(共107张PPT)
第七章 弱电解质的电离平衡
第1讲 弱电解质的电离平衡
【复习目标】1.认识强电解质和弱电解质的概念。2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，理解弱电解质在水中电离平衡的建立及影响因素。3.理解电离平衡常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关的计算。
知识梳理
01
提升训练
02
目录
CONTENTS
核心素养
03
真题演练
04
课时作业
05
知识梳理
全部
强酸
强碱
部分
弱酸
弱碱
弱电解质分子电离成离子
离子结合成分子
=
≠
最大
0
>
＝
弱电解质本身的性质
吸热
增大
减小
电离方向
电离方向
生成弱电解质分子
电离
向右
增大
增大
增大
增大
向右
增大
减小
减小
增大
向右
增大
增大
增大
减小
向左
减小
减小
增大
减小
向左
增大
增大
减小
减小
向右
减小
减小
增大
增大
向右
减小
减小
增大
增大
×
×
错因
溶液导电性强弱不是电解质强弱的判断标准。
×
错因
√
×
×
错因
许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比
电离常数
本身的性质
增大
吸热
Ka1>Ka2>Ka3
第一步电离
易
强
强
弱
减小
不变
增大
右
增大
左
减小
减小
增大
×
错因
对于同一弱电解质，K仅受温度影响，与浓度无关。
√
×
错因
溶液中的c(H＋)还与酸溶液浓度有关。
×
×
错因
相同温度下，同一弱电解质的电离常数相同，而溶液的浓度越小电离度越大。
提升训练
考点1 弱电解质的电离平衡
题组一 分析与研判弱电解质
1.下列操作能证明HF是弱电解质的是( )
A.用氢氟酸在玻璃上刻字
B.用氢氟酸做导电性试验，灯泡很暗
C.在0.1 mol·L－1的HF溶液中加水，测得c(OH－)增大
D.在10 mL pH＝2的HF溶液中加入10 mL 0.01 mol·L－1 NaOH溶液，混合溶液呈酸性
答案
解析 用氢氟酸在玻璃上刻字，是因为HF能与玻璃中的二氧化硅反应，不能证明HF是弱电解质；用氢氟酸做导电性试验，灯泡很暗，没有指明浓度，没有与强酸对比，不能说明它是否全部电离；不论是强酸还是弱酸，在0.1 mol/L的酸溶液中加水，c(OH－)均增大。
解析
2.下列不能用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法是( )
A.向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大
B.pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大
C.0.1 mol·L－1 CH3 COOH溶液的pH>1
D.相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同
答案
解析 相同浓度和体积的两溶液中溶质物质的量相同，消耗的金属的量相同，不能说明二者的酸性强弱。
解析
答案
解析
解析 若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H＋)减小，体液的pH增大。
答案
解析
题组三 分析与研判电离平衡和溶液导电性
5.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，
溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是( )
A.a、b、c三点溶液的pH：c
B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：cC.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D.a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c答案
解析 A项，由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
解析
6. (2023·北京四中高三上学期期中)电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的大小。室温下，用0.100 mol·L－1 NH3·H2O滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1 HCl和CH3COOH的混合液，电导率曲线如图所示。
下列说法正确的是( )
A.①点溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1
B.溶液温度高低为①>③>②
C.③点溶液中有c(Cl－)>c(CH3COO－)
D.③点后因离子数目减少使电导率略降低
答案
解析 醋酸是弱酸，不能完全电离，c(H＋)<0.200 mol·L－1，A错误；酸碱中和反应是放热反应，所以反应未开始时的温度一定不是最高的，B错误；③点后离子数目增大，但离子浓度减小，所以电导率降低，D错误。
解析
考点2 电离平衡常数
题组一 理解与运用电离平衡常数
1.已知7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述不正确的是( )
A.Ka(HF)＝7.2×10－4
B.Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C.根据其中两个反应即可得出三种酸的强弱关系
D.Ka(HCN)答案
答案
答案
中
4.2×10－7
解析
答案
10－1.2
10－4.2
1000
核心素养 科学探究与创新意识——强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
【素养要求】 通过对强酸(碱)与弱酸(碱)的性质比较进行总结，加强对强、弱电解质概念的理解，提高理论联系实际的能力。
弱电解质与强电解质的根本区别在于弱电解质不完全电离，存在电离平衡。
1.判断强、弱电解质的实验设计
实验设计思路：以判断室温下某酸(HA)是否为弱酸为例
实验方法 结论
①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸
pH>2，HA为弱酸
②测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸
pH>7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA溶液和HCl溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl溶液的弱，则HA为弱酸
④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸
⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸
⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱所需碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸
3.图像法理解强酸、弱酸的稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
4.一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像
实验操作 图像
同体积、同浓度的盐酸和醋酸溶液分别与足量Zn反应
同体积、同pH的盐酸和醋酸溶液分别与足量Zn反应
1.在体积都为1 L，pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下列图像符合客观事实的是( )
答案
解析 因盐酸为强酸、醋酸为弱酸，故pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，c(HCl)＝0.01 mol·L－1，c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1，则1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A项，相同时间内pH变化较大的应为HCl；B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的应为HCl。
解析
答案
解析
3.在一定温度下，有a.盐酸，b.硫酸，c.醋酸三种酸(用a、b、c填空)。
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和同物质的量浓度的NaOH溶液的能力由大到小的顺序是________。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________。
