（新課改省份專用）2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第八章 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析）

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1、（新課改省份專用）2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第八章 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析） 考點(diǎn)(一)　弱電解質(zhì)的電離 【點(diǎn)多面廣精細(xì)研】 1．強(qiáng)、弱電解質(zhì) 電解質(zhì)全部電離部分電離 2．電離方程式的書寫 (1)弱電解質(zhì) ①多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如H2CO3的電離方程式： H2CO3 H＋＋HCO、HCO H＋＋CO。 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－。 (2)酸式鹽 在水溶液中，強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，弱酸的酸式鹽中酸式酸根離子不完全電離。如 NaHSO4：NaHSO4=

2、==Na＋＋H＋＋SO； NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO； 在熔融狀態(tài)時(shí)NaHSO4===Na＋＋HSO。 3．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對(duì)電離平衡的影響 以弱電解質(zhì)HB的電離為例：HBH＋＋B－。 ①溫度：弱電解質(zhì)電離吸熱，升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，HB的電離程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均減小。 ③相同離子：在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，如NaB、HCl

3、，電離平衡向左移動(dòng)，電離程度減小。 ④加入能與電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)，如加入NaOH，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。 [小題練微點(diǎn)] 1．判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”)。 (1)HCl為強(qiáng)電解質(zhì)，故鹽酸中不存在電離平衡(　　) (2)在氨水中，當(dāng)c(NH)＝c(OH－)時(shí)，表示氨水已達(dá)到電離平衡(　　) (3)電離平衡右移，弱電解質(zhì)的電離程度一定增大(　　) (4)向0.1 mol·L－1 HF溶液中加水稀釋或加入少量NaF晶體時(shí)都會(huì)引起溶液中c(H＋)減小 (5)稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中所有離子的濃度均減小(　　) 答案：(1)×　(2)×　(3

4、)×　(4)√　(5)× 2．分別畫出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀釋時(shí)導(dǎo)電能力的變化圖。 提示： 　 [學(xué)霸微提醒] (1)常見的強(qiáng)電解質(zhì) ①六大強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。 ②四大強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 ③大多數(shù)鹽包括難溶性鹽，如BaSO4。 (2)電離平衡“三提醒” ①稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的各離子濃度并不是都減小，如c(OH－)是增大的。 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，電離程度也不一定增大，如稀醋酸中加入冰醋酸。 (3)影

5、響電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的因素 ①離子濃度；②電荷濃度。 1.下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的說法正確的是(　　) A．(2016·四川高考)0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)為0.05NA B．(2016·江蘇高考)室溫下，稀釋0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng) C．(2016·全國卷Ⅲ)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 D．(2018·北京高考)常溫時(shí)，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－ 解析：選D　A項(xiàng)，CH3COOH為弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，

6、0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋數(shù)小于0.05NA，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，CH3COOH溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋，平衡右移，產(chǎn)生的離子數(shù)增加，但溶液的體積增大，c(CH3COO－)、c(H＋)減小，導(dǎo)電能力減弱，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，加水稀釋時(shí)，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，c(H＋)增大，c(CH3COOH)減小，＝＝，因Ka不變，c(CH3COO－)減小，故比值變大，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，常溫時(shí)，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1，說明NH3·H2O是弱電解質(zhì)，電離方程式應(yīng)用可逆號(hào)表示，正確。 2．(2019·吉安聯(lián)考)某溫度

7、下，在飽和氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。 (1)若增大壓強(qiáng)，則溶液的pH________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)若通入NH3，則平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動(dòng)。 (3)若加水，則平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動(dòng)，溶液的pH________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (4)若加入氫氧化鈉固體，則溶液中的c(NH)________(填“增大”“減小”或“不變”)，溶液的pH________(填“增大”“減小”或“不變”)。 解析：(1)若增大壓強(qiáng)，氣體的溶解度增大，氨水中電離平衡：NH3·

