第33讲 电离平衡
[目标速览] 1.认识弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.认识电离平衡常数,会电离平衡常数的相关计算。3.会电离平衡常数的相关应用。
微考点 核心突破
考点1 强电解质 弱电解质
知|识|梳|理
1.电解质与非电解质
化合物
2.强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质
定义 溶于水后____电离的电解质 溶于水后____电离的电解质
化合物 类型 ____化合物及部分共价化合物 某些共价化合物
电离程度 ____电离 ____电离
电离过程 ______过程,无电离平衡 ____过程,存在电离平衡
溶液中存 在的分子 和离子(水 分子不计) 只有电离出的阴、阳离子,不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子,又有电解质分子
与物质类 别的关系 (1)绝大多数的盐 (2)________ (3)________ (1)水 (2)____________ (3)____________
3.电离方程式的书写
(1)强电解质,如H2SO4:________________。
(2)弱电解质。
①一元弱酸,如CH3COOH:__________________________。
②多元弱酸,分步电离,且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度,如H2CO3:_____________________________________________________。
③多元弱碱,一步完成,如Fe(OH)3:
___________________________________________________________。
(3)酸式盐。
①强酸的酸式盐,如NaHSO4溶于水:
___________________________________________________________。
②弱酸的酸式盐,如NaHCO3:
___________________________________________________________、
___________________________________________________________。
思维辨析
判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
1.因为NH3的水溶液能够导电,所以NH3属于电解质。( )
2.BaSO4难溶于水,但它是强电解质。( )
3.强电解质是离子化合物,弱电解质是共价化合物。( )
4.Cu能导电,属于强电解质。( )
5.强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强。( )
实|验|回|放
实验:强电解质和弱电解质的实验探究
实验操作:分别测定等浓度的盐酸与醋酸溶液的pH;然后分别进行等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应,观察现象。
实验现象(或数据)与结论
酸的 浓度 0.1 mol·L-1 的盐酸 0.1 mol·L-1 的醋酸溶液
酸的pH 1 >1
与镁条的 反应现象 剧烈反应,产生大量气泡 相比盐酸,反应平缓,产生少量气泡
实验 结论 ①等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液与镁条反应剧烈程度不同,表明溶液中H+的浓度不相同,即HCl和CH3COOH在水溶液中电离程度不同 ②由盐酸与醋酸溶液的pH可知,0.1 mol·L-1盐酸中c(H+)=0.1 mol·L-1,说明HCl在水溶液中完全电离;0.1 mol·L-1醋酸溶液中c(H+)<0.1 mol·L-1,说明CH3COOH在水溶液中部分电离
知|识|拓|展
1.电解质强弱的本质
(1)电解质强弱是由物质的内部结构决定的,与外界因素无关,关键是看在水溶液中是否完全电离。
(2)电解质强弱与溶解性无关。如BaSO4等虽难溶于水,但溶于水的部分却能完全电离,是强电解质。醋酸能与水互溶但不能完全电离,是弱电解质。
(3)电解质强弱与溶液的导电性无必然联系,溶液的导电性与溶液中的离子浓度、离子所带电荷数有关,强电解质溶液的导电能力不一定强。
2.几个概念
“电解”“电离”和“通电”的区别:“电解”指在通电条件下,电解质发生氧化还原反应的过程,而“电离”是在水溶液中或熔融状态下电解质离解成自由移动离子的过程,没有发生氧化还原反应;“通电”指接通电源,它是电解反应的条件。
3.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。
(1)测定一定浓度的HA溶液的pH。
(2)与同浓度盐酸比较导电性。
(3)与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢。
角度二:弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动。
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
(3)从等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
角度三:弱电解质形成的盐类能水解,如判断CH3COOH是弱酸可用下面两个现象。
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞溶液。
现象:溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上,测其pH。
现象:pH>7。
知|识|对|练