答案
b>a>c
b>a＝c
c>a>b
c>a＝b
(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，则开始瞬间反应速率的大小关系为________，若产生相同体积的H2(相同状况)，反应所需时间的长短关系是________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________。
答案
a＝b＝c
a＝b>c
c>a＝b
4.为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，常温下，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试剂、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NH3·H2O是弱电解质，你认为这一方法________(填“正确”或“不正确”)，理由是______________________________________________________________________。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测出其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1000 mL，再用pH试纸测出其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足的关系为____________________________(用等式或不等式表示)。
答案
正确
若是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12
a－2(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法________(填“能”或“不能”)证明NH3·H2O是弱电解质，原因是______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案
浅
能
真题演练
答案
解析
答案
解析
3.(2021·浙江高考)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸
C.25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得pH＝b，b－a<1，则HR是弱酸
D.25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
答案
解析 25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，则HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得溶液pH<7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
解析
4.(2020·浙江高考)下列说法不正确的是( )
A.2.0×10－7 mol·L－1的盐酸中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1
B.将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性
C.常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质
D.常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大
解析 溶剂水电离出的氢离子浓度的数量级与溶质HCl电离出的氢离子浓度的数量级相差不大，则计算盐酸中氢离子浓度时，不能忽略水电离出的氢离子，盐酸中c(H＋)应大于2.0×10－7 mol·L－1，故A错误。
答案
解析
答案
答案
10－7.5
答案
解析
课时作业
[建议用时：40分钟]
一、选择题(每小题只有1个选项符合题意)
1.室温下，能说明乙酸是弱电解质的是( )
A.乙酸溶液能导电
B.0.01 mol·L－1乙酸溶液的pH＞2
C.乙酸可以与金属钠反应放出氢气
D.乙酸溶液能使紫色石蕊试液变红
答案
2.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( )
A.该溶液的pH＝4
B.升高温度，溶液的pH增大
C.此酸的电离常数约为1×10－7
D.由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
答案
解析
3.25 ℃时，对于pH＝2的CH3COOH溶液，下列判断不正确的是( )
A.加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中c(H＋)减小
B.通入少量HCl气体，电离平衡逆向移动，c(CH3COO－)减小，Ka减小
C.加入少量CH3COONa固体，电离平衡逆向移动，c(H＋)减小，Ka不变
D.升高温度，电离平衡正向移动，c(H＋)增大，pH减小
答案
解析 通入少量HCl气体时，平衡逆向移动，c(CH3COO－)减小，但Ka不变，B错误。
解析
答案
解析
答案
5.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( )
解析 乙酸和一氯乙酸都是弱电解质，在温度、浓度相等时，电离程度CH3COOH解析
答案
解析
化学式 H2CO3 HClO H2S
电离常数 Ka1＝4×10－7；
Ka2＝5.6×10－11 Ka＝4.7×10－8 Ka1＝1.3×10－7；
Ka2＝7.1×10－15
7.pH＝12的X、Y两种碱溶液各10 mL，分别稀释
至1000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下
列说法正确的是( )
A.若10B.X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等
C.完全中和等体积、等pH的X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：V(X)>V(Y)
D.稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
答案
解析 若X为强碱，则10 mL pH＝12的X溶液稀释至1000 mL，pH应该为10，故若10解析
答案
解析 常温下，若NaHA溶液的pH＞7，则说明NaHA发生了水解，说明其为强碱弱酸盐，即H2A为弱酸，A正确；CH3COOH为弱酸，刚好中和时的产物CH3COONa为强碱弱酸盐，溶液显碱性，B错误；纯醋酸不电离，向冰醋酸中不断加水，氢离子浓度先增大后减小，则溶液的pH先减小后增大，C错误；25 ℃和40 ℃时，水的离子积不同，水的电离程度不同，40 ℃时水的离子积较大，相同浓度的NaOH溶液在40 ℃时，溶液中的氢离子浓度较大，pH偏小，D错误。
解析
答案
解析
弱电解质 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
答案
解析 由题图可知曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程，曲线Ⅱ代表醋酸的稀释过程。pH＝2的盐酸和醋酸相比，c(CH3COOH)>c(HCl)，体积相等的两种溶液中n(CH3COOH)>n(HCl)，与NaOH溶液发生中和反应时，CH3COOH消耗NaOH多，故Ⅱ溶液中和NaOH的能力强于Ⅰ溶液，C错误。
解析
答案
解析
酸 HX HY HZ
浓度/(mol·L－1) 0.12 0.2 0.9 1 1
电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
电离常数 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5
答案
解析
解析
二、非选择题
13.25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
(1)上述五种酸的酸性由强到弱的顺序是______________________________。
化学式 电离平衡常数(Ka或Kb)
CH3COOH 1.8×10－5
HNO2 4.9×10－4
HCN 5×10－10
HClO 3×10－8
H2CO3 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
NH3·H2O 1.8×10－5
答案
