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第41讲　电离平衡
一、选择题（本题包括12小题，每小题只有一个选项符合题意）
1.室温下，关于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液，下列判断正确的是（　　）
A.该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C.滴加NaOH溶液过程中，n（CH3COO－）与n（CH3COOH）之和始终为0.1 mol
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为C＋2H＋H2O＋CO2↑
2.氢氰酸（HCN）是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：HCNH＋＋CN－，常温下电离常数为Ka。下列说法正确的是（　　）
A.0.1 mol·L－1HCN溶液的pH＜1
B.增大HCN溶液浓度，其电离程度减小
C.升高HCN溶液温度，平衡逆向移动
D.加入少量NaOH溶液，会使Ka增大
3.下列事实一定能说明亚硝酸（HNO2）是弱电解质的是（　　）
A.NaNO2溶液呈碱性
B.向HNO2溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液呈红色
C.用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗
D.10 mL 0.1 mol·L－1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应
4.稀氨水中存在着平衡：NH3·H2ON＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c（OH－）增大，应加入适量的（　　）
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水
⑤MgSO4固体
A.①②③　　B.③⑤ C.③　　D.③④
5.下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，下列有关叙述正确的是（　　）
A.因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2
B.若V1＞V2，则证明HA为强酸，HB为弱酸
C.若实验①中，V＝V1，则混合溶液中c（Na＋）＝c（A－）
D.实验②的混合溶液，pH一定等于7
6.常温下，CH3COOH、HCOOH（甲酸）的电离常数分别为1.7×10－5、1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的说法正确的是（　　）
A.c（H＋）：CH3COOH＞HCOOH
B.等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞CH3COOH
C.HCOOH与NaOH发生反应的离子方程式为H＋＋OH－H2O
D.将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，其电离常数保持不变
7.H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是（　　）
A.加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B.通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C.滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D.加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
8.以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：
CH3COOH H2S HClO
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 Ka＝4.69×10－11
下列说法正确的是（　　）
A.可发生反应：H2S＋2ClO－S2－＋2HClO
B.CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHS
C.等物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH
D.Na2S、NaClO、CH3COONa中，结合质子能力最强的是NaClO
9.硼酸（H3BO3）的电离方程式为H3BO3＋H2OB（OH＋H＋。已知常温下，Ka（H3BO3）＝5.4×10－10、Ka（CH3COOH）＝1.75×10－5。下列说法错误的是（　　）
A.H3BO3为一元酸
B.0.01 mol·L－1H3BO3溶液的pH≈6
C.常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa＞NaB（OH）4
D.NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液
10.电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是（　　）
A.①溶液中c（H＋）为0.200 mol·L－1
B.溶液温度高低为①＞③＞②
C.③点溶液有c（Cl－）＞c（CH3COO－）
D.③点后因离子数目减少使电导率略减小
11.H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示。据此分析，下列说法不正确的是（　　）
A.曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2
B.常温下，0.1 mol·L－1NaHC2O4溶液显酸性
C.常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2＝10－4.30
D.pH从1.30～4.30时，先增大后减小
12.肼（N2H4）又称联氨，为二元弱碱，在水中的电离与氨类似。已知常温下，N2H4的第一步电离平衡：N2H4＋H2ON2＋OH－，Kb1＝8.7×10－7。下列说法错误的是（　　）
A.N2H4的水溶液中存在：c（N2）＋2c（N2）＋c（H＋）＝c（OH－）
B.反应 N2H4＋H＋N2的平衡常数K＝8.7×107
C.联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H5HSO4
D.向N2H4的水溶液中加水，不变
二、非选择题（本题包括2小题）
13.某一元弱酸（用HA表示）在水中的电离方程式是HAH＋＋A－，回答下列问题：
（1）向溶液中加入适量NaA固体，以上平衡将向　　　　　（填“正”或“逆”）反应方向移动，理由是　　　　　　　。
（2）若向溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向　　　　（填“正”或“逆”）反应方向移动，溶液中c（A－）将　　　　（填“增大”“减小”或“不变”，下同），溶液中c（OH－）将　　　　。
（3）HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。
HA的电离常数Ka＝　　　　。
（4）在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（N）＝c（Cl－），则溶液显　　　　（填“酸”“碱”或“中”）性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝　　　　（忽略混合溶液的体积变化）。
14.磷能形成次磷酸（H3PO2）、亚磷酸（H3PO3）等多种含氧酸。
（1）次磷酸（H3PO2）是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1H3PO2溶液与20 mL 1 mol·L－1NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答下列问题：
①NaH2PO2属于　　　　（填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”）。
②若25 ℃时，Ka（H3PO2）＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝　　　　。
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（2）亚磷酸（H3PO3）是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1 H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为　　　　（Ka2＝2×10－7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计）。
（3）亚磷酸的结构式为（结构式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供），含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有　　　　个“O—H”。
