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第1讲　弱电解质的电离平衡
【复习目标】
1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2.理解电离平衡常数的含义,掌握电离平衡常数的应用并能进行相关计算。
考点一　弱电解质及其电离平衡
一、电离平衡
1.电离平衡的含义
在一定条件下(如温度、压强等),当　　　　　　　　　　　的速率和　　　　　　　　的速率相等时,电离过程达到了平衡。
2.电离平衡的建立与特征
二、影响电离平衡的因素
1.内因
弱电解质本身的性质(可用电离平衡常数K判断)。
2.外因
以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例,探究外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)+H+(aq)　ΔH>0的影响。
外界 条件 具体措施 平衡 移动 方向 n(H+) c(H+) 导电 能力
浓度 加水稀释 　 　 　 　
加入少量 冰醋酸 　 　 　 　
通入HCl(g) 　 　 　 　
加NaOH(s) 　 　 　 　
加CH3COONa(s) 　 　 　 　
温度 升高温度 　 　 　 　
[理解·辨析] 判断正误
(1)弱电解质加水稀释,导电粒子的数目减少。(　　)
(2)用pH相同的氢氟酸和盐酸中和等体积、等浓度的NaOH溶液,盐酸消耗的体积多。(　　)
(3)将0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中 c(H+)减小。(　　)
(4)弱电解质的电离平衡右移,电解质分子的浓度一定减小,电解质电离出的离子浓度一定增大。(　　)
一、多角度判断弱电解质
1.常温下,下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是　　　　(填序号)。
①向HNO2溶液中加入NaNO2固体后,pH增大;
②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗;
③HNO2和NaCl不能发生反应;
④0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1;
⑤NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2;
⑥pH=1的HNO2溶液稀释100倍,pH约为2.3;
⑦等pH、等体积的盐酸、HNO2溶液和足量锌反应,HNO2放出的氢气较多;
⑧pH=1的HNO2溶液和pH=13的KOH溶液等体积混合,溶液呈酸性;
⑨10 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。
判断弱电解质的三个思维角度
角度一:弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离。
角度二:弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动。
角度三:弱电解质形成的盐类能水解。
二、强、弱电解质的比较
2.现有a.盐酸、b.醋酸两种稀溶液,用字母回答下列问题。
(1)若两种酸的物质的量浓度均为0.1 mol/L:
①两种溶液中的c(H+)大小关系为　　　　。
②取等体积上述两种溶液,分别用同浓度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液体积大小关系为　　　　　　。
③若取等质量的Zn分别与这两种溶液反应,初始速率大小为　　　　,使Zn恰好完全反应时,消耗两种酸的体积大小关系为　　　　。
(2)若两种溶液的c(H+)均为0.1 mol/L:
①两种酸的物质的量浓度大小关系为　　　　。
②取等体积上述两种溶液,分别用同浓度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液体积大小关系为　　　　　　。
③若取等质量的Zn分别与这两种溶液反应,初始速率大小为　　　　,使Zn恰好完全反应时,消耗两种酸的体积大小关系为　　　　　　。
三、影响弱电解质电离平衡的因素
3.(2024·天津第二十中学月考)25 ℃时,对于 pH=2的CH3COOH溶液,下列判断不正确的是(　　)
[A] 加水稀释,电离平衡正向移动,溶液中所有离子浓度都减小
[B] 通入少量HCl气体,电离平衡逆向移动,c(CH3COO-)减小,Ka不变
[C] 加入少量冰醋酸,电离平衡正向移动,c(H+)增大,电离度减小
[D] 升高温度,电离平衡正向移动,c(H+)增大,pH减小
4.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
5.(2024·海南期末)25 ℃时,相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释,溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
[A] HB的酸性强于HA
[B] A点溶液的导电性大于B点溶液
[C] A点的c平(HA)大于B点的c平(HB)
[D] 水的电离程度:A点溶液大于B点溶液
考点二　电离平衡常数及相关计算　　　　　　 　　　　　 　　　　　
一、电离平衡常数
1.含义
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。对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的　　　　　　　的乘积,与溶液中　　　　　　的浓度之比是一个常数,这个常数叫作电离平衡常数,简称电离常数。
2.表达式
项目 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=　　　
3.意义
(1)体现了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)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是>>>……通常 ,多元弱酸中的c(H+)主要由第一步电离提供。所以在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.影响因素
(1)内因:弱电解质本身的性质。
(2)外因:只与　　　有关,温度升高,K　　　。
5.应用
(1)相同条件下,弱酸(或弱碱)的Ka(或Kb)越大,电离程度越　　　　,c(H+)[或c(OH-)]越　　　　,酸性(或碱性)越强;反之,酸性(或碱性)越弱。
(2)多元弱酸的>>……,当 时,计算c(H+)或比较酸性相对强弱时,通常只考虑第一步电离。
二、电离度
1.概念
一定温度下,弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液中已电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分数。
2.表示方法
α=×100%或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　　　　。
4.电离平衡常数与电离度的相关计算方法
(1)以浓度为c mol·L-1的一元弱酸(CH3COOH)的电离为例,计算Ka及c(H+)。
　　　　　　CH3COOHCH3COO-+H+
c 0 0
x x x
c-x x x
Ka=,由于弱酸电离程度很小,可认为c-x≈c,所以c(H+)=。
(2)若浓度为c mol·L-1的一元弱酸(CH3COOH)的电离平衡常数为Ka,试通过Ka计算电离
度α。
　　　　　　CH3COOHCH3COO-+H+
c 0 0
c·α c·α c·α
c·(1-α) c·α c·α
因为Ka=,由于弱酸电离程度很小,可认为1-α≈1,所以α=。
[理解·辨析] 判断正误
(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-1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体,醋酸的电离常数减小。(　　)
(4)向氨水中滴加与其浓度相同的CH3COOH溶液,先增大再减小。(　　)
(5)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大。(　　)
一、电离平衡常数的理解与应用
1.高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸,其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数:
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
由以上表格中数据判断,下列说法不正确的是(　　)
[A] 在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
[B] 在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
[C] 在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO42H++S
[D] 水对这四种酸的酸性强弱没有区分能力,但冰醋酸可以区分这四种酸的酸性强弱
2.部分弱酸的电离平衡常数如下表:
弱酸 电离平衡常数(25 ℃)
HCOOH K=1.8×10-4
H2S K1=1.1×10-7、 K2=1.3×10-13
H2CO3 K1=4.5×10-7、 K2=4.7×10-11
HClO K=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)同浓度的HCOO-、HS-、、HC、C、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为
　。
(3)运用上述电离平衡常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式。
①Na2CO3溶液中通入过量H2S: 　。
②NaClO溶液中通入过量CO2: 　。
(4)已知0.1 mol·L-1的氢氟酸中存在电离平衡HFF-+H+,要使溶液中增大,可以采取的措施是　　　　(填字母)。
①加少量烧碱　②通入少量HCl气体　③通入少量HF气体　④加水
A.①② B.①③ C.②④ D.③④
二、电离常数的计算
3.(2024·江苏四市调研)T ℃时,0.1 mol·L-1醋酸溶液中CH3COOH的电离度约为1.32%。下列说法正确的是(　　)
[A] 1 L该溶液中CH3COO-的数目约为1.32×6.02×1021
[B] T ℃时,CH3COOH的电离常数Ka≈1.74×10-5
[C] 1 L该溶液与足量Zn充分反应,生成H2的体积为1.12 L
[D] 向该溶液中加入少量水,减小
4.按要求回答下列问题。
(1)已知室温下HA的电离平衡常数Ka=1.0×10-5,则100 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中,HA的电离度为　　　　。
(2)已知次氯酸(HClO)的电离平衡常数为Ka=4.0×10-8,向20 mL 0.1 mol·L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸溶液,再加水稀释至40 mL,此时测得 c(H+)=0.05 mol·L-1,则溶液中c(ClO-)=
　　　　　　 mol·L-1。
(3)联氨为二元弱碱,在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离的平衡常数为　　　　　　(已知:N2H4+H+N2的K=8.7×107;Kw=1.0×10-14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为　　　　　　。
(4)已知25 ℃时,NH3·H2O的Kb=1.8×10-5,H2SO3的=1.3×10-2,=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0 mol·L-1,则溶液中的 c(OH-)=　　　　　　 mol·L-1。HS的电离常数表达式K=　　　　　　　　。将SO2通入该氨水中,当溶液中 c(H+) 为1.0×10-7 mol·L-1时,溶液中的=　　　　。
5.(1)CO2是一种廉价的碳资源,可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH=13,则CO2主要转化为　　　　(写离子符号);若所得溶液中 c(HC)∶c(C)=2∶1,则溶液中c(H+)=　　　　　　　　。(室温下,H2CO3的=4.5×10-7;=4.7×10-11)
(2)常温下,将a mol·L-1 CH3COOH溶液与 b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),该混合溶液中醋酸的电离常数Ka=　　　　(用含a和b的代数式表示)。
(3)亚硫酸的电离常数为、,改变 0.1 mol·L-1 亚硫酸溶液的pH,平衡体系中含硫元素粒子的物质的量分数δ与pH的关系如图所示,=　　　　。
1.(2022·湖北卷,12)根据酸碱质子理论,给出质子(H+)的物质是酸,给出质子的能力越强,酸性越强。已知:N2+NH3N+N2H4,N2H4+CH3COOHN2+CH3COO-,下列酸性强弱顺序正确的是(　　)
[A] N2>N2H4>N
[B] N2>CH3COOH>N
[C] NH3>N2H4>CH3COO-
[D] CH3COOH>N2>N
2.(2020·北京卷,11)室温下,对于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↑
3.(2022·全国乙卷,13)常温下,一元酸HA的 Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,H+与A-离子不能穿过隔膜,未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-),当达到平衡时,下列叙述正确的是(　　)
[A] 溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-)
[B] 溶液Ⅱ中HA的电离度[]为
[C] 溶液Ⅰ和Ⅱ的c(HA)不相等
[D] 溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4
4.(2022·广东卷,17节选)食醋是烹饪美食的调味品,有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时,HAc的 Ka=1.75×10-5=10-4.76。
某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
[提出假设]　稀释HAc溶液或改变Ac-浓度,HAc电离平衡会发生移动。
[设计方案并完成实验]　用浓度均为0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制总体积相同的系列溶液;测定pH,记录数据。
序号 V(HAc) /mL V(NaAc) /mL V(H2O) /mL n(NaAc)∶ n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
(1)根据表中信息,补充数据:a=　　　　,b=　　　　。
(2)由实验Ⅰ和Ⅱ可知,稀释HAc溶液,电离平衡　　　　(填“正”或“逆”)向移动;结合表中数据,给出判断理由:　 　。
(3)由实验Ⅱ～Ⅷ可知,增大Ac-浓度,HAc电离平衡逆向移动。
[实验结论]　假设成立。
第1讲　弱电解质的电离平衡
考点一　弱电解质及其电离平衡
必备知识整合
一、1.弱电解质分子电离成离子　离子结合成分子
2.=　≠
二、2.向右　增大　减小　减弱　向右　增大　增大　增强　向左　增大　增大　增强　向右　减小　减小　增强　向左　减小　减小　增强　向右　增大　增大　增强
[理解·辨析] (1)×　(2)√　(3)√　(4)×
【提示】 (1)加水稀释促进弱电解质的电离,自由移动的离子数目增多。
(2)HF为一元弱酸,HCl为一元强酸。pH相同时,氢氟酸的浓度大于盐酸的,则中和等体积、等浓度的NaOH溶液,盐酸消耗的体积多。
(3)加水会使CH3COOH溶液的酸性减弱,c(H+)减小,加入CH3COONa晶体会使醋酸的电离平衡逆向移动,c(H+)减小。
(4)当直接增大电解质分子浓度时,平衡右移,电解质分子的浓度增大,电解质电离出的离子浓度增大;当加水稀释时,平衡右移,电解质分子的浓度减小,电解质电离出的离子浓度减小。
关键能力提升
1.【答案】 ①④⑤⑥⑦⑧
