专题01 电离平衡（知识清单）（全国通用）2027年高考化学一轮复习讲练测

该高中化学高考复习知识清单聚焦电离平衡专题，涵盖弱电解质电离平衡及其影响因素、电离平衡常数和电离度两大核心考点，通过知识脑图搭建专题框架，梳理核心脉络。 清单采用考点分层突破设计，基础梳理部分夯实核心背记内容，重难突破提炼要点，结合科学思维素养设置技法提炼（如判断弱电解质的三种方法）和易错剖析（外界条件影响的四个不一定），配套优题精练强化实战，助力学生自主构建知识体系，教师可据此精准指导复习。

专题01 电离平衡 1 / 19 学科网（北京）股份有限公司 目录导航 01知识脑图·核心脉络搭建——梳理专题框架，搭建知识体系 02考点深研·知能分层突破——深挖高频考点，突破重点难点 考点01 弱电解质的电离平衡及其影响因素 考点02 电离平衡常数和电离度 03素养进阶·答题技法突破——提炼解题范式，提升答题素养 ▶技法提炼·审题点拨 技法点拨01 一元强酸和一元弱酸与金属或碱反应特点 技法点拨02 判断弱电解质的方法 技法点拨03 判断溶液中微粒浓度比值的三种方法 技法点拨04 有关电离平衡常数的计算方法 ▶易错剖析·避坑攻略 易错剖析01 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 04优题精练·专题实战通关——精选优质试题，强化实战应用 知识脑图·核心脉络搭建 考点深研·知能分层突破 考点01 弱电解质的电离平衡及其影响因素 基础梳理・自主夯基——核心背记 1．电离平衡 (1)电离平衡的含义 在一定条件下，在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐______，同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐______。经过一段时间后，两者的速率______，达到电离平衡状态。 (2)电离平衡的特征 ①电离平衡的研究对象是____________。 ②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电离平衡是一种______平衡。 ④条件不变，溶液中各分子、离子的浓度______，溶液里既有______又有______；条件改变时，电离平衡____________，各粒子的浓度要____________。 2．影响电离平衡的因素 (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______。 a．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______。 b．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】影响电离平衡的外界因素 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 重难突破・考向深研——要点提炼 1．正确理解影响电离平衡的外界因素 (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。 2．强酸和弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)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＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 考点02 电离平衡常数和电离度 基础梳理・自主夯基——核心背记 1．电离平衡常数 (1)概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的_______________，与溶液中____________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。 (2)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。 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。 ③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)影响因素及意义 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______。 2．电离度 (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% (3)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______。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(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)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。 (3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 (4)根据电离平衡常数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。 2．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＝。 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 (2)一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb) 同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 素养进阶·答题技法突破 技法提炼・审题点拨——技巧总结 【技法点拨01】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 【技法点拨02】判断弱电解质的方法 (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。 