角度一 强、弱电解质
1.下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类,完全正确的是( )
选项 A B C D
强电 解质 盐酸 NaCl BaSO4 HNO3
弱电 解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3
非电 解质 C6H12O6 (葡萄糖) CO2 C2H5OH H2O
2.下列事实不能证明亚硝酸(HNO2)是弱电解质的是( )
A.常温下NaNO2溶液的pH>7
B.常温下0.1 mol/L HNO2溶液的pH约为2
C.亚硝酸溶液中滴加紫色石蕊溶液,溶液变红色
D.常温下将pH=3的HNO2溶液加水稀释至100倍,稀释后溶液的pH约为4.5
3.甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸,下列性质可以证明它是弱电解质的是( )
A.常温下,1 mol·L-1甲酸溶液中的c(H+)约为1×10-2mol·L-1
B.甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳
C.10 mL 1 mol·L-1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应
D.甲酸溶液与锌反应比强酸溶液与锌反应缓慢
4.25 ℃时,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的pH=3,0.1 mol·L-1 HX溶液的pH=4。下列说法正确的是( )
A.CH3COOH与HX均为弱酸,且酸性:HX>CH3COOH
B.25 ℃时,水电离出的c(H+)均为10-11 mol·L-1的两种酸,酸的浓度:HX>CH3COOH
C.25 ℃时,浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COONa和NaX溶液,pH大小:CH3COONa>NaX
D.25 ℃时,pH均为3的CH3COOH与HX溶液各100 mL与等浓度的NaOH溶液完全反应,消耗NaOH溶液的体积:CH3COOH>HX
考点2 电离平衡、电离平衡常数及应用
知|识|梳|理
一、电离平衡
1.电离平衡
(1)定义:在一定条件(如温度、浓度)下,当电解质分子________的速率和____________的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态。
(2)特征
2.影响电离平衡的因素
(1)温度:升高温度,平衡向______方向移动,这是因为____________________。
(2)浓度:弱电解质溶液的浓度越小,电离程度越______。
(3)其他物质对电离平衡的影响:向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,电离平衡向______移动。c(H+)______,c(CH3COO-)______。
二、电离度
1.表达式
α=×100%。
2.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。
3.影响因素
温度的 影响 升高温度,电离平衡向右移动,电离度______________; 降低温度,电离平衡向左移动,电离度______________
浓度的 影响 当弱电解质溶液浓度增大时,电离度________; 当弱电解质溶液浓度减小时,电离度________
三、电离平衡常数
1.概念
(1)一元弱酸HA在溶液中存在如下电离平衡:HAH++A-,电离常数可表示为Ka=________。
(2)一元弱碱在溶液中存在如下电离平衡:BOHB++OH-,电离常数可表示为Kb=________。
2.K的意义
相同温度下,K值越大,表示该弱电解质越______电离,所对应的弱酸或弱碱相对越______。
3.影响电离常数的因素
影响电离常数的因素____________。温度越高,K值越______。
思维辨析
判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
1.中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等。( )
2.常温下,将pH=3的醋酸稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。( )
3.为确定某酸H2A是强酸还是弱酸,可测NaHA溶液的pH。若pH>7,则H2A是弱酸;若pH<7,则H2A是强酸。( )
4.稀醋酸加水稀释,醋酸电离程度增大,溶液pH减小。( )
5.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中的值减小。( )
实|验|回|放
实验:CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小比较
实验 操作 如图所示,向盛有2 mL 1 mol·L-1醋酸的试管中滴加1 mol·L-1 Na2CO3溶液
实验 现象 有气泡产生
解释 反应生成了CO2,化学方程式为2CH3COOH+Na2CO3===2CH3COONa+H2O+CO2↑
实验 结论 CH3COOH的酸性比H2CO3的强, Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)
总结 相同温度下,等浓度的弱酸(或弱碱)的电离常数[对于多元弱酸(或弱碱)来说,通常只考虑第一步电离的电离常数]越大,其酸性(或碱性)越强;同样,相同温度下,等浓度的弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)越强,其电离常数或第一步电离的电离常数越大。
