2019届一轮复习人教版第23讲弱电解质的电离平衡学案

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第八章　水溶液中的离子平衡 第23讲　弱电解质的电离平衡 考纲要求 学法点拨 ‎1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。‎ ‎2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。‎ ‎3．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。‎ 本讲内容的高考考点主要有三个，一是强弱电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，往往结合图象进行考查，同时考查溶液的pH变化及溶液的导电性；三是电离平衡常数，主要命题角度为电离平衡常数的计算及应用。‎ 考点一　弱电解质的电离平衡 Z ‎ ‎1．强、弱电解质 ‎(1)定义与物质类别 ‎(2)与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。‎ ‎(3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”‎ ‎①强电解质：如H2SO4：__H2SO4＝2H＋＋SO__‎ ‎②弱电解质：‎ a．一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOH??CH3COO－＋H＋__。‎ b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__H2CO3??H＋＋HCO　HCO??H＋＋CO__。‎ c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：__Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－__。‎ ‎③酸式盐：‎ a．强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融时：NaHSO4===__Na＋＋HSO__。‎ b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：__NaHCO3===Na＋＋HCO__、__HCO??H＋＋CO__。‎ ‎2．弱电解质的电离平衡 ‎(1)电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，弱电解质分子__电离成离子__的速率和__离子结合成弱电解质分子__的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。‎ 平衡建立过程的v－t图像如图所示。‎ ‎(2)电离平衡的特征 ‎(3)影响电离平衡的因素：‎ 因素 对电离平衡的影响 内因 电解质本身的性质决定电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抵制电离，电离程度减小 含有可与弱电解质反应的离子 电解质电离程度增大，促进电离 电离平衡向右移动 下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOH??CH3COO－＋H＋ΔH>0)，用平衡移动原理分析电离平衡的移动。‎ 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH)‎ n(H＋)‎ c(H＋)‎ c(CH3COO－)‎ 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减弱__‎ ‎__不变__‎ 加少量冰醋酸 ‎__右移__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 通入HCl气体 ‎__左移__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加NaOH固体 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加CH3COONa固体 ‎__左移__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__减小__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 加入镁粉 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__不变__‎ 升高温度 ‎__右移__‎ ‎__减小__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增大__‎ ‎__增强__‎ ‎__增大__‎ 特别提醒：‎ ‎(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。‎ ‎(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。‎ ‎(3)电离平衡右移，电离程度也不一定增大。‎ ‎3．电离度：‎ ‎(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。‎ ‎(2)表达式：α＝×100%。‎ ‎(3)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。‎ ‎(4)一元弱酸(HA)、一元弱碱(如NH3·H2O)中电离度(α)与c(H＋)、c(OH－)的关系。‎ 设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为αa。