【技法点拨03】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”，将0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，假设无限稀释，c(F－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7 mol·L－1，故变小。 (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。 【技法点拨04】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。 易错剖析・避坑攻略——易错归纳 【易错点01】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。如稀醋酸加水稀释时，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CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，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(H＋)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。 优题精练·专题实战通关 1．已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系： K＝=1.75×10-5，其中K是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关K的下列说法正确的是 A．当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大 B．升高温度，K值增大 C．向醋酸溶液中加水，K值增大 D．向醋酸溶液中加氢氧化钠，恢复到25℃时，K值增大 2．已知：25℃时有关弱酸的电离平衡常数，下列有关说法正确的是 弱酸化学式 HClO 电离平衡常数 ； ； A．等物质的量浓度的酸溶液pH关系为： B．粒子结合质子能力强弱关系为： C．少量的通入NaClO溶液中发生反应： D．足量的与NaClO溶液发生的反应只有： 3．醋酸溶液中存在电离平衡：，下列叙述不正确的是 A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大 B．25℃时，欲使稀醋酸溶液的pH和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 C．溶液中加入少量的固体，平衡逆向移动 D．的溶液加水稀释，物质的量和浓度都减小 4．醋酸铅因有甜味而被称为“铅糖”，有毒但能入药。已知可溶于水，硝酸铅溶液与醋酸钠溶液反应的离子方程式为。下列有关说法错误的是 A．的“铅糖”溶液中， B．“铅糖”是强电解质 C．向“铅糖”溶液中加入醋酸钠，可抑制“铅糖”的电离 D．“铅糖”溶液的导电性可能很弱 5．已知：常温下：。HF在水中的电离方程式为。下列有关HF溶液的叙述正确的是 A．稍微加热，平衡时 B．通入HCl气体，HF的电离平衡向左移动，pH升高 C．加水稀释，不断增大 D．再通入HF，HF的电离度将增大 6．部分弱电解质的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是 弱酸 HClO 电离平衡常数(25℃) A．相同浓度的溶液与溶液等体积混合： B．少量的通入溶液中： C．中和等体积等pH的溶液和HClO溶液消耗NaOH的量：前者小于后者 D．25℃时，浓度相等的HCOOH溶液与HCN溶液，HCN溶液导电能力强 7．已知：的电离平衡常数；的电离平衡常数。在反应达到平衡后，要使的浓度增大可加入 A． B． C． D． 8．下列项目不能证明HNO2是弱电解质的是 选项 项目 A 测定0.1 mol·L-1的HNO2溶液的pH B 将pH=3的HNO2溶液稀释10倍，测定稀释后溶液的pH C 向0.1 mol·L-1的HNO2溶液中加入少量NaNO2固体，测定加入前后溶液的pH是否变化 D 比较HNO2溶液、盐酸的导电性强弱 9．下列有关电解质溶液的说法正确的是 A．向一元弱酸溶液中加入少量水，溶液中减小 B．向的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大 C．向一定浓度的醋酸溶液中加水稀释，则溶液中增大 D．时，向氨水中不断通入，随着的不断通入，不断增大 10．使足量的Zn分别与pH和体积都相同的盐酸和醋酸反应。设与盐酸反应的初速率为ν1，生成的H2的总体积为V1；与醋酸反应的初速率为ν2，生成的H2的总体积为V2。正确的结论为 A．ν1=ν2、 V1>V2 B．ν1>ν2、 V1<V2 C．ν1=ν2、 V1<V2 D．ν1>ν2、 V1=V2 11．常温下，在封闭仪器中装有溶液，现向其中缓慢注入溶液，随着溶液注入体积增加，溶液的变化如下图所示(的电离平衡常数为)，关于上述实验，下列分析错误的是 A．AB段主要发生的反应 B．中性点在BC之间 C．水电离程度 D．BC段值降低主要是因为生成强酸 12．25 ℃时，HNO2、HF、HCN三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10中的一种。已知下列反应可以发生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此判断，下列有关叙述不正确的是( ) A．Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝6.2×10－10 B．电离常数：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN) C．反应HNO2＋NaF===NaNO2＋HF不能发生 D．该温度下，0.1 mol·L－1 HF溶液中c(H＋)≈8×10－3 mol·L－1 13．