8、H2ONH＋OH－向右移動(dòng)，則pH增大。(2)向飽和氨水中通入NH3，NH3不再溶解，所以電離平衡不移動(dòng)。(3)加水，氨水中電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－向右移動(dòng)，但是溶液的體積增大的程度比OH－的物質(zhì)的量增大的程度大，所以O(shè)H－濃度減小，則pH減小。(4)加氫氧化鈉，則氨水中電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－向左移動(dòng)，溶液中的c(NH)減小，c(OH－)增大，pH增大。 答案：(1)增大　(2)不　(3)向右　減小　(4)減小　增大 [歸納拓展] 1．從“定性”和“定量”兩個(gè)角度理解電離平衡 (1)從定性角度分析電離平衡 應(yīng)該理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向

9、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 當(dāng)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(shí)，若通過平衡移動(dòng)的方向不能作出判斷，應(yīng)采用電離常數(shù)定量分析。 2．以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0為例，判斷外界條件對(duì)電離平衡的影響 改變條件 平衡移動(dòng)方向 n(H＋) c(H＋) 導(dǎo)電能力 Ka 電離程度 加水稀釋 → 增大 減小 減弱 不變 增大 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增強(qiáng) 不變 減小 通入HCl(g) 增大 增大 增強(qiáng) 不變 減小 加入NaOH(s) 減小 減

10、小 增強(qiáng) 不變 增大 加入鎂粉 減小 減小 增強(qiáng) 不變 增大 升高溫度 增大 增大 增強(qiáng) 增大 增大 3.(2015·全國卷Ⅰ)濃度均為0.10 mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是(　　) A．MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn) C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當(dāng)lg＝2時(shí)，若兩溶液同時(shí)升高溫度，則增大 解析：選D　A項(xiàng)，由圖像知，濃度為0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH

11、完全電離，MOH為強(qiáng)堿，而ROH的pH<13，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿，MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性，正確；B項(xiàng)，曲線的橫坐標(biāo)lg越大，表示加水稀釋體積越大，由曲線可以看出b點(diǎn)的稀釋程度大于a點(diǎn)，溶液濃度越小，弱電解質(zhì)電離程度越大，故ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)，正確；C項(xiàng)，若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH接近于7，故兩溶液的c(OH－)相等，正確；D項(xiàng)，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，c(M＋)不變；ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，升高溫度，促進(jìn)電離平衡正向移動(dòng)，c(R＋)增大，減小，錯(cuò)誤。 4.(2019·安順適應(yīng)性檢測(cè))已知常溫時(shí)HClO的Ka＝3.0×10－8，

12、HF的Ka＝3.5×10－4。現(xiàn)將pH和體積都相同的次氯酸和氫氟酸溶液分別加蒸餾水稀釋，pH隨溶液體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．曲線Ⅰ為次氯酸稀釋時(shí)pH變化曲線 B．取a點(diǎn)的兩種酸溶液，中和相同體積、相同濃度的NaOH溶液，消耗次氯酸的體積較小 C．a(chǎn)點(diǎn)時(shí)，若都加入相同大小的鋅粒，此時(shí)與氫氟酸反應(yīng)的速率大 D．b點(diǎn)溶液中水的電離程度比c點(diǎn)溶液中水的電離程度小 解析：選B　常溫下Ka(HClO)

13、a點(diǎn)HClO溶液和HF溶液的pH相同，a點(diǎn)c(HClO)大于c(HF)，取a點(diǎn)的兩種酸溶液中和相同體積、相同濃度的NaOH溶液，消耗HClO溶液的體積較小，B項(xiàng)正確；a點(diǎn)HClO溶液和HF溶液的pH相同，即a點(diǎn)兩溶液中c(H＋)相等，此時(shí)與相同大小的鋅粒反應(yīng)的速率相等，C項(xiàng)錯(cuò)誤；酸溶液中OH－全部來自水的電離，根據(jù)圖像b點(diǎn)溶液的pH大于c點(diǎn)溶液的pH，b點(diǎn)溶液中c(H＋)小于c點(diǎn)溶液中c(H＋)，b點(diǎn)對(duì)水的電離的抑制小于c點(diǎn)，b點(diǎn)溶液中水的電離程度比c點(diǎn)溶液中水的電離程度大，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 1．一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 (1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 比 較

