（江蘇專版）2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題六 第二十一講 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析）

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1、（江蘇專版）2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題六 第二十一講 弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)案（含解析） [江蘇考綱要求] ———————————————————————————————— 1．理解電離、電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2．理解并能表示弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。 弱電解質(zhì)的電離平衡 [教材基礎(chǔ)—自熱身] 一、弱電解質(zhì)的電離平衡 1．弱電解質(zhì) (1)概念 (2)電離方程式的書寫 ①強(qiáng)電解質(zhì)用“===”號，弱電解質(zhì)用“”號。 ②多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步的電離程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋、。 ③多元

2、弱堿，分步電離，一步書寫，如Fe(OH)3： Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ④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：。 NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO 。 在熔融狀態(tài)時NaHSO4===Na＋＋HSO。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下，弱電解質(zhì)的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，溶液中的分子和離子的濃度都保持不變時的狀態(tài)。 平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。 (2)電離平衡的特征 3．

3、影響電離平衡的因素 (1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 (2)外因：濃度、溫度、加入試劑等。 ①溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。 ②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。 ③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，電離程度減小。 ④加入與離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動，電離程度增大。 二、電離平衡常數(shù) 1．表達(dá)式 (1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。 (2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。 2．特點 電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無

4、關(guān)，由于電離過程是熱的，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K1?K2……，所以其酸性主要決定于第步電離。 3．意義 電離平衡常數(shù)反映了弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱。相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對越強(qiáng)。 4．影響因素 [知能深化—掃盲點] 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0為例，判斷外界條件對電離平衡的影響 改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導(dǎo)電能力 電離平衡常數(shù)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

5、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 減小 增強(qiáng) 不變 增大 加入CH3COONa(s) ← 減小 減小 增強(qiáng) 不變 減小 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 [對點練] 1．某濃度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－。如想增大NH的濃度，而不增大OH－的濃度，應(yīng)采取的措施是(　　) A．適當(dāng)升高溫度　　　　　　 B．加入水 C．通入NH3 D．加入少量鹽酸 解析：選D　適當(dāng)升高溫度

6、，平衡正向移動，c(NH)增大，c(OH－)增大，A錯誤；加入水，溶液體積增大，則NH和OH－濃度都減小，B錯誤；向氨水中通入氨氣，c(NH)增大，c(OH－)增大，C錯誤；加入少量鹽酸，鹽酸和OH－反應(yīng)生成水，促進(jìn)NH3·H2O電離，c(NH)增大，c(OH－)減小，D正確。 提能點(二)　電離平衡常數(shù)的應(yīng)用 根據(jù)酸堿的電離常數(shù)大小可進(jìn)行以下判斷： (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。 (2)判斷強(qiáng)酸弱堿鹽(或強(qiáng)堿弱酸鹽)溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，弱堿(或弱酸)的電離常數(shù)越大，對應(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

7、，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 弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。 如：0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀釋，＝＝，加水稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則增大。 [對點練] 2．25 ℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示： 化學(xué)式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.7×10－5 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 3.0×10－8 請回答下列問題： (

8、1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序為 ________________________________________________________________________。 (2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序為________________________________________________________________________。 (3)將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應(yīng)的離子方程式：___________________________________________

9、_____________________________。 (4)常溫下0.1 mol·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”)。 ①_______；②________； ③_______；④_______。 (5)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是__________________________。 答案：(1)CH3COOH＞H2CO3＞HClO

10、 (2)CO＞ClO－＞HCO＞CH3COO－ (3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO (4)①變小　②不變?、圩兇蟆、懿蛔? (5)大于　稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，酸性強(qiáng)，電離平衡常數(shù)大 (1)含義 分布系數(shù)是指弱電解質(zhì)溶液中，某一組分的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù)，常用δ表示，分布系數(shù)是溶液酸度的函數(shù)。分布曲線是指以pH為橫坐標(biāo)、分布系數(shù)為縱坐標(biāo)的分布系數(shù)與溶液pH之間的關(guān)系曲線。 (2)兩類酸的分布系數(shù)圖像 一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元酸(以草酸為例) δ0為CH3COOH、δ1為CH3COO－ δ0為H2

