弱电解质的电离平衡 课件-2027届高三化学一轮复习

该高中化学高考复习课件聚焦弱电解质电离平衡、水的电离与溶液pH等核心考点，依据高考评价体系梳理电离平衡移动、电离常数计算、溶液酸碱性判断等考查维度，通过近五年真题分析明确"电离平衡影响因素""pH计算"等高频考点权重，归纳选择、计算等常考题型，构建系统备考框架。 课件亮点在于"真题解析+技巧建模+素养培养"策略，如以2024江苏卷SO₂性质探究题为例，运用科学思维中的证据推理法解析电离常数应用，结合典例中醋酸电离度计算实例，提炼"平衡三段式""Kw应用模板"等答题技巧。培养学生模型认知与数据处理能力，助力学生高效突破考点，教师可据此精准把握命题趋势，提升复习针对性。

弱电解质的电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1.强电解质 在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质。 如HCl溶于水完全电离成H＋和Cl－。 ①强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等 ②强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 ③绝大多数盐：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等 ④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等 2.弱电解质 在水溶液里只有部分分子电离成离子的电解质。 如氨水中只有少部分一水合氨分子电离成OH-和NH4+，大部分仍以分子的形式存在。 ①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4 等。 ②弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等 ③水是极弱的电解质。 ④少数盐：(CH3COO)2Pb 强电解质、弱电解质与其溶解性无关 2.有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb 等。 4.强电解质导电性不一定比弱电解质强，导电性强弱与离子浓度和离子所带电荷数有关。 1.电解质强弱与物质溶解度无关，如AgCl虽难溶于水，但为强电解质。 3.电解质的强弱与化学键没有必然联系。一般强电解质含有离子键和强极性共价键，但含有强极性共价键的化合物不一定是强电解质，如 HF 是弱电解质。 注意事项 (CH3COO)2Pb⇌2CH3COO-＋Pb2+ 5.多元弱酸是分步电离的(其中以第一步电离为主)，电离程度逐步减弱，要分步书写电离方程式，不能一步完成。如H2CO3的电离方程式是 H2CO3 H＋＋HCO3－（主要） 6.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写。如Fe(OH)3的电离方程式： Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－ HCO3－ H＋＋CO32－ (次要） 二、弱电解质的电离平衡 在一定的条件下，往一杯水中加进一定量的冰醋酸会发生如何的变化？ CH3COOH CH3COO - + H+ 电离 结合   c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) v(电离) v(结合) 醋酸初溶于水时           接着           最后           0(最小) 0(最小) 最大 增大 最大 0(最小) 增大 减小 减小 增大 不变 不变 不变 不变 不变 反应速率 V(电离) V(结合) V(电离) = V(结合) 电离平衡状态 弱电解质电离平衡状态建立示意图 时间 醋酸电离过程中CH3COOH分子电离成离子的速率与离子结合成CH3COOH分子的速率的变化图像： 电离平衡也是一种化学平衡 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离达到最大限度时，电离过程并未停止。此时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，溶液中电解质分子和离子的浓度都不再发生变化，弱电解质的电离达到了电离平衡状态。 1.电离过程是吸热的。 2.弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。 3.弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。 4.电离方向是微粒数增多的过程。 特点： 弱： 弱电解质的电离是可逆过程 等： v(电离) = v(结合) ≠0 动： 电离平衡是一种动态平衡 定： 溶液中各分子、离子的浓度不变。 变： 条件改变时，电离平衡发生移动 平衡移动规律—勒夏特列原理 特 征 外因 ①温度 ②浓度 ③同离子效应 当外界条件改变时符合“勒夏特列原理” 越强越电离 影响因素 内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱电离程度越小。 ④化学反应 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。 “越热越电离” 浓度： 在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。 “越稀越电离” 加水稀释能促进弱电解质的电离，弱电解质的电离程度增大，但离子浓度却是减小的。 