2024屆高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)第八章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第38講弱電解質(zhì)的電離平衡

Page1第38講弱電解質(zhì)的電離平衡[課程標(biāo)準(zhǔn)]1.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。2.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(jìn)行相關(guān)計算?？键c(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡1．電離平衡在一定條件(如溫度、濃度)下，當(dāng)電離的速率和離子結(jié)合為分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。2．電離平衡的特征3．外界條件對電離平衡的影響以0.1mol/L的醋酸溶液為例(CH3COOHCH3COO－＋H＋)填寫下表。外界條件平衡移動方向平衡常數(shù)Kan(H＋)c(H＋)導(dǎo)電性加水稀釋正向不變增大減小減弱加冰醋酸正向不變增大增大增強(qiáng)升溫正向增大增大增大增強(qiáng)加CH3COONa(s)逆向不變減小減小增強(qiáng)加NaOH(s)正向不變減小減小增強(qiáng)[正誤辨析](1)強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子()(2)氨氣溶于水，當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH－)＝c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)()(3)室溫下，由0.1mol·L－1一元堿BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH=B＋＋OH－()(4)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()(5)稀釋弱電解質(zhì)溶液時，所有粒子濃度都一定會減小()答案：(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×1．下列說法正確的是()A．NaHSO4在熔融狀態(tài)下的電離方程式為NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))B．H2CO3是弱酸，故Na2CO3是弱電解質(zhì)C．KClO3和SO3溶于水后均能導(dǎo)電，故KClO3和SO3均為電解質(zhì)D．NaHCO3在水溶液中的電離：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))D[NaHSO4在熔融狀態(tài)下的電離方程式為NaHSO4=Na＋＋HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))，A項錯誤；Na2CO3為強(qiáng)電解質(zhì)，B項錯誤；SO3為非電解質(zhì)，C項錯誤。]2．H2S水溶液中存在電離平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若對H2S溶液進(jìn)行以下操作，說法正確的是()A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小C[加水促進(jìn)H2S的電離，由于溶液體積增大，氫離子濃度減小，A項錯誤；反應(yīng)：2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O，pH增大；當(dāng)SO2過量，溶液顯酸性，因H2SO3酸性比H2S強(qiáng)，故pH減小，B項錯誤；滴加新制氯水，發(fā)生反應(yīng)Cl2＋H2S=2HCl＋S↓，平衡向左移動，生成了強(qiáng)酸，溶液pH減小，C項正確；加入少量硫酸銅固體，發(fā)生反應(yīng)H2S＋Cu2＋=CuS↓＋2H＋，H＋濃度增大，D項錯誤。]3．一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示。下列有關(guān)說法正確的是()A．三點(diǎn)溶液中c(CH3COO－)：a>b>cB．三點(diǎn)溶液中醋酸的電離程度：b>a>cC．三點(diǎn)溶液用等濃度的KOH溶液中和，消耗KOH溶液的體積：a>b>cD．若使b點(diǎn)溶液的pH增大，可采取的措施是稀釋溶液或加入CH3COONa固體D[溶液的導(dǎo)電能力越強(qiáng)，溶液中離子的濃度越大，由題圖可知，導(dǎo)電能力：b>a>c，則溶液中c(CH3COO－)：b>a>c，A錯誤。加水稀釋，醋酸的電離平衡正向移動，電離程度增大，故醋酸的電離程度：a<b<c，B錯誤。冰醋酸的量一定，故用等濃度的KOH溶液中和，消耗KOH溶液的體積相同，C錯誤。b點(diǎn)溶液加水稀釋，溶液導(dǎo)電能力減弱，溶液的酸性減弱，pH增大；加入CH3COONa固體，溶液中c(CH3COO－)增大，醋酸的電離平衡逆向移動，溶液的酸性減弱，pH增大，D正確。]學(xué)生用書第186頁考點(diǎn)二電離平衡常數(shù)1．電離平衡常數(shù)表達(dá)式(1)一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常數(shù)Ka＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)。(2)一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常數(shù)Kb＝eq\f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)。(3)二元弱酸：(以碳酸為例)H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)；HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))，Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)。