11、C2O4、δ1為HC2O、δ2為C2O － 當(dāng)pHpKa時，主要存在形式是CH3COO－。δ0與δ1曲線相交在δ0＝δ1＝0.5處，此時c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，即pH＝pKa 當(dāng)溶液的pH＝pKa1時δ0＝δ1，pH＝pKa2時δ1＝δ2；當(dāng)pHpKa2時C2O －為主要存在形式 根據(jù)分布系數(shù)可以書寫一定pH時發(fā)生反應(yīng)的離子方程式 同一pH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根據(jù)在一定pH時的分布系數(shù)和酸的濃度，就可以計

12、算出各成分在該pH時的平衡濃度。 [對點練] 3．(雙選)H2C2O4水溶液中H2C2O4、HC2O和C2O三種形態(tài)的粒子的分布分?jǐn)?shù)δ隨溶液pH變化的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．曲線①代表的粒子是HC2O B．0.1 mol·L－1NaHC2O4溶液中：c(C2O)＞c(H2C2O4) C．pH＝5時，溶液中主要含碳微粒濃度大小關(guān)系為c(C2O)＞c(H2C2O4)＞c(HC2O) D．在一定溫度下，向CaC2O4飽和溶液中加入少量CaCl2固體，c(C2O)將減小， c(Ca2＋)增大 解析：選BD　曲線①代表的粒子是H2C2O4，故A錯誤；由題圖可知Na

13、HC2O4溶液顯示酸性，陰離子HC2O的電離程度大于其水解程度，所以c(H2C2O4)＜c(C2O)，故B正確；pH＝5時，溶液中主要含碳微粒濃度大小關(guān)系為c(C2O)＞c(HC2O)＞c(H2C2O4)，故C錯誤；一定溫度下，CaC2O4飽和溶液中，存在CaC2O4(s)C2O(aq)＋Ca2＋(aq)平衡，加入少量CaCl2固體，平衡逆向移動，c(C2O)將減小，加入了Ca2＋，c(Ca2＋)不可抵消，所以c(Ca2＋)增大，故D正確。 [題點全練—過高考] 題點一　影響電離平衡的外界因素 1．稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動

14、，同時使c(OH－)增大，可采取的措施是(　　) ①加入少量NH4Cl固體?、诩尤肷倭苛蛩帷、奂尤肷倭縉aOH固體?、芗铀♂尅、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 解析：選C　若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動， c(OH－)減小，①錯誤；硫酸中的H＋與OH－反應(yīng)，使c(OH－)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動，②錯誤；當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，符合題意，③正確；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動，但c(OH－)減小，④錯誤；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正

15、反應(yīng)方向移動，c(OH－)增大，⑤錯誤；加入MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，⑥錯誤。 2．已知0.1 mol·L－1醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。要使CH3COOH的電離程度增大，可以采取的措施是(　　) ①加少量CH3COONa固體　②升高溫度?、奂由倭勘姿帷、芗铀? A．①② B．①③ C．③④ D．②④ 解析：選D　加少量CH3COONa固體，醋酸根離子濃度增大，電離平衡逆向移動，則醋酸的電離程度減小，①錯誤；弱電解質(zhì)的電離吸熱，升高溫度，電離平衡正向移動，則醋酸的電離程度增大，②

16、正確；加少量冰醋酸，醋酸的濃度增大，則醋酸的電離程度減小，③錯誤；加水，醋酸濃度減小，則醋酸的電離程度增大，④正確。 題點二　電離平衡常數(shù)的影響因素及應(yīng)用 3．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 HX HY HZ 電離常數(shù)K 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A.三種酸的強(qiáng)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，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同溫度下，1 mol·L－1 HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 mol·L－1 HX 解析：選B　根

17、據(jù)表中電離常數(shù)大小關(guān)系可得酸的強(qiáng)弱關(guān)系為HZ＞HY＞HX，可知A、C不正確，B正確；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，D不正確。 4．將濃度為 0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　) A．c(H＋)　　B．Ka(HF)　　C.　　D. 解析：選D　A項，在0.1 mol·L－1 HF 溶液中存在如下電離平衡：HFH＋＋F－，加水稀釋，平衡向右移動，但c(H＋)減??；B項， 電離常數(shù)與濃度無關(guān)，其數(shù)值在稀釋過程中不變；C項，加水后，平衡右移，但c(F－)、c(H＋)都減小，由于溶液中存在電荷守恒，則 c(F－)＋c(OH－)＝c(H＋)，則＝＝