‎ ‎　　　　　　　 　　CH3COOH??CH3COO－＋H＋‎ 起始/mol·L－1　　 　c　　　　 　0　　 　0‎ 变化/mol·L－1　　 c·αa　 　cαa　 　cαa 平衡/mol·L－1　 　c－cαa≈c　 　cαa　　 cαa 则c(H＋)＝cαa Ka＝＝cα 同理：对于一元弱碱(如NH3·H2O)，c(OH－)＝cαb。‎ X ‎ ‎1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。 ‎(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质。(　×　)‎ ‎(2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。(　×　)‎ ‎(3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移。(　√　)‎ ‎(4)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子。(　√　)‎ ‎(5)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。(　×　)‎ ‎(6)一定条件下，CH3COOH??CH3COO－＋H＋达到平衡时，c(H＋)＝c(CH3COO－)。(　×　)‎ ‎(7)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。(　√　)‎ ‎(8)弱电解质的导电能力一定小于强电解质。(　×　)‎ ‎(9)熔融时是否导电是区别强电解质与弱电解质的标准。(　×　)‎ ‎(10)除水的电离平衡外，醋酸溶液中存在电离平衡，而盐酸中不存在电离平衡(　√　)‎ ‎(11)醋酸溶液中，CH3COOH达到电离平衡时，溶液中检测不出CH3COOH分子(　×　)‎ ‎(12)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小(　×　)‎ ‎(13)向稀氨水中加入盐酸，盐酸与NH3·H2O反应，使NH3·H2O??NH＋OH－平衡左移(　×　)‎ ‎(14)氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡(　×　)‎ ‎2．向0.1 mol·L－1的H2S溶液中加入适量水，下列物理量增大的是(　A　)‎ A．电离度 B．c(H＋)　‎ C．c(S2－)　 D．c(H2S)‎ ‎3．常温下向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量试剂X后，溶液的碱性减弱，则X不可能是下列哪种物质(　D　)‎ A．H2O B．HCl C．NH4Cl D．NaOH ‎4．稀释某一弱电解质溶液时，所有微粒浓度都会减小吗？ 答案：对于弱电解质的电离平衡体系的相关微粒，其浓度都是减小的。但由于还存在H2O的电离平衡，对弱酸溶液稀释时，c(OH－)会增大；对弱碱溶液稀释时，c(H＋)会增大。‎ 题组一　弱电解质的判断 ‎1．(2016·上海单科)能证明乙酸是弱酸的实验事实是(　B　)‎ A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2‎ B．0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7‎ C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2‎ D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 ‎[解析]　A．只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B.该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，正确；C.可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但不能证明其是弱酸，错误；D.可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。‎ ‎2．(2018·广东启迪教育段考)下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是(　C　)‎ ‎①常温下NaNO2溶液pH大于7‎ ‎②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ‎③HNO2和NaCl不能发生反应 ‎④常温下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1‎ ‎⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2‎ ‎⑥常温下将pH＝1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，溶液pH约为2.8‎ A．①④⑥ B．①②③④　‎ C．①④⑤⑥　 D．全部 ‎[解析]　常温下NaNO2溶液pH大于7，说明亚硝酸钠是强碱弱酸盐。则HNO2是弱电解质，故①正确；②溶液的导电性与离子浓度及离子所带电荷数有关，用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，不能证明HNO2为弱电解质，故②错误；③HNO2和NaCl不能发生反应，只能说明不符合复分解反应发生的条件，但不能说明HNO2是弱电解质，故③错误；④常温下0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1，说明HNO2不能完全电离，即说明HNO2为弱电解质，故④正确：⑤较强酸可以制取较弱酸。NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2，说明HNO2的酸性弱于H3PO4，则HNO2为弱电解质，故⑤正确；⑥常温下将pH＝1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍，溶液pH约为2.8，说明HNO2为弱电解质，故⑥正确。