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第11讲 弱电解质的电离平衡
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弱电解质的电离平衡
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1．强电解质和弱电解质
(1)强电解质：溶于水后能 电离的电解质
(2)弱电解质：溶于水后只能 电离的电解质
2．电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率 时，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程如图所示：
3．外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越 ，越易电离。
(2)温度：温度越高，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。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向 方向移动。
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
加水稀释
加入少量冰醋酸
通入HCl(g)
加NaOH(s)
加CH3COONa(s)
升高温度
4．电离平衡移动过程中粒子浓度比值变化的判断：
①同一溶液，浓度比等于物质的量比。如HF溶液：＝。(由浓度比变成物质的量比)
②将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：＝＝。(由两个变量转变为一个变量)
【例1 】请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)强电解质在熔融状态下都能完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离。( )
(2)氨水中只存在NH3·H2O的电离平衡，不存在其他电离平衡。( )
(3)Ca(OH)2微溶于水，因此它是弱电解质。( )
(4)弱酸的电离程度越大，溶液的导电能力越强。( )
(5)碳酸的电离方程式为H2CO3 2H＋＋CO。( )
(6)向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3·H2O是弱电解质。( )
(7)BaSO4投入水中，导电性较弱，是弱电解质。( )
(8)强电解质溶液的导电性比弱电解质溶液的导电性强。( )
(9)强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物。( )
(10)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH-)=c()时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。( )
【例2 】现有下列物质①熔化的NaCl、②盐酸、③氯气、④冰醋酸、⑤铜、⑥酒精、⑦硫酸氢钠、⑧液氨、⑨SO2，请按要求回答下列问题。
（1）属于强电解质的是 (填序号)。
（2）在上述状态下能导电的是 (填序号)。
（3）属于弱电解质的是 (填序号)。
（4）属于非电解质，但溶于水后的水溶液能导电的是 (填序号)。
(
题型归纳
)
【题型1 弱电解质的判断】
1.1下列事实一定能说明HF是弱酸的是
A．用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗
B．1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红
C．常温下0.1mol/L的HF溶液的pH为2.3
D．HF能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体
1.2下列事实能说明酸是弱电解质的是
A．溶液能使石蕊试液变红
B．溶液与足量的锌可生成
C．锌粉与同体积和溶液反应，盐酸产生快
D．同体积同的溶液和盐酸中和的溶液，消耗多
1.3下列事实可以证明HClO是弱酸的是
A．HClO能跟熟石灰反应制得
B．HClO受热易分解，放出氧气
C．的HClO可以使紫色石蕊溶液先变红后褪色
D．的HClO中，约为
1.4下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是
选项 A B C D
强电解质 HNO3 NaCl BaSO4 盐酸
弱电解质 CH3COOH NH3 H2SO4 Fe(OH)3
非电解质 C6H12O6(葡萄糖) CO2 C2H5OH H2O
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模块
二
电离平衡常数
)
1．表达式(在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度)
(1)对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离平衡常数Ka＝。
(2)对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离平衡常数Kb＝。
例如：①一元弱酸的电离平衡常数：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝
②一元弱碱的电离平衡常数：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝
③多元弱酸的电离平衡常数：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K1、K2等来分别表示
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝ HCOH＋＋CO Ka2＝ 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1 Ka2，第一级电离程度较大，第一步电离产生的H+，对第二级、第三级电离起抑制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
④弱碱的电离平衡常数：由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用难溶物的溶度积常数。
2．电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数 ，反之，电离常数 。
(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 。
4．电离平衡常数的四大应用
判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如：常温下，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO
判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa
判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑
判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大
5．分布曲线图像中电离常数的计算
分布曲线指以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
一元弱酸 (以CH3COOH为例) 二元弱酸 (以草酸H2C2O4为例)
注： pKa为电离常数的负对数
Ka＝ 交点：c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)， 故Ka＝c(H＋)＝10－4.76 Ka1＝ A点：c(HC2O)＝c(H2C2O4)，故Ka1＝c(H＋)＝10－1.2； Ka2＝ B点：c(C2O)＝c(HC2O) 故Ka2＝10－4.2
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题型归纳
)
【题型2 弱电解质的电离平衡及其影响因素】
2.1常温下，加水稀释溶液，下列物理量保持不变的是
A． B．
C． D．
2.2常温下0.1mol/L醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H+＋CH3COO-，下列叙述不正确的是
A．溶液加水稀释或加热均可使CH3COO-的物质的量增多
B．溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度增大
C．溶液加水稀释，c(CH3COO-)/[c(CH3COOH) c(OH-)]不变
D．溶液加水稀释后，溶液中c(CH3COOH)/c(CH3COO-)的值减小
2.3下列方法能使氨水中的电离平衡正向移动且的浓度也增大的是
A．通入气体 B．加入固体
C．加入NaOH固体 D．适当降低温度
2.4已知甲基橙(HIn)变色的pH范围是3.1~4.4，溶液中存在电离平衡：，25℃时HIn和的物质的量分数随pH变化如图所示，下列说法错误的是
A．pH=2时，溶液呈红色
B．曲线b表示HIn物质的量分数随pH变化
C．甲基橙电离平衡常数
D．当溶液刚好变为黄色时(此时溶液pH=4.4)，溶液中
2.5向稀氨水中分别加入①蒸馏水、②NH3、③NH4Cl(s)，并维持室温，相关判断正确的是
A．加入①之后，的电离平衡得到促进，减小
B．加入②之后，的电离平衡正向移动，电离程度增大
C．加入③之后，增大，维持不变
D．升高温度，的电离平衡得到促进，减小
2.6 25℃时，弱酸的电离平衡常数如表，下列说法正确的是
弱酸
A．少量通入溶液中：
B．少量通入溶液中：
C．等浓度、体积的与混合：
D．少量通入溶液中：
(
模块
三
电离度
)
1．电离度概念
在一定条件下的弱电解质达到 时，已经电离的电解质分子数占 的百分比。
2．电离度的表示方法
α＝×100%
也可表示为α＝×100%
3．电离度的影响因素
(1)相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α) 。
(2)相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α) 。
4．电离度与平衡常数的关系
电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例)
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3 】
请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)常温下，向10 mL pH=3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中 不变。( )
(2)对于CH3COOH CH3COO-＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。( )
(3)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。( )
(4)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。( )
(5)电离常数越大，表示该电解质电离能力越强。( )
(6)相同温度下，电离常数越大，溶液中c(H＋)一定越大。( )
(7)相同温度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，则酸性：HX>HY。( )
(8)H2CO3的电离平衡数表达式：Ka=。( )
(9)向0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大。( )
(10)相同温度下，向1mol·L-1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小。( )
【例4 】化学中，酸的电离平衡常数（）是评估酸性强弱的重要依据。已知下列酸的电离平衡常数数据（25℃）：