（4）向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH　　　　（填“＞”“＜”或“＝”）7。
第41讲　电离平衡
1.C　醋酸属于弱电解质，则含0.1 mol醋酸的溶液中CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A错误；加入少量CH3COONa固体，抑制醋酸的电离，溶液的pH升高，B错误；根据元素守恒，n（CH3COO－）＋n（CH3COOH）＝0.1 mol，C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据较强酸制取较弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，在离子反应中不能拆写，D错误。
2.B　氢氰酸（HCN）是一种弱酸，在水溶液中部分电离，因此0.1 mol·L－1HCN溶液中c（H＋）＜0.1 mol·L－1，pH＞1，A错误；氢氰酸为弱电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，B正确；弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，C错误；加入少量NaOH溶液，电离平衡正向移动，但溶液的温度不变，电离平衡常数不变，D错误。
3.A　滴加紫色石蕊溶液，溶液呈红色说明HNO2为酸，不能说明HNO2部分电离，则不能说明HNO2为弱电解质，B错误；用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，不能说明HNO2部分电离，所以不能证明HNO2为弱电解质，C错误；10 mL 0.1 mol·L－1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应，说明HNO2为一元酸，不能说明HNO2部分电离，所以不能证明HNO2为弱电解质，D错误。
4.C　加入NH4Cl固体，c（N）增大，平衡逆向移动，c（OH－）减小，①不符合题意；加入硫酸，氢离子消耗氢氧根离子，平衡正向移动，②不符合题意；加入NaOH固体，c（OH－）增大，平衡逆向移动，③符合题意；加水，平衡正向移动，c（OH－）减小，④不符合题意；加MgSO4固体，镁离子会消耗氢氧根离子生成沉淀，平衡正向移动，c（OH－）减小，⑤不符合题意。
5.C　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，A错误；若V1＞V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法证明HA是强酸，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溶液的pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合溶液中c（Na＋）＝c（A－），C正确；恰好完全中和后实验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，D错误。
6.D　由电离常数可知，等浓度的甲酸的电离程度大于乙酸，甲酸溶液中氢离子浓度大于乙酸溶液，A错误；甲酸与乙酸的浓度相同、体积相同，则物质的量相同，与过量的镁反应，酸完全反应，根据原子守恒，产生的氢气的量相同，B错误；甲酸溶液与氢氧化钠溶液反应生成甲酸钠和水，反应的离子方程式为HCOOH＋OH－HCOO－＋H2O，C错误；温度不变，电离常数不变，则稀释过程中，乙酸的电离常数保持不变，D正确。
7.C　向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO23S↓＋2H2O，平衡向左移动，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3的酸性比氢硫酸强，因此溶液pH减小，B错误；滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl22HCl＋S↓，反应生成的HCl为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C正确；加入少量CuSO4固体，发生反应：CuSO4＋H2SCuS↓＋H2SO4，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。
8.C　次氯酸根离子具有强氧化性，与H2S反应时发生的是氧化还原反应，H2S被氧化成硫单质，A错误；根据电离平衡常数可知酸性强弱为CH3COOH＞H2S，所以当少量醋酸与Na2S溶液反应时会生成NaHS，B错误；根据电离平衡常数可知酸性强弱为CH3COOH＞H2S＞HClO＞HS－，所以等物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH，酸越弱则对应的酸根离子结合质子的能力越强，结合质子能力：CH3COO－＜HS－＜ClO－＜S2－，结合质子能力最强的是Na2S，C正确，D错误。
9.C　根据题意可知H3BO3只存在一步电离，所以H3BO3为一元酸，A正确；设0.01 mol·L－1H3BO3溶液中c（H＋）＝x mol·L－1，则c[B（OH]也认为近似等于x mol·L－1，则有Ka（H3BO3）＝＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6，所以pH≈6，B正确；Ka（H3BO3）＜Ka（CH3COOH），所以B（OH的水解程度更大，浓度相同时硼酸钠溶液的碱性更强，则等浓度溶液的pH：CH3COONa＜NaB（OH）4，C错误。
10.C　醋酸为弱电解质，①点溶液c（H＋）＜0.200 mol·L－1，A错误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，B错误；③点时恰好完全反应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c（Cl－）＞c（CH3COO－），C正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，D错误。
11.D　随着pH的增大，草酸分子的浓度逐渐减小，草酸氢根离子的浓度逐渐增大，pH继续升高，草酸氢根离子的浓度又逐渐减小，而草酸根离子的浓度逐渐增大，因此曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2，A正确；根据题给图像可知当草酸氢根离子和草酸根离子浓度相等时，pH＝4.30，所以草酸的第二步电离平衡常数Ka2＝＝10－4.30，C正确；根据题给图像可知pH从1.30～4.30时，逐渐减小，D项错误。
12.C　根据电荷守恒可知在N2H4的水溶液中存在：c（N2）＋2c（N2）＋c（H＋）＝c（OH－），A正确；反应 N2H4＋H＋N2的平衡常数K＝＝
＝＝＝8.7×107，B正确；联氨是二元弱碱，其与硫酸形成酸式盐的化学式为（N2H6）（HSO4）2，C错误；温度不变，电离平衡常数不变，加水稀释N2H4的水溶液，＝·＝·＝，温度不变，不变，D正确。
13.（1）逆　c（A－）增大，平衡向c（A－）减小的方向移动，即逆向移动
（2）正　减小　增大
（3）10－4.7
（4）中　
解析：（3）由题图可知，当c（A－）＝c（HA）时，pH＝4.7，c（H＋）＝10－4.7 mol·L－1，Ka＝＝c（H＋）＝10－4.7。（4）溶液中存在电荷守恒：c（H＋）＋c（N）＝c（Cl－）＋c（OH－），已知c（N）＝c（Cl－），故c（H＋）＝c（OH－），溶液显中性；电离常数只与温度有关，NH3·H2O的电离常数Kb＝＝＝。
14.（1）①正盐　②2　③方案一：测NaH2PO2溶液的pH，若pH＞7，则证明次磷酸为弱酸；方案二：向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸　（2）1×10－3　（3）1　（4）＞
解析：（1）①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电离出的氢离子，因而NaH2PO2是正盐。②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1。
　　　　　　　　　H3PO2H＋＋H2P
初始/（mol·L－1）　　0.02　0　　 0
平衡/（mol·L－1） 0.02－x x x
Ka（H3PO2）＝＝1×1[注意由于Ka（H3PO2）比较大，不能近似计算]，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。（2）忽略H3PO3的第二步电离和水的电离，则溶液中c（H2P）≈c（H＋）＝1×10－2 mol·L－1，c（H3PO3）＝（0.11－1×10－2）mol·L－1＝0.1 mol·L－1，H3PO3的电离平衡常数Ka1＝≈＝1×10－3。（4）Na2HPO3溶液中，HP水解，溶液呈碱性。
4 / 4第41讲　电离平衡
课标要求
1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应，如酸碱性、导电性等。
2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
3.能运用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。