[微思考]H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11。試從電離平衡的角度解釋Ka1、Ka2差別很大的原因。提示：第一步電離產(chǎn)生的H＋對第二步的電離起抑制作用。2．電離平衡常數(shù)的意義[對弱酸(堿)而言]eq\x(K越大)→eq\x(越易電離)→eq\x(酸（堿）性越強(qiáng))3．外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響(1)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。(2)升高溫度，K值增大，原因是電離過程均為吸熱過程。4．電離度(1)概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)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)總分子數(shù)的百分比。(2)表示方法α＝eq\f(已經(jīng)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))×100%(3)影響因素①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越大。[正誤辨析](1)H2CO3的電離平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka＝eq\f(c2（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)()(2)電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)電離能力的相對強(qiáng)弱()(3)弱電解質(zhì)電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大()(4)對于0.1mol/L的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))·c(OH－)變小()(5)向CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，eq\f(c（NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))）,c（NH3·H2O）)先增大再減小()(6)室溫下，向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）)不變()答案：(1)×(2)√(3)×(4)√(5)×(6)√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()一元酸HXHYHZ電離常數(shù)Ka9×10－79×10－61×10－2A.三種酸的酸性強(qiáng)弱關(guān)系：HX>HY>HZB．反應(yīng)HZ＋Y－=HY＋Z－能夠發(fā)生C．相同溫度下，濃度均為0.1mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液的pH最大D．相同溫度下，1mol·L－1HX溶液的電離常數(shù)大于0.1mol·L－1HX溶液的電離常數(shù)B[Ka越大，說明酸性越強(qiáng)，根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，三種酸的酸性強(qiáng)弱關(guān)系是HZ>HY>HX，A項錯誤；根據(jù)A項分析及強(qiáng)酸制弱酸的原理知，反應(yīng)HZ＋Y－=HY＋Z－能夠發(fā)生，B項正確；一元酸的Ka越小，其對應(yīng)鹽的水解程度越大，根據(jù)鹽類水解的規(guī)律——越弱越水解，知三種鈉鹽中pH最大的是NaX，C項錯誤；電離常數(shù)只受溫度的影響，相同的溫度下，HX的電離常數(shù)不變，D項錯誤。]2．常溫下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，填寫下列表達(dá)式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。學(xué)生用書第187頁(1)eq\f(c（CH3COOH）,c（H＋）)；(2)eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)；(3)eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)；(4)eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）·c（OH－）)。答案：(1)變小(2)不變(3)變大(4)不變eq\a\vs4\al(反思?xì)w納)判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法1．將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比進(jìn)行比較，這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化，只需分析微粒數(shù)目的變化即可。2．“假設(shè)法”：假設(shè)無限稀釋，c(CH3COO－)趨近于0，c(H＋)趨于10－7mol·L－1，故比值變小。3．“湊常數(shù)”，解題時將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉(zhuǎn)化為一個常數(shù)與某種粒子濃度的乘積或相除的關(guān)系。1．依據(jù)電離平衡常數(shù)計算c(H＋)或c(OH－)當(dāng)一元弱酸或一元弱堿的電離常數(shù)很小時，可用如下兩個公式計算c(H＋)或c(OH－)。(1)一元弱酸(以CH3COOH為例)：c(H＋)＝eq\r(c（CH3COOH）·Ka)。(2)一元弱堿(以NH3·H2O為例)：c(OH－)＝eq\r(c（NH3·H2O）·Kb)。已知飽和硫化氫的濃度為0.1mol·L－1，硫化氫的電離常數(shù)為Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19。計算飽和硫化氫溶液中氫離子的濃度。答案：由于硫化氫Ka1?Ka2，且電離常數(shù)很小，因而可用其一級電離常數(shù)計算氫離子濃度。