高考化學(xué)總復(fù)習(xí)第七單元水溶液中的離子反應(yīng)與平衡 第1講 電離平衡

第七單元水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

第1講電離平衡

復(fù)習(xí)目標(biāo)

1.理解弱電解質(zhì)在水中電離平衡建立及其影響因素。2.能利用電離平衡常

數(shù)進行相關(guān)計算。

考點一弱電解質(zhì)的電離平衡

基礎(chǔ)自主夯實

1.電離平衡的建立

在一定條件下，當(dāng)畫弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和畫離子結(jié)合成分子

的速率相等時，電離過程就達到平衡。

如圖所示

（1）開始時，N電離）畫最大，而貝結(jié)合）為國。。

（2）平衡的建立過程中，貝電離）畫》V（結(jié)合）。

（3）當(dāng)M電離）圓三M結(jié)合）時，電離過程達到平衡狀態(tài)。

2,電離平衡的特征

（―逆：可逆過程

儀電離）E]=r，（結(jié)合）物XO

一定：各組分濃度保持恒定不變

I—變：條件改變，平衡發(fā)生移動

3.影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素

內(nèi)因：質(zhì)弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)是決定因素。

溫度：電離是留啰遨過程。溫度升高,電離

程度圈增大；反之，電離程度網(wǎng)減小

增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡向

濃度,畫電離方向移動

加水稀釋,電離平衡向圓空置她移動

外

ml同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電

解質(zhì)電離出相同離子的強電解質(zhì).電離平

衡向一生成弱電解質(zhì)分子的方向移動

化學(xué)反應(yīng)：若外加物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出

的離子發(fā)生反應(yīng)，電離平衡向國電置方向

移動

誤點查正請指出下列各說法的錯因

(1)氨溶于水，當(dāng)NH3?H2O電離出的C(OH-)=c(NH3)時，表明NH3?H2O

電離處于平衡狀態(tài)。

錯因：NEh?H2。電離出的C(OH-)始終等于C(NH豐)，并不能表明NE?HzO

的電離處于平衡狀態(tài)。

(2)25℃時，向0.1mol?L-1CH3C。OH溶液中加水進行稀釋，各離子濃度均

減小。

錯因：酸溶液被稀釋，溶液PH增大，c(OH-)增大。

(3)常溫下，由0.1mol?LT一元堿BOH的pH=10,可知溶液存在BoH==B

+

+OH^o

錯因：常溫下，若BoH為一元強堿，則pH=13,故BOH為弱堿，BOHB

++OHL

(4)向氨水中加入少量NH4CI固體，會使溶液的PH增大。

錯因：加入少量NHKl固體，電離平衡逆向移動，C(OFT)減小，PH減小。

(5)強電解質(zhì)都是離子化合物。

錯因：許多共價化合物如強酸、氯化鋁等都是強電解質(zhì)。

(6)電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大。

錯因：0.1―molL-i—CHBCOOH溶液加水稀釋，醋酸分子濃度、醋酸根離子

濃度、氫離子濃度均減小°

課堂精講答疑

1.電離平衡也屬于平衡體系，具有平衡體系的一切特征，也受外界條件如溫

度、濃度等的影響，其變化也適用平衡移動原理來解釋。

+

以CH3COOHCH3COO-+HΔH>O為例分析:

移動

+

改變條件〃(H+)C(H)C(CH3COO')電離程度

方向

升溫向右增大增大增大增大

加水稀釋向右增大減小減小增大

濃度

加冰醋酸向右增大增大增大減小

加固體醋

向左減小減小增大減小

同離子酸鈉

效應(yīng)通入HCl

向左增大增大減小減小

氣體

加入與加固體氫

向右減小減小增大增大

弱電解氧化鈉

質(zhì)離子

反應(yīng)的加入鎂粉向右減小減小增大增大

物質(zhì)

2.外界條件對電離平衡影響的四個“不一定”

(1)加水稀釋電解質(zhì)時，溶液中離子的離子濃度不一定減小。如因為溫度不變,

KW=C(H+)?c(0H-)不變，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H+)減小，故C(OH-)增

大。

⑵電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小。如對于NH3H2ONH：

+0H-,平衡后，通入氨氣，C(NH3?H2O)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理,

只能“減弱”而不能消除這種改變，再次達到平衡時，C(NH3?H20)比原平衡時大。

(3)電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，如在CIhCOOH溶液中加水稀釋

或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但C(H+)比原平衡時要小。

(4)電離平衡右移，電離程度也不一定增大，如增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平

衡向右移動，弱電解質(zhì)的電離程度減小。

3.電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的判斷

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由

移動離子的濃度越大、離子所帶電荷數(shù)越多，導(dǎo)電能力越強。

將冰醋酸和稀醋酸分別加水稀釋,其導(dǎo)電能力隨加水量的變化曲線如圖所示:

(I)OA段隨加水量的增多，導(dǎo)電能力增強，其原因是冰醋酸發(fā)生了電離，溶

液中離子濃度增大。

(2)AB段導(dǎo)電能力減弱，原因是隨著水的加入，溶液的體積增大，離子濃度

減小，導(dǎo)電能力減弱。

題組I凡固提升

角度一弱電解質(zhì)的電離特點

1.下列操作能證明HF是弱電解質(zhì)的是()

A.用氫氟酸在玻璃上刻字

B.用氫氟酸做導(dǎo)電性試驗，燈泡很暗

C.在0.1mol/L的HF溶液中加水，測得c(OH-)增大

D.常溫下，在IOmLPH=2的HF溶液中加入IOmLO.01mol/LNaOH溶液，

混合溶液呈酸性

答案D

解析用氫氟酸在玻璃上刻字，是因為HF與玻璃中的二氧化硅反應(yīng)，不能

證明HF是弱電解質(zhì)；用氫氟酸做導(dǎo)電性試驗，燈泡很暗，沒有指明濃度，沒有

與強酸對比，不能說明它是否全部電離；不論是強酸還是弱酸，在0」mol/L的酸

溶液中加水，C(OH-)均增大；在IomLPH=2的HF溶液中加入IomLO.01mol/L

NaOH溶液，混合溶液呈酸性，說明酸因濃度大而過量，沒有完全電離。

2.下列不能用來判斷CH3COOH是一種弱酸的說法是()

A.向pH=3的Hcl溶液中加入CHsCOONa固體，溶液PH增大

B.PH相同的鹽酸和CH3COOH溶液，取相同體積分別用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液滴

定測其濃度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的體積較大

C.0.1mol?LTCH3COOH溶液的pH>l

D.相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的CH3COOH溶液和鹽酸分別與足量的活

潑金屬反應(yīng)，消耗金屬的量相同

答案D

解析相同濃度和體積的兩溶液中溶質(zhì)物質(zhì)的量相同，消耗的金屬的量相同,

不能說明二者的酸性強弱。

E方法規(guī)律弱電解質(zhì)的判斷方法

⑴濃度與PH的關(guān)系。如0.1mol?L-'CH3COOH溶液的pH>l,則可證明

CH3COOH是弱電解質(zhì)。

(2)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。

(3)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IOoo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。

角度二弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

3.稀氨水中存在著下列平衡：NH3?H2ONHf+OH-,若要使平衡逆向

移動，同時使C(OH-)增大，應(yīng)加入的適量物質(zhì)或操作是()

A.NHKl固體B.硫酸

C.NaOH固體D.加熱

答案C

4.常溫下，將濃度為0?lmol?L-∣的HF溶液加水稀釋，下列各量保持增大

的是()

+

c(F^)c(H)

①c(H+)②c(F-)③C(OH-)④Ka(HF)⑤KW(?而⑦加行

A.①⑥B.②④

C.③⑦D.④⑤

答案C

解析HF是弱電解質(zhì)，加水稀釋促進HF的電離，但C(H+)、C(F-)、C(HF)

都減??；溫度不變，KV不變，c(H+)減小，貝IJC(OH-)增大；溫度不變，Ka(HF)不

變，器系:倦，,C(F一)減小，則黑Fb曾大;根據(jù)電荷守恒知，c(H+)=C(OIT)

C(F-)c(H+)-c(0H^)C(OH)C(OH-)c(F^)

+*F-),則,(H+)=而5=1—c(H+)，c(H+)增大，故c(H+)減小°綜

c(H+)

上所述，C(OH-)、《雨保持增大。

E思維建模電離平衡移動過程中粒子濃度比值變化的判斷

c(H+)H(H+)

(1)同一溶液，濃度比等于物質(zhì)的量比。如HF溶液：砥麗=又麗。(由濃度

比變成物質(zhì)的量比)

C(H+)

⑵將濃度比換算成含有某一常數(shù)的式子，然后分析。如HF溶液：不麗

C(H+)'C(F-)Ka

C(HF廠而廣而?(由兩個變量轉(zhuǎn)變?yōu)橐粋€變量)

角度三電離平衡與溶液導(dǎo)電性綜合判斷

5.一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程P電能力

中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，下列說法正確的是/?

