专题01 电离平衡（知识清单）（全国通用）2026年高考化学一轮复习讲练测

专题01 电离平衡 目录 01知识脑图·学科框架速建 02考点精析·知识能力全解 【知能解读01】弱电解质的电离平衡及影响因素 【知能解读02】电离平衡常数及其应用 03 攻坚指南·高频考点突破 【重难点突破01】酸性、碱性强弱比较 【重难点突破02】有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例) 04 避坑锦囊·易混易错诊疗 【易混易错01】电离平衡中的7个易错点 【易混易错02】利用电离常数(K)巧判溶液稀释中有关粒子浓度比值大小 【易混易错03】外界条件对电离平衡影响的四个不一定 05 通法提炼·高频思维拆解 【方法技巧01】弱电解质的判断方法 【方法技巧01】从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 01 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.强电解质与弱电解质 (1)定义与物质类别 (2)与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__ __化合物及某些__ __化合物，弱电解质主要是某些__ __化合物。 (3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 ①强电解质：如H2SO4：__ __ ②弱电解质 a．一元弱酸，如CH3COOH：__ __。 b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3： __ __。 c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： __ __。 ③酸式盐 a．强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__ _；熔融时：NaHSO4===__ _。 b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： __ _、__ __。 (4)弱电解质判断的注意事项 ①酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 ②弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__ __、__ __)下，弱电解质分子__ __的速率和__ __的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 a．开始时，v(电离)最 ，而v(结合)为0。 b．平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 c．当v(电离) v(结合)时，电离达到 状态。 (2)电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下： ○逆 —__ __过程 　| ○动—υ(电离)=υ(结合)_ _0，动态平衡，○等　 　| ○定 —条件一定，平衡体系中分子与离子的浓度一定 　| ○变 —条件改变，平衡__ __ (3)影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程 ，温度改变，平衡移动，升温， 电离，电离平衡向 移动 浓度 电解质溶液浓度越 ，电离程度越 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡 向移动， 电离，电离程度 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度 ， 电离，电离平衡向 移动 下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH) n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 加少量 冰醋酸 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 通入HCl 气体 __ __ __ __ __ __ _ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 加NaOH 固体 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 加 CH3COONa 固体 __ __ __ _ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 加入镁粉 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 升高温度 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 【跟踪训练】 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质。(　 　) (2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。(　 　) (3)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子。(　 　) (4)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。(　×　) (5)碳酸的电离方程式为H2CO32H＋＋CO。(　 　) (6)除水的电离平衡外，醋酸溶液中存在电离平衡，而盐酸中不存在电离平衡。(　 　) (7)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小。(　 　) (8)向稀氨水中加入盐酸，盐酸与NH3·H2O反应，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移。(　 　) (9)氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡。(　 　) (10)一定条件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡时，c(H＋)＝c(CH3COO－)。(　 　) (11)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。(　 　) (12)用pH相同的氢氟酸和盐酸中和等体积等浓度的NaOH溶液，盐酸消耗的体积多。(　 　) 2．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： 3．常温下，①盐酸，②醋酸，③氢氧化钠溶液。下列说法不正确的是 A．证明醋酸是弱电解质：向①②中分别加入等量镁条，开始阶段②中产生气泡慢 B．向②中滴加③，溶液增大，说明醋酸的电离受到了抑制 C．②③混合后，所得溶液中： D．①中等于③中 4．下列电离方程式中，正确的是 A．HClO溶液： HClO =H+ + ClO- B．熔融状态的硫酸氢钠： C．NaHCO3溶液： NaHCO3=Na+ +H++ CO D．次氯酸钙溶液：Ca(ClO)2=Ca2++2Cl-+2O2- 5．某温度下，取等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中随溶液体积变化的关系如图所示。下列说法正确的是 A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点对应的酸的总浓度大于a点对应的酸的总浓度 C．取等体积的a点、b点对应溶液，完全中和时消耗NaOH的物质的量相同 D．b点对应溶液的导电能力比c点对应溶液的导电能力强 6．将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释，的值__ __，的值__ __，NH的浓度__ __。 7．分别画出冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸加水稀释时导电能力的变化图像。 02 电离平衡常数及其应用 1．电离常数 (1)定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 (2)表达式 ①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数 Ka＝__ __。 ②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数 Kb＝__ __。 ③对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝ HCOH＋＋CO　Ka2＝ (3)特点 电离常数只与__ __有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__ __的，故温度升高时K__ __。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 (4)意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__ __电离，所对应的酸性或碱性相对__越强__。 (5)①填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O __ __ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH _ __ Ka＝1.7×10－5 HClO _ __ Ka＝4.7×10－8 ②CH3COOH酸性__ __HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__ __。 ③磷酸是三元中强酸 A．磷酸的电离方程式是__ ， ， __。 B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝__ __，Ka2＝__ __，Ka3＝__ __。 C．比较大小：Ka1__ __Ka2__ __Ka3。 (6)电离平衡常数的4大应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越 ，酸性(或碱性)越 。 ②判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越 ，酸性(或碱性)越 。 ③判断复分解反应能否发生，一般符合“ 酸制 酸”规律。 ④判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能 弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数 ，考题中经常利用电离常数来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，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 (7)有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) ①已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。 　　　　 　