18、1－，由于c(H＋)減小，c(OH－)增大，故減小；D項，變形后得，稀釋過程中c(F－)逐漸減小，故其比值始終保持增大。 5．分析表格，下列選項中錯誤的是(　　) 弱酸 CH3COOH HCN H2CO3 電離常數(shù)(25 ℃) 1.8×10－5 4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 A.CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存 B．向食醋中加入水可使CH3COOH的電離平衡向電離方向移動 C．相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3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

19、的體積最小 解析：選C　根據(jù)電離常數(shù)可知HCO和CH3COO－、HCO和CN－均不發(fā)生反應(yīng)，A正確；向食醋中加入水，CH3COOH的電離平衡正向移動，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。 題點三　弱電解質(zhì)分布系數(shù)的圖像分析 6．(雙選)20 ℃時，在c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＝0.100 mol·L－1的H2C2O4、NaOH混合溶液中，含碳元素微粒的分布分?jǐn)?shù)

20、δ隨溶液pH變化的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．0.100 mol·L－1NaHC2O4溶液中：c(OH－)＝c(H＋)－2c(C2O)＋c(H2C2O4) B．Q點：c(H2C2O4)＋c(C2O)>c(HC2O) C．P點：c(Na＋)＋c(H2C2O4)<0.100 mol·L－1＋c(C2O) D．該溫度下H2C2O4的電離常數(shù)Ka2＝1×10－4.2 解析：選CD　 NaHC2O4溶液中的質(zhì)子守恒式為c(OH－)＝c(H＋)－c(C2O)＋c(H2C2O4)，A錯誤；由圖示可看出，①表示H2C2O4、②表示HC2O、③表示C2O，在Q點時c(H2C2O4)＋c

21、(C2O)c(OH－)，故C正確；Ka2＝，在P點時c(C2O)＝c(HC2O)、pH＝4.2，故Ka2＝c(H＋)＝10－4.2，D正確。 7．(雙選)(2019·海安中學(xué)模擬) 常溫下，向H2C2O4溶液中逐滴滴加NaOH溶液，

22、若定義pc＝－lg c，則所得溶液中pc(H2C2O4)、pc(HC2O)、pc(C2O)與溶液pH的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．常溫下，Ka1(H2C2O4)＝10－1.3 B．pH＝x時，c(HC2O)

23、增大，NaHC2O4濃度先增大后減小，pc(HC2O)先減小后增大，Na2C2O4逐漸增大，pc(C2O)減小，則圖中對應(yīng)曲線Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分別代表HC2O、H2C2O4、C2O的pc變化。常溫下，pH＝1.3時，pc(H2C2O4)＝pc(HC2O)，即c(H2C2O4)＝c(HC2O)，Ka1(H2C2O4)＝＝c(H＋)＝10－1.3，A正確；pH＝x時，c(HC2O)>c(H2C2O4)＝c(C2O)，B錯誤；M點時，pH＝4.3，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，且pc(C2O)＝pc(HC2O)，則c(HC2O)＝c(C2O)，根據(jù)電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)

24、＋2c(C2O)＋c(OH－), 得到c(Na＋)

25、酸與一元弱酸的比較 以鹽酸、醋酸為例： (1)加入足量的Zn，V(H2)與時間的變化曲線，見圖3 反應(yīng)過程中單位時間內(nèi)，醋酸產(chǎn)生的H2多，反應(yīng)停止時，醋酸產(chǎn)生的H2多。 (2)加水稀釋，pH變化的曲線，見圖4 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。 [知能深化—掃盲點] 提能點(一)　一元強(qiáng)酸(HA)與一元弱酸(HB)的比較 濃度均為0.01 mol·L－1 pH均為2 pH或物質(zhì)的量濃度 2＝pHHAHB HA＝HB 體積相同時

26、與過量的堿反應(yīng)消耗堿的量 HA＝HB HAc(B－) c(A－)＝c(B－) 分別加入固體NaA、NaB后pH變化 HA：不變 HB：變大 HA：不變 HB：變大 加水稀釋10倍后 3＝pHHApHHB>2 溶液的導(dǎo)電性 HA>HB HA＝HB 水的電離程度 HA