物质 HClO
电离平 衡常数
回答下列问题：
(1)等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是 。
(2)写出HClO在水中的电离方程式： 。
(3)T℃下，的电离平衡常数为，则T 25℃（选填“>”、“<”或“=”）。
(4)估算T℃下，0.1mol/L 溶液的 mol/L：该溶液中，的电离度（） 。
(5)保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，则电离度是 （填“增大”、“减少”或“不变”）的。
(6)根据以上数据，写出将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式： 。
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模块
四
一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
)
弱电解质与强电解质的根本区别在于弱电解质不完全电离，存在电离平衡，常用以下几种形式进行比较。
1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
　　项目 酸　　 c(H＋) pH 溶液的 导电性 中和碱 的能力 与活泼金属反应 产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 大 小 强 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 弱 小
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
　　项目 酸　　 c(H＋) c(酸) 溶液的 导电性 中和碱 的能力 与活泼金属反应 产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 相同 小 相同 小 少 相同，反应过程中醋酸的快
醋酸溶液 大 大 多
2．一元强酸(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
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
(3)pH与稀释倍数的线性关系
分析：(1)HY为 酸，HX为 酸 (2)a、b两点的溶液中：c(X-) c(Y-) (3)水的电离程度： 分析：(1)MOH为 碱，ROH为 碱 (2)起始时，c(ROH) c(MOH) (3)水的电离程度：
3．一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像
实验操作 图像
同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
4．实验设计判断强、弱电解质
实验设计思路：以判断室温下某酸(HA)是否为弱酸为例
实验方法 结论
①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸 pH>2，HA为弱酸
②测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸 pH>7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA和HCl(强酸)溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl(强酸)溶液的弱，则HA为弱酸
④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸
⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸
⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱溶液所需消耗的碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸
⑦从升高温度后pH的变化判断 若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸； 若升高温度，溶液的pH变化幅度小，则是强酸；
(
题型归纳
)
【题型3 弱电解质溶液导电图像分析】
3.1一定温度下，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溶液体积：c＜a＜b
3.2电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。下图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)
【题型4 一元强酸与一元弱酸的比较与应用】
4.1某温度下，HNO2和CH3COOH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HNO2溶液
B.溶液中水的电离程度：b点>c点
C.从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)
D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
4.2关于pH相同的醋酸和盐酸，下列叙述不正确的是（　　）
A.取等体积的醋酸和盐酸分别稀释至原溶液的m倍和n倍，结果两溶液的pH仍然相同，则m＞n
B.取等体积的两种酸溶液分别与完全一样的足量锌粒反应，开始时反应速率盐酸大于醋酸
C.取等体积的两种酸溶液分别中和NaOH溶液，醋酸消耗NaOH的物质的量比盐酸多
D.两种酸溶液中c（CH3COO－）＝c（Cl－）
【题型5 电离度与电离常数】
5.1电离度是描述弱电解质电离程度的物理量，电离度＝×100%。现取20 mL c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，测得溶液导电能力的变化如图所示，则加入氨水前CH3COOH的电离度为(　　)
A.0.5% B.1.5% C.0.1% D.1%
5.2已知25 ℃时某一元酸HA的电离平衡常数Ka=1×10-4，则对于此温度下1 mol·L-1的HA溶液，下列说法中不正确的是
A．该酸的电离度为0.01
B．温度不变，向该酸溶液中加入少量水，增大
C．该溶液的c(H+)=10-4mol·L-1
D．c(HA)＋c(A-)=1 mol·L-1
5.3已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为：2×10-4mol/L，下列说法错误的是
A．常温下，HA的电离常数约为2×10-8
B．NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA
C．该条件下，体系中HA的电离度是1%
D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的电离程度减小
5.4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100mL0.lmol·L-1HA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20mL0.1mol L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀释至40mL，此时测得c(H+)=0.05mol 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。联氨第一步电离反应的平衡常数值为 (已知：N2H4+H+N2H5+的；)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为 。
(4)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0mol·L-1，则溶液中的c(OH-)= mol·L-1。HSO的电离常数表达式K= 。将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的= 。
c(ClO-)N2H4+H2ON2H5++OH-N2H4+H+N2H5+
【题型6 电离平衡常数的应用】
6.1已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离常数，若已知这些酸可发生如下反应：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2
②NaCN＋HF===HCN＋NaF
③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF
由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A.HF的电离常数为7.2×10－4
B.HNO2的电离常数为4.9×10－10
C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D.HNO2的电离常数比HCN大，比HF小
6.2根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是(　　)
化学式 电离常数
HClO K＝3×10－8
H2CO3 Ka1＝4×10－7　Ka2＝6×10－11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C.向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D.向NaClO溶液中通过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
6.3已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
下列反应能发生的是
A．
B．
C．
D．
6.4根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是
化学式 电离常数
HClO K=3×10-8
H2CO3 Ka1=4×10-7 Ka2=6×10-11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O
C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO
D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO
6.5下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则下列说法中不正确的是
A．碳酸的酸性弱于磷酸
B．将少量的气体通入溶液中反应离子方程式为
C．常温下，加水稀释醋酸，增大
D．向弱酸溶液中加少量溶液，电离平衡常数不变
【题型7 电离有关的图像】
7.1已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋　Ka1，HC2OC2O＋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、HC2O、C2O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＝____________。
7.2 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C2O
B．常温下0.1 mol·L－1的NaHC2O4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
7.3甘氨酸(NH2CH2COOH)是人体必需氨基酸之一，在25 ℃时，NHCH2COOH、NHCH2COO－和NH2CH2COO－的分布分数[如δ(A2－)＝]与溶液pH关系如图。下列说法错误的是(　　)
A.甘氨酸具有两性
B.曲线c代表NH2CH2COO－
C.NHCH2COO－＋H2ONHCH2COOH＋OH－的平衡常数K＝10－11.65
D.c2(NHCH2COO－)【题型8 弱酸、弱碱的稀释图像】
