高考化學一輪復習講練測（全國通用） 第23講 弱電解質的電離平衡（講）（原卷版+答案解析）

第23講弱電解質的電離平衡目錄第一部分：網絡構建（總覽全局）第二部分：知識點精準記憶第三部分：典型例題剖析高頻考點1考查弱電解質的電離特點高頻考點2考查溶液導電性圖像分析高頻考點3考查外界條件對電離平衡的影響高頻考點4考查強、弱電解質的判斷與比較高頻考點5考查電離常數的應用高頻考點6考查電離平衡常數的有關計算高頻考點7考查弱電解質的判斷方法正文第一部分：網絡構建（總覽全局）第二部分：知識點精準記憶知識點一弱電解質的電離平衡1.弱電解質(1)概念(2)與化合物類型的關系強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質主要是某些共價化合物。2.弱電解質的電離概念(1)電離平衡的建立在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離產生離子的速率和離子結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①開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結合)。③當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。3.影響因素(1)內因：弱電解質本身的性質。(2)外因①溫度：溫度越高，電離程度越大。②濃度：在一定溫度下同一弱電解質溶液中，溶液濃度越小，越易電離。③同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動。④化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使電離平衡向電離方向移動。如：以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH＞0的影響。改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導電能力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HCl(g)向左增大增大增強不變加NaOH(s)向右減小減小增強不變加CH3COONa(s)向左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4.電離方程式的書寫(1)多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如H2CO3的電離方程式：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。(2)多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3的電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。(3)強酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4的電離方程式：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。(4)弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3的電離方程式：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。5.電解質溶液的導電性(1)電解質導電的條件電解質的導電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態(tài)，共價化合物只能在水溶液中導電，離子化合物在熔融狀態(tài)和溶液中均可導電。(2)導電性強弱eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(離子濃度\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(溶液濃度,電離程度)),離子所帶電荷))知識點二電離度和電離平衡常數1.電離度(1)概念在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數占原電解質總數的百分比。(2)表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質分子數,溶液中原有弱電解質的總分子數)×100%也可表示為α＝eq\f(弱電解質的某離子濃度,弱電解質的濃度)×100%(3)意義：衡量弱電解質的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質的電離度越大，弱電解質的電離程度越大。(4)影響因素1）內因：弱電解質本身的性質。2）外因：①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越大。2.電離常數(1)表達式①一元弱酸HA的電離常數：根據HAH＋＋A－，可表示為Ka＝eq\f(c（A－）·c（H＋）,c（HA）)。②一元弱堿BOH的電離常數：根據BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝eq\f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)。(2)特點①電離常數與溫度有關，與濃度無關。升高溫度，K值增大。②電離常數反映弱電解質電離程度的相對強弱，K越大，表示弱電解質越易電離，酸性或堿性越強。③多元弱酸的各級電離常數的大小關系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步電離。(3)影響因素①內因：弱電解質本身的性質。②外因：溫度越高，K值越大。(4)電離常數的四大應用①判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數越大，酸性(或堿性)越強。②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。③判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。④計算弱酸、弱堿溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝eq\r(c·Ka)，弱堿溶液中c(OH－)＝eq\r(c·Kb)。(5)電離度和電離常數的關系α≈eq\r(\f(K,c))或K≈cα2。知識點三強酸(堿)與弱酸(堿)的比較1.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目酸c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸大小相同相同大醋酸溶液小大小(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目酸c(H＋)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸相同小小少相同醋酸溶液大大多2.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多3.判斷HA為一元弱酸的兩種常用方法(1)常溫下，測量NaA溶液的pH，若pH＞7，則證明HA為一元弱酸。(2)配制0.01mol·L－1的HA的溶液，測量溶液的pH，若pH＞2，則證明HA為一元弱酸。知識點四自偶電離1.定義：液態(tài)狀況下溶劑分子在溶劑中自發(fā)發(fā)生的\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"電離稱為自偶電離。2.條件：只要是液態(tài)\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"極性共價分子化合物就可發(fā)生自偶電離，在部分酸的濃水溶液（如\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"濃硝酸）也可發(fā)生類似反應。分子的極性越強則自偶電離的程度越大。3.實例(1)極性共價化合物的自偶電離HNO3+HNO3H2NO3++NO3-BrF3+BrF3BrF4?+BrF2?NH3+NH3NH4++NH2-CH3CH2OH+CH3CH2OHCH3CH2OH2++CH3CH2O-H2O+H2OH3O++OH-SOCl2SOCl++Cl?N2O4NO++NO3-3HFH2F++HF2-2SO2SO2++SO32-3HClH2Cl++HCl2-（2）非極性共價分子在溶液中時也偶有自偶電離例如：2PCl5PCl6-+PCl4+PBr5PBr4++Br_第三部分：典型例題剖析高頻考點1考查弱電解質的電離特點例1．下列有關電離平衡的敘述中正確的是A．電解質達到電離平衡后，各種離子的濃度相等B．電離平衡時，由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化，所以說電離平衡是動態(tài)平衡C．電離平衡是相對的、暫時的，外界條件改變時，平衡就會發(fā)生移動D．電解質在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度相等【易錯警示】(1)電離平衡向右移動，電離程度不一定增大。(2)加水稀釋電解質，電解質分子的濃度不一定減小。(3)溶液的導電能力(電導率)與電解質的強弱無關，它取決于溶液中自由移動的離子濃度大小以及離子所帶電荷的多少。【變式訓練】在醋酸溶液中，CH3COOH電離達到平衡的標志是A．溶液顯電中性 B．氫離子濃度恒定不變C．c(H+)=c(CH3COOˉ) D．溶液中檢測不出CH3COOH分子存在高頻考點2考查溶液導電性圖像分析例2．(2023·北京一七一中三模）用0.100mol·L-1的NaOH溶液分別滴定體積均為10.00mL、濃度均為0.100mol·L-1的HCl和CH3COOH溶液。利用傳感器測得滴定過程中溶液的電導率(電導率越大表示溶液導電性越強)變化如圖所示。下列說法正確的是A．曲線①代表向HCl中滴加NaOH B．A點溶液的pH小于C點溶液的pHC．A、B兩點水的電離程度：A>B D．C→D發(fā)生了反應：H++OH-=H2O【方法歸納】影響電解質溶液的導電能力的主要因素電解質溶液的導電能力主要取決于離子的濃度、離子在電場中的運動速率以及離子所帶的電荷數目。(1)相同條件下溶液的離子濃度越大，其導電能力越強。(2)相同離子濃度時，離子所帶的電荷數越多，溶液的導電能力越強。(3)溫度越高，溶液的導電能力越強。【變式訓練】常溫下，向的HR溶液中逐滴滴入的溶液，所得溶液pH及導電性變化如圖所示。下列分析不正確的是A．a～b點導電能力增強說明HR為弱酸B．c點溶液存在C．b點溶液，此時溶液顯酸性D．b～c任意點溶液均有高頻考點3考查外界條件對電離平衡的影響例3．CH3COOH溶液存在電離平衡，下列有關敘述不正確的是A．向CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH?)減小B．向CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固體，電離平衡向左移動C．CH3COOH溶液中離子濃度的關系：c(H+)=c(OH?)＋c(CH3COO?)D．常溫下，pH=2的CH3COOH溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH<7【易錯提醒】外界條件對電離平衡影響的四個“不一定”(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。(2)電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。如對于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據勒夏特列原理，只能“減弱”而不能“消除”，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會使平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要??；加水稀釋或增大弱電解質的濃度，都使平衡右移，但加水稀釋時弱電解質的電離程度增大，而增大弱電解質的濃度時弱電解質的電離程度減小。【變式訓練】H2S水溶液中存在電離平衡H2SH++HS-和HS-H++S2-。下列關于H2S溶液的說法正確的是A．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小B．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大C．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子的濃度都減小高頻考點4考查強、弱電解質的判斷與比較例4.(2023·北京昌平·高三期末）某溫度下，將pH和體積均相同的HCl和CH3COOH溶液分別加水稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是A．稀釋前溶液的濃度：c(HCl)＞c(CH3COOH)B．溶液中水的電離程度：b點＜c點C．從b點到d點，溶液中c(H+)c(OH－)逐漸增大D．在d點和e點均存在：c(H+)＜c(酸根陰離子)【名師助學】我們在做有關強酸、弱酸、強堿、弱堿的試題時，不妨用假設法給自己搭建一個平臺，用這個平臺進行分析。如題中的A選項，分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①②溶液的濃度均為原來的eq\f(1,10)，然后再根據電離平衡移動進行分析，其它選項也可以采用類似的方法處理?！咀兪接柧殹?2023·上海松江·二模）相同條件下，取pH=2的HCl溶液和pH=2的CH3COOH溶液各100mL，分別加入0.65g鋅粉充分反應，有關敘述正確的是A．CH3COOH與鋅反應起始速率快 B．HCl與鋅粉反應放出H2多C．HCl與鋅反應起始速率快 D．CH3COOH與鋅粉反應放出H2多高頻考點5考查電離常數的應用例5．部分弱酸的電離平衡常數如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(25℃)Ki=1.77×10-4Ki=4.9×10-10Ki1=4.3×10-7Ki2=5.6×10-11下列選項錯誤的是A．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋COB．2HCOOH＋CO=2HCOO-＋H2O＋CO2↑C．由數據可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCOD．25℃時，在等濃度的CH3COOH溶液和HCN溶液中，水的電離程度后者大【規(guī)律總結】電離常數的應用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數越大，酸性(或堿性)越強。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。(3)判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律?！咀兪接柧殹砍叵拢珻H3COOH、HCOOH(甲酸)的電離常數數值分別為1.7×10-5、1.8×10-4，以下關于0.1mol/LCH3COOH溶液、0.1mol/LHCOOH溶液的說法正確的是A．c(H+)：CH3COOH＞HCOOHB．等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOHC．HCOOH可能與NaOH發(fā)生反應：H++OH-=H2OD．將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變高頻考點6考查電離平衡常數的有關計算例6.(2023·河南開封·一模）25℃時，將1.0Lxmol·L-1CH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，使之充分反應。然后向該混合溶液中通入HCl氣體或加入NaOH固體(忽略體積和溫度變化)，溶液pH隨通入(或加入)物質的物質的量的變化如圖所示。下列敘述正確的是A．水的電離程度：①>②>③B．點②對應的混合溶液中：c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=xmol·L-1C．點③對應的混合溶液中：c(Na+)>c(CH3COO-)D．該溫度下，CH3COOH的電離平衡常數Ka=【方法歸納】溶液中離子濃度比值變化的判斷方法(1)將濃度之比轉化為物質的量之比；(2)“湊常數”：將某些離子的濃度比值乘以或除以某些離子的濃度，轉化為一個Ka或Kb或KW等常數與某種離子濃度乘積或相除的關系；(3)“假設法”：假設無限稀釋，則c(H＋)、c(OH－)趨于不變，其他離子濃度趨于0?！咀兪接柧殹砍叵拢?.1mol·L-1的NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1HA溶液。溶液中A-(或HA)的分布系數δ、NaOH溶液體積V與pH的關系如圖所示[已知：δ(HA)=]。下列敘述錯誤的是A．曲線a表示的是HA的分布系數變化曲線B．HA的電離平衡常數的數量級為10-6C．p點對應的溶液中，c(A-)＜3c(HA)D．p、n、q中，水的電離程度最大的是q點高頻考點7考查弱電解質的判斷方法例7．(2023·北京·北師大實驗中學三模）常溫下，下列實驗事實能證明醋酸是一元酸的是A．0.1mol·L-1醋酸溶液pH=3B．向醋酸鈉溶液中滴加酚酞溶液，溶液變紅C．完全中和25mL0.1mol·L-1醋酸溶液需要25mL0.1mol·L-1NaOH溶液D．等物質的量濃度時，醋酸溶液的導電性弱于鹽酸【方法歸納】判斷弱電解質的三個思維角度角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀釋10倍后，1<pH<2。角度三：弱電解質形成的鹽能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個實驗：(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液，溶液變?yōu)闇\紅色。(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH，pH>7?！咀兪接柧殹肯铝惺聦嵵幸欢茏C明是弱電解質的是①用溶液做導電實驗，燈炮很暗②溶液的③等等體積的硫酸、溶液和足量鋅反應，放出的氫氣較多④醋酸溶液恰好與溶液完全反應⑤的溶液稀釋至1000倍，A．①②④⑤ B．②③⑤ C．②③④⑤ D．①②⑤第23講弱電解質的電離平衡目錄第一部分：網絡構建（總覽全局）第二部分：知識點精準記憶第三部分：典型例題剖析高頻考點1考查弱電解質的電離特點高頻考點2考查溶液導電性圖像分析高頻考點3考查外界條件對電離平衡的影響高頻考點4考查強、弱電解質的判斷與比較高頻考點5考查電離常數的應用高頻考點6考查電離平衡常數的有關計算高頻考點7考查弱電解質的判斷方法正文第一部分：網絡構建（總覽全局）第二部分：知識點精準記憶知識點一弱電解質的電離平衡1.弱電解質(1)概念(2)與化合物類型的關系強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質主要是某些共價化合物。2.弱電解質的電離概念(1)電離平衡的建立在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離產生離子的速率和離子結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①開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結合)。③當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。3.影響因素(1)內因：弱電解質本身的性質。(2)外因①溫度：溫度越高，電離程度越大。②濃度：在一定溫度下同一弱電解質溶液中，溶液濃度越小，越易電離。③同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動。④化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使電離平衡向電離方向移動。如：以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH＞0的影響。改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導電能力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HCl(g)向左增大增大增強不變加NaOH(s)向右減小減小增強不變加CH3COONa(s)向左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4.電離方程式的書寫(1)多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如H2CO3的電離方程式：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。(2)多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3的電離方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。(3)強酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4的電離方程式：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。(4)弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCO3的電離方程式：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。5.電解質溶液的導電性(1)電解質導電的條件電解質的導電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態(tài)，共價化合物只能在水溶液中導電，離子化合物在熔融狀態(tài)和溶液中均可導電。(2)導電性強弱eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(離子濃度\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(溶液濃度,電離程度)),離子所帶電荷))知識點二電離度和電離平衡常數1.電離度(1)概念在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數占原電解質總數的百分比。(2)表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質分子數,溶液中原有弱電解質的總分子數)×100%也可表示為α＝eq\f(弱電解質的某離子濃度,弱電解質的濃度)×100%(3)意義：衡量弱電解質的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質的電離度越大，弱電解質的電離程度越大。(4)影響因素1）內因：弱電解質本身的性質。2）外因：①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越大。2.電離常數(1)表達式①一元弱酸HA的電離常數：根據HAH＋＋A－，可表示為Ka＝eq\f(c（A－）·c（H＋）,c（HA）)。②一元弱堿BOH的電離常數：根據BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝eq\f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)。(2)特點①電離常數與溫度有關，與濃度無關。升高溫度，K值增大。②電離常數反映弱電解質電離程度的相對強弱，K越大，表示弱電解質越易電離，酸性或堿性越強。③多元弱酸的各級電離常數的大小關系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步電離。(3)影響因素①內因：弱電解質本身的性質。②外因：溫度越高，K值越大。(4)電離常數的四大應用①判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數越大，酸性(或堿性)越強。②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。③判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。④計算弱酸、弱堿溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝eq\r(c·Ka)，弱堿溶液中c(OH－)＝eq\r(c·Kb)。(5)電離度和電離常數的關系α≈eq\r(\f(K,c))或K≈cα2。知識點三強酸(堿)與弱酸(堿)的比較1.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目酸c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸大小相同相同大醋酸溶液小大小(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目酸c(H＋)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸相同小小少相同醋酸溶液大大多2.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多3.判斷HA為一元弱酸的兩種常用方法(1)常溫下，測量NaA溶液的pH，若pH＞7，則證明HA為一元弱酸。(2)配制0.01mol·L－1的HA的溶液，測量溶液的pH，若pH＞2，則證明HA為一元弱酸。知識點四自偶電離1.定義：液態(tài)狀況下溶劑分子在溶劑中自發(fā)發(fā)生的\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"電離稱為自偶電離。2.條件：只要是液態(tài)\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"極性共價分子化合物就可發(fā)生自偶電離，在部分酸的濃水溶液（如\t"/item/%E8%87%AA%E5%81%B6%E7%94%B5%E7%A6%BB/_blank"濃硝酸）也可發(fā)生類似反應。分子的極性越強則自偶電離的程度越大。3.實例(1)極性共價化合物的自偶電離HNO3+HNO3H2NO3++NO3-BrF3+BrF3BrF4?+BrF2?NH3+NH3NH4++NH2-CH3CH2OH+CH3CH2OHCH3CH2OH2++CH3CH2O-H2O+H2OH3O++OH-SOCl2SOCl++Cl?N2O4NO++NO3-3HFH2F++HF2-2SO2SO2++SO32-3HClH2Cl++HCl2-（2）非極性共價分子在溶液中時也偶有自偶電離例如：2PCl5PCl6-+PCl4+PBr5PBr4++Br_第三部分：典型例題剖析高頻考點1考查弱電解質的電離特點例1．下列有關電離平衡的敘述中正確的是A．電解質達到電離平衡后，各種離子的濃度相等B．電離平衡時，由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化，所以說電離平衡是動態(tài)平衡C．電離平衡是相對的、暫時的，外界條件改變時，平衡就會發(fā)生移動D．電解質在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度相等【解析】A．電解質達到電離平衡后，電解質電離成離子的速率與離子結合生成分子的速率相等，各種離子的濃度不再變化，但不一定相等，故A錯誤；B．電離平衡狀態(tài)時，由于電離速率與離子結合生成分子的速率相等，分子和離子的濃度不再發(fā)生變化，電離平衡是動態(tài)平衡，故B錯誤；C．電離平衡是一定條件下的動態(tài)平衡，當外界條件改變時，平衡就會發(fā)生移動，然后重新達到平衡狀態(tài)，故C正確；D．電解質在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度不變，但不一定相等，故D錯誤；故選C?！敬鸢浮緾【易錯警示】(1)電離平衡向右移動，電離程度不一定增大。(2)加水稀釋電解質，電解質分子的濃度不一定減小。(3)溶液的導電能力(電導率)與電解質的強弱無關，它取決于溶液中自由移動的離子濃度大小以及離子所帶電荷的多少?！咀兪接柧殹吭诖姿崛芤褐?，CH3COOH電離達到平衡的標志是A．溶液顯電中性 B．氫離子濃度恒定不變C．c(H+)=c(CH3COOˉ) D．溶液中檢測不出CH3COOH分子存在【解析】A．任何電解質溶液中都呈電中性，與弱電解質是否達到電離平衡無關，故A不符合題意；B．氫離子濃度恒定不變時說明正逆反應速率相等，則該反應達到平衡狀態(tài)，可作為CH3COOH電離達到平衡的標志，故B符合題意；C．由于醋酸的電離程度未知，達到平衡時c(H+)與c(CH3COO-)關系不確定，且c(H+)=c(CH3COO-)不符合溶液電中性原則，故C不符合題意；D．CH3COOH為弱電解質，電離為可逆過程，即CH3COOHCH3COO-+H+，溶液中存在CH3COOH分子，故D不符合題意；答案為B?！敬鸢浮緽高頻考點2考查溶液導電性圖像分析例2．(2023·北京一七一中三模）用0.100mol·L-1的NaOH溶液分別滴定體積均為10.00mL、濃度均為0.100mol·L-1的HCl和CH3COOH溶液。利用傳感器測得滴定過程中溶液的電導率(電導率越大表示溶液導電性越強)變化如圖所示。下列說法正確的是A．曲線①代表向HCl中滴加NaOH B．A點溶液的pH小于C點溶液的pHC．A、B兩點水的電離程度：A>B D．C→D發(fā)生了反應：H++OH-=H2O【解析】A．HCl為強電解質，CH3COOH為弱電解質，濃度相同時，HCl溶液的導電能力更強，所以曲線②代表向HCl中滴加NaOH，A錯誤；B．曲線①為向CH3COOH中滴加NaOH，當滴加的NaOH為10.00mL時，恰好與醋酸中和，所以A點溶質為CH3COONa，同理C點溶質為NaCl，由于醋酸根的水解，A點溶液顯堿性，而C點溶液顯中性，所以A點溶液的pH大于C點溶液的pH，B錯誤；C．A點溶質為CH3COONa，B點溶質為等物質的量的CH3COONa和NaOH，醋酸根的水解促進水的電離，而NaOH的電離會抑制水的電離，所以A點水的電離程度更大，C正確；D．C點溶質為NaCl，繼續(xù)滴加NaOH溶液時不發(fā)生化學反應，D錯誤；綜上所述答案為C。【答案】C【方法歸納】影響電解質溶液的導電能力的主要因素電解質溶液的導電能力主要取決于離子的濃度、離子在電場中的運動速率以及離子所帶的電荷數目。(1)相同條件下溶液的離子濃度越大，其導電能力越強。(2)相同離子濃度時，離子所帶的電荷數越多，溶液的導電能力越強。(3)溫度越高，溶液的導電能力越強?！咀兪接柧殹砍叵?，向的HR溶液中逐滴滴入的溶液，所得溶液pH及導電性變化如圖所示。下列分析不正確的是A．a～b點導電能力增強說明HR為弱酸B．c點溶液存在C．b點溶液，此時溶液顯酸性D．b～c任意點溶液均有【解析】根據圖象可知，a～b點導電能力增強，說明HR為弱電解質，在溶液中部分電離，加入氨水后生成強電解質，離子濃度增大；b點溶液pH=7，此時加入10mLNH3?H2O，HR與NH3?H2O的濃度、體積相等，則二者恰好反應；c點時溶液的pH>7，混合液顯示堿性，則c(OH-)>c(H+)，說明NH小于R-的水解程度；b～c任意點Kw=c(H+)×c(OH-)，Kw只與溫度有關，與溶液濃度大小無關。A．a～b點導電能力增強，說明反應后溶液中離子濃度增大，也證明HR在溶液中部分電離，為弱酸，故A正確；B．c點時溶液的pH>7，溶質為NH3?H2O和NH4R，混合液呈堿性，則c(OH-)>c(H+)，根據電荷守恒，c點溶液存在，故B正確；C．根據圖象可知b點溶液pH=7，此時加入10mLNH3?H2O，HR與NH3?H2O的濃度、體積相等，則二者恰好反應生成NH4R，NH4+離子與R-的水解程度相等，溶液呈中性，故C錯誤；D．b～c任意點溶液溫度相同，Kw只與溫度有關，與溶液濃度大小無關，則溶液均有，故D正確；故選C?！敬鸢浮緾高頻考點3考查外界條件對電離平衡的影響例3．CH3COOH溶液存在電離平衡，下列有關敘述不正確的是A．向CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH?)減小B．向CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固體，電離平衡向左移動C．CH3COOH溶液中離子濃度的關系：c(H+)=c(OH?)＋c(CH3COO?)D．常溫下，pH=2的CH3COOH溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH<7【解析】A．向CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液酸性減弱，氫離子濃度減小，氫氧根離子濃度增大，A錯誤；B．CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOH?CH3COO-+H+，加入少量的CH3COONa固體，相當于加入醋酸根離子，電離平衡向左移動，B正確；C．溶液中存在電荷守恒，CH3COOH溶液中電荷守恒：c(H+)=c(OH?)＋c(CH3COO?)，C正確；D．醋酸為弱酸，常溫下，pH=2的CH3COOH溶液，醋酸溶液濃度大于0.01mol/L，pH=12的NaOH溶液，氫氧化鈉溶液濃度為0.01mol/L，兩者等體積混合，酸過量，溶液顯酸性，溶液的pH<7，D正確；答案選A?！敬鸢浮緼【易錯提醒】外界條件對電離平衡影響的四個“不一定”(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大。(2)電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。如對于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據勒夏特列原理，只能“減弱”而不能“消除”，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會使平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要?。患铀♂尰蛟龃笕蹼娊赓|的濃度，都使平衡右移，但加水稀釋時弱電解質的電離程度增大，而增大弱電解質的濃度時弱電解質的電離程度減小?！咀兪接柧殹縃2S水溶液中存在電離平衡H2SH++HS-和HS-H++S2-。下列關于H2S溶液的說法正確的是A．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小B．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大C．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子的濃度都減小【解析】A．滴加新制氯水，發(fā)生反應Cl2+H2S=2HCl+S↓，平衡向左移動，溶液酸性增強，pH減小，A正確；B．加水稀釋，促進電離，但氫離子濃度減小，B錯誤；C．通入二氧化硫發(fā)生反應2H2S+SO2=3S↓+2H2O，當SO2過量時溶液呈酸性，且亞硫酸的酸性比H2S強，故pH減小，C錯誤；D．加入CuSO4固體，發(fā)生反應CuSO4+H2S=H2SO4+CuS↓，溶液中c(H+)增大，D錯誤；故答案為A?！敬鸢浮緼高頻考點4考查強、弱電解質的判斷與比較例4.(2023·北京昌平·高三期末）某溫度下，將pH和體積均相同的HCl和CH3COOH溶液分別加水稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是A．稀釋前溶液的濃度：c(HCl)＞c(CH3COOH)B．溶液中水的電離程度：b點＜c點C．從b點到d點，溶液中c(H+)c(OH－)逐漸增大D．在d點和e點均存在：c(H+)＜c(酸根陰離子)【解析】A．稀釋前兩溶液的pH值相等，由于醋酸是部分電離，因此溶液的濃度：c(CH3COOH)＞c(HCl)，故A錯誤；B．b點pH值小于c點pH值，說明c點酸性弱，抑制水的電離程度小，水的電離程度大，因此溶液中水的電離程度：b點＜c點，故B正確；C．從b點到d點，由于溶液的溫度不變，因此溶液中c(H+)c(OH－)不變，故C錯誤；D．在d點和e點均存在電荷守恒即c(H+)=c(酸根陰離子)+c(OH－)，因此存在：c(酸根陰離子)＜c(H+)，故D錯誤。綜上所述，答案為B?！敬鸢浮緽【名師助學】我們在做有關強酸、弱酸、強堿、弱堿的試題時，不妨用假設法給自己搭建一個平臺，用這個平臺進行分析。如題中的A選項，分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①②溶液的濃度均為原來的eq\f(1,10)，然后再根據電離平衡移動進行分析，其它選項也可以采用類似的方法處理?！咀兪接柧殹?2023·上海松江·二模）相同條件下，取pH=2的HCl溶液和pH=2的CH3COOH溶液各100mL，分別加入0.65g鋅粉充分反應，有關敘述正確的是A．CH3COOH與鋅反應起始速率快 B．HCl與鋅粉反應放出H2多C．HCl與鋅反應起始速率快 D．CH3COOH與鋅粉反應放出H2多【解析】0.65gZn為0.01mol，鹽酸物質的量為0.01mol/L×0.1L=0.001mol，所以對于鹽酸而言鋅是過量的。此外醋酸是弱酸，pH相同的情況下，醋酸的濃度大于鹽酸的濃度。A．開始時兩溶液pH相同，c（H+）相等，則兩種酸與Zn反應的起始速率相等，A錯誤；B．與足量的鋅反應，酸電離出的H+越多，產生氫氣的量越多，醋酸的濃度大于鹽酸濃度，體積相同的情況下，醋酸與鋅放出的H2多，B錯誤；C．起始時pH相同，說明氫離子濃度相同，所以反應速率也相同，C錯誤；D．pH相同的情況下，醋酸的濃度大于鹽酸，而且鋅是足量的，故在等體積的條件下，醋酸與鋅反應產生的H2更多，D正確；故答案選D?！敬鸢浮緿高頻考點5考查電離常數的應用例5．部分弱酸的電離平衡常數如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(25℃)Ki=1.77×10-4Ki=4.9×10-10Ki1=4.3×10-7Ki2=5.6×10-11下列選項錯誤的是A．2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋COB．2HCOOH＋CO=2HCOO-＋H2O＋CO2↑C．由數據可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCOD．25℃時，在等濃度的CH3COOH溶液和HCN溶液中，水的電離程度后者大【解析】A．Ki1(H2CO3)>Ki(HCN)>Ki2(H2CO3)，故HCN可與發(fā)生反應生成CN-和，因此向含CN-的溶液中通入CO2發(fā)生反應為，Ａ錯誤；B．利用甲酸與碳酸的電離平衡常數可知酸性：HCOOH>H2CO3，則HCOOH可與碳酸鹽作用生成甲酸鹽、CO2和H2O，Ｂ正確；C．酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>，Ｃ正確；D．相同溫度下，等濃度的CH3COOH溶液與HCN溶液中，醋酸中c(H＋)大，對水的抑制程度大，即HCN溶液中水的電離程度大，D正確；綜上，本題選A?！敬鸢浮緼【規(guī)律總結】電離常數的應用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數越大，酸性(或堿性)越強。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。(3)判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律?！咀兪接柧殹砍叵拢珻H3COOH、HCOOH(甲酸)的電離常數數值分別為1.7×10-5、1.8×10-4，以下關于0.1mol/LCH3COOH溶液、0.1mol/LHCOOH溶液的說法正確的是A．c(H+)：CH3COOH＞HCOOHB．等體積的兩溶液中，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH＞CH3COOHC．HCOOH可能與NaOH發(fā)生反應：H++OH-=H2OD．將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變【解析】A．電離平衡常數越大，酸性越強，等濃度的甲酸和乙酸溶液，甲酸酸性強，所以電離程度大，所以溶液中的c(H+)：CH3COOH＜HCOOH，故A錯誤；B．等濃度等體積的甲酸和乙酸溶液中，甲酸和乙酸的物質的量相等，分別加入過量的鎂，產生氫氣的體積：HCOOH=CH3COOH，故B錯誤；C．HCOOH是弱酸，與NaOH發(fā)生反應：HCOOH+OH-=HCOO-+H2O，故C錯誤；D．=，將CH3COOH溶液稀釋100倍過程中，保持不變，故D正確；故選D。【答案】D高頻考點6考查電離平衡常數的有關計算例6.(2023·河南開封·一模）25℃時，將1.0Lxmol·L-1CH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，使之充分反應。然后向該混合溶液中通入HCl氣體或加入NaOH固體(忽略體積和溫度變化)，溶液pH隨通入(或加入)物質的物質的量的變化如圖所示。下列敘述正確的是A．水的電離程度：①>②>③B．點②對應的混合溶液中：c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=xmol·L-1C．點③對應的混合溶液中：c(Na+)>c(CH3COO-)D．該溫度下，CH3COOH的電離平衡常數Ka=【解析】A．CH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O，形成CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，其中CH3COONa的水解促進水的電離，CH3COOH的電離抑制水的電離。若向該混合溶液中通入HCl，點②反應CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl恰好完全發(fā)生，CH3COONa減少，CH3COOH增多；若向該混合溶液中加入NaOH固體，點③反應CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O恰好完全進行，CH3COONa增多，CH3COOH減少，因此，水的電離程度：③>①>②，A錯誤；B．CH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O，形成CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，根據物料守恒：c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=xmol·L-1，B正確；C．點③時反應CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O恰好完全進行，溶液中電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，此時pH=7，則c(H+)=c(OH-)，則c(Na+)=c(CH3COO-)，C錯誤；D．該溫度下pH=7時，c(H+)=10-7mol·L-1，c(CH3COO-)=c(Na+)=0.2mol/L，c(CH3COOH)=(c-0.2)mol/L，則醋酸的電離平衡常數Ka==，D錯誤；故選B?！敬鸢浮緽【方法歸納】溶液中離子濃度比值變化的判斷方法(1)將濃度之比轉化為物質的量之比；(2)“湊常數”：將某些離子的濃度比值乘以或除以某些離子的濃度，轉化為一個Ka或Kb或KW等常數與某種離子濃度乘積或相除的關系；(3)“假設法”：假設無限稀釋，則c(H＋)、c(OH－)趨于不變，其他離子濃度趨于0?！咀兪接柧殹砍叵拢?.1mol·L-1的NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1HA溶液。溶液中A-(或HA)的分布系數δ、NaOH溶液體積V