如0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(H＋)、c(CH3COOH)、c(CH3COO－)都是降低的。 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，电离程度增大。 同离子效应： 加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。 化学反应： 注意：加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变 “同抑异促” 改变条件 平衡移 动方向 c(H+) c(Ac-) c(HAc) 电离程度 加 热 加盐酸 加NaOH(s) 加NaAc(s) 加无水醋酸 加 水 CH3COOH CH3COO- + H+ 正向 增大 增大 减小 逆向 增大 减小 增大 正向 减小 增大 减小 逆向 减小 增大 增大 正向 增大 增大 增大 正向 减小 减小 减小 增大 减小 增大 增大 减小 减小 △H>0 三、电离平衡常数 1、含义：在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示. 2、表示方法： c(A -）、 c(B十）、 c(HA）和c(BOH） 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值 (1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－， 可表示为 (2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－， 可表示为 Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) Kb= c ( B+).c( OH- ) c(BOH) 几种弱酸和弱碱的电离平衡常数（25 ℃） K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。 Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) Kb＝ c(NH )·c(OH−) c(NH3·H2O) + 4 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K1、K2等来分别表示。 H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－ c(HCO3-) c(H+) c(H2CO3) c(H+) c(HCO3-) c(CO32-) Ka1＝ Ka2＝ 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。 电离常数的大小：Ka1≫Ka2≫Ka3； 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 分步进行，一步定性 Ka1≫Ka2≫Ka3原因： 第一步电离产生的H＋对第二、三步的电离起抑制作用，使其电离平衡逆向移动。 3、影响因素： （1）内因：弱电解质的本身性质。 电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。 温度 20 ℃ 24 ℃ pH 3.05 3.03 pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH，实验结果如下表所示： Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) 分子变大 分母变小 越热越电离 （2）外因：只与T有关 T越大， Ka（Kb）越大。 已电离的弱电解质浓度 弱电解质的起始浓度 ＝ 1、概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。 2、数学表达式 α 四、电离度 3、意义：表示弱电解质在水中的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。 电离度与化学平衡的转化率类似。 4、电离度的影响因素 内因（决定因素） ——弱电解质本身的性质 外因 温度 浓度 ——随温度升高而增大 ——随浓度增大而减小 电离度与电离平衡常数的关系 以一元弱酸为例: 典例解析 例 已知：25 ℃时NH3•H2O的Kb＝2.0×10－5。 (1)求0.10 mol•L－1的NH3•H2O溶液中c(OH－)＝____________ mol•L－1。 1.4×10－3 (2)若向0.10 mol•L－1的NH3•H2O中加入固体NH4Cl，使c(NH )达到0.20 mol•L－1，则c(OH－)＝__________ mol•L－1。 1×10－5 （3）25 ℃时，0.1 mol•L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10－3 mol•L－1(忽略水的电离)。该温度下CH3COOH的电离度为_____。 1% 考向一　电离平衡及其移动 [A] 加入醋酸钠固体 [B] 加入盐酸 [C] 升高温度 [D] 加入蒸馏水 C [变式1] (2024·湖南衡阳期中)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(　　) D 考向二　电离平衡常数及电离度 [例题2] (2024·山东青岛五十八中期末)25 ℃,浓度为0.1 mol·L-1的几种弱电解质的电离度α如下表。