14、 項(xiàng) 目 酸 c(H＋) pH 中和堿 的能力 與足量Zn反應(yīng) 產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反 應(yīng)的速率　　 一元強(qiáng)酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 (2)相同pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 比 較 項(xiàng) 目 酸 c(H＋) c(酸) 中和堿 的能力 與足量Zn反應(yīng) 產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反 應(yīng)的速率　　 一元強(qiáng)酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 說明：一元強(qiáng)堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。 2．圖像法理解一強(qiáng)一弱的稀釋規(guī)律 (1)相同體積、相同濃度的鹽

15、酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，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的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多 5.下列事實(shí)不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液顯紅色 ②用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈光很暗 ③等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時(shí)，HNO2中和堿的能力強(qiáng) ④25 ℃時(shí)0.1 mol·L－1的HNO2溶液的pH＝2 ⑤HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體 ⑥25 ℃時(shí)0.1 mol·L－1的HNO2溶液稀釋至1 000

16、倍，pH>4 A．①⑤　B．②⑤ C．③⑥ D．③④ 解析：選B　①中NaNO2溶液使酚酞顯紅色，說明NO水解生成弱電解質(zhì)(酸)HNO2；②不能根據(jù)溶液導(dǎo)電性強(qiáng)弱判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)；③說明等pH、等體積的鹽酸和HNO2，c(HNO2)>c(HCl)；④說明HNO2溶液發(fā)生不完全電離；⑤只能說明酸性：HNO2>H2CO3；⑥說明存在HNO2H＋＋NO。 6．室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4，關(guān)于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是(　　) A．溶液的體積：10V甲≤V乙 B．水電離出的OH－濃度：10c甲(OH－)≤c乙(OH－)

17、 C．若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙 D．若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應(yīng)，所得溶液的pH：甲≥乙 解析：選A　A項(xiàng)，如果酸是強(qiáng)酸，則需要稀釋10倍，才能使pH從3升高到4；如果是弱酸，弱酸存在電離平衡，稀釋促進(jìn)電離，則需要稀釋10倍以上，才能使pH從3升高到4，即溶液的體積：10V甲≤V乙，正確；B項(xiàng)，酸抑制水的電離，甲燒杯中H＋的濃度是乙燒杯中H＋濃度的10倍，因此水電離出的OH－濃度：10c甲(OH－)＝c乙(OH－)，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，則乙燒杯中所得鹽溶液的濃度小，如果鹽不水解，則所得溶液的pH相等；如果生

18、成的鹽水解，則甲燒杯中溶液的堿性強(qiáng)于乙燒杯中溶液的堿性，即所得溶液的pH：甲≥乙，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，若分別與5 mL pH＝11的NaOH溶液反應(yīng)，如果是強(qiáng)酸，則均是恰好反應(yīng)，溶液顯中性；如果是弱酸，則酸過量，但甲燒杯中酸的濃度大，pH小，即所得溶液的pH：甲≤乙，錯(cuò)誤。 弱酸(堿)的判斷 (1)設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明BOH(如NH3·H2O)是一元弱堿的方法 ①室溫下，測(cè)0.1 mol·L－1 BOH的pH，若pH＝13，則BOH為強(qiáng)堿，若pH<13，則BOH為弱堿。 ②配制BCl的溶液，測(cè)其pH，若pH＝7，則BOH為強(qiáng)堿，若pH<7，則BOH為弱堿。 ③配制pH＝12的BOH的溶液，加水稀

19、釋100倍，若稀釋后溶液的pH＝10，則BOH為強(qiáng)堿，若稀釋后溶液的pH>10，則BOH為弱堿。 (2)設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明HA是一元弱酸的方法 實(shí)驗(yàn)方法 結(jié)論 ①測(cè)0.01 mol·L－1HA的pH pH＝2，HA為強(qiáng)酸， pH>2，HA為弱酸 ②測(cè)NaA溶液的pH pH＝7，HA為強(qiáng)酸， pH>7，HA為弱酸 ③測(cè)相同pH的HA和鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化 若HA溶液的pH變化比鹽酸的小，則HA為弱酸 ④測(cè)等體積、等pH的HA和鹽酸中和NaOH的量 若HA溶液消耗NaOH的量比鹽酸的多，則HA為弱酸 ⑤測(cè)等體積、等物質(zhì)的量濃度的HA和鹽酸分別與顆粒大小相同的鋅粒反應(yīng)的速