25 ℃时，三种弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HX HY H2CO3 电离平衡常数 7.8×10－9 3.7×10－15 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝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．结合H＋的能力：CO>Y－>X－>HCO D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 14．常温下Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.75×10－5。下列说法正确的是( ) A．pH＝10的氨水加水稀释，溶液中变大 B．一定浓度的CH3COOH溶液加水稀释，所有离子的浓度均减小 C．等浓度的CH3COONa和NH4Cl溶液中阴离子浓度之和，前者小于后者 D．等浓度、等体积的CH3COOH溶液和氨水充分反应后，溶液中c(NH)＝c(CH3COO－) 15．下，关于溶液()，下列说法正确的是 A．升高温度，的电离程度增大，增大 B．向该溶液中通入气体，平衡逆向移动，减小 C．加水稀释后，溶液中降低 D．该温度下，该溶液中的电离程度大于溶液中的电离程度 16．I．已知草酸为二元弱酸：      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、、三种微粒的分布系数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 (1)pH=2.7时，溶液中_______。 Ⅱ．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℃) (2)①HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为：_______。 ②次氯酸与Na2CO3溶液反应的离子方程式：_______。 ③过量硫化氢通入NaClO溶液中反应的离子方程式：_______。 Ⅲ．回答下列问题： (3)①常温下，向amol/LCH3COONa溶液中滴加等体积的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka=_______(用含a和b的代数式表示)。 ②已知25℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH=12时，_______：1：_______。 17．(1)已知：25 ℃时，NH·H2O的Kb＝2.0×10－5。 ①0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中c(OH－)＝______________mol·L－1。 ②若向0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中加入固体NH4Cl，使c(NH)达到0.20 mol·L－1，则c(OH－)＝ ______________mol·L－1。 ③将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，若混合后所得溶液的pH＝7，用含a的代数式表示的电离平衡常数Kb＝______________。 (2)25 ℃时，0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010。 ①该HA溶液的pH＝_______。 ②将等浓度、等体积的氨水与HA溶液相混合，所得混合溶液的pH _______ (填“>”“＝”或“<”)7。 $专题01 电离平衡 1 / 19 学科网（北京）股份有限公司 目录导航 01知识脑图·核心脉络搭建——梳理专题框架，搭建知识体系 02考点深研·知能分层突破——深挖高频考点，突破重点难点 考点01 弱电解质的电离平衡及其影响因素 考点02 电离平衡常数和电离度 03素养进阶·答题技法突破——提炼解题范式，提升答题素养 ▶技法提炼·审题点拨 技法点拨01 一元强酸和一元弱酸与金属或碱反应特点 技法点拨02 判断弱电解质的方法 技法点拨03 判断溶液中微粒浓度比值的三种方法 技法点拨04 有关电离平衡常数的计算方法 ▶易错剖析·避坑攻略 易错剖析01 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 04优题精练·专题实战通关——精选优质试题，强化实战应用 知识脑图·核心脉络搭建 考点深研·知能分层突破 考点01 弱电解质的电离平衡及其影响因素 基础梳理・自主夯基——核心背记 1．电离平衡 (1)电离平衡的含义 在一定条件下，在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐减小，同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐增大。经过一段时间后，两者的速率相等，达到电离平衡状态。 (2)电离平衡的特征 ①电离平衡的研究对象是弱电解质。 ②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电离平衡是一种动态平衡。 ④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；条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。 2．影响电离平衡的因素 (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。 a．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。 b．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】影响电离平衡的外界因素 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 重难突破・考向深研——要点提炼 1．正确理解影响电离平衡的外界因素 (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。 2．