27、 pH＝2，HA為強(qiáng)酸；pH>2，HA為弱酸 室溫下測NaA溶液的pH pH＝7，HA為強(qiáng)酸；pH>7，HA為弱酸 相同條件下，測相同濃度的HA溶液和鹽酸(強(qiáng)酸)的導(dǎo)電性 若導(dǎo)電性相同，則HA為強(qiáng)酸；若導(dǎo)電性較鹽酸弱，則HA為弱酸 測定同pH的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化 若ΔpH(HA)＝ΔpH(HCl)，HA是強(qiáng)酸；若ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA是弱酸 測定等體積、等pH的HA溶液和鹽酸分別中和NaOH的量 若消耗NaOH的量相同，則HA為強(qiáng)酸；若消耗NaOH的量較鹽酸大，則HA為弱酸 測定等體積、等pH的HA溶液和鹽酸分別與足量的鋅反應(yīng) 若生成

28、氫氣的體積相同，則HA為強(qiáng)酸；若生成氫氣的體積大于鹽酸，則HA為弱酸 [題點全練—過高考] 題點一　強(qiáng)酸與弱酸的比較 1．已知25 ℃時，有關(guān)弱酸的電離常數(shù)如表所示： 化學(xué)式 CH3COOH HCN 電離常數(shù) 1.8×10－5 4.9×10－10 下列有關(guān)說法正確的是(　　 ) A．體積和pH相同的CH3COOH溶液與HCN溶液，中和NaOH溶液所消耗NaOH的物質(zhì)的量相同 B．體積和pH相同的CH3COOH溶液與HCN溶液，分別與足量的Fe反應(yīng)，HCN溶液產(chǎn)生的H2更多 C．a(chǎn) mol·L－1HCN溶液加水稀釋后，電離常數(shù)減小，加入KCN晶體后，電離常數(shù)增大

29、D．25 ℃時，在等濃度的CH3COOH溶液與HCN溶液中，水的電離程度前者大 解析：選B　根據(jù)表中所給的數(shù)據(jù)可知醋酸的酸性強(qiáng)于氫氰酸，pH相等的兩種酸，氫氰酸的濃度大；濃度相等的兩種酸，醋酸中氫離子濃度大。pH相等，氫氰酸的濃度大，中和NaOH溶液的物質(zhì)的量多，分別與足量的Fe反應(yīng)，氫氰酸產(chǎn)生的H2多，A項錯誤，B項正確；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，C項錯誤；等濃度的CH3COOH溶液與HCN溶液中，醋酸中氫離子濃度大，對水的電離抑制程度大，即氫氰酸中水的電離程度大，D項錯誤。 2．在一定溫度下，有a.鹽酸、b.硫酸、c.醋酸三種酸： (1)當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順

30、序是____________________(用字母表示，下同)。 (2)等體積、等物質(zhì)的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是________________。 (3)若三者c(H＋)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是__________________。 (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______________________________________________________。 (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，若產(chǎn)生相同體積的H2(相同狀

31、況)，則開始時反應(yīng)速率的大小關(guān)系為______________，反應(yīng)所需時間的長短關(guān)系是________________。 (6)將c(H＋)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c(H＋)由大到小的順序是________________。 解析：HCl===H＋＋Cl－；H2SO4===2H＋＋SO；CH3COOHH＋＋CH3COO－。(1)當(dāng)三種酸物質(zhì)的量濃度相同時，三種酸中c(H＋)由大到小的順序為b＞a＞c。(2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸，因隨著NaOH溶液的加入，CH3COOH電離平衡右移，提供的H＋和鹽酸相同，中和NaOH的能力鹽酸和醋酸相同，而H2SO4提供的H

32、＋是它們的2倍，故b＞a＝c。(3)c(H＋) 相同時，醋酸溶液濃度最大，因醋酸為弱酸，電離程度小，H2SO4濃度為鹽酸的一半，故c＞a＞b(或c＞a＝2b)。(4)當(dāng)三者c(H＋)相同且體積也相同時，因HCl、H2SO4為強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，所以H＋總的物質(zhì)的量相同，故產(chǎn)生H2的體積相同。CH3COOH為弱電解質(zhì)，最終能提供的H＋最多，生成的H2最多，故c＞a＝b。(5)因開始時 c(H＋)相同，故a＝b＝c；因CH3COOH為弱酸，繼續(xù)電離出H＋，減弱了c(H＋)的減小程度，故a＝b＞c。(6)因CH3COOH為弱酸，加水稀釋時電離平衡右移，減弱了c(H＋)的減小程度，故c＞a＝b

