08-專題八 水溶液中的離子平衡2023版32一輪課標版化學(xué)電子資源

1、3年高考2年模擬（一輪）電子資源 讓每一位學(xué)生分享高品質(zhì)教育專題八 水溶液中的離子平衡第1講 弱電解質(zhì)的電離課標要求核心素養(yǎng)1.了解電解質(zhì)的概念。了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算。1.變化觀念與平衡思想：認識弱電解質(zhì)的電離有一定限度，是可以調(diào)控的，能多角度、動態(tài)地分析弱電解質(zhì)的電離平衡，并運用平衡移動原理解決實際問題。2.科學(xué)探究與創(chuàng)新意識：能發(fā)現(xiàn)和提出有關(guān)弱電解質(zhì)的判斷問題；能從問題和假設(shè)出發(fā)，確定探究目的，設(shè)計探究方案，進行實驗探究。必備知識整合知識梳理一、弱電解質(zhì)的電離平衡及影

2、響因素1.強、弱電解質(zhì)1）概念答案見圖中2）與物質(zhì)類別的關(guān)系a.強電解質(zhì)主要包括： 強酸 、 強堿 和 大多數(shù)鹽 。b.弱電解質(zhì)主要包括： 弱酸 、 弱堿 、 水 。2.弱電解質(zhì)的電離平衡1）電離平衡的建立：在一定條件下（如溫度、壓強等），當弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率 相等 時，電離過程達到了平衡。2）電離平衡的建立與特征答案見圖中a.開始時v （電離） 最大 ，而v （結(jié)合）為 0 。b.平衡的建立過程中，v （電離） v （結(jié)合）。c.當v （電離） = v （結(jié)合）時，電離達到平衡狀態(tài)。3.外因?qū)﹄婋x平衡的影響外界條件電離平衡移動方向電離程度變化溫度升高溫度向 右

3、移動 增大 濃度稀釋溶液向 右 移動 增大 加入含有與弱電解質(zhì)相同離子的強電解質(zhì)向 左 移動 減小 加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)向 右 移動 增大 二、電離度和電離平衡常數(shù)1.電離度1）概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的分數(shù)。2）表達式=已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)溶液中原有弱電解質(zhì)分子的總數(shù)×100% 3）意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下（濃度、溫度相同），不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。4）影響因素溫度升高溫度，電離平衡向右移動，電離度 增大 ；降低溫度，電離平衡向左移動，電離度 減小 濃度當弱電解

4、質(zhì)溶液濃度增大時，電離度 減小 ；當弱電解質(zhì)溶液濃度減小時，電離度 增大 2.電離平衡常數(shù)1）概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K （弱酸用Ka ，弱堿用Kb ）表示。2）表達式項目一元弱酸HA 電離方程式HA H+A- 電離常數(shù)表達式 Ka=cH+cA-cHA 項目一元弱堿BOH 電離方程式BOH B+OH- 電離常數(shù)表達式 Kb=cB+cOH-cBOH 3）意義相同條件下，K 值越大，表示該弱電解質(zhì) 越易 電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對 越強 。4）特點a.電離平衡常數(shù)只與

5、溫度 有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程 吸熱 ，因此溫度升高，K 增大 。b.多元弱酸是分步電離的，各級電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是K1K2. 所以其酸性主要取決于第一步電離。5）應(yīng)用25 a.判斷酸性相對強弱電離平衡常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強，如醋酸：Ka=1.75×10-5 ，次氯酸：Ka=2.98×10-8 ，則酸性：醋酸次氯酸。b.判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強弱電離平衡常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，鹽溶液的堿性（或酸性）越弱，如醋酸：Ka=1.75×10-5 ，次氯酸：Ka=2.98×10-8 ，則同濃度的醋酸鈉溶液和次氯酸鈉溶液的

6、pH :醋酸鈉次氯酸鈉。c.判斷反應(yīng)能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確通過強酸可以制取弱酸來判斷，如H2CO3:Ka 1=4.4×10-7 ，Ka 2=4.7×10-11 ，苯酚：Ka=1.0×10-10 ，向苯酚鈉溶液中通入的CO2 不論是少量還是過量，其化學(xué)方程式均為C6H5ONa+CO2+H2O C6H5OH+NaHCO3 ，不能生成Na2CO3 。d.判斷微粒濃度或濃度比值的變化利用溫度不變電離常數(shù)就不變來判斷溶液中微粒濃度或者比值的變化情況（有時候還會結(jié)合KW 一起進行判斷），如：0.1 molL-1CH3COOH 溶液中加水稀釋，cCH3COO-cCH3CO

7、OH=cCH3COO-cH+cCH3COOHcH+=KcH+ ，加水稀釋，cH+ 減小，K 值不變，則cCH3COO-cCH3COOH 增大。e.判斷電離平衡的移動方向當Qc>K 時，平衡 逆向 移動；當Qc=K 時，保持平衡狀態(tài)；當Qc<K 時，平衡 正向 移動。3.電離度 、電離平衡常數(shù)Ka、Kb 與cH+ 、cOH- 的關(guān)系設(shè)一定溫度下，濃度為c molL-1 的醋酸溶液的電離度為 。CH3COOHCH3COO-+H+起始/molL-1c00變化/molL-1ccc平衡/molL-1c-cccc Ka=ccc=c2 ，=Kac ，cH+=c=cKa 。同理：對于一元弱堿（如N