HX　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝＝ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。 则K＝，代入数值求解即可。 ②已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。 　　　　　HX　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 　 　 　 　0 　　 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) 　c(X－) 则K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。 2．电离度 (1)定义 在一定条件下的弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。 (2)表示方法 α＝×100% (3)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。 (4)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越__ __。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越__ __。 【跟踪训练】 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)在一定温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数一定相同。(　 　) (2)电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。(　 　) (4)当弱电解质的浓度增大时，电离程度增大。(　 　) (5)对于1 mol·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，电离程度增大。(　 　) (6)电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。(　 　) (7)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　 　) (8)向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，先增大再减小。(　 　) (9)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。(　 　) (10)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(　 　) (11)对于NH3·H2ONH＋OH－，K＝，表达式中的NH一定是氨水电离提供的。(　 　) (12)常温下向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离平衡常数减小。(　 　) 2．分别测定不同浓度溶液、溶液和溶液的电导率数值，测定结果的数据处理如下表。 溶液 溶液 4839 2478 1252 51.2% 50.5% 溶液 10958 5593 2797 51.0% 50.0% 溶液 267 182 126 68.2% 69.2% 已知：代表溶液的电导率数值；其他条件相同时，电导率越大，溶液导电性越好。下列说法不正确的是 A．由的数据说明电解质的强弱顺序为： B．表中数据说明同等条件下比的导电能力强 C．比值数据能说明存在电离平衡 D．溶液的数据能说明溶液越稀，的电离程度越大 3．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。下列有关说法正确的是 A．乳酸稀溶液加水稀释的过程中，溶液中减小 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，变小 C．恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量溶液，乳酸的电离常数 D．常温下，体积为的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000mL，若稀释后溶液的pH：醋酸<乳酸，则电离常数：醋酸<乳酸 4．用pH计测定25℃时不同浓度的醋酸的pH，结果如下。根据表中数据得出的结论错误的是 ① ② ③ 浓度/(mol·L-1) 0.0010 0.0100 0.0200 pH 3.88 3.38 3.32 A．根据①可知：醋酸是弱酸 B．根据①②可知c(H＋)：<10 C．根据②③可知水电离的c(H＋)：②>③ D．将③加水稀释至①，醋酸的电离度增大，Ka增大 5．25℃时，下列说法错误的是 A．室温下向10 mL 0. 1 mol/L的氨水中加水稀释后，溶液中  的值不变 B．欲证明HA为弱酸，可将pH=3的HA溶液稀释为原体积的10倍，若测得溶液pH=4，可证明HA为弱酸 C．向H2S溶液中加入CuSO4溶液时， H2S电离平衡向右移动 D．在1 mol· L-1(NH4)2S溶液中存在：c(NH3·H2O) +c(OH- )=c(HS-) +2c(H2S)+c(H+ ) 6．部分弱酸的电离常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离常数 (25 ℃) K＝1.77 ×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 K＝3.0 ×10－8 按要求回答下列问题： (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为__ __。 (2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_ __。 (3)按要求书写离子方程式： ①将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中__ __ ②将少量CO2气体通入NaClO溶液中__ __ ③将少量CO2气体通入Na2S溶液中__ __ (4)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__ __mol·L－1。将 SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝__ __。 01 酸性、碱性强弱比较 1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) pH 中和碱 的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 __ __ __ __ __ __ __ __ __ _ 一元弱酸 __ __ __ __ __ __ 2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较项目 酸 c(H＋) c(酸) 中和碱 的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ 一元弱酸 __ __ __ __ __ __ (注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。) 3．强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图像 (1)图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图像，要深刻理解以下4点： ①对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pH＜y＋n；无论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于pH＝x的强碱溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就减小n个单位，即pH＝x－n；对于pH＝x的弱碱溶液来说，体积每增大10n倍，pH减小不足n个单位，即pH＞x－n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 ③加水稀释相同倍数后的pH大小；氨水＞NaOH溶液，盐酸＞醋酸。 ④稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水＞NaOH溶液，醋酸＞盐酸。 (2)体积相同、浓度相同的盐酸与醋酸加水稀释图像如图。 若稀释相同倍数，二者浓度仍相同，仍然是盐酸的pH小，但差变小。 4．判断弱酸的三种方法 方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。 方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。 方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验： (1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色。 (2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH＞7。 【跟踪训练】 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)pH＝12的氨水溶液，稀释10倍后pH＝11。(　 　) (2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸＞盐酸。(　 　) (3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸＞盐酸。(　 　) (4)升高温度，CH3COOH的电离程度增大。(　 　) (5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热。(　 　) (6)用乙酸浸泡水壶中的水垢，可将其清除，说明乙酸的酸性小于碳酸的酸性。(　 　) (7)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小。(　 　) (8)向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1。(　 　) (9)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。(　 　) (10)25 ℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液的pH＝7。(　 　) (11)溶质物质的量相同的醋酸溶液和醋酸钠溶液中所含的CH3COO－量相同。(　 　) (12)加水稀释两种pH相同的酸溶液，pH变化大的一定是强酸。(　 　) (13)由1 mol·L－1醋酸溶液pH≈2，推知CH3COOH溶液存在CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋。(　 　) 2．(1)在一定温度下，有a.盐酸b.硫酸c.醋酸三种酸： ①当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__ __(用字母表示，下同)。 ②同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__ _。 ③若三者c(H＋)相同时，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__ __。 ④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，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__ __，反应所需时间的长短关系是__ __。 ⑤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__ __。 ⑥将c(H＋)相同且体积也相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为__ __。 (2)改变下列条件，请写出下列曲线哪条代表盐酸的变化曲线。 02 有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例) 已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数 　　　　　　　　HX　 　 H＋　＋　X－ 起始/(mol·L－1): c(HX)始 0 0 平衡/(mol·L－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 则：Ka＝＝。 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka＝，代入数据求解即可。 已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋) 同理可得Ka＝≈， 则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。 【跟踪训练】 1.①25 ℃时，Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 mol·L－1，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为__ __mol·L－1。 ②常温下，pH＝11的氨水溶液的浓度为a mol·L－1与pH＝3的盐酸等体积混合，当溶液中c(NH)＝c(Cl－)时，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝__ __。 2.硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是强酸，下表是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数。下列说法正确的是(　　) 酸 H2SO4 HNO3 HClO4 K1 6.3×10－9 4.2×10－10 1.6×10－5 A.在冰醋酸中，H2SO4的电离方程式为H2SO42H＋＋SO B．在冰醋酸中，HNO3的酸性最强 C．在冰醋酸中，0.01 mol·L－1的HClO4溶液，其离子总浓度约为4×10－4 mol·L－1 D．高氯酸水溶液与氨水反应的离子方程式为H＋＋NH3·H2O===H2O＋NH 3.碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝__ __。(已知：10－5.60＝2.5×10－6) 01 电离平衡中的7个易错点 (1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。 (2)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。 (3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。 (4)稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。 (5)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。 (6)电离平衡右移，电离程度也不一定增大。如稀醋酸中加入冰醋酸。 (7)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。 【跟踪训练】 1．下列叙述不正确的是 A．溶液中，升高温度，减小 B．向溶液中加水稀释，和的电离程度都增大 C．溶液中，加入少量固体，减小 D．加水稀释溶液，由于水的浓度增大，的水解反应正向移动 2．常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 HF HClO 电离平衡常数 、 已知：。 下列说法正确的是 A．酸性强弱顺序是 B．物质的量浓度均为的NaF溶液和NaClO溶液，pH大小： C．常温下，物质的量浓度为的HClO溶液的pH约为4.7 D．溶液和NaClO溶液反应的离子方程式为 3．室温下，对于溶液，下列判断正确的是 A．该溶液中的物质的量为0.1mol B． C．加入少量水，溶液中减小 D．滴加HCl溶液过程中，与之和始终为0.1mol 4．氨水有下列平衡：当其它条件不变时，改变下列条件，平衡向左移动，且增大的是 A．加NaOH B．加盐酸 C．加 D．加同浓度氨水 02 利用电离常数(K)巧判溶液稀释中有关粒子浓度比值大小 弱电解质(HA)加水稀释时，溶液中的H＋、HA、A－的浓度均是降低的，但稀释过程中温度不变，电离常数(K)不变。因此解答弱电解质溶液稀释时粒子浓度比值的变化，可借助电离常数K来解答。 如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，加水稀释，是增大还是减小？ 因为加水稀释时，溶液中c(CH3COOH)和c(CH3COO－)均是减小的，式中存在两个“变量”，不易确定比值的变化情况，利用电离常数(K)将变形为＝＝，由两个“变量”变成一个“变量”，加水稀释时K不变，而c(H＋)减小，故比值增大。 (1)电离常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。 (2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外，还能定量判断电离平衡的移动方向。 (3)在运用电离常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。 【跟踪训练】 1．在25℃时 ，用蒸馏水稀释1mol·L-1的醋酸溶液至0.01 mol·L-1，随溶液的稀释，下列始终保持增大趋势的是 A．c(H+)·cCH3COOH) B． C． D． 2．下列关于电离常数的说法正确的是 A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka= C．电离常数只受温度影响，与浓度无关 D．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 3．常温下，在pH＝5的HA溶液中存在电离平衡：HAA－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入水时，平衡向右移动，HA电离常数增大. B．加入少量NaA固体，平衡向右移动 C．稍微升高溶液温度，溶液中的c(OH－)增大 D．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减少 4．其他条件不变，升高温度，下列数据不一定增大的是(　   　) A．可逆反应的化学平衡常数K B．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH C．水的离子积常数Kw D．弱酸的电离平衡常数Ka 03 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 1.加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，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CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 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(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 4.电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 【跟踪训练】 1.常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是(　　) A．加入水时，平衡向右移动，CH3COOH电离常数增大 B．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动 C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减小 D．加入少量pH＝5的硫酸溶液，溶液中c(H＋)增大 2.下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是(　　) A．因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2 B．若V1＞V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸 C．若实验①中，V＝V1，则混合液中c(Na＋)＝c(A－) D．实验②的混合溶液，可能有pH＜7 3．在相同温度时100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0.1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是 A．中和时所需NaOH的量 B．溶液的导电能力 C．H+的物质的量 D．CH3COOH的物质的量 4．关于氨水，下列说法正确的是 A．加水稀释，氨水中所有的离子浓度都减小 B．加水稀释，氨水的电离平衡正向移动，减小 C．加入浓氨水，氨水的电离平衡正向移动，的电离度增大 D．加入浓氨水，水的电离平衡逆向移动，不变 01 弱电解质的判断方法 1.在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。 2.浓度与pH的关系。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。 3.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。 4.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1 000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。 【跟踪训练】 1.常温下，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 2．25℃，等体积pH均为4的HA溶液和HB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．初始浓度：HA<HB B．溶液导电能力：m>n C．上述两溶液分别与NaOH反应，HB溶液能消耗更多的NaOH D．若a=5，则HB为强酸 3．室温下。能说明乙酸是弱电解质的是（    ） A．乙酸溶液能导电 B．室温下，0.01mol·L-1乙酸溶液的pH>2 C．乙酸可以与金属钠反应放出氢气 D．