8.1已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是（　　）
A.曲线Ⅱ为氢氟酸稀释时pH变化曲线
B.取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗氢氟酸的体积较小
C.b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
D.从b点到d点，溶液中保持不变（HR代表HClO或HF）
8.2常温下，将pH相同、体积均为V0的NaOH溶液和MOH (一元弱碱)溶液分别加水稀释至V，pH随的变化如图所示。下列说法正确的是( )
A．曲线Ⅰ表示NaOH溶液
B．未稀释前，c(Na＋)= c(M＋)＞c(MOH)
C．a，c两点溶液的离子总浓度相同
D．加水稀释过程中，逐渐增大
8.3某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　)
A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线
B．b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强
C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗NaOH的量相同
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
【题型9 综合运用】
9.1已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)写出BOH的电离方程式：______________________________________________。
(2)BOH的电离平衡常数Kb＝______________________________________________。
(3)某温度T ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10－7，结合(2)的计算可知T________25。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)＝________mol·L－1。
9.2 (1)已知酸性：H2SO3>>HSO>，水杨酸()与Na2SO3溶液反应，生成物为________(填字母)。
A． B．SO2
C．NaHCO3 D．
(2)亚硫酸电离常数为Ka1、Ka2，改变0.1 mol·L－1亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图，则＝______。
9.3 (1)25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝____________。
(2)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol·
L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的曲线如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是___________________________________________。
(3)下表是几种弱酸常温下的电离常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13
①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________
________________________________________________________________________。
②多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离的主要原因是______________________(从电离平衡角度考虑)。
③同浓度的CH3COO－、HCO、CO、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________
________________________________________________________________________。
(
模块
五
课后训练
)
1．在HFH++F-的电离平衡中，要使平衡右移且氢离子浓度减小，应采取的措施为
A．升高温度 B．加NaF固体 C．加HF D．加NaCl溶液
2．在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示，下列判断正确的是
A．冰醋酸不导电，所以冰醋酸不是电解质
B．A、B、三点对应的溶液中，由小到大的顺序是
C．A、B、C三点对应的溶液中，电离程度最大的B
D．若使B点对应的溶液中增大、增大，可行的方法是加热
3．下列各组物质依次为强电解质、弱电解质、非电解质的是
A．NaCl　HF　Cl2 B．H2SO4　BaSO4　蔗糖
C．CaCO3　HClO　C2H5OH D．HNO3　HI　SO2
4．在稀溶液中，单位体积内溶质粒子(分子和离子)数目越多，该溶液的凝固点越低。下列浓度均为0.01mol/L的溶液，凝固点由低到高依次是
①蔗糖溶液　 ②NaHSO4溶液　 ③NaCl溶液　 ④醋酸溶液
A．②③④① B．②④③① C．③②④① D．②③①④
5．常温下，下列事实不能说明某一元酸HX是弱酸的是
A．溶液
B．和反应，生成HX
C．溶液比硝酸导电能力弱
D．溶液与溶液恰好中和
6．硼酸()是一种一元弱酸，在水溶液中的电离方程式为，现有20 mL 的硼酸稀溶液，下列说法错误的是
A．温度升高，硼酸的电离程度和电离平衡常数均增大
B．加水稀释，硼酸的电离程度增大，减小
C．加入足量NaOH溶液，反应的离子方程式为
D．加入固体，平衡会往正反应方向移动，硼酸的电离程度减小
7．反应 达到平衡后，下列有关说法错误的是
A．升高温度，氯水中的减小
B．利用勒夏特列原理可以解释通过饱和食盐水除去(g)中的HCl(g)杂质的原因
C．将氯水稀释后，该氯水中不变
D．取两份饱和氯水，分别滴加溶液和适量，若前者有白色沉淀，后者溶液分层且下层为浅黄绿色，可以证明上述反应存在限度
8．高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度时这四种酸在冰醋酸中电离(酸在溶剂中电离实质是酸中的H+转移给溶剂分子，如HCl+H2O= H3O+ +Cl- )的电离平衡常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
电离平衡常数 Ka=1.6×10-5 Ka1=6.3×10-9 Ka=1.6×10-9 Ka=4.2×10-10
根据表格信息判断下列说法正确的是
A．冰醋酸中H2SO4的电离方程式：H2SO4=2H++
B．这四种酸在冰醋酸中都能完全电离
C．在冰醋酸中盐酸是这四种酸中最强的酸
D．冰醋酸较水更能区分这四种酸的强弱
9．已知室温时，0.1 mol·L-1 某一元酸HA在水中有0. 2%发生电离，下列叙述错误的是
A．升高温度，溶液的酸性增强
B．该溶液的c(H+)是2 ×10-4 mol·L-1
C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10-7
D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H+)减小
10．时，的醋酸溶液中电离平衡常数，下列说法正确的是
A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，减小
B．向该溶液中加少量固体，减小
C．该温度下的醋酸溶液
D．升高温度，增大，变大
11．已知25℃时，的。现有a、b两支试管，分别盛有浓度均为的氨水和盐酸，已知。下列说法正确的是
A．a、b两试管中溶液的导电能力相同
B．a试管中的浓度约为
C．将少量盐酸滴入a试管中，的电离程度增大
D．向a试管中加入水，的电离平衡逆向移动
12．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离平衡常数(25℃) Ka=1.77×10-4 Ka=4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11
下列选项错误的是
A．2CN-+H2O+CO2=2HCN+
B．2HCOOH+=2HCOO-+ H2O+CO2↑
C．由数据可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>
D．25℃时，在等浓度的HCOOH溶液和HCN溶液中，HCOOH溶液中氢离子浓度大
13．25℃时，①浓度为0.1mol/L的氨水和②浓度为0.01mol/L的氨水，下列判断不正确的是
A．存在的粒子种类相同
B．的电离程度①②
C．中和等体积等浓度的盐酸，需要②的体积是①的10倍
D．的值：①②
14．25℃，醋酸溶液中CH3COOH、CH3COO-的分布系数δ与pH的关系如图。其中，δ(CH3COO-)=。下列叙述错误的是
A．曲线2代表δ(CH3COO-)
B．25℃，CH3COOH的电离常数Ka=10-4.74
C．δ(CH3COOH)=
D．该关系图不适用于CH3COOH、CH3COONa混合溶液
15．现有下列物质：①；②酒精；③溶液；④；⑤镁条；⑥盐酸；⑦NaOH溶液；⑧醋酸溶液。完成下列问题：
(1)其中能导电的物质有 (填序号)。
(2)向盛有⑧试管中滴加③过程中的现象为 ， (填“>”“<”或“=”)。
(3)在某温度时，若⑧中的浓度为，达到电离平衡时，已电离的为，则该温度下的电离常数约为 ；向该溶液中加入固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将 (填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(4)分别向盛有⑥和⑧的锥形瓶中加入0.05g⑤，迅速塞紧橡胶塞，利用压强传感器锥形瓶内气体压强随时间的变化关系如图所示，由图分析反应过程中速率不同，但最终压强基本相等的原因： 。
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第11讲 弱电解质的电离平衡
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)
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模块一
弱电解质的电离平衡
)
1．强电解质和弱电解质
(1)强电解质：溶于水后能完全电离的电解质
(2)弱电解质：溶于水后只能部分电离的电解质
2．电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程如图所示：
3．外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka
加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变
加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变
加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变
升高温度 向右 增大 增大 增强 增大
4．电离平衡移动过程中粒子浓度比值变化的判断：
①同一溶液，浓度比等于物质的量比。如HF溶液：＝。(由浓度比变成物质的量比)
②将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：＝＝。(由两个变量转变为一个变量)
【例1 】请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)强电解质在熔融状态下都能完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离。( )
(2)氨水中只存在NH3·H2O的电离平衡，不存在其他电离平衡。( )
(3)Ca(OH)2微溶于水，因此它是弱电解质。( )