【解析】 向HNO2溶液中加入NaNO2固体后,pH增大,说明亚硝酸存在电离平衡,加入亚硝酸钠后平衡逆向移动,氢离子浓度降低,pH增大,能证明其为弱酸,为弱电解质,故①符合题意;溶液的导电性与离子浓度成正比,用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗,只能说明溶液中离子浓度很小,不能说明亚硝酸的电离程度小,所以不能证明亚硝酸为弱电解质,故②不符合题意;HNO2和NaCl不能发生反应,只能说明二者不符合发生复分解反应的条件,但不能说明亚硝酸是弱酸,即不能说明亚硝酸是弱电解质,故③不符合题意;常温下 0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1,说明亚硝酸不完全电离,溶液中存在电离平衡,所以能说明亚硝酸为弱酸,为弱电解质,故④符合题意;强酸可以制取弱酸,NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2,说明HNO2的酸性弱于H3PO4的,所以能说明亚硝酸为弱酸,为弱电解质,故⑤符合题意;常温下pH=1的HNO2溶液稀释100倍,pH约为2.3,说明亚硝酸存在电离平衡,所以能说明亚硝酸为弱酸,为弱电解质,故⑥符合题意;等pH、等体积的盐酸、HNO2溶液和足量锌反应,HNO2放出的氢气较多,说明pH相同时,HNO2的浓度比HCl的大,可证明HNO2是弱电解质,故⑦符合题意;pH=1的HNO2溶液和pH=13的KOH溶液等体积混合,溶液呈酸性,说明HNO2没有完全电离,可以证明HNO2是弱电解质,故⑧符合题意;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,则不能说明HNO2为弱电解质,故⑨不符合题意;能证明HNO2是弱电解质有①④⑤⑥⑦⑧。
2.【答案】 (1)①a>b　②a=b　③a>b　a=b
(2)①b>a　②b>a　③a=b　a>b
【解析】 (1)①HCl为一元强酸,在溶液中全部电离,CH3COOH为弱酸,在溶液中部分电离,所以c(H+) 大小关系为a>b。②两种酸的物质的量相等,消耗NaOH溶液的体积相等,即a=b。③溶液中c(H+)越大,与Zn反应的初始速率越大,所以初始速率a>b;等质量的Zn完全反应,消耗盐酸和醋酸溶液的体积相等,即a=b。
(2)①CH3COOH是弱酸,HCl是强酸,所以两种酸的物质的量浓度b>a。②等体积的两种溶液中,n(CH3COOH)>n(HCl),所以所需NaOH溶液的体积b>a。③溶液中 c(H+)相等,与Zn反应的初始速率a=b;等质量的Zn完全反应,消耗的 n(H+) 相等,所以溶液中c(酸)大的消耗的体积小,即a>b。
3.A　CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+,向体系中加水稀释,CH3COOH的电离程度增大,电离平衡正向移动,溶液的pH增大,溶液中氢氧根离子浓度增大,故A错误;通入少量HCl气体导致溶液中 c(H+)增大,抑制CH3COOH的电离,电离平衡逆向移动,c(CH3COO-)减小,温度不变,则Ka不变,故B正确;加入少量冰醋酸,电离平衡正向移动,c(H+)增大,但CH3COOH的浓度增大,其电离程度减小,故C正确;升高温度促进CH3COOH的电离,则平衡正向移动,溶液中 c(H+)增大,pH减小,故D正确。
4.A　向氨水中加入水,促进一水合氨电离,溶液中n(OH-)增大,A正确;向氨水中加入少量浓盐酸,盐酸电离产生的氢离子和氢氧根离子反应,导致溶液中c(OH-)减小,B错误;向氨水中加入少量浓NaOH溶液,氢氧根离子浓度增大,一水合氨的电离平衡逆向移动,C错误;向氨水中加入少量NH4Cl固体,溶液中c(N)增大,D错误。
5.D　pH相同的酸溶液,稀释相同倍数时,酸性强的酸溶液pH变化大,酸性较弱的酸溶液pH变化小。由分析可知,酸性HA>HB,A错误;在这两种酸溶液中,c(H+)≈c(A-),c(H+)≈c(B-),而A点的c(H+)小于B点的c(H+),故 A点的c(A-)小于B点的c(B-),即A点的离子浓度小于B点的离子浓度,故A点溶液的导电性小于B点,B错误;在稀释前两种酸溶液的pH相同,而两种酸的酸性 HA>HB,故在稀释前两种酸溶液的浓度c(HA)考点二　电离平衡常数及相关计算
必备知识整合
一、1.各种离子浓度　未电离分子
2.　
4.(2)温度　增大
5.(1)大　大
二、3.(1)小　(2)大
[理解·辨析] (1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×
【提示】 (1)H2CO3是二元弱酸,分步电离,不能写成一步电离。
(2)电离常数表示弱电解质电离程度的大小,电离常数越大,表示电解质的电离能力越强。
(3)电离常数只与温度有关,温度不变,电离常数不变。
(4)=,因为Kb不变,c(OH-) 逐渐减小,所以始终增大。
(5)弱酸溶液中c(H+)的大小与酸的浓度和电离常数有关。
关键能力提升
1.C　由电离常数可知,在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离,A正确;在冰醋酸中高氯酸的电离常数最大,是这四种酸中酸性最强的酸,B正确;在冰醋酸中硫酸没有完全电离,电离方程式应该为H2SO4H++HS,C不正确;在水溶液中这四种酸均为强酸,水对这四种酸的酸性强弱没有区分能力,但冰醋酸可以区分这四种酸的酸性强弱,D正确。
2.【答案】 (1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
(2)S2->C>ClO->HS->HC>HCOO-
(3)①C+H2SHC+HS-
②ClO-+CO2+H2OHC+HClO
(4)C
【解析】 (1)酸的电离平衡常数越大,酸的酸性越强,根据表中数据知,酸性强弱为HCOOH>H2CO3>H2S>HClO。
(2)酸性越强的酸,其对应的酸根离子结合H+的能力越弱,根据表中数据知,酸性强弱为HCOOH>H2CO3>H2S>HClO>HC>HS-,则结合H+的能力为>C>ClO->HS->
HC>HCOO-。
(3)①酸性强弱为H2CO3>H2S>HC>HS-,强酸能和弱酸盐反应生成弱酸,Na2CO3溶液中通入过量H2S,两者反应生成NaHCO3、NaHS,离子方程式为C+H2SHC+HS-。
②酸性强弱为H2CO3>HClO>HC,强酸能和弱酸盐反应生成弱酸,所以NaClO溶液中通入过量CO2,两者反应生成NaHCO3和HClO,离子方程式为ClO-+CO2+H2OHC+
HClO。
(4)①加少量烧碱,NaOH和H+反应导致溶液中c(H+)减小,促进HF电离使c(F-)增大,温度不变,Ka不变,则=减小;②通入少量HCl气体,溶液中c(H+)增大,抑制HF电离,c(F-) 减小,温度不变,Ka不变,则=增大;③通入少量HF气体,溶液中c(F-)增大,温度不变,Ka不变,则=减小;④加水促进HF电离,n(H+)增大、n(HF)减小,溶液中==增大。
3.B　1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液中含0.1 mol CH3COOH,约有1.32%的CH3COOH发生电离,则电离产生的CH3COO-数目约为0.1 mol×1.32%×6.02×1023 mol-1=1.32×6.02×1020,A错误;0.1 mol·L-1醋酸溶液中约有1.32%的CH3COOH发生电离,则有c(CH3COO-)≈0.1 mol·L-1×1.32%=1.32×10-3 mol·L-1,c(CH3COOH)≈0.1 mol·L-1,故T ℃时,CH3COOH的电离常数Ka=≈1.74×10-5,B正确;未指明H2所处的环境,不能计算 V(H2),C错误;加入少量水,CH3COOH的电离平衡正向移动,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)减小,则增大,D错误。
4.【答案】 (1)1%
(2)4.0×10-8
(3)8.7×10-7　N2H6(HSO4)2
(4)6×10-3　　0.62
【解析】 (1)由HA的电离常数可知,0.1 mol·L-1HA溶液中氢离子浓度为= mol·L-1=10-3 mol·L-1,则HA的电离度为×100%=1%。
(2)次氯酸(HClO)的电离平衡常数为Ka==4.0×10-8,向 20 mL 0.1 mol·L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸溶液,再加水稀释至40 mL,则 c(HClO)=0.05 mol·L-1,此时测得 c(H+)=0.05 mol·L-1,依据电离平衡常数表达式可知,c(ClO-)=4.0×10-8 mol·L-1。
(3)联氨为二元弱碱,在水中的电离方式与氨相似,则联氨第一步的电离方程式为N2H4+H2ON2+OH-,再根据已知N2H4+H+N2的K=8.7×107及Kw=1.0×10-14,则联氨第一步电离平衡常数为===×c(OH-)×
c(H+)=K·Kw=8.7×107×1.0×10-14=8.7×10-7;联氨为二元弱碱,酸、碱发生中和反应生成盐,则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。