HNO2>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN
(2)该温度下，0.10 mol·L－1 HNO2溶液中的c(H＋)＝________ mol·L－1。
(3)25 ℃时，向NaClO溶液中通入少量的CO2，发生反应的离子方程式为____________________________________。
(4)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是________(填序号)。
A.升高温度 B.加水稀释
C.加少量CH3COONa固体 D.加入少量冰醋酸
E.加入少量NaOH固体(温度不变)
答案
7×10－3
BE
答案
减小
<
答案
＝
1.76×10－5
解析
答案
正盐
2
答案
室温下，测NaH2PO2溶液的pH，若pH>7则证明次磷酸为弱酸
向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸(合理即可)
1×10－3
答案
>
＝
<
解析
解析INCLUDEPICTURE"第七章教.TIF"
第1讲 弱电解质的电离平衡
【复习目标】
1.认识强电解质和弱电解质的概念。
2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，理解弱电解质在水中电离平衡的建立及影响因素。3.理解电离平衡常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关的计算。
INCLUDEPICTURE"知识梳理教.TIF"
一、弱电解质的电离平衡
1.强电解质和弱电解质
(1)定义与物质类别
INCLUDEPICTURE"366HX60A教.TIF"
(2)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＋＋eq \a\vs4\al(SO)。
②弱电解质
a.一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH??CH3COO－＋H＋。
INCLUDEPICTURE"405HXPZ56教.TIF"
b.多元弱酸，分步电离，分步书写，如H2CO3：H2CO3??H＋＋eq \a\vs4\al(HCO)、
eq \a\vs4\al(\x(\s\up1(10))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＋＋eq \a\vs4\al(SO)；
熔融时：NaHSO4===Na＋＋eq \a\vs4\al(HSO)。
b.弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：
eq \a\vs4\al(\x(\s\up1(14))NaHCO3===Na＋＋HCO)、
eq \a\vs4\al(\x(\s\up1(15))HCO??H＋＋CO)。
2.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
(2)电离平衡的建立与特征
INCLUDEPICTURE"320HX170教.TIF"
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
(3)影响弱电解质电离平衡的因素
①内因：弱电解质本身的性质是决定因素。
③实例：以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在CH3COOH??CH3COO－＋H＋ ΔH>0为例分析外界条件对电离平衡的影响。
改变条件 移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离程度
升温 向右 增大 增大 增大 增大
浓度 加水稀释 向右 增大 减小 减小 增大
加冰醋酸 向右 增大 增大 增大 减小
同离子效应 加固体醋酸钠 向左 减小 减小 增大 减小
通入HCl气体 向左 增大 增大 减小 减小
加入与弱电解质电离出的离子反应的物质 加固体氢氧化钠 向右 减小 减小 增大 增大
加入镁粉 向右 减小 减小 增大 增大
INCLUDEPICTURE"易错辨析教.TIF"
判断正误。正确的打“√”，错误的打“×”并指明错因。
(1)氨溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(×)
错因：NH3·H2O电离出的c(OH－)始终等于c(NH)，并不能表明NH3·H2O的电离处于平衡状态。
(2)AgCl的水溶液不导电，CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。(×)
错因：溶液导电性强弱不是电解质强弱的判断标准。
(3)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－。(×)
错因：常温下，若BOH为一元强碱，则pH＝13，故BOH为弱碱，溶液中存在BOH??B＋＋OH－。
(4)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH减小。(√)
错因：________________________________________________________________________
(5)强电解质都是离子化合物。(×)
错因：许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
(6)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。(×)
错因：0.1__mol·L－1__CH3COOH溶液加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
二、电离平衡常数
1.电离平衡常数
(1)概念
在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，该常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示)。
(2)表达式
①对于一元弱酸HA
HA??H＋＋A－
电离常数Ka＝
②对于一元弱碱BOH
BOH??B＋＋OH－
电离常数Kb＝
(3)影响因素及特点
①影响因素
a.内因(决定因素)：弱电解质本身的性质。
b.外因：电离平衡常数只受温度影响，随温度升高而增大，因为电离过程是吸热的；与溶液的浓度无关。
②特点
多元弱酸是分步电离的，各步电离平衡常数的大小关系为Ka1>Ka2>Ka3，当Ka1 Ka2时，多元弱酸的酸性取决于其第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。
(4)意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，其酸性或碱性相对越强。
例如，在25 ℃时，Ka(HNO2)＝4.6×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH的强。
(5)应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，盐溶液的酸性(或碱性)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计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀的一元弱酸溶液中，c(H＋)≈，稀的一元弱碱溶液中c(OH－)≈。
⑤判断溶液微粒浓度比值的变化，利用温度不变，电离常数不变来判断。
如常温下将0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝
＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则增大。
2.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%＝×100%。
(3)影响因素
温度 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
(4)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件(浓度、温度相同)下，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
INCLUDEPICTURE"易错辨析教.TIF"
判断正误。正确的打“√”，错误的打“×”并指明错因。
(1)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。(×)
错因：对于同一弱电解质，K仅受温度影响，与浓度无关。
(2)电离平衡右移，电离平衡常数不一定增大。(√)