20、率 若HA溶液與Zn粒反應(yīng)比鹽酸的速率慢，則HA為弱酸 ⑥測(cè)等體積、等pH的HA和鹽酸分別與足量的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 若HA溶液與足量的鋅粒反應(yīng)最終產(chǎn)生H2的量比鹽酸的多，則HA為弱酸 1．(2019·湖北百校聯(lián)考)已知，反應(yīng)Cl2＋H2OHCl＋HClO達(dá)到平衡后，要使增大，可加入(　　) A．NaCl固體　 B．水 C．CaCO3固體 D．NaOH固體 點(diǎn)撥：①弱酸不能制強(qiáng)酸，因此不能由HClO反應(yīng)生成H2CO3。 ②c(HClO)＝，要使c(HClO)增大，可使V減小或n(HClO)增大。　　　　 解析：選C　加入NaCl固體c(Cl－)增大，導(dǎo)致平衡

21、逆向移動(dòng)，c(HClO)減小，A錯(cuò)誤；加水平衡正向移動(dòng)，但根據(jù)勒夏特列原理，HClO濃度會(huì)減小，B錯(cuò)誤；加CaCO3固體可消耗HCl，使平衡正向移動(dòng)，HClO濃度增大，C正確；加NaOH固體可消耗HCl和HClO，使HClO濃度減小，D錯(cuò)誤。 2.(2019·廣州模擬)25 ℃時(shí)，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀釋，則圖中的縱軸y表示的是(　　) A．溶液中OH－的物質(zhì)的量濃度 B. C．溶液中的 D．CH3COOH的電離程度 點(diǎn)撥：溶液的導(dǎo)電能力與自由移動(dòng)離子的濃度和所帶電荷的多少有關(guān)?！　　　? 解析：選B　加水稀釋0.2 mol·L－1的醋酸溶液時(shí)，c(H＋)減小

22、，c(OH－)增大，A項(xiàng)錯(cuò)誤；c(H＋)、c(CH3COO－)均減小，溶液導(dǎo)電能力減小，B項(xiàng)正確；溶液中n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)減小，＝，則增大，C項(xiàng)錯(cuò)誤；加水稀釋電離平衡正向移動(dòng)，CH3COOH的電離程度增大，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 3．為了證明一水合氨(NH3·H2O)是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進(jìn)行實(shí)驗(yàn)：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶體、酚酞溶液、pH試紙、蒸餾水。 (1)甲用pH試紙測(cè)出0.010 mol·L－1氨水的pH為10，則認(rèn)定一水合氨是弱電解質(zhì)，你認(rèn)為這一方法___________________

23、______________________________________ (填“正確”或“不正確”)，并說明理由_____________________________________________________。 (2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH試紙測(cè)其pH＝a，然后用蒸餾水稀釋至1 000 mL，再用pH試紙測(cè)其pH＝b，若要確認(rèn)NH3·H2O是弱電解質(zhì)，則a、b應(yīng)滿足什么關(guān)系？______________________。 (3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，顯粉紅色，再加入少量NH4Cl晶體，溶液顏色變_

24、_______(填“深”或“淺”)。你認(rèn)為這一方法能否證明NH3·H2O 是弱電解質(zhì)？________(填“能”或“否”)，并說明原因______________________________。 (4)請(qǐng)你根據(jù)所提供的試劑，再提出一個(gè)合理又簡(jiǎn)便的方案證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。 解析：(1)若NH3·

25、H2O是強(qiáng)電解質(zhì)，則0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)應(yīng)為0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH試紙測(cè)出0.010 mol·L－1氨水的pH為10，說明NH3·H2O沒有完全電離，應(yīng)為弱電解質(zhì)。(2)若NH3·H2O是強(qiáng)電解質(zhì)，用蒸餾水稀釋至1 000 mL，其pH＝a－2。因?yàn)镹H3·H2O是弱電解質(zhì)，不能完全電離，a、b應(yīng)滿足a－2