(4)由NH3·H2O的电离常数可知,2.0 mol·L-1氨水中氢氧根离子浓度为= mol·L-1=6×10-3 mol·L-1;HS的电离常数表达式为K=;将SO2通入该氨水中,当溶液中 c(H+) 为1.0×10-7 mol·L-1时,溶液中的===0.62。
5.【答案】 (1)C　9.4×10-11 mol·L-1
(2)
(3)105
【解析】 (1)CO2与足量NaOH溶液反应后溶液 pH=13,即c(H+)=1×10-13 mol·L-1,由H2CO3的=4.7×10-11可知,===470,c(C)远大于c(HC),则CO2主要转化为C;电离常数==4.7×10-11,又 c(HC)∶c(C)=2∶1,即=×c(H+),故c(H+)=9.4×10-11 mol·L-1。
(2)溶液中存在电荷守恒2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-),又c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b mol·L-1,所以c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。
　　　　　　CH3COOHCH3COO-+H+
-b b 10-7
Ka==。
(3)c(H2SO3)=c(HS)时,(H2SO3)==10-2,当c(S)=c()时,
(H2SO3)==10-7,==105。
真题验收
1.D　根据复分解反应的规律,强酸能制得弱酸,根据酸碱质子理论,给出质子(H+)的物质是酸,则反应N2H4+CH3COOHN2+CH3COO-中,酸性CH3COOH>N2,反应N2+NH3N+N2H4中,酸性N2>N,故酸性CH3COOH>N2>N,故选D。
2.C　醋酸是弱电解质,在溶液中部分电离,存在电离平衡,电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+,1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液中存在物料守恒,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=
0.1 mol。1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol,醋酸属于弱酸,是弱电解质,在溶液中部分电离,存在电离平衡,则CH3COO-的粒子数小于6.02×1022,故A错误;加入少量CH3COONa固体后,溶液中CH3COO-的浓度增大,根据同离子效应,会抑制醋酸的电离,溶液中的氢离子浓度减小,酸性减弱,则溶液的pH升高,故B错误;由物料守恒可知,n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1 mol,故C正确;醋酸是弱电解质,离子方程式中不能拆写,则离子方程式为C+2CH3COOHH2O+CO2↑+2CH3COO-,故D错误。
3.B　常温下,溶液Ⅰ的pH=7.0,则溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L,c(H+)c(A-),A错误;常温下溶液Ⅱ的pH=1.0,溶液中c(H+)=0.1 mol/L,Ka(HA)==1.0×
10-3,c总(HA)=c(HA)+c(A-),则=1.0×10-3,解得=,B正确;未电离的HA可自由穿过隔膜,故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等,C错误;由C项分析可知,溶液Ⅰ和Ⅱ中c(HA)相等,故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)可用 c(HA)表示后再比较,根据Ka(HA)=
=1.0×10-3,c总(HA)=c(HA)+c(A-)可得,=1.0×10-3,溶液Ⅰ的pH=7.0,c(H+)=10-7 mol/L,则 c总(HA)=(104+1)c(HA),溶液Ⅱ的pH=1.0,c(H+)=0.1 mol/L,则
c总(HA)=1.01c(HA),溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104,D错误。
4.【答案】 (1)3.00　33.00　(2)正　实验Ⅱ相较于实验Ⅰ,醋酸溶液稀释了10倍,而实验Ⅱ的pH增大值小于1,说明稀释HAc时,促进了HAc的电离
【解析】 (1)实验Ⅶ的溶液中,n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4,V(HAc)=4.00 mL,因此 V(NaAc)=3.00 mL,即a=3.00,由实验Ⅰ可知,溶液最终的体积为40.00 mL,因此 V(H2O)=40.00 mL-4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL,即 b=33.00。
(2)实验Ⅰ所得溶液的pH=2.86,实验Ⅱ的溶液中c(HAc)为实验Ⅰ的,稀释过程中,若不考虑电离平衡移动,则实验Ⅱ所得溶液的pH=2.86+1=3.86,但实际溶液的pH=3.36<3.86,说明稀释过程中,溶液中n(H+)增大,即电离平衡正向移动。
(
第
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弱电解质的电离平衡
第1讲
1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2.理解电离平衡常数的含义,掌握电离平衡常数的应用并能进行相关计算。
一、电离平衡
1.电离平衡的含义
在一定条件下(如温度、压强等),当 的速率和
的速率相等时,电离过程达到了平衡。
弱电解质分子电离成离子
离子结合成分子
2.电离平衡的建立与特征
＝

二、影响电离平衡的因素
1.内因
弱电解质本身的性质(可用电离平衡常数K判断)。
2.外因
外界条件 具体措施 平衡移动方向 n(H+) c(H+) 导电能力
浓度 加水稀释 　 　 　 　
加入少量冰醋酸 　 　 　 　
通入HCl(g) 　 　 　 　
加NaOH(s) 　 　 　 　
加CH3COONa(s) 　 　 　 　
温度 升高温度 　 　 　 　
向右
增大
减小
减弱
向右
增大
增大
增强
向左
增大
增大
增强
向右
减小
减小
增强
向左
减小
减小
增强
向右
增大
增大
增强
[理解·辨析] 判断正误
(1)弱电解质加水稀释,导电粒子的数目减少。(　 　)
×
【提示】 (1)加水稀释促进弱电解质的电离,自由移动的离子数目增多。
(2)用pH相同的氢氟酸和盐酸中和等体积、等浓度的NaOH溶液,盐酸消耗的体积多。(　 　)
√
【提示】 (2)HF为一元弱酸,HCl为一元强酸。pH相同时,氢氟酸的浓度大于盐酸的,则中和等体积、等浓度的NaOH溶液,盐酸消耗的体积多。
(3)将0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中 c(H+)减小。(　 　)
√
【提示】 (3)加水会使CH3COOH溶液的酸性减弱,c(H+)减小,加入CH3COONa晶体会使醋酸的电离平衡逆向移动,c(H+)减小。
(4)弱电解质的电离平衡右移,电解质分子的浓度一定减小,电解质电离出的离子浓度一定增大。(　 　)
×
【提示】 (4)当直接增大电解质分子浓度时,平衡右移,电解质分子的浓度增大,电解质电离出的离子浓度增大;当加水稀释时,平衡右移,电解质分子的浓度减小,电解质电离出的离子浓度减小。
一、多角度判断弱电解质
1.常温下,下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是　 　　 　(填序号)。
①向HNO2溶液中加入NaNO2固体后,pH增大;
②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗;
③HNO2和NaCl不能发生反应;
④0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1;
⑤NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2;
⑥pH=1的HNO2溶液稀释100倍,pH约为2.3;
⑦等pH、等体积的盐酸、HNO2溶液和足量锌反应,HNO2放出的氢气较多;
⑧pH=1的HNO2溶液和pH=13的KOH溶液等体积混合,溶液呈酸性;
⑨10 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。
①④⑤⑥⑦⑧
