第01讲 弱电解质的电离平衡（复习讲义）（天津专用）2026年高考化学一轮复习讲练测

第01讲 弱电解质的电离平衡 目 录 01 考情解码·命题预警 02 体系构建·思维可视 03 核心突破·靶向攻坚 考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 知识点1 弱电解质的电离平衡 知识点2 电离平衡的影响因素 考向1 外界因素对电离平衡的影响 考向2 电离平衡的移动结果分析 考点二 电离平衡常数及应用 知识点1 电离平衡常数 知识点2 电离度 考向1 电离平衡常数的应用 考向2 微粒浓度比值判断 考向3 电离平衡常数的相关计算 04 真题溯源·考向感知 考点要求 考查形式 2025年 2024年 2023年 2022年 电离平衡及其影响因素 选择题 非选择题 —— 天津卷T11,3分 天津卷T16,2分 电离平衡常数及其应用 选择题 非选择题 天津卷T12,3分 天津卷T10,3分 天津卷T11,3分 天津卷T16,6分 考情分析： (1)从考查题型和内容上看，高考命题以选择题和非选择题呈现，考查内容主要有以下两个方面： ①以弱酸、弱碱为载体，考查溶液pH、电离平衡影响因素、离子浓度关系等。 ②以电解质溶液曲线为载体，考查电离常数的计算、离子浓度关系等。 (2)从命题思路上看，侧重以电解质溶液图像、化工流程为载体，根据图像进行电离常数的计算、运用电离常数进行相关计算。 复习目标： 1．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2．理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。 考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 知识点1 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的含义 在一定条件(如______________)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率_______，溶液中各分子和离子的浓度都不再______________，电离过程就达到了电离平衡状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱：研究对象是______________。 (2)等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率_______。 (3)动：电离平衡是一种_______平衡。 (4)定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度_______，溶液里既有_______又有_______。 (5)变：条件改变时，电离平衡______________，各粒子的浓度要______________。 知识点2 电离平衡的影响因素 1．内因 影响电离平衡的内因是电解质本身的______________，通常电解质越弱，电离程度_______。 2．影响电离平衡的外界因素 (1)浓度 电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就_______ (越稀越_______)；浓度越大，电离程度_______。 ①同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向_______方向移动，电离程度_______，但溶液中离子浓度不一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均_______ (参与平衡建立的微粒)，但c(OH－)会_______。 ②增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向_______方向移动，但电解质的电离程度_______。 (2)温度： 弱电解质的电离一般是_______过程，升高温度使电离平衡向_______方向移动，电离程度_______。 (3)同离子效应——加入具有相同离子的物质 加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向___________的方向移动，电离程度_______。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向_______方向移动。 【实例分析】以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表： 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 得分速记 (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、溶液的导电性与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。如CH3COOH溶液加水稀释时，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)反而增大。但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH电离程度减小。 考向1 外界因素对电离平衡的影响 例1 在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D．1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 思维建模 一元强酸和一元弱酸与金属或碱反应特点 (1)相同浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析 项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率 一元强酸 相同 相同 开始时强酸的反应速率大，一段时间后弱酸的反应速率大 一元弱酸 (2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析 项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率 一元强酸 小 少 开始时二者相同，一段时间后弱酸的速率保持较大 一元弱酸 大 多 【变式训练1·变考法】常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH稀溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0，关于该电离平衡，下列叙述不正确的是( ) A．适当升高温度，平衡正向移动 B．加入少量CaCO3粉末，平衡正向移动 C．加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．滴加少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中增大 【变式训练2·变载体】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溶液恰好中和，消耗NaOH溶液体积：c<a<b 考向2 电离平衡的移动结果分析 例2 (2024·天津高三模拟)人体的体液中存在平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是( ) A．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定 B．