错因：________________________________________________________________________
(3)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。(×)
错因：溶液中的c(H＋)还与酸溶液浓度有关。
(4)H2CO3的电离常数表达式：
Ka＝eq \f(c2（H＋）·c（CO）,c（H2CO3）)。(×)
错因：H2CO3是二元弱酸，分两步电离，其Ka1＝
eq \f(c（H＋）·c（HCO）,c（H2CO3）)、Ka2＝eq \f(c（H＋）·c（CO）,c（HCO）)。
(5)同一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大。(×)
错因：相同温度下，同一弱电解质的电离常数相同，而溶液的浓度越小电离度越大。
INCLUDEPICTURE"提升训练教.TIF"
考点1 弱电解质的电离平衡
题组一 分析与研判弱电解质
1.下列操作能证明HF是弱电解质的是( )
A.用氢氟酸在玻璃上刻字
B.用氢氟酸做导电性试验，灯泡很暗
C.在0.1 mol·L－1的HF溶液中加水，测得c(OH－)增大
D.在10 mL pH＝2的HF溶液中加入10 mL 0.01 mol·L－1 NaOH溶液，混合溶液呈酸性
答案 D
解析 用氢氟酸在玻璃上刻字，是因为HF能与玻璃中的二氧化硅反应，不能证明HF是弱电解质；用氢氟酸做导电性试验，灯泡很暗，没有指明浓度，没有与强酸对比，不能说明它是否全部电离；不论是强酸还是弱酸，在0.1 mol/L的酸溶液中加水，c(OH－)均增大。
2.下列不能用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法是( )
A.向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大
B.pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大
C.0.1 mol·L－1 CH3 COOH溶液的pH>1
D.相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同
答案 D
解析 相同浓度和体积的两溶液中溶质物质的量相同，消耗的金属的量相同，不能说明二者的酸性强弱。
INCLUDEPICTURE"规律方法教.TIF"判断弱电解质的三个思维角度角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，17。
题组二 模型认知电离平衡及影响因素
3.常温下，将浓度为0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是( )
①c(H＋) ②c(F－) ③c(OH－) ④Ka(HF) ⑤Kw ⑥'⑦
A.①⑥ B.②④
C.③⑦ D.④⑤
答案 C
解析 HF是弱电解质，加水稀释促进HF的电离，但c(H＋)、c(F－)、c(HF)都减小；温度不变，Kw不变，c(H＋)减小，则c(OH－)增大；温度不变，Ka(HF)不变，＝，c(F－)减小，则增大；根据电荷守恒知，c(H＋)＝c(OH－)＋c(F－)，则＝＝1－，增大，故减小。
4.已知人体体液中存在平衡：CO2＋H2O??H2CO3??H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是( )
A.当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定
B.当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定
C.若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小
D.进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
答案 C
解析 若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H＋)减小，体液的pH增大。
电离平衡移动过程中离子浓度变化的判断(1)稀释时，溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化常采用“假设法”进行判断。先假设弱电解质不电离，求溶液中稀释后的c(H＋)或c(OH－)；然后考虑弱电解质还能继续电离，导致n(H＋)或n(OH－)要比假设情况的大，c(H＋)或c(OH－)也就随之发生变化。(2)加水稀释粒子浓度比值变化分析模型①同一溶液，浓度比等于物质的量比。如HF溶液：＝。(由浓度比变成物质的量比)②将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：＝＝。(由两个变量转变为一个变量)
题组三 分析与研判电离平衡和溶液导电性
5.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是( )
A.a、b、c三点溶液的pH：cB.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：cC.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D.a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c答案 C
解析 A项，由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c。
6.(2023·北京四中高三上学期期中)电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的大小。室温下，用0.100 mol·L－1 NH3·H2O滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1 HCl和CH3COOH的混合液，电导率曲线如图所示。
下列说法正确的是( )
A.①点溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1
B.溶液温度高低为①>③>②
C.③点溶液中有c(Cl－)>c(CH3COO－)
D.③点后因离子数目减少使电导率略降低
答案 C
解析 醋酸是弱酸，不能完全电离，c(H＋)<0.200 mol·L－1，A错误；酸碱中和反应是放热反应，所以反应未开始时的温度一定不是最高的，B错误；③点后离子数目增大，但离子浓度减小，所以电导率降低，D错误。
INCLUDEPICTURE"名师点拨教.TIF"(1)电解质溶液的导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。(2)电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度的大小有关，与电解质的强弱无关。强电解质溶液的导电能力不一定强(如CaCO3溶液)，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
考点2 电离平衡常数
题组一 理解与运用电离平衡常数
1.已知7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaCN＋HF===HCN＋NaF；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述不正确的是( )
A.Ka(HF)＝7.2×10－4
B.Ka(HNO2)＝4.9×10－10
C.根据其中两个反应即可得出三种酸的强弱关系
D.Ka(HCN)答案 B
2.相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
电离常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A.三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ
B.反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C.相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D.相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离常数
答案 B
题组二 计算与归纳电离平衡常数
3.(1)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________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝____________。