【解析】 向HNO2溶液中加入NaNO2固体后,pH增大,说明亚硝酸存在电离平衡,加入亚硝酸钠后平衡逆向移动,氢离子浓度降低,pH增大,能证明其为弱酸,为弱电解质,故①符合题意;溶液的导电性与离子浓度成正比,用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗,只能说明溶液中离子浓度很小,不能说明亚硝酸的电离程度小,所以不能证明亚硝酸为弱电解质,故②不符合题意;HNO2和NaCl不能发生反应,只能说明二者不符合发生复分解反应的条件,但不能说明亚硝酸是弱酸,即不能说明亚硝酸是弱电解质,故③不符合题意;
常温下 0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1,说明亚硝酸不完全电离,溶液中存在电离平衡,所以能说明亚硝酸为弱酸,为弱电解质,故④符合题意;强酸可以制取弱酸,NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2,说明HNO2的酸性弱于H3PO4的,所以能说明亚硝酸为弱酸,为弱电解质,故⑤符合题意;常温下pH=1的HNO2溶液稀释100倍,pH约为2.3,说明亚硝酸存在电离平衡,所以能说明亚硝酸为弱酸,为弱电解质,故⑥符合题意;等pH、等体积的盐酸、HNO2溶液和足量锌反应,HNO2放出的氢气较多,说明pH相同时,HNO2的浓度比HCl的大,可证明HNO2是弱电解质,故⑦符合题意;
pH=1的HNO2溶液和pH=13的KOH溶液等体积混合,溶液呈酸性,说明HNO2没有完全电离,可以证明HNO2是弱电解质,故⑧符合题意;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,则不能说明HNO2为弱电解质,故⑨不符合题意;能证明HNO2是弱电解质有①④⑤⑥⑦⑧。
思维建模
判断弱电解质的三个思维角度
角度一:弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离。
角度二:弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动。
角度三:弱电解质形成的盐类能水解。
二、强、弱电解质的比较
2.现有a.盐酸、b.醋酸两种稀溶液,用字母回答下列问题。
(1)若两种酸的物质的量浓度均为0.1 mol/L:
①两种溶液中的c(H+)大小关系为　　　　。
a>b
【解析】 (1)①HCl为一元强酸,在溶液中全部电离,CH3COOH为弱酸,在溶液中部分电离,所以c(H+) 大小关系为a>b。
②取等体积上述两种溶液,分别用同浓度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液体积大小关系为　　　　　　。
a=b
【解析】 ②两种酸的物质的量相等,消耗NaOH溶液的体积相等,即a=b。
③若取等质量的Zn分别与这两种溶液反应,初始速率大小为　　　　,使Zn恰好完全反应时,消耗两种酸的体积大小关系为　　　　。
a>b
【解析】 ③溶液中c(H+)越大,与Zn反应的初始速率越大,所以初始速率a>b;等质量的Zn完全反应,消耗盐酸和醋酸溶液的体积相等,即a=b。
a=b
(2)若两种溶液的c(H+)均为0.1 mol/L:
①两种酸的物质的量浓度大小关系为　　　　。
b>a
【解析】 (2)①CH3COOH是弱酸,HCl是强酸,所以两种酸的物质的量浓度b>a。
②取等体积上述两种溶液,分别用同浓度的NaOH溶液完全中和,所需NaOH溶液体积大小关系为　　　　　　。
b>a
【解析】 ②等体积的两种溶液中,n(CH3COOH)>n(HCl),所以所需NaOH溶液的体积b>a。
③若取等质量的Zn分别与这两种溶液反应,初始速率大小为　　 　　,使Zn恰好完全反应时,消耗两种酸的体积大小关系为　　　　　　。
a=b
【解析】 ③溶液中c(H+)相等,与Zn反应的初始速率a=b;等质量的Zn完全反应,消耗的 n(H+) 相等,所以溶液中c(酸)大的消耗的体积小,即a>b。
a>b
三、影响弱电解质电离平衡的因素
3.(2024·天津第二十中学月考)25 ℃时,对于 pH=2的CH3COOH溶液,下列判断不正确的是(　　)
[A] 加水稀释,电离平衡正向移动,溶液中所有离子浓度都减小
[B] 通入少量HCl气体,电离平衡逆向移动,c(CH3COO-)减小,Ka不变
[C] 加入少量冰醋酸,电离平衡正向移动,c(H+)增大,电离度减小
[D] 升高温度,电离平衡正向移动,c(H+)增大,pH减小
A
[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
A
5.(2024·海南期末)25 ℃时,相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释,溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
[A] HB的酸性强于HA
[B] A点溶液的导电性大于B点溶液
[C] A点的c平(HA)大于B点的c平(HB)
[D] 水的电离程度:A点溶液大于B点溶液
D
【解析】 pH相同的酸溶液,稀释相同倍数时,酸性强的酸溶液pH变化大,酸性较弱的酸溶液pH变化小。由分析可知,酸性HA>HB,A错误;在这两种酸溶液中,c(H+)≈
c(A-),c(H+)≈c(B-),而A点的c(H+)小于B点的c(H+),故A点的 c(A-)小于B点的c(B-),即A点的离子浓度小于B点的离子浓度,故A点溶液的导电性小于B点,B错误;在稀释前两种酸溶液的pH相同,而两种酸的酸性 HA>HB,故在稀释前两种酸溶液的浓度c(HA)c平(HA)小于B点的c平(HB),C错误;B点溶液酸性更强,对水的电离抑制程度更大,则水的电离程度A点溶液大于B点溶液,D正确。
一、电离平衡常数
1.含义
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。对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的
的乘积,与溶液中 的浓度之比是一个常数,这个常数叫作电离平衡常数,简称电离常数。
各种离子浓度
未电离分子
2.表达式
3.意义
(1)体现了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。
4.影响因素
(1)内因:弱电解质本身的性质。
(2)外因:只与 有关,温度升高,K 。
温度
增大
5.应用
(1)相同条件下,弱酸(或弱碱)的Ka(或Kb)越大,电离程度越 ,c(H+)[或c(OH-)]越 ,酸性(或碱性)越强;反之,酸性(或碱性)越弱。
大
大
二、电离度
1.概念
一定温度下,弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液中已电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分数。
2.表示方法
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.电离平衡常数与电离度的相关计算方法
(1)以浓度为c mol·L-1的一元弱酸(CH3COOH)的电离为例,计算Ka及c(H+)。
(2)若浓度为c mol·L-1的一元弱酸(CH3COOH)的电离平衡常数为Ka,试通过Ka计算电离度α。
[理解·辨析] 判断正误
×
【提示】 (1)H2CO3是二元弱酸,分步电离,不能写成一步电离。
√
(2)相同温度时电离常数越大,表示电解质的电离能力越强。(　 　)
【提示】 (2)电离常数表示弱电解质电离程度的大小,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-1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体,醋酸的电离常数减小。(　 　)
×
【提示】 (3)电离常数只与温度有关,温度不变,电离常数不变。
×
(5)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大。
(　 　)
×
【提示】 (5)弱酸溶液中c(H+)的大小与酸的浓度和电离常数有关。
一、电离平衡常数的理解与应用
1.高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸,其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数:
C
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
由以上表格中数据判断,下列说法不正确的是(　　)
[A] 在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