c(H＋)＝eq\r(c（H2S）×Ka1)≈eq\r(0.1×1.0×10－7)mol·L－1＝1.0×10－4mol·L－1。2．電離常數(shù)(K)與電離度(α)的定量關(guān)系一定溫度下，當(dāng)電離常數(shù)很小時，電離度與電離常數(shù)有如下關(guān)系：K＝c·α2或α＝eq\r(\f(K,c))。計算25℃時，2mol·L－1氨水的電離度(已知25℃時，Kb＝1.8×10－5)。答案：α＝eq\r(\f(Kb,c))＝eq\r(\f(1.8×10－5,2))＝3×10－3＝0.3%。3．計算電離常數(shù)的思維方法(以弱酸HX為例)HXH＋＋X－起始/(mol·L－1)：c(HX)00平衡/(mol·L－1):c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)則K＝eq\f(c2（H＋）,c（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(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝eq\f(c2（H＋）,c（HX）)或c(H＋)＝eq\r(K·c（HX）)。常溫下，向20mL0.010mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010mol·L－1的NaOH溶液，溶液中l(wèi)gc(OH－)與所加NaOH溶液的體積(V)的關(guān)系如圖。(1)判斷HA為強(qiáng)酸還是弱酸。(2)若HA為弱酸，請計算在P點(diǎn)的電離平衡常數(shù)。答案：(1)縱軸坐標(biāo)為lgc(OH－)，在M點(diǎn)時，溶液中c(OH－)＝10－10mol·L－1，常溫時c(H＋)＝10－4mol·L－1＜0.010mol·L－1，HA為弱酸。(2)在相同溫度下，M、P點(diǎn)的電離常數(shù)相同，用M點(diǎn)計算電離常數(shù)。HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)，常溫下，Ka(HA)＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)≈eq\f(10－4×10－4,0.010)＝1.0×10－6。應(yīng)用1.已知25℃時，測得濃度為0.1mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1。(1)寫出BOH的電離方程式：。(2)BOH的電離度α＝。(3)BOH的電離平衡常數(shù)Kb＝。解析：因c(BOH)初始＝0.1mol·L－1，c(BOH)電離＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，則電離度α＝eq\f(1×10－3mol·L－1,0.1mol·L－1)×100%＝1%；BOH不完全電離，故電離方程式為BOHB＋＋OH－；電離平衡時，c(BOH)平衡＝0.1mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1mol·L－1，則電離常數(shù)Kb＝eq\f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)＝eq\f(1×10－3×1×10－3,0.1)＝1×10－5。答案：(1)BOHB＋＋OH－(2)1%(3)1×10－5應(yīng)用2.碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋H＋的電離常數(shù)K1≈(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。解析：由H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))得K1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)＝eq\f(10－5.60×10－5.60,1.5×10－5)≈4.2×10－7。答案：4.2×10－7學(xué)生用書第188頁應(yīng)用3.(1)常溫下，向amol·L－1CH3COONa溶液中滴加等體積的bmol·L－1鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，則醋酸的電離常數(shù)Ka＝(用含a和b的代數(shù)式表示)。(2)常溫下，將amol·L－1的醋酸與bmol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝(用含a和b的代數(shù)式表示)。解析：(1)由電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素質(zhì)量守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。CH3COOHCH3COO－＋H＋eq\f(b,2)eq\f(a,2)－eq\f(b,2)10－7Ka＝eq\f(10－7×（\f(a,2)－\f(b,2)）,\f(b,2))＝eq\f(10－7（a－b）,b)。(2)根據(jù)電荷守恒2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝bmol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。CH3COOHCH3COO－＋H＋eq\f(a,2)－bb10－7Ka＝eq\f(10－7×b,\f(a,2)－b)＝eq\f(2b×10－7,a－2b)。答案：(1)eq\f(10－7（a－b）,b)(2)eq\f(2b×10－7,a－2b)應(yīng)用4.已知草酸為二元弱酸：H2C2O4HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))＋H＋Ka1，HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))C2Oeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))＋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、HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))、C2Oeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))三種微粒的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。