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定 C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小 D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小 思维建模 判断弱电解质的方法 (1)判断弱电解质的三个角度 ①弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 ②弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 ③弱电解质形成的盐类能水解。 (2)以冰醋酸稀释为例分析稀释过程中pH的变化 ①冰醋酸稀释过程中，pH先减小后增大，其中O→b为冰醋酸溶解并建立平衡过程，b→c为醋酸溶液稀释后平衡移动过程。 ②强酸溶液稀释10倍，pH增大1；弱酸溶液稀释10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀释10倍，4<pH<5。 ③pH相等的弱酸溶液稀释相同倍数，弱酸酸性越弱，pH变化越小。例如体积均为10 mL、pH＝2的HA、HB溶液，分别加水稀释至1 000 mL，则HB的电离常数大于HA的电离常数。 【变式训练1·变考法】将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释至0.01 mol·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是( ) A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小 B．稀释后溶液中c(OH－)变为稀释前的 C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动 D．稀释过程中溶液中增大 【变式训练2·变载体】【次磷酸的电离平衡分析】次磷酸(H3PO2)是一种一元弱酸，可用作杀菌剂、神经系统的强壮剂。H3PO2在水中存在电离平衡：H3PO2H2PO＋H＋，下列有关说法不正确的是( ) A．升高温度，平衡正向移动，溶液中增大 B．加水稀释，平衡正向移动，溶液中c(H＋)增大 C．加入少量NaOH(s)，平衡正向移动，溶液中c(H2PO)增大 D．加入少量KH2PO2(s)，平衡逆向移动，溶液导电能力增强 考点二 电离平衡常数及应用 知识点1 电离平衡常数 1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子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表示。 2．电离平衡常数的表示方法 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： ABA＋＋B－　K＝______________。 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝______________； NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝______________。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝______________； HCOH＋＋CO Ka2＝______________。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1_______Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由______________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．特点 (1)电离平衡常数与_______有关，与浓度无关，升高温度，K_______。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越_______，酸性或碱性_______。 (3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1_____Ka2_____Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 知识点2 电离度 1．概念和表示方法 (1)概念：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，____________的电解质分子数占______________总数的百分比。 (2)表示方法 α＝×100% 2．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_____。 3．电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系 ①一元弱酸(以CH3COOH为例) 设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α 　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始(mol·L－1) c 0 0 转化(mol·L－1) c·α c·α c·α 平衡(mol·L－1) c－cα≈c c·α c·α Ka＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα＝。 ②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb) 同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 考向1 电离平衡常数的应用 例1 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡常数(25℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 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)相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 _______________________________________________。 (3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。 ①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑ ②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO ③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO ④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO ⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O 思维建模 电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 相同条件下，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）强弱 相同条件下，对应酸或碱的电离常数越大，盐的水解程度越小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱。 (3)比较酸根离子结合质子(H+)的能力 相同条件下，酸性越弱，对应的酸根离子结合质子(H+)的能力越强。 