强酸和弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)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＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 考点02 电离平衡常数和电离度 基础梳理・自主夯基——核心背记 1．电离平衡常数 (1)概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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。 (2)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。 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。 ③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)影响因素及意义 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。 2．电离度 (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% (3)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。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(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)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。 (3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 (4)根据电离平衡常数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。 2．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＝。 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 (2)一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb) 同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 素养进阶·答题技法突破 技法提炼・审题点拨——技巧总结 【技法点拨01】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 【技法点拨02】判断弱电解质的方法 (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。 【技法点拨03】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”，将0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，假设无限稀释，c(F－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7 mol·L－1，故变小。 (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。 【技法点拨04】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。 易错剖析・避坑攻略——易错归纳 【易错点01】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。如稀醋酸加水稀释时，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CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，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(H＋)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。 优题精练·专题实战通关 1．已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系： K＝=1.75×10-5，其中K是该温度下醋酸的电离平衡常数。有关K的下列说法正确的是 A．当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大 B．升高温度，K值增大 C．向醋酸溶液中加水，K值增大 D．向醋酸溶液中加氢氧化钠，恢复到25℃时，K值增大 【答案】B 【解析】A．电离平衡常数K仅与温度有关，向溶液中加入硫酸时温度不变，K值不变，A错误； B．醋酸的电离过程为吸热过程，升高温度会促进电离，平衡正向移动，K值增大，B正确； C．电离平衡常数K仅与温度有关，向醋酸溶液中加水时温度不变，K值不变，C错误； D．电离平衡常数K仅与温度有关，加氢氧化钠后恢复到25℃，温度不变，K值不变，D错误； 故答案选B。 2．已知：25℃时有关弱酸的电离平衡常数，下列有关说法正确的是 弱酸化学式 HClO 电离平衡常数 ； ； A．等物质的量浓度的酸溶液pH关系为： B．粒子结合质子能力强弱关系为： C．少量的通入NaClO溶液中发生反应： D．足量的与NaClO溶液发生的反应只有： 【答案】B 【解析】A．弱酸电离平衡常数越大，酸性越强，等物质的量浓度时越大，越小。由数据可知酸性，故，A错误； B．弱酸酸性越弱，其对应酸根结合（质子）的能力越强。酸性，故结合质子能力，B正确； C．由于酸性，根据强酸制弱酸规律，少量通入溶液反应生成和，离子方程式为，C错误； D．具有强还原性，具有强氧化性，二者发生氧化还原反应，离子方程式为，D错误； 故答案选B。 3．醋酸溶液中存在电离平衡：，下列叙述不正确的是 A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大 B．