高中化學(xué)訓(xùn)練【弱電解質(zhì)的電離平衡】

弱電解質(zhì)的電離平衡

【課標(biāo)要求】

1.能用化學(xué)用語正確表示弱電解質(zhì)的電離平衡，能通過實(shí)驗(yàn)證明水溶液中存在的

電離平衡，能舉例說明電離平衡在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。

2.能從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度分析溶液的性質(zhì)，如酸堿性、導(dǎo)電性

等。

3.能綜合運(yùn)用離子反應(yīng)、化學(xué)平衡原理，分析和解決生產(chǎn)、生活中有關(guān)電解質(zhì)

溶液的實(shí)際問題。

【學(xué)科素養(yǎng)】

1.變化觀念與平衡思想：能多角度、動(dòng)態(tài)地分析弱電解質(zhì)的電離平衡，并運(yùn)用平

衡移動(dòng)原理解決實(shí)際問題。

2.證據(jù)推理與模型認(rèn)知：能通過分析、推理等方法認(rèn)識(shí)電離平衡的本質(zhì)特征、

建立模型，能運(yùn)用模型解釋電離平衡的移動(dòng)，揭示現(xiàn)象的本質(zhì)和規(guī)律。

教師獨(dú)具一知誦程1??構(gòu)體系瑟常黑；

［弱電解質(zhì)［

7研究對(duì)象〔

電外因V溫度、濃度、同離子效酶

離

平

平衡建立弱平衡的因素

衡

電-C內(nèi)因

〕

(-------------------嚴(yán)衡特征解

(逆、等、動(dòng)、定、變了

質(zhì)

的L測(cè)同濃度溶液的pH

電

〔

離

概念----*電—利用元素周期律判斷同濃度相應(yīng)鹽

平

離

’只與溫度有關(guān)，溫度］表示方法衡溶液的pH

平常用電解質(zhì)強(qiáng)

.升高，K面增吠3影響因素———衡

—測(cè)相同條件下相應(yīng)鹽溶液的導(dǎo)電性

常弱的判斷方法

意義——數(shù)「測(cè)pH相同、稀釋倍數(shù)相同溶液的pH

,_________A______、〕

溫度一定時(shí).K越大.電離

程度越大,酸(堿)性越強(qiáng)

命題分析

分析近五年高考試題，高考命題在本講有以下規(guī)律：

1.從考查題型和內(nèi)容上看，高考命題以選擇題和非選擇題呈現(xiàn)，考查內(nèi)容主要

有以下兩個(gè)方面：

(1)以弱酸、弱堿為載體，考查溶液pH、電離平衡影響因素、離子濃度關(guān)系等。

⑵以電解質(zhì)溶液曲線為載體，考查電離常數(shù)的計(jì)算、離子濃度關(guān)系等。

2.從命題思路上看，側(cè)重以電解質(zhì)溶液圖像、化工流程為載體，根據(jù)圖像進(jìn)行

電離常數(shù)的計(jì)算、運(yùn)用電離常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計(jì)算。

備考策略

根據(jù)高考命題的特點(diǎn)和規(guī)律，復(fù)習(xí)時(shí)要注意以下幾個(gè)方面：

⑴強(qiáng)化電離平衡理論的理解，運(yùn)用化學(xué)平衡移動(dòng)原理和化學(xué)平衡常數(shù)對(duì)電離平

衡進(jìn)行定性和定量分析；

⑵強(qiáng)化電離平衡常數(shù)的運(yùn)用，特別是電離平衡常數(shù)的計(jì)算以及電解質(zhì)溶液圖像

的分析，能夠識(shí)圖求K。

考點(diǎn)一：弱酸弱堿的電離平衡(基礎(chǔ)性考點(diǎn))學(xué)生用書P178

必備知識(shí)?夯實(shí)

一、從電離角度理解弱電解質(zhì)

1.物質(zhì)類別

H在水完全電離強(qiáng)電解質(zhì)，包括強(qiáng)包、強(qiáng)堿、

震雙局部分電離大多數(shù)拉等，

弱電解質(zhì)，包括弱酸、弱堿、主與

3狀態(tài)下

2.電離方程式

⑴強(qiáng)電解質(zhì)：如H2s04：H2so4=2H++SO匕

⑵弱電解質(zhì)

①一元弱酸,如CH3COOH：CH3coOH；=^CH3coO-+H+。

②多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠(yuǎn)大于第二步電離程度，

+

如H2c03：H2co37~~^H++HCO；、HCO；;—^H+CO；~o

③多元弱堿，分步電離，一步書寫，如Fe(OH)3：Fe(OH)3；~^Fe3++3OH-。

⑶酸式鹽

①強(qiáng)酸的酸式鹽，如NaHSCU在水溶液中：NaHSO4===Na++H++SO；-；熔融

+

狀態(tài)下：NaHSQ4=Na+HSQ；0

②弱酸的酸式鹽：“強(qiáng)中有弱”，如NaHCO3：NaHCQ3=Na++HCO；、

HCO；7——^H++CO於。

【助理解】多角度理解弱電解質(zhì)

二、從原理角度分析電離平衡

1.電離平衡的建立

在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)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(shí)，電離過程就達(dá)到平衡狀態(tài)，即電離平衡。平衡

建立過程如圖所示:

弱電解質(zhì)分子

?、、電離成離子

'、、、的浮率兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

合成弱電解

質(zhì)分子的速率

2.電離平衡的特征

可逆過程

—V(電離)W結(jié)合)豐

條件一定，平衡體系中離子與分子

的濃度一定

條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)

3.外界條件對(duì)電離平衡的影響

⑴溫度：溫度升高，電離平衡向底移動(dòng)，電離程度增大。

(2)濃度：稀釋溶液，電離平衡既移動(dòng),電離程度增大。

⑶同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向左移動(dòng),

電離程度減小。

⑷化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)電離平衡既移動(dòng),

電離程度增大。

"辨易錯(cuò)】

⑴強(qiáng)電解質(zhì)稀溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)稀溶液中存在溶質(zhì)分子W)

⑵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(x)

(3)25℃時(shí)，0.1mol-L-1CH3COOH加水稀釋，各離子濃度均減小(x)

(4)電離平衡向右移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度一定增大(x)

關(guān)鍵能力?進(jìn)階

，能力點(diǎn)一：電離平衡分析的兩種方法

從“定性”和“定量”兩個(gè)角度分析外界條件改變時(shí)電離平衡的移動(dòng)：

1.從定性角度分析電離平衡

理解勒?夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動(dòng)，移動(dòng)結(jié)果不能“抵

消”或“超越”這種改變。

2.從定量角度分析電離平衡

理解濃度商規(guī)則——當(dāng)Q>K時(shí)，平衡逆向移動(dòng)；當(dāng)。=K時(shí)，處于平衡狀態(tài)；

Q<K時(shí)，平衡正向移動(dòng)。

遷移應(yīng)用

+2

1.H2s水溶液中存在電離平衡H2s：——^H+HS-和HS-；——+S-O對(duì)

H2S溶液進(jìn)行如下操作，有關(guān)描述正確的是()

A.加水，平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大

B.滴加NaOH溶液，平衡向左移動(dòng)，溶液pH增大

C.滴加新制氯水，平衡向左移動(dòng),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

【解析】選C。A.加水后平衡右移，但由于水增多體積變大，氫離子濃度減小,

A錯(cuò)誤；B滴加NaOH溶液，H+濃度減小，平衡向右移動(dòng)，B錯(cuò)誤；C.氯氣和

硫化氫反應(yīng)方程式為C12+H2S=S；+2C1-+2H+,通入氯氣平衡向左移動(dòng)，鹽

酸的酸性大于氫硫酸，所以溶液的pH減小，C正確；D.加入硫酸銅溶液發(fā)生反

應(yīng)H2s+CUSO4=H2SO4+CuSl,硫酸的酸性大于氫硫酸，所以氫離子濃度增

大，D錯(cuò)誤。

教師c(OH-)

專用【加固訓(xùn)練】常溫下，0.1moll-某元酸(HA)溶液中1——

c(H+)

1x10-8,下列敘述正確的是()

A.溶液中水電離出的c(H+)=10」()molL」

B.溶液中c、(H+)+c、(A-)=0.1mol-L-1

C.溶液中加入一定量NaA晶體或加水稀釋，溶液的c(OH-)均增大

D.與0.1molL-'NaOH溶液等體積混合后，溶液顯中性

c(OH")

【解析】選C。根據(jù)r、=1x10-8、C(H+>C(OH-)=10-I4,HA溶液中

c(H+)

c(H+)=10-3mol-L-\c(OH)=10-"molL」，由水電離出的c(H+)=

10-"molL」，A項(xiàng)錯(cuò)誤；據(jù)電荷守恒c、(H+)=c(OH)+c(A-)，故c(H+)+c(A

-)=2c(H+)-c(OH)=2xlO-3mol-L-1-10-11molL-,B項(xiàng)錯(cuò)誤；溶液中加入

一定量NaA晶體或加水稀釋,c(H+)都減小，溶液的c(OH-)均增大,C項(xiàng)正確；

與0.1mol-L'NaOH溶液等體積混合后所得溶液是NaA溶液，溶液顯堿性，D

項(xiàng)錯(cuò)誤。

2.常溫下，對(duì)于0.1mol-L-1的氨水，下列說法正確的是()

A.加入0.01molL」稀氨水，NH3H2O的電離平衡向右移動(dòng)，c(OH-)增大

B.加入少量NaOH固體，NH3H2O的電離度減小，溶液的pH增大

c(OH-)

C.加水稀釋后，溶液中一；-------減小

D.通入少量HC1氣體后，NH3H2O的電離平衡常數(shù)減小

【解析】選BoA.加入0.01molL」稀氨水,相當(dāng)于對(duì)氨水進(jìn)行稀釋，電離平衡

NH3-H2O-^NH4H+OH-正向移動(dòng)，但c(OH-)減小，A錯(cuò)誤；B.向氨水中加

入NaOH，溶液中c(OH-)增大,NH3H2O^^NH/+OH-逆向移動(dòng),NH3H2O

c(OH-)公

的電離度減小，則溶液的pH增大，B正確；C.-—二，「,

c(NH3H2O)cNH；

c(OH-)

稀釋后，死不變，c(NH：)減小，則,(一任。)增大,,錯(cuò)誤；口?電離常數(shù)

只與溫度有關(guān)，向氨水中通入少量HC1后，電離平衡常數(shù)K不變，D錯(cuò)誤。

|教師|

【加固訓(xùn)練】室溫下，對(duì)于等體積、pH均為2的醋酸和鹽酸兩種溶液，下

列敘述不正確的是()

