9.1 电离平衡-【高考零起点】2026年新高考化学总复习（艺考）

(2)H2当温度高于T1,CaC0,(s)已完全分解，只发 生反应Ⅱ，温度升高，反应Ⅱ逆向移动，所以C02的摩尔 分数减小 (3) 090.5不变不变 [解析](1)已知三个反应： I.C(s)+H,0(g)C0(g)+H2(g) Ⅱ.C0(g)+H20(g)C02(g)+H2(g) MI.CaO(s)+CO2(g)=CaCO3(s) 设目标反应C(s)+Ca0(s)+2H20(g)CaC0,(s) +2H2(g)为V,根据盖斯定律，V=I+Ⅱ+Ⅲ，所以△H= △H1+△H2+△H30 (2)图示温度范围内C(s)已完全反应，则反应I已 经进行完全，反应Ⅱ和Ⅲ均为放热反应，从开始到T1,温 度不断升高，反应Ⅱ和Ⅲ逆向移动，依据反应Ⅱ，H2量减 小，摩尔分数减小，C0量升高，摩尔分数，且二者摩尔分 数变化斜率相同，所以a曲线代表H2的摩尔分数的变 化，则C曲线代表CO,的摩尔分数随温度的变化，开始到 T1,C02的摩尔分数升高，说明在这段温度范围内，反应 Ⅲ占主导，当温度高于T1,CaC03(s)已完全分解，只发生 反应Ⅱ，所以C02的摩尔分数减小。 (3)①压力p下、温度为T。时，H2、C0、C02和摩尔分 数分别为0.50、0.15、0.05，则H20(g)的摩尔分数为1- 0.5-0.15-0.05=0.3,则反应C0(g）+H20(g)=C02 (g)+H2(g)的平衡常数K。= p(C02)p(H2) p(C0)p(H20) 0.05p×0.5p_5 0.15p×0.3p9 ②气体总物质的量为4.0mol,则H2、C0、C02和Ho 的物质的量分别为2mol、0.6mol、0.2mol和1.2mol,设 T。时，反应(I)、反应（Ⅱ）和反应（Ⅲ）变化的物质的量分 别xmol、ymol、zmol,即 C(s)+H20(g)-C0(g)+H2(g) 变化量/mol xx C0(g)+H20(g)=C02(g)+H2(g) 变化量/moly y y y Ca0(s)+C02(g)-=CaC03(s) 变化量/molz 平衡时，n(H2)=xmol+ymol=2mol,n(C0)=xmol- y mol=0.6 mol,n(CO2)=y mol-z mol=0.2 mol,=0. 5,则此时CaC03(s)的物质的量为0.5mol。反应（Ⅲ）的 1 KI2(C0),若向平衡体系中加入少量C0,气体，温度 不变，K。不变，则重新达平衡后，P(C02)不变。由反应 T)得K。=PCC),由反应（Ⅱ）得K。n= 发-8人6wo不 变，则p(C0)也不变。 ③若向平衡体系中通入少量C02(g),重新达平衡 后，反应Ca0(s)+C0,(g)—Cac0,()的K,p(C0,) 1 温度不变，K。不变，则分压p(CO2)不变；体系中增加了 C02(g),若反应Ⅱ逆向移动，在C02分压不变的前提下， C0、H20的分压增大，H2分压减小，则反应Ⅱ的K。将会 发生变化，与事实不符，所以为了保证Ⅱ的K。也不变，最 终所有物质的分压均不变，即p(CO)不变。 第九章水溶液中的离子平衡 第一节电离平衡 1.A[解析]K(HCN)=c(H):c(CN)= c(HCN) 5×10-6×5×10-6 =5×1010,选A。 5×102 2.B[解析]根据HA在水中的电离度可算出 c(H)=0.1×0.1%mol·L1=104mol·L1,所以pH=4, A正确；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向 电离的方向移动，所以c(H)将增大，pH会减小，B错 误；可由平衡常数表达式算出K=c(H):(A)=1x c(HA) 10”,C正确。c(H)=104mol·L,所以c(H,水电 离)=100mol·L1,前者是后者的10倍，D正确。 3D[解析]HF属于弱酸，在水溶液中发生部分电 离。向浓度为0.1mol·L的HF溶液加水不断稀释，促 进电离，平衡正向移动，电离程度增大，但由于体积增大， 所以c(H)不断减小。电离平衡常数只与温度有关， K(H)不支。