NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．熔融状态的NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO C．NaHSO4的水溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO D．H2S的水溶液：H2S2H＋＋S2－ 考点二 弱电解质的电离平衡 1．下列对氨水中存在的电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－叙述正确的是(　　) A．加水后，溶液中n(OH－)增大 B．加入少量浓盐酸，溶液中c(OH－)增大 C．加入少量浓氢氧化钠溶液，电离平衡正向移动 D．加入少量氯化铵固体，促进一水合氨的电离 2．下列说法正确的是(　　) A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等 D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱 3．下列说法正确的是(　　) A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．根据溶液中c(CH3COO－)和c(H＋)相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等 D．0.1mol·L-1的H2S溶液中，c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol·L-1 4．在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述中，正确的是(　　) A．加入水时，平衡向左移动 B．加入少量NaOH固体，平衡向右移动 C．加入少量0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 考点三 电离平衡常数和电离度 1．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的某温度下的电离常数，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．相同条件下，HF的电离度最大 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 【方法导引】有关电离常数的注意事项 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 2．CH3COOH的电离方程式为CH3COOHH＋＋CH3COO－，25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＝1.8×10－5。下列说法正确的是(　　) A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H＋)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＜1.8×10－5 D．升高温度，c(H＋)增大，Ka变大 3．稀释0.1 mol·L－1的醋酸溶液时，始终保持增大趋势的是(　　) A．c(H＋)　　　　　　 B． C． D． 考点四 水的电离平衡 1．下列关于水的离子积常数的叙述正确的是(　　) A．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化 B．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K是同一个物理量 C．水的离子积常数是温度的函数，随着温度的变化而变化 D．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量 2．温度为T ℃时，在水中加入某物质，水的电离平衡逆向移动，体系中的c(H＋)增大，且水的Kw不变，加入的这种物质可能是(　　) A．氯化钠固体 B．氨水 C．稀硫酸 D．Na2SO4溶液 3．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 知识导图记忆 知识目标复核 【学习目标】 1．能从强电解质和弱电解质的角度对化合物进行分类；学会书写电解质的电离方程式。 2．认识电解质在水溶液中存在电离平衡；掌握电离平衡的影响因素。 3．能通过实验证明水溶液中存在电离平衡。 4．知道电离平衡常数的意义。 5．知道水是一种极弱的电解质，了解影响水的电离平衡常数的因素。 6．知道水的离子积常数，能够运用水的离子积常数进行有关计算。 【学习重难点】 1．影响电离平衡的因素； 2．电离平衡常数； 3．影响水的电离平衡的因素； 4．水的离子积常数。 1．下列事实可证明NH3·H2O是弱碱的是(　　) A．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁 B．铵盐受热易分解 C．0.1 mol·L－1氨水可以使酚酞试液变红 D．室温下，0.1 mol·L－1氨水溶液的c(OH－)约为10－3 mol·L－1 2．下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．氨水：NH3·H2O===NH＋OH－ B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 3．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A．静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B．如果CO2进入血液，平衡向右移动 C．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 4．在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCNH＋＋CN－，下列叙述正确的是(　　) A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加水，平衡逆向移动 C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 5．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋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加入少量NH4Cl固体　②加入少量硫酸　③加入少量NaOH固体　④加入少量水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③ C．③④⑥ D．③⑤ 6．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中增大，可以采取的措施是(　　) A．加少量烧碱溶液 B．加少量醋酸钠 C．加少量冰醋酸 D．加水 7．下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只与温度有关，与浓度无关 8．已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.8×10－5。