8、H3H2O ），Kb=c2 ，cOH-=c=cKb 。三、一元強酸（堿）和一元弱酸（堿）的比較1.鹽酸和醋酸溶液性質(zhì)的比較項目濃度均為0.01 molL-1 的鹽酸和醋酸溶液pH 均為2的鹽酸和醋酸溶液pH 或物質(zhì)的量濃度pHHCl pHCH3COOH cHCl cCH3COOH 開始時與金屬反應(yīng)的速率HCl CH3COOH HCl = CH3COOH 體積相同時與過量的堿反應(yīng)時消耗堿的量HCl = CH3COOH HCl CH3COOH 體積相同時與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2 的量HCl = CH3COOH HCl CH3COOH cCl- 、cCH3COO- 大小cCl- cCH3COO-

9、cCl- = cCH3COO- 分別加入固體NaCl 、CH3COONa 后的pH 變化HCl :不變CH3COOH :變大HCl :不變CH3COOH :變大加水稀釋10倍后pHHCl pHCH3COOH pHHCl pHCH3COOH 溶液的導(dǎo)電性HCl CH3COOH HCl = CH3COOH 2.NaOH 溶液和氨水性質(zhì)的比較項目濃度均為0.01 molL-1 的氨水和NaOH 溶液pH 均為10的氨水和NaOH 溶液pH 或物質(zhì)的量濃度pHNH3H2O B 51 pHNaOH cNH3H2O B 52 cNaOH 體積相同時與過量的酸反應(yīng)時消耗酸的量NH3H2OB 53 = NaO

10、H NH3H2OB 54 NaOH cNH4+ 、cNa+ 大小cNH4+B 55 cNa+ cNH4+B 56 = cNa+ 分別加入固體NH4Cl 、NaCl 后pH 的變化NH3H2O :變小NaOH :不變NH3H2O :變小NaOH :不變加水稀釋10倍后pHNH3H2O B 57 pHNaOH pHNH3H2O B 58 pHNaOH 溶液的導(dǎo)電性NH3H2OB 59 NaOH NH3H2OB 60 = NaOH 課前自測1. 易錯易混辨析（正確的打“”，錯誤的打“×”）1） 氨水中只存在NH3H2O 的電離平衡，不存在其他電離平衡( × )2） 電離平衡右移，

11、弱電解質(zhì)的電離程度一定增大( × )3） 強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強( × )4） 由常溫下0.1 molL-1 一元堿BOH 溶液的pH=10 ，可知溶液中存在BOH B+OH- ( )5） 電離平衡常數(shù)越大，表示弱電解質(zhì)的電離能力越強( )6） 要分別增大電離度和電離常數(shù)，只能采用升溫的方法( × )7） 電離常數(shù)大的酸溶液中的cH+ 一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的cH+ 大( × )8） 等濃度的醋酸溶液和鹽酸與Zn 反應(yīng)時生成H2 的速率：醋酸溶液鹽酸( × )9） 中和等體積、等pH 的鹽酸和醋酸溶液消耗NaO

12、H 的物質(zhì)的量：醋酸溶液鹽酸( )10） 加水稀釋兩種相同pH 的酸，pH 變化大的一定是強酸( × )2. 以0.1 molL-1 的CH3COOH 溶液為例，分析外界條件對CH3COOH CH3COO-+H+ 的影響。改變條件平衡移動方向nH+ cH+ 導(dǎo)電能力Ka 加水稀釋向右增大減小減弱不變加入少量冰醋酸向右增大增大增強不變通入HClg 向左增大增大增強不變加NaOHs 向右減小減小增強不變加入鎂粉向右減小減小增強不變升高溫度向右增大增大增強增大關(guān)鍵能力突破考點一 弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素例 下列事實中，能說明MOH 是弱堿的有( B )0.1 molL-1MOH 溶液可

13、以使酚酞溶液變紅0.1 molL-1MCl 溶液呈酸性0.1 molL-1MOH 溶液的導(dǎo)電能力比0.1 molL-1NaOH 溶液弱等體積的0.1 molL-1MOH 溶液與0.1 molL-1 鹽酸恰好完全反應(yīng)A. B. C. D. 解析說明0.1 molL-1MOH 溶液呈堿性，不能證明MOH 為弱堿；說明M+H2O MOH+H+ ，證明MOH 為弱堿；說明MOH 部分電離，證明MOH 為弱堿；nMOH=nHCl ,故二者恰好完全反應(yīng)，不能說明MOH 為弱堿。名師點撥弱電解質(zhì)的判斷方法1）在相同濃度、相同溫度下，與強電解質(zhì)溶液做導(dǎo)電性對比實驗。2）濃度與pH 的關(guān)系。如0.1 molL-

14、1CH3COOH 溶液的pH>1 ，則可證明CH3COOH 是弱電解質(zhì)。3）測定對應(yīng)鹽溶液的酸堿性。如CH3COONa 溶液呈堿性，則可證明CH3COOH 是弱酸。4）稀釋前后溶液的pH 與稀釋倍數(shù)的關(guān)系。例如，將pH=2 的酸溶液稀釋至原體積的1 000倍，若pH 小于5，則證明該酸為弱酸；若pH 為5，則證明該酸為強酸。題組一 弱電解質(zhì)的判斷1. 下列事實一定能證明HNO2 是弱電解質(zhì)的是( C )常溫下NaNO2 溶液pH 大于7用HNO2 溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗常溫下0.1 molL-1HNO2 溶液的pH=2.1 NaNO2 和H3PO4 反應(yīng)，生成HNO2 常溫下將pH=1