乙酸溶液能使紫色石茬试液变红 4．能证明乙酸是弱酸的实验事实是 A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．常温下，0.1 mol/L CH3COOH溶液的pH等于4 C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 02 从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 1.从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。 2.从定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后，分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断，应借助化学平衡常数进行定量分析。 【跟踪训练】 1．室温下，进行如下实验： ①向20mL0.1mol/L醋酸溶液中加入20mL0.1mol/LNaOH溶液； ②继续滴加amL0.1mol/L稀盐酸，至溶液的pH=7。 下列说法不正确的是 A．0.1mol/L醋酸溶液pH>1 B．①中反应后溶液： C．②中，a=20 D．②中反应后溶液： 2．时，已知、，则下列叙述正确的是 A．因，故溶液的大于溶液的 B．等的、溶液分别稀释100倍，溶液中 C．向溶液中滴加溶液至时， D．等物质的量浓度的和混合溶液中， 3．下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数： 则下列说法中不正确的是 A．碳酸的酸性强于氢硫酸 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 学科网（北京）股份有限公司1 / 17 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 电离平衡 目录 01知识脑图·学科框架速建 02考点精析·知识能力全解 【知能解读01】弱电解质的电离平衡及影响因素 【知能解读02】电离平衡常数及其应用 03 攻坚指南·高频考点突破 【重难点突破01】酸性、碱性强弱比较 【重难点突破02】有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例) 04 避坑锦囊·易混易错诊疗 【易混易错01】电离平衡中的7个易错点 【易混易错02】利用电离常数(K)巧判溶液稀释中有关粒子浓度比值大小 【易混易错03】外界条件对电离平衡影响的四个不一定 05 通法提炼·高频思维拆解 【方法技巧01】弱电解质的判断方法 【方法技巧01】从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 01 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.强电解质与弱电解质 (1)定义与物质类别 (2)与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。 (3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 ①强电解质：如H2SO4：__H2SO4===2H＋＋SO__ ②弱电解质 a．一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。 b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__H2CO3H＋＋HCO　HCOH＋＋CO__。 c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： __Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。 ③酸式盐 a．强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融时：NaHSO4===__Na＋＋HSO__。 b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： __NaHCO3===Na＋＋HCO__、__HCOH＋＋CO__。 (4)弱电解质判断的注意事项 ①酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 ②弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，弱电解质分子__电离成离子__的速率和__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保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 a．开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 b．平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 c．当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 (2)电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下： ○逆 —__可逆__过程 　| ○动—υ(电离)=υ(结合)_≠_0，动态平衡，○等　 　| ○定 —条件一定，平衡体系中分子与离子的浓度一定 　| ○变 —条件改变，平衡__发生移动__ (3)影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度增大，促进电离，电离平衡向右移动 下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH) n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 __右移__ __减小__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减弱__ __不变__ 加少量 冰醋酸 __右移__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 通入HCl 气体 __左移__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __减小__ __增强__ __不变__ 加NaOH 固体 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 加 CH3COONa 固体 __左移__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 加入镁粉 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 升高温度 __右移__ __减小__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __增强__ __增大__ 【跟踪训练】 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质。(　×　) (2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。(　×　) (3)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子。(　√　) (4)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。(　×　) (5)碳酸的电离方程式为H2CO32H＋＋CO。(　×　) (6)除水的电离平衡外，醋酸溶液中存在电离平衡，而盐酸中不存在电离平衡。(　√　) (7)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小。(　×　) (8)向稀氨水中加入盐酸，盐酸与NH3·H2O反应，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移。(　×　) (9)氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡。(　×　) (10)一定条件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡时，c(H＋)＝c(CH3COO－)。(　×　) (11)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。(　√　) (12)用pH相同的氢氟酸和盐酸中和等体积等浓度的NaOH溶液，盐酸消耗的体积多。(　√　) 2．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。 3．常温下，①盐酸，②醋酸，③氢氧化钠溶液。下列说法不正确的是 A．证明醋酸是弱电解质：向①②中分别加入等量镁条，开始阶段②中产生气泡慢 B．向②中滴加③，溶液增大，说明醋酸的电离受到了抑制 C．②③混合后，所得溶液中： D．①中等于③中 【答案】B 【解析】A．①盐酸，②醋酸浓度相等，向两溶液中分别加入等量的镁条，醋酸反应慢，说明醋酸电离出的氢离子浓度小，进一步说明醋酸部分电离，能证明醋酸是弱电解质，A正确； B．向②中滴加③，发生酸碱中和反应，溶液pH增大，促进了醋酸的电离，B错误； C．②醋酸，③氢氧化钠溶液混合，二者恰好完全反应生成醋酸钠，溶液中存在电荷守恒：，C正确； D．①盐酸中，=，=；③氢氧化钠溶液中，=，=，D正确； 故选B。 4．下列电离方程式中，正确的是 A．HClO溶液： HClO =H+ + ClO- B．熔融状态的硫酸氢钠： C．NaHCO3溶液： NaHCO3=Na+ +H++ CO D．次氯酸钙溶液：Ca(ClO)2=Ca2++2Cl-+2O2- 【答案】B 【解析】A．HClO是弱酸，不能完全电离，应使用可逆符号，电离方程式为： ，A错误； B．熔融状态下，硫酸氢钠电离出钠离子和硫酸氢根，电离方程式为：，B正确； C．NaHCO3溶液电离出钠离子和碳酸氢根，电离方程式为：NaHCO3=Na+ +HCO，C错误； D．次氯酸钙溶液电离出钙离子和次氯酸根，电离方程式为：Ca(ClO)2=Ca2++2，D错误； 故选B。 5．某温度下，取等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中随溶液体积变化的关系如图所示。下列说法正确的是 A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点对应的酸的总浓度大于a点对应的酸的总浓度 C．取等体积的a点、b点对应溶液，完全中和时消耗NaOH的物质的量相同 D．b点对应溶液的导电能力比c点对应溶液的导电能力强 【答案】D 【解析】A．醋酸属于弱电解质，在稀释时会使电离平衡正向移动，电离出，故稀释相同倍数时醋酸溶液中的变化要比盐酸中的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误； B．a点对应的酸的总浓度大于b点对应的酸(HCl)的总浓度，B项错误； C．a点、b点表示溶液稀释相同倍数，溶质的物质的量没有发生变化，都等于稀释前物质的量，稀释前两溶液中相同，但为弱酸，则，故稀释前，即完全中和时，a点对应溶液消耗NaOH的物质的量多，C项错误； D．溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，离子浓度：，故导电能力：，D项正确； 答案选D。 6．将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释，的值__增大__，的值__不变__，NH的浓度__减小__。 7．分别画出冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸加水稀释时导电能力的变化图像。 【解析】 02 电离平衡常数及其应用 1．电离常数 (1)定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 (2)表达式 ①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数 Ka＝____。 ②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数 Kb＝____。 ③对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝ HCOH＋＋CO　Ka2＝ (3)特点 电离常数只与__温度__有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__吸热__的，故温度升高时K__增大__。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 (4)意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__越易__电离，所对应的酸性或碱性相对__越强__。 (5)①填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O __NH3·H2ONH＋OH－__ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH __CH3COOHCH3COO－＋H＋__ Ka＝1.7×10－5 HClO __HClOH＋＋ClO－__ Ka＝4.7×10－8 ②CH3COOH酸性__大于__HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强，K(CH3COOH)＞K(HClO)__。 ③磷酸是三元中强酸 A．磷酸的电离方程式是__H3PO4H＋＋H2PO，H2POH＋＋HPO，HPOH＋＋PO__。 B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝____，Ka2＝____，Ka3＝____。 C．比较大小：Ka1__＞__Ka2__＞__Ka3。 (6)电离平衡常数的4大应用 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判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 ③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 ④判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来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，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 (7)有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) ①已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。 　　　　 　HX　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝＝ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。 则K＝，代入数值求解即可。 ②已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。 　　　　　HX　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 　 　 　 　0 　　 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) 　c(X－) 则K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。 2．电离度 (1)定义 在一定条件下的弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。 (2)表示方法 α＝×100% (3)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。 (4)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越__小__。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越__大__。 【跟踪训练】 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)在一定温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数一定相同。(　√　) (2)电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。(　√　) (4)当弱电解质的浓度增大时，电离程度增大。(　×　) (5)对于1 mol·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，电离程度增大。(　√　) (6)电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。(　×　) (7)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　√　) (8)向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，先增大再减小。(　×　) (9)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。(　×　) (10)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(　×　) (11)对于NH3·H2ONH＋OH－，K＝，表达式中的NH一定是氨水电离提供的。(　×　) (12)常温下向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离平衡常数减小。(　×　) 2．分别测定不同浓度溶液、溶液和溶液的电导率数值，测定结果的数据处理如下表。 溶液 溶液 4839 2478 1252 51.2% 50.5% 溶液 10958 5593 2797 51.0% 50.0% 溶液 267 182 126 68.2% 69.2% 已知：代表溶液的电导率数值；其他条件相同时，电导率越大，溶液导电性越好。下列说法不正确的是 A．由的数据说明电解质的强弱顺序为： B．表中数据说明同等条件下比的导电能力强 C．比值数据能说明存在电离平衡 D．溶液的数据能说明溶液越稀，的电离程度越大 【答案】A 【解析】A．由的数据可知，HCl溶液的电导率最大，NaCl溶液的电导率居中，CH3COOH溶液的电导率最小，而NaCl、HCl均为强电解质，故不能仅由的数据说明三种电解质的强弱，选项A错误； B．同等条件下，HCl溶液与NaCl溶液的浓度相同，氯离子浓度相同，氯离子的导电性相同，二者只有阳离子的种类不同，即H+与Na+，而HCl溶液的电导率大于NaCl溶液的，故表中数据说明同等条件下H+的导电能力比Na+的强，选项B正确； C．由表中数据可知，NaCl溶液、HCl溶液的σ比值与浓度成正比，而CH3COOH溶液的σ比值却大于浓度比，说明CH3COOH存在电离平衡，选项C正确； D．由表中数据可知，CH3COOH的溶液越稀，σ比值越大，说明溶液越稀，CH3COOH的电离程度越大，选项D正确； 故选A。 3．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。下列有关说法正确的是 A．乳酸稀溶液加水稀释的过程中，溶液中减小 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，变小 C．恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量溶液，乳酸的电离常数 D．常温下，体积为的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000mL，若稀释后溶液的pH：醋酸<乳酸，则电离常数：醋酸<乳酸 【答案】D 【解析】A．乳酸为弱酸，加水稀释后氢离子浓度降低，常温下，Kw值恒定，故氢氧根浓度增大，A错误； B．乳酸为弱酸，电离产生氢离子，在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，氢离子浓度增大，乳酸的电离平衡逆向移动，B错误； C．温度不变，电离平衡常数不变，C错误； D．相同pH值的酸稀释相同倍数时，酸性弱的酸的pH值变化小，若稀释后溶液的pH：醋酸<乳酸，则电离常数：醋酸<乳酸，D正确； 故选D。 4．用pH计测定25℃时不同浓度的醋酸的pH，结果如下。根据表中数据得出的结论错误的是 ① ② ③ 浓度/(mol·L-1) 0.0010 0.0100 0.0200 pH 3.88 3.38 3.32 A．根据①可知：醋酸是弱酸 B．根据①②可知c(H＋)：<10 C．根据②③可知水电离的c(H＋)：②>③ D．将③加水稀释至①，醋酸的电离度增大，Ka增大 【答案】D 【解析】A．根据①可知：0.0010mol/L的醋酸溶液中，氢离子浓度为1×10-3.88mol/L，可知醋酸部分电离，所以醋酸是弱酸，故A正确； B．根据①②可知，c(H＋)的比为，故B正确； C．酸电离出的氢离子越多对水电离的抑制作用越大，根据②③可知水电离的c(H＋)：②>③，故C正确； D．将③加水稀释至①，醋酸的电离度增大，Ka不变，故D错误； 选D。 5．25℃时，下列说法错误的是 A．室温下向10 mL 0. 1 mol/L的氨水中加水稀释后，溶液中  的值不变 B．欲证明HA为弱酸，可将pH=3的HA溶液稀释为原体积的10倍，若测得溶液pH=4，可证明HA为弱酸 C．向H2S溶液中加入CuSO4溶液时， H2S电离平衡向右移动 D．在1 mol· L-1(NH4)2S溶液中存在：c(NH3·H2O) +c(OH- )=c(HS-) +2c(H2S)+c(H+ ) 【答案】B 【解析】A．由于温度不变，电离平衡常数不变，故A正确； B．若HA是一元强酸，pH=3的HA溶液中=10-3mol/L，将其稀释10倍，溶液中的=10-4mol/L，溶液的pH=4，若HA是弱酸，=10-3mol/L，稀释使电离平衡正向移动，导致溶液中>10-4mol/L，则溶液的pH<4，因此不能证明HA为弱酸，故B错误； C．向H2S溶液中加入CuSO4溶液时，与结合生成CuS沉淀，c()减小，H2S电离平衡向右移动，故C正确； D．在1 mol· L-1(NH4)2S溶液中存在质子守恒：c(NH3·H2O) +c(OH- )=c(HS-) +2c(H2S)+c(H+ )，故D正确； 答案选B。 