A.a、b、C三點溶液的pH:c<a<b加水體心、

B.a、b、C三點CEhCOOH的電離程度：c<a<b

C.用濕潤的PH試紙測量a處溶液的pH,測量結(jié)果偏小

D.a、b、C三點溶液用ImolLTNaOH溶液中和，消耗NaOH溶液體積:

c<a<b

答案C

解析A項，由導(dǎo)電能力知c(H+):b>a>c,故pH:c>a>b;B項，加水體積

越大，越利于CH3COOH電離，故電離程度:c>b>a;D項,a、b、C三點O(CH3COOH)

相同，用NaOH溶液中和時消耗”(NaOH)相同，故消耗V(NaOH):a=b=c0

6.電導(dǎo)率可用于衡量電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強弱。室溫下，用(MOOmoIL-

1

氨水滴定10mL濃度均為0.100mol?L-∣的HCl和CH3COOH的混合液，滴定

過程中溶液電導(dǎo)率曲線如圖所示。下列說法正確的是()

A.①溶液中c(H+)為0.200mol?L-'

B.溶液溫度高低為①>③>②

C.③點溶液中有C(O-)>c(CH3CoO-)

D.③點后因離子數(shù)目減少使電導(dǎo)率略減小

答案C

解析醋酸為弱電解質(zhì)，①點溶液c(H+)<0.200mol?LT,故A錯誤；酸堿中

和反應(yīng)放熱，①點溶液溫度較低，故B錯誤；③點時恰好完全反應(yīng)生成等物質(zhì)的

量的氯化鐵和醋酸鐵，其中CH3C00一發(fā)生微弱水解，則③點溶液中：C(Cl

-)>C(CH3COO-)J故C正確；③點后，溶液體積變大，溶液中離子濃度減小導(dǎo)致

電導(dǎo)率減小，故D錯誤。

考點二電離平衡常數(shù)

基礎(chǔ)自主夯實

1.電離平衡常數(shù)的概念

在一定條件下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一

定的關(guān)系。對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中畫弱電解質(zhì)電離所生成的各種

離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù),該常數(shù)叫做電離

平衡常數(shù)，簡稱畫電離常數(shù),用K表示(弱酸的電離平衡常數(shù)用Ka表示，弱堿

的電離平衡常數(shù)用Kb表示)。

2.電離平衡常數(shù)的表達式

(1)對于一元弱酸HA

HAH++A^

__c(H+)?c(A-)

電離常數(shù)Ka=∣01]C(HA)

(2)對于一元弱堿BOH

BOHB++OFT

_^(OH-)?c(B+)

電離常數(shù)Kb=∣02∣C(BOH)

3.電離平衡常數(shù)的影響因素及特點

(1)影響因素

①內(nèi)因(決定因素)：弱電解質(zhì)詢本身的性質(zhì)。

②外因：電離平衡常數(shù)只受溫度影響。

(2)特點

①某弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只與回溫度有關(guān)，與該弱電解質(zhì)的濃度、酸堿性

無關(guān)，由于電離過程是畫吸熱的,故溫度升高，疝閘增大。

②多元弱酸是分步電離的，各步電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系為廚Kal>Ka2>Ka3,

通常Kal>>Ka2,故多元弱酸的酸性一般取決于其函第一步電離。多元弱堿的情況

與多元弱酸類似。

4.電離平衡常數(shù)表示的意義

相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越國易電離，其酸性或堿性相對

越國強。

5

例如，在25℃時，Ka(HNO2)=4.6x10-4,/Ca(CH3COOH)=1.8×10^,因而

相同條件下，HNO2的酸性比CH3COOH強。

誤點查正請指出下列各說法的錯因

(1)不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(用不同。

錯因：對于同一弱電解質(zhì)，K僅受溫度影響，與濃度無關(guān)。

(2)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。

錯因：溫度不變，K不變。

(3)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的C(H+)大。

錯因：溶液中c(H+)還與酸溶液濃度有關(guān)。

(4)H2CO3的電離常數(shù)表達式：

C2(H+)?C(COΓ)

Ka~C(H2CO3)-

C(H)?c(HCO0)

錯因：H2CO3是二元弱酸，分兩步電離，則Kal=C(H2C()3)、Ka2=

c(H+)?c(∞Γ)

c(H∞χ)-

課堂精講答疑

1.電離平衡常數(shù)的應(yīng)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。如常溫

8

下,CH3COOH的Ka=I.75x10-5,HClo的Ka=2.95×10-,則酸性強弱為

CH3COOH>HClOo

(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱。弱酸或弱堿的電離常數(shù)越大，對應(yīng)鹽的