(4)弱酸的电离程度越大，溶液的导电能力越强。( )
(5)碳酸的电离方程式为H2CO3 2H＋＋CO。( )
(6)向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3·H2O是弱电解质。( )
(7)BaSO4投入水中，导电性较弱，是弱电解质。( )
(8)强电解质溶液的导电性比弱电解质溶液的导电性强。( )
(9)强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物。( )
(10)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH-)=c()时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。( )
【答案】（1）×（2）×（3）×（4）×（5）×（6）×（7）×（8）×（9）×（10）×
【例2 】现有下列物质①熔化的NaCl、②盐酸、③氯气、④冰醋酸、⑤铜、⑥酒精、⑦硫酸氢钠、⑧液氨、⑨SO2，请按要求回答下列问题。
（1）属于强电解质的是 (填序号)。
（2）在上述状态下能导电的是 (填序号)。
（3）属于弱电解质的是 (填序号)。
（4）属于非电解质，但溶于水后的水溶液能导电的是 (填序号)。
【答案】（1）①⑦ （2）①②⑤ （3）④ （4）⑧⑨
(
题型归纳
)
【题型1 弱电解质的判断】
1.1下列事实一定能说明HF是弱酸的是
A．用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗
B．1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红
C．常温下0.1mol/L的HF溶液的pH为2.3
D．HF能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体
【答案】C
【详解】A．溶液的导电性强弱与溶液中离子浓度大小有关，溶液中离子浓度大，溶液的导电能力强，则用氢氟酸溶液做导电性实验，灯泡很暗只能说明溶液中的离子浓度小，不能说明氢氟酸是弱酸，故A错误；
B．1mol/L的氢氟酸溶液能使紫色石蕊试液变红只能说明氢氟酸溶液显酸性，不能说明氢氟酸是弱酸，故B错误；
C．0.1mol/L的氢氟酸溶液的pH为2.3说明氢氟酸在溶液中部分电离出氢离子，溶液中存在电离平衡，属于弱酸，故C正确；
D．氢氟酸溶液能与碳酸钠溶液反应生成二氧化碳气体只能说明氢氟酸的酸性强于碳酸，不能说明氢氟酸是弱酸，故D错误；
故选C。
1.2下列事实能说明酸是弱电解质的是
A．溶液能使石蕊试液变红
B．溶液与足量的锌可生成
C．锌粉与同体积和溶液反应，盐酸产生快
D．同体积同的溶液和盐酸中和的溶液，消耗多
【答案】D
【详解】A．0.1mol/L的HA溶液能使石蕊试液变红，说明HA电离出氢离子而导致溶液呈酸性，但是不能说明HA部分电离，则不能证明为弱酸，故A错误；
B．1 molHA 与足量的锌可生成，只能说明HA是一元酸，不能说明HA为弱酸，故B错误；
C．Zn粉和同体积的HCl、HA溶液反应，盐酸产生氢气快，说明盐酸中氢离子浓度大于HCl，因为两种酸浓度未知，无法判断HA部分电离，则不能说明HA为弱酸，故C错误；
D．同体积同 pH 的 HA 溶液和盐酸中和 10mL0.1 mol L-1 的 NaOH 溶液，HA 消耗NaOH 多，则酸性酸浓度：HCl＞HA，盐酸是强酸，则HA是弱酸，故D正确；
故选：D。
1.3下列事实可以证明HClO是弱酸的是
A．HClO能跟熟石灰反应制得
B．HClO受热易分解，放出氧气
C．的HClO可以使紫色石蕊溶液先变红后褪色
D．的HClO中，约为
【答案】D
【详解】A．HClO跟熟石灰反应是酸碱中和反应，不能证明HClO是弱酸，故A不符合题意；
B．HClO受热易分解，放出氧气，说明HClO不稳定，不能说明HClO是弱酸，故B不符合题意；
C．的HClO可以使紫色石蕊溶液先变红后褪色，说明HClO具有酸性和漂白性，不能说明HClO是弱酸，故C不符合题意；
D．的HClO中，约为，说明HClO只能部分电离，能证明HClO是弱酸，故D符合题意。
答案选D。
1.4下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是
选项 A B C D
强电解质 HNO3 NaCl BaSO4 盐酸
弱电解质 CH3COOH NH3 H2SO4 Fe(OH)3
非电解质 C6H12O6(葡萄糖) CO2 C2H5OH H2O
【答案】A
【解析】A．HNO3在水溶液中完全电离成H+和，HNO3属于强电解质，CH3COOH在水溶液中部分电离成H+和CH3COO-，CH3COOH属于弱电解质，葡萄糖是在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物，葡萄糖属于非电解质，A项正确；B．NaCl在水溶液中完全电离成Na+和Cl-，NaCl属于强电解质，NH3和CO2都属于非电解质，B项错误；C．BaSO4和H2SO4都属于强电解质，C2H5OH属于非电解质，C项错误；D．盐酸属于混合物，盐酸既不属于电解质、也不属于非电解质，H2O属于弱电解质，D项错误；答案选A。
(
模块
二
电离平衡常数
)
1．表达式(在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度)
(1)对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离平衡常数Ka＝。
(2)对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离平衡常数Kb＝。
例如：①一元弱酸的电离平衡常数：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝
②一元弱碱的电离平衡常数：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝
③多元弱酸的电离平衡常数：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K1、K2等来分别表示
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝ HCOH＋＋CO Ka2＝ 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1 Ka2，第一级电离程度较大，第一步电离产生的H+，对第二级、第三级电离起抑制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
④弱碱的电离平衡常数：由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用难溶物的溶度积常数。
2．电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
3．电离常数的意义
(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．电离平衡常数的四大应用
判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如：常温下，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO
判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa
判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑
判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大
5．分布曲线图像中电离常数的计算
分布曲线指以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
一元弱酸 (以CH3COOH为例) 二元弱酸 (以草酸H2C2O4为例)
注： pKa为电离常数的负对数
Ka＝ 交点：c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)， 故Ka＝c(H＋)＝10－4.76 Ka1＝ A点：c(HC2O)＝c(H2C2O4)，故Ka1＝c(H＋)＝10－1.2； Ka2＝ B点：c(C2O)＝c(HC2O) 故Ka2＝10－4.2
(
题型归纳
)
【题型2 弱电解质的电离平衡及其影响因素】
2.1常温下，加水稀释溶液，下列物理量保持不变的是
A． B．
C． D．
【答案】D
【详解】A．加水稀释草酸溶液，促进草酸电离，氢离子浓度减小，电离常数不变，所以减小，A错误；
B．加水稀释草酸溶液，促进草酸电离，氢离子的物质的量增加，草酸分子的物质的量减小，所以增大，B错误；
C．加水稀释草酸溶液，促进草酸电离，但、的浓度减小，所以减小，C错误；
D．温度不变，电离常数不变，所以不变，D正确；
故选D。
2.2常温下0.1mol/L醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H+＋CH3COO-，下列叙述不正确的是
A．溶液加水稀释或加热均可使CH3COO-的物质的量增多
B．溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度增大
C．溶液加水稀释，c(CH3COO-)/[c(CH3COOH) c(OH-)]不变
D．溶液加水稀释后，溶液中c(CH3COOH)/c(CH3COO-)的值减小
【答案】B
【详解】A．CH3COOH 溶液加水稀释或加热，平衡正向移动，均可使CH3COO-的物质的量增多，A正确；
B．CH3COOH溶液中加入少量纯醋酸，平衡向右移动，电离程度减小，B错误；
C．CH3COOH 溶液加水稀释，，为常数，始终不变，C正确；
D．CH3COOH溶液加水稀释，平衡正向移动，醋酸的物质的量减小，醋酸根的物质的量增加，溶液中，故比值减小，D正确；
答案选B。
2.3下列方法能使氨水中的电离平衡正向移动且的浓度也增大的是
A．通入气体 B．加入固体
C．加入NaOH固体 D．适当降低温度
【答案】A
【分析】的电离平衡为。
【解析】A．氨水中通入气体，气体与OH-发生离子反应，一水合氨的电离平衡正向移动，的浓度增大，故A正确；B．加NH4Cl(s)，铵根离子浓度增大，一水合氨的电离平衡逆向移动，故B错误；C．加NaOH(s) ，氢氧根离子浓度增大，一水合氨的电离平衡逆向移动，故C错误；D．电离是吸热过程，降低温度，的电离平衡逆向移动，故D错误；故选A。
2.4已知甲基橙(HIn)变色的pH范围是3.1~4.4，溶液中存在电离平衡：，25℃时HIn和的物质的量分数随pH变化如图所示，下列说法错误的是
A．pH=2时，溶液呈红色
B．曲线b表示HIn物质的量分数随pH变化
C．甲基橙电离平衡常数
D．当溶液刚好变为黄色时(此时溶液pH=4.4)，溶液中
【答案】B
【分析】溶液pH增大，溶液中HIn物质的量分数减小，In—的物质的量分数增大，则曲线a表示HIn物质的量分数随pH变化、曲线b表示In—物质的量分数随pH变化，由图可知，溶液中HIn物质的量分数和In—的物质的量分数相等时，溶液中HIn的浓度In—的浓度相等，溶液中的pH为3.4，则甲基橙电离平衡常数Ka(HIn)= = c(H+)=10—3.4。
【详解】A．pH=2时，溶液中氢离子浓度增大，平衡左移，HIn的浓度增大，溶液呈红色，故A正确；
B．由分析可知，曲线a表示HIn物质的量分数随pH变化、曲线b表示In—物质的量分数随pH变化，故B错误；
C．由分析可知，甲基橙电离平衡常数Ka(HIn)= = c(H+)=10—3.4，故C正确；
D．由分析可知，甲基橙电离平衡常数Ka(HIn)= = c(H+)=10—3.4，则溶液pH=4.4时，溶液中===10，故D正确；
故选B。
2.5向稀氨水中分别加入①蒸馏水、②NH3、③NH4Cl(s)，并维持室温，相关判断正确的是
A．加入①之后，的电离平衡得到促进，减小
B．加入②之后，的电离平衡正向移动，电离程度增大
C．加入③之后，增大，维持不变
D．升高温度，的电离平衡得到促进，减小
【答案】C
【详解】A．加入蒸馏水之后，氨水的电离平衡得到促进，c(OH-)减小，电离常数不变，，增大，A错误；