6．部分弱酸的电离常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离常数 (25 ℃) K＝1.77 ×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 K＝3.0 ×10－8 按要求回答下列问题： (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为__HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO__。 (2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为__S2＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－__。 (3)按要求书写离子方程式： ①将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中__2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑__ ②将少量CO2气体通入NaClO溶液中__ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO__ ③将少量CO2气体通入Na2S溶液中__CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO__ (4)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__6.0×10－3__mol·L－1。将 SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝__0.62__。 01 酸性、碱性强弱比较 1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) pH 中和碱 的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 __大__ __小__ __相同__ __相同__ __大__ 一元弱酸 __小__ __大__ __小__ 2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较项目 酸 c(H＋) c(酸) 中和碱 的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 __相同__ __小__ __小__ __少__ __相同__ 一元弱酸 __大__ __大__ __多__ (注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。) 3．强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图像 (1)图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图像，要深刻理解以下4点： ①对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pH＜y＋n；无论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于pH＝x的强碱溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就减小n个单位，即pH＝x－n；对于pH＝x的弱碱溶液来说，体积每增大10n倍，pH减小不足n个单位，即pH＞x－n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 ③加水稀释相同倍数后的pH大小；氨水＞NaOH溶液，盐酸＞醋酸。 ④稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水＞NaOH溶液，醋酸＞盐酸。 (2)体积相同、浓度相同的盐酸与醋酸加水稀释图像如图。 若稀释相同倍数，二者浓度仍相同，仍然是盐酸的pH小，但差变小。 4．判断弱酸的三种方法 方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。 方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。 方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验： (1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色。 (2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH＞7。 【跟踪训练】 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)pH＝12的氨水溶液，稀释10倍后pH＝11。(　×　) (2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸＞盐酸。(　×　) (3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸＞盐酸。(　√　) (4)升高温度，CH3COOH的电离程度增大。(　√　) (5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热。(　×　) (6)用乙酸浸泡水壶中的水垢，可将其清除，说明乙酸的酸性小于碳酸的酸性。(　×　) (7)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小。(　×　) (8)向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1。(　×　) (9)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。(　×　) (10)25 ℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液的pH＝7。(　×　) (11)溶质物质的量相同的醋酸溶液和醋酸钠溶液中所含的CH3COO－量相同。(　×　) (12)加水稀释两种pH相同的酸溶液，pH变化大的一定是强酸。(　×　) (13)由1 mol·L－1醋酸溶液pH≈2，推知CH3COOH溶液存在CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋。(　√　) 2．(1)在一定温度下，有a.盐酸b.硫酸c.醋酸三种酸： ①当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__b＞a＞c__(用字母表示，下同)。 ②同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__b＞a＝c__。 ③若三者c(H＋)相同时，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__c＞a＝b__。 ④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，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__a＝b＝c__，反应所需时间的长短关系是__a＝b＞c__。 ⑤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__c＞a＝b__。 ⑥将c(H＋)相同且体积也相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为__c＞a＝b__。 (2)改变下列条件，请写出下列曲线哪条代表盐酸的变化曲线。 【解析】(2)①④⑤ 02 有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例) 已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数 　　　　　　　　HX　 　 H＋　＋　X－ 起始/(mol·L－1): c(HX)始 0 0 平衡/(mol·L－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 则：Ka＝＝。 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka＝，代入数据求解即可。 已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋) 同理可得Ka＝≈， 则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。 【跟踪训练】 1.①25 ℃时，Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 mol·L－1，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为____mol·L－1。 ②常温下，pH＝11的氨水溶液的浓度为a mol·L－1与pH＝3的盐酸等体积混合，当溶液中c(NH)＝c(Cl－)时，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝____。 【解析】　①根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，n(NH)＝n(NO)＝a mol。设加入氨水的浓度为c mol·L－1，混合溶液的体积为V L，由Kb(NH3·H2O)＝＝＝2×10－5mol·L－1，得c＝。 ②根据溶液的电中性原则，有关系式：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，则溶液显中性。HCl溶液的浓度为0.001 mol·L－1，等体积混合溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝×0.001 mol·L－1＝0.000 5 mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1(因为是25 ℃下且为中性)，故混合后溶液中c(NH3·H2O)＝×a mol·L－1－0.000 5 mol·L－1＝(0.5a－0.000 5)mol·L－1，NH3·H2O的电离常数Kb＝＝。 2.硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是强酸，下表是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数。下列说法正确的是(　　) 酸 H2SO4 HNO3 HClO4 K1 6.3×10－9 4.2×10－10 1.6×10－5 A.在冰醋酸中，H2SO4的电离方程式为H2SO42H＋＋SO B．在冰醋酸中，HNO3的酸性最强 C．在冰醋酸中，0.01 mol·L－1的HClO4溶液，其离子总浓度约为4×10－4 mol·L－1 D．