(2)已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3??HCO＋H＋的平衡常数Ka1＝________。(已知10－5.60≈2.5×10－6)
答案 (1)中 (2)4.2×10－7
解析 (1)氨水与盐酸等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。Kb＝eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)＝＝。
4.已知草酸为二元弱酸：H2C2O4??HC2O＋H＋ Ka1，HC2O??C2O＋H＋ Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________。
(2)Ka2＝________。
(3)pH＝2.7时，溶液中eq \f(c2（HC2O）,c（H2C2O4）·c（C2O）)＝________。
答案 (1)10－1.2 (2)10－4.2 (3)1000
有关电离常数计算的两种题型（以弱酸HX为例）（1）已知c始(HX)和c (H+)，求电离常数HX ?? H+ + X- 起始/（mol·L-1） c始(HX) 0 0 c始(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)则Ka＝＝由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c始(HX)－c(H＋)≈c始(HX)，则Ka≈，代入数值求解即可。(2)已知c始(HX)和电离常数，求c(H＋)根据(1)中分析可知Ka＝≈，则c(H＋)≈，代入数值求解即可。)
INCLUDEPICTURE"核心素养教.TIF" 科学探究与创新意识——强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
【素养要求】 通过对强酸(碱)与弱酸(碱)的性质比较进行总结，加强对强、弱电解质概念的理解，提高理论联系实际的能力。
INCLUDEPICTURE"素养提升教.TIF"
弱电解质与强电解质的根本区别在于弱电解质不完全电离，存在电离平衡。
1.判断强、弱电解质的实验设计
实验设计思路：以判断室温下某酸(HA)是否为弱酸为例
实验方法 结论
①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸pH>2，HA为弱酸
②测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸pH>7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA溶液和HCl溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl溶液的弱，则HA为弱酸
④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸
⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸
⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱所需碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸
2.两方面突破一元强酸与一元弱酸的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
比较项目 c(H＋) pH 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 大 小 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 小
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
比较项目 c(H＋) c(酸) 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸 相同 小 小 少 相同
醋酸溶液 大 大 多
注意：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
3.图像法理解强酸、弱酸的稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
4.一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像
实验操作 图像
同体积、同浓度的盐酸和醋酸溶液分别与足量Zn反应
同体积、同pH的盐酸和醋酸溶液分别与足量Zn反应
INCLUDEPICTURE"素养专练教.TIF"
1.在体积都为1 L，pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则下列图像符合客观事实的是( )
答案 C
解析 因盐酸为强酸、醋酸为弱酸，故pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，c(HCl)＝0.01 mol·L－1，c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1，则1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)>0.01 mol。A项，相同时间内pH变化较大的应为HCl；B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的应为HCl。
2.(2023·山东济宁高三期末检测)根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。相同温度下，HCl和HNO3在冰醋酸中存在HCl＋CH3COOH??Cl－＋CH3COOH pKa＝8.8，HNO3＋CH3COOH??NO＋CH3COOH pKa＝9.4(已知pKa＝－lg Ka)，下列说法正确的是( )
A.把HCl通入CH3COONa水溶液中：2HCl＋CH3COONa===NaCl＋CH3COOH2Cl
B.酸性强弱顺序为HCl＜HNO3＜CH3COOH
C.HNO3在HCOOH中的pKa<9.4
D.接受质子的能力：CH3COOH答案 D
解析 在冰醋酸中才存在HCl＋CH3COOH??Cl－＋CH3COOH，在CH3COONa水溶液中的反应为HCl＋CH3COONa===NaCl＋CH3COOH，A错误；由题给信息知酸性强弱顺序为HCl>HNO3>CH3COOH，B错误；酸性：HCOOH>CH3COOH，给出H＋能力：HCOOH>CH3COOH，结合H＋能力：HCOOH9.4，C错误。
3.在一定温度下，有a.盐酸，b.硫酸，c.醋酸三种酸(用a、b、c填空)。
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和同物质的量浓度的NaOH溶液的能力由大到小的顺序是________。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________。
(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，则开始瞬间反应速率的大小关系为________，若产生相同体积的H2(相同状况)，反应所需时间的长短关系是________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________。
答案 (1)b>a>c (2)b>a＝c (3)c>a>b
(4)c>a＝b (5)a＝b＝c a＝b>c
(6)c>a＝b
4.为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，常温下，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞试剂、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NH3·H2O是弱电解质，你认为这一方法________(填“正确”或“不正确”)，理由是_____________________________
_______________________________________________________。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测出其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1000 mL，再用pH试纸测出其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足的关系为____________________________(用等式或不等式表示)。
(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法________(填“能”或“不能”)证明NH3·H2O是弱电解质，原因是___________________________________________________