26、液的pH降低。這兩種可能均可證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)。(4)NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，只需檢驗(yàn)NH4Cl溶液的酸堿性，即可證明NH3·H2O是弱電解質(zhì)還是強(qiáng)電解質(zhì)。 答案：(1)正確　若是強(qiáng)電解質(zhì)，則0.010 mol·L－1氨水中 c(OH－)應(yīng)為0.010 mol·L－1，pH＝12　(2)a－2

27、可能均可證明NH3·H2O是弱電解質(zhì) (4)取一張pH試紙，再用玻璃棒蘸取0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，滴在pH試紙上，顯色后跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較測(cè)出pH，pH<7(方案合理即可) 考點(diǎn)(二)　電離度與電離常數(shù) 【點(diǎn)多面廣精細(xì)研】 1．電離度 (1)概念：一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)占原來弱電解質(zhì)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)。 (2)表達(dá)式：α＝×100%。 (3)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。 (4)影響因素 溫度的影響 升高溫度，電離平衡向

28、右移動(dòng)，電離度增大； 降低溫度，電離平衡向左移動(dòng)，電離度減小 濃度的影響 當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時(shí)，電離度減??； 當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時(shí)，電離度增大 2.電離常數(shù) (1)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的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(gè)常數(shù)。 (2)表達(dá)式 ①對(duì)于一元弱酸HA：HAH＋＋A－， 電離常數(shù)Ka＝。 ②對(duì)于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－， 電離常數(shù)Kb＝。 ③對(duì)于多元弱酸，以H2CO3為例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝； HCOH＋＋CO　Ka2＝。 (3)意義 相同條件下，K值越大，表示該

29、弱電解質(zhì)越電離，所對(duì)應(yīng)弱電解質(zhì)的酸性或堿性相對(duì)越。 (4)特點(diǎn) ①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)，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。 ②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K1?K2……，所以其酸性主要決定于第步電離。 [小題練微點(diǎn)] 1．判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”)。 (1)當(dāng)弱電解質(zhì)的濃度增大時(shí)，電離度增大(　　) (2)在1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，升高溫度，電離度增大(　　) (3)電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大(　　) (4)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka＝(　　) (5)電離常數(shù)可以

30、表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱(　　) (6)電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大(　　) (7)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(　　) 答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×　(7)× 2．已知0.1 mol·L－1 HCOOH溶液中存在電離平衡HCOOHHCOO－＋H＋，請(qǐng)畫出HCOOH電離度(α)、電離常數(shù)與溫度的關(guān)系圖像。 提示： 3．已知25 ℃時(shí)，下列酸的電離常數(shù)： 物質(zhì)名稱 醋酸 氫氰酸 氫氟酸 甲酸 電離常數(shù)K 1.75×10－5 4.93×10－10 7.2×10－4 1.77×1

31、0－4 則物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol·L－1的上述溶液中c(H＋)最大的是(　　) A．醋酸　　B．氫氰酸 C．氫氟酸 D．甲酸 解析：選C　由題表中數(shù)據(jù)可知，氫氟酸的K最大，物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol·L－1的四種溶液中c(H＋)最大的是氫氟酸。 [學(xué)霸微提醒] (1)電離平衡正向移動(dòng)，電離度不一定增大。 (2)電離平衡正向移動(dòng)，電離常數(shù)不一定發(fā)生變化。 (3)電離度增大時(shí)，電離常數(shù)不一定增大；電離常數(shù)增大時(shí)，電離度一定增大。 1.(2015·海南高考)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

32、的電離度與濃度關(guān)系的是(　　) 解析：選B　這兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì)，在溫度不變、濃度相等時(shí)，電離程度CH3COOH