水解程度越小，鹽溶液的堿性(或酸性)越弱。如醋酸的Ka=I.75x10-5,次氯酸的

Ka=2.95x10-8,則相同濃度的醋酸鈉和次氯酸鈉溶液的pH:醋酸鈉〈次氯酸鈉。

(3)判斷反應(yīng)能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確。一般強酸能將弱酸從其鹽溶液

中置換出來。

如：常溫下,H2CO3和HClo的電離常數(shù)分別為H2CO3：Kal=4.4x10-7,乂2

=4.7xlOTI

HClO:Ka=3.0x10-8

故酸性：H2CO3>HClO>HCOi

因此：①HCIO與NaHCo3溶液不反應(yīng)。

②HCIo與Na2CO3溶液反應(yīng)：COV+HClO=HCOf+ClCT。

③向NaClO溶液中通入CO2：Clcr+H2θ+CCh=HClO+HCCK(反應(yīng)方程

式與通入CO2的量無關(guān))。

(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。如:

C(CH3C00^)C(CH3COCΓ)?c(H+)

01molLCH3COOH溶液中加水稀釋，C(CH3C00H)=c(CH3C00H)?c(H+)=

KaC(CH3COO)

市y,加水稀釋時，C(H+)減小，Ka不變，貝J(CH3C00H)增大。

2.有關(guān)電離常數(shù)計算的三種題型(以弱酸HX為例)

⑴已知C始(HX)和C(H+),求電離常數(shù)。

HXH++X

起,始/.C始(tHuvX?)OnOA

(mol????)*

平衡’.C始(HX)-C(H+)c(H+)c(H+)

(mol?L?)te

,C(H+)?c(X-)C2(H+)

+

貝IJKa=C(HX)=Cte(HX)-C(H)

由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理：C始(HX)

C2(H+)

始則心市K，代入數(shù)值求解即可。

-c(H+)≈c(HX),Ka1C始(HAj

⑵已知C始(HX)和電離常數(shù)，求c?(H+)°

同理可得κa=則c(H+)=4Ka?c始(HX),代入數(shù)

。始(口入)-C(H)。始入)

值求解即可。

(3)特定條件下的Ka或Kb的有關(guān)計算

25℃時，amol?L“弱酸鹽NaA溶液與bmol?L∣的強酸HB溶液等體積

混合，溶液呈中性，則HA的電離常數(shù)Ka求算三步驟：

第一步一電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=C(OH-)+c(A-)+c(B-)。C(A-)=c(Na+)

a-b

-c(B-)=2

aaci—b

第二步一元素質(zhì)量守恒：c(HA)+c(A-)=于C(HA)=5-F

a-b

10-7

c(H+)?c(A-)×2

第三步一K=

c(HA)aa-b

3.電禺度

⑴概念：一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經(jīng)電

離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)。

已電離的弱電解質(zhì)的濃度…一

⑵表達式：α弱電解質(zhì)的初始濃度x'007°或ɑ

已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)

溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)X九

(3)影響因素

升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大；降低溫度，

溫度

電離平衡向左移動，電離度減小

當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時，電離度減??；當(dāng)弱電解質(zhì)溶

濃度

液濃度減小時，電離度增大

(4)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。

題組鞏固提升

角度一電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

1.已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10-?4.6x10-4、4.9x10-K)分別是下列有關(guān)的三

種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCN+HNO2==HCN+NaNO2；

NaCN+HF=HCN+NaF；NaNO2+HF=HNO2+NaF,由止匕可判斷下列敘述不

正確的是()

A.Ka(HF)=7.2x10-4

B.Ka(HNO2)=4.9x10“°

C.根據(jù)其中兩個反應(yīng)即可得出三種酸的強弱關(guān)系

D.Ka(HCN)<Ka(HNCh)<Ka(HF)

答案B

2.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()

酸HXHYHZ

電離常數(shù)K9×10^79×W6l×10^2

A.三種酸的強弱關(guān)系：HX>HY>HZ

B.反應(yīng)HZ+Y--HY+Z-能夠發(fā)生

C.相同溫度下，0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液PH最大

D.相同溫度下，1mol∕LHX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol∕LHX溶液的電離

常數(shù)

答案B

角度二電離平衡常數(shù)的相關(guān)計算

3.(1)在25C下，將αmol?L-的氨水與0.0ImOILT的鹽酸等體積混合,

反應(yīng)平衡時溶液中C(NHO=C(CI)則溶液顯_______(填“酸”“堿”或“中”)性；用

含a的代數(shù)式表示NH3-H2O的電離常數(shù)Kb=o

(2)已知常溫常壓下，空氣中的C02溶于水，達到平衡時，溶液的pH=5.60,

5

C(H2CO3)=1.5×10-mol?L-'o若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則

H2CO3HCOi"+H+的平衡常數(shù)KaI=。(已知107.60=2.5x10-6,保留

兩位有效數(shù)字)