K(HP)=()XaF）,当F溶液加水 c(HF) 不断稀释，促进电离，c(F)不断减小，K(HF)不变，则 c(H)增大，D项符合题意。 c(HF) 4.C[解析]①电解质的强弱与溶解性无关，不溶于 水的盐可能是强电解质，CaCO3、BaSO4均是强电解质，错 误；②绝大多数的盐属于强电解质，少部分盐属于弱电解 质，如醋酸铅就属于弱电解质，错误；③弱电解质包括弱 酸、弱碱、水，正确；④强酸溶液中的浓度不一定大于 弱酸溶液中的H浓度，H浓度与酸的浓度、分子中氢离 子的个数以及电离程度有关，与电解质的强弱无关，错 误：⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴 阳离子，正确；⑥酸为共价化合物，在熔融态时均不导电， 只有溶于水时才导电，错误。 5.D「解析1①电离度α与电解质的浓度有关，浓 度越大，电离程度越小，浓度越小，电离程度则越大，故① 错误；②弱电解质的电离过程为吸热反应，升高温度，电 离程度增大，则电离度增大，故②正确；③在相同条件下， 电离度大小说明了弱电解质的电离程度强弱，则α值的 大小可以表示弱电解质的相对强弱，故③正确：④α值越 大，只能说明电离程度越强，电离出的离子的物质的量越 大，由于离子浓度与溶质总浓度有关，则溶液中离子浓度 不一定越大，故④错误；⑤电离度α值增大，弱电解质的 电离程度增大，则电解质电离出的离子的物质的量也一 定增大，但是溶液中其他离子浓度不一定增大，如：亚硫 酸氢钠溶液，高温度后亚硫酸氢根离子电离程度增大，溶 液中氢离子、亚硫酸根离子物质的量增大，但是溶液中亚 硫酸氢根离子的物质的量减小，故⑤错误；故选D。 6.D[解析]0.1mol·L的NH3·H20中c(OH) 小于0.1mol·L1,说明部分电离，A项事实能说明； 0.1mol·L1的NH,Cl溶液呈酸性，说明NH水解，B项 事实能说明；同浓度时，氨水的导电能力弱于一元强碱， 说明部分电离，C项事实能说明；D项，只能说明NH3· H20显碱性，不能说明其是弱碱，符合题意。 7D[解析]白醋使紫色石蕊变红只能说明白醋显 酸性，不能说明其是强电解质还是弱电解质，A错；电解 质能使胶体发生聚沉，豆浆属于胶体，说明白醋使电解 质，但不能说明是强电解质还是弱电解质，B错：蛋壳的 主要成分为CaCO3,C选项只能说明醋酸酸性比碳酸强， 不能说明醋酸是弱电解质。依题意，如果醋酸完全电离， 则pH=1,所以PH为2~3说明醋酸未完全电离，是弱电 解质，D正确。 8.BD[解析]A.线L表示gc(Hg)的变化情况， A正确；B.已知Hgl2(s)=Hgl2(aq)的化学平衡常数K =c[HgL2(aq)],温度不变，平衡常数不变，故随c(I厂)增 大，c[Hgl2(aq)]始终保持不变，B错误；C.曲线2方程为 lgc(Hg2+)=gK1+lgc(Hgl2)-2lgc(I),曲线1方程为 lgc(Hg*)=lgK2+lgc(Hg2)-lgc(T「)，即有①b=lgK1t lgc(Hg2)-2a,②b=lgK2+lgc(Hgl2)-a,联合①②可知 得：u=lgK,-gK,=g父，C正确；D,溶液中的初始溶质 为HgL2,但改变c(厂)时，可能会加入I「，根据原子守恒 可知，该溶液中I元素与Hg元素的物质的量之比不是始 终为2：1，D错误。 9.C[解析]A.根据分析，线Ⅱ表示CH,CO0的变 化情况，故A项错误；B.由图可知，当c(CHC0OH)= c(CH,CO0)时（即线I和线Ⅱ的交点），溶液的pH=m, 则CH,CO0H的电离平衡常数K,= c(H)·c(CH,C00）10,故B项错误；C.pH=n时 c(CH,COOH) c(H)·c(CH,CO0) =10m,c（CH,C00)）= c(CHCOOH) 10(CH,CooH)1(CH,COoH),Ag'+CH,Coo c(H*) c(CHCOOAg) =CH3C00Ag(aq)的K= (Ag)c(CH,COO(Ag) Cdc00,由图可知pH=n时，c(CH,c00H)= c(Gl,c00Ae),代入*里得c(Ag)=10mL,放C资 正确；D.根据物料守恒，pH=10时溶液中c(Ag)+ c(CH,CO0Ag)+c(AgOH)=0.08mol/L,所以c(Ag)+ c(CH,C00Ag)<0.08mol/L,故D项错误。 