則常溫下：(1)Ka1＝。(2)Ka2＝。(3)pH＝2.7時，溶液中eq\f(c2（HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))）,c（H2C2O4）·c（C2Oeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))）)＝。解析：(1)由圖像可知pH＝1.2時，c(HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4)))＝c(H2C2O4)，則Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。(2)pH＝4.2時，c(HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4)))＝c(C2Oeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4)))，則Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由電離常數(shù)表達(dá)式可以知道eq\f(c2（HC2Oeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(4))）,c（H2C2O4）·c（C2Oeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))）)＝eq\f(Ka1,Ka2)＝eq\f(10－1.2,10－4.2)＝103＝1000。答案：(1)10－1.2(2)10－4.2(3)1000應(yīng)用5.已知亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，常溫下，向某濃度的亞磷酸溶液中逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關(guān)系如圖所示。(1)寫出亞磷酸電離的方程式：、。(2)表示pH與lgeq\f(c（HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)的變化關(guān)系的曲線是(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。(3)根據(jù)圖像計算亞磷酸的Ka1＝。解析：由于Ka1＝eq\f(c（H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H3PO3）)，Ka2＝eq\f(c（HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)，且Ka1>Ka2，由圖像可知，在相同eq\f(c（H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H3PO3）)或eq\f(c（HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)時，“曲線Ⅱ”對應(yīng)的c(H＋)較大，為一級電離(Ka1)，“曲線Ⅰ”對應(yīng)的c(H＋)較小，為二級電離(Ka2)，顯然選用“曲線Ⅱ”中的特殊點(diǎn)B計算Ka1，Ka1＝eq\f(c（H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）·c（H＋）,c（H3PO3）)＝10×10－2.4＝10－1.4。答案：(1)H3PO3H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋H＋H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))HPOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H＋(2)Ⅰ(3)10－1.4真題演練明確考向1．(2022·全國乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。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)。設(shè)溶液中c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，當(dāng)達(dá)到平衡時，下列敘述正確的是()A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)B．溶液Ⅱ中的HA的電離度eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(c（A－）,c總（HA）)))為eq\f(1,101)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10－4B[A.常溫下溶液Ⅰ的pH＝7.0，則溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol/L，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A錯誤；B.常溫下溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1mol/L，Ka＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，則eq\f(0.1c（A－）,c總（HA）－c（A－）)＝1.0×10－3，解得eq\f(c（A－）,c總（HA）)＝eq\f(1,101)，B正確；C.根據(jù)題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，C錯誤；D.