【变式训练1·变题型】已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 下列推断正确的是(　　) A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO===HCO＋Y－ D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 【变式训练2·变考法】由表格中的电离常数判断可以发生的反应是( ) 化学式 电离常数 HClO Ka＝3×10－8 mol·L－1 H2CO3 Ka1＝4.4×10－7 mol·L－1 Ka2＝4.7×10－11 mol·L－1 A．NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3 B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2O C．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3 D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3 考向2 微粒浓度比值判断 例2 常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 (1)________； (2)________； (3)________； (4)________； (5)________。 思维建模 判断溶液中微粒浓度比值的三种方法 (1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。 (2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7mol·L－1，故比值变小。 (3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。 【变式训练1·变考法】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( ) 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 K1 K2 K3 K4 K5 A．据表可得：弱电解质溶液的浓度越低，电离度越大，且K1>K2>K3＝0.01 B．常温时，若在NaZ溶液中加少量盐酸，则的值变大 C．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小 D．在相同温度下，电离平衡常数：K5>K4>K3 考向3 电离平衡常数的相关计算 例3 (1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中加入等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性，不考虑盐酸和醋酸的挥发，则CH3COOH的电离常数Ka＝__________ (用含a和b的代数式表示)。 (2)已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋ Ka1，HC2OC2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 则常温下： ①Ka1＝________。 ②Ka2＝________。 ③pH＝2.7时，溶液中＝____________________。 思维建模 有关电离平衡常数的计算方法 (1)混合溶液中弱酸的电离常数的计算 ①书写酸与碱混合反应或酸与盐混合反应的化学方程式，确定生成弱酸(或剩余弱酸)的浓度； ②根据电荷守恒、元素质量守恒，确定弱酸根离子的浓度；结合溶液的pH或其他信息确定c(H＋)； ③代入弱酸的电离平衡常数表达式，求出弱酸的电离常数。 (2)根据图像计算电离平衡常数的步骤 ①根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。 ②分析图像中横、纵坐标代表的含义，确定图中曲线代表的微粒种类。 ③选择曲线上的特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。 【变式训练1·变载体】【多元弱酸的电离平衡常数的计算】常温下，联氨(N2H4)在水溶液中分步发生电离：①N2H4＋H2ON2H＋OH－　Ka1；②N2H＋H2ON2H＋OH－　Ka2。该溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随pOH[pOH＝－lg c(OH－)]变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( ) A．给N2H4的水溶液中加水稀释，电离程度逐渐增大 B．电离常数Ka1：A<B＝D<C C．据图中A点可求：Ka1＝10－6 D．图D点溶液的c(OH－)＝10－10.5 mol·L－1 【变式训练2·变考法】已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 (1)写出亚磷酸的电离方程式：___________________________、____________________________。 (2)表示pH与lg 的变化关系的曲线是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。 (3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________。 1．（天津卷2024，T12）甲胺(CH3NH2)水溶液中存在以下平衡：CH3NH2+H2OCH3NH+OH-。已知：25℃时，CH3NH2的Kb=4.2×10-4，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5。下列说法错误的是( ) A．CH3NH2的 B．CH3NH2溶液中存在 C．25℃时，0.1mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L CH3NH3Cl溶液相比，NH4Cl溶液中的c(H+)小 D． 0.01mol/L CH3NH2溶液与相同浓度的CH3NH3Cl溶液以任意比例混合，混合液中存在 2. （天津卷2023，T10）在浓度为0.1mol/L的溶液中，如下说法正确的是( ) A. 溶液中浓度最大的离子是 B. C. D. 磷酸第二步电离平衡的平衡常数表达式为 3.（天津卷2023，T11）下表列出25℃时不同羧酸的pKa (即-lgKa)。根据表中的数据推测，结论正确的是( ) 羧酸 CH3COOH CH2FCOOH CH2ClCOOH CH2BrCOOH pKa 4.76 2.59 2.87 2.90 A. 酸性强弱：CH2ICOOH> CH2BrCOOH B. 对键合电子的吸引能力强弱：F<Cl<Br C. 25℃时的pKa大小：CHF2COOH < CH2FCOOH D. 25℃时0.1mol/L溶液的碱性强弱：CH3COONa< CH2ClCOONa 4. （天津卷2022，T16，节选）（3）H2S的电离方程式为___________。25℃时，H2S溶液中H2S、HS-、S2-在含硫粒子总浓度中所占分数随溶液pH的变化关系如图2，由图2计算，H2S的___________，___________。再生反应在常温下进行，解离出的易与溶液中的形成沉淀。若溶液中的，，为避免有FeS沉淀生成，应控制溶液pH不大于___________(已知25℃时，FeS的为)。 