知|识|拓|展
1.类比法在电离平衡中的应用。
勒夏特列原理同样适用于弱电解质的电离平衡,因此电离平衡的移动可以类比于化学平衡的移动;电离平衡常数、水解平衡常数及溶度积均可类比于化学平衡常数,均为温度的函数。
2.对于物质的量浓度均为c的一元强酸和一元弱酸,因为其电离程度不同,故有c(H+)强酸=c,而c(H+)弱酸
3.用化学平衡理论分析处理弱电解质的电离平衡问题时,应该深刻理解勒夏特列原理:平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变,只是一定程度上减弱这种改变。如加水稀释CH3COOH溶液时,尽管H+的物质的量增多,但由于溶液体积增大的程度更大,故c(H+)仍会减小。
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角度二 外界条件对电离平衡的影响
5.将0.1 mol·L-1的NH3·H2O溶液加水稀释,下列说法正确的是( )
A.的值减小
B.OH-的物质的量减小
C.的值不变
D.N的浓度增大
6.已知人体体液中存在如下平衡:CO2+H2OH2CO3H++HC,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
7.H2S水溶液中存在电离平衡H2SH++HS-和HS-H++S2-。若向H2S溶液中( )
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
角度三 导电性变化曲线分析
8.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量,根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中,能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是( )
角度四 影响电离平衡常数的因素及其应用
9.已知25 ℃时醋酸溶液中各微粒间存在下述关系:K==1.75×10-5,下列有关说法可能成立的是( )
A.25 ℃条件下,向该溶液中加入一定量的盐酸时,K=8×10-5
B.25 ℃条件下,向该溶液中加入一定量的盐酸时,K=2×10-4
C.标准状况下,醋酸溶液中K=1.75×10-5
D.升高到一定温度,K=7.2×10-5
10.根据表中提供的数据,判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是( )
化学式 HClO H2CO3
电离平衡常数 Ka=3×10-8 Ka1=4×10-7 Ka2=4×10-11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水:C+Cl2+H2O===HC+Cl-+HClO
B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水:2HC+Cl2===Cl-+ClO-+2CO2↑+H2O
C.向Na2CO3溶液中滴加过量HClO:C+2HClO===2ClO-+H2O+CO2↑
D.向NaClO溶液中通入少量CO2:CO2+NaClO+H2O===NaHCO3+HClO
11.已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如表:
弱酸化学式 HX HY H2CO3
电离平 衡常数 7.8×10-9 3.7×10-15 Ka1=4.4×10-7 Ka2=4.7×10-11
下列推断正确的是( )
A.HX、HY两种弱酸的酸性:HX>HY
B.相同条件下溶液的碱性:NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3
C.向Na2CO3溶液中加入足量HY,反应的离子方程式:HY+C===HC+Y-
D.HX和HY酸性相同,都比H2CO3弱
考点3 电离常数的有关计算
知|识|梳|理
1.电离平衡常数的计算步骤
(1)根据电离方程式,写出电离平衡常数表达式。
(2)根据题干信息,结合电荷守恒、元素质量守恒,找出各微粒的浓度,代入表达式即可。
(3)若有图像信息,可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值),确定各微粒的浓度,最后代入平衡常数表达式计算。
2.有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)始和c(H+),求电离常数。
HX H+ + X-
起始/(mol·L-1) c(HX)始 0 0
平衡/(mol·L-1) c(HX)始-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(HX)始-c(H+)≈c(HX)始,则Ka=,代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)始和电离常数,求c(H+)。
同理可得Ka=≈,
则c(H+)=,代入数值求解即可。
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角度五 电离常数的有关计算
12.已知25 ℃时,某浓度为c的一元弱酸HA的电离度为α,求该温度下HA的电离常数(Ka)。
13.(1)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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H2CO3HC+H+的电离常数Ka1=________(已知:10-5.60=2.5×10-6)。