[B] 在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
[D] 水对这四种酸的酸性强弱没有区分能力,但冰醋酸可以区分这四种酸的酸性强弱
2.部分弱酸的电离平衡常数如下表:
弱酸 电离平衡常数(25 ℃)
HCOOH K=1.8×10-4
H2S K1=1.1×10-7、K2=1.3×10-13
H2CO3 K1=4.5×10-7、K2=4.7×10-11
HClO K=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
　 。
HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
【解析】 (1)酸的电离平衡常数越大,酸的酸性越强,根据表中数据知,酸性强弱为HCOOH>H2CO3>H2S>HClO。
(3)运用上述电离平衡常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式。
①Na2CO3溶液中通入过量H2S: 　 。
②NaClO溶液中通入过量CO2: 　。
①加少量烧碱　②通入少量HCl气体　③通入少量HF气体　④加水
A.①② B.①③
C.②④ D.③④
C
二、电离常数的计算
3.(2024·江苏四市调研)T ℃时,0.1 mol·L-1醋酸溶液中CH3COOH的电离度约为1.32%。下列说法正确的是(　　)
[A] 1 L该溶液中CH3COO-的数目约为1.32×6.02×1021
[B] T ℃时,CH3COOH的电离常数Ka≈1.74×10-5
[C] 1 L该溶液与足量Zn充分反应,生成H2的体积为1.12 L
B
4.按要求回答下列问题。
(1)已知室温下HA的电离平衡常数Ka=1.0×10-5,则100 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中,HA的电离度为　　　　。
1%
(2)已知次氯酸(HClO)的电离平衡常数为Ka=4.0×10-8,向20 mL 0.1 mol·L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸溶液,再加水稀释至40 mL,此时测得 c(H+)=
0.05 mol·L-1,则溶液中c(ClO-)=　　　 　　　 mol·L-1。
4.0×10-8
8.7×10-7
N2H6(HSO4)2
6×10-3
0.62
9.4×10-11 mol·L-1
(2)常温下,将a mol·L-1 CH3COOH溶液与 b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混
合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),该混合溶液中醋酸的电离
常数Ka=　　 　　(用含a和b的代数式表示)。
105
D
2.(2020·北京卷,11)室温下,对于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
C
3.(2022·全国乙卷,13)常温下,一元酸HA的 Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,
H+与A-离子不能穿过隔膜,未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-),当达到平衡时,下列叙述正确的是(　　)
B
4.(2022·广东卷,17节选)食醋是烹饪美食的调味品,有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时,HAc的 Ka=1.75×10-5=10-4.76。
某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
[提出假设]　稀释HAc溶液或改变Ac-浓度,HAc电离平衡会发生移动。
[设计方案并完成实验]　用浓度均为0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制总体积相同的系列溶液;测定pH,记录数据。
序号 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL V(H2O)/mL n(NaAc)∶n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
(1)根据表中信息,补充数据:a=　　　　,b=　　　 　。
3.00
33.00
【解析】 (1)实验Ⅶ的溶液中,n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4,V(HAc)=4.00 mL,因此 V(NaAc)=3.00 mL,即a=3.00,由实验Ⅰ可知,溶液最终的体积为40.00 mL,因此V(H2O)=40.00 mL-4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL,即 b=33.00。
　 。
(2)由实验Ⅰ和Ⅱ可知,稀释HAc溶液,电离平衡　 　(填“正”或“逆”)向移动;结合表中数据,给出判断理由:
正
实验Ⅱ相较于实验Ⅰ,醋酸溶液稀释了10倍,而实验Ⅱ的pH增大值小于1,说明稀释HAc时,促进了HAc的电离
【解析】(2)实验Ⅰ所得溶液的pH=2.86,实验Ⅱ的溶液中c(HAc)为实验Ⅰ的 ,稀释过程中,若不考虑电离平衡移动,则实验Ⅱ所得溶液的pH=2.86+1=
3.86,但实际溶液的pH=3.36<3.86,说明稀释过程中,溶液中n(H+)增大,即电离平衡正向移动。
课时作业35　弱电解质的电离平衡
(时间:30分钟　满分:70分)
一、选择题(共10小题,1～8小题每小题5分,9～10小题每小题6分,共52分)
1.某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　)
[A] 25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,则HR是弱酸
[B] 25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR溶液的pH>2且pH<7,则HR是弱酸
[C] 25 ℃时,若测得HR溶液的pH=a,取该溶液10.0 mL,加蒸馏水稀释至100.0 mL,测得 pH=b,b-a<1,则HR是弱酸
[D] 25 ℃时,若测得NaR溶液的pH=a,取该溶液10.0 mL,升温至50 ℃,测得pH=b,a>b,则HR是弱酸
B
【解析】 25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,可知NaR为强酸强碱盐,则HR为强酸,A项错误;25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR的溶液pH>2且pH<7,可知溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1,所以HR未完全电离,HR为弱酸,B项正确;假设HR为强酸,取pH=6的该溶液10.0 mL,加蒸馏水稀释至100.0 mL,测得此时溶液pH<7,C项错误;假设HR为强酸,则NaR为强酸强碱盐,溶液呈中性,升温至50 ℃,促进水的电离,水的离子积常数增大,pH减小,D项错误。
[A] 加入少量NaOH固体,平衡正向移动
[B] 加水,平衡逆向移动
[C] 滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液,溶液中 c(H+) 减小
[D] 加入少量NaCN固体,平衡正向移动
A
【解析】 加入少量NaOH固体,NaOH和H+反应而使溶液中c(H+)减小,HCN电离平衡正向移动,故A正确;加水稀释能促进弱电解质的电离,所以HCN电离平衡正向移动,故B错误;加入少量相同浓度的HCl溶液,HCl是强电解质,完全电离,溶液中c(H+)增大,故C错误;加入少量NaCN固体,溶液中c(CN-)增大,
HCN电离平衡逆向移动,故D错误。
[A] 当强酸性物质进入体液后,上述平衡向左移动,以维持体液pH的相对稳定
[B] 当强碱性物质进入体液后,上述平衡向右移动,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
C
4.已知:pKa=-lgKa。25 ℃时,几种弱电解质的pKa如下表所示:
B
下列说法正确的是(　　)
[A] 等物质的量浓度时,溶液中c(H+):CH3COOH>HCOOH>H2SO3
[D] 溶液中c(H+)相同时,三种酸的物质的量浓度:CH3COOH5.(2025·四川成都期中)某温度下,HA和HB两种酸的电离常数分别为5.0×