1 / 24 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第01讲 弱电解质的电离平衡 目 录 01 考情解码·命题预警 02 体系构建·思维可视 03 核心突破·靶向攻坚 考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 知识点1 弱电解质的电离平衡 知识点2 电离平衡的影响因素 考向1 外界因素对电离平衡的影响 考向2 电离平衡的移动结果分析 考点二 电离平衡常数及应用 知识点1 电离平衡常数 知识点2 电离度 考向1 电离平衡常数的应用 考向2 微粒浓度比值判断 考向3 电离平衡常数的相关计算 04 真题溯源·考向感知 考点要求 考查形式 2025年 2024年 2023年 2022年 电离平衡及其影响因素 选择题 非选择题 —— 天津卷T11,3分 天津卷T16,2分 电离平衡常数及其应用 选择题 非选择题 天津卷T12,3分 天津卷T10,3分 天津卷T11,3分 天津卷T16,6分 考情分析： (1)从考查题型和内容上看，高考命题以选择题和非选择题呈现，考查内容主要有以下两个方面： ①以弱酸、弱碱为载体，考查溶液pH、电离平衡影响因素、离子浓度关系等。 ②以电解质溶液曲线为载体，考查电离常数的计算、离子浓度关系等。 (2)从命题思路上看，侧重以电解质溶液图像、化工流程为载体，根据图像进行电离常数的计算、运用电离常数进行相关计算。 复习目标： 1．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2．理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。 考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 知识点1 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的含义 在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率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，电离过程就达到了电离平衡状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱：研究对象是弱电解质。 (2)等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。 (3)动：电离平衡是一种动态平衡。 (4)定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。 (5)变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。 知识点2 电离平衡的影响因素 1．内因 影响电离平衡的内因是电解质本身的结构和性质，通常电解质越弱，电离程度越小。 2．影响电离平衡的外界因素 (1)浓度 电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程度越小。 ①同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH－)会增大。 ②增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动，但电解质的电离程度减小。 (2)温度： 弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。 (3)同离子效应——加入具有相同离子的物质 加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离的方向移动。 【实例分析】以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表： 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 向右移动 增大 增大 增大 增强 加H2O 向右移动 减小 增大 增大 减弱 通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强 加少量NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强 加少量CH3COONa (s) 向左移动 减小 减小 减小 增强 加少量CH3COOH 向右移动 增大 增大 减小 增强 得分速记 (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、溶液的导电性与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。如CH3COOH溶液加水稀释时，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)反而增大。但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH电离程度减小。 考向1 外界因素对电离平衡的影响 例1 在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D．1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 答案　C 解析　2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H＋)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁已接近反应结束，c(H＋)较小，反应速率较小，故B错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，用1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故C正确、D错误。 思维建模 一元强酸和一元弱酸与金属或碱反应特点 (1)相同浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析 项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率 一元强酸 相同 相同 开始时强酸的反应速率大，一段时间后弱酸的反应速率大 一元弱酸 (2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析 项目 酸 中和碱的能力 与足量Mg反应产生H2的量 与足量Mg反应过程中的速率 一元强酸 小 少 开始时二者相同，一段时间后弱酸的速率保持较大 一元弱酸 大 多 【变式训练1·变考法】常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH稀溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0，关于该电离平衡，下列叙述不正确的是( ) A．适当升高温度，平衡正向移动 B．加入少量CaCO3粉末，平衡正向移动 C．加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．滴加少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中增大 答案 D 解析　醋酸的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，电离程度增大，A正确；加入CaCO3粉末与H＋反应放出CO2，溶液中c(H＋)减小，平衡正向移动，B正确；加入少量CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，C正确；滴加少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，c(H＋)增大，平衡逆向移动；c(CH3COO－)减小，c(CH3COOH)增大，故减小，D错误。 