第二节水的电离和溶液的酸碱性 1.C[解析]在纯水中pH无论大小，均呈中性，A 错；pH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH<4,B错；0.2 mol·L1的盐酸，与等体积水混合后浓度为0.1mol· L,pH=1,C对；pH=3的醋酸溶液与pH=11的氢氧化 钠溶液等体积混合后pH<7,D错。 2.C[解析]A项，升高温度，促进水的电离平衡，则 c(H)和c(OH)都同等程度地变大，若由c向b变化，则 c(H)增大，c(OH)变小，错误；B项，根据b,点对应的c (H)和c(0H)都为1.0×107mol·L1,所以该温度下， 水的离子积常数K=1.0×107×1.0×107=1.0×1014,错 误；C项，加入FeCl3发生水解反应：Fe3++3H20一Fe (OH)3+3H,破坏水的电离平衡，c(H)增大、K不变，c (0H)变小，则可能引起由b向a变化，正确；D项，题给 温度下，稀释溶液，K不变，而c和d对应的K不相等，所 以不会引起c向d变化，错误。 3.C[解析]pH=3的盐酸中c(H)=1×10-3mol/L, pH=11的氨水中c(0H)=1×103mol/L,由于氨水为弱 碱，则氨水过量，在室温下等体积混合后，pH>7,故A错 误。pH=3的盐酸中c(H)=1×103mol/L,pH=11的氢 氧化钡溶液c(0H)=1×10-3mol/L,酸碱都是强电解质， 在室温下等体积混合后，pH=7,故B错误。pH=3的醋 酸c(H)=1×10-3mol/L,pH=11的氢氧化钡溶液中c (0H)=1×103mo/L,由于醋酸为弱酸，则醋酸过量，在 室温下等体积混合后，pH<7,故C正确。pH=3的硫酸 中c(H)=1×103mol/L,pH=11的氨水中c(0H)=1× 103mo/L,由于氨水为弱碱，则氨水过量，在室温下等体 积混合后，pH>7,D错误。零起点·化学 第九章 水溶液中的离子平衡 第一节电离平衡 常数越大，电离程度越大。 知识梳理 (2)外界因素： 、弱电解质的电离平衡 ①浓度：越稀越电离。 1.电离平衡的定义：在一定条件（如温 ②温度：越热越电离。 度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子 ③同离子效应：加入与弱电解质具有 的速率和离子重新结合成分子的速率相等 相同离子的强电解质时，电离平衡向逆反 时，电离过程就达到了平衡状态。只有弱 应方向移动，电离程度减小。 电解质才存在电离平衡的概念，强电解质 ④化学反应：加人能与弱电解质电离 没有。 出的离子反应的物质时，平衡向电离方向 2.电离平衡的特征：电离平衡为“特 移动，电离程度越大。 殊”的化学平衡，属于化学平衡中的一种， 以0.1mol·L1氨水为例分析电离平 勒夏特列原理也适用于电离平衡。 衡：NH3·H,0-→NH4+OH△H>0。在 3.影响电离平衡的因素 此电离平衡体系中，随条件改变体系变化 (1)内因：弱电解质本身的性质，酸 如下表所示： (碱)相对较强，电离程度越大，即电离平衡 改变条件 升温 通氨 加水 加NaOH(s) 加NH,CI(s) 通C02 电离平衡移动方向 向右 向右 向右 向左 向左 向右 n(OH) 增大 增大 增大 增大 减小 减小 c (OH) 增大 增大 减小 增大 减小 减小 c(NH3·H20) 减小 增大 减小 增大 增大 减小 导电能力 增大 增大 减小 增大 增大 增大 4.电离常数：与化学平衡常数类似，电 NH3·H,0=NH4+OH 离平衡的平衡常数，叫做电离常数。 c(NH4)·c(OH) (1)表达式：CH,C00H=一CH,C00 K c(NH,·H,0) +H+ (2)特点 K=c(H)·c(cH,c00) ①对于同一电解质的稀溶液来说，K只 c(CHCOOH) 随温度的变化而变化。一般温度升高，K值 66 第九章 水溶液中的离子平衡 变大。温度不指明时，一般为25℃。 C. c(F-) D.e(H) CH COOH -CH,COO+H* c(H*) e(HF) 1.75×105 4.