A.分別加足量的鋅充分反應(yīng)后，醋酸溶液產(chǎn)生的氫氣多

B.分別加水稀釋10倍后，兩溶液的pH均為3

+

C.若HA表示HC1或CH3COOH,兩溶液中都有，(H+)=c(H)-c(A-)+Kw

D.溫度都升高20℃后，兩溶液的pH不再相等

【解析】選BoA.醋酸為弱酸，pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸,醋酸的濃度

大，分別加足量的鋅充分反應(yīng)后，醋酸溶液產(chǎn)生的氫氣多，故A正確；B.pH

相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別加水稀釋10倍后，溶液中氫離子濃

度都減小，醋酸為弱電解質(zhì)，加水稀釋要繼續(xù)電離出氫離子，所以PH<3,鹽酸

為強(qiáng)電解質(zhì)，所以稀釋后pH=3,故B錯(cuò)誤；C.根據(jù)電荷守恒：c(H+)=c(A-)

+c(OH-),兩邊同乘以c(H+),/(H+)=c(H+>c(A-)+Kw,故C正確；D.鹽酸

是強(qiáng)酸，不存在電離平衡，升高溫度，鹽酸的pH幾乎不變，醋酸是弱酸，升高

溫度，促進(jìn)醋酸電離，溶液中氫離子濃度增大，醋酸的pH減小，故D正確。

能力點(diǎn)二：弱電解質(zhì)證明的三個(gè)角度

典例精研

【典例】某同學(xué)擬用pH計(jì)測(cè)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℃時(shí)，若測(cè)得0.01mol-L-'NaR溶液pH=7,貝UHR是弱酸

B.25℃時(shí)，若測(cè)得0.01mol-L'HR溶液pH>2且pH<7,則HR是弱酸

C.25℃時(shí),若測(cè)得HR溶液pH=a,取該溶液10.0mL,加蒸儲(chǔ)水稀釋至

100.0mL,測(cè)得pH=h,b-a<\,則HR是弱酸

D.25℃時(shí)，若測(cè)得NaR溶液pH=a,取該溶液10.0mL,升溫至50℃,測(cè)得

pH=。，a>匕，則HR是弱酸

【解析】選BoA.25℃時(shí),若測(cè)得0.01mol-L-'NaR溶液pH=7,可知NaR為

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,則HR為強(qiáng)酸,A錯(cuò)誤；B.25℃時(shí),若測(cè)得0.01mol-L'HR溶液

pH>2且pH<7,可知溶液中&H+)<0.01mol-L-1,所以HR未完全電離，HR

為弱酸，B正確；C.假設(shè)HR為強(qiáng)酸，取pH=6的該溶液10.0mL,加蒸儲(chǔ)水稀

釋至100.0mL測(cè)得此時(shí)溶液pH<7,C錯(cuò)誤；D.假設(shè)HR為強(qiáng)酸，則NaR為強(qiáng)

酸強(qiáng)堿鹽，溶液呈中性，升溫至50C,促進(jìn)水的電離，水的離子積常數(shù)增大，

pH減小，D錯(cuò)誤。

r技法積累

■歸組

請(qǐng)歸納證明HR為弱酸的思路有哪些。老和導(dǎo)

提示：⑴0.01mol-L-'HR，其pH>2,說明

HR不能完全電離，可以證明HR為弱酸；

⑵向滴有紫色石蕊的HR溶液中加入少量NaR固體，溶液紅色變淺，或加熱溶

液，溶液紅色變深，說明存在電離平衡，且平衡移動(dòng)，可以證明HR為弱酸；

⑶相同體積相同pH的HR和HC1溶液，加入足量鋅片，HR溶液產(chǎn)生氫氣多，

說明HR中有未電離的HR分子，可以證明HR為弱酸；

（4）NaR溶液呈堿性,說明R-發(fā)生水解反應(yīng),可以證明HR為弱酸。

遷移應(yīng)用

I.常溫下，為證明NH3H2O是弱電解質(zhì)。下列方法不正確的

是（）

A.測(cè)定0.1molL-1氨水溶液的pH

1

B.測(cè)定0.1mol-L-NH4C1溶液的酸堿性

C.比較濃度均為0.1mol-L-1氫氧化鈉溶液和氨水溶液的導(dǎo)電能力

D.比較等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液分別和氨水反應(yīng)至中性時(shí)，耗酸的體

積大小

【解析】選D。A.測(cè)定0.1mol-L-1氨水溶液的pH,若其pH小于13,則說明

1

NH3H2O在水溶液中不完全電離，為弱電解質(zhì)，故A正確；B.測(cè)定0.1mol-L-

NH4CI溶液的酸堿性，若其溶液顯酸性，則說明溶液中存在鍍根的水解,NH3.H2O

為弱電解質(zhì)，故B正確；C.比較濃度均為0.1mol-L-1氫氧化鈉溶液和氨水溶液

的導(dǎo)電能力，若NaOH溶液的導(dǎo)電能力大于氨水，則說明NH3H2O在水溶液中

不完全電離，為弱電解質(zhì)，故C正確；D.無論NH3H2O是強(qiáng)電解質(zhì)還是弱電解

質(zhì)，等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液分別和氨水反應(yīng)至中性時(shí)，都是消耗鹽