25℃时，欲使稀醋酸溶液的pH和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 C．溶液中加入少量的固体，平衡逆向移动 D．的溶液加水稀释，物质的量和浓度都减小 【答案】D 【解析】A．醋酸的电离过程吸热，升高温度平衡正向移动，电离常数仅与温度有关，吸热反应升温增大，A正确； B．加入少量冰醋酸，浓度增大，平衡正向移动，浓度增大使pH减小，且弱电解质浓度越大电离程度越小，故醋酸电离程度减小，B正确； C．加入少量固体，溶液中浓度增大，电离平衡逆向移动，C正确； D．加水稀释促进醋酸电离，电离程度增大，的物质的量增大，因溶液体积增大的幅度更大，故浓度减小，D错误； 故选D。 4．醋酸铅因有甜味而被称为“铅糖”，有毒但能入药。已知可溶于水，硝酸铅溶液与醋酸钠溶液反应的离子方程式为。下列有关说法错误的是 A．的“铅糖”溶液中， B．“铅糖”是强电解质 C．向“铅糖”溶液中加入醋酸钠，可抑制“铅糖”的电离 D．“铅糖”溶液的导电性可能很弱 【答案】B 【解析】A．由离子方程式可知，醋酸铅是弱电解质，在水溶液中部分电离，。故的“铅糖”溶液中，，A正确； B．强电解质是完全电离，醋酸铅在水溶液中部分电离，是弱电解质，B错误； C．向铅糖溶液加入醋酸钠，CH3COO-浓度增大，平衡逆向移动，抑制醋酸铅电离，C正确； D．醋酸铅是弱电解质，在水溶液中部分电离，溶液中的离子浓度可能很小，“铅糖”溶液的导电性可能很弱，D正确； 故答案选B。 5．已知：常温下：。HF在水中的电离方程式为。下列有关HF溶液的叙述正确的是 A．稍微加热，平衡时 B．通入HCl气体，HF的电离平衡向左移动，pH升高 C．加水稀释，不断增大 D．再通入HF，HF的电离度将增大 【答案】A 【解析】A．HF的电离为放热过程，升高温度，平衡向左移动，升温后的电离平衡常数小于常温下的数值，因此，，A正确； B．HCl是强电解质，通入HCl气体后溶液中氢离子浓度增大，HF的电离平衡向左移动，但溶液中氢离子浓度总体增大，pH降低，B错误； C．加水稀释促进HF电离，HF的电离度增大，，随电离度增大，该比值逐渐减小，C错误； D．再通入HF后，溶液中HF的总浓度增大，电离平衡虽向右移动，但弱电解质的电离度随其浓度增大而减小，D错误； 故选A。 6．部分弱电解质的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是 弱酸 HClO 电离平衡常数(25℃) A．相同浓度的溶液与溶液等体积混合： B．少量的通入溶液中： C．中和等体积等pH的溶液和HClO溶液消耗NaOH的量：前者小于后者 D．25℃时，浓度相等的HCOOH溶液与HCN溶液，HCN溶液导电能力强 【答案】C 【解析】A．由表中数据可知，即酸性：，根据较强酸制较弱酸的规律，不能与反应生成，A错误； B．具有还原性，具有氧化性，二者发生氧化还原反应时元素化合价升高2价，必有元素化合价降低生成，但选项给出的离子方程式无，不遵循客观事实，B错误； C．由电离常数可知酸性：，等pH的两溶液中的物质的量浓度更大，等体积时，因此中和消耗的量前者小于后者，C正确； D．本题未给出和的电离常数，且根据弱酸导电规律，同浓度下Ka越大酸性越强，离子浓度越大导电能力越强，按常见酸性：，可知25 ℃时，浓度相等的HCOOH溶液与HCN溶液，溶液导电能力更强，D错误； 故选C。 7．已知：的电离平衡常数；的电离平衡常数。在反应达到平衡后，要使的浓度增大可加入 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】A．加入时，由电离常数可知酸性顺序为，仅与强酸反应，不与反应，消耗使平衡正向移动，浓度增大，A符合题意； B．加入时，因酸性，既与反应，也会和反应生成和，浓度减小，B不符合题意； C．加入时，为强碱，可同时与、发生中和反应，浓度减小，C不符合题意； D．加入稀释时，平衡虽正向移动，但勒夏特列原理只能减弱浓度降低的趋势，最终浓度仍小于原平衡浓度，D不符合题意； 故选A。 8．下列项目不能证明HNO2是弱电解质的是 选项 项目 A 测定0.1 mol·L-1的HNO2溶液的pH B 将pH=3的HNO2溶液稀释10倍，测定稀释后溶液的pH C 向0.1 mol·L-1的HNO2溶液中加入少量NaNO2固体，测定加入前后溶液的pH是否变化 D 比较HNO2溶液、盐酸的导电性强弱 【答案】D 【解析】A．测定0.1 mol·L-1的HNO2溶液的pH，若其pH>1，则说明HNO2为弱电解质，A不符合题意； B．若HNO2为强电解质，将pH=3的HNO2溶液加水稀释10倍，稀释后溶液的pH=4，若HNO2为弱电解质，稀释后溶液的pH范围是3<pH<4，B不符合题意； C．向0.1 mol·L-1的HNO2溶液中加入少量NaNO2固体，若pH发生变化，则说明HNO2为弱电解质，C不符合题意； D．HNO2溶液和盐酸的浓度不确定，不能通过比较HNO2溶液、盐酸的导电性强弱来判定HNO2是否为弱电解质，D符合题意； 故选D。 9．下列有关电解质溶液的说法正确的是 A．向一元弱酸溶液中加入少量水，溶液中减小 B．向的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大 C．向一定浓度的醋酸溶液中加水稀释，则溶液中增大 D．时，向氨水中不断通入，随着的不断通入，不断增大 【答案】B 【解析】A．加水稀释促进一元弱酸电离，但是电离增大程度小于溶液体积增大程度，所以溶液中减小，温度不变电离常数不变，则溶液中增大，A错误； B．加入硫酸铵，溶液中增大，抑制氨水电离，溶液中减小，溶液中增大，B正确； C．温度不变醋酸电离常数不变，溶液中不变，C错误； D．随着的通入，与反应生成碳酸铵，溶液中增大，减小，D错误； 故答案选B。 10．使足量的Zn分别与pH和体积都相同的盐酸和醋酸反应。设与盐酸反应的初速率为ν1，生成的H2的总体积为V1；与醋酸反应的初速率为ν2，生成的H2的总体积为V2。正确的结论为 A．ν1=ν2、 V1>V2 B．ν1>ν2、 V1<V2 C．ν1=ν2、 V1<V2 D．ν1>ν2、 V1=V2 【答案】C 【解析】两种酸溶液的pH相同，故反应开始时c(H+)相同，在其他条件相同时与锌反应的初速率相同，即ν1=ν2。醋酸是弱电解质，相同pH、相同体积时，醋酸溶液中酸的总物质的量大于盐酸中HCl的物质的量；反应消耗氢离子会促进醋酸继续电离。