33、。 答案：(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b(或c>a＝2b) (4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b 題點二　強(qiáng)弱電解質(zhì)的相關(guān)圖像 3．在體積均為1 L，pH均等于2的鹽酸和醋酸溶液，分別投入0.23 g Na，則下列圖中比較符合反應(yīng)事實的曲線是(　　 ) 解析：選B　pH均等于2的鹽酸和醋酸溶液，起始?xì)潆x子濃度相同，但醋酸為弱酸，醋酸的濃度遠(yuǎn)大于鹽酸的濃度，與等量的Na反應(yīng)時，醋酸的電離平衡正向移動，醋酸中氫離子濃度大于鹽酸中氫離子濃度，醋酸反應(yīng)速率快；由題給數(shù)據(jù)結(jié)合反應(yīng)方程式判斷，醋酸遠(yuǎn)過量，鹽酸恰好反應(yīng)。醋酸與Na反應(yīng)生成醋酸鈉

34、溶液，醋酸根離子水解顯堿性，但醋酸遠(yuǎn)過量，反應(yīng)后溶液顯酸性，溶液的pH＜7，鹽酸與Na恰好完全反應(yīng)生成氯化鈉，則反應(yīng)后溶液的pH＝7，A錯誤，B正確；因Na的質(zhì)量相同，則與鹽酸恰好完全反應(yīng)，醋酸過量，生成氫氣相同，且醋酸中氫離子濃度大于鹽酸中氫離子濃度，則醋酸中反應(yīng)速率快，C、D錯誤。 4．某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸分別加水稀釋，平衡pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷正確的是(　　) A．Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH變化曲線 B．b點溶液的導(dǎo)電性比c點溶液的導(dǎo)電性強(qiáng) C．a(chǎn)點Kw的數(shù)值比c點Kw的數(shù)值大 D．b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度 解析：選B　鹽酸為強(qiáng)電解質(zhì)，醋酸為弱

35、電解質(zhì)，相同pH的鹽酸和醋酸加水稀釋后，鹽酸的pH改變較大，而醋酸的pH改變較小，從圖線上看，Ⅰ對應(yīng)的為鹽酸，Ⅱ?qū)?yīng)的為醋酸，A項錯誤；b點溶液的濃度比c點大，導(dǎo)電性強(qiáng)，B項正確；由于溫度不變，Kw不變，C項錯誤；開始時，鹽酸和醋酸的pH相同，醋酸濃度大于鹽酸的濃度，加水稀釋相同倍數(shù)后，醋酸的濃度仍然較大，D項錯誤。 題點三　弱電解質(zhì)的判斷 5．pH＝12的X、Y兩種堿溶液各10 mL，分別稀釋至1 000 mL，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．若10＜a＜12，則X、Y都是弱堿 B．X、Y兩種堿的物質(zhì)的量濃度一定相等 C．完全中和pH相同的X、Y

36、兩溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：V(X)＞V(Y) D．稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強(qiáng) 解析：選A　若X為強(qiáng)堿，則10 mL pH＝12的X溶液稀釋至1 000 mL，pH應(yīng)該為10，故若10＜a＜12，則X、Y均為弱堿，A項正確；兩種堿稀釋相同倍數(shù)，pH變化不同，說明兩種堿的強(qiáng)弱不同，則pH相同時，二者的物質(zhì)的量濃度一定不同，B項錯誤；當(dāng)pH相同時，c(X)＜c(Y)，所以完全中和這兩種堿時，消耗相同濃度的鹽酸的體積：V(X)＜V(Y)，C項錯誤；由圖像數(shù)據(jù)可知，稀釋后Y溶液的pH比X溶液的pH大，故Y溶液的堿性強(qiáng)，D項錯誤。 6．下列事實不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是(　　)