下列说法不正确的是(　　) B 电解质 CH3COOH HNO2 HF NH3·H2O α/% 1.3 7.0 7.8 1.3 [A] 电离常数从大到小的顺序为Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)=Kb(NH3·H2O) [B] 相同条件下,溶液的酸性强弱顺序为CH3COOH> HNO2 >HF [C] HNO2的Ka约为4.9×10-4 [D] 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液,50 ℃时的α>1.3% [变式2] 常温下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,H+与A-不能穿过隔膜,未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 1.(2024·江苏卷,12)室温下,通过下列实验探究SO2的性质。已知Ka1(H2SO3)=1.3×10-2, Ka2(H2SO3)=6.2×10-8。 实验1:将SO2气体通入水中,测得溶液pH=3。 实验2:将SO2气体通入0.1 mol·L-1 NaOH溶液中,当溶液pH=4时停止通气。 实验3:将SO2气体通入0.1 mol·L-1酸性 KMnO4溶液中,当溶液恰好褪色时停止通气。 下列说法正确的是(　　) D 1012·Ka1 1024·Ka1·Ka2 水的电离平衡 2.水的离子积常数。 H2O + H2O H3O+ + OH- H2O H+ + OH- 简写： 1.水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 + + + - 一、水的电离平衡 c(H+)·c(OH-) 1×10-14 增大 电解质 增大 3.外界条件对水的电离平衡的影响。 项目 升高温度 加入酸 加入碱 加入盐 Na2CO3 NH4Cl 平衡移动 右移 左移 左移 右移 右移 溶液中c(H+) 增大 溶液中c(OH-) 增大 Kw pH 减小 溶液的酸碱性 中性 水的电离程度 增大 减小 减小 增大 减小 增大 增大 减小 增大 不变 不变 不变 不变 减小 增大 增大 减小 酸性 碱性 碱性 酸性 减小 减小 增大 增大 总结 外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响 ⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动， KW增大。 ⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变。 ⑶ 加入某些与水反应的物质， 由于结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变。 碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有： 酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。 二、Kw的应用 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。 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。 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算 等量关系 无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)。 定量关系 任何电解质稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)•c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 Kw c(H+) c水(OH-) = c(OH-) = c水(H+) Kw OH－全部来自水的电离， 水电离产生的c水(H＋)＝ H＋全部来自水的电离， 水电离产生的c水(OH-)= 酸性溶中： 碱性溶中： 水的电离平衡曲线 1.曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 2.曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 3.实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性； 实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。 添加关键词 在25 ℃时，水的离子积常数Kw＝c (H＋)·c (OH－)＝1.0×10－14 0.01 mol·L－1 NaCl溶液 0.01 mol·L－1 NaOH溶液 0.01 mol·L－1 盐酸 c(H＋)/ (mol·L－1) c(OH－)/ (mol·L－1) c(H＋)、c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 1×10－7 1×10－12 0.01 1×10－7 c(H＋)＝c(OH－) 0.01 c(H＋)<c(OH－) 1×10－12 c(H＋)>c(OH－) 中性 碱性 酸性 三、溶液的酸碱性 浓度较小时，如：c(H+)=1.0 × 10-12 mol/L，这种表示方法很麻烦但应用广，所以引入了一种方便方案： 　 c(H+) → 10-12 mol/L → 12 - lg c(H+) lgc(H+) → -12 → pH＝-lgc(H+) pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、碱性的强弱。 