10-9

答案⑴中丁麗(2)4.2×10-7

u-U.UI

解析(1)氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中，電荷守恒關(guān)系式為C(NH3)+

C(H+)=C(Cl-)+C(OH)因C(NH/)=C(Cl)故有c(H+)=c(OH)溶液顯中性。

C(NHq)?c(OH-)0.005X10-7ι0-9

=

Kb=C(NH3?H2O)annn.=a-0.01°

C-U.UUJ

+

4.已知草酸為二元弱酸：H2C2O4HC2O4+HKai,HC2O4C2θΓ+

H+Ka2,常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液,

所得溶液中H2C2O4、HC2θ4sC20K三種微粒的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)0)與溶液PH的關(guān)

系如圖所示。

I-H2C2O4

2-HC20;

3-C,θΓ

則常溫下：

⑴Kal=o

(2)Ka2=o

2

、、C(HC2Oi)

(3)溶液中C(H2C2θ4>c(C2θ?)=-------------

答案(I)Io-I?2(2)10^4?2(3)1000

E方法技巧利用分布系數(shù)圖像計算弱酸的電離常數(shù)

某二元弱酸(H2A)溶液中，H2AsHA-sA?-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)次X)隨PH的變化

如圖所示：已知3")=C(H2A)+C(HA-)+c(A2-)_

二元弱酸中存在電離平衡:

H2AFT+HA-KaI

+2

FLVH+A"Ka2

a點(PH=I.5):<5(H2A)=3(HA-)即c(HA^)=c(H2A)

C(H+)?c(HA-)

Kal=c(H+)=101.5

~c(H2A)-

b點(PH=4):J(HA-)=J(A2^),即C(HA-)=C(A2-)

C(H+)?C(A2-)

Ka2=-C(HA-)-=c(H+)=W4

核心素養(yǎng)科學(xué)探究與創(chuàng)新意識——強酸（堿）與弱酸（堿）

的比較

［素養(yǎng)要求］通過對強酸（堿）與弱酸（堿）的性質(zhì)比較進行總結(jié)，加強對強弱電

解質(zhì)概念的理解，提高理論聯(lián)系實際的能力。

口素養(yǎng)提升

弱電解質(zhì)與強電解質(zhì)的根本區(qū)別在于弱電解質(zhì)不完全電離，存在電離平衡,

常用以下幾種形式進行比較。

1.實驗設(shè)計判斷強、弱電解質(zhì)

實驗設(shè)計思路：以判斷室溫下某酸（HA）是否為弱酸為例

實驗方法結(jié)論

①測0.01moI?L-'HA溶液的PHpH=2,HA為強酸pH>2,HA為弱酸

②測NaA溶液的PHpH=7,HA為強酸pH>7,HA為弱酸

③相同條件下，測相同濃度的HA和若HA溶液的導(dǎo)電能力比HCl溶液的弱，

HCl溶液的導(dǎo)電能力則HA為弱酸

④測相同PH的HA溶液與鹽酸稀釋

若HA溶液的PH變化較小，則HA為弱酸

相同倍數(shù)前后的PH變化

⑤測等體積、等的溶液、鹽

PHHA若HA溶液反應(yīng)過程中產(chǎn)生H2較快且最終

酸分別與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的快慢產(chǎn)生H2的量較多，則HA為弱酸

及H2的量

⑥測等體積、等PH的HA溶液和鹽

若HA溶液耗堿量大，則HA為弱酸

酸中和等濃度堿所需堿的量

2.兩方面突破一元強酸與一元弱酸的比較

⑴相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

\比較

中和堿與活潑金屬反開始與金屬反

'目

c(H+)PH

的能力應(yīng)產(chǎn)生的量應(yīng)的速率

酸\H2

鹽酸大小大

相同相同

醋酸溶液小大小

⑵相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

\比較

與足量活潑金

中和堿開始與金屬反

%目

+

c(H)c(酸)屬反應(yīng)產(chǎn)生H2

的能力應(yīng)的速率

酸\

的量

鹽酸小小少

相同相同

醋酸溶液大大多

注意：一元強堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。

3.圖像法理解強酸、弱酸的稀釋規(guī)律

⑴相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

PHp

7CH￡00H.............,f'CH,CQOH............