酸的體積小，故D錯(cuò)誤。

2.下列一定能說明HC1O是弱電解質(zhì)的是（）

A.25℃時(shí)，用pH試紙測(cè)0.01mol-L'HClO的pH

B.25℃時(shí)，NaClO溶液的pH大于7

C.25℃時(shí)，若測(cè)得HC1O溶液pH=。，取該溶液10.0mL加蒸儲(chǔ)水稀釋至100.0

mL,測(cè)得pH="b-”<1,則HC1O是弱酸

D.濃度相同的NaOH溶液分別與pH相同的次氯酸、鹽酸反應(yīng)呈中性，前者消

耗的NaOH溶液的體積多

【解析】選BoA.HC1O能氧化漂白pH試紙，錯(cuò)誤；B.25℃時(shí)，NaClO溶液的

pH大于7,說明CIO-水解顯堿性，根據(jù)有弱才水解，說明HC1O是弱酸,正確；

C.25℃時(shí),若測(cè)得HC1O溶液pH>6,無論弱酸還是強(qiáng)酸，稀釋10倍后，pH

一定<7,錯(cuò)誤；D.酸的體積未知，故不能根據(jù)消耗的NaOH溶液體積的多少判

斷酸性強(qiáng)弱，錯(cuò)誤。

教師

專用

1.下列事實(shí)可證明NH3H2O為弱堿的是（）

A.氨水與氯化鋁溶液反應(yīng)生成氫氧化鋁沉淀

B.實(shí)驗(yàn)測(cè)得在氨水中存在NH3H2O分子

C.加熱氨水能產(chǎn)生使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)的氣體

D.等濃度、等體積的氨水和NaOH溶液分別與醋酸中和，消耗的醋酸的量相同

【解析】選BoA.氯化鋁和少量氫氧化鈉或氨水均可生成氫氧化鋁沉淀，所以不

能證明NH3H2O為弱堿，故A錯(cuò)誤；B.實(shí)驗(yàn)測(cè)得在氨水中存在NH3H2O分子，

說明NH3H2O部分電離，證明NH3H2O為弱堿，故B正確；C.加熱氨水能產(chǎn)生

使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)的氣體，說明NH3H2O易分解,不能證明NH3H2O

為弱堿，故C錯(cuò)誤；D.等濃度、等體積的氨水和NaOH溶液所含溶質(zhì)物質(zhì)的量

相等，分別與醋酸中和，消耗的醋酸的量相同，只能說明NH3H2O為一元堿，

不能證明其為弱堿，故D錯(cuò)誤。

2.甲、乙兩位同學(xué)設(shè)計(jì)用實(shí)驗(yàn)確定某酸HA是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，且改

變條件平衡發(fā)生移動(dòng)。

甲：取純度相同，質(zhì)量、大小相等的鋅粒放入兩只試管中，同時(shí)加入

0.1mol-L-1的HA、HC1溶液各100mL,按圖裝好，觀察現(xiàn)象。

乙：用pH計(jì)測(cè)定物質(zhì)的量濃度均為0.1mol-L-1的HA和HC1溶液的pH。

A

反應(yīng)前反應(yīng)后

（1）乙方案中說明HA是弱電解質(zhì)的理由是，測(cè)得0.1mol-L-'的HA溶液的

pH1（填“〈”或“=”）；甲方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象是

A.裝HC1的試管中放出的氫氣速率大

B.裝HA溶液的試管中放出氫氣的速率大

C.兩個(gè)試管中產(chǎn)生氣體速率一樣大

⑵甲同學(xué)為了進(jìn)一步證明弱電解質(zhì)電離平衡移動(dòng)的情況，設(shè)計(jì)如下實(shí)驗(yàn)：使HA

的電離程度和c、(H+)都減小，c(A-)增大，可在0.1moll」的HA溶液中，選擇

加入試劑。

A.NaA固體(可完全溶于水)B.1molL-'NaOH溶液

C.1molL-iH2so4D.2molL-'HA

【解析】(1)HA是弱酸，則均為0.1mol-L-1的HA、HC1溶液中，HA中氫離子

濃度小，氫離子濃度越小，和相同的鋅反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生氫氣的速率越小。則乙方案

中說明HA是弱電解質(zhì)的理由是，測(cè)得0.1mol-L-1的HA溶液的pH>1；甲方

案中，說明HA是弱電解質(zhì)的實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象是A。(2)A.加入NaA固體(可完全溶于

水)，c(A1增大，按同離子效應(yīng)知，HA的電離程度和c(H+)都減小，故A正

確;B.加入

1molL-'NaOH溶液，c(A-)增大，c(H+)減小，HA的電離程度增大，故B錯(cuò)

I

誤；C加入1molL-H2SO4,c(H+)增大,HA的電離程度減小，故C錯(cuò)誤；D.