用H+物质的量浓度的负对数来表示溶液酸碱性。 pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强。 pH的适用范围：c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1 mol•L-1） 1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol•L-1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。 思考1、当pH＝7时，溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，溶液显中性，对吗？ 不对，未指明温度，不一定呈酸性。 2、pH等于0的溶液是酸性最强的溶液，pH等于14的溶液是碱性最强的溶液。 不对。pH等于0的溶液中c(H＋)＝1 mol•L-1，不是酸性最强的溶液；pH等于14的溶液c(OH－)＝1 mol•L-1，不是碱性最强的溶液。 酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围) 溶液酸碱性的测定方法 利用pH试纸测定。 取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。注广泛pH试纸只能测出整数值 使用pH试纸的正确操作为： 思考 1、用pH试纸测定溶液pH时为什么不能润湿？ 若润湿pH试纸会将溶液稀释，所测溶液pH可能有误差。 2、为什么不能用pH试纸测NaClO溶液的pH? NaClO溶液具有强氧化性，会将pH试纸漂白。 利用pH计测定。 pH计可精确测量溶液的pH(读至小数点后2位)。 用pH传感器(pH探头) 四、溶液pH计算 核 心 公 式 pH =－lg c(H+) Kw＝c (H＋)·c (OH－) 1.单一溶液pH的计算 ①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)：c(H＋)＝nc mol·L－1； pH＝－lg nc ②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)：c(OH－)＝nc mol·L－1； c(H＋)＝Kw/c(OH－)＝10-14/ncmol·L－1；pH＝14＋lg nc。 例1：（1）常温下，0.05 mol·L－1的硫酸溶液的pH＝______。 (2)常温下，0.001 mol·L－1的氢氧化钾溶液的pH＝______。 1 11 例2：0.1 mol·L－1的醋酸溶液的pH＝______。（已知该温度下醋酸电离常数为1.0×10-5） 3 思考：若想求c mol·L－1弱酸或弱碱溶液的pH (25 ℃)，则还需知道什么条件？ 弱酸或弱碱的电离常数Ka或Kb 2.溶液稀释后pH的计算 （1）25 ℃时，pH＝a 的强酸溶液，加水稀释10X倍，则稀释后的pH =a+x （不能大于7）；pH＝a 的弱酸溶液，加水稀释10X倍，则稀释后的 a<pH <a+x （不能大于7） (2)25 ℃时，pH＝b 的强碱溶液，加水稀释10X倍，则稀释后的pH =b-x （不能小于7）；pH＝b 的弱碱溶液，加水稀释10X倍，则稀释后的b-x<pH <b （不能小于7） 例3：（1）常温下，1mLpH=2的硫酸溶液稀释到100mL，pH＝______。 (2)常温下，1mLpH=12的烧碱溶液稀释到1000mL，pH＝______。 （3）常温下，1L0.01 mol·L－1的氢氧化钡溶液稀释到2L，pH＝______。 4 9 12 溶液稀释时pH的变化图像 拓 展 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸   加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 溶液稀释时pH的变化图像 拓 展 (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸   加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 c混(H＋)＝ 两种强碱混合 先计算c混(OH－)＝ ，再求c混(H＋)＝ 3.溶液混合后pH的计算 例4：（1）常温下，pH=1的硫酸与pH=3的盐酸等体积混合后pH＝______。 (2)常温下，将pH=9与pH=11的两种氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝______。 1.3 10.7 溶液类型 相关计算 强酸、强碱混合 恰好完全反应 pH＝7(25 ℃) 酸过量 pH<7(25 ℃)； 求c余(H＋)＝ 碱过量 pH>7(25 ℃)；先求c余(OH－)＝ , 再求c(H＋)＝ 例5：(1)t ℃时，测得0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝11，则该温度下水的Kw＝ 。 (2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的H2SO4溶液Vb L混合。 ①若所得混合液呈中性，且a＝11，b＝3，则Va：Vb＝ 。 ②若所得混合液呈中性，且Va：Vb＝10：1，则a＋b＝ 。 ③若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va：Vb＝ 。 10－13 1：10 12 1：9 [变式4] 室温下,求下列溶液的pH(忽略溶液混合时体积的变化 ,已知lg 2≈0.3)。 (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L-1。 ①此溶液的pH为　　　　。  2 【解析】 (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L-1(设体积为1 L)。①此溶液的c(H+)=0.005 mol·L-1×2=0.01 mol·L-1,pH=-lg 0.01=2。 ②用水稀释到原来体积的100倍,pH为　　　　。  4 ③再继续稀释104倍,pH为　　　　。  接近7 【解析】③再继续稀释104倍,H2SO4溶液是强酸溶液,无论怎么稀释,都不为碱性,pH在常温下只能无限接近于7。 (2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸溶液等体积混合,pH为　　　　。  3.3 (3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合,pH为　　　　。  11.7 (4)pH=12的NaOH溶液和pH=4的HCl溶液等体积混合,pH为　　　　。  11.7 酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧 拓 展 (1)常温时酸与碱的pH之和为14， 等体积混合 强酸+强碱，pH=7； 强酸+弱碱，pH>7； 弱酸+强碱，pH<7. (2)常温时强酸pH1与强碱的pH2 等体积混合 若pH1+pH2=14，则pH=7； 若pH1+pH2>14，则pH>7； 若pH1+pH2<14，则pH<7。 考向一　水的电离与水的离子积常数 [例题1] (2024·福建三明期末)室温下,某溶液中由水电离产生的c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-10,该溶液的溶质可能为(　　) [A] CuSO4 [B] CH3COOH [C] Ba(OH)2 [D] KBr A 【解析】 CuSO4为强酸弱碱盐,铜离子水解促进水的电离,A符合题意; CH3COOH为酸,抑制水的电离,B不符合题意;Ba(OH)2是碱,抑制水的电离,C不符合题意;KBr为强酸强碱盐,对水的电离不影响,D不符合题意。 [变式1] (2024·湖北荆门模拟)一定温度下,水中存在H2O H++OH-　ΔH>0的平衡,下列叙述一定正确的是(　　) [A] 向水中滴入少量稀盐酸,平衡逆向移动,Kw减小 [B] 将水加热,Kw增大,pH减小 [C] 向水中加入少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+) 降低 B 考向二　溶液的酸碱性与pH [例题2] 下列关于溶液的酸碱性的说法正确的是(　　) [A] pH=7的溶液呈中性 [B] 中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 [C] 常温下,若水电离出的c(OH-)=1.0×10-11 mol·L-1,则溶液可能呈酸性,也可能呈碱性 [D] 在100 ℃时,纯水的pH<7,因此呈酸性 C [变式2] 下列有关溶液的酸碱性与pH的说法错误的是(　　) [A] 溶液pH越小,酸性越强,反之,碱性越强 [B] pH<7的溶液,可能呈酸性 [C] 当溶液中的c(H+)或c(OH-)较小时,用pH表示其酸碱性更为方便 [D] 把pH试纸直接插入待测溶液中,测其pH D 考向三　相同pH的一元强酸(碱)溶液与一元弱酸(碱)溶液稀释的比较 C [变式3] (2024·云南红河月考)常温下,pH=10的X、Y两种碱溶液各1 mL,分别加水稀释到100 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] 稀释前,两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 [B] 稀释后,X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 [C] 完全中和X、Y溶液时,消耗同浓度盐酸的体积:VX>VY [D] X、Y的碱性强弱:X>Y D 考向四　pH的计算 [例题4] (2024·四川成都石室中学月考)在常温下,有关下列溶液的叙述错误的是 (　　) ①pH=11的氨水　②pH=11的氢氧化钾溶液　③pH=3的醋酸溶液　④pH=3的硫酸溶液 [A] 将a L ②与b L ④混合,忽略溶液体积变化,若所得溶液的pH=5,则a∶b=199∶101 [B] 将①、②分别加水稀释1 000倍后,溶液的pH:①>② [C] 向③、④中分别加入醋酸钠晶体后,两种溶液的pH均增大 A > 二、非选择题(共2小题,共30分) 11.(18分,每空3分)下表是不同温度下水的离子积数据: 温度/℃ 25 t1 t2 水的离子积 1×10-14 Kw 1×10-12 回答下列问题。 (1)若25<t1<t2,则Kw 　(填“>”“<”或“=”)1×10-14,理由是 　   　。  水的电离是吸热过程,升高温度,平衡向电离方向移动,c(H+)增大,c(OH-)增大,Kw=c(H+)·c(OH-), Kw增大 【解析】 (1)水是弱电解质,存在电离平衡,电离吸热,所以温度升高,水的离子积增大。 2.4×10-7 5.76×10-9 (3)25 ℃时,pH=10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中,水电离出的c水(OH-)分别为 　　　　 mol·L-1和　　　　mol·L-1。  