___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案 (1)正确 若是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12
(2)a－2(3)浅 能 0.010 mol·L－1氨水(滴有酚酞)中加入NH4Cl晶体后颜色变浅，有两种可能：一是NH4Cl在水溶液中水解显酸性，加入氨水中使溶液的pH降低；二是NH使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2O??NH＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低
INCLUDEPICTURE"真题演练教.TIF"
1.(2023·浙江1月选考)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是( )
A.活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2O??R3NH＋＋OH－
B.pH＝5的废水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18
C.废水初始pH<2.4，随pH下降，甲酸的电离被抑制，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少
D.废水初始pH>5，离子交换树脂活性成分主要以R3NH＋形态存在
答案 D
解析 活性成分R3N中N能与水电离出的H＋形成配位键，因此在水中存在平衡：R3N＋H2O??R3NH＋＋OH－，A正确；pH＝5的废水中，c(H＋)＝10－5 mol·L－1，根据甲酸Ka＝＝1.8×10－4，得＝＝＝18，B正确；废水初始pH<2.4，随pH下降，c(H＋)增大，电离平衡HCOOH??HCOO－＋H＋逆向移动，甲酸的电离被抑制，c(HCOO－)减小，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少，C正确；废水初始pH>5时回收率小于10%，说明吸附在树脂上的甲酸根较少，活性成分主要以R3N形态存在，D错误。
2.(2022·湖北高考)根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性强弱顺序正确的是( )
A.N2H＞N2H4＞NH
B.N2H＞CH3COOH＞NH
C.NH3＞N2H4＞CH3COO－
D.CH3COOH＞N2H＞NH
答案 D
解析 根据酸碱质子理论，给出质子的能力越强，酸性越强；根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，则由反应N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－可知酸性：CH3COOH＞N2H，由反应N2H＋NH3===NH＋N2H4可知酸性：N2H＞NH，故酸性：CH3COOH＞N2H＞NH。
3.(2021·浙江高考)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸
C.25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得pH＝b，b－a<1，则HR是弱酸
D.25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
答案 B
解析 25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，则HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得溶液pH<7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
4.(2020·浙江高考)下列说法不正确的是( )
A.2.0×10－7 mol·L－1的盐酸中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1
B.将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性
C.常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质
D.常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大
答案 A
解析 溶剂水电离出的氢离子浓度的数量级与溶质HCl电离出的氢离子浓度的数量级相差不大，则计算盐酸中氢离子浓度时，不能忽略水电离出的氢离子，盐酸中c(H＋)应大于2.0×10－7 mol·L－1，故A错误。
5.(2020·北京高考)室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是( )
A.该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
答案 C
6.(2020·全国卷Ⅱ节选)次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka值为________。
答案 10－7.5
INCLUDEPICTURE"高考预测教.TIF"
某温度下，水溶液中CO2、H2CO3、HCO和CO的物质的量分数随pH变化如图所示。下列说法不正确的是( )
A.碳酸的电离方程式为H2CO3??H＋＋HCO，HCO??H＋＋CO
B.该温度下，H2CO3??H＋＋HCO Ka1＞1×10－a
C.该温度下，HCO??H＋＋CO Ka2＝1×10－b
D.Na2CO3溶液中，2c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO)
答案 D
解析 根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)，D错误。
课时作业
[建议用时：40分钟]
一、选择题(每小题只有1个选项符合题意)
1.室温下，能说明乙酸是弱电解质的是( )
A.乙酸溶液能导电
B.0.01 mol·L－1乙酸溶液的pH＞2
C.乙酸可以与金属钠反应放出氢气
D.乙酸溶液能使紫色石蕊试液变红
答案 B
2.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( )
A.该溶液的pH＝4
B.升高温度，溶液的pH增大
C.此酸的电离常数约为1×10－7
D.由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
答案 B
解析 c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，pH＝4；因HA在水溶液中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，c(H＋)将增大，pH会减小；可由电离常数表达式算出Ka＝≈1×10－7；c(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以由水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1，前者是后者的106倍。
3.25 ℃时，对于pH＝2的CH3COOH溶液，下列判断不正确的是( )
A.加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中c(H＋)减小
B.通入少量HCl气体，电离平衡逆向移动，c(CH3COO－)减小，Ka减小
C.加入少量CH3COONa固体，电离平衡逆向移动，c(H＋)减小，Ka不变
D.升高温度，电离平衡正向移动，c(H＋)增大，pH减小
答案 B
解析 通入少量HCl气体时，平衡逆向移动，c(CH3COO－)减小，但Ka不变，B错误。
4.下列说法正确的是( )
A.同浓度的醋酸溶液和硫酸溶液相比，醋酸溶液的导电性弱不能说明醋酸是弱电解质
B.相同条件下，用等pH的氨水和氢氧化钠溶液分别中和等物质的量的盐酸，消耗氢氧化钠溶液的体积小
C.等体积等浓度的醋酸溶液和盐酸，稀释相同倍数后与足量镁反应，醋酸溶液产生氢气多
D.醋酸溶液加水稀释后，溶液中的值增大
答案 A