B．通入氨气之后，氨水的电离平衡正移，NH3·H2O的电离程度减小，B错误；
C．加入固体氯化铵之后，铵根离子浓度增大，氨水的电离平衡逆移，增大，，温度不变，比值维持不变，C正确；
D．电离吸热，升高温度，的电离平衡得到促进，增大，D错误；
故选C。
2.6 25℃时，弱酸的电离平衡常数如表，下列说法正确的是
弱酸
A．少量通入溶液中：
B．少量通入溶液中：
C．等浓度、体积的与混合：
D．少量通入溶液中：
【答案】A
【分析】根据电离平衡常数知，酸性强弱顺序为：H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞＞HClO＞。
【详解】A．少量通入溶液中会发生氧化还原反应生成，由于是少量的，反应物中会有HClO，根据得失电子守恒和电荷守恒配平离子方程式为：，A正确；
B．由表格数据可知酸性：H2CO3＞HClO＞，根据强酸能和弱酸盐反应制取弱酸的原理，少量通入溶液中反应生成和HClO，离子方程式为：，B错误；
C．由表格数据可知酸性：H2CO3＞，根据强酸能和弱酸盐反应制取弱酸的原理，不能和反应生成CO2，C错误；
D．由表格数据可知酸性：H2SO3＞H2CO3＞，由于是少量的，则少量通入溶液中反应生成Na2SO3和NaHCO3，离子方程式为：，D错误；
故选A。
(
模块
三
电离度
)
1．电离度概念
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．电离度的表示方法
α＝×100%
也可表示为α＝×100%
3．电离度的影响因素
(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。
4．电离度与平衡常数的关系
电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例)
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3 】
请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)常温下，向10 mL pH=3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中 不变。( )
(2)对于CH3COOH CH3COO-＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。( )
(3)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。( )
(4)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。( )
(5)电离常数越大，表示该电解质电离能力越强。( )
(6)相同温度下，电离常数越大，溶液中c(H＋)一定越大。( )
(7)相同温度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，则酸性：HX>HY。( )
(8)H2CO3的电离平衡数表达式：Ka=。( )
(9)向0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液中加入少量水，增大。( )
(10)相同温度下，向1mol·L-1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小。( )
【答案】(1)√(2)×(3)√(4)×(5)√(6)×(7)√(8)×(9)×(10)√
【例4 】化学中，酸的电离平衡常数（）是评估酸性强弱的重要依据。已知下列酸的电离平衡常数数据（25℃）：
物质 HClO
电离平 衡常数
回答下列问题：
(1)等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是 。
(2)写出HClO在水中的电离方程式： 。
(3)T℃下，的电离平衡常数为，则T 25℃（选填“>”、“<”或“=”）。
(4)估算T℃下，0.1mol/L 溶液的 mol/L：该溶液中，的电离度（） 。
(5)保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，则电离度是 （填“增大”、“减少”或“不变”）的。
(6)根据以上数据，写出将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式： 。
【答案】(1)
(2)
(3)＜
(4) 1%
(5)增大
(6)
【解析】（1）根据电离平衡常数分析，同浓度，电离常数越大，酸越强，则等浓度的四种酸溶液的酸性由强到弱的顺序是；故答案为：。
（2）HClO是弱酸，部分电离，HClO在水中的电离方程式：；故答案为; 。
（3）25℃，醋酸的，T℃下，的电离平衡常数为，电离常数减小，说明降低温度，则T＜25℃；故答案为：＜。
（4）估算T℃下，0.1mol/L 溶液的：该溶液中，的电离度；故答案为：；1%。
（5）保持温度T℃不变，将上述（4）溶液加水稀释至0.01mol/L，平衡正向移动，则电离度是增大的；故答案为：增大。
（6）根据以上数据，，则将少量气体通入NaClO溶液反应的离子方程式：；故答案为：。
(
模块
四
一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
)
弱电解质与强电解质的根本区别在于弱电解质不完全电离，存在电离平衡，常用以下几种形式进行比较。
1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
　　项目 酸　　 c(H＋) pH 溶液的 导电性 中和碱 的能力 与活泼金属反应 产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 大 小 强 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 弱 小
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
　　项目 酸　　 c(H＋) c(酸) 溶液的 导电性 中和碱 的能力 与活泼金属反应 产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 相同 小 相同 小 少 相同，反应过程中醋酸的快
醋酸溶液 大 大 多
2．一元强酸(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
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
(3)pH与稀释倍数的线性关系
分析：(1)HY为强酸，HX为弱酸 (2)a、b两点的溶液中：c(X-)=c(Y-) (3)水的电离程度：d>c>a=b 分析：(1)MOH为强碱，ROH为弱碱 (2)起始时，c(ROH)>c(MOH) (3)水的电离程度：a>b
3．一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像
实验操作 图像
同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
4．实验设计判断强、弱电解质
实验设计思路：以判断室温下某酸(HA)是否为弱酸为例
实验方法 结论
①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸 pH>2，HA为弱酸
②测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸 pH>7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA和HCl(强酸)溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl(强酸)溶液的弱，则HA为弱酸
④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸
⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸
⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱溶液所需消耗的碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸
⑦从升高温度后pH的变化判断 若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸； 若升高温度，溶液的pH变化幅度小，则是强酸；
(
题型归纳
)
【题型3 弱电解质溶液导电图像分析】
3.1一定温度下，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溶液体积：c＜a＜b
【答案】C
【解析】A项，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
3.2电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。下图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)
【答案】D
【解析】HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。
【题型4 一元强酸与一元弱酸的比较与应用】
4.1某温度下，HNO2和CH3COOH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HNO2溶液
B.溶液中水的电离程度：b点>c点
C.从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)
D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
【答案】C
【解析】由Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)可知，酸性HNO2>CH3COOH。A错，pH相同的两种酸稀释相同倍数时，酸性强的酸pH变化大，所以曲线Ⅱ为HNO2。B错，b、c两点处，b点酸性强，对水的电离抑制程度大，所以水的电离程度：c点>b点。C对，从c点到d点，＝＝，KW和Ka是两个常数，只要温度不变，比值也不变。D错，a点pH相同，则CH3COOH的浓度大，恰好中和时消耗的NaOH多，所以溶液中n(Na＋)多。
4.2关于pH相同的醋酸和盐酸，下列叙述不正确的是（　　）
A.取等体积的醋酸和盐酸分别稀释至原溶液的m倍和n倍，结果两溶液的pH仍然相同，则m＞n
B.取等体积的两种酸溶液分别与完全一样的足量锌粒反应，开始时反应速率盐酸大于醋酸
C.取等体积的两种酸溶液分别中和NaOH溶液，醋酸消耗NaOH的物质的量比盐酸多
D.两种酸溶液中c（CH3COO－）＝c（Cl－）
【答案】B
【解析】A项，由于弱酸溶液中存在电离平衡，故稀释相同倍数时，弱酸的pH变化小，现pH变化相等，则弱酸稀释的倍数大，正确；B项，由于两者的pH相同，故开始时反应速率相等，不正确；C项，pH相同的情况下，醋酸的浓度远大于盐酸，故等体积时醋酸消耗的氢氧化钠多，正确；D项，根据电离关系可知，正确。
【题型5 电离度与电离常数】
5.1电离度是描述弱电解质电离程度的物理量，电离度＝×100%。现取20 mL c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2 mol·L－1的氨水，测得溶液导电能力的变化如图所示，则加入氨水前CH3COOH的电离度为(　　)
A.0.5% B.1.5% C.0.1% D.1%
【答案】D
【解析】由题图可知，当加入10 mL氨水时，溶液的导电能力最强，即此时二者恰好完全反应，则有20 mL×c(CH3COOH)＝0.2 mol·L－1×10 mL，则c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，故CH3COOH的电离度为
×100%＝1%。
5.2已知25 ℃时某一元酸HA的电离平衡常数Ka=1×10-4，则对于此温度下1 mol·L-1的HA溶液，下列说法中不正确的是
A．该酸的电离度为0.01