1×10-10 1×10-4 【解析】(3)pH=10说明c(H+)=1×10-10 mol·L-1,水电离出的c(H+)与c(OH-)相等,所以pH=10的NaOH溶液中水电离出的c(OH-)=1×10-10 mol·L-1,pH= 10的Na2CO3溶液中c(OH-)=1×10-4 mol·L-1,全部来自水的电离。 12.(12分,每空4分)完成下列问题。 (1)某温度(t ℃)时水中的离子浓度图像如图所示,a点离子积Kw=　　　;该温度下,pH=12的NaOH溶液与pH=2的H2SO4溶液等体积混合,溶液显　　性。 10-12 碱 (2)已知室温下,CH3COOH的电离常数Ka=1.6×10-5,若初始时,醋酸溶液中CH3COOH的浓度为0.01 mol/L,则达到电离平衡时溶液中的c(H+)= 　　　　　　　。  4×10-4 mol/L HA　　　H+　+　　A- 起始 c酸 0 0 转化 c酸·α c酸·α c酸·α 平衡 c酸·(1-α) c酸·α c酸·α Ka==,α很小,可认为1-α≈1,则Ka=c酸·α2或α=。 [例题1] (2024·四川南充嘉陵一中月考)醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+,要使电离平衡右移且溶液中c(H+)增大,应采取的措施是(　　) [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 设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-),当达到平衡时溶液Ⅱ中的HA的电离度[]为　　　　　　。 [A] 实验1所得溶液中:c(HS)+c(S)>c(H+) [B] 实验2所得溶液中:c(S)>c(HS) [C] 实验2所得溶液经蒸干、灼烧制得NaHSO3固体 [D] 实验3所得溶液中:c(S)>c(Mn2+) 2.(2020·天津卷,16节选)已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2,当溶液pH=12时,c(H2CO3)∶ c(HC)∶c(C)=1∶　　 　∶　　 　。 【解析】 H2CO3是二元弱酸,分步电离,H2CO3HC+H+、HCC+H+,则有Ka1= 、Ka2=,从而可得Ka1·Ka2=。当溶液pH=12时,c(H+)= 10-12 mol·L-1,代入Ka1、Ka1·Ka2可得c(H2CO3)∶c(HC)=1∶(1012·Ka1),c(H2CO3)∶c(C)= 1∶(1024·Ka1·Ka2),综合可得c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。 【解析】 ②用水稀释到原来体积的100倍,c(H+)==10-4 mol·L-1, pH=-lg 10-4=4。 【解析】 (2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸溶液等体积混合(设体积都为1 L), c(H+)=≈5×10-4 mol·L-1,pH≈3.3。 【解析】 (3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合(设体积都为1 L), c(OH-)=≈5×10-3 mol·L-1,则c(H+)≈2×10-12 mol·L-1, pH≈12-lg 2≈11.7。 【解析】 (4)pH=12的NaOH溶液和pH=4的HCl溶液等体积混合(设体积都为1 L),溶液呈碱性,c(OH-)=≈5×10-3 mol·L-1,则c(H+)≈ 2×10-12 mol·L-1,pH≈12-lg 2≈11.7。 [D] 向水中加入少量固体硫酸钠,c(H+)=,Kw不变 [例题3] (2024·辽宁抚顺一中月考)常温下,pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液,分别加水稀释至体积为V,溶液pH随lg 的变化关系如图所示。下列叙述错误的是(　　) [A] 常温下:Ka(HB)>Ka(HC) [B] HC的电离度:a点<b点 [C] 当lg =4时,三种溶液同时升高温度,增大 [D] a点由水电离的c(H+)小于b点 [D] 将①、③等体积混合后溶液呈中性,该溶液中:c(N)=c(CH3COO-) (2)在t1 ℃时,测得纯水中的c(H+)=2.4×10-7 mol·L-1,则c(OH-)=　　 　 mol·L-1。该温度下,测得某H2SO4溶液中c(S)=5×10-6 mol·L-1,该溶液中c(OH-)= 　 　　　mol·L-1。 【解析】 (2)水电离出的c(H+)和c(OH-)相等,Kw=2.4×10-7×2.4×10-7=5.76×10-14。该温度下,某H2SO4溶液中c(H+)=1×10-5 mol·L-1,c(OH-)= mol·L-1=5.76× 10-9 mol·L-1。 【解析】 (1)由图可知,当水中c(H+)=10-6 mol/L时,c(OH-)=10-6 mol/L,则该温度下水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-)=10-12,Kw只受温度影响,因此a点Kw=10-12;该温度下pH=12的NaOH溶液中c(OH-)==1 mol/L,pH=2的H2SO4溶液中c(H+)= 0.01 mol/L,两溶液等体积混合时碱过量,完全反应后溶液呈碱性。 【解析】 (2)CH3COOH在水中发生电离CH3COOHCH3COO-+H+,水的电离受到抑制,因此溶液中H+几乎全部来自CH3COOH的电离,当CH3COOH电离达到平衡时,Ka=≈,代入数据解得c(H+)=4×10-4 mol/L。 $