加入2molL-'HA,增大了HA的濃度，酸越濃、其電離程度越小，c(H+)增大,

故D錯(cuò)誤。

答案：(1)>A(2)A

力能力點(diǎn)三：弱酸(堿)稀釋的分析方法

1.pH變化

⑴冰醋酸稀釋過程中，pH先減小后增大，其中0-b為冰醋酸溶解并建立平衡

過程，b-c為醋酸溶液稀釋后平衡移動(dòng)過程。

⑵一般來說，強(qiáng)酸溶液稀釋10倍，pH增大1；弱酸溶液稀釋10倍，pH增大小

于1,例如pH=4的醋酸溶液稀釋10倍，4<pH<5。

(3)pH相等的弱酸溶液稀釋相同倍數(shù)，弱酸酸性越弱,pH變化越小。例如體積

為10mL、pH=2的HA、HB溶液，分別加水稀釋至1000mL,則HB的電離

常數(shù)大于HA的電離常數(shù)。

2.粒子濃度變化

弱酸弱堿稀釋過程中，微粒濃度變化分析，主要有如下5種方法，以氨水稀釋

為例：

(1)用原理

氨水稀釋過程中，運(yùn)用化學(xué)平衡移動(dòng)原理分析單一粒子物質(zhì)的量變化及濃度變

化：

〃(NH3-H2。)減小，n(NH；)增大,〃(OH-)增大,〃(H+)增大；c(NH3.H2O)減小,

c(NH；)減小，c(OH-)減小，c(H+)增大。

⑵轉(zhuǎn)比例

對(duì)于電離平衡中左右兩邊粒子濃度之比，可以將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比

c(NH；)n(NH；)

進(jìn)行分析，例如，稀釋時(shí)"(NH3H2O)減小,

c(NH3H2O)-n(NH3H2O)

c(NH；)

加田)增大，故,(NHM)增大。

⑶湊常數(shù)

對(duì)于電離平衡中左右兩邊粒子濃度之比，可以借助電離常數(shù)和水的離子積常數(shù)

c(NHJ)Kb(NH3H2O)

進(jìn)行分析，例如,“二T=f,稀釋時(shí)Kb(NH3?H2。)不變，

c(NH3H2O)c(OH-)

c(NH；)c(NHZ)

C9H1減小，故,(NH3H。)增大；c(NH-q)<(而:

c(NH/)c(OH-)Kb(NH3H2O)

，稀釋時(shí)KKNH3H2O)、

c(NH3H2O)<(H+)-c(OH-)-Kw

丁**c(NH；)

品不變，故C(NH3HO)?，(H+)不變。

(4)極限法

c(NH：)

對(duì)于電離平衡中右邊粒子濃度之比，可用極限法進(jìn)行分析，例如丁二一r

c(OH-)

c(NH；)

無限稀釋，氨水溶液接近中性，而c(NH：)一直減小，—------減小。

c(OH-)

(5)守恒法

對(duì)于電離平衡中右邊粒子濃度之比，可用電荷守恒法進(jìn)行分析，例如

c(NHj)

，根據(jù)電荷守恒：c(NH；)+c(H+)=c(OH-),兩邊同除以

c(OH-)

c(NH])c(H+)

c(OH-),----=--1----------，稀釋時(shí)c(H+)增大,c(OH-)減小,故

c(OH-)c(OH-)

c(NH^)

4——7減小。

c(OH')

典例精研

1

【典例】常溫下，將0.1mol-L的CH3COOH溶液加水稀釋，請(qǐng)?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)

式中的數(shù)據(jù)變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。

c(CH3coOH)

⑴c(H+)----------------------------；

c(CH3coO-)

(2)----------------

c(CHsCOOH)，

c(CHsCOO-)

⑶，(H+)-----------------------------；

c(CH3COO-)c(H+)

(4)-

c(CH3COOH)

c(CH3COO-)

(5)----------------------------------

c(CHsCOOH)-c(OH-)

C(CH3COOH)C(CH3COO-)

【解析】⑴C(H+)=一冗—，稀釋時(shí)以CH3C。。一)減小,

c(CHaCOOH)n(CH3COOH)

乂不變；或c(H+)，稀釋時(shí)電離平衡正向移動(dòng),

〃(H+)

〃(CH3coOH)減小，〃(H+)增大。

C(CH3coO-)Ka

(2)---------------------=---------，稀釋時(shí)c(H+)減小，Ka不變；或

c(CHsCOOH)c(H+)

c(CH3C00-)n(CH3COO-)

,稀釋時(shí)電離平衡正向移動(dòng)，H(CHCOOH)

c(CH3COOH)~n(CH3COOH)3

減小，H(CH3COO-)增大。

⑶假設(shè)無限稀釋，c(H+)趨近于lO^mol-L-1,c(CH3coO-)逐漸減小，比值變

小。

c(CH3coO一)c(H+)

(4)--------------------------------=Ka，稀釋時(shí)Ka不變。

c(CH3coOH)

CHCOO

c(3-)聯(lián)，稀釋時(shí)、不變。

(5)----------------------------------KaKw

c(CH3COOH)-c(OH-)

答案：⑴變小(2)變大⑶變小(4)不變⑸不變

【規(guī)律方法】稀釋后溶液中離子濃度或離子濃度比值變化規(guī)律

⑴單一粒子濃度變化，可以用平衡原理分析。

醋酸加水稀釋，電離平衡正向移動(dòng)，〃(CH3coOH)減小，〃(CH3coO-)增大,n(H

+)增大，"(OH］增大"旦c(CH3coOH)減小，c(CH3coeT)減小，c(H+)減小，

c(OH-)增大；

(2)粒子濃度比值變化，可以用湊常數(shù)、轉(zhuǎn)化比例(分子與離子濃度的比值)、極限

法、守恒法(離子與離子濃度的比值)。

遷移應(yīng)用

?命題角度一：粒子濃度分析

1.將濃度為0.1molL」HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的

是()