锌足量，故醋酸最终生成的H2更多，即V1<V2。 故选C。 11．常温下，在封闭仪器中装有溶液，现向其中缓慢注入溶液，随着溶液注入体积增加，溶液的变化如下图所示(的电离平衡常数为)，关于上述实验，下列分析错误的是 A．AB段主要发生的反应 B．中性点在BC之间 C．水电离程度 D．BC段值降低主要是因为生成强酸 【答案】B 【分析】由图可知，亚硫酸氢钠溶液体积为10mL时，溶液中发生的反应为2NaClO+NaHSO3= NaCl+HClO+Na2SO4，反应得到等浓度的氯化钠、次氯酸和硫酸钠混合溶液；亚硫酸氢钠溶液体积为20mL时，溶液中发生的反应为HClO+NaHSO3=NaCl+H2SO4，反应得到氯化钠、硫酸钠和硫酸的混合溶液；亚硫酸氢钠溶液体积为40mL时，溶液中发生的反应为H2SO4+2NaHSO3=Na2SO4+2H2SO3，反应得到氯化钠、硫酸钠和亚硫酸的混合溶液。 【解析】A．由分析可知，AB段主要发生的反应为2NaClO+NaHSO3= NaCl+HClO+Na2SO4，反应的离子方程式为，故A正确； B．A点为次氯酸钠溶液，呈碱性，根据分析，V=10mL时，，溶液中发生的反应为2NaClO+NaHSO3= NaCl+HClO+Na2SO4，反应得到等浓度的氯化钠、次氯酸和硫酸钠混合溶液，NaCl、Na2SO4都是中性盐，含有HClO则溶液呈酸性，中性点在AB之间，故B错误； C．由分析可知，A点为次氯酸钠溶液，次氯酸根离子水解促进水的电离，B点为等浓度的氯化钠、次氯酸和硫酸钠混合溶液，次氯酸在溶液中电离出的氢离子抑制水的电离，C点为氯化钠、硫酸钠和硫酸的混合溶液，硫酸在溶液中电离出的氢离子抑制水的电离，D点为氯化钠、硫酸钠和亚硫酸的混合溶液，亚硫酸在溶液中电离出的氢离子抑制水的电离，酸溶液中氢离子浓度越大，抑制水的电离程度越大，则水电离程度大小顺序为A>B>D>C，故C正确； D．由分析可知，BC段主要发生的反应为HClO+NaHSO3=NaCl+H2SO4，则溶液pH值降低主要是因为生成了完全电离的硫酸，故D正确； 故选B。 12．25 ℃时，HNO2、HF、HCN三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10中的一种。已知下列反应可以发生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此判断，下列有关叙述不正确的是( ) A．Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝6.2×10－10 B．电离常数：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN) C．反应HNO2＋NaF===NaNO2＋HF不能发生 D．该温度下，0.1 mol·L－1 HF溶液中c(H＋)≈8×10－3 mol·L－1 【答案】A 【解析】根据酸与盐发生复分解反应遵循“较强酸制取较弱酸”的规律，由反应①、②、③可得酸性：HNO2>HCN、HF>HCN、HF>HNO2，从而可得酸性：HF>HNO2>HCN，则电离平衡常数：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)。结合三个电离平衡常数的相对大小推知，Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝5.6×10－4，Ka(HCN)＝6.2×10－10，A错误；由前面分析可知，B正确；由于酸性：HF>HNO2，故HNO2和NaF不发生反应，C正确；结合电离常数表达式可得，c2(H＋)＝Ka(HF)·c(HF)＝6.3×10－4×0.1，解得c(H＋)≈8×10－3 mol·L－1，D正确。 13．25 ℃时，三种弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HX HY H2CO3 电离平衡常数 7.8×10－9 3.7×10－15 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝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．结合H＋的能力：CO>Y－>X－>HCO 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，则结合H＋的能力：Y－>CO>X－>HCO，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，B错误。 14．常温下Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.75×10－5。下列说法正确的是( ) A．pH＝10的氨水加水稀释，溶液中变大 B．一定浓度的CH3COOH溶液加水稀释，所有离子的浓度均减小 C．等浓度的CH3COONa和NH4Cl溶液中阴离子浓度之和，前者小于后者 D．等浓度、等体积的CH3COOH溶液和氨水充分反应后，溶液中c(NH)＝c(CH3COO－) 【答案】D 【解析】Kb(NH3·H2O)＝，则＝，c(OH－)减小且Kb不变，故减小，A错误；CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OH＋＋OH－，加水稀释时，促进醋酸的电离，但是溶液体积增大，且是主要因素，故稀释时c(H＋)减小，由于温度不变，水的离子积不变，则c(OH－)增大，B错误；Ka(CH3COOH)＝Kb(NH3·H2O)，则醋酸和一水合氨的电离程度相同，则等浓度的CH3COONa和NH4Cl溶液中，c(Na＋)＝c(Cl－)、水解生成的c(OH－)＝c(H＋)，则由电荷守恒可知，两溶液中阴离子浓度之和相等，C错误；等浓度、等体积的CH3COOH溶液和氨水混合后恰好生成醋酸铵，且溶液显中性，根据电荷守恒可知，c(NH)＝c(CH3COO－)，D正确。 15．下，关于溶液()，下列说法正确的是 A．升高温度，的电离程度增大，增大 B．向该溶液中通入气体，平衡逆向移动，减小 C．加水稀释后，溶液中降低 D．该温度下，该溶液中的电离程度大于溶液中的电离程度 【答案】A 【解析】A．HCN的电离为吸热过程，升高温度促进电离，电离程度增大，电离产生的浓度增大，A正确； B．