(2020上海卷)下列说法正确的一 ②多元弱酸分步电离逐步减弱，酸性 组是 强弱主要由第一步电离决定。 ①不溶于水的盐(CaCO3、BaS0,等)都 例：H,C0,=HC03+H 是弱电解质 K1=4.5×107 ②盐都是强电解质 HC0;==C03+H ③弱酸、弱碱和水都是弱电解质 K2=4.7×101 ④强酸溶液的导电性一定强于弱酸溶 ③电离平衡常数的意义：K值越大，说 液的导电性 明电离程度越大，酸性或碱性也就越强，可 ⑤电解质溶液能导电的原因是溶液中 以用K或K,的大小判断弱电解质的相对 有自由移动的阴、阳离子 强弱。 ⑥熔融的电解质都能导电 常见酸性的强弱：H,S04>H,P04>HF> A.①③⑤6 B.②④⑤⑥ CH,COOH>H CO>H S>HCIO>HCN> c.③⑤ D.③⑥ HC0,>HS。 5.下列关于电离度α的叙述正确的是 () 巩固练习 ①a值与浓度无关； 1.0.05mol·L1HCN溶液中若0.01% ②α值随温度升高而增大； 的HCN电离，其电离常数为 ③在相同条件下，α值的大小可以表示 A.5×1010 B.2.5×108 弱电解质的相对强弱 C.5×10-6 D.2.5×10-7 ④α值增大，相应离子浓度一定增大； 2.已知室温时，0.1mol/L某一元酸 ⑤α值增大，相应离子物质的量增大。 HA在水中有0.1%发生电离。下列叙述错 A.①②③ B.①②④ 误的是 C.③④⑤ D.②③⑤ A.该溶液的pH=4 6.室温下，下列事实不能说明NH3· B.升高温度，溶液的pH增大 H,0为弱电解质的是 ( C.此酸的电离平衡常数约为1×10 A.0.1mol·L1NH3·H20的pH小 D.由HA电离出的c(H)约为水电离 于13 出的c(H)的10倍 B.0.1mol·L1NH,Cl溶液的pH小 3.向浓度为0.1mol·L1的HF溶液 于7 加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是 C.相同条件下，浓度均为0.1mol· L1NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱 A.c(H*) B.K,(HF) D.0.1mol·L1NH,·H20能使无色 零起点·化学 酚酞溶液变红色 1.0 7.用食用白醋（醋酸浓度约为1mol/L) 0.8 进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是 0.6 () 0.4 A.白醋中滴入石蕊溶液，呈红色 0.2 B.白醋加入豆浆中，有沉淀产生 0.0 2 81012 C.蛋壳浸泡在白醋中，有气体放出 pH D.pH试纸显示醋酸的pH为2~3 已初始浓度co(Ag)=co(CH,COOH) 8.(2023山东卷)（双选）在含HgL2(s) =0.08mol·L1,所有含碳物质的摩尔分数 的溶液中，一定c(I)范围内，存在平衡关 与pH变化关系如图所示（忽略溶液体积变 系：Hgl2(s)=一Hg2(aq);Hgl2(aq)= 化)。下列说法正确的是 () Hg2+2I;Hgl2(aq)=Hg+I厂；Hgl2(aq) A.线Ⅱ表示CH,COOH的变化情况 +=一Hgl5;Hg2(aq)+2I一Hg,平 B.CH,C0OH的电离平衡常数K 衡常数依次为K、K1、K2、K、K4。已知lgC =10-m (Hg2+)、lgc(HgI),lgc(Hgl)、lgc(HgI) Cp=m时，6(Ag)=10 k mol L 随1gc()的变化关系如图所示，下列说法 错误的是 D.pH=10时，c(Ag)+c(CHC00Ag) 9 =0.08mol·L-1 M(a.b) -10 -14 lg c(T) A.线L表示lgc(HgI)的变化情况 B.随c(I)增大，c[HgL(aq)]先增大 后减小 C.a=lg K D.溶液中I元素与Hg元素的物质的 量之比始终为2：1 9.(2024山东卷)常温下Ag(I)-CH COOH水溶液体系中存在反应：Ag*+CH? CO0=CHC00Ag(aq),平衡常数为K。 68