常溫下溶液Ⅰ的pH＝7.0，溶液Ⅰ中c(H＋)＝1×10－7mol/L，Ka＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，eq\f(10－7[c總（HA）－c（HA）],c（HA）)＝1.0×10－3，溶液Ⅰ中c總(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液Ⅱ中c(H＋)＝0.1mol/L，Ka＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)＝1.0×10－3，c總(HA)＝c(HA)＋c(A－)，eq\f(0.1[c總（HA）－c（HA）],c（HA）)＝1.0×10－3，溶液Ⅱ中c總(HA)＝1.01c(HA)，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c總(HA)之比為[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D錯誤。]2.(2022·1月浙江選擇考，17)已知25℃時二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列說法正確的是()A.在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，水的電離程度前者小于后者B．向0.1mol·L－1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH＝3，則H2A的電離度為0.013%C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，則c(A2－)＞c(HA－)D．取pH＝a的H2A溶液10mL，加蒸餾水稀釋至100mL，則該溶液pH＝a＋1B[A.在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，A2－的水解程度大于HA－，水的電離程度前者大于后者，故A錯誤；B.溶液中c(H＋)＝10－3mol/L，H2A電離程度較小，溶液中c(H2A)≈0.1mol/L，Ka1＝eq\f(10－3×c（HA－）,c（H2A）)＝1.3×10－7，c(HA－)＝1.3×10－5mol/L，c(HA－)≈c(H2A)電離，則H2A的電離度eq\f(c（HA－）,c（H2A）)×100%＝1.3×10－4×100%＝0.013%，故B正確；C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，eq\f(10－11×c（A2－）,c（HA－）)＝7.1×10－15，則c(A2－)<c(HA－)，故C錯誤；D.H2A是弱酸，取pH＝a的H2A溶液10mL，加蒸餾水稀釋至100mL，H2A的電離平衡正向移動，則該溶液pH<a＋1，故D錯誤。]3．(雙選)(2021·山東等級考，15)賴氨酸[H3N＋(CH2)4CH(NH2)COO－，用HR表示]是人體必需氨基酸，其鹽酸鹽(H3RCl2)在水溶液中存在如下平衡：學(xué)生用書第189頁向一定濃度的H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系數(shù)δ(x)隨pH變化如圖所示。已知δ(x)＝eq\f(c（x）,c（H3R2＋）＋c（H2R＋）＋c（HR）＋c（R－）)，下列表述正確的是()A．eq\f(K2,K1)>eq\f(K3,K2)B．M點(diǎn)，c(Cl－)＋c(OH－)＋c(R－)＝2c(H2R＋)＋c(Na＋)＋c(H＋)C．O點(diǎn)，pH＝eq\f(－lgK2－lgK3,2)D．P點(diǎn)，c(Na＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)CD[向H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，依次發(fā)生反應(yīng)：H3R2＋＋OH－=H2R＋＋H2O，H2R＋＋OH－=HR＋H2O，HR＋OH－=R－＋H2O，溶液中H3R2＋濃度逐漸減小，H2R＋、HR濃度先增大后減小，R－濃度逐漸增大，曲線①、②、③、④分別表示H2R2＋、H2R＋、HR和R－的分布系數(shù)δ(x)隨pH的變化，K1＝eq\f(c（H2R＋）·c（H＋）,c（H3R2＋）)，K2＝eq\f(c（HR）·c（H＋）,c（H2R＋）)，K3＝eq\f(c（H＋）·c（R－）,c（HR）)，由題圖得K1≈10－2.2，K2≈10－9.1，K3≈10－10.8。A．eq\f(K2,K1)＝eq\f(10－9.1,10－2.2)＝10－6.9，eq\f(K3,K2)＝eq\f(10－10.8,10－9.1)＝10－1.7，因此eq\f(K2,K1)＜eq\f(K3,K2)，故A錯誤；B.M點(diǎn)存在電荷守恒：c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝2c(H3R2＋)＋c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，此時c(H3R2＋)＝c(H2R＋)，因此c(R－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝3c(H2R＋)＋c(H＋)＋c(Na＋)，故B錯誤；C.O點(diǎn)c(H2R＋)＝c(R－)，因此eq\f(c（H2R＋）,c（R－）)＝1，即eq\f(c（H2R＋）·c（HR）·c（H＋）·c（H＋）,c（R－）·c（HR）·c（H＋）·c（H＋）)＝eq\f(c2（H＋）,K2·K3)＝1，因此c(H＋)＝eq\r(K2·K3)，溶液pH＝－lgc(H＋)＝eq\f(－lgK2－lgK3,2)，故C正確；D.P點(diǎn)溶質(zhì)為NaCl、HR、NaR，此時溶液呈堿性，因此c(OH－)＞c(H＋)，溶質(zhì)濃度大于水解和電離所產(chǎn)生微粒濃度，因此c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故D正確。]4．[2020·全國卷Ⅱ·26(2)]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)δ[δ(X)＝eq\f(c（X）,c（HClO ）＋c（ClO－）)，X為HClO或ClO－]與pH的關(guān)系如圖所示。HClO的電離常數(shù)Ka值為。解析：由題圖pH＝7.5時，c(HClO)＝c(ClO－)，HClO的Ka＝eq\f(c（H＋）·c（ClO－）,c（HClO）)＝c(H＋)＝10－7.5。答案：10－7.5課時精練(三十八)弱電解質(zhì)的電離平衡eq\a\vs4\al(\f(對應(yīng)學(xué)生,用書P424))(本欄目內(nèi)容，在學(xué)生用書中以獨(dú)立形式分冊裝訂！)1．等物質(zhì)的量的下列物質(zhì)溶于水配成等體積的溶液，導(dǎo)電能力最弱的是()A．