‎ 萃取精华：‎ 判断强、弱电解质的方法 ‎1．电解质是否完全电离 在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸，如：若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸。‎ ‎2．是否存在电离平衡 强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。‎ ‎(1)一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化：‎ 将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。‎ ‎(2)升高温度后pH的变化：若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，‎ 升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。‎ ‎3．酸根离子(或弱碱阳离子)是否能发生水解 强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解，据此可以判断HA是强酸还是弱酸。可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7，则HA是弱酸。‎ 题组二　电离平衡及影响因素 ‎3．(2018·山西太原一中检测)稀氨水中存在电离平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　C　)‎ ‎①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．③⑥‎ C．③ D．③⑤‎ ‎[解析]　若在稀氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小，①不符合题意：硫酸中的H＋与OH－反应．使c(OH－)减小。平衡正向移动，②不符合题意；当在稀氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡逆向移动，③符合题意；若在稀氨水中加入水，平衡正向移动，但c(OH－)减小，④不符合题意；加热，平衡正向移动，c(OH－)增大。⑤不符合题意：加入少量MgSO4固体发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，平衡正向移动，⑥不符合题意。‎ ‎4．(2018·吉林长春高三检测)下列说法正确的是(　B　)‎ A．‎2 L 0.5 mol·L－1的亚硫酸溶液中含有的H＋离子数为2NA B．CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小 C．稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小 D．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4‎ ‎[解析]　H2SO3为弱酸，不完全电离，H＋离子数小于2NA，A错误；加水稀释时，电离平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋向右移动，电离程度增大，但溶液中n(CH3COOH)减小，c(H＋)减小，而n(CH3COO－)增大，故的值减小，pH增大，B正确，C错误；D中，因醋酸是弱电解质，稀释过程中醋酸的电离平衡右移，CH3COOH又电离出部分H＋，故稀释到原体积的10倍后，溶液的pH小于4，错误。‎ ‎5．(2018·湖南益阳高三检测)H2S水溶液中存在电离平衡H2S??H＋＋HS－和HS－??H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　C　)‎ A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 ‎[解析]　加水稀释促进电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入SO2，发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，平衡左移，当SO2过量时，溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应S2＋Cu2＋===CuS↓，平衡右移，氢离子浓度增大，D项错误。‎ ‎6．(2018·河南八市质检)‎25 ℃‎时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1醋酸，下列各项始终保持增大趋势的是(　A　)‎ A. B． C. D．c(H＋)·c(CH3COO－)‎ ‎[解析]　稀释过程中，c(CH3COO－)和c(H＋)减小，c(OH－)增大，故A项正确；加水稀释，CH3COOH对水电离的抵制效果减弱，故c(H＋)减小幅度小于c(CH3COO－)，减小；＝，稀释过程中c(H＋)减小，故C项错误；稀释过程中，c(CH3COO－)和c(H＋)均减小，c(CH3COO－)·c(H＋)减小，故D项错误。‎ ‎[易错警示]　向冰醋酸中加水形成溶液一直到溶液被稀释的过程中，各种变化如下：醋酸的电离程度一直增大，电离产生的H＋、CH3COO－数目一直增大，但c(CH3COO－)、c(H＋)先增大后减小，c(OH－)先减小后增大，c(CH3COOH)一直减小。‎ 考点二　电离平衡常数 Z ‎ ‎1．表达式 ‎(1)对于一元弱酸HA：HA??H＋＋A－，平衡常数 Ka＝____。‎ ‎(2)对于一元弱碱BOH：BOH??B＋＋OH－，平衡常数 Kb＝____。‎ ‎2．特点 ‎(1)电离平衡常数(也叫电离常数)只与温度有关，升高温度，K值__增大__。