考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素
1.弱电解质电离平衡的影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质——决定因素。
（2）外因
外界条件 电离平衡移动方向 电离程度变化
温度 升高温度 向右移动 增大
浓度 加水稀释 向右移动 增大
同离子效应 向左移动 减小
加入能与之反应的物质 向右移动 增大
2.实例
（1）0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。
①加水稀释，上述平衡向　　（填“左”或“右”，下同）移动，c（H＋）　　　　（填“增大”或“减小”，下同），溶液的导电能力　　　　（填“增强”或“减弱”，下同）。
②加入CH3COONa固体，上述平衡向　　移动，c（H＋）　　　，溶液的导电能力　　　。
③加入NaOH溶液，上述平衡向　　移动，c（H＋）　　　　，溶液的导电能力　　　　。
④升高温度，上述平衡向　　　移动，c（H＋）　　　　，溶液的导电能力　　　　。
（2）常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”回答下列问题。
A.c（CH3COO－）：①　　②。
B.CH3COOH的电离程度：①　　②。
C.与相同浓度的NaOH溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积：①　　②。
一 弱电解质的电离及溶液的导电能力
1.下列对氨水中存在的电离平衡NH3·H2ON＋OH－的叙述正确的是（　　）
A.加水后，溶液中n（OH－）增大
B.加入少量浓盐酸，电离平衡正向移动，溶液中c（OH－）增大
C.加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动
D.加入少量NH4Cl固体，溶液中c（N）减小
2.一定温度下，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－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b
二 弱电解质的多维度判断
3.能证明蚁酸（HCOOH）是弱酸的实验事实是（　　）
A.HCOOH溶液与Zn反应放出H2
B.0.1 mol·L－1HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红
C.HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D.常温时0.1 mol·L－1HCOOH溶液的pH＝2.3
判断弱电解质（HA）的四个维度
　　维度一　利用弱电解质不能完全电离判断
常温下配制0.1 mol·L－1的HA溶液，测其pH，若pH＞1，则证明HA是弱酸。
维度二　利用弱电解质形成的盐是否水解判断
常温下，测NaA溶液的pH，若pH＞7，则说明A－发生水解，即HA为弱酸。
维度三　利用弱电解质加水稀释时溶液离子浓度的变化判断
常温下，将1 mL pH＝2的HA溶液加水稀释至100 mL，若溶液的pH＜4，则证明HA为弱酸。
维度四　利用弱电解质溶液中电离平衡移动判断
常温下向0.1 mol·L－1的HA溶液中滴入1～2滴石蕊试液，溶液呈红色，加入一定量的NaA固体，若溶液红色变浅，说明HA的电离平衡逆向移动，则证明HA是弱酸。（注意：不能用NaA的溶液代替NaA固体）
三 一元强酸（碱）与一元弱酸（碱）的比较
4.某温度下，等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c（H＋）随溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是（　　）
A.曲线Ⅰ表示稀释时醋酸溶液中c（H＋）的变化
B.a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度
C.b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强
D.稀释过程中，醋酸溶液中减小
一元强酸（HCl）与一元弱酸
（CH3COOH）稀释图像比较
　　（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸溶液
加水稀释相同的倍数，醋酸溶液的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
　　（2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸溶液
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸溶液加入的水多
考点二　电离平衡常数及应用
1.电离平衡常数表达式
（1）一元弱酸或弱碱
一元弱酸（HA） 一元弱碱（BOH）
电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－
电离常数表达式 Ka＝ Kb＝
（2）多元弱酸（以H2CO3为例）
第一步电离 第二步电离
电离方程式 H2CO3H＋＋HC HCH＋＋C
电离常数表达式 Ka1＝　　　　　　 Ka2＝　　　　　　
电离常数关系 Ka1　　（填“＞”或“＜”）Ka2
2.电离平衡常数的影响因素
（1）内因：相同温度下，电解质越弱，其电离平衡常数　　　　，反之，电离平衡常数　　　　。
（2）外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K　　　　。
3.电离平衡常数的意义
（1）反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
（2）多元弱酸的各步电离平衡常数的大小关系是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。
4.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％，
也可表示为α＝×100％。
如一元弱酸HA，c（H＋）＝c0（HA）·α。
（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　　。
　判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。（　　）
（2）相同温度时电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。（　　）
（3）常温下向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离常数减小。（　　）
（4）向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，先增大再减小。（　　）
（5）电离常数大的酸溶液中c（H＋）一定比电离常数小的酸溶液中的c（H＋）大。（　　）
一 电离常数及应用
1.已知：常温下，Ka（HF）＝6.3×10－4、Ka（HCN）＝6.2×10－10。下列说法正确的是（　　）
A.同pH的HF溶液和HCN溶液，溶质的物质的量浓度：c（HF）＞c（HCN）
B.同物质的量浓度的HF溶液和HCN溶液，溶液pH：HF＞HCN
C.向NaCN溶液中滴加HF溶液，反应的离子方程式为CN－＋HFHCN＋F－
D.将NaF溶液和HCN溶液混合，反应的离子方程式为F－＋HCNHF＋CN－
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）　　　　。
判断溶液中微粒浓度比值的常用方法
　　（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（1），假设无限稀释，c（CH3COO－）趋近于0，c（H＋）趋近于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。
二 电离常数的相关计算
3.（单一溶液）已知常温下，0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH＝11，则NH3·H2O的电离常数Kb＝　　　　。
4.（混合溶液）常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性（不考虑盐酸和醋酸的挥发），则醋酸的电离常数Ka＝　　　　　 　　　　　　　　　（用含a和b的代数式表示）。
5.（利用图像计算）已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2＋H＋　Ka1，HC2C2＋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、HC2、C2三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：（1）Ka1＝　　　　。
（2）Ka2＝　　　　。
（3）pH＝2.7时，溶液中＝　　　　。
1.判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）（2024·吉林高考）用柠檬酸去除水垢：柠檬酸酸性强于碳酸。（　　）
（2）（2023·天津高考）磷酸第二步电离平衡常数表达式为Ka2＝。（　　）
（3）（2023·天津高考）已知pKa＝－lg Ka，则25 ℃时pKa的大小：CHF2COOH＜CH2FCOOH。（　　）