10-4和1.7×10-5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
[A] 曲线Ⅰ代表HA溶液
[B] 溶液中水的电离程度:N点>P点
[C] 相同体积M点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同
D
【解析】 某温度下,HA和HB两种酸的电离常数分别为5.0×10-4和1.7×10-5,可知两种酸是弱酸,HA的电离常数比HB的大,则HA比HB的酸性强。pH和体积均相同时,HA比HB的浓度小,加入相同体积水稀释时,HB溶液的pH变化幅度
小,则曲线Ⅰ代表HB溶液,故A错误;N点比P点的pH小,说明水的电离受酸的抑制 N点比P点大,则溶液中水的电离程度N点B
丙二酸的较小,故一级电离不能进行完全,故0.5 mol·L-1丙二酸溶液中,
c(H+)<0.5 mol·L-1,C项错误;向丙二酸溶液中滴加NaOH溶液的过程中,溶液中c(H+)逐渐减小,水的电离程度逐渐增大,但两者完全反应后,再滴加NaOH溶液,会抑制水的电离,水的电离程度反而减小,D项错误。
C
[A] H3BO3为一元酸
[B] 0.01 mol·L-1 H3BO3溶液的pH≈6
[C] 常温下,等浓度溶液的pH:CH3COONa>Na[B(OH)4]
[D] NaOH溶液溅到皮肤上时,可用大量水冲洗,再涂上硼酸溶液
8.(2024·广东汕头模拟)甘氨酸在水溶液中主要以Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三种粒子形式存在,且存在以下电离平衡:
下列说法不正确的是(　　)
[A] 甘氨酸晶体易溶于水,难溶于乙醚、苯等溶剂
[C] pH=2的甘氨酸盐酸盐溶液中c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)=10-0.35
[D] 向饱和甘氨酸钠溶液中滴加盐酸至pH=6,可能会析出固体
C
[A] 常温下:Ka(HB)>Ka(HC)
[B] HC的电离度:M点[D] 恰好中和pH均为2、体积均为V0的三种酸溶液,消耗的NaOH溶液一样多
D
10.利用电导法测定某浓度醋酸电离的ΔH、Ka随温度变化曲线如图所示。已知整个电离过程包括氢键断裂、醋酸分子解离、离子水合。下列有关说法不正确的是(　　)
[A] 理论上ΔH=0时,Ka最大
[B] 25 ℃时,c(CH3COOH)最大
[C] 电离的热效应较小是因为分子解离吸收
的能量与离子水合放出的能量相当
[D] CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因
B
【解析】 理论上ΔH=0时,电离程度最大,H+和CH3COO-浓度最大,Ka最大,A项正确;由题图可知,25 ℃时,Ka最大,CH3COOH的电离程度最大,平衡时CH3COOH分子的浓度最小,B项错误;分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当,即断开化学键吸收的能量与离子水合放出的能量相当,此时,电离的热效应较小,C项正确;断开氢键需要消耗能量,
但随温度升高,氢键的作用越来越弱,CH3COOH溶
液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因,
D项正确。
二、非选择题(共1小题,共18分)
11.(18分,每空3分)碳酸是常见的一种二元弱酸。
(1)25 ℃时,向NaHCO3溶液中滴入盐酸,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。
则25 ℃时,H2CO3的一级电离常数(H2CO3)=　　　 　。
1.0×10-6.4
变小
400课时作业35　弱电解质的电离平衡
(时间:30分钟　满分:70分)
一、选择题(共10小题,1～8小题每小题5分,9～10小题每小题6分,共52分)
1.某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　)
[A] 25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,则HR是弱酸
[B] 25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR溶液的pH>2且pH<7,则HR是弱酸
[C] 25 ℃时,若测得HR溶液的pH=a,取该溶液10.0 mL,加蒸馏水稀释至100.0 mL,测得 pH=b,b-a<1,则HR是弱酸
[D] 25 ℃时,若测得NaR溶液的pH=a,取该溶液10.0 mL,升温至50 ℃,测得pH=b,a>b,则HR是弱酸
2.在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在电离平衡:HCNH++CN-。对该平衡,下列叙述正确的是(　　)
[A] 加入少量NaOH固体,平衡正向移动
[B] 加水,平衡逆向移动
[C] 滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液,溶液中 c(H+) 减小
[D] 加入少量NaCN固体,平衡正向移动
3.已知人体体液中存在如下平衡:CO2+H2OH2CO3H++HC,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,上述平衡向左移动,以维持体液pH的相对稳定
[B] 当强碱性物质进入体液后,上述平衡向右移动,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
4.已知:pKa=-lgKa。25 ℃时,几种弱电解质的pKa如下表所示:
CH3COOH HCOOH H2SO3
pKa=4.76 pKa=3.74 p=1.90、 p=7.22
下列说法正确的是(　　)
[A] 等物质的量浓度时,溶液中c(H+):CH3COOH>HCOOH>H2SO3
[B] 结合H+能力的强弱顺序:S>CH3COO->HCOO->HS
[C] 将HCOOH溶液滴入Na2SO3溶液中:2HCOOH+Na2SO32HCOONa+SO2↑+H2O
[D] 溶液中c(H+)相同时,三种酸的物质的量浓度:CH3COOH5.(2025·四川成都期中)某温度下,HA和HB两种酸的电离常数分别为5.0×10-4和1.7×10-5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
[A] 曲线Ⅰ代表HA溶液
[B] 溶液中水的电离程度:N点>P点
[C] 相同体积M点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同
[D] 从P点到Q点,溶液中保持不变(X代表A或B)
6.常温下,下列关于丙二酸(用H2R表示,=1.4×10-3,=2.0×10-6)的说法正确的是(　　)
[A] 向100 mL 1 mol·L-1丙二酸溶液中加入 0.1 mol NaOH固体后,溶液pH>7
[B] 改变条件使变大,也一定会变大
[C] 0.5 mol·L-1丙二酸溶液中:0.5 mol·L-1[D] 向丙二酸溶液中不断滴加1 mol·L-1 NaOH溶液的过程中,水的电离程度不断增大
7.(2024·江苏无锡模拟)硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3+H2O[B(OH)4]-+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-1 H3BO3溶液的pH≈6
[C] 常温下,等浓度溶液的pH:CH3COONa>Na[B(OH)4]
[D] NaOH溶液溅到皮肤上时,可用大量水冲洗,再涂上硼酸溶液
8.(2024·广东汕头模拟)甘氨酸在水溶液中主要以Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三种粒子形式存在,且存在以下电离平衡:
已知:常温下甘氨酸的=10-2.35,=10-9.78,当氨基酸主要以两性离子存在时溶解度最小。下列说法不正确的是(　　)
[A] 甘氨酸晶体易溶于水,难溶于乙醚、苯等溶剂
[B] 甘氨酸钠溶液中存在:H2N—CH2—COO-+H2OH2N—CH2—COOH+OH-
[C] pH=2的甘氨酸盐酸盐溶液中c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)=10-0.35
[D] 向饱和甘氨酸钠溶液中滴加盐酸至pH=6,可能会析出固体
9.(2024·河南实验中学期中)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:M点[C] 当lg =4时,升高温度,减小