‎ ‎(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是第一步__≫__第二步__≫__第三步……，故其酸性取决于第__一__步电离。‎ ‎3．意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__越易__电离，‎ 所对应的酸性或碱性相对__越强__。‎ ‎4．(1)填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O ‎__NH3·H2O??NH＋OH－__‎ Kb＝1.7×10－5‎ CH3COOH ‎__CH3COOH??CH3COO－＋H＋__‎ Ka＝1.7×10－5‎ HClO ‎__HClO??H＋＋ClO－__‎ Ka＝4.7×10－8‎ ‎(2)CH3COOH酸性__大于__HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强，k(CH3COOH)> k(HClO)__。‎ ‎(3)磷酸是三元中强酸 ‎①磷酸的电离方程式是__H3PO4??H＋＋H2PO，H2PO??H＋＋HPO，HPO??H＋＋PO__。‎ ‎②电离平衡常数表达式是：Ka1＝____，Ka2＝____，Ka3＝____。‎ ‎③比较大小：Ka1__>__Ka2__>__Ka3。‎ 特别提醒：‎ ‎(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。‎ ‎(2)依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。‎ ‎(3)在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。‎ X ‎ ‎1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。 ‎(1)在一定温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数一定相同(　√　)‎ ‎(2)电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱(　√　)‎ ‎(3)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。(　×　)‎ ‎(4)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。(　×　)‎ ‎(5)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。(　×　)‎ ‎(6)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(　×　)‎ ‎(7)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法(　√　)‎ ‎(8)对于CH3COOH??CH3COO－＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小(　×　)‎ ‎(9)对于NH3·H2O??NH＋OH－，K＝，表达式中的NH一定是氨水电离提供的(　×　)‎ ‎(10)多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1H2CO3>HCN>HCO。A项，H2CO3的酸性强于HCN，H2CO3和CN－能够反应生成HCO和HCN，在溶液中不能大量共存，故A错误；B项，CH3COOH的酸性强于H2CO3、HCN，CH3COOH能够与HCO、CN－、CO反应，在溶液中不能大量共存，故B错误；C项，HCN的酸性强于HCO，HCN与CO反应生成HCO，在溶液中不能大量共存，故C错误；D项，HCN、HCO、CH3COO－、CN－之间不反应，在溶液中能够大量共存。故D正确。‎ ‎2．(2018·山东济宁高三检测)将0.1 mol·L－1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是(　D　)‎ A.的值减小 B．OH－的物质的量减小 C.的值减小 D．NH的浓度减小 ‎[解析]　在溶液中，NH3·H2O存在电离平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，Kb＝‎ eq f(c(NHoal(＋,4))·c(OH－),c(NH3·H2O))，当加水稀释时，c(OH－)减小，c(NH)减小，n(OH－)增大，电离平衡正向移动，此时＝的值增大，A、B错误，D正确；＝Kb是NH3·H2O的电离平衡常数，温度不变，比值不变，C错误。‎ ‎3．(2018·成都第七中学模拟)已知：下表为‎25 ℃‎时某些弱酸的电离平衡常数。‎ CH3COOH HClO H2CO3‎ Ka＝1.8×10－5‎ Ka＝3.0×10－8‎ Ka1＝4.4×10－7‎ Ka2＝4.7×10－11‎ 如图表示常温下，稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化。下列说法不正确的是(　A　)‎ A．图中c(H＋)∶c(R－)的值：a点>c点(HR代表CH3COOH或HClO)‎ B．pH相同的四种溶液浓度关系：c(CH3COONa)>c(NaHCO3)>c(NaClO)>c(Na2CO3)‎ C．图中a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度 D．浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa和NaClO的混合溶液中：c(OH－)＝0.1 mol·L－1－c(ClO－)＋c(H＋)＋c(CH3COOH)‎ ‎[解析]　溶液中存在电荷守恒，即c(H＋)＝c(R－)＋c(OH－)，故c(H＋)：c(R－)＝c(H＋)∶[c(H＋)－c(OH－)]＝1∶[1－]，从a点到c点，c(H＋)减小，c(OH－)增大，故1∶[1－]增大，即c(H＋)∶c(R－)的值：a点H2CO3> HClO>HCO，故水解程度：CH3COONac(NaHCO3)>c(NaClO)>c(Na2CO3)，B项正确；Ⅰ为CH3COOH，Ⅱ为HClO，两种酸开始时的pH相等，故较弱的酸浓度大，即HClO浓度大，故a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度，C项正确；溶液中存在电荷守恒，即c(Na＋)＋c(H＋)＝c(ClO－)＋c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.2 mol·L－1＋c(H＋)，由物料守恒c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，结合两式可得c(OH－)＝0.1 mol·L－1－c(ClO－)＋c(H＋)＋c(CH3COOH)，D项正确。‎ 萃取精华：‎ 电离平衡常数的应用 ‎(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。‎ ‎(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。‎ ‎(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。‎ ‎(4)判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，酸溶液加水稀释，c(H＋)减小，K值不变，则增大。‎ 题组二　电离平衡常数的有关计算 ‎4．(2018·湖北仙桃高三检测)已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是(　B　)‎ A．该溶液的pH＝4‎ B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7 ‎ D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍 ‎[解析]　根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1×0.1%mol·L－1＝10－4 mol·L－1，所以pH＝4，A正确；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H＋)将增大，pH值会减小，B错误。C选项可由平衡常数表达式算出K＝＝1×10－7，所以C正确。c(H＋)＝10－4 mol·L－1 ，所以c(H＋，水电离)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍，D正确。‎ ‎5．(2018·河北石家庄模拟)已知‎25 ℃‎时某一元酸HA的电离平衡常数Ka＝1×10－4，则对于此温度下1 mol·L－1的HA溶液，下列说法中不正确的是(　B　)‎ A．该酸的电离度为0.01‎ B．该溶液的pH＝4‎ C．c(HA)＋c(A－)＝1 mol·L－1‎ D．保持温度不变，向该酸溶液中加入少量水，‎ c(A－)/c(HA)增大 ‎[解析]　HA的电离平衡常数为K＝[c(A－)·c(H＋)]/c(HA)，代入数据计算可得c(H＋)＝0.01 mol·L－1，该酸的电离度＝0.01/1＝0.01，溶液的pH为2，A项正确．B项错误；由原子守恒可知C项正确；保持温度不变，向该酸溶液中加入少量水，c(H＋)减小，Ka不变，c(A－)/c(HA)增大，D项正确。‎ ‎6．在‎25 ℃‎下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，‎ 反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显__中__性(填“酸”“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝__mol·L－1__。 ‎[解析]　由溶液的电荷守恒可得：c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，已知c(NH)＝c(Cl－)，则有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性；电离常数只与温度有关，则此时NH3·H2O的电离常数Kb＝＝‎ ＝mol·L－1。‎ 考点三　一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 Z ‎ ‎1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较：‎ 比较项目 酸 c(H＋)‎ pH 中和碱 的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 ‎__大__‎ ‎__小__‎ ‎__相同__‎ ‎__相同__‎ ‎__大__‎ 一元弱酸 ‎__小__‎ ‎__大__‎ ‎__小__‎ ‎2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较：‎ 比较项目 酸 c(H＋)‎ c(酸)‎ 中和碱 的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 ‎__相同__‎ ‎__小__‎ ‎__小__‎ ‎__少__‎ ‎__相同__‎ 一元弱酸 ‎__大__‎ ‎__大__‎ ‎__多__‎ ‎(注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。)‎ ‎3．