a

b可

0V,H水）0v∣Vi~∏4q

加水稀釋相同的倍數(shù)，加水稀釋到相同的pH,鹽

醋酸的PH大酸加入的水多

⑵相同體積、相同PH的鹽酸、醋酸

PHIpHI

L7HCi>?>'''

Z6HC><>"....

p^∩CH3C()()HcΓ∕p,fcH3COOH

OV'W水)O?κiξziq

加水稀釋相同的倍數(shù)，加水稀釋到相同的pH,醋酸

鹽酸的PH大加入的水多

4.一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

□素養(yǎng)專練

角度一強、弱電解質(zhì)的判斷

1.室溫下，下列事實不能說明NH3?H2O為弱電解質(zhì)的是（）

A.0.1mol?LTNH3?H2O的PH小于13

1

B.0.1mol-L^NH4Cl溶液的pH小于7

C.相同條件下，濃度均為0?lmol?L-∣NaOH溶液和氨水，氨水的導(dǎo)電能力

弱

D.0.1mol?L-'NH3?H2O能使無色酚酸試液變紅色

答案D

解析D項，只能說明NE?H2。顯堿性，不能說明其是弱堿。

2.下列能說明醋酸是弱電解質(zhì)的組合是（）

①醋酸能與水以任意比例互溶②白醋中滴入石蕊溶液呈紅色③0.1

mol?L-∣醋酸的PH比0.1mol?L-∣鹽酸的PH大④蛋殼浸入白醋中有氣體放

出⑤0.1molLτ醋酸鈉溶液pH=8.9⑥大小相同的鋅粒與相同物質(zhì)的量濃度

的鹽酸和醋酸反應(yīng)，醋酸產(chǎn)生H2的速率慢

A.②⑤⑥B.③④⑤⑥

C.③⑤⑥D(zhuǎn).①②

答案C

角度二強酸（堿）與弱酸（堿）的性質(zhì)比較

［陽，,∣曲線口

3.某溫度下，HNo2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為

/蕓三=曲線I

5.0x10-4和1.7x10-5。將PH和體積均相同的兩種酸溶液分別Γ''

一加水.積

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.曲線I代表HNo2溶液

B.溶液中水的電離程度：b點〉c點

c（HA）?c（OH^）

C.從C點到d點，溶液中C（A-）一^保持不變（其中HA、A-分別代表相

應(yīng)的酸和酸根離子)

D.相同體積a點的兩溶液分別與NaoH恰好中和后，溶液中〃(Na+)相同

答案C

解析由Ka(HNO2)>Ka(CLhCOOH)可知，酸性HNo2〉CH3COOH。pH相同

的兩種酸稀釋相同倍數(shù)時，酸性強的PH變化大，所以曲線∏為HNθ2,A錯誤。

b、C兩點處，b點酸性強，對水的電離抑制程度大，所以水的電離程度：c點>b

C(HA)?c(OH-)C(HA)?c(OH-)?c(H+).KwP-

點，B錯誤。從C點到d點,

C(A-)c(A-)?c(H+)=Ka，KW和Ka

是兩個常數(shù)，只要溫度不變，比值就不變，C正確。a點PH相同，則CHBCOOH

的濃度大，恰好中和時消耗的NaoH多，即溶液中〃(Na+)多，D錯誤。

4.在一定溫度下，有a.鹽酸，b.硫酸，c.醋酸三種酸(用a、b、C填空)。

(1)當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，c(H+)由大到小的順序是_______o

(2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和同物質(zhì)的量濃度的NaOH溶液的

能力由大到小的順序是_______o

(3)若三者c(H+)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是_______o

(4)當(dāng)三者c(H+)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產(chǎn)生

氣體的體積由大到小的順序是_______o

(5)當(dāng)三者c(H+)相同且體積相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的

鋅，則開始瞬間反應(yīng)速率的大小關(guān)系為若產(chǎn)生相同體積的HM相同狀

況)，反應(yīng)所需時間的長短關(guān)系是_______o

(6)將c(H+)相同的三種酸均加水稀釋至原來的IOO倍后，c(H+)由大到小的順

序是O

答案(1)b>a>c(2)b>a=c(3)c>a>b

(4)c>a=b(5)a=b=ca=b>c

(6)c>a=b

高考真題演練

1.(2022?海南高考改編)NaC10溶液具有漂白能力。已知25℃時，Ka(HCIo)

=4.0×10-8o下列關(guān)于NaCIo溶液說法不正確的是()

A.0.01mol?LT溶液中，c(C10^)<0.01mo]L''