B．温度不变，向该酸溶液中加入少量水，增大
C．该溶液的c(H+)=10-4mol·L-1
D．c(HA)＋c(A-)=1 mol·L-1
【答案】C
【解析】A．HA的电离平衡常数为K＝，代入数据计算可得c(H＋)＝0.01 mol L－1，该酸的电离度＝＝0.01，选项A正确；B．保持温度不变，向该酸溶液中加入少量水，c(H＋)减小，Ka不变，增大，选项B正确；C．HA的电离平衡常数为K＝，代入数据计算可得c(H＋)＝0.01 mol L－1，选项C错误；D.由物料守恒可知，c(HA)＋c(A-)=1 mol·L-1，选项D正确；答案选C。
5.3已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为：2×10-4mol/L，下列说法错误的是
A．常温下，HA的电离常数约为2×10-8
B．NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA
C．该条件下，体系中HA的电离度是1%
D．向2mol/L的HA溶液中加入少量2mol/L的NaA溶液，HA的电离程度减小
【答案】C
【解析】A．已知常温下，2mol/L的一元酸HA溶液中c(H+)为2×10-4mol/L，则平衡时c(A-)=2×10-4mol/L，c(HA)2mol/L，则电离常数Ka==2×10-8，A正确；B．根据强酸制弱酸，NaA可以和盐酸发生反应：HCl+NaA=NaCl+HA，B正确；C．该条件下，体系中HA的电离度是=0.01%，C错误；D．HA溶液中存在电离平衡，HAH++ A-，加入少量2mol/L的NaA溶液，A-浓度增大，平衡逆向移动，HA的电离程度减小，D正确；故选C。
5.4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100mL0.lmol·L-1HA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20mL0.1mol L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀释至40mL，此时测得c(H+)=0.05mol 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。联氨第一步电离反应的平衡常数值为 (已知：N2H4+H+N2H5+的；)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为 。
(4)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为2.0mol·L-1，则溶液中的c(OH-)= mol·L-1。HSO的电离常数表达式K= 。将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的= 。
【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.lmol·L-1HA溶液中氢离子浓度为==10—3mol/L，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20mL0.1mol L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀释至40mL，则c(HClO)=0.05mol/L，此时测得c(H+)=0.05mol L-1，依据电离平衡常数公式可知，c(ClO-)=4.0×10-8mol/L；(3)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4+H2ON2H5++OH-，再根据已知：N2H4+H+N2H5+的及，故联氨第一步电离平衡常数为；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)由氨水的电离常数可知，2.0mol·L-1氨水中氢氧根离子浓度为==6×10—3mol/L；HSO3-的电离常数表达式K=；将SO2通入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的===0.62。
【题型6 电离平衡常数的应用】
6.1已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离常数，若已知这些酸可发生如下反应：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2
②NaCN＋HF===HCN＋NaF
③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF
由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A.HF的电离常数为7.2×10－4
B.HNO2的电离常数为4.9×10－10
C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D.HNO2的电离常数比HCN大，比HF小
【答案】B
【解析】该题中涉及三个反应，由题中三个化学反应方程式(强酸制弱酸)可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离平衡常数越大，据此将三个K值与酸对应起来，故A正确，B错误；反应①说明酸性HNO2＞HCN，反应③说明酸性HF＞HNO2，故C、D正确
6.2根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是(　　)
化学式 电离常数
HClO K＝3×10－8
H2CO3 Ka1＝4×10－7　Ka2＝6×10－11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===2Cl－＋2HClO＋CO2↑
B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2===Cl－＋ClO－＋2CO2↑＋H2O
C.向NaClO溶液中通少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO
D.向NaClO溶液中通过量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O===Na2CO3＋2HClO
【答案】C
【解析】根据表格数据可知酸性：H2CO3＞HClO＞HCO。A项，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋2HCO＋ClO－，错误；B项，向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：HCO＋Cl2===Cl－＋HClO＋CO2↑，错误；C项，反应方程式正确；D项，向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋NaClO＋H2O===NaHCO3＋HClO，错误。
6.3已知25℃时，部分弱酸的电离平衡常数如表：
化学式 HClO
电离平衡常数
下列反应能发生的是
A．
B．
C．
D．
【答案】B
【分析】根据表中提供的电离平衡常数可知，酸性强弱大小为，强酸制弱酸，据此分析解题。
【解析】A．酸性，反应不能发生，故A错误；B．酸性，反应能发生，故B正确；C．有氧化性，将氧化为，反应不能发生，故C错误；D．酸性，反应不能发生，故D错误；故答案选B。
6.4根据下表提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式正确的是
化学式 电离常数
HClO K=3×10-8
H2CO3 Ka1=4×10-7 Ka2=6×10-11
A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：＋2Cl2＋H2O=2Cl-＋2HClO＋CO2↑
B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO＋Cl2=Cl-＋ClO-＋2CO2↑＋H2O
C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2：CO2＋Ca(ClO)2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO
D．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO
【答案】D
【解析】A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，不能生成二氧化碳，应该生成碳酸氢根，故A错误；B．据表中电离平衡常数可知酸性强弱HClO＞，向NaHCO3溶液中滴加少量氯水，氯水中的H+和碳酸氢根反应生成二氧化碳和水，次氯酸不能和碳酸氢钠反应，产物应为次氯酸，故B错误；C．向Ca(ClO)2溶液中通入过量CO2，由于二氧化碳过量，产物应为碳酸氢钙，故C错误；D．据表中电离平衡常数可知酸性强弱H2CO3＞HClO＞，向NaClO溶液中通入少量CO2生成次氯酸和碳酸氢钠，反应的化学方程式为CO2＋NaClO＋H2O=NaHCO3＋HClO，故D正确；故答案为：D。
6.5下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数，则下列说法中不正确的是
A．碳酸的酸性弱于磷酸
B．将少量的气体通入溶液中反应离子方程式为
C．常温下，加水稀释醋酸，增大
D．向弱酸溶液中加少量溶液，电离平衡常数不变
【答案】C
【详解】A．碳酸的Ka1小于磷酸的Ka1，所以碳酸的酸性弱于磷酸，故A正确；
B．根据电离平衡常数，可知酸性H2CO3>HClO> ，根据“强酸制弱酸”，将少量的气体通入溶液中生成碳酸氢钠和次氯酸，反应离子方程式为，故B正确；
C．，常温下，加水稀释醋酸，不变，故C错误；
D．平衡常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量溶液，电离平衡常数不变，故D正确；
选C。
【题型7 电离有关的图像】
7.1已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋　Ka1，HC2OC2O＋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、HC2O、C2O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＝____________。
【答案】(1)10－1.2　(2)10－4.2　(3)1 000
【解析】(1)由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10－1.2。(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可知＝＝＝103＝1 000。
7.2 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C2O
B．常温下0.1 mol·L－1的NaHC2O4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
答案　D
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C2O，A正确；根据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；根据图像可知pH从1.30～4.30时，逐渐减小，D项错误。
7.3甘氨酸(NH2CH2COOH)是人体必需氨基酸之一，在25 ℃时，NHCH2COOH、NHCH2COO－和NH2CH2COO－的分布分数[如δ(A2－)＝]与溶液pH关系如图。下列说法错误的是(　　)
A.甘氨酸具有两性
B.曲线c代表NH2CH2COO－
C.NHCH2COO－＋H2ONHCH2COOH＋OH－的平衡常数K＝10－11.65
D.c2(NHCH2COO－)【答案】D