33、CO3和NaCN溶液，后者pH較大 D．pH＝a的上述3種酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，則醋酸中加入水的體積最小 解析：選C　CH3COO－、HCO和CN－均水解顯堿性，相互之間不發(fā)生反應(yīng)，A正確；由Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)可知酸性：CH3COOH>HCN，弱酸不能制強(qiáng)酸，B正確；由于電離常數(shù)：HCN>HCO，根據(jù)“越弱越易水解”可知C錯(cuò)誤；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3種酸溶液，加入相同體積的水，CH3COOH溶液pH變化最大，則pH變化相同的情況下，CH3COOH溶液中加入水的體積最小，D正確。 3．(2015·福建高考)25 ℃，兩種酸的電離常數(shù)如

34、表。 Ka1 Ka2 H2SO3 1.3×10－2 6.3×10－8 H2CO3 4.2×10－7 5.6×10－11 (1)HSO的電離常數(shù)表達(dá)式K＝______________________________。 (2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為 ________________________________________________________________________。 解析：由H2SO3和H2CO3的電離常數(shù)可知酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HCO，故H2SO3溶液與NaHCO3溶液反應(yīng)可放出CO2氣體，

35、反應(yīng)的離子方程式為H2SO3＋HCO===HSO＋H2O＋CO2↑。 答案：(1) (2)H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O [歸納拓展]　電離常數(shù)的應(yīng)用 應(yīng)用 舉例 (1)判斷弱酸酸性(或弱堿堿性)的相對(duì)強(qiáng)弱 K(HF)>K(HClO)；同濃度溶液的酸性：HF>HClO (2)判斷酸與鹽反應(yīng)是否能發(fā)生(強(qiáng)酸制弱酸) K1(H2CO3)>K(HClO)；Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO (3)判斷溶液中粒子濃度比值的變化 在NH4Cl溶液中加水稀釋，如何變化？分子分母同時(shí)乘以c(OH－)，可得，該比值只與溫度有關(guān)，溫度不變，比值

36、不變 (4)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱 K(HF)>K(CH3COOH)[鹽所對(duì)應(yīng)的酸(或堿)越弱，鹽水解的程度越大，鹽的堿(或酸)性越強(qiáng)]；同濃度鹽溶液的堿性：NaFK2＝4.7×10－11 ，故NaHCO3水解程度大于電離程度 4.(1)(2017·天津高考)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的濃度為2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH

37、－)＝__________mol·L－1。將SO2通入該氨水中，當(dāng)c(OH－)降至 1.0×10－7 mol·L－1時(shí)，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。 (2)(2017·江蘇高考)H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分?jǐn)?shù)(平衡時(shí)某物種的濃度占各物種濃度之和的分?jǐn)?shù))與pH的關(guān)系如圖所示。 H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的電離常數(shù)為Ka1，則pKa1＝________(pKa1＝－lg Ka1)。 (3)(2016·全國卷Ⅱ)聯(lián)氨(又稱肼，N2H4，無色液體)是一種應(yīng)用廣泛的化工原料，可用作火箭燃料，聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨

38、相似，聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為__________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為________________。 解析：(1)設(shè)氨水中c(OH－)＝x mol·L－1，根據(jù)NH3·H2O的Kb＝，則＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根據(jù)H2SO3的Ka2＝，則＝，當(dāng)c(OH－)降至 1.0×10－7mol·L－1時(shí)，c(H＋)為1.0×10－7 mol·L－1，則＝＝0.62。(2)Ka1＝，K僅與溫度有關(guān)，為方便計(jì)算，在圖中取pH＝2.2時(shí)計(jì)算，此時(shí)c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，則

39、Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。(3)將H2OH＋＋OH－　Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2H　K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－　Ka1＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。類比NH3與H2SO4形成酸式鹽的化學(xué)式NH4HSO4可知，N2H4與H2SO4形成的酸式鹽的化學(xué)式應(yīng)為N2H6(HSO4)2。 答案：(1)6.0×10－3　0.62　(2)2.2 (3)8.7×10－7　N2H6(HSO4)2 電離度、電離常數(shù)與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系 設(shè)一定溫度下，濃度為c mol·L－1醋酸的