15、 的HNO2 溶液稀釋至原體積的100倍，溶液的pH 約為2.8A. B. C. D. 全部解析常溫下NaNO2 溶液pH 大于7，說明亞硝酸鈉是強堿弱酸鹽，則HNO2 是弱電解質(zhì)，故正確；溶液的導(dǎo)電性與離子濃度及離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，用HNO2 溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗，不能證明HNO2 為弱電解質(zhì)，故錯誤；常溫下0.1 molL-1HNO2 溶液的pH=2.1 ，說明HNO2 不能完全電離，可說明HNO2 為弱電解質(zhì)，故正確；較強酸可以制取較弱酸，NaNO2 和H3PO4 反應(yīng)生成HNO2 ，說明HNO2 的酸性弱于H3PO4 ，則HNO2 為弱電解質(zhì)，故正確；常溫下將pH=1 的HNO2

16、溶液稀釋至原體積的100倍，溶液pH 約為2.8，說明HNO2 為弱電解質(zhì)，故正確。2. 下列說法正確的是( D )A. 在相同溫度下，物質(zhì)的量濃度相等的氨水、NaOH 溶液，cOH- 相等B. 中和pH 和體積均相等的鹽酸、CH3COOH 溶液，所需NaOH 的物質(zhì)的量相同C. 濃度和體積都相等的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的Zn 完全反應(yīng)，鹽酸產(chǎn)生的H2 多D. 室溫下pH=1 的CH3COOH 溶液和pH=13 的NaOH 溶液中cCH3COO-=cNa+ 解析氫氧化鈉是強堿，在水溶液中完全電離，一水合氨是弱堿，在水溶液中部分電離，在相同溫度下，物質(zhì)的量濃度相等的氨水、NaOH 溶液中cOH

17、- 不相等，前者小于后者，故A錯誤；pH 相同的鹽酸、CH3COOH 溶液相比，CH3COOH 的濃度更大，所以中和pH 和體積均相等的鹽酸、CH3COOH 溶液時，CH3COOH 溶液所需NaOH 的物質(zhì)的量更多，故B錯誤；濃度和體積都相等的鹽酸和醋酸溶液中HCl 和CH3COOH 能電離出的氫離子的物質(zhì)的量相等，則兩者分別與足量的Zn 完全反應(yīng)時，產(chǎn)生的H2 一樣多，故C錯誤；室溫下pH=1 的醋酸溶液中cH+=0.1 mol/L ，pH=13 的NaOH 溶液中cOH-=0.1 mol/L ，兩溶液中都存在電荷守恒，根據(jù)電荷守恒得醋酸溶液中：cH+=cCH3COO-+cOH- ，NaOH

18、 溶液中：cOH-=cNa+cH+ ，室溫下水的離子積為常數(shù)，酸中cOH- 等于堿中cH+ ，所以存在cCH3COO-=cNa+ ，故D正確。題組二 電離平衡的影響因素及其應(yīng)用3. 常溫下，對于0.1 molL-1 的醋酸溶液，下列說法正確的是( B )A. 加水稀釋后，溶液中cH+ 和cOH- 都減小B. 加入少量冰醋酸后，溶液中cH+ 增大C. 加入少量Na2CO3 固體，醋酸電離平衡向左移動D. 適當升高溫度，醋酸的電離平衡常數(shù)減小解析加水稀釋后，醋酸溶液中cH+ 減小，但是cOH- 增大，A 說法不正確；加入少量冰醋酸后，醋酸的濃度變大，其電離平衡向右移動，故溶液中cH+ 增大，B 說

19、法正確；加入少量Na2CO3 固體，其可以與醋酸電離產(chǎn)生的氫離子發(fā)生反應(yīng)，從而使醋酸電離平衡向右移動，C 說法不正確；弱電解質(zhì)電離時吸熱，適當升高溫度，醋酸的電離平衡向右移動，其電離常數(shù)增大，D 說法不正確。4. 2020福建廈門模擬某二元酸H2A 在水中的電離方程式為H2A H+HA- 、HA- H+A2- （25 時Ka=1.0×10-2 ），下列有關(guān)說法正確的是( D )A. H2A 是弱酸B. 稀釋0.1 molL-1H2A 溶液，因電離平衡向右移動而導(dǎo)致cH+ 增大C. 在0.1 molL-1H2A 溶液中，cH+=0.12 molL-1 D. 若0.1 molL-1NaH

20、A 溶液中cH+=0.02 molL-1 ，則0.1 molL-1H2A 中cH+<0.12 molL-1 解析二元酸H2A 在水中第一步電離為完全電離，則H2A 酸性較強，不是弱酸，A錯誤；稀釋0.1 molL-1H2A 溶液，電離平衡向右移動，但是cH+ 減小，B錯誤；二元酸H2A 在水中的電離方程式為H2A H+HA- 、HA- H+A2-Ka=1.0×10-2 ，第一步完全電離，第二步部分電離，設(shè)電離的HA- 為x molL-1 ，則有Ka=0.1+xx0.1-x=1.0×10-2 ，解得x0.008 4 ，所以在0.1 molL-1H2A 溶液中，cH+=0

21、.1 molL-1+0.008 4 molL-1=0.108 4 molL-1 ，C錯誤；若0.1 molL-1NaHA 溶液中cH+=0.02 molL-1 ，0.1 molL-1H2A 溶液中存在H2A H+HA- 、HA- H+A2- ，第一步電離出的氫離子，抑制了第二步電離，所以cH+<0.12 molL-1 ，D正確。5. （原創(chuàng)題）碳達峰、碳中和成為時代主題，CO2 綜合利用是降低碳排放的有效手段。已知電離平衡常數(shù)大小關(guān)系為KH2CO3>KHClO>KHCO3- ，下列說法正確的是( C )A. 碳酸溶液中加水，電離平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大B. 侯氏制堿