【解析】A.NH2CH2COOH中存在—NH2和—COOH，所以溶液既有酸性又有碱性，故A正确；B.氨基具有碱性，在酸性较强时会结合氢离子，羧基具有酸性，在碱性较强时与氢氧根离子反应，故曲线a表示 NHCH2COOH的分布分数随溶液pH的变化，曲线b表示NHCH2COO－的分布分数随溶液pH的变化，曲线c表示NH2CH2COO－的分布分数随溶液pH的变化，故B正确；C.NHCH2COO－＋H2O??NHCH2COOH＋OH－的平衡常数K＝。25 ℃时，根据a，b曲线交点坐标(2.35，0.50)可知，pH＝2.35时，c(NHCH2COO－)＝c(NHCH2COOH)，则K＝c(OH－)＝＝10－11.65，故C正确；D.由C项分析可知，＝，根据b，c曲线交点坐标(9.78，0.50)分析可得电离平衡NHCH2COO－??NH2CH2COO－＋H＋的电离常数为K1＝10－9.78，＝＝，则×＝×<1，即c2(NHCH2COO－)>c(NHCH2COOH)·c(NH2CH2COO－)，故D错误。
【题型8 弱酸、弱碱的稀释图像】
8.1已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是（　　）
A.曲线Ⅱ为氢氟酸稀释时pH变化曲线
B.取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗氢氟酸的体积较小
C.b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
D.从b点到d点，溶液中保持不变（HR代表HClO或HF）
【答案】D
【解析】A项，酸性越强，加水稀释时溶液pH变化越大，HF酸性强于HClO，加水稀释时pH变化大，所以曲线Ⅰ代表氢氟酸稀释时pH变化曲线，错误；B项，pH相同的两种酸，HClO酸性弱于HF，越弱的酸其浓度越大，所以中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO的体积较小，错误；C项，酸越弱，电离出H＋趋势越小，对水的电离抑制程度越低，所以b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大，错误；D项，溶液中＝＝，Ka和Kw只随温度的改变而改变，所以从b点到d点，溶液中保持不变，正确。
8.2常温下，将pH相同、体积均为V0的NaOH溶液和MOH (一元弱碱)溶液分别加水稀释至V，pH随的变化如图所示。下列说法正确的是( )
A．曲线Ⅰ表示NaOH溶液
B．未稀释前，c(Na＋)= c(M＋)＞c(MOH)
C．a，c两点溶液的离子总浓度相同
D．加水稀释过程中，逐渐增大
【答案】C
【解析】A项，由图知，稀释相同倍数时，曲线Ⅱ的变化量大于曲线曲线Ⅰ，故曲线Ⅰ表示MOH (一元弱碱)，曲线Ⅱ表示NaOH溶液，A错误；B项，未稀释前，pH相同、体积均为V0，故c(Na＋)= c(M＋)，但由于MOH为一元弱碱，部分电离，故c(Na＋)= c(M＋) ＜c(MOH)，B错误；C项，a，c两点溶的pH相同，c(OH―)相同，在NaOH溶液中，由电荷守恒得c(OH―)=c(Na＋)+c(H＋)，在MOH溶液中，由电荷守恒得c(OH―)=c(M＋)+c(H＋)，故离子总浓度相同，C正确；D项，加水稀释过程中，c(OH―)逐渐减小，逐渐增大，而由于温度不变，不变，故逐渐减小，D错误； 故选C。
8.3某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　)
A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线
B．b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强
C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗NaOH的量相同
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
答案　B
解析　醋酸属于弱电解质，在稀释时会电离出H＋，故稀释相同倍数时醋酸溶液中c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误；溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，离子浓度：b＞c，故导电能力：b＞c，B项正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，溶质的物质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则c(CH3COOH)＞c(HCl)，故稀释前n(CH3COOH)＞n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项错误。
【题型9 综合运用】
9.1已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的碱BOH的溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。
(1)写出BOH的电离方程式：______________________________________________。
(2)BOH的电离平衡常数Kb＝______________________________________________。
(3)某温度T ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10－7，结合(2)的计算可知T________25。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L－1，则溶液中c(B＋)＝________mol·L－1。
答案　(1)BOH??B＋＋OH－　(2)1×10－5　(3)<　1×10－4
解析　(1)因c初始(BOH)＝0.1 mol·L－1，c电离(BOH)＝c(B＋)≈c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，则BOH不完全电离，故电离方程式为BOH??B＋＋OH－。
(2)电离平衡时，c平衡(BOH)＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝≈＝1×10－5。
(3)电离过程是吸热的，温度越高电离常数越大，T ℃时BOH的电离平衡常数为1×10－7<1×
10－5，则T<25。电离常数Kb＝≈＝1×10－7，则c(B＋)＝1×10－4 mol·L－1。
9.2 (1)已知酸性：H2SO3>>HSO>，水杨酸()与Na2SO3溶液反应，生成物为________(填字母)。
A． B．SO2
C．NaHCO3 D．
(2)亚硫酸电离常数为Ka1、Ka2，改变0.1 mol·L－1亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图，则＝______。
答案　(1)A　(2)105
解析　(1)已知酸性：H2SO3>>HSO>，则根据强酸制弱酸可知，水杨酸()与亚硫酸钠溶液反应生成与NaHSO3，故选A。
(2)c(H2SO3)＝c(HSO)时，Ka1(H2SO3)＝c(H＋)＝10－pH＝10－2，当c(SO)＝c(HSO)时，Ka2(H2SO3)＝c(H＋)＝10－pH＝10－7，＝＝105。
9.3 (1)25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝____________。
(2)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol·
L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的曲线如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是___________________________________________
_____________________________________________________________________________。
(3)下表是几种弱酸常温下的电离常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.1×10－7 Ka2＝1.3×10－13 Ka1＝6.9×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝4.8×10－13
①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________
________________________________________________________________________。
②多元弱酸的二级电离程度远小于一级电离的主要原因是______________________(从电离平衡角度考虑)。
③同浓度的CH3COO－、HCO、CO、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________
________________________________________________________________________。
答案　(1)
(2)Ka(CH3COOH)(3)①H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S
②一级电离产生的氢离子对二级电离起抑制作用
③S2－>CO>HCO>CH3COO－
解析　(1)Ka＝＝＝。
(2)由于Ka(CH3COOH)(3)①根据一级电离常数可知，四种酸的酸性由强到弱的顺序为H3PO4>CH3COOH>H2CO3>
H2S。③酸越弱，其对应酸根离子结合H＋的能力越强，故结合H＋的能力由强到弱的顺序为S2－>CO>HCO>CH3COO－。
(
模块
五
课后训练
)
1．在HFH++F-的电离平衡中，要使平衡右移且氢离子浓度减小，应采取的措施为
A．升高温度 B．加NaF固体 C．加HF D．加NaCl溶液
【答案】D
【解析】A． HFH++F-的电离吸热，升高温度，促进电离，氢离子和氟离子浓度均增大，故A不选；B． 加NaF固体，增大了氟离子的浓度，平衡左移，导致氢离子浓度减小，故B不选；C． 加HF，浓度增大，电离程度变小，平衡左移，故C不选；D． 加NaCl溶液，相当于加水稀释，平衡右移且氢离子浓度减小，故D选；故选D。
2．在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示，下列判断正确的是
A．冰醋酸不导电，所以冰醋酸不是电解质
B．A、B、三点对应的溶液中，由小到大的顺序是
C．A、B、C三点对应的溶液中，电离程度最大的B
D．若使B点对应的溶液中增大、增大，可行的方法是加热
【答案】D
【解析】A．冰醋酸是醋酸的俗称，醋酸是共价化合物，则冰醋酸加水前导电能力约为零的原因为：醋酸中只有分子，没有离子，但冰醋酸是电解质，A错误；B．电解质溶液的导电性能由自由离子的浓度和离子的电荷决定；醋酸根离子和氢离子的浓度越大、醋酸溶液导电性越强，由图知，A、B、C三点对应的溶液中氢离子浓度排序为B>A>C，B错误；C．稀释促进醋酸电离，所以加水量越大、醋酸的电离程度越大，则A、B、C三点对应的溶液中，醋酸电离程度最大的是C点，C错误；D．醋酸的电离是吸热过程，加热促进醋酸电离，醋酸电离程度增大，溶液中增大、增大，D正确；故选D。
3．下列各组物质依次为强电解质、弱电解质、非电解质的是
A．NaCl　HF　Cl2 B．H2SO4　BaSO4　蔗糖
C．CaCO3　HClO　C2H5OH D．HNO3　HI　SO2
【答案】C
【解析】A．Cl2是单质，既不属于电解质，也不属于非电解质，A错误；B．BaSO4难溶于水，但是其溶于水的部分在水中完全电离，故BaSO4属于强电解质，B错误；C．CaCO3是盐属于强电解质，HClO是弱酸属于弱电解质，C2H5OH是有机物属于非电解质，C正确；D．HI在水中完全电离，属于强电解质，D错误；故选C。
4．在稀溶液中，单位体积内溶质粒子(分子和离子)数目越多，该溶液的凝固点越低。下列浓度均为0.01mol/L的溶液，凝固点由低到高依次是
①蔗糖溶液　 ②NaHSO4溶液　 ③NaCl溶液　 ④醋酸溶液
A．②③④① B．②④③① C．③②④① D．②③①④