下列有关结论可能成立的是(　　) A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝8×10－5 B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的氢氧化钠时，Ka＝2×10－4 C．标准状况下，醋酸中Ka＝1.8×10－5 D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 9．相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－不能发生 C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数 10．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10－5、1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的说法正确的是(　　) A．c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞CH3COOH C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H＋＋OH－===H2O D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变 11．下列的说法正确的是(　　) A．水的离子积仅适用于纯水 B．水的电离需要通电 C．升高温度水的离子积一定增大 D．加入电解质一定会破坏水的电离平衡 12．25 ℃时，纯水的Kw＝1.0×10－14，100 ℃时，纯水的Kw＝1.0×10－12，这说明(　　) A．100 ℃时水的电离常数较小 B．前者c(H＋)比后者大 C．水的电离过程是一个吸热过程 D．Kw和温度无直接关系 13．在25 ℃时，水中存在电离平衡：H2OH＋＋OH－，下列说法正确的是(　　) A．水是极弱的电解质，水的电离是吸热过程，升温促进水的电离 B．任何条件下水溶液中的c(H＋)和c(OH－)的乘积均为1×10－14 C．向水中加入盐类物质，水溶液一定呈中性 D．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变，促进水的电离 14．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列物质的溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　) A．③＞②＞① B．②＞③＞① C．①＞②＞③ D．③＞①＞② 15．水的电离常数如图所示，曲线上的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝Kw，下列说法错误的是(　　) A．图中温度：T1＞T2 B．图中五点Kw间的关系：B＞C＞A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将0.005 mol·L－1的硫酸与由水电离的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 16．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：_____________________________________。 (2)BOH的电离平衡常数Kb＝_______________________________。 (3)某温度T ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10－7，结合(2)的计算可知T________25。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)＝________mol·L－1。 17．在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 18．用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案： 甲：①称取一定质量的HA配制100 mL 0.1 mol·L－1的溶液； ②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质[已知pH＝－lg c(H＋)]。 乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各100 mL； ②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释至100 mL； ③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。 (1)在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是________________________。 (2)甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH______(填“>”“<”或“＝”)1。 乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是______________(填字母)。 A．装盐酸的试管中放出H2的速率快 B．装HA溶液的试管中放出H2的速率快 C．两个试管中产生气体的速率一样快 (3)请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处分别是_____________________、_____________________。 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第15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 强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子 相同点 均为化合物 2．强电解质和弱电解质 (1)实验探究强电解质和弱电解质 【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。 实验内容 盐酸 醋酸 测量1mol·L-1溶液的pH pH=0 pH≈3 等体积、等浓度的溶液与镁条反应的现象 反应速率快 反应速率慢 实验结论：两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度大于醋酸。 【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。 实验假设 NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 实验方案 配制相同物质的量浓度的NaOH溶液和氨水，测量溶液的pH 实验现象 NaOH溶液的pH大于氨水的pH 实验结论 两种溶液的浓度相等时，NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 (2)概念 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 ②弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 3．