B.長期露置在空氣中，釋放。2,漂白能力減弱

C.通入過量SO2,反應(yīng)的離子方程式為Sθ2+CKT+H2O=HSOJ+HClO

D.25℃,pH=7.0的NaClO和HClO的混合溶液中，C(HClo)>c(C10)=

c(Na+)

答案C

2.(2022?浙江6月選考)25℃時,苯酚(CGHSOH)的Ka=LOXlOT°,下列說法

正確的是()

A.相同溫度下，等PH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O

^)>c(CH3COO^)

B.將濃度均為0.10mol?L-'的C6H5ONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的PH

均變大

C.25。C時,C6H5OH溶液與NaOH溶液混合，測得pH=10.00,則此時溶

液中C(C6H5O-)=C(C6H5OH)

D.25℃時，0.1OmoI?L∣的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固體，水的

電離程度變小

答案C

3.(2022?全國乙卷)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)=LOXIO-3。在某體系中,

H+與A-離子不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。

溶液I膜溶液n

pH=7.0pH=l.0

H*+A>=≡HΛ'?-->HΛ^H*+Λ'

設(shè)溶液中C,總(HA)=C(HA)+c(A-),當(dāng)達到平衡時，下列敘述正確的是()

A.溶液I中c(H+)=c(OH-)+c(A-)

(c(A-))1

B.溶液II中的HA的電離度［cχ(HA)J為而

C.溶液I和II中的C(HA)不相等

D.溶液I和II中的C總(HA)之比為10^4

答案B

解析常溫下，溶液I的pH=7.0,則溶液I中C(H+)=C(OH-)=1x10-7

mol∕L,c(H+)<c(OH-)+c(A-),A錯誤；常溫下，溶液∏的PH=I.0,溶液中C(H

c(H+)?c(A^),

+)=0.1mol/L,Ka=C(HA)=LOx-總(HA)=C(HA)+C(A)則

0.1c(A-),c(A^)1

C總(HA)—C(A-)=L0X"解得煮的=而，B正確；根據(jù)題意，未電離的HA

可自由穿過隔膜，故溶液I和∏中的C(HA)相等，C錯誤；常溫下溶液I的PH=

、c(H+)?c(A^)、

7.0,則C(H+)=1x10-7moi∕L,Ka=------=1.0×10^3,C總(HA)=C(HA)+c(A

C(I^iA)

10-7[C?(HA)-C(HA)],，

3

^),-----六而------=1?0×10-J則溶液【中C總(HA)=(IO4+i)c(HA),溶

c(H+)?c(A^),

液∏的PH=Lo,貝IJc(H+)=0.1mol∕L,Ka=C(HA)=LoXlo一,c總(HA)=C(HA)

0.1[c?(HA)-c(HA)],

+’(AD，—---------=1.0×10-3,溶液Il中c,?(HA)=1.01c(HA),因為

溶液1和∏中的C(HA)相等，故溶液I和H中C總(HA)之比為[(g+Dc(HA)]：

[!.Olc(HA)]=(104+1)：1.01^104,D錯誤。

4.(2022?遼寧高考)甘氨酸(NH2CH2COOH)是人體必需氨基酸之一。在25℃

時，NHyCH2COOH、NH寸CH2COO-和NH2CH2COO-的分布分?jǐn)?shù)

?c(A2-)^

如次A?1=MHA-\“A?1與溶液PH關(guān)系如圖。下列說法錯誤的是

C(H2A)+C(HA)+C(A)

()

L0

8

分o.

布o(jì).6

分o.

4

數(shù)o.

2

0

O246CO4

Io12

A.甘氨酸具有兩性

B.曲線C代表NH2CH2COO-

C.NH^CH2COO-+H2ONH才CH2COOH+OIT的平衡常數(shù)K=Io-Il$5

2

D.C(NH?CH2COO-)<C(NHyCH2COOH)?c(NH2CH2COO-)

答案D

5.(2021.浙江高考)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()

A.25C時，若測得0.01mol?L-'NaR溶液pH=7,則HR是弱酸

B.25C時,若測得0.0ImOlL-IHR溶液pH>2且pH<7,則HR是弱酸

C.25C時，若測得HR溶液pH=",取該溶液10.0mL,加蒸儲水稀釋至

IOSOmL測得PH="h-a<l,則HR是弱酸

D.25℃時，若測得NaR溶液pH=%取該溶液10.0mL,升溫至50℃,

測得pH=乩a>b,貝IJHR是弱酸

答案B

解析25℃時，若測得0?01mol?L"NaR溶液pH=7,可知NaR為強酸強

堿鹽，則HR為強酸，A錯誤；25℃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-',則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,加蒸儲水稀釋至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°C,促進水的電離，水的離子積常數(shù)增大，pH減小，D錯誤。