向溶液中通入气体，完全电离使增大，抑制HCN电离，平衡逆向移动，但平衡只能减弱氢离子浓度的增大，而不能完全抵消，因此最终仍增大，B错误； C．温度不变时电离常数不变，，变形可得，加水稀释后减小，因此该比值增大，C错误； D．弱电解质的浓度越小，电离程度越大，因此0.1mol/L HCN溶液中HCN的电离程度小于0.01mol/L HCN溶液中HCN的电离程度，D错误； 故答案选A。 16．I．已知草酸为二元弱酸：      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、、三种微粒的分布系数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 (1)pH=2.7时，溶液中_______。 Ⅱ．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℃) (2)①HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为：_______。 ②次氯酸与Na2CO3溶液反应的离子方程式：_______。 ③过量硫化氢通入NaClO溶液中反应的离子方程式：_______。 Ⅲ．回答下列问题： (3)①常温下，向amol/LCH3COONa溶液中滴加等体积的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka=_______(用含a和b的代数式表示)。 ②已知25℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH=12时，_______：1：_______。 【答案】(1) (2)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO (3) 1012Ka2 【解析】（1）根据分布系数图，曲线1、2、3分别代表、、；由交点可知，当时,，则；由交点可知，当时，，则；所求表达式 。 （2）① 相同温度下，弱酸的电离平衡常数越大，其酸性越强；由表格数据可知，，故酸性由强到弱的顺序为 ； ② 由电离常数可知，酸性强弱为，根据强酸制弱酸原理，次氯酸与碳酸钠反应只能生成碳酸氢钠和次氯酸钠，不能生成二氧化碳气体，离子方程式为 ； ③ 具有还原性，具有强氧化性，二者发生氧化还原反应，被氧化为沉淀，被还原为，离子方程式为。 （3）① 混合后溶液体积加倍，浓度减半，初始，，发生反应，反应后生成，剩余，由于溶液呈中性，则 。代入醋酸的电离常数表达式 ； ② 当 时，溶液中，由碳酸的第一步电离常数 ，可得 ；由碳酸的第二步电离常数 ，可得 ，因此，。 17．(1)已知：25 ℃时，NH·H2O的Kb＝2.0×10－5。 ①0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中c(OH－)＝______________mol·L－1。 ②若向0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中加入固体NH4Cl，使c(NH)达到0.20 mol·L－1，则c(OH－)＝ ______________mol·L－1。 ③将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，若混合后所得溶液的pH＝7，用含a的代数式表示的电离平衡常数Kb＝______________。 (2)25 ℃时，0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010。 ①该HA溶液的pH＝_______。 ②将等浓度、等体积的氨水与HA溶液相混合，所得混合溶液的pH _______ (填“>”“＝”或“<”)7。 【答案】(1)①.4×10－3 ②1×10－5　③ (2)①2 ②< 【解析】(1)①NH3·H2O溶液中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，则25 ℃时有Kb＝＝2.0×10－5；0.10 mol·L－1 NH3·H2O的电离程度较小，此时c(NH3·H2O)≈0.10 mol·L－1，c(NH)≈c(OH－)，则有Kb＝＝2.0×10－5，解得c(OH－)≈1.4×10－3 mol·L－1。②若向0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中加入固体NH4Cl，使c(NH)＝0.20 mol·L－1，则有Kb＝＝2.0×10－5，可得c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1。③将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，混合后溶液的pH＝7，则溶液呈中性，结合电荷守恒可得c(Cl－)＝c(NH)＝0.005 mol·L－1；根据N原子守恒可得c(NH4·H2O)＝(0.5a－0.005)mol·L－1，此时c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，则NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝＝＝。 (2)①25 ℃时Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14,0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010，则有c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，故HA溶液的pH＝2。②等浓度、等体积的氨水与HA溶液混合，二者恰好完全反应生成NH4A；0.10 mol·L－1的HA溶液中c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，则Ka(HA)＝＝1×10－3，又知Kb(NH3·H2O)＝2.0×10－5，则有Ka(HA)>Kb(NH3·H2O)，因Kh(NH)＝＝，Kh(A－)＝＝，故NH4A溶液中NH的水解程度大于A－的水解程度，所得混合溶液呈酸性，溶液的pH<7。 $