解析 相同条件下，等pH的氨水和氢氧化钠溶液，氨水的浓度远大于氢氧化钠溶液的，分别中和等物质的量的盐酸，消耗NH3·H2O和NaOH的物质的量相等，故消耗氢氧化钠溶液的体积大于消耗氨水的体积，B错误；盐酸和醋酸都是一元酸，等体积等浓度的醋酸溶液和盐酸中溶质的物质的量相等，稀释相同倍数后与足量镁反应，产生的氢气一样多，C错误；醋酸是弱酸，加水稀释促进其电离，根据Ka＝，得＝，加水稀释后，溶液中氢离子浓度降低，Ka不变，故的值减小，D错误。
5.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( )
答案 B
解析 乙酸和一氯乙酸都是弱电解质，在温度、浓度相等时，电离程度CH3COOH6.(2023·重庆市高三质量调研)常温下，部分弱酸的电离平衡常数如表。下列离子方程式书写正确的是( )
化学式 H2CO3 HClO H2S
电离常数 Ka1＝4×10－7；Ka2＝5.6×10－11 Ka＝4.7×10－8 Ka1＝1.3×10－7；Ka2＝7.1×10－15
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO＋2Cl2＋H2O===CO2↑＋2HClO＋2Cl－
B.向Na2S溶液中通入过量CO2：S2－＋2H2O＋2CO2===H2S↑＋2CO
C.向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋ClO－＋H2O===HCO＋HClO
D.向NaClO溶液中通入过量H2S：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
答案 C
解析 根据电离常数可知，酸性：H2CO3>HClO>HCO，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，HCl、HClO都能与Na2CO3反应生成HCO，正确的离子方程式为2CO＋Cl2＋H2O===2HCO＋Cl－＋ClO－，A错误；根据电离常数可知，酸性：H2CO3>H2S>HCO>HS－，向Na2S溶液中通入过量CO2，生成H2S和NaHCO3，正确的离子方程式为S2－＋2CO2＋2H2O===H2S＋2HCO，B错误；向NaClO溶液中通入过量H2S，发生氧化还原反应：ClO－＋H2S===Cl－＋S↓＋H2O，D错误。
7.pH＝12的X、Y两种碱溶液各10 mL，分别稀释至1000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是( )
A.若10B.X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等
C.完全中和等体积、等pH的X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：V(X)>V(Y)
D.稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
答案 A
解析 若X为强碱，则10 mL pH＝12的X溶液稀释至1000 mL，pH应该为10，故若108.(2023·浙江省余姚市高三上学期适应性测试)下列说法正确的是( )
A.为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可通过在常温下测NaHA溶液的pH，若pH＞7，则H2A一定是弱酸
B.用NaOH标准溶液滴定CH3COOH溶液至中性时，CH3COOH溶液恰好被中和
C.向冰醋酸中不断加水，溶液的pH不断增大
D.25 ℃和40 ℃时，0.1 mol·L－1的氨水的pH不相等，而25 ℃和40 ℃时，0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液的pH相等
答案 A
解析 常温下，若NaHA溶液的pH＞7，则说明NaHA发生了水解，说明其为强碱弱酸盐，即H2A为弱酸，A正确；CH3COOH为弱酸，刚好中和时的产物CH3COONa为强碱弱酸盐，溶液显碱性，B错误；纯醋酸不电离，向冰醋酸中不断加水，氢离子浓度先增大后减小，则溶液的pH先减小后增大，C错误；25 ℃和40 ℃时，水的离子积不同，水的电离程度不同，40 ℃时水的离子积较大，相同浓度的NaOH溶液在40 ℃时，溶液中的氢离子浓度较大，pH偏小，D错误。
9.部分弱电解质的电离常数如表：
弱电解质 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
下列说法错误的是( )
A.结合H＋的能力：CO>CN－>HCO>HCOO－
B.2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
C.中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量：前者小于后者
D.25 ℃时，反应HCOOH＋CN－??HCN＋HCOO－的化学平衡常数约为3.67×105
答案 B
解析 由电离常数可知酸性强弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN>HCO。酸性越强，对应酸根离子结合H＋能力越弱，A正确；HCO酸性弱于HCN，离子方程式应为CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO，B错误；酸性：HCOOH>HCN，pH相等时HCN的浓度大于HCOOH的，C正确；题给反应的平衡常数可表示为＝＝≈3.67×105，D正确。
10.25 ℃时，pH＝2的盐酸和醋酸各1 mL分别加水稀释，pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法不正确的是( )
A.曲线Ⅱ代表醋酸的稀释过程
B.a点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C.Ⅰ溶液中和NaOH的能力强于Ⅱ溶液
D.将a、b两点溶液加热至30 ℃，变小
答案 C
解析 由题图可知曲线Ⅰ代表盐酸的稀释过程，曲线Ⅱ代表醋酸的稀释过程。pH＝2的盐酸和醋酸相比，c(CH3COOH)>c(HCl)，体积相等的两种溶液中n(CH3COOH)>n(HCl)，与NaOH溶液发生中和反应时，CH3COOH消耗NaOH多，故Ⅱ溶液中和NaOH的能力强于Ⅰ溶液，C错误。
11.相同温度下三种酸的一些数据如表所示，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
浓度/(mol·L－1) 0.12 0.2 0.9 1 1
电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
电离常数 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5
A.在相同温度下，HX的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B.室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大
C.含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)D.在相同温度下，Ka5>Ka4>Ka3
答案 D
解析 电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A错误；依据Z－＋H2O??HZ＋OH－可知，是Z－水解常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B错误；相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 mol·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为HZ>HY>HX，依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C错误。
12.(2023·青岛市高三年级期初调研)常温下，一元碱BOH的Kb(BOH)＝1.0×10－5。在某体系中，B＋与OH－不能穿过隔膜，未电离的BOH可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(BOH)＝c(BOH)＋c(B＋)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( )
A.溶液Ⅱ中c(B＋)＋c(H＋)＝c(OH－)
B.溶液Ⅰ中BOH的电离度为
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(BOH)不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(BOH)之比为10－4∶1