22、法中在飽和食鹽水中先通入NH3 ,再通入足量CO2 ，溶液中產(chǎn)生高濃度的HCO3- ,說明HCO3- 不能電離C. 人體血液主要通過碳酸氫鹽緩沖體系H2CO3/HCO3- 維持pH 穩(wěn)定，當少量堿進入血液中時，H2CO3 與OH- 發(fā)生反應(yīng)來維持血液的pH 穩(wěn)定D. 少量CO2 通入NaClO 溶液中的離子方程式為ClO-+CO2+H2O CO32-+HClO 解析加水后，H2CO3 電離平衡向右移動，H2CO3 電離程度增大，但因溶液體積增大，氫離子濃度減小，A錯誤；通入NH3 溶液顯堿性，再通入足量CO2 ，溶液中產(chǎn)生高濃度的HCO3- ,但不能說明HCO3- 不能電離，B錯誤；酸性：H2

23、CO3> HCO3- ，OH- 首先與H2CO3 反應(yīng)，由此可知C正確；由電離平衡常數(shù)大小關(guān)系知酸性：H2CO3> HClO> HCO3- ，少量CO2 和H2O 生成的H2CO3 可以失去H+ 與ClO- 結(jié)合生成HClO ，但HCO3- 不能繼續(xù)與ClO- 反應(yīng)，D錯誤。題組三 弱電解質(zhì)電離與溶液導(dǎo)電圖像分析6. 醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH H+CH3COO- ，下列敘述正確的是( C )圖甲圖乙A. 圖甲表示向CH3COOH 溶液中逐漸加入CH3COONa 固體后，溶液pH 的變化B. 圖乙表示向CH3COOH 溶液中加水時溶液的導(dǎo)電性變化，則CH3COOH

24、 溶液的pH:a> b C. 醋酸溶液中離子濃度的關(guān)系滿足：cH+=cOH-+cCH3COO- D. 向0.10 molL-1 的CH3COOH 溶液中加水稀釋，溶液中cOH- 減小7. 室溫下，用0.10 mol/L CH3COOH 溶液滴定10.00 mL 濃度均為0.10 mol/L NaOH 和NH3H2O 的混合溶液，混合溶液的相對導(dǎo)電能力隨CH3COOH 溶液滴入的變化曲線如圖所示。已知：KaCH3COOH=1.8×10-5 ，KbNH3H2O=1.8×10-5 。下列敘述錯誤的是( B )A. ab 段為CH3COOH 與NaOH 的中和過程B. b 點

25、水的電離程度最大C. c 點：3cNa+=2cCH3COOH+2cCH3COO- D. d 點：cNa+>cNH4+>cOH->cH+ 解析由題圖中信息可知，ab 段溶液的導(dǎo)電能力逐漸減弱至最低，說明在此過程中，溶液中的離子總濃度逐漸減小，NaOH 是強堿，完全電離，故其先參與中和反應(yīng)，NH3H2O 是弱堿，部分電離，只要NH3H2O 參加反應(yīng)就會生成可溶性的強電解質(zhì)醋酸銨，離子總濃度增大，A 敘述正確；b 點為醋酸鈉和NH3H2O 的混合溶液，此時NH3H2O 的電離抑制了水的電離，在d 點恰好完成所有的中和反應(yīng)，溶液中只有醋酸鈉和醋酸銨兩種溶質(zhì)，兩者的水解均促進水的電離，

26、故d 點水的電離程度最大，B 敘述錯誤；由于起始狀態(tài)時醋酸和氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度相同，在c 點，醋酸的體積是原氫氧化鈉和NH3H2O 的混合溶液體積的1.5倍，根據(jù)物料守恒可知，3cNa+=2cCH3COOH+2cCH3COO- ，C 敘述正確；在室溫下，兩種弱電解質(zhì)的電離常數(shù)相同，在d 點溶液中只有醋酸鈉和醋酸銨，且兩者物質(zhì)的量濃度相同，若醋酸根離子的物質(zhì)的量濃度與銨根離子的物質(zhì)的量濃度相同，則溶液呈中性，但是此時溶液中醋酸根離子的物質(zhì)的量濃度是銨根離子的2倍，因此醋酸根離子的水解作用大于銨根離子的水解作用，溶液呈堿性，因此cNa+>cNH4+>cOH->cH+ ，D 敘

27、述正確?？键c二 電離度和電離平衡常數(shù)例 常溫下，向10 mL b molL-1 的CH3COOH 溶液中滴加等體積的0.01 molL-1 的NaOH 溶液，充分反應(yīng)后，混合溶液呈中性，下列說法不正確的是( D )A. b>0.01 B. 溶液中cCH3COO-=cNa+ C. CH3COOH 的電離常數(shù)Ka=10-9b-0.01 D. 向CH3COOH 溶液中滴加NaOH 溶液的過程中，水的電離程度逐漸減小解析反應(yīng)后溶液呈中性，根據(jù)電荷守恒cNa+cH+=cCH3COO-+cOH- 得：cH+=cOH- ，cCH3COO-=cNa+ ，說明醋酸過量，b>0.01 ，A、B正確；p

28、H=7 ，cH+=10-7molL-1 ，Ka=cCH3COO-cH+cCH3COOH=0.012molL-1×10-7molL-1b2molL-1-0.012molL-1=10-9b-0.01 ，C正確；向CH3COOH 溶液中滴加NaOH 溶液的過程中，溶液酸性逐漸減弱，水的電離程度逐漸變大，D錯誤。名師點撥有關(guān)電離平衡常數(shù)計算的兩種類型（以弱酸HX 為例）1）已知cHX始 和cH+ ，求電離平衡常數(shù)。HXH+X-起始/molL-1cHX始00平衡/molL-1cHX始-cH+cH+cH+ 則：Ka=cH+cX-cHX=c2H+cHX始-cH+ 。由于弱酸只有極少一部分電離，cH