NaOH B．H3PO4C．NH3 D．CH3CH2OHD[NaOH是強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中完全電離，故其中自由移動的離子濃度最大，導(dǎo)電能力最強(qiáng)，A錯誤；H3PO4是弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，故其中自由移動的離子濃度較小，導(dǎo)電能力較弱，B錯誤；NH3溶于水，與水反應(yīng)生成的NH3·H2O是弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，故其中自由移動的離子濃度較小，導(dǎo)電能力較弱，C錯誤；CH3CH2OH是非電解質(zhì)，其水溶液幾乎不導(dǎo)電，導(dǎo)電能力最弱，D正確。]2．能證明乙酸是弱酸的實(shí)驗(yàn)事實(shí)是()A．CH3COOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2B．常溫下，0.1mol·L－1CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2D．0.1mol·L－1CH3COOH溶液可使紫色石蕊試液變紅B[乙酸溶液與Zn反應(yīng)放出H2，只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強(qiáng)弱，A項錯誤；常溫下，CH3COONa溶液顯堿性，可以證明乙酸是弱酸，B項正確；可以證明乙酸的酸性比碳酸強(qiáng)，但不能證明其是弱酸，C項錯誤；可以證明乙酸具有酸性，但不能證明其酸性強(qiáng)弱，D項錯誤。]3．液態(tài)化合物AB會發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為ABA＋＋B－，在不同溫度下其平衡常數(shù)K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是()A．c(A＋)隨溫度的升高而降低B．35℃時，c(A＋)>c(B－)C．AB的電離程度：α(25℃)>α(35℃)D．AB的電離是吸熱過程D[升高溫度，K增大，說明AB的電離程度增大，所以c(A＋)隨著溫度的升高而增大，A項錯誤；根據(jù)題給信息，無法推出35℃時，c(A＋)>c(B－)，B項錯誤；升高溫度，K增大，AB的電離程度增大，所以AB的電離程度：α(25℃)<α(35℃)，C項錯誤；升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，則AB的電離是吸熱過程，D項正確。]4．已知：在25℃時，次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數(shù)如表：弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)(Ka)HClOKa＝4.7×10－8H2CO3Ka1＝4.2×10－7Ka2＝5.6×10－11H2SO3Ka1＝1.54×10－2Ka2＝1.02×10－7下列微粒在溶液中不能大量共存的是()A．SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3)) B．ClO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))C．HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3)) D．HClO、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))C[根據(jù)表中電離平衡常數(shù)可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HClO>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))；根據(jù)“較強(qiáng)酸制取較弱酸”的復(fù)分解反應(yīng)規(guī)律，判斷溶液中微粒能否大量共存。由于酸性：HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，則SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))不能反應(yīng)，可以大量共存，A不符合題意；酸性：HClO>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，則ClO－、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))不能反應(yīng)，可以大量共存，B不符合題意；由于酸性：HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))>HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，則HSOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))、COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))反應(yīng)生成SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))和HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))，不能大量共存，C符合題意；由于酸性：H2CO3>HClO，HClO、HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))不能反應(yīng)，可以大量共存，D不符合題意。]5．下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是()B[乙酸和一氯乙酸均顯弱酸性。弱酸的濃度越大，在水中的電離度越小，排除C項、D項。電離平衡常數(shù)：CH3COOH<CH2ClCOOH，而電離平衡常數(shù)越大，表明酸性越強(qiáng)，電離度越大，排除A項，故選B項。]6.常溫下，向0.01mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸銨固體(其水溶液pH＝7)，溶液的pH隨加入醋酸銨固體質(zhì)量的變化曲線如圖所示。