【答案】A
【解析】①1L 0.01mol L-1的蔗糖溶液中蔗糖的物质的量为：1L×0.01mol/L=0.01mol；②1L 0.01mol L-1的NaHSO4溶液中溶质含有离子的总物质的量为：1L×0.01mol/L×3=0.03mol；③1L 0.01mol L-1的NaCl溶液中溶质含有离子的总物质的量为：1L×0.01mol/L×2=0.02mol；④醋酸中存在电离平衡，则1L醋酸溶液溶液中溶质含有离子和分子的总物质的量大于0.01mol,小于0.02mol；故沸点由高到低依次是②③④①，故选：A。
5．常温下，下列事实不能说明某一元酸HX是弱酸的是
A．溶液
B．和反应，生成HX
C．溶液比硝酸导电能力弱
D．溶液与溶液恰好中和
【答案】D
【解析】A．0.1mol/LHX溶液的pH为4说明HX是弱酸，在溶液中部分电离出X—离子和氢离子，故A不符合题意；B．碳酸是二元弱酸，由强酸制弱酸的原理可知，NaX溶液能与碳酸溶液反应生成HX，说明HX为弱酸，故B不符合题意；C．等浓度的HX溶液的导电性弱于硝酸说明HX为弱酸，故C不符合题意；D．等体积等浓度的氢氧化钠溶液与HX溶液恰好中和说明HX为一元酸，但不能确定是否为弱酸，故D符合题意；故选D。
6．硼酸()是一种一元弱酸，在水溶液中的电离方程式为，现有20 mL 的硼酸稀溶液，下列说法错误的是
A．温度升高，硼酸的电离程度和电离平衡常数均增大
B．加水稀释，硼酸的电离程度增大，减小
C．加入足量NaOH溶液，反应的离子方程式为
D．加入固体，平衡会往正反应方向移动，硼酸的电离程度减小
【答案】C
【解析】A．弱电解质的电离吸热，温度升高，硼酸电离平衡正向移动，硼酸的电离程度和电离平衡常数均增大，故A正确；B．加水稀释，硼酸电离平衡正向移动，硼酸的电离程度增大，减小，故B正确；C．硼酸是一元弱酸，加入足量NaOH溶液，反应的离子方程式为，故C错误；D．弱电解质“越稀越电离”，加入固体，平衡会往正反应方向移动，硼酸的电离程度减小，故D正确；选C。
7．反应 达到平衡后，下列有关说法错误的是
A．升高温度，氯水中的减小
B．利用勒夏特列原理可以解释通过饱和食盐水除去(g)中的HCl(g)杂质的原因
C．将氯水稀释后，该氯水中不变
D．取两份饱和氯水，分别滴加溶液和适量，若前者有白色沉淀，后者溶液分层且下层为浅黄绿色，可以证明上述反应存在限度
【答案】C
【解析】A．升高温度，平衡逆向移动，且HClO分解，c(HClO)减小，A正确；B．用饱和食盐水除去其中混有的HCl(g)，溶液中含有氯离子浓度较大，使平衡逆向移动，减少氯气的溶解损失，B正确；C．氯水稀释，平衡正向移动，而c(HClO)和c(Cl )均减小，但HClO本身也存在电离平衡，稀释促进了HClO的电离，使得c(HClO)减少更多，因此c(Cl )/c(HClO)增大，C错误；D．氯水中加硝酸银产生白色沉淀，证明溶液中有氯离子，氯水滴加适量CCl4分层且下层为浅黄绿色， 可以证明氯水中的氯分子溶解在CCl4中，可以证明上述反应存在限度，D正确；故选C。
8．高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度时这四种酸在冰醋酸中电离(酸在溶剂中电离实质是酸中的H+转移给溶剂分子，如HCl+H2O= H3O+ +Cl- )的电离平衡常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
电离平衡常数 Ka=1.6×10-5 Ka1=6.3×10-9 Ka=1.6×10-9 Ka=4.2×10-10
根据表格信息判断下列说法正确的是
A．冰醋酸中H2SO4的电离方程式：H2SO4=2H++
B．这四种酸在冰醋酸中都能完全电离
C．在冰醋酸中盐酸是这四种酸中最强的酸
D．冰醋酸较水更能区分这四种酸的强弱
【答案】D
【解析】A．H2SO4在冰醋酸中存在电离平衡，且分步电离，主要是第一步电离，电离方程式为：H2SO4H++，A错误；B．根据表格数据可知：四种酸在冰醋酸中都是弱酸，存在电离平衡，而不能完全电离，B错误；C．酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性就越强。根据四种酸的电离平衡常数可知，HClO4的电离平衡常数最大，故四种酸中酸性最强的是HClO4，C错误；D．四种酸在水中都是完全电离，都是强酸，而在冰醋酸中存在电离平衡，它们的电离程度不同，因而能够比较它们的相对强弱，故冰醋酸较水更能区分这四种酸的强弱，D正确；故合理选项是D。
9．已知室温时，0.1 mol·L-1 某一元酸HA在水中有0. 2%发生电离，下列叙述错误的是
A．升高温度，溶液的酸性增强
B．该溶液的c(H+)是2 ×10-4 mol·L-1
C．此一元酸的电离平衡常数约为1×10-7
D．向一元酸HA的溶液中，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，但c(H+)减小
【答案】C
【解析】A．升高温度促进HA电离，溶液中氢离子浓度增大，酸性增强，故A正确；B．0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.2%发生电离，则HA是弱酸，溶液中c（H+）=0.1mol/L×0.2%=2 ×10-4mol/L，故B正确；C．室温时，电离平衡常数，故C错误；D．越稀越电离，加水稀释，HA的电离平衡向正反应方向移动，n(H+)增大，由于溶液体积增大程度影响更大，c(H+)减小，故D正确；故选：C。
10．时，的醋酸溶液中电离平衡常数，下列说法正确的是
A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，减小
B．向该溶液中加少量固体，减小
C．该温度下的醋酸溶液
D．升高温度，增大，变大
【答案】D
【解析】A．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，增大，故A错误；B．向该溶液中加少量固体，增大，平衡逆向移动，氢离子浓度减小，温度不变，平衡常数不变，，由于氢离子浓度减小，则增大，故B错误；C．电离平衡常数只与温度有关，该温度下0.01mol/L醋酸溶液，故C错误；D．醋酸电离吸热，升高温度，电离平衡正向移动，增大，变大，故D正确；故选D。
11．已知25℃时，的。现有a、b两支试管，分别盛有浓度均为的氨水和盐酸，已知。下列说法正确的是
A．a、b两试管中溶液的导电能力相同
B．a试管中的浓度约为
C．将少量盐酸滴入a试管中，的电离程度增大
D．向a试管中加入水，的电离平衡逆向移动
【答案】C
【解析】A．为弱电解质，物质的量浓度相同时，a试管中溶液的导电能力弱，A项错误；B．a试管中的浓度约为，B项错误；C．将少量盐酸滴入a试管中，盐酸电离出的H+和溶液中的OH-反应，使电离平衡 正向移动，电离程度增大，C项正确；D．加水稀释，电离平衡正向移动，D项错误；答案选C。
12．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离平衡常数(25℃) Ka=1.77×10-4 Ka=4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11
下列选项错误的是
A．2CN-+H2O+CO2=2HCN+
B．2HCOOH+=2HCOO-+ H2O+CO2↑
C．由数据可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>
D．25℃时，在等浓度的HCOOH溶液和HCN溶液中，HCOOH溶液中氢离子浓度大
【答案】A
【分析】根据电离常数大小可知，电离常数越大浓度相同的酸的酸性越强，酸性由强到弱的顺序是HCOOH>H2CO3>HCN>，在化学反应中强酸可以制取弱酸。
【解析】A．酸性是H2CO3>HCN>，CO2与CN-离子反应生成HCN和，正确的方程式为CN-+H2O+CO2=HCN+，A错误；B．酸性是HCOOH>H2CO3，方程式2HCOOH+=2HCOO-+ H2O+CO2↑正确，B正确；C．Ka越大酸性越强，数据可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>，C正确；D．由于酸性HCOOH>HCN，25℃时，在等浓度的HCOOH溶液和HCN溶液中，HCOOH溶液中电离出的氢离子浓度大酸性强，D正确；答案选A。
13．25℃时，①浓度为0.1mol/L的氨水和②浓度为0.01mol/L的氨水，下列判断不正确的是
A．存在的粒子种类相同
B．的电离程度①②
C．中和等体积等浓度的盐酸，需要②的体积是①的10倍
D．的值：①②
【答案】B
【解析】A．浓度为0.1mol/L的氨水和浓度为0.01mol/L的氨水中的粒子种类相同，A正确；B．NH3·H2O为弱电解质，越稀电离程度越大，则电离程度②>①，B错误；C．①中氨水浓度为②中的十倍，则中和等体积等浓度的盐酸，需要②的体积是①的10倍，C正确；D．，②中氢氧根离子浓度小于①，则的值①<②，D正确；故答案选B。
14．25℃，醋酸溶液中CH3COOH、CH3COO-的分布系数δ与pH的关系如图。其中，δ(CH3COO-)=。下列叙述错误的是
A．曲线2代表δ(CH3COO-)
B．25℃，CH3COOH的电离常数Ka=10-4.74
C．δ(CH3COOH)=
D．该关系图不适用于CH3COOH、CH3COONa混合溶液
【答案】D
【解析】A．已知δ(CH3COO-)=，等式上下同除c(CH3COO-)可得δ(CH3COO-)==，随着pH增大，氢离子浓度减小，增大，即随着pH增大，δ(CH3COO-)增大，则曲线2代表δ(CH3COO-)，A正确；B．δ(CH3COO-)=，c(CH3COO-)=c(CH3COOH)，Ka==c(H+)，已知pH=4.74，故Ka=10-4.74，B正确；C．，故C正确；D．根据选项A中推导可知，δ(CH3COO-)与pH正相关，此关系图同样适用于醋酸和醋酸钠的混合溶液，D错误；故答案选D。
15．现有下列物质：①；②酒精；③溶液；④；⑤镁条；⑥盐酸；⑦NaOH溶液；⑧醋酸溶液。完成下列问题：
(1)其中能导电的物质有 (填序号)。
(2)向盛有⑧试管中滴加③过程中的现象为 ， (填“>”“<”或“=”)。
(3)在某温度时，若⑧中的浓度为，达到电离平衡时，已电离的为，则该温度下的电离常数约为 ；向该溶液中加入固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将 (填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(4)分别向盛有⑥和⑧的锥形瓶中加入0.05g⑤，迅速塞紧橡胶塞，利用压强传感器锥形瓶内气体压强随时间的变化关系如图所示，由图分析反应过程中速率不同，但最终压强基本相等的原因： 。
【答案】(1)③⑤⑥⑦⑧
(2)先无明显现象，后产生气泡 >
(3)1.75×10-5 减小
(4)醋酸和盐酸的物质的量浓度相同，醋酸是弱电解质，氢离子浓度小，故相对于盐酸反应速率慢线，但盐酸和醋酸中H+物质的量相同，且完全反应，产生氢气的量相同，故最后压强几乎一样
【解析】（1）含有自由移动电子或离子的物质可以导电，③⑥⑦⑧属于电解质水溶液，有自由移动的离子，⑤是金属有自由移动的电子，故能够导电；
（2）醋酸酸性强于碳酸，向醋酸溶液中滴加碳酸钠溶液，发生反应先生成二氧化碳气体，所以产生气泡，醋酸的酸性强于碳酸，Ka(CH3COOH)> Ka1(H2CO3)，答案：产生气泡、>；
（3）在某温度时，若⑧中CH3COOH的浓度为0.175mol L-1，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH为1.75×10-3mol L-1，则该温度下的电离常数约为＝1.75×10-5，向醋酸溶液中加入醋酸钠固体，增大了醋酸根离子浓度，使得醋酸电离平衡逆向移动，故比值减小，答案：1.75×10-5、减小；
（4）醋酸和盐酸的物质的量浓度相同，醋酸是弱电解质，氢离子浓度小，故相对于盐酸反应速率慢些，但盐酸和醋酸中物质的量相同，且完全反应，产生氢气的量相同，故最后压强几乎一样，答案：醋酸和盐酸的物质的量浓度相同，醋酸是弱电解质，氢离子浓度小，故相对于盐酸反应速率慢线，但盐酸和醋酸的物质的量相同，且完全反应，产生氢气的量相同，故最后压强几乎一样。
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