40、電離度為α。 　　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始/(mol·L－1)　　　c　　　　　 　0　 　　0 變化/(mol·L－1)　　　cα　　　　　　cα　　　cα 平衡/(mol·L－1)　c－cα≈c　　　 　 cα　　　cα Ka＝＝cα2→α＝ ，c(H＋)＝cα＝。 同理：對(duì)于一元弱堿(如NH3·H2O)，Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝?！　　　? 1．如表所示是在相同溫度下三種酸的一些數(shù)據(jù)，下列判斷正確的是(　　) 酸 HX HY HZ 濃度/(mol·L－1) 0.12 0.2 0.9 1 1 電離度 0.2

41、5 0.2 0.1 0.3 0.5 電離常數(shù) Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A.在相同溫度下，從HX的數(shù)據(jù)可以說明：弱電解質(zhì)溶液，濃度降低，電離度增大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01 B．室溫時(shí)，若在NaZ溶液中加水，則變小，若加少量鹽酸，則變大 C．含等物質(zhì)的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)Ka4>Ka3 點(diǎn)撥：NaZ溶液中Z－水解的離子方程式為Z－＋H2OHZ＋OH－，水解平衡常數(shù)Kh＝只隨溫度變化，是Kh的倒數(shù)，也不會(huì)因?yàn)榧铀螓}酸而改變?！　　　? 解析：選D　電離常數(shù)只

42、與溫度有關(guān)，溫度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A項(xiàng)錯(cuò)誤；依據(jù)Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常數(shù)的倒數(shù)，其只隨溫度的變化而變化，B項(xiàng)錯(cuò)誤；依據(jù)“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C項(xiàng)錯(cuò)誤；相同溫度下電離度隨溶液濃度的增大而減小，結(jié)合表中數(shù)據(jù)判斷，當(dāng)HX的濃度為1 mol·L－1時(shí)，HX的電離度小于0.1，故三種酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)镠Z>HY>HX，故Ka5>Ka4>Ka3，D項(xiàng)正確。 2．(2019·上海普陀區(qū)一模)運(yùn)用表中電離常數(shù)判斷，可以發(fā)生的反應(yīng)是(　　) 酸 電離常數(shù)(25 ℃) 碳酸 Ka1＝4.3×10－7　Ka2＝5.6×10－11 次

43、溴酸 Ka＝2.4×10－9 A．HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3 B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑ C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑ D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO 解析：選A　相同溫度下，酸的電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，一般來說，強(qiáng)酸能和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸，根據(jù)題表中數(shù)據(jù)知，酸性強(qiáng)弱順序是H2CO3>HBrO>HCO，所以只有A能發(fā)生。 3.(2019·梅州模擬)T ℃時(shí)，向濃度均為1 mol·L－1的兩種弱酸HA、HB中不斷加水稀釋，并用pH傳感器測(cè)定溶液pH。所得液

44、濃度的對(duì)數(shù)(lg c)的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是(　　) 已知：①HA的電離常數(shù)：Ka＝≈；②pKa＝－lg Ka。 A．酸性：HA>HB B．a(chǎn)點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·L－1 C．T ℃時(shí)，弱酸HB的pKa≈5 D．弱酸的Ka隨溶液濃度的降低而增大 審題：特別注意縱坐標(biāo)為pH的2倍，a點(diǎn)縱坐標(biāo)為4，即溶液的pH為2?！　　　? 解析：選D　從圖中得到，濃度相等的時(shí)候，HB溶液的pH更高，說明HB的酸性更弱，A項(xiàng)正確；a點(diǎn)溶液的縱坐標(biāo)為4，即溶液的pH為2(注意縱坐標(biāo)為pH的2倍)，所以c(H＋)＝0.01 mol·L－1，a點(diǎn)溶液的橫坐標(biāo)為－1，即lg c(HA)＝－1，所以c(HA)＝0.1 mol·L－1，B項(xiàng)正確；從圖中得到，1 mol·L－1的HB溶液的pH＝2.5，即c(H＋)＝10－2.5 mol·L－1，所以Ka≈＝＝10－5，pKa≈5，C項(xiàng)正確；Ka是電離常數(shù)，其數(shù)值只與溫度相關(guān)，溫度不變，Ka值不變，D項(xiàng)錯(cuò)誤。