（4）（2023·广东高考）1 mol·L－1的NaCl溶液导电性比同浓度醋酸强的原因是NaCl溶液的pH比醋酸的高。（　　）
2.（2024·上海高考34题节选）已知H2CO3的Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Ksp（CaCO3）＝2.8×10－9。c（H＋）＝8.4×10－9 mol·L－1，c（HC）＝1×10－4 mol·L－1时，c（H2CO3）为　　　　。
3.（2023·山东高考20题节选）T1温度下，HCOOH电离平衡常数为Ka，当HCOOH平衡浓度为x mol·L－1时，H＋浓度为　 　　mol·L－1。
4.（2024·广东高考19题节选）在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX（X为A或B）在某非水溶剂中的Ka。
a.选择合适的指示剂HIn，Ka（HIn）＝3.6×10－20；其钾盐为KIn。
b.向KIn溶液中加入HX，发生反应：In－＋HXX－＋HIn。KIn起始的物质的量为n0（KIn），加入HX的物质的量为n（HX），平衡时，测得随的变化曲线如图。
已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。
（1）计算Ka（HA）。（写出计算过程，结果保留两位有效数字）
（2）在该溶剂中，Ka（HB）　　　　Ka（HA）；Ka（HB）　　　Ka（HIn）。（填“＞”“＜”或“＝”）
第41讲　电离平衡
【考点·全面突破】
考点一
必备知识夯实
2.（1）①右　减小　减弱　②左　减小　增强　③右　减小　增强　④右　增大　增强　（2）＜　＞　＝
关键能力突破
1.A　向氨水中加水，能促进NH3·H2O的电离，溶液中n（OH－）增大，A项正确；向氨水中加入少量浓盐酸，H＋与OH－反应导致溶液中c（OH－）减小，B项错误；加入浓NaOH溶液会导致NH3·H2O的电离平衡逆向移动，C项错误；向氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液中c（N）增大，D项错误。
2.C　湿润pH试纸，相当于加水稀释，从题图来看，导电能力增强，c（H＋）增大，pH减小。
3.D　A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；D项，0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，正确。
4.C　等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液稀释相同倍数时，盐酸中c（H＋）变化较大，故曲线Ⅰ表示盐酸稀释时c（H＋）的变化，曲线Ⅱ表示醋酸溶液稀释时c（H＋）的变化，A错误；醋酸是弱酸，盐酸是强酸，等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液中酸的浓度：醋酸＞盐酸，稀释相同倍数时酸的浓度：醋酸＞盐酸，即a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，B错误；阴、阳离子所带电荷相同时，溶液导电能力与离子浓度成正比，两溶液中c（H＋）：b＞c，则溶液导电能力：b＞c，C正确；稀释促进醋酸的电离，溶液中n（H＋）增大，n（CH3COOH）减小，则醋酸稀释过程中，
＝，比值增大或Ka＝，＝，加水稀释过程中，Ka不变，c（CH3COO－）减小，增大，D错误。
考点二
必备知识夯实
1.（1）　　（2）　　＞　2.（1）越小　越大　（2）增大
4.（3）①小　②大
易错辨析
（1）×　（2）√　（3）×　（4）×　（5）×
关键能力突破
1.C　由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，氢氟酸在溶液中的电离程度大于氢氰酸，则pH相同的氢氟酸溶液的浓度小于氢氰酸溶液，A错误；氢氟酸的酸性强于氢氰酸，则浓度相同的氢氟酸溶液中的氢离子浓度大于氢氰酸溶液，HF溶液的pH小于氢氰酸溶液，B错误；由较强酸制较弱酸的原理可知，氰酸钠溶液能与氢氟酸溶液反应生成氟化钠和氢氰酸，反应的离子方程式为CN－＋HFHCN＋F－，C正确；由较强酸制较弱酸的原理可知，氢氰酸溶液与氟化钠溶液不能反应生成氢氟酸和氰酸钠，D错误。
2.（1）变小　（2）不变　（3）不变
解析：（3）将该式变为＝，温度不变，故该比值不变。
3.10－5
解析：NH3·H2ON＋OH－，溶液中c（N）≈c（OH－）＝10－3 mol·L－1，Kb＝＝≈10－5。
4.
解析：由电荷守恒有c（Na＋）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－）＋c（CH3COO－），由元素守恒有c（Na＋）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－），溶液呈中性，所以c（CH3COOH）＝c（Cl－）。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
　　　　　　－　　10－7
Ka＝＝。
5.（1）10－1.2　（2）10－4.2　（3）1 000
解析：（1）由题给图像可知pH＝1.2时，c（HC2）＝c（H2C2O4），则Ka1＝10－1.2。（2）pH＝4.2时，c（HC2）＝c（C2），则Ka2＝10－4.2。（3）由电离常数表达式可知，＝＝＝1 000。
【真题·体验品悟】
1.（1）√　（2）×　（3）√　（4）×
2.2.0×10－6 mol·L－1
解析：Ka1＝，代入数据计算得c（H2CO3）＝2.0×10－6 mol·L－1。
3.
解析：HCOOHHCOO－＋H＋，设平衡时c（H＋）＝a mol·L－1，则Ka＝＝，a＝。
4.（1）由图可知，当＝1.0时，＝3.0，设起始时c（KIn）＝c（HA）＝c mol·L－1，达到平衡时HA转化的浓度为x mol·L－1，列三段式：
　　　　　　　　　　In－＋HAA－＋HIn
起始浓度/（mol·L－1） c c 0 0
转化浓度/（mol·L－1） x x x x
平衡浓度/（mol·L－1） c－x c－x x x
则＝3.0，解得x＝0.25c，该反应的平衡常数K1＝＝＝，代入数据得K1＝＝＝，故Ka（HA）＝Ka（HIn）＝4.0×10－21　（2）＞　＞
解析：（2）根据图像可知，当＝1.0时，＜1.0，设起始时KIn、HB的浓度均为c mol·L－1，达到平衡时HB转化的浓度为y mol·L－1，列三段式：
　　　　　　　　　　　In－＋HBB－＋HIn
起始浓度/（mol·L－1） c c 0 0
转化浓度/（mol·L－1） y y y y
平衡浓度/（mol·L－1）c－y c－y y y
则＜1.0，y＞0.5c，K2＝＝＝，y＞0.5c，c－y＜0.5c，代入数据得K2＝＞1，即Ka（HB）＞Ka（HIn），结合Ka（HA）＝Ka（HIn），知Ka（HB）＞Ka（HA）。
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第41讲　电离平衡
高中总复习·化学
课标要求
1. 从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和
反应，如酸碱性、导电性等。
2. 认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
3. 能运用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明
水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的
应用。
考点·全面突破
01
真题·体验品悟
02
课时·跟踪检测
03
考点·全面突破
锁定要点，聚焦应用
考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素
1. 弱电解质电离平衡的影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质——决定因素。
（2）外因
外界条件 电离平衡移动方向 电离程度变化
温度 升高温度 向右移动 增大
浓度 加水稀释 向右移动 增大
同离子效应 向左移动 减小
加入能与之反应的物质 向右移动 增大
2. 实例
（1）0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO
－＋H＋。
①加水稀释，上述平衡向 （填“左”或“右”，下同）移动，c（H
＋） （填“增大”或“减小”，下同），溶液的导电能力
（填“增强”或“减弱”，下同）。
②加入CH3COONa固体，上述平衡向 移动，c（H＋） ，溶
液的导电能力 。
③加入NaOH溶液，上述平衡向 移动，c（H＋） ，溶液的
导电能力 。
④升高温度，上述平衡向 移动，c（H＋） ，溶液的导电能
力 。
右　
减小　
减
弱　
左　
减小　
增强　
右　
减小　
增强　
右　
增大　
增强　
（2）常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”回答下列问题。
A. c（CH3COO－）：① ②。
B. CH3COOH的电离程度：① ②。
C. 与相同浓度的NaOH溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积：① ②。
＜　
＞　
＝　
一 弱电解质的电离及溶液的导电能力