电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4===2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3===2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2++2OH-。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 【易错提醒】 (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。难溶盐如BaSO4、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。 (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。 (4)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 知识点二 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 (2)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．影响电离平衡的外界因素 (1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 (2)浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 (3)酸碱效应：加入强酸，弱酸的电离平衡左移，弱碱的电离平衡右移；加入强碱，弱碱的电离平衡左移，弱酸的电离平衡右移。 (4)同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 (5)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，电离平衡右移，电离程度增大。 【易错提醒】 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 3．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式： ①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．电离度 (1)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。 【方法导引】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。 知识点三 水的电离平衡 1．水的电离 (1)水是一种极弱的电解质。 (2)水的电离为吸热过程，自身电离示意图如下： 电离方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－ 简写为：H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数 (1)水的电离平衡常数表达式为K= 。 纯水和稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 (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．影响水的电离平衡的因素 (1)温度： 水的电离吸热过程，温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大。 (2)酸碱效应： ①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。 【易错提醒】 (1)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 ①升高温度、加入弱碱离子和弱酸离子，促进了水的电离，水的电离程度增大，水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 ②加入酸或碱，抑制了水的电离，水的电离程度减小，水电离出的c(H+)和c(OH-)减小。 (2)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 (3)因为水的电离是吸热过程，所以升温，水的电离程度增大，溶液导电性增强，电导率示数增大。 (4)促进水的电离平衡的因素有升温、加入能消耗H＋或OH－的物质(如加活泼金属)； (5)抑制水的电离平衡的因素有降温、加入酸(或强酸的酸式盐)、加入碱。 教材习题02（P89） 在醋酸溶液中存在如下平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。加入少量下列固体物质，能使电离平衡逆向移动的是（ ） A. NaCl B. CH3COONa C. Na2CO3 D. NaOH 解题方法 本题考查CH3COOH的电离平衡知识，CH3COOHH＋＋CH3COO－，要使平衡逆向移动，可增加Ｈ＋或者CH3COO－的浓度，所以Ｂ项正确； Ｃ、Ｄ两项消耗了Ｈ＋使平衡正向移动，加ＮaCl固体平衡不移动。 【答案】B 教材习题03（P89） 水的电离过程为H2OH＋＋OH－。在25 ℃、35 ℃时水的离子积常数分别为 1.0×10－14、2.1×10－14。下列叙述中正确的是（ ） A. 纯水中c (H＋)随着温度的升高而增大 B. 在35 ℃时，纯水中c (H＋)＞c (OH－) C. 水的电离度α(25 ℃)＞α(35 ℃) D. 水的电离过程是放热过程 解题方法 该题考查了水的电离与温度的关系。温度越高，电离度越大。另外需注意，任何时候ｃ(Ｈ＋)水电离一定等于ｃ(ＯＨ－)水电离。 【答案】A 教材习题05（P89） 一水合氨的电离方程式为NH3·H2ONH4++OH-。若在氨水中加入下表中的物质（保持温度不变），一水合氨的电离平衡以及平衡时c(NH3 ·H2O)、c(OH－)如何变化？请填写下表。 加入的物质 c(NH3 ·H2O) c(OH－) 电离平衡移动的方向 H2O NH4Cl(s) NaOH(s) 浓盐酸 解题方法 (１)加入水，促进—水合氨的电离，电离平衡正向移动，n(ＯＨ－)增大，但水的体积增大，所以c(OH－)、c(NH3 ·H2O)减小 (２)加入氯化铵固体，铵根离子浓度增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小、c(NH3 ·H2O)增大 (３)加入氢氧化钠固体，氢氧根离子浓度增大，平衡逆向移动， c(NH3 ·H2O)增大 (４)加入浓盐酸，氢离子浓度增大，消耗氢氧根离子，平衡正向移动，c(OH－)减小、c(NH3 ·H2O) 【答案】减小　减小　正向 增大　减小　逆向 增大　增大　逆向 减小　减小　正向 教材习题06（P90） 电离平衡常数（用Ka表示)的大小可以判断电解质的相对强弱。 （1）水是极弱的电解质，Kw可表示水的电离程度，其表达式是____________，温度升高，Kw的值_______（填“变大”“变小”或“不变”）。 （2）Ka通常表示弱酸的电离平衡常数，Ka值越大表示该弱酸的酸性__________，当用蒸馏水稀释0.1 mol·L－1醋酸时，醋酸的Ka ________（填“变大”“变小”或“不变”）。 （3）常温下，0.1 mol·L－1盐酸中由水电离出的H＋浓度为______，0.1 mol·L－1 NaOH 溶液中由水电离出的OH－浓度为___________。 （4）常温下，4种酸的电离平衡常数如下： ① 物质的量浓度相同的HF、CH3COOH、H2CO3、HClO中，c(H＋)由大到小的顺序是____________。 ② F－、CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由大到小的顺序是_________。 解题方法 (１)升高温度促进水的电离，Kw增大 (２)电离平衡常数只与温度有关 (３)水电离产生的ｃ(Ｈ＋)和ｃ(ＯＨ－)相等，0.1 mol·L－1盐酸ｃ(Ｈ＋)=0.1mol·L-1，常温下，Kw＝1×10-14，因此水电离产生的ｃ(Ｈ＋)和ｃ(ＯＨ－)为1×10-13mol·L-1，0.1 mol·L－1盐酸NaOH溶液ｃ(OＨ-)=0.1mol·L-1，常温下，Kw＝1×10-14，因此水电离产生的ｃ(Ｈ＋)和ｃ(ＯＨ－)为1×10-13mol·L-1。 (４)①酸溶液电离平衡常数越大，酸性越强。 ②电离平衡常数越大，酸性越强，对应酸根离子结合Ｈ＋能力越弱。 【答案】(1)Kw＝c(H+)·c(OH-) 变大 (２)越强　不变 (３)1×10-13mol·L-1　1×10-13mol·L-1 (４)①HF>CH3COOH>H2CO3>HClO ②CO>ClO－> HCO> CH3COO－>Ｆ- 考点一 强电解质和弱电解质 1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(　　) A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱 答案 C 解析 选项A中，如HCl、HNO3是强电解质，选项B中，如BaSO4、CaCO3为强电解质。选项D中，若强电解质溶液的浓度很小时，其导电能力也会很弱。因强电解质在水中完全电离为离子，不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中只能部分电离，溶液中还存在溶质分子，C正确。 2．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 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 H2O 答案 C 解析 A项，Fe既不是电解质，也不是非电解质；B项，NH3是非电解质，BaSO4是强电解质；D项，H2O是弱电解质，不是非电解质。 3．下列电离方程式正确的是 (　　) A．NaHCO3的水溶液：NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．熔融状态的NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO C．NaHSO4的水溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO D．H2S的水溶液：H2S2H＋＋S2－ 答案　C 解析　H2CO3是弱酸，NaHCO3在水溶液中的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO；熔融状态下NaHSO4的电离方程式应为NaHSO4===Na＋＋HSO；HSO在水中完全电离产生H＋和SO；H2S是二元弱酸，应分步电离。 考点二 弱电解质的电离平衡 1．下列对氨水中存在的电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－叙述正确的是(　　) A．加水后，溶液中n(OH－)增大 B．加入少量浓盐酸，溶液中c(OH－)增大 C．加入少量浓氢氧化钠溶液，电离平衡正向移动 D．加入少量氯化铵固体，促进一水合氨的电离 答案　A 解析　A项，加水使NH3·H2O电离平衡右移，n(OH－)增大，正确；B项，加入少量浓盐酸使c(OH－)减小，错误；C项，加入浓NaOH溶液，电离平衡向左移动，错误；D项，加NH4Cl固体，c(NH)增大，抑制一水合氨的电离，错误。 2．下列说法正确的是(　　) A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等 D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱 答案 D 解析 溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到平衡状态，A错误；根据CH3COOHCH3COO－＋H＋知即使CH3COOH未达平衡状态，CH3COO－和H＋的浓度也相等，B错误；NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，NH3·H2O的电离程度是很小的，绝大多数以NH3·H2O的形式存在，C错误；H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减小，D正确。故选D。 3．下列说法正确的是(　　) A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B．根据溶液中c(CH3COO－)和c(H＋)相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等 D．0.1mol·L-1的H2S溶液中，c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol·L-1 答案 D 解析 A选项，达到电离平衡的标志是溶液中电解质分子和离子的浓度不再改变，错误；B选项， c(CH3COO－)和c(H＋)相等不能作为判断是否达到电离平衡状态的依据，若两者的浓度不再改变，则证明达到电离平衡状态，错误；C选项，溶液中分子和离子的浓度不再改变，是达到电离平衡的标志，错误；D选项，溶液中含硫微粒的浓度之和一定等于0.1mol·L-1，正确。故选D。 4．在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述中，正确的是(　　) A．加入水时，平衡向左移动 B．加入少量NaOH固体，平衡向右移动 C．加入少量0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 答案 B 解析 加水稀释，平衡向右移动，A错；加入NaOH固体，中和H＋，平衡向右移动，B对；因为0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中c(H＋)＜0.1 mol·L－1，而0.1 mol·L－1HCl溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，故使溶液中c(H＋)增大，C错；加入少量CH3COONa固体，使c(CH3COO－)增大，平衡向左移动，D错。 考点三 电离平衡常数和电离度 1．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的某温度下的电离常数，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．相同条件下，HF的电离度最大 D．Ka(HCN)<Ka(HNO2)<Ka(HF) 答案 B 解析 相同温度下，弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的条件之一；根据第一、第三个反应可知三种一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN。由此可判断Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，其对应数据依次为Ka(HF)＝7.2×10－4，Ka(HNO2)＝4.6×10－4，Ka(HCN)＝4.9×10－10，又因为三者均为一元弱酸，故Ka越大，酸性越强，电离度越大。 【方法导引】有关电离常数的注意事项 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 2．CH3COOH的电离方程式为CH3COOHH＋＋CH3COO－，25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＝1.8×10－5。下列说法正确的是(　　) A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H＋)减小 B．向该溶液中加少量CH3COONa固体，平衡正向移动 C．该温度下0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＜1.8×10－5 D．升高温度，c(H＋)增大，Ka变大 答案　D 解析　B项，向该溶液中加少量CH3COONa固体，增加了CH3COO－的浓度，平衡逆向移动，错误；C项，因为电离平衡常数只和温度有关，所以该温度下0.01 mol·L－1 CH3COOH溶液的Ka＝1.8×10－5，错误；D项，由于电离过程吸热，所以升高温度，电离平衡正向移动，c(H＋)增大，Ka变大，正确。 3．稀释0.1 mol·L－1的醋酸溶液时，始终保持增大趋势的是(　　) A．c(H＋)　　　　　　 B． C． D． 答案 B 解析 稀释时平衡向电离的方向移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，＝，所以B正确。 考点四 水的电离平衡 1．下列关于水的离子积常数的叙述正确的是(　　) A．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化 B．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K是同一个物理量 C．水的离子积常数是温度的函数，随着温度的变化而变化 D．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量 答案　C 解析　水的离子积常数的表达式是Kw＝c(H＋)·c(OH－)，但是Kw是温度的函数，不随溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化而变化，A错误，C正确；水的离子积常数Kw＝K·c(H2O)，B、D错误。 2．温度为T ℃时，在水中加入某物质，水的电离平衡逆向移动，体系中的c(H＋)增大，且水的Kw不变，加入的这种物质可能是(　　) A．氯化钠固体 B．氨水 C．稀硫酸 D．Na2SO4溶液 答案　C 解析　A项，加入氯化钠固体，体系中的c(H＋)不变，Kw不变，不符合题意；B项，加入氨水，NH3·H2O电离出OH－，抑制水的电离，水的电离平衡逆向移动，体系中的c(H＋)减小，不符合题意；C项，加入稀硫酸，H2SO4电离出H＋，抑制水的电离，电离平衡逆向移动，体系中的c(H＋)增大，Kw不变，符合题意。 3．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 答案　D 解析　只要在水溶液中，都会有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故A项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，在X、Z连线的上方M区域(不包括边界)，c(H＋)<c(OH－)，故B项正确；水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，则Kw逐渐增大，因Kw：Z点>X点，所以T1<T2，故C项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，但每一点的c(H＋)不相等，故D项错误。 知识导图记忆 知识目标复核 【学习目标】 1．能从强电解质和弱电解质的角度对化合物进行分类；学会书写电解质的电离方程式。 2．认识电解质在水溶液中存在电离平衡；掌握电离平衡的影响因素。 3．能通过实验证明水溶液中存在电离平衡。 4．知道电离平衡常数的意义。 5．知道水是一种极弱的电解质，了解影响水的电离平衡常数的因素。 6．知道水的离子积常数，能够运用水的离子积常数进行有关计算。 【学习重难点】 1．影响电离平衡的因素； 2．电离平衡常数； 3．影响水的电离平衡的因素； 4．水的离子积常数。 1．下列事实可证明NH3·H2O是弱碱的是(　　) A．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁 B．铵盐受热易分解 C．0.1 mol·L－1氨水可以使酚酞试液变红 D．室温下，0.1 mol·L－1氨水溶液的c(OH－)约为10－3 mol·L－1 答案 D 解析 A、C项只能说明氨水呈碱性，B项是铵盐的不稳定性。若NH3·H2O为强碱，则0.1 mol·L－1氨水溶液的c(OH－)为0.1 mol·L－1，而实际上c(OH－)约为10－3 mol·L－1，所以它为弱碱，D选项正确。 2．下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．氨水：NH3·H2O===NH＋OH－ B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 答案　C 解析　H2CO3作为二元弱酸，电离分步进行，以第一步为主，B项错误；Fe(OH)3是多元弱碱，通常以一步电离表示，C项正确。 3．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A．静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B．如果CO2进入血液，平衡向右移动 C．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 答案　A 解析　生理盐水为NaCl溶液，滴注大量生理盐水，血液被稀释，平衡向右移动，A项错误；如果CO2进入血液，CO2浓度增大，平衡向右移动，B项正确；当强酸性物质进入体液后，氢离子浓度增大使平衡向左移动，C项正确；当强碱性物质进入体液后，消耗氢离子，导致氢离子浓度减小，平衡向右移动，D项正确。 4．在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCNH＋＋CN－，下列叙述正确的是(　　) A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加水，平衡逆向移动 C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 答案　A 解析　加入少量NaOH固体，OH－与HCN电离产生的H＋反应，平衡正向移动，A项正确；加水，平衡正向移动，B项错误；滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，c(H＋)增大，C项错误；加入少量NaCN固体，c(CN－)增大，平衡逆向移动，D项错误。 