高氯酸水溶液与氨水反应的离子方程式为H＋＋NH3·H2O===H2O＋NH 【答案】D 【解析】　在冰醋酸中，H2SO4分步电离，其第一步电离方程式为H2SO4H＋＋HSO，A项错误；根据在冰醋酸中的电离常数，三种酸的酸性强弱顺序为HClO4＞H2SO4＞HNO3，B项错误；设在冰醋酸中0.01 mol·L－1的HClO4溶液的H＋物质的量浓度为x mol·L－1， 　　　　　　　　　　HClO4=H＋＋ClO c(起始)/(mol·L－1) 0.01 0 0 c(变化)/(mol·L－1) x x x c(平衡)/(mol·L－1) 0.01－x x x 则电离常数K＝≈＝1.6×10－5，x＝4×10－4，离子总浓度约为8×10－4 mol·L－1，C项错误；在水溶液中，HClO4是一元强酸，NH3·H2O是一元弱碱，D项正确。 3.碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝__4.2×10－7__。(已知：10－5.60＝2.5×10－6) 【解析】　H2CO3H＋＋HCO K1＝＝＝4.2×10－7。 01 电离平衡中的7个易错点 (1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。 (2)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。 (3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。 (4)稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。 (5)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。 (6)电离平衡右移，电离程度也不一定增大。如稀醋酸中加入冰醋酸。 (7)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。 【跟踪训练】 1．下列叙述不正确的是 A．溶液中，升高温度，减小 B．向溶液中加水稀释，和的电离程度都增大 C．溶液中，加入少量固体，减小 D．加水稀释溶液，由于水的浓度增大，的水解反应正向移动 【答案】D 【解析】A．升高温度，促进醋酸根离子的水解，导致醋酸根离子浓度减小，A正确； B．向HF溶液中加水稀释，HF浓度减小，电离平衡正向进行，电离程度增大，溶液酸性减弱，对水的电离抑制作用减小，则H2O的电离程度增大，B正确； C．溶液中，加入少量NaOH固体，氢氧根离子浓度增大，氢离子浓度减小，使得比值减小，C正确； D．溶液中存在水解平衡：，加水稀释，、、浓度等比例减小，Qc<Ka()，平衡正向移动，与水的浓度无关，D错误； 故选D。 2．常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示： 化学式 HF HClO 电离平衡常数 、 已知：。 下列说法正确的是 A．酸性强弱顺序是 B．物质的量浓度均为的NaF溶液和NaClO溶液，pH大小： C．常温下，物质的量浓度为的HClO溶液的pH约为4.7 D．溶液和NaClO溶液反应的离子方程式为 【答案】C 【解析】A．酸性强弱由K值决定，K越大，酸性越强。因此实际顺序为：HF>H2S>HClO，A错误； B．酸性越弱（K越小），其盐的水解能力越强，溶液碱性越强（pH越大）。HF的K大于HClO的，因此ClO−的水解能力比F−强，NaClO溶液的pH更大，B错误； C．弱酸pH的计算公式：pH=(pKa−lgc)==4.7，C正确； D．ClO−的强氧化性会进一步氧化HS−或H2S，题目给出的方程式未体现氧化还原过程，D错误； 故选C。 3．室温下，对于溶液，下列判断正确的是 A．该溶液中的物质的量为0.1mol B． C．加入少量水，溶液中减小 D．滴加HCl溶液过程中，与之和始终为0.1mol 【答案】D 【解析】A．氨水部分电离，溶液中的物质的量小于，故A错误； B．溶液中存在电荷守恒，，故B错误； C．的电离常数，加水稀释，溶液的碱性减弱，c(OH-)减小，但温度不变，电离常数不变，则溶液中增大，故C错误； D．溶液中氮原子物质的量为，滴加HCl溶液过程中，溶液中始终存在氮元素的物料守恒，，故D正确； 故答案选D。 4．氨水有下列平衡：当其它条件不变时，改变下列条件，平衡向左移动，且增大的是 A．加NaOH B．加盐酸 C．加 D．加同浓度氨水 【答案】C 【解析】A．加NaOH，增加c(OH-)，平衡向逆反应方向进行，c()减少，A错误； B．加盐酸，H＋消耗OH-，平衡向正反应方向进行，c()增大，B错误； C．加NH4Cl，c()增大，平衡向逆反应方向移动，C正确； D．加同浓度氨水，c()不变，平衡不移动，D错误； 故选C。 02 利用电离常数(K)巧判溶液稀释中有关粒子浓度比值大小 弱电解质(HA)加水稀释时，溶液中的H＋、HA、A－的浓度均是降低的，但稀释过程中温度不变，电离常数(K)不变。因此解答弱电解质溶液稀释时粒子浓度比值的变化，可借助电离常数K来解答。 如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，加水稀释，是增大还是减小？ 因为加水稀释时，溶液中c(CH3COOH)和c(CH3COO－)均是减小的，式中存在两个“变量”，不易确定比值的变化情况，利用电离常数(K)将变形为＝＝，由两个“变量”变成一个“变量”，加水稀释时K不变，而c(H＋)减小，故比值增大。 (1)电离常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。 (2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外，还能定量判断电离平衡的移动方向。 (3)在运用电离常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。 【跟踪训练】 1．在25℃时 ，用蒸馏水稀释1mol·L-1的醋酸溶液至0.01 mol·L-1，随溶液的稀释，下列始终保持增大趋势的是 A．c(H+)·cCH3COOH) B． C． D． 【答案】C 【解析】A．加水稀释cCH3COOH)减小，酸性减弱，c(H+)减小，所以c(H+)·cCH3COOH)减小，A不符合题意； B．，加水稀释Ka不变，c(CH3COO-)减小，所以该比值减小，B不符合题意； C．温度不变，Kw不变，c(H+)减小，所以该比值增大，C符合题意； D．，加水稀释Ka不变，c(H+)减小，所以该比值减小，D不符合题意； 综上所述答案为C。 2．下列关于电离常数的说法正确的是 A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka= C．电离常数只受温度影响，与浓度无关 D．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 【答案】C 【解析】A．弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，故A错误； B．醋酸的电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+，所以电离平衡常数表达式为Ka=，故B错误； C．弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，故C正确； D．弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，温度不变电离平衡常数不变，故D错误； 综上所述答案为C。 3．常温下，在pH＝5的HA溶液中存在电离平衡：HAA－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入水时，平衡向右移动，HA电离常数增大. B．加入少量NaA固体，平衡向右移动 C．稍微升高溶液温度，溶液中的c(OH－)增大 D．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减少 【答案】D 【解析】A. 加水稀释促进HA电离，所以平衡向右移动，但是电离平衡常数只与温度有关，温度不变电离平衡常数不变，故A错误； B. 加入少量NaA固体，导致溶液中c(A−)增大而抑制HA电离，所以HA电离平衡向左移动，故B错误； C. 电离平衡吸热，稍微升高溶液温度，平衡正向移动，c(H+)增大，酸性增强则c(OH－)减小，故C错误； D. 加入少量NaOH固体，NaOH和H+反应导致溶液中c(H+)减小而促进HA电离，平衡向右移动，故D正确； 故选D。 4．其他条件不变，升高温度，下列数据不一定增大的是(　   　) A．可逆反应的化学平衡常数K B．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH C．水的离子积常数Kw D．弱酸的电离平衡常数Ka 【答案】A 【分析】根据题意可知，本题考查化学平衡常数的含义，弱电解质在水溶液中的电离平衡，离子积常数，运用温度对反应化学平衡常数、水的离子积常数、电离平衡常数分析。 【解析】A.若正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应移动，化学平衡常数减小，若正反应为吸热反应，升高温度平衡向正反应移动，化学平衡常数增大，可逆反应的化学平衡常数K不一定增大，A项正确； B.醋酸钠水解吸热，升温能够促进其水解，碱性增强，pH增大，B项错误； C.水的电离过程是吸热的，升高温度促进水的电离，升高温度电离程度增大，水的离子积一定增大，C项错误； D.弱酸的电离是吸热过程，升温促进弱电解质的电离，电离度增大，弱酸的电离平衡常数Ka 增大，D项错误； 答案选A。 03 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 1.加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，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CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 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(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 4.电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 【跟踪训练】 1.常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是(　　) A．加入水时，平衡向右移动，CH3COOH电离常数增大 B．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动 C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减小 D．加入少量pH＝5的硫酸溶液，溶液中c(H＋)增大 【答案】C [解析]　加入水时，醋酸的电离平衡向右移动，但是CH3COOH的电离常数不会发生变化，A项错误；加入少量CH3COONa固体，由于c(CH3COO－)增大，电离平衡向左移动，B项错误；加入少量NaOH固体，由于c(OH－)增大，消耗酸电离产生的H＋，使醋酸的电离平衡向右移动，但是由于平衡移动的趋势是微弱的，总的来说c(H＋)减小，C项正确；加入少量pH＝5的硫酸溶液，由于二者的pH相同，所以溶液中c(H＋)不变，D项错误。 2.下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是(　　) A．因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2 B．若V1＞V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸 C．若实验①中，V＝V1，则混合液中c(Na＋)＝c(A－) D．实验②的混合溶液，可能有pH＜7 【答案】C 【解析】　pH均为2的一元酸HA、HB溶液中，两种溶液中H＋浓度相等，酸越弱则酸的浓度越大，与同体积同浓度的氢氧化钠反应时消耗的酸的体积越少，所以消耗体积多的酸性较强：若V1＞V2，则说明HA的酸性比HB的酸性强；若V1＝V2，则说明HA的酸性与HB的酸性相同。因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相对大小，故A错误；由上分析可知，若V1＞V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法说明HA是强酸，故B错误；若实验①中，V＝V1，则HA的物质的量浓度也为0.01 mol·L－1，HA溶液pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合液中c(Na＋)＝c(A－)，故C正确；完全反应后实验②的混合溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，不可能有pH＜7，故D错误。 3．在相同温度时100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0.1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是 A．中和时所需NaOH的量 B．溶液的导电能力 C．H+的物质的量 D．CH3COOH的物质的量 【答案】C 【解析】A．计算两溶液中醋酸的物质的量，n(前)=c1•V1=0.1 L×0.01 mol•L-1=1×10-3 mol，n(后)=c2•V2=0.01 L×0.1 mol•L-1=1×10-3 mol，两者相等，因而中和时消耗的NaOH的量相等，故A错误； B．酸的浓度越大，溶液中离子浓度越大，则导电性越强，故前者小于后者，故B错误； C．醋酸的浓度越大其电离程度越小，由A分析可知，两者醋酸的物质的量相同，前者电离程度大，则溶液中H+的物质的量大，故C正确； D．由A分析可知，溶液中醋酸的总物质的量相等、但电离程度前者大，故未电离的醋酸的物质的量前者小，故D错误； 故选C。 4．关于氨水，下列说法正确的是 A．加水稀释，氨水中所有的离子浓度都减小 B．加水稀释，氨水的电离平衡正向移动，减小 C．加入浓氨水，氨水的电离平衡正向移动，的电离度增大 D．加入浓氨水，水的电离平衡逆向移动，不变 【答案】D 【解析】A．加水稀释，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，由于溶液体积增大占主导，故OH-浓度减下，由于KW不变，故H+浓度增大，A错误； B．加水稀释，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，由于溶液体积增大占主导，溶液中c(NH)减小，溶液中增大，B错误； C．NH3·H2O是弱电解质，溶液越稀电离度越大，当加入浓氨水的时候，溶液浓度变大，电离度变小，C错误； D．温度不变时，加浓氨水，抑制水的电离，水的电离平衡逆向移动，但Kw只与温度有关，温度不变时Kw=c(H+)⋅c(OH−)不变，D正确； 故答案为：D。 01 弱电解质的判断方法 1.在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。 2.浓度与pH的关系。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。 3.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。 4.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1 000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。 【跟踪训练】 1.常温下，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的pH小于7 C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱 D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色 【答案】D 【解析】　若NH3·H2O是强电解质，则0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH＝13，但事实是0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13，所以可证明其是弱电解质，故A项正确，不符合题意；若NH3·H2O为强电解质，则其阳离子NH在溶液中不水解，则0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液显中性，pH＝7，但事实是0.1 mol·L－1 NH4Cl的pH小于7，所以可证明NH3·H2O为弱电解质，故B项正确，不符合题意；相同条件下，浓度相同的NaOH溶液和氨水，若NH3·H2O是强电解质，则二者的导电性应相同，但事实是氨水的导电能力弱，所以可证明NH3·H2O为弱电解质，故C项正确，不符合题意；不论是强碱还是弱碱，均能使无色酚酞试液变红色，故0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色这一事实不能证明NH3·H2O为弱电解质，故D项错误，符合题意。 2．25℃，等体积pH均为4的HA溶液和HB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．初始浓度：HA<HB B．溶液导电能力：m>n C．上述两溶液分别与NaOH反应，HB溶液能消耗更多的NaOH D．若a=5，则HB为强酸 【答案】D 【解析】A．加水稀释促进弱酸电离，pH相同的这两种酸稀释相同倍数，pH变化大的酸性较强，则酸性：HB>HA，初始两种溶液的pH相同，浓度：HA>HB，故A错误； B．n点溶液pH大，离子浓度大，导电能力强，则溶液导电能力：m<n，故B错误； C．初始两种溶液的pH相同，物质的量浓度：HA>HB，则等体积时HA物质的量较大，消耗NaOH较多，故C错误； D．若a=5，开始的pH=4，稀释10倍pH=5，c(H+)为原来的，则HB为强酸，故D正确； 故选D。 3．室温下。能说明乙酸是弱电解质的是（    ） A．乙酸溶液能导电 B．室温下，0.01mol·L-1乙酸溶液的pH>2 C．乙酸可以与金属钠反应放出氢气 D．乙酸溶液能使紫色石茬试液变红 【答案】B 【解析】0.01mol·L-1乙酸溶液的pH>2，氢离子浓度小于0.01mol·L-1，说明乙酸没有完全电离、是弱电解质，则B正确； 答案选B。 4．能证明乙酸是弱酸的实验事实是 A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．常温下，0.1 mol/L CH3COOH溶液的pH等于4 C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【解析】A． CH3COOH具有酸的通性，Fe是比较活泼的金属，醋酸溶液与Fe反应放出H2，但是不能证明其酸性强弱，故A错误； B．CH3COOH是一元弱酸，电离产生的H+浓度小于酸的浓度，0.1 mol/L CH3COOH溶液中c(H+)<0.1mol/L，所以pH大于1，故B正确； C．CH3COOH溶液与NaHCO3反应生成CO2气体，可以证明醋酸的酸性比碳酸强但是不能证明醋酸就是弱酸，故C错误； D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红，只能证明醋酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，故D错误； 故选B。 02 从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 1.从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。 2.从定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后，分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断，应借助化学平衡常数进行定量分析。 【跟踪训练】 1．室温下，进行如下实验： ①向20mL0.1mol/L醋酸溶液中加入20mL0.1mol/LNaOH溶液； ②继续滴加amL0.1mol/L稀盐酸，至溶液的pH=7。 下列说法不正确的是 A．0.1mol/L醋酸溶液pH>1 B．①中反应后溶液： C．②中，a=20 D．②中反应后溶液： 【答案】C 【解析】A．由于醋酸为弱酸，无法完全电离，所以0.1mol/L醋酸溶液的pH>1，A正确； B．①中反应后得到的溶液为醋酸钠溶液，主要离子为钠离子和醋酸根离子，醋酸根离子水解使得溶液显碱性，则醋酸钠溶液显碱性，，B正确； C．盐酸和醋酸钠反应生成醋酸和氯化钠，所得溶液pH=7，则加入盐酸为少量，a<20mL，C错误； D．②中反应后溶液由电荷守恒，，pH=7，则，故，D正确； 故选C。 2．时，已知、，则下列叙述正确的是 A．因，故溶液的大于溶液的 B．等的、溶液分别稀释100倍，溶液中 C．向溶液中滴加溶液至时， D．等物质的量浓度的和混合溶液中， 【答案】D 【解析】A．、溶液的还与浓度有关，相同浓度时溶液的大于溶液的，但选项中浓度未知，A项错误； B．pH相同的HA、HB中A-和B-的浓度相同，加水稀释100倍时，越弱越电离，由于HB的酸性更弱，电离程度更大，则溶液中，B项错误； C．，故，C项错误； D．根据质子守恒，溶液中失去质子数等于得到质子数，A-和B-得到质子生成HA和HB，结合H2O得失质子，可写出质子守恒关系式，D项正确； 答案选D。 3．下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数： 则下列说法中不正确的是 A．碳酸的酸性强于氢硫酸 B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C．常温下，加水稀释醋酸，增大 D．向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变 【答案】C 【解析】A．弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，电离平衡常数Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)，所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确； B．多元弱酸分步电离且每一步都电离出氢离子，所以第二步电离抑制第一步电离，则主要以第一步电离为主，即其酸性主要以第一步电离决定，B正确； C．常温下，加水稀释醋酸，，温度不变，与都不变，故不变C错误； D．电离平衡常数只与温度有关，温度不变电离平衡常数不变，则向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变，D正确； 故答案选C。 学科网（北京）股份有限公司1 / 17 学科网（北京）股份有限公司 $$