1. 下列对氨水中存在的电离平衡NH3·H2O N ＋OH－的叙述正确的是
（　　）
A. 加水后，溶液中n（OH－）增大
B. 加入少量浓盐酸，电离平衡正向移动，溶液中c（OH－）增大
C. 加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动
D. 加入少量NH4Cl固体，溶液中c（N ）减小
√
解析：　向氨水中加水，能促进NH3·H2O的电离，溶液中n（OH－）增
大，A项正确；向氨水中加入少量浓盐酸，H＋与OH－反应导致溶液中c
（OH－）减小，B项错误；加入浓NaOH溶液会导致NH3·H2O的电离平衡逆
向移动，C项错误；向氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液中c（N ）增
大，D项错误。
2. 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－1NaOH溶液中和，消耗
NaOH溶液的体积：c＜a＜b
解析：　湿润pH试纸，相当于加水稀释，从题图来看，导电能力增强，
c（H＋）增大，pH减小。
√
二 弱电解质的多维度判断
3. 能证明蚁酸（HCOOH）是弱酸的实验事实是（　　）
A. HCOOH溶液与Zn反应放出H2
B. 0.1 mol·L－1HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红
C. HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D. 常温时0.1 mol·L－1HCOOH溶液的pH＝2.3
解析：　A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错
误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；D项，0.1 mol·L－1
HCOOH溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，正确。
√
判断弱电解质（HA）的四个维度
　　维度一　利用弱电解质不能完全电离判断
常温下配制0.1 mol·L－1的HA溶液，测其pH，若pH＞1，则证明HA是
弱酸。
维度二　利用弱电解质形成的盐是否水解判断
常温下，测NaA溶液的pH，若pH＞7，则说明A－发生水解，即HA为
弱酸。
维度三　利用弱电解质加水稀释时溶液离子浓度的变化判断
常温下，将1 mL pH＝2的HA溶液加水稀释至100 mL，若溶液的pH＜
4，则证明HA为弱酸。
维度四　利用弱电解质溶液中电离平衡移动判断
常温下向0.1 mol·L－1的HA溶液中滴入1～2滴石蕊试液，溶液呈红
色，加入一定量的NaA固体，若溶液红色变浅，说明HA的电离平衡逆向移
动，则证明HA是弱酸。（注意：不能用NaA的溶液代替NaA固体）
三 一元强酸（碱）与一元弱酸（碱）的比较
4. 某温度下，等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液
中的c（H＋）随溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是（　　）
A. 曲线Ⅰ表示稀释时醋酸溶液中c（H＋）的变化
B. a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度
C. b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强
D. 稀释过程中，醋酸溶液中 减小
√
解析：　等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液稀释相同倍数时，盐酸
中c（H＋）变化较大，故曲线Ⅰ表示盐酸稀释时c（H＋）的变化，曲线Ⅱ表
示醋酸溶液稀释时c（H＋）的变化，A错误；醋酸是弱酸，盐酸是强酸，
等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液中酸的浓度：醋酸＞盐酸，稀释相
同倍数时酸的浓度：醋酸＞盐酸，即a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，
B错误；阴、阳离子所带电荷相同时，溶液导电能力与离子浓度成正比，
两溶液中c（H＋）：b＞c，则溶液导电能力：b＞c，C正确；
稀释促进醋酸的电离，溶液中n（H＋）增大，n（CH3COOH）减小，则
醋酸稀释过程中， ＝ ，比值增大或Ka＝
， ＝ ，加水稀释过程中，
Ka不变，c（CH3COO－）减小， 增大，D错误。
一元强酸（HCl）与一元弱酸（CH3COOH）稀释图像比较
　　（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸溶液
加水稀释相同的倍数，醋酸溶液的
pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的
水多
　　（2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸溶液
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸溶液加
入的水多
考点二　电离平衡常数及应用
1. 电离平衡常数表达式
（1）一元弱酸或弱碱
一元弱酸（HA） 一元弱碱（BOH）
电离方程式 HA H＋＋A－ BOH B＋＋OH－
电离常数表 达式 Ka＝ Kb＝
　
　
（2）多元弱酸（以H2CO3为例）
第一步电离 第二步电离
电离方程式 H2CO3 H＋＋HC HC H＋＋C
电离常数表
达式 Ka1＝
Ka2＝
电离常数 关系 Ka1 （填“＞”或“＜”）Ka2
　
　
＞　
2. 电离平衡常数的影响因素
（1）内因：相同温度下，电解质越弱，其电离平衡常数 ，反
之，电离平衡常数 。
（2）外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K 。
越小　
越大　
增大
3. 电离平衡常数的意义
（1）反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能
力越强。
（2）多元弱酸的各步电离平衡常数的大小关系是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。
（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％，也可表示为α＝
×100％。
如一元弱酸HA，c（H＋）＝c0（HA）·α。
（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 。
小　
大　
4. 电离度
　判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）H2CO3的电离常数表达式：Ka＝ 。 （　×　）
（2）相同温度时电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。
（　√　）
（3）常温下向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，醋
酸的电离常数减小。 （　×　）
×
√
×
（4）向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液， 先增大再减
小。 （　×　）
（5）电离常数大的酸溶液中c（H＋）一定比电离常数小的酸溶液中的c
（H＋）大。 （　×　）
×
×
一 电离常数及应用
1. 已知：常温下，Ka（HF）＝6.3×10－4、Ka（HCN）＝6.2×10－10。下
列说法正确的是（　　）
A. 同pH的HF溶液和HCN溶液，溶质的物质的量浓度：c（HF）＞c（HCN）
B. 同物质的量浓度的HF溶液和HCN溶液，溶液pH：HF＞HCN
C. 向NaCN溶液中滴加HF溶液，反应的离子方程式为CN－＋HF HCN＋F－
D. 将NaF溶液和HCN溶液混合，反应的离子方程式为F－＋HCN HF＋CN－
√
解析：　由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于氢氰酸，氢氟酸在溶液中
的电离程度大于氢氰酸，则pH相同的氢氟酸溶液的浓度小于氢氰酸溶液，
A错误；氢氟酸的酸性强于氢氰酸，则浓度相同的氢氟酸溶液中的氢离子
浓度大于氢氰酸溶液，HF溶液的pH小于氢氰酸溶液，B错误；由较强酸制
较弱酸的原理可知，氰酸钠溶液能与氢氟酸溶液反应生成氟化钠和氢氰
酸，反应的离子方程式为CN－＋HF HCN＋F－，C正确；由较强酸制
较弱酸的原理可知，氢氰酸溶液与氟化钠溶液不能反应生成氢氟酸和氰酸
钠，D错误。
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） ；
变小
不变
（3） 。
解析：将该式变为 ＝ ，温度不
变，故该比值不变。
不变
判断溶液中微粒浓度比值的常用方法
　　（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（1），假设无限稀释，c（CH3COO
－）趋近于0，c（H＋）趋近于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。
二 电离常数的相关计算
3. （单一溶液）已知常温下，0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH＝11，则