【变式训练2·变载体】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溶液恰好中和，消耗NaOH溶液体积：c<a<b 答案 C 解析　由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b，A错误；加水的体积越大，越有利于CH3COOH的电离，故电离程度：c>b>a，B错误；用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小，C正确；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NaOH溶液的体积：a＝b＝c，D错误。 考向2 电离平衡的移动结果分析 例2 (2024·天津高三模拟)人体的体液中存在平衡：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是( ) A．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定 B．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定 C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小 D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小 答案 C 解析　若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，根据勒夏特列原理推知，c(H＋)减小，则体液的pH增大。 思维建模 判断弱电解质的方法 (1)判断弱电解质的三个角度 ①弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 ②弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 ③弱电解质形成的盐类能水解。 (2)以冰醋酸稀释为例分析稀释过程中pH的变化 ①冰醋酸稀释过程中，pH先减小后增大，其中O→b为冰醋酸溶解并建立平衡过程，b→c为醋酸溶液稀释后平衡移动过程。 ②强酸溶液稀释10倍，pH增大1；弱酸溶液稀释10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀释10倍，4<pH<5。 ③pH相等的弱酸溶液稀释相同倍数，弱酸酸性越弱，pH变化越小。例如体积均为10 mL、pH＝2的HA、HB溶液，分别加水稀释至1 000 mL，则HB的电离常数大于HA的电离常数。 【变式训练1·变考法】将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释至0.01 mol·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是( ) A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小 B．稀释后溶液中c(OH－)变为稀释前的 C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动 D．稀释过程中溶液中增大 答案 D 解析　温度不变，水的电离常数不变，稀释后c(OH－)减小，c(H＋)增大，A错误；NH3·H2O为弱电解质，稀释后溶液中c(OH－)大于稀释前的，B、C错误；同一溶液中，＝，稀释过程中电离平衡向右移动，故n(OH－)增大，n(NH3·H2O)减小，故增大，D正确。 【变式训练2·变载体】【次磷酸的电离平衡分析】次磷酸(H3PO2)是一种一元弱酸，可用作杀菌剂、神经系统的强壮剂。H3PO2在水中存在电离平衡：H3PO2H2PO＋H＋，下列有关说法不正确的是( ) A．升高温度，平衡正向移动，溶液中增大 B．加水稀释，平衡正向移动，溶液中c(H＋)增大 C．加入少量NaOH(s)，平衡正向移动，溶液中c(H2PO)增大 D．加入少量KH2PO2(s)，平衡逆向移动，溶液导电能力增强 答案 B 解析　H3PO2的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，c(H2PO)增大，c(H3PO2)减小，故增大，A正确；加水稀释，平衡正向移动，n(H＋)增大，但溶液体积(V)变化更大，故溶液中c(H＋)减小，B错误；加入少量NaOH(s)，OH－与H＋结合生成H2O，c(H＋)减小，平衡正向移动，故溶液中c(H2PO)增大，C正确；加入少量KH2PO2(s)，c(H2PO)增大，平衡逆向移动，由于溶液中离子总浓度增大，故溶液导电能力增强，D正确。 考点二 电离平衡常数及应用 知识点1 电离平衡常数 1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子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表示。 2．电离平衡常数的表示方法 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： ABA＋＋B－　K＝。 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝； NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝； HCOH＋＋CO Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：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．特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 (3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 知识点2 电离度 1．概念和表示方法 (1)概念：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，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% 2．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。 3．电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系 ①一元弱酸(以CH3COOH为例) 设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α 　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始(mol·L－1) c 0 0 转化(mol·L－1) c·α c·α c·α 平衡(mol·L－1) c－cα≈c c·α c·α Ka＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα＝。 ②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb) 同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 考向1 电离平衡常数的应用 例1 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡常数(25℃) Ka＝1.77×10－4 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 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)相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 _______________________________________________。 (3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。 ①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑ ②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO ③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO ④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO ⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O 答案　(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO (2)S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－ (3)①②④ 思维建模 电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 相同条件下，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）强弱 相同条件下，对应酸或碱的电离常数越大，盐的水解程度越小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱。 (3)比较酸根离子结合质子(H+)的能力 相同条件下，酸性越弱，对应的酸根离子结合质子(H+)的能力越强。 【变式训练1·变题型】已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 下列推断正确的是(　　) A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO===HCO＋Y－ D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 答案　A 解析　根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，故A正确，C、D错误；酸越弱，其对应的盐的水解能力越强，故相同条件下溶液的碱性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，故B错误。 【变式训练2·变考法】由表格中的电离常数判断可以发生的反应是( ) 化学式 电离常数 HClO Ka＝3×10－8 mol·L－1 H2CO3 Ka1＝4.4×10－7 mol·L－1 Ka2＝4.7×10－11 mol·L－1 A．NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3 B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2O C．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3 D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3 答案 D 解析　依据电离常数分析可知酸性由强至弱的顺序为H2CO3>HClO>HCO，根据强酸可以制取弱酸分析，A项与HClO>HCO矛盾，错误；B项与H2CO3>HClO矛盾，错误；C项与H2CO3>HClO>HCO矛盾，反应应该生成碳酸氢钠，错误；D项，与H2CO3>HClO>HCO吻合，正确。 考向2 微粒浓度比值判断 例2 常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 (1)________； (2)________； (3)________； (4)________； (5)________。 答案　(1)变小　(2)变大　(3)变小　(4)不变 (5)不变 解析　(1)将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增大因而其比值变小。 (2)将该式变为＝或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大因而其比值变大。 (5)将该式变为＝，故比值不变。 思维建模 判断溶液中微粒浓度比值的三种方法 (1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。 (2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7mol·L－1，故比值变小。 (3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。 【变式训练1·变考法】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( ) 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 K1 K2 K3 K4 K5 A．据表可得：弱电解质溶液的浓度越低，电离度越大，且K1>K2>K3＝0.01 B．常温时，若在NaZ溶液中加少量盐酸，则的值变大 C．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小 D．在相同温度下，电离平衡常数：K5>K4>K3 答案 D 解析　由表中HX的数据可知，弱电解质溶液的浓度越小，HX的电离度越大；电离平衡常数只与温度有关，则有K1＝K2＝K3，A错误；在NaZ溶液中加少量盐酸，Z－结合H＋生成HZ，n(Z－)减小，n(HZ)增大，故的值减小，B错误；HX的浓度越大，其电离度越小，但电离产生的c(X－)越大，故表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)浓度逐渐增大，C错误；相同条件下，弱酸的电离度越大，则酸性越强，其电离常数越大，故相同温度下，电离平衡常数为K5>K4>K3，D正确。 考向3 电离平衡常数的相关计算 例3 (1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中加入等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性，不考虑盐酸和醋酸的挥发，则CH3COOH的电离常数Ka＝__________ (用含a和b的代数式表示)。 (2)已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋ Ka1，HC2OC2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 则常温下： ①Ka1＝________。 ②Ka2＝________。 ③pH＝2.7时，溶液中＝____________________。 答案 (1)×10－7 (2)①10－1.2　②10－4.2　③1 000 解析　(1)向CH3COONa溶液中加入盐酸，发生反应：CH3COONa＋HCl===CH3COOH＋NaCl，由于是等体积混合，则反应后溶液中溶质c(CH3COOH)＝ mol·L－1；据电荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(Cl－)，由于溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，则有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)，代入数据： mol·L－1＝c(CH3COO－)＋ mol·L－1，可得c(CH3COO－)＝ mol·L－1，故CH3COOH的电离常数Ka＝＝×10－7。 (2)①由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10－1.2。②pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝10－4.2。③由电离常数表达式可知＝＝＝1 000。 思维建模 有关电离平衡常数的计算方法 (1)混合溶液中弱酸的电离常数的计算 ①书写酸与碱混合反应或酸与盐混合反应的化学方程式，确定生成弱酸(或剩余弱酸)的浓度； ②根据电荷守恒、元素质量守恒，确定弱酸根离子的浓度；结合溶液的pH或其他信息确定c(H＋)； ③代入弱酸的电离平衡常数表达式，求出弱酸的电离常数。 (2)根据图像计算电离平衡常数的步骤 ①根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。 ②分析图像中横、纵坐标代表的含义，确定图中曲线代表的微粒种类。 ③选择曲线上的特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。 【变式训练1·变载体】【多元弱酸的电离平衡常数的计算】常温下，联氨(N2H4)在水溶液中分步发生电离：①N2H4＋H2ON2H＋OH－　Ka1；②N2H＋H2ON2H＋OH－　Ka2。该溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随pOH[pOH＝－lg c(OH－)]变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( ) A．给N2H4的水溶液中加水稀释，电离程度逐渐增大 B．电离常数Ka1：A<B＝D<C C．据图中A点可求：Ka1＝10－6 D．图D点溶液的c(OH－)＝10－10.5 mol·L－1 答案 B 解析　给N2H4的水溶液中加水稀释，电离平衡正向移动，故电离程度逐渐增大，A正确；电离常数只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故电离常数Ka1：A＝B＝D＝C，B错误；题图中A点δ(N2H4)＝δ(N2H)，pOH＝6，此时c(N2H4)＝c(N2H)、c(OH－)＝10－6 mol·L－1，则N2H4的电离常数Ka1＝＝c(OH－)＝10－6，C正确；同理，据题图中C点计算电离常数Ka2＝＝c(OH－)＝10－15，题图中D点溶液中δ(N2H4)＝δ(N2H)，则有Ka1·Ka2＝10－6×10－15＝c2(OH－)，解得c(OH－)＝10－10.5 mol·L－1，D正确。 【变式训练2·变考法】已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 (1)写出亚磷酸的电离方程式：___________________________、____________________________。 (2)表示pH与lg 的变化关系的曲线是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。 (3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________。 答案　(1)H3PO3H2PO＋H＋　H2POHPO＋H＋　(2)Ⅰ　(3)10－1.4 解析　Ka1＝，Ka2＝，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同或时，曲线Ⅱ对应的c(H＋)较大，为第一步电离，曲线 Ⅰ 对应的c(H＋)较小，为第二步电离，选用曲线Ⅱ中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝＝10×10－2.4＝10－1.4。 1．（天津卷2024，T12）甲胺(CH3NH2)水溶液中存在以下平衡：CH3NH2+H2OCH3NH+OH-。已知：25℃时，CH3NH2的Kb=4.2×10-4，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5。下列说法错误的是( ) A．CH3NH2的 B．CH3NH2溶液中存在 C．25℃时，0.1mol/L NH4Cl溶液与0.1mol/L CH3NH3Cl溶液相比，NH4Cl溶液中的c(H+)小 D． 0.01mol/L CH3NH2溶液与相同浓度的CH3NH3Cl溶液以任意比例混合，混合液中存在 【答案】C 【解析】A．由的水解方程式可知，的，A正确；B．由的电离方程式及电荷守恒可知，溶液中存在，B正确；C．由的，的，碱性，由越弱越水解可得，时，溶液与溶液相比，溶液中的大，C错误；D．溶液与相同浓度的溶液以任意比例混合，由物料守恒得，混合液中存在，D正确；故选C。 2. （天津卷2023，T10）在浓度为0.1mol/L的溶液中，如下说法正确的是( ) A. 溶液中浓度最大的离子是 B. C. D. 磷酸第二步电离平衡的平衡常数表达式为 【答案】B 【解析】A．在水溶液中完全电离生成Na+和，又发生电离和水解，则溶液中浓度最大的离子是Na+，故A错误；B．根据NaH2PO4溶液中的物料守恒可得：c(Na+)=c()+c(PO)+c(HPO)+c(H3PO4)=0.1mol/L，故B正确；C．根据NaH2PO4溶液中的电荷守恒可得：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(H2PO)+2c(HPO)+3c(PO)，故C错误；D．磷酸第二步电离方程式为：，电离平衡的平衡常数表达式为，故D错误；故选B。故选：B。 3.（天津卷2023，T11）下表列出25℃时不同羧酸的pKa (即-lgKa)。根据表中的数据推测，结论正确的是( ) 羧酸 CH3COOH CH2FCOOH CH2ClCOOH CH2BrCOOH pKa 4.76 2.59 2.87 2.90 A. 酸性强弱：CH2ICOOH> CH2BrCOOH B. 对键合电子的吸引能力强弱：F<Cl<Br C. 25℃时的pKa大小：CHF2COOH < CH2FCOOH D. 25℃时0.1mol/L溶液的碱性强弱：CH3COONa< CH2ClCOONa 【答案】C 【解析】A．根据电负性F＞Cl＞Br＞I，CH2FCOOH、CH2ClCOOH、CH2BrCOOH的酸性逐渐减弱，则酸性CH2ICOOH＜CH2BrCOOH，A错误；B．电负性越大，对键合电子的吸引能力越强，电负性：F>Cl>Br，对键合电子的吸引能力强弱：F>Cl>Br，B错误；C．F是吸电子基团，F原子个数越多，吸电子能力越强，使得羧基中O—H键极性增强，更易电离，酸性增强，则25℃时的pKa大小：CHF2COOH<CH2FCOOH，C正确；D．根据pKa知，相同浓度下酸性CH3COOH＜CH2ClCOOH，酸性越强，其对应盐的水解程度越弱，碱性越弱，则相同浓度下碱性：CH2ClCOONa＜CH3COONa，D错误；故答案为：C。 4. （天津卷2022，T16，节选）（3）H2S的电离方程式为___________。25℃时，H2S溶液中H2S、HS-、S2-在含硫粒子总浓度中所占分数随溶液pH的变化关系如图2，由图2计算，H2S的___________，___________。再生反应在常温下进行，解离出的易与溶液中的形成沉淀。若溶液中的，，为避免有FeS沉淀生成，应控制溶液pH不大于___________(已知25℃时，FeS的为)。 【答案】（3）H2S H++HS-或H2S+H2O H3O++HS- 1.0×10-7 1.0×10-13 8 【解析】H2S是二元弱酸，其电离是一步一步电离，主要以第一步电离为主，因此其电离方程式为H2S H++HS-或H2S+H2O H3O++HS-；根据题意pH=7时H2S、HS-的所占分数相等，因此H2S的，pH=13时HS-、S2-的所占分数相等，则。再生反应在常温下进行，解离出的易与溶液中的S2-形成沉淀。若溶液中的，根据得到，根据和，得到，pH=8，因此为避免有FeS沉淀生成，应控制溶液pH不大于8。 1 / 24 学科网（北京）股份有限公司 $$