29、+ 的數(shù)值很小，可近似處理成：cHX始-cH+cHX始 ，則Ka=c2H+cHX始 ，代入數(shù)值求解即可。2）已知cHX始 和電離平衡常數(shù)，求cH+ 。由1）中分析同理可得Ka=c2H+cHX始-cH+c2H+cHX始 ，則：cH+=KacHX始 ，代入數(shù)值求解即可。題組一 電離平衡常數(shù)的影響因素及應(yīng)用1. 相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是( B )酸HX HY HZ 電離常數(shù)K 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A. 三種酸的酸性強弱關(guān)系：HX> HY> HZ B. 反應(yīng)HZ+Y- HY+Z- 能夠發(fā)生C. 相同溫度下，0.1

30、 molL-1 的NaX 、NaY 、NaZ 溶液，NaZ 溶液pH 最大D. 相同溫度下，1 molL-1HX 溶液的電離常數(shù)大于0.1 molL-1HX 溶液的解析根據(jù)題表中電離常數(shù)大小關(guān)系可得酸的酸性強弱關(guān)系為HZ> HY> HX ，可知A 、C 不正確，B正確；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，D 不正確。2. 常壓下，取不同濃度、不同溫度的氨水進行測定，得到下表實驗數(shù)據(jù)。溫度/ cNH3H2O/molL-1 電離常數(shù)電離度/% cOH-/molL-1 016.561.37×10-5 9.0981.507×10-2 1015.161.57×10

31、-5 10.181.543×10-2 2013.631.71×10-5 11.21.527×10-2 1） 溫度升高，NH3H2O 的電離平衡向右（填“左”或“右”）移動，能支持該結(jié)論的表中數(shù)據(jù)是a （填字母）。a.電離常數(shù)b.電離度c.cOH- d.cNH3H2O 解析根據(jù)題表中電離常數(shù)隨溫度的變化可以判斷，溫度升高，NH3H2O 的電離平衡向右移動。2） 表中cOH- 基本不變的原因是氨水濃度降低，使cOH- 減小，而溫度升高，使cOH- 增大，雙重作用使cOH- 基本不變。3） 常溫下，在氨水中加入一定量的氯化銨固體，下列說法錯誤的是AD（填序號，下同）。A

32、. 溶液的pH 增大B. 氨水的電離度減小C. cOH- 減小D. cNH4+ 減小解析NH3H2O NH4+OH- ，加入NH4Cl 固體，平衡左移，pH 減小，電離度減小，cOH- 減小，cNH4+ 增大，A、D錯誤。4） 將氨水與鹽酸等濃度等體積混合，下列做法能使cNH4+ 與cCl- 比值變大的是AC。A. 加入固體氯化銨B. 通入少量氯化氫C. 降低溶液溫度D. 加入少量固體氫氧化鈉解析氨水與鹽酸等濃度等體積混合，正好生成NH4Cl 溶液，NH4+H2O NH3H2O+H+ ，加入固體NH4Cl ，NH4+ 水解程度減小，cNH4+cCl- 增大，A正確；通入HCl ，cCl- 比c

33、NH4+ 增大的多，故cNH4+cCl- 減小，B項錯誤；降溫，NH4+ 水解程度減小，cNH4+cCl- 增大，C項正確；加入NaOH 固體，cNH4+ 減小，cNH4+cCl- 減小，D項錯誤。題組二 電離平衡常數(shù)的有關(guān)計算3. 碳氫化合物完全燃燒生成CO2 和H2O 。常溫常壓下，空氣中的CO2 溶于水，達到平衡時，溶液的pH=5.60 ，cH2CO3=1.5×10-5molL-1 。若忽略水的電離及H2CO3 的第二級電離，則H2CO3 HCO3-+H+ 的平衡常數(shù)K1= 4.2×10-7 。（已知：10-5.602.5×10-6 ）解析由題意可知，H2C

34、O3 H+HCO3- ，K1=cH+cHCO3-cH2CO3=10-5.60molL-1×10-5.60molL-11.5×10-5molL-14.2×10-7 。4. 2020天津東麗模擬1） 25 時，KbNH3H2O=2×10-5molL-1 ，向含a mol NH4NO3 的溶液中滴加b L 氨水呈中性，則所滴加氨水的濃度為a200b molL-1 。解析根據(jù)溶液呈中性可知cOH-=cH+=1×10-7molL-1 ，nNH4+=nNO3-=a mol 。設(shè)加入氨水的濃度為c molL-1 ，混合溶液的體積為V L ，由KbNH3H2O

35、=cNH4+cOH-cNH3H2O=aVmolL-1×10-7molL-1bcVmolL-1=2×10-5molL-1 ，得c=a200b 。2） 某溫度，氨氣溶于水達到平衡時，溶液的pH=9 ，cNH3H2O=1.5×10-5molL-1 。氨水的電離常數(shù)Kb= 10-5×10-51.5×10-5 （只列算式，不必求出計算結(jié)果）。解析KbNH3H2O=cNH4+cOH-cNH3H2O=10-5×10-51.5×10-5 ?？键c三 一元強酸（堿）和一元弱酸（堿）的比較例 濃度均為0.10 molL-1 、體積均為V0 的MO