NH3·H2O的电离常数Kb＝ 。
解析：NH3·H2O N ＋OH－，溶液中c（N ）≈c（OH－）＝10－3
mol·L－1，Kb＝ ＝ ≈10－5。
4. （混合溶液）常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b
mol·L－1盐酸使溶液呈中性（不考虑盐酸和醋酸的挥发），则醋酸的电离
常数Ka＝ （用含a和b的代数式表示）。
10－5

解析：由电荷守恒有c（Na＋）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－）＋c
（CH3COO－），由元素守恒有c（Na＋）＝c（CH3COOH）＋c
（CH3COO－），溶液呈中性，所以c（CH3COOH）＝c（Cl－）。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
　　 　　　　 － 　　10－7
Ka＝ ＝ 。
5. （利用图像计算）已知草酸为二元弱酸：H2C2O4 HC2 ＋H＋　Ka1，
HC2 C2 ＋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、HC2 、C2 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：（1）Ka1＝ 。
解析：由题给图像可知pH＝1.2时，c（HC2 ）＝c（H2C2O4），
则Ka1＝10－1.2。
（2）Ka2＝ 。
解析：pH＝4.2时，c（HC2 ）＝c（C2 ），则Ka2＝10－4.2。
（3）pH＝2.7时，溶液中 ＝ 。
解析：由电离常数表达式可知， ＝ ＝ ＝1 000。
10－1.2
10－4.2
1 000
真题·体验品悟
感悟高考，明确方向
1. 判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）（2024·吉林高考）用柠檬酸去除水垢：柠檬酸酸性强于碳酸。
（　√　）
（2）（2023·天津高考）磷酸第二步电离平衡常数表达式为Ka2＝
。 （　×　）
（3）（2023·天津高考）已知pKa＝－lg Ka，则25 ℃时pKa的大小：
CHF2COOH＜CH2FCOOH。 （　√　）
（4）（2023·广东高考）1 mol·L－1的NaCl溶液导电性比同浓度醋酸强的原
因是NaCl溶液的pH比醋酸的高。 （　×　）
√
×
√
×
2. （2024·上海高考34题节选）已知H2CO3的Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝
5.6×10－11，Ksp（CaCO3）＝2.8×10－9。c（H＋）＝8.4×10－9 mol·L－1，c（HC ）＝1×10－4 mol·L－1时，c（H2CO3）为 。
解析：Ka1＝ ，代入数据计算得c（H2CO3）＝2.0×10
－6 mol·L－1。
2.0×10－6 mol·L－1
3. （2023·山东高考20题节选）T1温度下，HCOOH电离平衡常数为Ka，当
HCOOH平衡浓度为x mol·L－1时，H＋浓度为 mol·L－1。
解析：HCOOH HCOO－＋H＋，设平衡时c（H＋）＝a mol·L－1，则Ka＝
＝ ，a＝ 。

4. （2024·广东高考19题节选）在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重
要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸
HX（X为A或B）在某非水溶剂中的Ka。
a.选择合适的指示剂HIn，Ka（HIn）＝3.6×10－20；其钾盐为KIn。
b.向KIn溶液中加入HX，发生反应：In－＋HX X－＋HIn。KIn起始的物
质的量为n0（KIn），加入HX的物质的量为n（HX），
平衡时，测得 随 的变化曲线如图。
已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。
（1）计算Ka（HA）。（写出计算过程，结果保留两位有效数字）
答案：由图可知，当 ＝1.0时， ＝3.0，设起始时c
（KIn）＝c（HA）＝c mol·L－1，达到平衡时HA转化的浓度为x mol·L－
1，列三段式：
　　　　　　　　　　In－＋HA A－＋HIn
起始浓度/（mol·L－1） c c 0 0
转化浓度/（mol·L－1） x x x x
平衡浓度/（mol·L－1） c－x c－x x x
则 ＝3.0，解得x＝0.25c，该反应的平衡常数K1＝ ＝
＝ ，代入数据得K1＝ ＝
＝ ，故Ka（HA）＝ Ka（HIn）＝4.0×10－21　
（2）在该溶剂中，Ka（HB） Ka（HA）；Ka（HB） Ka
（HIn）。（填“＞”“＜”或“＝”）
解析：根据图像可知，当 ＝1.0时， ＜1.0，设起始时
KIn、HB的浓度均为c mol·L－1，达到平衡时HB转化的浓度为y mol·L－1，
列三段式：
　　　　　　　　　　In－＋HB B－＋HIn
起始浓度/（mol·L－1） c c 0 0
转化浓度/（mol·L－1） y y y y
平衡浓度/（mol·L－1） c－y c－y y y
＞
＞
则 ＜1.0，y＞0.5c，K2＝ ＝
＝ ，y＞0.5c，c－y＜0.5c，代入
数据得K2＝ ＞1，即Ka（HB）＞Ka（HIn），结合Ka（HA）＝
Ka（HIn），知Ka（HB）＞Ka（HA）。
课时·跟踪检测
培优集训，提升素养
一、选择题（本题包括12小题，每小题只有一个选项符合题意）
1. 室温下，关于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液，下列判断正确的是（　　）
A. 该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B. 加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C. 滴加NaOH溶液过程中，n（CH3COO－）与n（CH3COOH）之和始终
为0.1 mol
D. 与Na2CO3溶液反应的离子方程式为C ＋2H＋ H2O＋CO2↑
1
2
3
4
5
6
7
8
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√
解析：　醋酸属于弱电解质，则含0.1 mol醋酸的溶液中CH3COO－的粒
子数小于6.02×1022，A错误；加入少量CH3COONa固体，抑制醋酸的电
离，溶液的pH升高，B错误；根据元素守恒，n（CH3COO－）＋n
（CH3COOH）＝0.1 mol，C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据较强酸
制取较弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是
弱电解质，在离子反应中不能拆写，D错误。
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2. 氢氰酸（HCN）是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：HCN H＋＋
CN－，常温下电离常数为Ka。下列说法正确的是（　　）
A. 0.1 mol·L－1HCN溶液的pH＜1
B. 增大HCN溶液浓度，其电离程度减小
C. 升高HCN溶液温度，平衡逆向移动
D. 加入少量NaOH溶液，会使Ka增大
√
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解析：　氢氰酸（HCN）是一种弱酸，在水溶液中部分电离，因此0.1
mol·L－1HCN溶液中c（H＋）＜0.1 mol·L－1，pH＞1，A错误；氢氰酸为弱
电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，B正确；弱电解质的电离
是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，C错误；加入少量NaOH溶液，电
离平衡正向移动，但溶液的温度不变，电离平衡常数不变，D错误。
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3. 下列事实一定能说明亚硝酸（HNO2）是弱电解质的是（　　）
A. NaNO2溶液呈碱性
B. 向HNO2溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液呈红色
C. 用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗
D. 10 mL 0.1 mol·L－1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全
反应
√
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解析：　滴加紫色石蕊溶液，溶液呈红色说明HNO2为酸，不能说明
HNO2部分电离，则不能说明HNO2为弱电解质，B错误；用HNO2溶液做导
电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，不能说明HNO2部分电
离，所以不能证明HNO2为弱电解质，C错误；10 mL 0.1 mol·L－1 HNO2溶
液恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应，说明HNO2为一元酸，不
能说明HNO2部分电离，所以不能证明HNO2为弱电解质，D错误。
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4. 稀氨水中存在着平衡：NH3·H2O N ＋OH－，若要使平衡向逆反应
方向移动，同时使c（OH－）增大，应加入适量的（　　）
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤MgSO4固体
A. ①②③ B. ③⑤
C. ③ D. ③④
√
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解析：　加入NH4Cl固体，c（N ）增大，平衡逆向移动，c（OH
－）减小，①不符合题意；加入硫酸，氢离子消耗氢氧根离子，平衡正向
移动，②不符合题意；加入NaOH固体，c（OH－）增大，平衡逆向移动，
③符合题意；加水，平衡正向移动，c（OH－）减小，④不符合题意；加
MgSO4固体，镁离子会消耗氢氧根离子生成沉淀，平衡正向移动，c（OH
－）减小，⑤不符合题意。
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5. 下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，下列有关叙述正确的是（　　）
A. 因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2
B. 若V1＞V2，则证明HA为强酸，HB为弱酸
C. 若实验①中，V＝V1，则混合溶液中c（Na＋）＝c（A－）
D. 实验②的混合溶液，pH一定等于7
√
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解析：　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，A错误；若V1＞V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法证明
HA是强酸，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溶液的pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混
合溶液中c（Na＋）＝c（A－），C正确；恰好完全中和后实验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，D错误。
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6. 常温下，CH3COOH、HCOOH（甲酸）的电离常数分别为1.7×10－5、
1.8×10－4，以下关于0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、0.1 mol·L－1 HCOOH
溶液的说法正确的是（　　）
A. c（H＋）：CH3COOH＞HCOOH
B. 等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞
CH3COOH
C. HCOOH与NaOH发生反应的离子方程式为H＋＋OH－ H2O
D. 将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，其电离常数保持不变
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解析：　由电离常数可知，等浓度的甲酸的电离程度大于乙酸，甲酸
溶液中氢离子浓度大于乙酸溶液，A错误；甲酸与乙酸的浓度相同、体
积相同，则物质的量相同，与过量的镁反应，酸完全反应，根据原子
守恒，产生的氢气的量相同，B错误；甲酸溶液与氢氧化钠溶液反应生
成甲酸钠和水，反应的离子方程式为HCOOH＋OH－ HCOO－＋
H2O，C错误；温度不变，电离常数不变，则稀释过程中，乙酸的电离
常数保持不变，D正确。
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7. H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。下列说
法正确的是（　　）
A. 加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B. 通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C. 滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D. 加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
√
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解析：　向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H
＋浓度减小，A错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2 3S↓＋
2H2O，平衡向左移动，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3的酸性比氢
硫酸强，因此溶液pH减小，B错误；滴加新制氯水，发生反应：H2S＋
Cl2 2HCl＋S↓，反应生成的HCl为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C正
确；加入少量CuSO4固体，发生反应：CuSO4＋H2S CuS↓＋H2SO4，溶
液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。
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8. 以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：
CH3COOH H2S HClO
Ka＝1.8×10－5 Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 Ka＝4.69×10－11
下列说法正确的是（　　）
A. 可发生反应：H2S＋2ClO－ S2－＋2HClO
B. CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHS
C. 等物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是
CH3COOH
D. Na2S、NaClO、CH3COONa中，结合质子能力最强的是NaClO
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解析：　次氯酸根离子具有强氧化性，与H2S反应时发生的是氧化还原反
应，H2S被氧化成硫单质，A错误；根据电离平衡常数可知酸性强弱为
CH3COOH＞H2S，所以当少量醋酸与Na2S溶液反应时会生成NaHS，B错
误；根据电离平衡常数可知酸性强弱为CH3COOH＞H2S＞HClO＞HS－，
所以等物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是
CH3COOH，酸越弱则对应的酸根离子结合质子的能力越强，结合质子能
力：CH3COO－＜HS－＜ClO－＜S2－，结合质子能力最强的是Na2S，C正
确，D错误。
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9. 硼酸（H3BO3）的电离方程式为H3BO3＋H2O B（OH ＋H＋。已知
常温下，Ka（H3BO3）＝5.4×10－10、Ka（CH3COOH）＝1.75×10－5。下
列说法错误的是（　　）
A. H3BO3为一元酸
B. 0.01 mol·L－1H3BO3溶液的pH≈6
C. 常温下，等浓度溶液的pH：CH3COONa＞NaB（OH）4
D. NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液
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解析：　根据题意可知H3BO3只存在一步电离，所以H3BO3为一元
酸，A正确；设0.01 mol·L－1H3BO3溶液中c（H＋）＝x mol·L－1，则
c[B（OH ]也认为近似等于x mol·L－1，则有Ka（H3BO3）＝
＝5.4×10－10，解得x≈2.3×10－6，所以pH≈6，B正确；Ka
（H3BO3）＜Ka（CH3COOH），所以B（OH 的水解程度更大，浓
度相同时硼酸钠溶液的碱性更强，则等浓度溶液的pH：CH3COONa＜
NaB（OH）4，C错误。
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10. 电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100
mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合
液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是（　　）