5．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋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加入少量NH4Cl固体　②加入少量硫酸　③加入少量NaOH固体　④加入少量水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③ C．③④⑥ D．③⑤ 答案　B 解析　①若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小，错误；②硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡正向移动，错误；③当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡逆向移动，正确；④若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡正向移动，但 c(OH－)减小，错误；⑤电离属于吸热过程，加热平衡正向移动，c(OH－)增大，错误；⑥加入少量MgSO4固体，发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，平衡正向移动，且溶液中c(OH－)减小，错误。 6．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中增大，可以采取的措施是(　　) A．加少量烧碱溶液 B．加少量醋酸钠 C．加少量冰醋酸 D．加水 答案　D 解析　A错，加烧碱溶液消耗H＋，平衡向右移动，c(H＋)、c(CH3COOH)均减小，但c(H＋)减小程度大，故减小；B错，加入少量醋酸钠，平衡向左移动，c(H＋)减小，c(CH3COOH)增大，二者平衡浓度比值减小；C错，加少量冰醋酸，平衡向右移动，c(H＋)增大，但c(H＋)增大程度不如c(CH3COOH)增大的多，故二者平衡浓度比值减小；D对，加水，平衡向右移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，二者平衡浓度比值增大。 7．下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D．电离常数只与温度有关，与浓度无关 答案　D 解析　酸溶液中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，A项错误；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，故C项错误。 8．已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各微粒的浓度存在以下关系：Ka＝＝1.8×10－5。下列有关结论可能成立的是(　　) A．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，Ka＝8×10－5 B．25 ℃下，向该溶液中加入一定量的氢氧化钠时，Ka＝2×10－4 C．标准状况下，醋酸中Ka＝1.8×10－5 D．升高到一定温度，Ka＝7.2×10－5 答案　D 解析　醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，题中Ka为醋酸的电离常数，由于电离常数只随温度的变化而变化，所以排除A、B两项；因为醋酸的电离是吸热过程，所以升高温度，Ka增大，降低温度，Ka减小，标准状况下(0 ℃)温度低于25 ℃，则Ka小于1.8×10－5，所以C项不成立、D项可能成立。 9．相同温度下，三种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－不能发生 C．由电离平衡常数可以判断：HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数等于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数 答案　D 解析　A项，酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据可知，酸的电离平衡常数：HZ>HY>HX，则酸性强弱：HZ>HY>HX，错误；B项，根据强酸制弱酸可知HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生，错误；C项，完全电离的为强酸、部分电离的为弱酸，这三种酸都部分电离，均为弱酸，错误；D项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，正确。 10．常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10－5、1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的说法正确的是(　　) A．c(H＋)：CH3COOH＞HCOOH B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞CH3COOH C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H＋＋OH－===H2O D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变 答案　D 解析　等浓度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性强、电离程度大，所以溶液中的c(H＋)：CH3COOH＜HCOOH，故A错误；等浓度等体积的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物质的量相等，分别加入过量的镁，产生氢气的体积相等，故B错误；HCOOH是弱酸，与NaOH发生反应：HCOOH＋OH－===HCOO－＋H2O，故C错误；＝，将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变，故D正确。 11．下列的说法正确的是(　　) A．水的离子积仅适用于纯水 B．水的电离需要通电 C．升高温度水的离子积一定增大 D．加入电解质一定会破坏水的电离平衡 答案　C 解析　水的离子积适用于稀的电解质溶液及纯水，A项错误；水的电离不需要通电，B项错误；水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，水的离子积增大，C项正确；不是所有的电解质都能破坏水的电离平衡，如NaCl，D项错误。 12．25 ℃时，纯水的Kw＝1.0×10－14，100 ℃时，纯水的Kw＝1.0×10－12，这说明(　　) A．100 ℃时水的电离常数较小 B．前者c(H＋)比后者大 C．水的电离过程是一个吸热过程 D．Kw和温度无直接关系 答案　C 解析　由题意知，温度升高Kw增大，即c(H＋)·c(OH－)增大，说明H2OH＋＋OH－向右移动，水的电离过程是吸热过程。 13．在25 ℃时，水中存在电离平衡：H2OH＋＋OH－，下列说法正确的是(　　) A．水是极弱的电解质，水的电离是吸热过程，升温促进水的电离 B．任何条件下水溶液中的c(H＋)和c(OH－)的乘积均为1×10－14 C．向水中加入盐类物质，水溶液一定呈中性 D．