36、H 和ROH 溶液，分別加水稀釋至體積V ，pH 隨lgVV0 的變化如圖所示，下列敘述錯誤的是( D )A. MOH 的堿性強于ROH 的堿性B. ROH 的電離程度：b 點大于a 點C. 若兩溶液無限稀釋，則它們的cOH- 相等D. 當lgVV0=2 時，若兩溶液同時升高溫度，則cM+cR+ 增大解析由題圖可知0.10 molL-1 的MOH 溶液的pH=13 ，說明MOH 完全電離，為強電解質(zhì)，同理判斷ROH 為弱電解質(zhì)，所以前者的堿性大于后者，A正確；ROH 為弱電解質(zhì)，溶液越稀越易電離，所以電離程度：b 點大于a 點，B正確；兩溶液無限稀釋下去，相當于純水，所以它們的cOH- 相等，

37、C正確；當lgVV0=2 時，MOH 溶液的pH=11 ，ROH 溶液的pH=10 ，MOH 完全電離，ROH 溶液中存在電離平衡（升高溫度平衡右移），cM+ 無影響，cR+ 增大，所以cM+cR+ 減小，D錯誤。名師點撥強、弱電解質(zhì)的相關(guān)圖像1.一元弱酸和一元強酸與金屬的反應(yīng)（以鹽酸和醋酸為例）圖像實驗操作圖像同體積、同濃度的鹽酸和醋酸分別與足量Zn 反應(yīng)同體積、同pH 的鹽酸和醋酸分別與足量Zn 反應(yīng)2.一元強酸（堿）或弱酸（堿）稀釋圖像分析1 ）a 、b 分別為pH 相等的NaOH 溶液和氨水，c 、d 分別為pH 相等的鹽酸和醋酸。對于該圖像，要深刻理解以下四點：對于pH=y 的強酸溶

38、液稀釋時，體積每增大至10n 倍，pH 就增大n ，即pH=y+n ；對于pH=y 的弱酸溶液來說，體積每增大至10n 倍，pH 增大不足n ，即pH<y+n ；無論怎樣稀釋，酸溶液的pH 不能等于或大于7，只能趨近于7 。對于pH=x 的強堿溶液稀釋時，體積每增大至10n 倍，pH 就減小n ，即pH=x-n ；對于pH=x 的弱堿溶液來說，體積每增大至10n 倍，pH 減小不足n ，即pH>x-n ；無論怎樣稀釋，堿溶液的pH 不能等于或小于7，只能趨近于7 。加水稀釋至相同倍數(shù)后的pH 大?。喊彼?gt; NaOH 溶液，鹽酸醋酸。稀釋后的pH 仍然相等，加水量的多少：氨水&

39、gt; NaOH 溶液，醋酸鹽酸。2）體積相同、濃度相同的鹽酸與醋酸加水稀釋圖像如圖所示。若稀釋至相同倍數(shù)，二者濃度仍然相同，仍然是鹽酸的pH 較小，但二者的pH 差值變小。題組一 一元強酸與一元弱酸性質(zhì)的比較1. 在體積都為1 L ，pH 都等于2的鹽酸和CH3COOH 溶液中，投入0.65 g 鋅粒，則下圖符合客觀事實的是( C )A. B. C. D. 解析因鹽酸為強酸、醋酸為弱酸，故pH 都等于2的鹽酸和CH3COOH 溶液中，cHCl=0.01 molL-1 ，而cCH3COOH>0.01 molL-1 ，1 L 溶液中nHCl=0.01 mol ，nCH3COOH>0.

40、01 mol 。A項，相同時間內(nèi)pH 變化較大的應(yīng)為鹽酸，錯誤；B項，產(chǎn)生H2 的速率大的應(yīng)為CH3COOH 溶液，錯誤；D項，相同時間內(nèi)cH+ 變化較大的為鹽酸，錯誤。2. 25 時，稀釋HClO 、CH3COOH 兩種酸的稀溶液時，溶液的pH 隨加水量的變化情況如圖所示。下列說法不正確的是( B )A. 由圖可知為CH3COOH 、為HClO B. 圖中a 點酸溶液的濃度大于b 點酸溶液的濃度C. 圖中a 、c 兩點處的溶液中cHRcOH-cR- 相等（HR 代表CH3COOH 或HClO ）D. 相同濃度CH3COONa 和NaClO 的混合溶液中，各離子濃度的大小：cNa+>cC

41、H3COO->cClO->cOH->cH+ 解析由于酸性：CH3COOH> HClO ，則加入等量的水時，CH3COOH 的pH 變化更大，因此題圖中為CH3COOH 、為HClO ，A項正確；由A 中分析可知，CH3COOH 的電離程度大于HClO ，當兩者稀釋相同倍數(shù)時，即a 、b 兩點時，CH3COOH 的濃度小于HClO 的濃度，B項錯誤；cHRcOH-cR- 為水解平衡常數(shù)，只受溫度影響，a 、c 點的溫度相同，則其相等，C項正確；相同濃度CH3COONa 和NaClO 的混合溶液中，由于CH3COO- 和ClO- 均會水解使溶液顯堿性，且水解程度：CH3CO

42、O-< ClO- ，因此溶液中離子濃度：cNa+>cCH3COO->cClO->cOH->cH+ ，D項正確。題組二 一元強堿與一元弱堿性質(zhì)的比較3. 某溫度下，相同體積、相同pH 的氨水和氫氧化鈉溶液加水稀釋時的pH 變化曲線如圖所示，下列判斷正確的是( D )A. a 點導(dǎo)電能力比b 點強B. b 點的KW 大于c 點C. 與鹽酸完全反應(yīng)時，消耗鹽酸體積Va>Vc D. a 、c 兩點的cH+ 相等解析選項A，根據(jù)題圖可知，a 點對應(yīng)的曲線為NaOH 溶液的稀釋曲線，b 、c 點對應(yīng)的曲線為氨水的稀釋曲線，a 點溶液中離子濃度小于b 點溶液中離子濃度，a