下列分析正確的是()A．a(chǎn)點(diǎn)：pH＝2B．b點(diǎn)：c(CH3COO－)>c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))C．c點(diǎn)：pH可能大于7D．a(chǎn)點(diǎn)到c點(diǎn)，溶液pH增大是因?yàn)榇姿徜@水解顯堿性B[醋酸是弱電解質(zhì)，0.01mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)<0.01mol·L－1，則溶液的pH>2，A錯誤。b、c點(diǎn)為CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液，而CH3COONH4溶液顯中性，CH3COOH電離使溶液顯酸性，則混合溶液的pH<7，即b點(diǎn)溶液中c(H＋)>c(OH－)，結(jié)合電荷守恒推知，c(CH3COO－)>c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))，B正確，C錯誤。a點(diǎn)到c點(diǎn)，溶液的pH增大，其原因是醋酸是弱電解質(zhì)，溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，向醋酸溶液中加入醋酸銨固體，c(CH3COO－)增大，醋酸的電離平衡逆向移動，則溶液中的c(H＋)減小，溶液的pH增大，常溫下，醋酸銨的水溶液pH＝7，即醋酸銨溶液顯中性，D錯誤。]7．已知室溫時，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＝4B．升高溫度，溶液的pH增大C．室溫時，此酸的電離常數(shù)約為1×10－7D．稀釋HA溶液時，不是所有粒子的濃度都一定會減小B[0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，說明溶液中c(H＋)約為0.1mol·L－1×0.1%＝1×10－4mol·L－1，溶液的pH＝4，A項正確；電離屬于吸熱過程，升溫促進(jìn)HA電離，溶液中的c(H＋)增大，pH減小，B項錯誤；室溫時，此酸的電離常數(shù)約為10－4×10－4/0.1＝1×10－7，C項正確；稀釋HA溶液可促進(jìn)HA電離，但溶液中c(H＋)、c(A－)、c(HA)都減小，而c(OH－)增大，D項正確。]8．常溫下，0.1mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝a＋1的措施是()A．將溶液稀釋到原體積的10倍B．加入適量的醋酸鈉固體C．加入等體積的0.2mol·L－1鹽酸D．提高溶液的溫度B[醋酸是弱酸，電離方程式是CH3COOHH＋＋CH3COO－，故稀釋10倍，pH增加不到一個單位，A項錯誤；加入適量的醋酸鈉固體，抑制醋酸的電離，使其pH增大，可以使其pH由a變成a＋1，B項正確；加入等體積的0.2mol·L－1鹽酸，雖然抑制了醋酸的電離，但增大了c(H＋)，溶液的pH減小，C項錯誤；提高溶液的溫度，促進(jìn)了醋酸的電離，c(H＋)增大，溶液的pH減小，D項錯誤。]9．有關(guān)0.1mol/LNH3·H2O溶液中，下列說法中正確的是()A．NH3·H2O的電離方程式為：NH3·H2O=NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－B．溶液中有：c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))＋c(H＋)＝c(OH－)C．溶液中：c(NH3·H2O)＝0.1mol/LD．加入少量NaOH固體，溶液堿性增強(qiáng)，c(H＋)與c(OH－)的乘積將增大B[NH3·H2O是弱電解質(zhì)，NH3·H2O的電離方程式為：NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))＋OH－，故A錯誤；根據(jù)電荷守恒，溶液中有：c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))＋c(H＋)＝c(OH－)，故B正確；根據(jù)元素質(zhì)量守恒，溶液中：c(NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)))＋c(NH3·H2O)＝0.1mol/L，故C錯誤；溫度不變，c(H＋)與c(OH－)的乘積不變，故D錯誤。]10．常溫時，改變飽和氯水的pH，得到部分含氯微粒的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)與pH的關(guān)系如圖所示。下列敘述不正確的是()A．該溫度下，HClOH＋＋ClO－的電離常數(shù)Ka的對數(shù)值lgKa＝－7.54B．氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能與KI發(fā)生反應(yīng)C．pH＝1的氯水中，c(Cl2)>c(Cleq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3)))>c(HClO)>c(ClO－)D．已知常溫下反應(yīng)Cl2(aq)＋Cl－(aq)Cleq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))(aq)的K＝0.191，當(dāng)pH增大時，K減小D[HClOH＋＋ClO－的電離常數(shù)Ka的對數(shù)值lgKa＝lgeq\f(c（H＋）·c（ClO－）,c（HClO）)＝lgc(H＋)＋lgeq\f(c（ClO－）,c（HClO）)，根據(jù)圖示，當(dāng)溶液的pH＝7.54時，HClO和ClO－的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)相等，即c(H＋)＝10－7.54mol·L－1時，c(HClO)＝c(ClO－)，代入得lgKa＝－7.54，A項正確；氯水中的Cl2、ClO－、HClO均有強(qiáng)氧化性，均能與KI發(fā)生反應(yīng)，B項正確；根據(jù)圖示，pH＝1的氯水中，c(Cl－)>c(Cl2)>c(Cleq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3)))>c(HClO)>c(ClO－)，C項正確；平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，當(dāng)pH增大時，K不變，D項錯誤。]