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变，促进水的电离 答案　A 解析　只有在25 ℃时水溶液中的c(H＋)和c(OH－)的乘积等于1×10－14，B错误；向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变，对水的电离平衡起抑制作用，D错误。 14．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列物质的溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　) A．③＞②＞① B．②＞③＞① C．①＞②＞③ D．③＞①＞② 答案　C 解析　分析三种物质可知②③抑制水的电离，①不影响水的电离平衡，H2SO4为二元强酸，产生的c(H＋)大于NaOH产生的c(OH－)，抑制程度更大，故顺序为①＞②＞③。 15．水的电离常数如图所示，曲线上的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝Kw，下列说法错误的是(　　) A．图中温度：T1＞T2 B．图中五点Kw间的关系：B＞C＞A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将0.005 mol·L－1的硫酸与由水电离的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 答案　C 解析　由图像可知，A点在T2时的曲线上，而B点在T1时的曲线上，因为A、B点溶液中的氢离子与氢氧根离子的浓度分别相等，所以是纯水的电离，B点的电离程度大于A点，所以温度：T1＞T2，故A正确；由图像可知，A、E、D都是T2时曲线上的点，Kw只与温度有关，温度相同时Kw相同，温度升高，促进水的电离，Kw增大，则Kw：B＞C＞A＝D＝E，故B正确；由E和D点的c(H＋)≠c(OH－)可知其不是纯水的电离，故C错误；B点时，Kw＝1×10－12,0.005 mol·L－1的硫酸中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，由水电离的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1的KOH溶液中c(OH－)＝1 mol·L－1，两溶液等体积混合后，溶液显碱性，故D正确。 16．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：_____________________________________。 (2)BOH的电离平衡常数Kb＝_______________________________。 (3)某温度T ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10－7，结合(2)的计算可知T________25。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)＝________mol·L－1。 答案　(1)BOHB＋＋OH－　(2)1×10－5 (3)<　1×10－4 解析　(1)因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c电离(BOH)＝c(B＋)≈c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，则BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－。 (2)电离平衡时，c平衡(BOH)＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝≈＝1×10－5。 (3)电离过程是吸热的，温度越高电离常数越大，T ℃时BOH的电离平衡常数为1×10－7<1×10－5，则T<25。电离常数Kb＝≈＝1×10－7，则c(B＋)＝1×10－4 mol·L－1。 17．在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 答案 (1)小于　(2)① ②　③大于 解析 (1)对于相同的弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中电离程度比0.01 mol·L－1的醋酸溶液电离程度小，则二者c(H＋)之比小于10。 (2)醋酸的电离平衡常数K＝＝1.8×10－5，则c(H＋)＝1.8×10－5×a mol·L－1，c1(H＋)＝ mol·L－1。根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝ mol·L－1。在醋酸溶液中加入醋酸铵会抑制醋酸的电离，使氢离子浓度减小。 18．用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案： 甲：①称取一定质量的HA配制100 mL 0.1 mol·L－1的溶液； ②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质[已知pH＝－lg c(H＋)]。 乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各100 mL； ②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释至100 mL； ③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。 (1)在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是________________________。 (2)甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH______(填“>”“<”或“＝”)1。 乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是______________(填字母)。 A．装盐酸的试管中放出H2的速率快 B．装HA溶液的试管中放出H2的速率快 C．两个试管中产生气体的速率一样快 (3)请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处分别是_____________________、_____________________。 答案　(1)100 mL容量瓶　(2)>　B　(3)配制pH＝1的HA溶液难以实现　加入的锌粒难以做到表面积相同 解析　若HA为弱酸，则100 mL 0.1 mol·L－1的HA溶液中，c(H＋)＜0.1 mol·L－1，pH＞1。100 mL pH＝1的HA溶液和盐酸比较，若HA为强酸，c(HA)＝0.1 mol·L－1，若HA为弱酸，则c(HA)＞0.1 mol·L－1。分别取10 mL pH＝1的盐酸和HA溶液，同时加水稀释到100 mL，稀释后，盐酸中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，若HA为弱酸，则溶液中c(H＋)＞0.01 mol·L－1，因此在稀释后100 mL盐酸和100 mL HA溶液中分别加入纯度相同的锌粒时，HA溶液产生氢气的速率快。 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $$