2023年老高考化學（人教版）一輪復習 第8章 水溶液中的離子平衡（共4講）

2023

AO

/／內(nèi)容索引／

;.\,_0012\)\罹增基素礎(chǔ)能增精分準策突眉破

J,

／罹基福增分策眉／

一、弱電解質(zhì)的電離平衡

1．強、弱電解質(zhì)

(1)定義與物質(zhì)類別

主要是大部分離子化會牧及某些

？醞共價化和牧

在水溶液完全，－－－，一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一、

電離！強電解質(zhì)，包括強酸、強堿、大多數(shù)鹽！

電里或熔融

等1

'

解狀態(tài)下部分；二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二二：：：二二二二二二：

質(zhì)電離！弱電解質(zhì)，包括弱酸、弱堿、水

^--－-－--、;仁-～

六

奪

、-----------------------------------------------"''

、三主要是某些共價化會物

(2)電離方程式的書寫“強等號，弱可逆多元弱酸分步離”

團強電解質(zhì)

。

如H2SO4:~====2H++SO才

＠弱電解質(zhì)

a．一元弱酸如CH3COOH:CH3COOH一CH3Coo-+H+0

b多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠大千第二步電離程度，

。

如H2C03:、HCO--W+CO2-

c多元弱堿，分步電離，一步書寫如

Fe(0H)3:~3二Fe3++30H-。

2．弱電解質(zhì)的電離平衡

(1)電離平衡的建立

在一定條件（如溫度、濃度等）下，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速

率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到平衡

狀態(tài)，即電離平衡。平衡建立過程如圖所示：

速率

弱電解質(zhì)分子｝特枉：也軌等、定、變

、、、、、電離成離子il'f,---.__-??~\

、...............、的速率！兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

:...._..,,.____.l

,,,,,'離子結(jié)合｝

彼弱電解質(zhì)分｝

子的速率}

t。t1時間

,/.,,，，，-－－－弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定其電離程度的大小

(2)外因?qū)﹄婋x平衡的影響

,/z--－-電解質(zhì)的濃度越大，電離程度越小，但電離得到的離子濃度大

團濃度在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度載小越易電離。

＠溫度：溫度越高，電離程度越大。

＠相同離子：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向

結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動。

＠化學反應：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應的物質(zhì)時，可使電離平衡

向電離方向移動。

＠實例：以0.1mol·L-1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH~

CH3COO-+H+L1H>O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

向

加入少量冰醋酸右增大—增大—增強不變—

通入HCl(g)向左增大增強不變

—蕁—

加NaOH(s)向右減小增強不變

—霆—

加CH3COONa(s)向左減小—瀝爐八增強不變

加入鎂粉向右＿

減小—矗上—置強——丕交

升高溫度向右增大—增大增強增大

應用提升電離平衡右移的注意事項

(1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有離子的濃度都減小，如醋酸溶液

中的c(H+)減小，但c(OH-)增大。

(2)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如稀醋酸中加入冰醋酸。

(3)電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大，如增大

弱電解質(zhì)的濃度，使電離平衡向右移動，但電離程度減小。

二、電離平衡常數(shù)

1．電離常數(shù)

(1)定義：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)，又稱電離常數(shù)，用K（弱酸用Ka，弱堿用Kb)

表示。

(2)表達式

忒達式一元弱酸HA一元弱堿BOH

電離方程式A~H++A-OH~＝蘭B++OH-

電離常數(shù)c(H勹3_A-)c(B勹·c(OH-)

三＝c（HA)b=c(BOH)

達式

(3)意義

相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應酸或堿的酸性

或堿性相對二越強。

(4)特點

心電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由千電離過

程是吸熱的，故溫度升高，K增大。

＠多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是Kl>＞K勹一……，所

以其酸性主要取決千第一步電離。

應用提升根據(jù)電離常數(shù)求c(H+）或c(OH-)

(1)濃度為cmol·尸的一元弱酸(HA)溶液中，c(H+)=c·amol·L-1=｀《了

mol·L-10

(2)濃度為cmol·L-1的一元弱堿(BOH)溶液中，c(OH-)=c·amol·L-1=｀百了

mol·L-1o

易錯辨析判斷正誤：正確的畫”寸，錯誤的畫”X“。

(1)當弱電解質(zhì)的濃度增大時，電離程度增大。(X)

(2)對千1moI-L-1的CH3COOH溶液，升高溫度，電離程度增大。(?)

(3)電離平衡向電離方向移動，電離常數(shù)一定增大。(X)

c2(H勹c(CO扣

(4)H2C03的電離常數(shù)表達式：K尸(X)

c(H2C03)0

(5)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱。(?)

(6)電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大。(X)

旁欄邊角選修4.p43

閱讀教材”表3-1”，完成下列問題：

(1)比較下列等濃度溶液中的c(H+）由大到小的順序。

也H2C03?H凸04@NaHC204@H3P04

提示＠＞＠＞＠＞心。

(2)將CO2通入NaH2P04溶液中能否得到磷酸？

提示不能。

／增素倘精準突被／

考點一

能力概述

建立1理解與辨

v（電離）動（結(jié)合）

析能力、

電離平衡逆、動、等、定、變分析與推

測能力、

探究與創(chuàng)

溫度、濃度、同離子效應等

新能力

.

命題解讀

冒變化刪去“思考與交流”欄目，刪去平衡建立圖像；新增外界條件對

教

：電離平衡的影響的表述

才

\I

高頻考點分析近幾年高考化學試題，主要考查能用化學用語正確

考

表示水溶液中的離子反應與平衡；能運用弱電解質(zhì)電離平衡原理

情1

解決生產(chǎn)、生活中有關(guān)電解質(zhì)溶液的實際問題。

透

預測考向新的一年高考將圍繞句電離平衡的影響因素；＠弱電解

析

質(zhì)判斷的方法；＠解決有關(guān)電解質(zhì)溶液的實際問題等出題

．遼墨．

考向1．弱電解質(zhì)的判斷

典例突破

(2021浙江6月選考）某同學擬用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（)

A.25°C時，若測得0.01mol心NaR溶液pH=7，則HR是弱酸

B.25°C時，若測得0.01mol心HR溶液pH>2且pH<7，則HR是弱酸

C.25°C時，若測得HR溶液pH=a，取該溶液10.0mL，加蒸饋水稀釋至100.0

mL，測得pH=b,b-a<l，則HR是弱酸

D.25°C時，若測得NaR溶液pH=a，取該溶液10.0mL，升溫至50°C，測得

pH=b,a>b，則HR是弱酸

．遼墨．

答案B

解析25°C時，若測得0.01mol?L-1NaR溶液pH=7，可知NaR為強酸強堿鹽，

則HR為強酸，A錯誤；25°C時，若測得0.01mol-L-1HR溶液pH>2且pH<7，可知

溶液中c(H+)<0.01mol-L-1，所以HR未完全電離，HR為弱酸，B正確；假設(shè)HR為

強酸，取pH=6的該溶液10.0mL，加蒸熘水稀釋至100.0mL測得此時溶液

pH<7,C錯誤；假設(shè)HR為強酸，則NaR為強酸強堿鹽，溶液呈中性，升溫至50

oc，促進水的電離，水的離子積常數(shù)增大，pH減小，D錯誤。

.

針對訓練

1.(2021陜西洛南中學一模）下列關(guān)千強弱電解質(zhì)的敘述正確的是()

A強電解質(zhì)溶液的導電能力一定比弱電解質(zhì)溶液強

B.NH3、CH3COOH、BaS04、H3P04都是弱電解質(zhì)

C.C02溶千水后能部分電離，故CO2是弱電解質(zhì)

D純凈的強電解質(zhì)在液態(tài)時，有的導電有的不導電

．遼墨．

答案D

解析電解質(zhì)溶液導電能力與自由移動的離子濃度和離子所帶電荷數(shù)成正

比，與電解質(zhì)的強弱無關(guān)，故A錯誤；NH3是非電解質(zhì)，CH3COOH是弱酸，弱酸

和弱堿都屬于弱電解質(zhì)，電解質(zhì)強弱與溶解性無關(guān)，取決于電離的程度，硫

酸鋇難溶于水，但在熔融狀態(tài)下能完全電離，屬于強電解質(zhì)，故B錯誤；電解

質(zhì)必須是本身能夠電離的化合物，二氧化碳本身不能電離，屬于非電解質(zhì)，

故C錯誤；純凈的強電解質(zhì)，若為共價化合物，在液態(tài)時不導電，若為離子化

合物，在液態(tài)時導電，故D正確。

.

2．下列事實一定能證明HN02是弱電解質(zhì)的是()

團常溫下NaN02溶液pH大千7＠用HN02溶液做導電實驗，燈泡很暗@

HN02和NaCl不能發(fā)生反應

＠常溫下0.1mol·L-1HN02溶液的pH=2.1

@NaN02和H3P04反應，生成HN02＠常溫下將pH=l的HN02溶液稀釋至

原體積的100倍，溶液pH約為2.8

A.CD@@B.CD?@@c.CD＠）雹）＠）D．全部

．遼墨．

答案C

解析常溫下NaN02溶液pH大于7，說明亞硝酸鈉是強堿弱酸鹽，則HN02是

弱電解質(zhì)，故也正確；溶液的導電性與離子濃度及離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，用

HN02溶液做導電實驗，燈泡很暗，不能證明HN02為弱電解質(zhì)，故＠錯

誤；HN02和NaCl不能發(fā)生反應，只能說明不符合復分解反應發(fā)生的條件，但

不能說明HN02是弱電解質(zhì)，故＠錯誤；常溫下0.1mol-L-1HN02溶液的

pH=2.1，說明HN02不能完全電離，可說明HN02為弱電解質(zhì)，故＠正確；較強

酸可以制取較弱酸，NaN02和H3P04反應生成HN02，說明HN02的酸性弱于

H3P04，則HN02為弱電解質(zhì)，故＠正確；常溫下將pH=l的HN02溶液稀釋至

原體積的100倍，溶液pH約為2.8，說明HN02為弱電解質(zhì)，故＠正確。.

歸納總結(jié)

判斷弱電解質(zhì)的三個思維角度

角度(1)測定一定濃度的HA溶液的pH

弱電解質(zhì)的定義，

(2)與同濃度鹽酸比較導電性

即弱電解質(zhì)不能

完全電離(3)與同濃度的鹽酸比較和鋅反應

的快慢

(1)從一定pH的HA溶液稀釋前后

弱電解質(zhì)溶液中pH的變化判斷

存在電離平衡，

角度(2)從升高溫度后pH的變化判斷

條件改變，平衡

(3)從等體積、等pH的HA溶液和

移動鹽酸分別與過量的鋅反應生成

兒的量判斷

(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向

弱電解質(zhì)形成的

其中加入幾滴酚猷溶液?，F(xiàn)象：

鹽類能水解。如溶液變?yōu)闇\紅色

可用下面兩個現(xiàn)

三

(2)用玻璃棒醮取一定濃度的醋酸

角度象判斷CH心OOH

為弱酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH。

現(xiàn)象：試紙顯示pH>7．遼墨．

考向2．電離平衡的影響因素

典例突破

已知人體體液中存在如下平衡：C02+H心-氣七C03-r====:H++Hco;，以維

持體液pH的相對穩(wěn)定。下列說法不合理的是（)

A當強酸性物質(zhì)進入體液后，上述平衡向左移動，以維持體液pH的相對穩(wěn)

定

B當強堿性物質(zhì)進入體液后，上述平衡向右移動，以維持體液pH的相對穩(wěn)

定

C若靜脈滴注大噩生理鹽水，則體液的pH減小

D進行呼吸活動時如果CO2進入血液，會使體液的pH減小

．遼墨．

答案C

解析當強酸性物質(zhì)進入體液后，c(H+）增大，上述平衡向左移動，A正確；當強

堿性物質(zhì)進入體液后，消耗H+,c(H+)減小，上述平衡向右移動，B正確；若靜脈

滴注大量生理鹽水，則血液被稀釋，平衡雖然正向移動，但根據(jù)勒夏特列原

理，c(H+）減小，體液的pH增大，C錯誤；進行呼吸活動時，如果CO2進入血液，上

述平衡向右移動，會使體液的c(H+）增大，pH減小，D正確。

.

針對訓練

1.（選修4P43,1題改編）在NH3·兒O~NH扦OH-形成的平衡中，要使

NH3·H20的電離程度及c(OH-)都增大，可采取的措施是（)

A通入HClB加少暈NaOH固體

C加水D升溫

答案D

解析通入HCl，消耗QH-,NH3·H20的電離程度增大，但是c(OH-)減小，A錯誤；

加少量NaOH固體，溶液中c(OH-)增大，平衡逆向移動，NH3·凡0的電離程度

減小，B錯誤；加水，NH3·兒0電離程度增大，c(OH-)減小，C錯誤；電離是吸熱過

程，故升高溫度，平衡右移，NH3·凡0電離程度增大，c(OH-)增大，D正確。.

2將0.1moI-L-1CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時都

會引起（)

A.CH3COOH電離程度變大

B．溶液pH減小

c．溶液的導電能力減弱

D．溶液中c(H+)減小

．遼墨．

答案D

解析CH3COOH~CH3COO-+H+，當加水稀釋時，c(CH3COOH)、

c(CH3COO-）、c(H+)都減小，平衡右移，溶液pH增大，導電能力減

弱，CH3COOH電離程度增大；當加入少量CH3COONa晶體時，使c(CH3COO-)

增大，平衡左移，CH3COOH電離程度減小，c(H+)減小，溶液pH增大，導電能力

增強。

.

歸納總結(jié)

從“定性”和“定量“兩個角度理解電離平衡

應該深刻地理解勒夏特列原理一平衡向“減弱”

這種改變的方向移動，移動的結(jié)果不能＂抵消“

或“超越”這種改變

當改變影響電離平衡的條件后，分析兩種微粒濃

度之比的變化時，若通過平衡移動的方向不能作

出判斷，可采用化學平衡常數(shù)進行定量分析

．遼墨．

能力概述

特如逐級電離平衡常數(shù)：K1>凡＞

影響

因素f只與溫度有關(guān)，升高溫度，

K值增大理解與辨

l

電離（平衡）析能力、

常數(shù)K意義［飛五又了越易電離，酸（堿）分析與推

性越強測能力

判斷弱酸（或弱堿）的相對強

應用1弱、鹽溶液的酸堿性強弱、

復分解反應能否發(fā)生、判斷

微粒濃度比值的變化

．遼墨．

命題解讀

變化將電離常數(shù)由科學視野移到正文部分，增加有關(guān)平衡常數(shù)

斷

計算的例題，增加“思考與討論”欄目。討論電離常數(shù)與酸性強

教1

：弱的關(guān)系，以及通過酸與鹽發(fā)生的復分解反應判斷弱酸的電離

舊

常數(shù)的相對大小

高頻考點分析近幾年高考化學試題，在選擇題中常結(jié)合圖像考

洘

：查電離常數(shù)的計算和應用。

惘

預測考向新的一年高考仍將圍繞句電離常數(shù)的影響因素；＠電

陡

腐常數(shù)的計算；＠利用電離常數(shù)判斷電解質(zhì)相對強弱、鹽溶液

斷

的酸堿性強弱、離子濃度比值的變化趨勢等出題

．遼墨．

考向1．電離平衡常數(shù)的應用

典例突破

(2021吉林東北師大附中月考）酒石酸是葡萄酒中主要的有機酸之一，它的

結(jié)構(gòu)簡式為HOOCCH(OH)CH(OH)COOH（簡寫為H上）。已知：25°C時，H2R

和H2C03的電離平衡常數(shù)如下，下列說法正確的是()

七學式IH2R~2C03

ai=9.1X10-4ai=4.2X10-7

電離平衡常數(shù)

10-11

a2=4.3X10-5a2=5.6X

．遼墨．

A.NaHR溶液呈酸性，且溶液中c(Na+)>c(HR-)>c(H2R)>c(R2-)

B在Na2R溶液中通入足暈CO2生成的鹽是NaHR和NaHC03

C.1molH2R分別與足量的NaOH、Na2C03、Na反應消耗三者的物質(zhì)的量

之比為1:1:1

D.25°C時，將等物質(zhì)的暈濃度的Na2R和NaHC03溶液等體積混合，反應的

離子方程式為R2-+HC03======;;HR-+CO~-

．遼墨．

答案C

1X10-14

解析對于H2R來說，Ka1(H2R)=9.1X10-4，則HR-的Kh=~=l.1X10-11,

9.1X10-4

由于Ka2(H水）＝4.3XI0-5>Kh(HR-)，則NaHR在溶液中以電離為主，溶液呈酸

性，所以溶液中c(Na+)>c(HR-)>c(R2-)>c(H2R),A不正確；由于

Ka2(H水）＝4.3XI0-5>Ka1(H2C03)，所以在Na2R溶液中通入足量CO2氣體，不

能發(fā)生反應，B不正確；1molH2R分別與足量的NaOH、Na2C03、Na反應，

都生成Na2R，且Na2C03轉(zhuǎn)化為NaHC03，所以消耗NaOH、Na2C03、Na物質(zhì)

的量都為2mol，則消耗三者的物質(zhì)的量之比為1:1:l,C正確；25°C時，將

等物質(zhì)的量濃度的N'1iR和NaHC03溶液等體積混合，由于

Ka2(H水）＝4.3XI0-5>Ka2(H2C03)，所以不能發(fā)生反應，D不正確。

.

考題點睛

葡萄酒中主要的有機酸之

-—酒石酸形成利用

應用電離常數(shù)判斷酸式鹽電離常數(shù)

判斷酸性

的酸堿性、判斷酸與鹽反

應的產(chǎn)物和離子方程式核II強弱和

、U

J＂較強酸

判斷一種弱酸與另一種弱素制較弱酸”

酸的鹽溶液反應的產(chǎn)物時，丿養(yǎng)模型并應

并不是簡單的陰、陽離子用該模型

的交換解決實際

依據(jù)“K越大，酸性越強”問題

＂較強酸制較弱酸＂的原

則進行判斷

．遼墨．

針對訓練

1.（選擇性必修第一冊P60,4題改編）向0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中加水

或加入少量CH3COONa晶體時，下列有關(guān)敘述不正確的是()

A都能使溶液的pH增大

B都能使溶液中c(H守c(CH3COO-)減小

c(CH3COO-)

C都能使溶液中比值增大

c(CH3COOH)

c(H勹?c(CH3coo-)

D溶液中不變

c(CH3COOH)

．遼墨．

答案B

解析醋酸中存在CH3COOH~CH3Coo-+H+，溫度不變，溶液中Ka不變，即

c(H勹?c(CH3coo-)

不變，D正確。加水稀釋，雖促進醋酸的電離，但溶液中c(H+）、

c(CH3COOH)

c(CH3CQO-)減小，pH增大；加入少量CH3COONa晶體時引入CH3Coo-,

c(CH3COO-)增大，醋酸的電離平衡向逆反應方向移動，c(H+)減小，pH增大，A

c(H+)·c(CH3COO-)

正確。加入少量CH3COONa晶體后K產(chǎn)不變，而c(CH3COOH)

c(CH3COOH)

c(CH3COO-)c(CH3COO-)·c(H+)

變大，則c(H+)·c(CH3Coo-)變大，B錯誤。==

c(CH3COOH)-c(CH3COOH)-c(H勹

奇，c(H+）變小，則比值增大，故C正確。.

2根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)，判斷下列離子方程式或化學方程式正確的是（)

化學式電離平衡常數(shù)

HClOK=3X10-8

H2C03凡＝4.4X10-7從＝4.7X10-11

A向Na2C03溶液中滴加少量氯水：CO才＋2Cl2+H20===2Cl-+2HC10+CO汀

B向NaHC03溶液中滴加少量氯水：2Hco3+c12===c1-+c10-+2co?。獺20

C向NaClO溶液中通少量C02:C02+NaClO+H20===NaHC03+HC10

D向NaClO溶液中通過暈CO2:CO2+2NaClO+H20===Na2C03+2HC10

．遼墨．

答案C

解析由電離平衡常數(shù)可得，酸性H2C03>HC10>HC03，故向Na2C03溶液中滴

加少量氯水，正確的離子方程式為2co;-+c12+H20====C1-+2HC03+CIO-,A錯

誤；氯水中的HCl與NaHC03反應生成NaCl、H心和C02,HClO與NaHC03

不反應，B錯誤；由于酸性H丈Q3>HC10>HC03，向NaClO溶液中通入CO2反

應生成HClO和NaHC03,D錯誤。

.

歸納總結(jié)

電離常數(shù)的四大應用

1判斷弱酸（或弱堿）的相對強弱電離常數(shù)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(shù)越大，對應鹽的水解程度越小鹽溶液的堿性（或酸性）越弱。

3判斷反應能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確

通過強酸制弱酸來判斷。如H2C03:Ka1=4.2X10-7,Ka2=5.6X10-11，苯酚

(C6兒OH):Ka=l.3X10-10，向苯酚鈉(C6兒ONa)溶液中通入的CO2不論是少

暈還是過暈，其化學方程式均為c6兒0Na+C02+H20===C6兒OH+NaHC03a

．遼墨．

4判斷溶液微粒濃度比值的變化

利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。

c(CH3COO-)

如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀釋=

'c(CH3COOH)

c(CH3COO-)·c(H')+_Kac(CH3COO-)

+＝—,稀釋時，c(H+)減小，凡不變，則變大

c(CH3COOH)·c(H+)-c(H勹c(CH3COOH)

．遼墨．

考向2．電離平衡常數(shù)的相關(guān)計算

典例突破

(2021河北衡水中學期中）25°C時，用0.1mol·L-1CH3COOH溶液滴定20mL

0.1mol·L-1NaOH溶液，當?shù)渭覸mLCH3COOH溶液時，混合溶液的pH=7。

已知CH3COOH的電離平衡常數(shù)為Ka，忽略混合時溶液體積的變化。下列

關(guān)系式正確的是()

2x10-72x10-7

A.KaB.V

O.lV-20.1Ka-2

2x10-72x10-8

C.K產(chǎn)

V+20D.Ka=——V

．遼墨．

笨安口示A

2

解析當pH=7時，溶液中c(CH3CQO-)=c(Na+)=~mol·L-1，由物料守恒知

V+20

0.1V20.1V-2

c(CH丈OOH)＝—mol·L-1_mol·L-1=~mol·L-1，再根據(jù)

V+2O—V+2OV+20

c(H勹·c(CH3COO-)、2x10-

k產(chǎn)代入相關(guān)數(shù)據(jù)可得Ka=-

c(CH3COOH)'0.1V-2

.

針對訓練

1．已知常溫下，0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1％發(fā)生電離，下列敘述錯

誤的是（)

A該溶液的pH約為4

B升高溫度，溶液的pH增大

C此酸的電離常數(shù)約為1X10-7

D．山HA電離出的c(H+）約為水電離出的c(H+）的1伊倍

．遼墨．

答案B

解析c(H+)=0.1%X0.1mol·L-1=10-4mol·L-1,pH約為4,A正確；HA在水中存

在電離平衡，升高溫度促使平衡向電離的方向移動，c(H+）將增大，pH會減

c(H勹·c(A-)

小，B錯誤；Ka==~c(HA)~1X10-7,C正確；溶液中由HA電離出的c(H+)=l0-4

mol·L-1，由水電離出的c(H+）約為10-10mol·L-1，由HA電離出的c(H+）約為水電

離出的c(H+)的10對音，D正確。

.

2.(1)(2020全國II卷，26節(jié)選）次氯酸為一元弱酸，具有漂臼和殺菌作甩其電

c(X)

離平衡體系中各成分的組成分數(shù)c5[c5(X)=,X為HCIO或

c10-]與pH的關(guān)系如圖所示。HCIO的電離常數(shù)Ka值為。

100-鄉(xiāng)·-

了Il1--

1_,夕

I、、：II

II,,1I

I\I?II

80III

IHClO、\I',ClO-I

I,III

II\',,,'II

60IIlI

,I,~IlI

宇

、I,II

II,'\lI

"'C

40IIII

I',//'I\II

I,,II

2II:\II

00虛

I,/Il

IyI\I

,,,II,

I1

II、

_I,攀I

5*-6

789~10

pH

．遼墨．

(2)(2019全國I卷26節(jié)選）根據(jù)壓B03的解離反應：H3B03+H心--

H++B(OH)~,Ka=5.81X10噸可判斷壓B03是酸。

(3)已知25°C,NH3·凡0的Kb=l.8X10-5,H2S03的Ka1=1.3XI0-2,Ka2=6.2XI0-80

若氨水的濃度為2.0mol·L-1，溶液中的c(OH-)=_mol·L-1。將

SO灘入該氨水中，當c(OH-)降至1.0X10-7mol·L-1時，溶液中的

c(SO匯

。

c(HS03)

．遼墨．

答案(l)I0-7·5(2)一元弱(3)6.0X10-30.62

解析(l)HClO溶液中存在電離平衡HClO;.=今H++c10-,Hc10的電離常數(shù)

c(H勹·c(CIO-)

k由題圖可知當pH=7.5時，溶液中c(CIO-)=c(HClO),~p甘

產(chǎn)c(HCIO)'

Ka=c(H+)=10-7-5。(2)根據(jù)題目信息中壓B03的解離反應方程式和凡的數(shù)值

可知，H心03為一元弱酸。(3)設(shè)氨水中c(OH-)=xmol·L-1，根據(jù)NH3·莊0的

kb=c(NH切·c(OH-）則二

l.8xlo-5，解得x=6.0x10-3。根據(jù)H2S03的

c(NH3耟0)＇2.0

c(SO伈c(H勹c(SO~-)Ka2

Ka2=當c(OH-)降至l.Oxlo-7mol·L-1時，c(H+）為

c(HS03)'則＝、c(HS03)-c(H勹'

c(SO令）6.2x10-8

mol·L-1門1

l.Ox10-7，人」＝7=0.62。

c(HS03)1.ox10-.

歸納總結(jié)

有關(guān)