[D] 恰好中和pH均为2、体积均为V0的三种酸溶液,消耗的NaOH溶液一样多
10.利用电导法测定某浓度醋酸电离的ΔH、Ka随温度变化曲线如图所示。已知整个电离过程包括氢键断裂、醋酸分子解离、离子水合。下列有关说法不正确的是(　　)
[A] 理论上ΔH=0时,Ka最大
[B] 25 ℃时,c(CH3COOH)最大
[C] 电离的热效应较小是因为分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当
[D] CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因
二、非选择题(共1小题,共18分)
11.(18分,每空3分)碳酸是常见的一种二元弱酸。
(1)25 ℃时,向NaHCO3溶液中滴入盐酸,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。
则25 ℃时,H2CO3的一级电离常数 (H2CO3)=　　　　。
(2)化学上把外加少量酸、碱,而pH基本不变的溶液,称为缓冲溶液。人体血液主要通过碳酸氢盐缓冲体系(H2CO3/HC)维持pH稳定。当过量的酸进入血液中时,血液缓冲体系中的值将　　　　(填“变大”“变小”或“不变”)。
(3)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。调节溶液pH可实现工业废气CO2的捕获和释放。已知25 ℃时碳酸的电离常数为、,当溶液pH=12时,c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶　　　　∶　　　　(用、表示)。
(4)一定温度下,用水吸收SO2气体得到pH=4的H2SO3溶液,试计算溶液中=　　　　。SO2可用足量小苏打溶液吸收,反应的离子方程式是　 。
(已知该温度下,H2SO3的电离常数=4.5×10-2,=2.5×10-7,H2CO3的电离常数 =8.4×10-7,=1.2×10-10)
课时作业35　弱电解质的电离平衡
1.B　25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 NaR溶液的pH=7,可知NaR为强酸强碱盐,则HR为强酸,A项错误;25 ℃时,若测得0.01 mol·L-1 HR的溶液pH>2且pH<7,可知溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1,所以HR未完全电离,HR为弱酸,B项正确;假设HR为强酸,取pH=6的该溶液 10.0 mL,加蒸馏水稀释至100.0 mL,测得此时溶液pH<7,C项错误;假设HR为强酸,则NaR为强酸强碱盐,溶液呈中性,升温至50 ℃,促进水的电离,水的离子积常数增大,pH减小,D项错误。
2.A　加入少量NaOH固体,NaOH和H+反应而使溶液中 c(H+)减小,HCN电离平衡正向移动,故A正确;加水稀释能促进弱电解质的电离,所以HCN电离平衡正向移动,故B错误;加入少量相同浓度的HCl溶液,HCl是强电解质,完全电离,溶液中c(H+)增大,故C错误;加入少量NaCN固体,溶液中c(CN-)增大,HCN电离平衡逆向移动,故D错误。
3.C　若静脉滴注大量生理盐水,则体液被稀释,CO2+H2OH2CO3H++HC平衡虽然正向移动,但根据勒夏特列原理,c(H+)减小,体液的pH增大。
4.B　相同温度下,pKa越大,Ka越小,对应酸的酸性越弱,由表中数据可得,酸性H2SO3>HCOOH>CH3COOH>HS,故物质的量浓度相同时,溶液中 c(H+) 大小顺序为H2SO3>HCOOH>CH3COOH,A错误;酸的酸性越强,越易发生电离,其酸根离子结合H+能力越弱,故结合H+能力的强弱顺序为S>CH3COO->HCOO->HS,B正确;由于酸性H2SO3>HCOOH>HS,则将HCOOH溶液滴入Na2SO3溶液中发生反应HCOOH+HCOONa+NaHSO3,C错误;酸性 H2SO3>HCOOH>CH3COOH,故溶液中 c(H+) 相同时,三种酸的物质的量浓度大小顺序为CH3COOH>HCOOH>H2SO3,D错误。
5.D　某温度下,HA和HB两种酸的电离常数分别为5.0×10-4和1.7×10-5,可知两种酸是弱酸,HA的电离常数比HB的大,则HA比HB的酸性强。pH和体积均相同时,HA比HB的浓度小,加入相同体积水稀释时,HB溶液的pH变化幅度小,则曲线Ⅰ代表HB溶液,故A错误;N点比P点的pH小,说明水的电离受酸的抑制N点比P点大,则溶液中水的电离程度N点6.B　向100 mL 1 mol·L-1丙二酸溶液中加入0.1 mol NaOH固体后得到的溶液为丙二酸氢钠溶液,丙二酸氢根离子的水解常数Kh===<,即HR-的电离程度大于其水解程度,故溶液pH<7,A项错误;变大,说明温度升高,则也一定变大,B项正确;丙二酸的较小,故一级电离不能进行完全,故0.5 mol·L-1丙二酸溶液中,c(H+)<0.5 mol·L-1,C项错误;向丙二酸溶液中滴加NaOH溶液的过程中,溶液中c(H+)逐渐减小,水的电离程度逐渐增大,但两者完全反应后,再滴加NaOH溶液,会抑制水的电离,水的电离程度反而减小,D项错误。
7.C　根据题意可知,H3BO3只存在一步电离,所以为一元酸,A正确;设0.01 mol·L-1 H3BO3溶液中c(H+)=x mol·L-1,则c([B(OH)4]-)也可近似认为等于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)8.C　甘氨酸为极性分子,分子中的氨基和羧基都能与水分子间形成氢键,所以甘氨酸晶体易溶于水,难溶于乙醚、苯等非极性溶剂,A正确;羧酸为弱酸,羧酸根离子易发生水解,故甘氨酸钠溶液中存在水解平衡H2N—CH2—COO-+H2OH2N—CH2—COOH+OH-,B正确;pH=2的甘氨酸盐酸盐溶液中,=10-2.35,故 c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)=100.35,C不正确;当pH=6时,==103.65,==10-3.78,则此时氨基酸主要以两性离子(Ⅱ)存在,溶解度小,可能会析出固体,D正确。
9.D　常温下,pH=2的强酸溶液加水稀释,c(H+)减小,pH增大,稀释后的强酸溶液pH=2+lg ,pH=2的弱酸溶液加水稀释时,弱酸电离平衡向电离(产生离子)的方向移动,使H+的物质的量增加,稀释后弱酸溶液中c(H+)大于稀释相同倍数后强酸溶液中c(H+),弱酸溶液2HB>HC。相同温度下,弱酸酸性相对越强,其电离平衡常数Ka越大,由酸性HB>HC可判断Ka(HB)>Ka(HC),A正确;HC是弱酸,HCH++C-,加水稀释电离平衡正向移动,电离程度增大,越稀电离度越大,稀释时,M点稀释倍数小,N点稀释倍数大,N点溶液更稀,可以判断M点电离度c(HB)>c(HA),体积都为V0时,溶液中溶质物质的量n(HC)>n(HB)>n(HA),中和反应消耗NaOH溶液不一样多,D错误。
10.B　理论上ΔH=0时,电离程度最大,H+和CH3COO-浓度最大,Ka最大,A项正确;由题图可知,25 ℃时,Ka最大,CH3COOH的电离程度最大,平衡时CH3COOH分子的浓度最小,B项错误;分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当,即断开化学键吸收的能量与离子水合放出的能量相当,此时,电离的热效应较小,C项正确;断开氢键需要消耗能量,但随温度升高,氢键的作用越来越弱,CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因,D项正确。
11.【答案】 (1)1.0×10-6.4　(2)变小
(3)1012　1024
(4)400　HC+SO2HS+CO2
【解析】 (1)当lg =1,即=10时,H2CO3的一级电离常数(H2CO3)==10×10-7.4=1.0×10-6.4。
(2)当过量的酸进入血液中时,不变,氢离子浓度增大,所以血液缓冲体系中的值将变小。
(3)pH=12,即c(H+)=10-12 mol·L-1,由 =,得 c(HC)==
1012··c(H2CO3),由 =,得 c(C)==1024···c(H2CO3),则c(H2CO3)∶c(HC)∶c(C)=1∶1012∶1024。
(4)用水吸收SO2气体生成了亚硫酸,亚硫酸的电离方程式为H2SO3HS+H+,HSH++S,pH=4的H2SO3溶液中,c(H+)=10-4 mol·L-1,由于=,===400;由于 (H2SO3)>(H2CO3)>(H2SO3),所以SO2可用足量小苏打溶液吸收,反应产生亚硫酸氢钠和二氧化碳,反应的离子方程式为HC+SO2HS+CO2。
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