A. ①溶液中c（H＋）为0.200 mol·L－1
B. 溶液温度高低为①＞③＞②
C. ③点溶液有c（Cl－）＞c（CH3COO－）
D. ③点后因离子数目减少使电导率略减小
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解析：　醋酸为弱电解质，①点溶液c（H＋）＜0.200 mol·L－1，A错
误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，B错误；③点时恰好完全反
应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则
③点溶液中：c（Cl－）＞c（CH3COO－），C正确；③点后，溶液体积变
大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，D错误。
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11. H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占
比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的
变化如图所示。据此分析，下列说法不正确的是（　　）
A. 曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2
B. 常温下，0.1 mol·L－1NaHC2O4溶液显酸性
C. 常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2＝10－4.30
D. pH从1.30～4.30时， 先增大后减小
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解析：　随着pH的增大，草酸分子的浓度逐渐减小，草酸氢根离子
的浓度逐渐增大，pH继续升高，草酸氢根离子的浓度又逐渐减小，而
草酸根离子的浓度逐渐增大，因此曲线a代表H2C2O4，曲线b代表
C2 ，A正确；根据题给图像可知当草酸氢根离子和草酸根离子浓度
相等时，pH＝4.30，所以草酸的第二步电离平衡常数Ka2＝
＝10－4.30，C正确；根据题给图像可知pH从
1.30～4.30时， 逐渐减小，D项错误。
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12. 肼（N2H4）又称联氨，为二元弱碱，在水中的电离与氨类似。已知常
温下，N2H4的第一步电离平衡：N2H4＋H2O N2 ＋OH－，Kb1＝
8.7×10－7。下列说法错误的是（　　）
A. N2H4的水溶液中存在：c（N2 ）＋2c（N2 ）＋c（H＋）＝c
（OH－）
B. 反应 N2H4＋H＋ N2 的平衡常数K＝8.7×107
C. 联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H5HSO4
D. 向N2H4的水溶液中加水， 不变
√
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解析：　根据电荷守恒可知在N2H4的水溶液中存在：c（N2 ）＋2c
（N2 ）＋c（H＋）＝c（OH－），A正确；反应 N2H4＋H＋ N2
的平衡常数K＝ ＝ ＝ ＝ ＝8.7×107，B正确；联氨是二元弱碱，其与硫酸形成酸式盐的化学式为（N2H6）（HSO4）2，C错误；温度不变，电离平衡常数不变，加水稀释N2H4的水溶液， ＝ · ＝ · ＝ ，温度不变， 不变，D正确。
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二、非选择题（本题包括2小题）
13. 某一元弱酸（用HA表示）在水中的电离方程式是HA H＋＋A－，回
答下列问题：
（1）向溶液中加入适量NaA固体，以上平衡将向 （填“正”或
“逆”）反应方向移动，理由是
。
（2）若向溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向 （填“正”或
“逆”）反应方向移动，溶液中c（A－）将 （填“增大”“减
小”或“不变”，下同），溶液中c（OH－）将 。
逆
c（A－）增大，平衡向c（A－）减小的
方向移动，即逆向移动
正
减小
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（3）HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。
HA的电离常数Ka＝ 。
10－4.7
解析：由题图可知，当c（A－）＝c（HA）时，pH＝4.7，c（H
＋）＝10－4.7 mol·L－1，Ka＝ ＝c（H＋）＝10－4.7。
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（4）在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，
反应平衡时溶液中c（N ）＝c（Cl－），则溶液显 （填
“酸”“碱”或“中”）性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb
＝ （忽略混合溶液的体积变化）。
中

解析：溶液中存在电荷守恒：c（H＋）＋c（N ）＝c（Cl－）＋c（OH
－），已知c（N ）＝c（Cl－），故c（H＋）＝c（OH－），溶液显中
性；电离常数只与温度有关，NH3·H2O的电离常数Kb＝ ＝ ＝ 。
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14. 磷能形成次磷酸（H3PO2）、亚磷酸（H3PO3）等多种含氧酸。
（1）次磷酸（H3PO2）是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－
1H3PO2溶液与20 mL 1 mol·L－1NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，
回答下列问题：
①NaH2PO2属于 （填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”）。
正盐
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③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：


。
②若25 ℃时，Ka（H3PO2）＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH
＝ 。
2
方案一：测NaH2PO2溶液的
pH，若pH＞7，则证明次磷酸为弱酸；方案二：向等物质的量浓度的盐
酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则
说明次磷酸为弱酸
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解析： ①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸中只有一个可电
离出的氢离子，因而NaH2PO2是正盐。②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1。
　　　　　　　　　H3PO2 H＋＋H2P
初始/（mol·L－1）　　0.02　　0　　　0
平衡/（mol·L－1） 0.02－x x x
Ka（H3PO2）＝ ＝1×1 [注意由于Ka（H3PO2）比较大，不能近
似计算]，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。
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（2）亚磷酸（H3PO3）是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1 H3PO3溶
液的pH为2，该温度下H3PO3的电离平衡常数Ka1约为 （Ka2＝
2×10－7，H3PO3的第二步电离和水的电离忽略不计）。
1×10－3
解析：忽略H3PO3的第二步电离和水的电离，则溶液中c（H2P ）≈c（H＋）＝1×10－2 mol·L－1，c（H3PO3）＝（0.11－1×10－2）mol·L－1＝0.1 mol·L－1，H3PO3的电离平衡常数Ka1＝ ≈ ＝1×10－3。
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（3）亚磷酸的结构式为 （结构式中P→O表示成键电子对全
部由磷原子提供），含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H＋，因
而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有 个“O—H”。
1
（4）向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液
的pH （填“＞”“＜”或“＝”）7。
＞
解析：Na2HPO3溶液中，HP 水解，溶液呈碱性。
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