11．25℃時，下列說法錯誤的是()A．pH相等的鹽酸和醋酸溶液等體積混合(忽略溶液體積變化)，混合液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)B．pH相等的鹽酸和醋酸溶液分別與足量的鎂粉反應(yīng)，相同條件下醋酸產(chǎn)生H2的體積更大C．HNO2溶液中加入一定量的NaNO2晶體，溶液中c(OH－)增大，可以證明HNO2為弱酸D．pH＝3的酸HA和pH＝11的堿BOH等體積混合后溶液呈酸性，則HA為弱酸B[鹽酸和醋酸溶液中電荷關(guān)系分別為c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)、c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，pH相等的兩溶液等體積混合后pH不變，即c(H＋)、c(OH－)不變，所以混合液中c(Cl－)＝c(CH3COO－)，故A正確；pH相等的鹽酸和醋酸溶液：c(CH3COOH)>c(HCl)，溶液體積未知，則不能確定n(CH3COOH)、n(HCl)大小，不能確定產(chǎn)生H2的體積的大小，故B錯誤；HNO2溶液中加入一定量的NaNO2晶體，溶液中c(OH－)增大，則溶液酸性減弱，HNO2的電離平衡逆向移動，可證明HNO2為弱酸，故C正確；pH＝3的HA溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，pH＝11的BOH溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，等體積混合后溶液呈酸性，則HA過量，說明HA為弱酸，故D正確。]12．次磷酸(H3PO2)是一種精細(xì)化工產(chǎn)品，已知10mL1mol·L－1H3PO2與20mL1mol·L－1NaOH溶液充分反應(yīng)后生成組成為NaH2PO2的鹽，回答下列問題：(1)NaH2PO2屬于(填“正鹽”“酸式鹽”或“無法確定”)。(2)若25℃時，Ka(H3PO2)＝1×10－2，則0.02mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝。(3)設(shè)計兩種實(shí)驗(yàn)方案，證明次磷酸是弱酸：；。解析：(1)計算可知NaOH過量，只生成NaH2PO2，說明次磷酸只能電離出一個H＋，因而NaH2PO2是正鹽。(2)設(shè)溶液中的H＋濃度為xmol·L－1。H3PO2H＋＋H2POeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(2))起始/(mol·L－1)0.0200轉(zhuǎn)化/(mol·L－1)xxx平衡/(mol·L－1)0.02－xxxKa(H3PO2)＝eq\f(x2,0.02－x)＝1×10－2，解得x≈0.01，故pH＝－lg0.01＝2。(3)可從NaH2PO2溶液存在水解平衡以及H3PO2存在電離平衡等角度設(shè)計實(shí)驗(yàn)。答案：(1)正鹽(2)2(3)測NaH2PO2溶液的pH，若pH>7，則證明次磷酸為弱酸向等物質(zhì)的量濃度的鹽酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中紅色淺一些，則說明次磷酸為弱酸(答案合理即可)13．現(xiàn)有常溫下pH＝2的鹽酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，請根據(jù)下列操作回答問題：(1)常溫下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋過程，下列表達(dá)式的數(shù)值一定變小的是(填字母)。A．c(H＋) B．eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)C．c(H＋)·c(OH－) D．eq\f(c（OH－）,c（H＋）)(2)取10mL的乙溶液，加入等體積的水，醋酸的電離平衡(填“向左”“向右”或“不”)移動；另取10mL的乙溶液，加入少量無水醋酸鈉固體(假設(shè)加入固體前后，溶液體積保持不變)，待固體溶解后，溶液中eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)的值將(填“增大”“減小”或“無法確定”)。(3)已知25℃時，三種酸的電離平衡常數(shù)如下：化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClOKa11.8×10－54.3×10－73.0×10－8Ka2－5.6×10－11－下列四種離子結(jié)合H＋能力最強(qiáng)的是(填字母)。A．HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3)) B．COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))C．ClO－ D．CH3COO－寫出下列反應(yīng)的離子方程式。CH3COOH＋Na2CO3(少量)：；HClO＋Na2CO3(少量)：。解析：(1)CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，加水稀釋過程中，平衡正向移動，但溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)均減小，A符合題意。CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝eq\f(c（H＋）·c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)，則有eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)＝eq\f(Ka,c（CH3COO－）)，加水稀釋時，c(CH3COO－)減小，但Ka不變，則eq\f(c（H＋）,c（CH3COOH）)增大，B不符合題意。由于溫度不變，則c(H＋)·c(OH－)＝Kw不變，C不符合題意。加水稀釋時，溶液中c(H＋)減小，由于c(H＋)·c(OH－)＝Kw不變，則c(OH－)增大，故eq\f(c（OH－）,c（H＋）)增