)c(H+)

Ac(H+)B&(HF)C---------D.-----------

CH+c(HF)

【解析】選DoHF溶液加水稀釋，電離平衡正向移動(dòng)，c(H+)減小，故A錯(cuò)誤；

c(F-)

Ka(HF)不變，故B錯(cuò)誤；根據(jù)c(F-)+c(OH-)=c(H+),—--------=1-

c(H+)

c(OH-)c(F-)c(H+)

,c(OH-)增大，c(H+)減小，則丁7減小，故C錯(cuò)誤；——

c(H+)c(H+)c(HF)

砥(HF)c(H+)

,Ka(HF)不變，c(F-)減小，則增大，故D正確。

c(F-)c(HF)

2.室溫下向10mLpH=3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是()

A.溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少

?c(CH3coO-)

B?溶液中c(CH3coOH)c(OH-)不變

C.醋酸的電離程度增大，c(H+)亦增大

D,再加入10mLpH=11的NaOH溶液，混合液pH=7

【解析】選B。加水稀釋，醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目增

、c(CH3COO-)

加'A錯(cuò)i天，?(CH3coOH)c(OH-)

c(CHCOO一)c(H+)Ka(CHCOOH)

-；3：；------：；-----=-------3-------,稀釋時(shí)

c(CH3coOH)<(OH-)-c(H+)除

c(CH3coCT)

Ka(CH3coOH)、Kw均不變，……、———不變，故B正確；加水

c(CH3COOH)c(OH?)

稀釋，醋酸的電離程度增大，但c(H+)減小，故C錯(cuò)誤；加入10mLpH=11的

NaOH溶液，混合溶液發(fā)生中和反應(yīng)后，因醋酸還有大量剩余，故pH應(yīng)小于7,

故D錯(cuò)誤。

?命題角度二：稀釋曲線分析

3.25℃時(shí)將水不斷滴入0.1mol.L-1的氨水中，下列變化的圖像合理的是

水電離程度

【解析】選DoA.隨著水的不斷滴入，促進(jìn)一水合氨的電離，溶液中氫氧根離

子濃度減小，對(duì)水的電離的抑制作用減弱，即隨著水量的增加水的電離程度增

大，故A錯(cuò)誤；B.溶液導(dǎo)電能力取決于離子濃度大小，加水稀釋離子濃度下降,

導(dǎo)電能力下降，故B錯(cuò)誤；C.加水稀釋氨水，溶質(zhì)濃度下降、氫氧根離子濃度

下降，由水的離子積常數(shù)可知，溶液中氫離子濃度不斷增大，但無限稀釋溶液

接近中性時(shí),氫離子濃度接近IO-7mol.L-1,故C錯(cuò)誤；D.稀釋時(shí)氫氧根離子

濃度下降，pH下降，趨近于7,不能低于7,故D正確。

4.（常溫下，pH均為2、體積均為％的HA、HB、HC溶液,分別加水稀釋至體

積為V,溶液pH隨lg^的變化關(guān)系如圖所示，下列敘述錯(cuò)誤的

是（）

A.常溫下：Ka（HB）>

B.HC的電離度：a點(diǎn)<b點(diǎn)

c(A-)

C.當(dāng)1g五=4時(shí)，三種溶液同時(shí)升高溫度,減小

c(b)

D.當(dāng)1府=5時(shí)，HA溶液的pH為7

【解析】選DoA.HA稀釋10倍pH增大1,則HA為強(qiáng)酸，HB、HC稀釋10

倍，pH增大值小于1,則HB、HC為弱酸,HB、HC稀釋同等倍數(shù)，pH的改

變值：HB>HC,酸性：HB>HC,常溫下,Ka(HB)>K(HC),故A正確；B.

對(duì)于HC,b點(diǎn)稀釋的倍數(shù)大于a點(diǎn)，加水稀釋促進(jìn)弱酸的電離，HC的電離度：

a點(diǎn)<b點(diǎn)，故B正確；C.酸的電離平衡是吸熱反應(yīng)，由于HA為強(qiáng)酸，不存在

電離平衡，對(duì)HA溶液升高溫度,c(A-)不變，對(duì)HC溶液升高溫度促進(jìn)HC電

c(A-)

離，c(C-)增大，———減小，故C正確；D.HA溶液為強(qiáng)酸溶液，無論稀釋

c(C?)

多少倍，稀釋后溶液只能呈酸性，溶液的pH<7,故D錯(cuò)誤。

考點(diǎn)二：電離平衡常數(shù)(應(yīng)用性考點(diǎn))

必備知識(shí)?夯實(shí)

一、從原理的角度理解電離平衡常數(shù)

1.表達(dá)式

①一元弱酸HA的電離常數(shù)

c(H+)七(A-)

+

根據(jù)HA7——^H+A-,Ka=----------------------------

c(HA)

②一元弱堿BOH的電離常數(shù)

c(B+)(OH-)

根據(jù)BOH=^B++OH-,Kb=---------;-------------------

c(BOH)

③多元弱酸的電離常數(shù)

以H2c03為例，根據(jù)H2co34^H++HCO3

c(H+)(HCO3-)

心=---；----；---；HCO37——^H++cof

C(H2CO3)

C(H+).c(COV)

Ka2=

C(HCO3-)

2.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(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)越