37、 ①滴入酚酞，NaNO2溶液顯紅色?、谟肏NO2溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗?、鄣萷H、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時，HNO2中和堿的能力強(qiáng)　④0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2?、軭NO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體　⑥c(H＋)＝0.1 mol·L－1的HNO2溶液稀釋至1 000倍，pH<4 A．①⑤　　 　B．②⑤　　 　C．③⑥　　 　D．③④ 解析：選B　NO水解，生成弱電解質(zhì)HNO2和OH－，使酚酞試液顯紅色，①能證明；HNO2溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗，只能說明溶液中離子的濃度小，并不能說明HNO2部分電離，②不能證明；等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中，H

38、NO2中和堿能力強(qiáng)，0.1 mol· L－1 HNO2溶液的pH＝2，都能說明HNO2部分電離，③④能證明；HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體，說明HNO2的酸性比H2CO3強(qiáng)，但并不一定是弱電解質(zhì)，⑤不能證明；HNO2若是強(qiáng)酸，⑥中pH應(yīng)等于4，故⑥能證明。 7．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，Vx＜Vy　　　　 B．x為強(qiáng)酸，Vx＞Vy C．y為弱酸，Vx＜Vy D．y為強(qiáng)酸，Vx＞V

39、y 解析：選C　由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy＜1，所以x為強(qiáng)酸，y為弱酸。pH＝2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH＝7時消耗NaOH溶液的體積y比x大。 8．為了證明醋酸是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙、丁四人分別選用下列試劑進(jìn)行實驗：0.1 mol· L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1鹽酸、pH＝3的鹽酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶體、NaCl晶體、CH3COONH4晶體、蒸餾水、鋅粒、pH試紙、酚酞、NaOH溶液等。 (1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液，用pH試紙測出其pH＝a，確定醋酸是弱電解質(zhì)，則a應(yīng)

40、該滿足的關(guān)系是________，理由是_________________________________。 (2)乙將pH＝3的醋酸和鹽酸，各取1 mL，用蒸餾水稀釋到100 mL，然后用pH試紙分別測定兩溶液的pH，則可認(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì)，判斷的依據(jù)是________________________________________________________________________。 (3)丙分別取pH＝3的鹽酸和pH＝3的醋酸各10 mL，然后分別加入質(zhì)量相同的鋅粒，醋酸放出H2的速率快，則認(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì)，你認(rèn)為這一方法正確嗎？________(填“正確”或“不正確”)

41、。并說明理由：____________________________________________。 (4)丁用CH3COONa晶體、NaCl晶體、蒸餾水和酚酞試液，也論證了醋酸是弱酸的事實，該同學(xué)的實驗操作和現(xiàn)象是_____________________________________________。 答案：(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全電離 (2)鹽酸的pH＝5，醋酸的pH<5　(3)正確　由于醋酸是弱酸，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸不斷電離，c(H＋)變化小，產(chǎn)生H2的速率比鹽酸快　(4)配制等濃度的CH3COONa、NaCl溶液，分別滴入酚酞試液，CH3COONa溶液變淺紅

42、色，NaCl溶液不變色 [規(guī)律方法] 1．假設(shè)法進(jìn)行有關(guān)量的大小比較 在做有關(guān)強(qiáng)酸、弱酸、強(qiáng)堿、弱堿的題目時，可以先假設(shè)所給物質(zhì)全部是強(qiáng)電解質(zhì)，再在此基礎(chǔ)上結(jié)合電離平衡移動原理進(jìn)行分析。如pH＝3的鹽酸、醋酸，分別加水稀釋10倍，假設(shè)平衡不移動，溶液的pH均為4，然后再根據(jù)弱酸的電離平衡及濃度進(jìn)行分析。 2．判斷弱電解質(zhì)的三個思維角度 角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。 角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，1＜pH＜2。 角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽

43、類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個現(xiàn)象： (1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。 (2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH?，F(xiàn)象：pH＞7。 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 [課堂真題集訓(xùn)—明考向] 1．判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。 (1)(2017·江蘇高考)已知常溫下，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.75× 10－5，用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和C