强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图象：‎ 图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图象，要深刻理解以下4点：‎ ‎(1)对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pHx－n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。‎ ‎(3)加水稀释相同倍数后的pH大小；氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。‎ ‎(4)稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。‎ ‎4．判断弱酸的三种方法 方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。‎ 方法二；根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，17。‎ X ‎ ‎1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。 ‎(1)pH＝12的氨水溶液，稀释10倍后pH＝11(　×　)‎ ‎(2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸>盐酸(　×　)‎ ‎(3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸>盐酸(　√　)‎ ‎(4)升高温度，CH3COOH的电离程度增大(　√　)‎ ‎(5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热。(　×　)‎ ‎2．(2015·海南高考)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是(　B　)‎ 解析：本题考查弱电解质的电离和图像分析能力。电离常数一氯乙酸大于乙酸，故一氯乙酸的酸性比乙酸的酸性强，即同温、同浓度时，一氯乙酸的电离度大于乙酸，随着浓度增大，电离程度均减小，B项符合题意。‎ ‎3．在一定温度下，有a.盐酸，b.硫酸，c.醋酸三种酸： ‎(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__b>a>c__。‎ ‎(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH溶液的能力由大到小的顺序是__b>a＝c__。‎ ‎(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量的浓度由大到小的顺序是__c>a>b或(c>a＝2b)__。‎ ‎(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别加入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是__c>a＝b__。‎ ‎(5)当三者c(H＋)相同、体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__a＝b＝c__。反应所需时间的长短关系是__a＝b>c__。‎ ‎(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍，c(H＋)由大到小的顺序是__c>a＝b__。‎ 解析：盐酸、硫酸、醋酸三种酸在溶液中的电离情况如下：‎ 盐酸是一元强酸，在水溶液中完全电离，不存在电离平衡：‎ HCl===H＋＋Cl－。‎ 硫酸是二元强酸，在水溶液中完全电离，不存在电离平衡：‎ H2SO4===2H＋＋SO。‎ 醋酸是一元弱酸，在水溶液中部分电离，存在电离平衡：‎ CH3COOH??CH3COO－＋H＋。‎ ‎(1)设三种酸的物质的量浓度为x，则HCl中c(H＋)＝x，H2SO4中c(H＋)＝2x，醋酸中c(H＋)≤x，故b>a>c。‎ ‎(2)“中和NaOH溶液的能力”是被一定物质的量的酸中和的NaOH溶液的物质的量。由于三种酸溶液的体积相同，物质的量浓度相同，所以三种酸的物质的量相同。由于1 mol H2SO4能中和2 mol NaOH、1 mol HCl或1 mol CH3COOH能中和1 mol NaOH，故b>a＝c。‎ ‎(3)由(1)分析可知，c(H＋)相同时，c(CH3COOH)最大，c(HCl)次之，c(H2SO4)最小，故c>a>b。‎ ‎(4)当锌足量时，生成H2体积的大小，决定于可被还原的H＋的总量，当c(H＋)相同，体积也相同时，醋酸中H＋总量最多，HCl、H2SO4中相同，故H2的体积c>a＝b。‎ ‎(5)起始c(H＋)相同，锌相同，故速率起始时相同。但随着反应的进行，由于醋酸电离平衡移动，c(H＋)比HCl、H2SO4中高，速率变快，故所用时间短。‎ ‎(6)稀释时，强酸中H＋数目不变，c(H＋)减小，但弱酸中H＋数目会增加，c(H＋)减小的幅度小。‎ 题组一　强酸与弱酸的比较 ‎1．(2018·试题调研)关于pH相同的醋酸和盐酸，下列叙述不正确的是(‎ ‎　A　)‎ A．取等体积的两种酸分别与完全一样的足量锌粒反应，开始时反应速率盐酸大于醋酸 B．取等体积的两种酸溶液分别稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍然相同，则m>n C．取等体积的两种酸溶液分别与足量的锌粒反应，生成氢气的体积醋酸大于盐酸 D．取等体积的两种酸溶液分别与NaOH反应，消耗NaOH的物质的量醋酸大于盐酸 ‎[解析]　pH相同，即c(H＋)相同，在与锌粒反应时，开始的反应速率应该相同，A项错；由于醋酸在稀释时会继续电离，稀释相同的倍数时pH增大的程度小于盐酸，若稀释后pH仍相同，则醋酸的体积要大于盐酸，即m>n，B项正确；等体积的两种酸分别与足量锌反应，醋酸生成的氢气体积大于盐酸，C项正确；等体积的两种酸分别与NaOH反应，消耗NaOH的量醋酸大于盐酸，D项正确。‎ ‎2．(2018·经典习题选萃)体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述正确的是(　C　)‎ A．