強(qiáng)。

3.特點(diǎn)

電離常數(shù)只與通度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是蟋

的，故溫度升高，K增大。多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是

Kal》Ka2……，所以其酸性主要取決于第二步電離。

4.影響因素

(1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，酸性越弱,電離常數(shù)越小。

⑵外因：弱電解質(zhì)電離吸熱，升高溫度，電離常數(shù)增大。

〉【辨易錯(cuò)】

⑴電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大(x)

提示：增大弱電解質(zhì)溶液濃度，平衡右移，但平衡常數(shù)不變。

⑵電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱W)

提示：電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)越容易電離，酸(堿)性越強(qiáng)。

⑶電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大(x)

提示：電離常數(shù)只與溫度有關(guān)。

(4)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(x)

提示：c(H+)與酸溶液濃度和電離常數(shù)有關(guān)，相同濃度時(shí)電離常數(shù)大的酸溶液中

的c(H+)大。

二、從應(yīng)用的角度運(yùn)用電離平衡常數(shù)

1,判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。

2.判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，

堿性(或酸性)越弱。

3.判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。

4.判斷微粒濃度比值的變化。

＞【深思考】

電離度⑷、電離常數(shù)(Ka、Kb)與C(H+)、c(OH-)之間有什么關(guān)系？

提示：設(shè)一定溫度下，濃度為cmolL」醋酸的電離度為a。

2+

及二生詈=ca,a=,c(H)=c-a=y[c^Kao同理，對(duì)于一元弱堿(如

NH3H2O)也可用上述方法計(jì)算。

關(guān)鍵能力?進(jìn)階

能力點(diǎn)一：電離平衡常數(shù)的計(jì)算

1.根據(jù)電離度計(jì)算電離常數(shù)

常溫下，o.lmol-L-'的醋酸溶液中有1%的醋酸發(fā)生電離,Ka二

c(H+)c(CH3C。。-)0.1xl%xQ,lxl%

c(CH3coOH)-0.1x99%?°

2.根據(jù)鹽溶液的pH計(jì)算電離常數(shù)

c(H+)(HCOO-)

常溫下，0.1mol-L'HCOONa溶液的pH=10,Ka=-----------------------------

「c(HCOOH)

10-l0-(0.1-10-4)

---------------------------10-7

10-4o

3.根據(jù)混合溶液計(jì)算電離常數(shù)

常溫下，?mol-L-1的氨水溶液與0.01mol-L-1的鹽酸等體積混合(忽略體積變

0.01,八7

c(NH：)c(OH-)2xl010-9

化),/合液壬中性，Kb-,、、

c(NHHO)2OOI~a.0.01°

322-2

4.根據(jù)分布分?jǐn)?shù)圖像計(jì)算電離常數(shù)

CH3coOH、H2c2O4和H3P04的分布分?jǐn)?shù)圖分別如下：

12

CH3COOH的Ka=10-4.76；H2c2O4的Kal=IO-,Ka2=10-42；H3PO4的砥1

=10-2,乂2=IO"[，砥3=IO".2。

典例精研

【典例】(2017?天津高考節(jié)選)已知25℃,NH3H2O的Kb=1.8x10-5,H2sO3的

Kal=1.3X10-2,&2=6.2X10-8。若氨水的濃度為2.0mol.L」，溶液中的c(OH-)

=mol-L'o將SO2通入該氨水中，當(dāng)c(OH-)降至1.0xl0-7moi.L-

時(shí)，溶液中的c(SOV)/C(HSO3-)=o

[解題思維]解答本題的思維流程如下：

提取

NH3H2O、H2so3的電離常數(shù)氨水的濃度

信息

2.0molL-1氨水中c(NH—)~c(OH-)xc(NH：)+

信息

C(NH3H2O)=2.0mol-L-)；向氨水中通入SO2,

轉(zhuǎn)化c(SOV)/c(HSO3)一二：)

(NH4)2SO3溶液呈酸性還是呈堿性？

聯(lián)想

提示:H2s03的&2小于NHHO的Kb,(NH4)2SO3溶液

質(zhì)疑32

中SO,水解程度大于NH：水解程度，溶液呈堿性。

【解析】由NH3H2O的電離方程式及其電離平衡常數(shù)的=1.8x10-5可知，

5

[c(NH；)c(OH-)]/c(NH3-H2O)=1.8x10-,當(dāng)氨水的濃度為2.0molL」時(shí)，溶

液中的c(NH；)=c(OH-)=6.0x10-3molL，由H2sCh的第二步電離方程式

HSO3-『isoy+H+及其電離平衡常數(shù)Ka2=6.2xl0-8可知，砥2=

[c(soi->c(H+)]/c(HSO3-)=6.2xl0-8,將SO2通入該氨水中，當(dāng)c(OH-)降至

1.Ox10-7mol.L-1時(shí),溶液的c(H+)=1.0X10-7mol.L-1,則c(SO：-)/c(HSO3')

6.2x10-8

一1.0x10-7=0.62o

答案：6.0x10-30.62

遷移應(yīng)用

c(H+)

1

1.25℃時(shí)，0.1mol-L-HA溶液中丁二^二及測(cè)溶液的pH=________

c(OH-)

HA的電離常數(shù)Ka為o

c(H+)