6.（2020.浙江高考）下列說法不正確的是（）

A.2.0×10^7mol?L^l的鹽酸中c（H+）=2.0×10^7mol?LT

B.將K。溶液從常溫加熱至80℃,溶液的PH變小但仍保持中性

C.常溫下，NaCN溶液呈堿性，說明HCN是弱電解質(zhì)

D.常溫下，pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，溶液PH增大

答案A

解析溶劑水電離出的氫離子濃度的數(shù)量級與溶質(zhì)HCl電離的氫離子濃度的

數(shù)量級相差不大，則計算鹽酸中氫離子濃度時，不能忽略水電離出的氫離子，其

數(shù)值應(yīng)大于2.0X10-7,故A錯誤。

7.（2020?北京高考）室溫下，對于ILSlmolLT醋酸溶液。下列判斷正確的

是（）

A.該溶液中CH3COO-的粒子數(shù)為6.02×lO22

B.加入少量CIhCOONa固體后，溶液的PH降低

C.滴加NaOH溶液過程中，∕ι(CH3C00-)?拉(CH3COOH)之和始終為0.1mol

+

D.與Na2CO3溶液反應(yīng)的離子方程式為COS-+2H=H2O+CO2↑

答案C

8.(2021.河北高考節(jié)選)雨水中含有來自大氣的Co2,溶于水中的CO2進一

步和水反應(yīng)，發(fā)生電離：

①CO2(g)CO2(aq)

+

②CO2(aq)+H2O(I)H(aq)+HCOf(aq)

25°C時，反應(yīng)②的平衡常數(shù)為K。

溶液中Co2的濃度與其在空氣中的分壓成正比(分壓=總壓X物質(zhì)的量分?jǐn)?shù))，

比例系數(shù)為ymol?L-I?kPa1當(dāng)大氣壓強為PkPa,大氣中CO2(g)的物質(zhì)的量

分?jǐn)?shù)為X時，溶液中H+濃度為mol?L-∣(寫出表達式，考慮水的電

離，忽略HC(M的電離)。

答案7κpχy+Kw

1

解析由題可知,P(CO2)=PkPa?%,則C(CO2)??mol?L-'?kPa^×MCO2)

=PXymoI?Li忽略HC(K的電離，C(H+)=C(HCo5)+C(OH-)，結(jié)合K=

C(H+)-C(HCOf),--------------

C(CO2)'可得C(H)=ΛjKpxy+Kwo

9.(2020?全國卷H節(jié)選)次氯酸為一元弱酸，具有漂白和殺菌作用，其電離平

衡體系中各成分的組成分?jǐn)?shù)dd(X)=C(HCIo"ICIO)X為HCIO或Clo-與PH

的關(guān)系如圖所示。HClO的電離常數(shù)Ka值為

答案10-7.5

課時作業(yè)

建議用時：40分鐘

一、選擇題（每小題只有1個選項符合題意）

1.室溫下，能說明乙酸是弱電解質(zhì)的是（）

A.乙酸溶液能導(dǎo)電

B.0.01mol-L-'乙酸溶液的pH>2

C.乙酸可以與金屬鈉反應(yīng)放出氫氣

D.乙酸溶液能使紫色石蕊試液變紅

答案B

2.已知室溫時，01mol?LT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=4

B.升高溫度，溶液的PH增大

C.此酸的電離常數(shù)約為IxlO-7

D.由HA電離出的c（H+）約為水電離出的c（H+）的1（）6倍

答案B

3.下列說法正確的是（）

A.同濃度的醋酸和硫酸相比，醋酸的導(dǎo)電性弱不能說明醋酸是弱電解質(zhì)

B.用等PH的氨水和氫氧化鈉分別中和等物質(zhì)的量的鹽酸，消耗氫氧化鈉的

體積小

C.等體積等濃度的醋酸和鹽酸，稀釋相同倍數(shù)后與足量鎂反應(yīng)，醋酸產(chǎn)生

氫氣多

醋酸溶液加水稀釋后，溶液中除聯(lián)猾的值增大

D.

答案A

解析相同條件下，等PH的氨水和氫氧化鈉，氨水的濃度遠大于氫氧化鈉,

分別中和等物質(zhì)的量的鹽酸，消耗Nth?H2θ和Nae)H的物質(zhì)的量相等，故消耗

氫氧化鈉的體積大于消耗氨水的體積，B