43、 點導(dǎo)電能力更弱，錯誤；選項B，KW 只與溫度有關(guān)，b 、c 兩點KW 相等，錯誤；選項C，NH3H2O 的物質(zhì)的量大于NaOH 的物質(zhì)的量，稀釋過程中溶質(zhì)總量不變，所以c 點消耗鹽酸多，錯誤；選項D，a 、c 兩點溶液pH 相等，則cH+ 相等，正確。4. MOH 和ROH 是兩種一元堿，常溫下其水溶液分別加水稀釋時，pH 變化如圖所示。下列說法正確的是( A )A. 在X 點時，由H2O 電離出的cH+ 相等，cM+=cR+ B. 稀釋前，cROH=10cMOH C. 稀釋前的ROH 溶液與等體積pH=1 的硫酸混合后所得溶液顯酸性D. 等體積、等濃度的MOH 溶液和鹽酸混合后，溶液中離子

44、濃度：cCl->cM+>cOH->cH+ 解析由題圖可知，在X 點時，由H2O 電離出的cH+ 相等，cOH- 相等，則cM+=cR+ ，A正確；由題圖可知，兩種堿的電離程度不同，MOH 為弱堿，ROH 為強堿，故稀釋前cROH<10cMOH ，B錯誤；稀釋前的ROH 溶液與等體積pH=1 的硫酸混合后，由于ROH 為強堿，則完全中和，所得溶液顯中性，C錯誤；等體積、等濃度的MOH 溶液和鹽酸混合后，完全反應(yīng)生成的MCl 為強酸弱堿鹽，則有：cCl->cM+>cH+>cOH- ，D錯誤。真題演練提升1. 2021浙江1月選考，17，2分25 時，下列說

45、法正確的是( D )A. NaHA 溶液呈酸性，可以推測H2A 為強酸B. 可溶性正鹽BA 溶液呈中性,可以推測BA 為強酸強堿鹽C. 0.010 molL-1 、0.10 molL-1 的醋酸溶液的電離度分別為1 、2 ,則1<2 D. 100 mL pH=10.00 的Na2CO3 溶液中水電離出H+ 的物質(zhì)的量為1.0×10-5mol 解析NaHA 溶液呈酸性，H2A 可能為強酸，也可能為弱酸，如：NaHSO3 ，A錯誤；可溶性正鹽BA 溶液呈中性，BA 可能為強酸強堿鹽，也可能是弱酸弱堿鹽，如：CH3COONH4 ，B錯誤；溶液越稀，弱電解質(zhì)的電離程度越大，所以1>

46、;2 ，C錯誤；25 時，pH=10.00 的Na2CO3 溶液中cH+=10-10molL-1 ，cOH-=10-4molL-1 ，水電離出的cH+=cOH-=10-4molL-1 ，水電離出的H+ 的物質(zhì)的量為0.1 L×10-4molL-1=1.0×10-5mol ，D正確。2. 2021浙江6月選考，19，2分某同學(xué)擬用pH 計測定溶液pH 以探究某酸HR 是否為弱電解質(zhì)。下列說法正確的是( B )A. 25 時，若測得0.01 molL-1NaR 溶液pH=7 ，則HR 是弱酸B. 25 時，若測得0.01 molL-1HR 溶液pH>2 且pH<7

47、，則HR 是弱酸C. 25 時，若測得HR 溶液pH=a ，取該溶液10.0 mL ，加蒸餾水稀釋至100.0 mL ，測得pH=b ，b-a<1 ,則HR 是弱酸D. 25 時，若測得NaR 溶液pH=a ，取該溶液10.0 mL ，升溫至50 ，測得pH=b ，a>b ,則HR 是弱酸解析25 時，pH=7 代表溶液呈中性，NaR 為強酸強堿鹽，故HR 為強酸，A項不正確；25 時，0.01 molL-1 的HR 溶液pH>2 且pH<7 ,說明HR 溶液顯酸性，但不能完全電離，故為弱酸，B項正確；若HR 為強酸，且稀釋前pH=a=6 ，加水稀釋10倍后pH<

48、7 ，b-a<1 ,故HR 不一定為弱酸，C項不正確；若HR 是弱酸，則R- 水解使溶液顯堿性，溫度升高，水解程度增大，堿性增強，b>a ，D項不正確；故選B。3. 2021湖南，9，3分常溫下，用0.100 0 molL-1 的鹽酸分別滴定20.00 mL 濃度均為0.100 0 molL-1 的三種一元弱酸的鈉鹽NaX、NaY、NaZ 溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是( C )A. 該NaX 溶液中：cNa+>cX->cOH->cH+ B. 三種一元弱酸的電離常數(shù)：KaHX>KaHY>KaHZ C. 當pH=7 時，三種溶液中：cX-=cY

49、-=cZ- D. 分別滴加20.00 mL 鹽酸后，再將三種溶液混合：cX-+cY-+cZ-=cH+-cOH- 解析A項，NaX 溶液中存在NaX Na+X- ，X-+H2O HX+OH- ，溶液顯堿性，所以cNa+>cX->cOH->cH+ ，正確；B項，當V （鹽酸）=0 時，NaZ 溶液的pH 最大，說明Z- 水解程度最大，則對應(yīng)的HZ 酸性最弱，同理，HX 酸性最強，正確；C項，pH=7 時，根據(jù)電荷守恒（用A- 表示X- 、Y- 、Z- ），各溶液中存在nNa+nH+=nA-+nCl-+nOH- ，則nNa+=nA-+nCl- ，三種溶液中nNa+ 相同，所加入鹽酸

50、的量不同，最終溶液體積為VNaZ>VNaY>VNaX ，NaZ 溶液中nCl- 最大，NaX 溶液中nCl- 最小，則pH=7 時，三種溶液中nA- 的大?。簄Z-<nY-<nX- ，根據(jù)c=nV 得，cZ-<cY-<cX- ，錯誤；D項，分別滴加20.00 mL 鹽酸后，根據(jù)電荷守恒，得cNa+cH+=cX-+cY-+cZ-+cCl-+cOH- ，由于cNa+=cCl- ，所以cX-+cY-+cZ-=cH+-cOH- ，正確。夯基提能作業(yè)本1. 常溫下，下列事實能說明HClO 是弱電解質(zhì)的是( A )A. 0.01 molL-1 的HClO 溶液pH>

51、;2 B. NaClO 易溶于水C. NaClO 的電離方程式：NaClO Na+ClO- D. HClO 與Na2SO3 溶液反應(yīng)，可以得到Na2SO4 解析A項，0.01 molL-1 的HClO 溶液pH>2 ，說明HClO 部分電離，HClO 是弱電解質(zhì)，故選A。2. 在醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO-+H+ ，要使電離平衡右移且溶液中cOH- 增大，應(yīng)采取的措施是( C )A. 加入醋酸鈉固體B. 加入鹽酸C. 加入蒸餾水D. 升高溫度解析加入醋酸鈉固體，醋酸根離子濃度增大，電離平衡向左移動，氫離子濃度減小，氫氧根離子濃度增大，A錯誤；加入鹽酸，氫離子濃度

52、增大，電離平衡向左移動，氫氧根離子濃度減小，B錯誤；加入蒸餾水促進醋酸的電離，溶液酸性降低，氫氧根離子濃度增大，C正確；電離吸熱，升高溫度促進電離，酸性增強，氫氧根離子濃度減小，D錯誤。3. 25 時，有下列四種溶液：0.1 molL-1 氨水pH=11 氨水0.1 molL-1 鹽酸pH=3 鹽酸下列說法中正確的是( D )A. 稀釋到原來的100倍后，pH 與相同B. 等體積混合、等體積混合所得的溶液都呈酸性C. 中分別加入少量CH3COONa 固體，cNH4+cNH3H2O 的值都變大D. 稀釋到原來的100倍后，稀釋后溶液中的pH 大解析A項，稀釋后cNH3H2O=0.001 molL

53、-1 ，一水合氨是弱電解質(zhì)，cOH-<0.001 molL-1 ，pH<11 ，錯誤；B項，等體積混合，因為氨水的濃度大于鹽酸的濃度，所以溶液顯堿性，錯誤；C項，CH3COONa 水解顯堿性，加入CH3COONa 固體，使NH3H2O NH4+OH- 平衡左移，中cNH4+cNH3H2O 的值都減小，錯誤；D項，稀釋后溶液中pH 分別為3、5 ，正確。4. 已知25 下，醋酸溶液中各粒子存在以下關(guān)系：K=cCH3COO-cH+cCH3COOH=1.75×10-5 ，下列有關(guān)說法可能成立的是( D )A. 25 下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時，K=8×10-5

54、B. 25 下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時，K=8×10-4 C. 標準狀況下，醋酸溶液中K=1.75×10-5 D. 升高到一定溫度，K 可能為7.2×10-5 解析K 為醋酸的電離常數(shù)，只與溫度有關(guān)，與離子濃度無關(guān)，故A、B 兩項均錯誤；由于醋酸電離過程吸熱，則升高溫度，K 增大，降低溫度，K 減小，所以標準狀況下0 ，K 應(yīng)小于1.75×10-5 ，C項錯誤；升高溫度，K 應(yīng)大于1.75×10-5 ，D項正確。5. 常溫下，濃度均為c0 、體積均為V0 的MOH 和ROH 兩種堿液分別加水稀釋至體積為V ，溶液pH 隨lgVV0 的變化

55、如圖所示。下列敘述正確的是( C )A. c0 、V0 均不能確定其數(shù)值大小B. 電離常數(shù)KbMOH1.1×10-4 C. pH 相同的兩種溶液中水的電離程度相等D. lgVV0 相同時，將兩種溶液同時升高相同的溫度，則cR+cM+ 增大解析A項，通過題圖中兩種堿溶液的曲線變化可知，ROH 為強堿，MOH 為弱堿，常溫下，濃度為c0 的ROH 溶液的pH=13 ，故其初始濃度為0.1 molL-1 ，即c0=0.1 molL-1 ，錯誤。B項，KbMOH=cOH-cM+cMOH0.0120.1-0.011.1×10-3 ，錯誤。C項，兩種溶液的pH 相等，則水電離出的cH+

56、 相等，正確。D項，升溫可促進弱電解質(zhì)的電離，故lgVV0 相同時，升溫，cR+ 不變，cM+ 增大，則cR+cM+ 減小，錯誤。6. 已知25 時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)見下表：弱酸化學(xué)式HA H2B 電離平衡常數(shù)25 Ka=1.7×10-6 Ka 1=1.3×10-3 Ka 2=5.6×10-8 則下列有關(guān)說法正確的是( A )A. NaHB 溶液中部分粒子濃度的大?。篶Na+>cHB->cB2->cH2B B. 等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH 關(guān)系：pHNa2B> pHNaHB> pHNaA C. 向Na2B 溶液中加入足量的HA 溶液發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為B2-+2 HA 2 A-+H2B D. 將a mol/L 的HA 溶液與a mol/L 的NaA 溶液等體積混合，混合液中：cNa+>cA- 解析Kh 2=KWKa 1=1