答案 B
解析 常温下溶液Ⅱ的pH＝7.0，则溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1，c(B＋)＋c(H＋)>c(OH－)，A错误；常温下溶液Ⅰ的pH＝12，则溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，由Kb(BOH)＝＝1.0×10－5、c总(BOH)＝c(BOH)＋c(B＋)，得＝1.0×10－5，解得＝，B正确；未电离的BOH可自由穿过隔膜，C错误；由常温下溶液Ⅰ中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，Kb(BOH)＝＝1.0×10－5、c总(BOH) ＝c(BOH)＋c(B＋)，可得＝1.0×10－5，则溶液Ⅰ中c总(BOH)＝(10－3＋1)c(BOH)，同理，溶液Ⅱ中c总(BOH)＝(102＋1)c(BOH)，结合溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(BOH)相等，可得溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(BOH)之比为[(10－3＋1)c(BOH)]∶[(102＋1)c(BOH)]≈10－2∶1，D错误。
二、非选择题
13.25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式 电离平衡常数(Ka或Kb)
CH3COOH 1.8×10－5
HNO2 4.9×10－4
HCN 5×10－10
HClO 3×10－8
H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11
NH3·H2O 1.8×10－5
(1)上述五种酸的酸性由强到弱的顺序是__________________________________________。
(2)该温度下，0.10 mol·L－1 HNO2溶液中的c(H＋)＝________ mol·L－1。
(3)25 ℃时，向NaClO溶液中通入少量的CO2，发生反应的离子方程式为____________________________________。
(4)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是________(填序号)。
A.升高温度
B.加水稀释
C.加少量CH3COONa固体
D.加入少量冰醋酸
E.加入少量NaOH固体(温度不变)
答案 (1)HNO2>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN
(2)7×10－3
(3)CO2＋H2O＋ClO－===HClO＋HCO
(4)BE
14.在25 ℃时，对于0.10 mol·L－1的氨水，请回答以下问题：
(1)若向氨水中加入少量硫酸铵固体，溶液的pH将________(填“增大”“减小”或“不变”)，这是因为_________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)若向氨水中加入等体积pH＝1的硫酸，此时溶液的pH________7(填“>”“<”或“＝”)；用离子方程式表示其原因___________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________；
此时溶液中各离子浓度由大到小的顺序为______________________________。
(3)向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则c(NH)________2c(SO)(填“>”“<”或“＝”)，此时混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，则NH3·H2O的电离常数Kb为________。
答案 (1)减小 溶液中存在平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，加入硫酸铵后NH浓度增大，平衡逆向移动，使得OH－浓度减小，从而使pH减小
(2)< NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋ c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)
(3)＝ 1.76×10－5
解析 (3)向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则根据电荷守恒有c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，所以c(NH)＝2c(SO)。因混合溶液中c(NH)＝176c(NH3·H2O)，NH3·H2O的电离常数Kb＝eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)＝1.76×10－5。
INCLUDEPICTURE"素养提升题.TIF"
15.磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。
(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10 mL 1 mol·L－1 H3PO2溶液与20 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的盐，回答下列问题：
①NaH2PO2属于________(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。
②若25 ℃时，Ka(H3PO2)＝1×10－2，则0.02 mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝________。
③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：____________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________、______________________________________________________________。
(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11 mol·L－1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离常数Ka1约为__________(Ka2＝2×10－7，H3PO3的二级电离和水的电离忽略不计)。
(3)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液，回答下列问题：
①恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”，下同)7。
②溶液呈中性时，所得溶液的c(Na＋)________c(H2PO)＋2c(HPO)。
③若用甲基橙作指示剂，用NaOH溶液滴定，达到滴定终点时，所得溶液的c(Na＋)________c(H2PO)＋2c(HPO)。
答案 (1)①正盐 ②2
③室温下，测NaH2PO2溶液的pH，若pH>7则证明次磷酸为弱酸 向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸(合理即可)
(2)1×10－3 (3)①> ②＝ ③<
解析 (1)①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸分子中只可电离出一个氢离子，因而NaH2PO2是正盐。
②设溶液中的H＋浓度为x mol·L－1，
H3PO2??H＋＋H2PO
0.02 0 0
0.02－x x x
Ka(H3PO2)＝＝1×10－2
由于Ka(H3PO2)比较大，不能近似计算，解得x＝0.01，故pH＝－lg 0.01＝2。
(2)忽略H3PO3的二级电离和水的电离，则溶液中：
c(H2PO)≈c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，
c(H3PO3)＝(0.11－1×10－2) mol·L－1＝0.1 mol·L－1，电离常数Ka1＝eq \f(c（H＋）·c（H2PO）,c（H3PO3）)＝＝1×10－3。
(3)③电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋c(OH－)，用甲基橙作指示剂达滴定终点时，溶液呈酸性：c(H＋)>c(OH－)，故c(Na＋)25