44、H3COOH溶液至終點，消耗NaOH溶液的體積相等(　　) (2)(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)(　　) (3)(2016·江蘇高考)如圖表示弱電解質(zhì)在水中建立電離平衡的過程(　　) (4)(2013·江蘇高考)CH3COOH 溶液加水稀釋后，溶液中的值減小(　　) 答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)√ 2．(2017·江蘇高考節(jié)選)砷(As)是一些工廠和礦山廢水中的污染元素，使用吸附劑是去除水中砷的有效措施之一。 H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分?jǐn)?shù)(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之

45、和的分?jǐn)?shù))與pH的關(guān)系分別如圖1和圖2所示。 (1)以酚酞為指示劑(變色范圍pH 8.0～10.0)，將NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，當(dāng)溶液由無色變?yōu)闇\紅色時停止滴加。該過程中主要反應(yīng)的離子方程式為________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的電離常數(shù)為Ka

46、1，則pKa1＝________(pKa1＝－lg Ka1)。 解析：(1)圖1中pH為8～10時，三價砷主要以H3AsO3和H2AsO的形式存在，故滴加NaOH溶液的過程中主要反應(yīng)的離子方程式為OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O。(2)Ka1＝，K僅與溫度有關(guān)，為方便計算，在圖2中取pH＝2.2時計算，此時c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，則Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。 答案：(1)OH－＋H3AsO3===H2AsO＋H2O　(2)2.2 3．(2017·全國卷Ⅱ)改變0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、 A2

47、－的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示已知δ(X)＝。 下列敘述錯誤的是(　　) A．pH＝1.2時，c(H2A)＝c(HA－) B．lg[K2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7時，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－) D．pH＝4.2時，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋) 解析：選D　根據(jù)題給圖像，pH＝1.2時，δ(H2A)＝δ(HA－)，則c(H2A)＝c(HA－)，A項正確；根據(jù)HA－H＋＋A2－，可確定K2(H2A)＝，根據(jù)題給圖像，pH＝4.2時，δ(HA－)＝δ(A2－)，則c(HA－)＝c(A2－)，即lg[K2(H2A)]＝lg c(H

48、＋)＝－4.2，B項正確；根據(jù)題給圖像，pH＝2.7時，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，則c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C項正確；根據(jù)題給圖像，pH＝4.2時，δ(HA－)＝δ(A2－)，則c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol·L－1，而c(H＋)＝10－4.2mol·L－1，則c(HA－)＝c(A2－)>c(H＋)，D項錯誤。 4．(2016·全國卷Ⅲ)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是(　　) A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 B．將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃，溶液中增大 C．向鹽酸中加入氨水至中性

49、，溶液中＞1 D．向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變 解析：選D　A項，CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝，則＝，加水稀釋，Ka不變，c(CH3COO－)減小，故比值變大，錯誤；B項，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，Kh＝，升高溫度，水解平衡正向移動，Kh增大，則減小，錯誤；C項，溶液呈中性，則c(H＋)＝c(OH－)，根據(jù)電荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)，錯誤；D項，向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移動，由于＝＝，Ksp僅與溫度有關(guān)，故不變，正確。 5

50、．(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。下列敘述錯誤的是(　　) A．MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點大于a點 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當(dāng)lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大 解析：選D　由圖像分析濃度為0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則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，A正確；曲線的橫坐標(biāo)lg越大，表示加水稀

51、釋體積越大，由曲線可以看出b點的稀釋程度大于a點，弱堿ROH存在電離平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱電解質(zhì)電離程度越大，故ROH的電離程度：b點大于a點，B正確；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，C正確；當(dāng)lg＝2時，溶液V＝100V0，溶液稀釋100倍，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：ROHR＋＋OH－，升高溫度促進(jìn)電離平衡向電離方向移動，c(R＋)增大，故減小，D錯誤。 6．(2015·海南高考)氨是合成硝酸、銨鹽和氮肥的基本原料，回答下列問題： 氨的水溶液顯弱堿性，其原因為________________(用離子方程式表示)，0.1 mol·L－1的氨水中加入少量NH4Cl固體，溶液的pH________(填“升高”或“降低”)；若加入少量明礬，溶液中NH的濃度________(填“增大”或“減小”)。解析：若加入NH4Cl，則NH濃度增大，NH3·H2O的電離平衡逆向移動，OH－濃度減小，pH降低。 答案：NH3·H2ONH＋OH－　降低　增大