两种溶液的pH不相同 B．它们分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多 C．它们与NaOH完全中和时，醋酸溶液所消耗的NaOH多 D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＝n(CH3COO－)‎ ‎[解析]　由于n(Cl－)＝n(CH3COO－)，由电荷守恒知两溶液的n(H＋)相同，溶液的pH相同，A错误；由于醋酸是弱酸，故c(HCl)NaOH溶液 B．c(NH3·H2O)＝c(NaOH)‎ C．导电能力：氨水NaOH ‎[解析]　二者pH相同，说明c(OH－)相同，则c(NH3·H2O)>c(NaOH)，故A、B两项错误；二者溶液中c(OH－)相同，则c(NH)＝c(Na＋)，故导电能力相同，故C项错误；由于等体积时，n(NH3·H2O)>n(NaOH)，故中和H2SO4的量：氯水>NaOH。‎ ‎5．为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试液、pH试纸、蒸馏水。 ‎(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法是否正确？__正确__(填“正确”或“不正确”)，并说明理由__若是强电解质，则0.010_mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.01_mol·L－1，pH＝12__。‎ ‎(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b值应满足什么关系？__a－2a－2。‎ ‎(3)在NH3·H2O??NH＋OH－的平衡体系中加入NH4Cl，增大了c(NH)，使以上平衡逆向移动，c(OH－)降低，碱性减弱。‎ ‎(4)证明某物质为弱电解质的常用方法有：①证明未完全电离，②证明电离平衡的存在，③证明对应的盐可以水解，故还可以通过测NH4Cl溶液的pH证明NH可以水解，而确定NH3·H2O为弱电解质。‎ 题组三　强弱电解质的相关图像分析 ‎6．pH＝1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积的关系如图所示，下列说法不正确的是(　D　)‎ ‎①若a<4，则A、B都是弱酸 ‎②稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强 ‎③若a＝4，则A是强酸，B是弱酸 ‎④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 A．①④　 B．②③　‎ C．①③　 D．②④‎ ‎[解析]　pH＝1的酸，加水稀释到1 000倍，若pH＝4则为强酸。若a<4，则A、B都是弱酸，①正确；根据图像可知，稀释后A溶液的pH大于B溶液的pH，pH越大氢离子浓度越小，则A酸溶液的酸性比B酸溶液弱，②不正确；由图可知，若a＝4，A完全电离，则A是强酸，稀释过程中B的pH变化小，则B为弱酸，③正确；因A、B酸性强弱不同，当溶液中c(H＋)相同时，A、B两种酸溶液的物质的量浓度不相等，④错误。答案选D。‎ ‎7．(2017·全国卷Ⅱ)改变0.1mol·L－1二元弱酸H‎2A溶液的pH，溶液中的H‎2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝]。‎ 下列叙述错误的是(　D　)‎ A．pH＝1.2时， c(H‎2A)＝c(HA－)‎ B．lg[K2(H‎2A)]＝－4.2‎ C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H‎2A)＝c(A2－)‎ D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)‎ ‎[解析]　本题考查水溶液中的离子平衡。解答本题的关键是明确δ(X)与溶液pH的对应关系，以及H‎2A、HA－、A2－的浓度与pH的大小关系。从图象中可以看出pH＝1.2时，δ(H‎2A)＝δ(HA－)，则c(H‎2A)＝c(HA－)，A项正确；根据HA－??H＋＋A2－，可确定K2(H‎2A)＝，从图象中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)，即lg[K2(H‎2A)]＝lgc(H＋)＝－4.2，B项正确；从图象中可以看出pH＝2.7时，δ(HA－)>δ(H‎2A)＝δ(A2－)，则c(HA－)>c(H‎2A)＝c(A2－)，C项正确；从图象中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol·L－1，而c(H＋)＝10－4.2mol·L－1，D项错误。‎ 萃取精华：‎ 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图像 等pH的一元强 碱和一元弱碱 等pH的一元强 酸和一元弱酸 等浓度的一元强 碱和一元弱碱 等浓度的一元强 酸和一元弱酸 变化图像 a、b意义 a代表强酸或强碱；b代表弱酸或弱碱 图像特点 稀释相同倍数时，强酸、强碱pH变化程度大；无限稀释都只能无限趋近于7，但酸要小于7，碱要大于7‎ 要点速记：‎ ‎1．判断强弱电解质的核心依据：‎ 电解质在水溶液中的电离程度，若不完全电离则为弱电解质。‎ ‎2．电离平衡的两个特征：‎ v(电离)＝v(结合)≠0；分子、离子浓度保持不变。‎ ‎3．高考必考的影响电离平衡的三因素：‎ ‎(1)升高温度：电离平衡右移。‎ ‎(2)稀释：电离平衡右移。‎ ‎(3)同离子效应：电离平衡左移。‎ ‎4．电离平衡常数：‎ 电离常数表达式：K＝。‎ ‎(1)影响因素：弱电解质的性质、温度。‎ ‎(2)应用：判断弱电解质的强弱、盐类水解程度。‎ ‎(3)计算。‎ ‎①已知c(HX)和c(H＋)求K。‎ ‎②已知K求c(H＋)。‎ ‎5．知识体系