【解析】由25℃時(shí),0.1mol-L-1HA溶液中=108，結(jié)合

c(OH-)

c、(H+)c(OH-)=10-14,則溶液中c(H+)=1x10-3moiL-1,則溶液的pH=3；HA

c(H+)-c(A-)10-3x10-3

的電離常數(shù)K=------------rH0-5

c(HA)0.1_10-3

答案：310-5

2.H3AsO4水溶液中含碑的各物質(zhì)的分布分?jǐn)?shù)(平衡時(shí)某物質(zhì)的濃度占各物質(zhì)濃

度之和的分?jǐn)?shù))與pH的關(guān)系如圖所示。

H3ASO4的Ka產(chǎn)

【解析】根據(jù)第一個(gè)交點(diǎn),C(H2ASO4-)=C(H3ASO4)，則Kal=C(H+)=10-2.2；同

理，根據(jù)第二個(gè)交點(diǎn),C(H2ASO4-)=c(HAsOi-),則%=C(H+)=10-7；根據(jù)

第三個(gè)交點(diǎn),c(HAsOi-)=c(AsOi"),則Ka3=c(H+)=IO」'

答案：10-2.2]0-710-115

3.CCh可以被NaOH溶液捕獲。若在室溫下所得溶液的pH=13,CCh主要轉(zhuǎn)化

為(寫離子符號(hào))；若所得溶液C(HCO3-)：c(COj')=2：1,溶液

pH=0(室溫下，H2c03的Kal=4x10-7;Ka2=5xl0-n)

c(H+)t(COi-)

【解析】由及2:--------------------；------=5x10-"可知，當(dāng)溶液pH=13時(shí)，溶

c(HCO3-)

c(COi')七25x10-"

液中r一TB=5。。，溶液中以8丁尸

c(H+)

C(HCO3-)

500C(HCO3-),所以該溶液中所得陰離子為COr；由溶液中C(HCO3-):

c(HCO；)

c(CO5■)=2：1可得，溶液中c(H+)=K^———-=2x5x10-"二

c(CO「)

IxlO-io,則溶液pH=10。

答案：coy10

4.25℃時(shí)，用0.1mol-L-*1*的CH3coOH溶液滴定20mLO.lmol-L-1的NaOH

溶液，當(dāng)?shù)渭覸mLCH3COOH溶液時(shí)，混合溶液的pH=7O已知CH3COOH的

電離常數(shù)為"忽略混合時(shí)溶液體積的變化,"0

0.1(V-20)

【解析】混合溶液的pH=7,說明醋酸過量^(CHsCOOH)-mol-L

20+V

-1,根據(jù)電荷守恒式：c(Na+)+c(H+)=C(CH3COO-)+c(OH-)及c(H+)=c(OH-)

Q|x20

可得，c(Na+)=c(CH3COO)=~------mol1-】，則Ka=

20+V

7

c(H+)(CH3COO-)2X10-

c(CH3coOH)0.1V-2

2x10-7

生玄-------

口,0.1V-2

/能力點(diǎn)二：電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

1,判斷弱酸或弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱

已知CH3coOH的Ka=1.7x10-5川2cO3的Kai=4.3x10-7、&2=5.6x10-'J1C10

的Ka=4.0X10-8,HF的Ka=6.3X10-4，貝［］酸性：HF>CH3COOH>H2CO3>HC1O

>HCO30

2.判斷反應(yīng)能否發(fā)生及書寫方程式

已知部分弱酸的電離常數(shù)如下：

弱酸HCOOHHCNH2S

電離常數(shù)Kal=1.3x10-7

&=1.8x10-4&=6.2x10」。

(25℃)Ka2=7」X10-15

根據(jù)酸和鹽的反應(yīng)遵循“強(qiáng)酸制弱酸”：

⑴判斷反應(yīng)發(fā)生——右下斜線方向反應(yīng)發(fā)生

酸性：HCOOH>H2s>HCN>HS

對(duì)應(yīng)鹽：HCOO"HS"CN'S2-

(2)確定反應(yīng)產(chǎn)物—箭頭所指為對(duì)應(yīng)產(chǎn)物

酸性：HCOOH>H2s>HCN>HS-

對(duì)應(yīng)鹽：HCOO-HS-CN-S2-

3.計(jì)算弱酸或弱堿溶液的pH

CH3COOH的Ka=1.7x10-5廁01mol-L-1的醋酸溶液c(H+)=^1.7x10-5x0.1

13

-1.30x10^mol-L-,pH=-lg(1.30xl0-)~2.88o

4.計(jì)算鹽的水解常數(shù)

CH3coONa的Kh=佚；Na2CO3的Kh=妙，NaHCO3的心二胡；Na3P。4的

AaAa2Aal

Kh二好,Na2Hpe)4的Kh=笠，NaH2P。4的Kh二胡。

Aa3Ka2Kal

5.判斷酸式鹽溶液的酸堿性

已知碳酸、草酸的電離常數(shù)如下：

弱酸H2CO3H2C2O4

Kal=4.3x10-7Kal=5.6x10-2

電離常數(shù)(25℃)

^2=5.6x10-11(2=L5X10-4

KW14

NaHCO溶液中HCOf的水解常數(shù)即=于=-------：-2.3x10-8>A：,gp

3Kal4.3x10-7a2

HCO3-的水解程度大于電離程度，溶液呈堿性；

K10-14

NaHCO溶液中HC2O4的水解常數(shù)K=/=----