(2)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(N)=c(Cl-),则溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=________。
(3)常温下,将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-),则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka=____________(用含a和b的代数式表示)。
(4)25 ℃时,向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性,则所滴加氨水的浓度为________ mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5]
14.已知草酸为二元弱酸:H2C2O4HC2+H+ Ka1,HC2C2+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、HC2、C2三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=________。
微充电 素养提升
技法模型——分布系数图像分析与电离平衡常数的妙解
【方法归纳】
分布系数图像简称分布曲线,是指以pH为横坐标,分布系数即组分的平衡浓度占总浓度的分数为纵坐标,分布系数与溶液pH之间的关系曲线。
举例 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以草酸为例) 三元弱酸(以H3PO4为例)
弱电解 质分布 系数图
δ δ0、δ1分别为CH3COOH、CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2分布系数、δ2为C2分布系数 δ0为H3PO4分布系数、δ1为H2P分布系数、δ2为HP分布系数、δ3为P分布系数
含义 当pHpKa时,主要存在形式是CH3COO-。δ0与δ1曲线相交在δ0=δ1=0.5处,此时c(CH3COOH)=c(CH3COO-),即pH=pKa 当溶液的pH=1.2时,δ0=δ1,pH=4.2时,δ1=δ2,当pH<1.2时,H2C2O4占优势;在1.24.2时,C2为主要存在形式 当溶液的pH=2时,δ0=δ1,pH=7.1时,δ1=δ2,pH=12.2时,δ2=δ3;当pH<2时,H3PO4占优势;在212.2时,P为主要存在形式
离子 方程式 pH由2到6发生反应的离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O pH由4到6发生反应的离子方程式为HC2+OH-===C2+H2O pH由11到14发生反应的离子方程式为HP+OH-===P+H2O
求lg K Ka=,从图可知,c(CH3COO-)= c(CH3COOH)时,pH=pKa=4.76。Ka=c(H+)=10-4.76,lg Ka=-4.76 Ka2=,从图可知,c(C2)=c(HC2)时pH=4.2,Ka2=c(H+)=10-4.2,lg Ka2=-4.2 Ka3=,从图可知,c(HP)=c(P)时pH=12.2,Ka3=c(H+)=10-12.2,lg Ka3=-12.2
本类题纵坐标是溶液中存在的微粒的物质的量浓度或物质的量分数,横坐标是溶液的pH。解答本类试题时一般分三步分析:
第一步总体读图,通过观察弄清纵坐标的含义及单位,弄清各微粒浓度变化;
第二步是识图,分析特殊点的图像含义,如曲线的起点、终点、交叉点、极值点、转折点等,分析曲线的变化趋势如斜率的大小及升降;
第三步是分析,进行信息提取,挖掘隐含信息、排除干扰信息、提炼有用信息,在统摄信息的基础上进行逻辑推理或运用数据计算分析。
【母题】 亚砷酸(H3AsO3)是三元弱酸,可以用于治疗白血病。常温下,H3AsO3水溶液中含砷微粒的分布分数(平衡时某微粒的浓度占各含砷微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。下列说法正确的是( )
A.H3AsO3的电离方程式为H3AsO33H++As
B.H3AsO3第一步的电离常数为Ka1,则有Ka1=10-9.2
C.H3AsO3溶液的pH约为9.2
D.pH=12时,溶液中c(H2As)+2c(HAs)+3c(As)+c(OH-)=c(H+)
【衍生】 (全国卷Ⅱ)改变0.1 mol·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( )
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+)
微真题 把握方向
考向一 弱电解质概念的理解与应用
1.(2024·贵州卷)硼砂[Na2B4O5(OH)4·8H2O]水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的B(OH)3(硼酸)和Na[B(OH)4](硼酸钠)。
已知:①25 ℃时,硼酸显酸性的原理B(OH)3+2H2OH3O++ Ka=5.8×10-10
②lg≈0.38。
下列说法正确的是( )
A.硼砂稀溶液中c(Na+)=c[B(OH)3]
B.硼酸水溶液中的H+主要来自水的电离
C.25℃时,0.01 mol·L-1硼酸水溶液的pH≈6.38
D.等浓度、等体积的B(OH)3和Na[B(OH)4]溶液混合后,溶液显酸性
2.(2024·浙江卷1月)常温下,将等体积、浓度均为0.40 mol·L-1的BaCl2溶液与新制H2SO3溶液混合,出现白色浑浊;再滴加过量的H2O2溶液,振荡,出现白色沉淀。
已知:H2SO3 Ka1=1.4×10-2、Ka2=6.0×10-8;
Ksp(BaSO3)=5.0×10-10、Ksp(BaSO4)=1.1×10-10。
下列说法不正确的是( )
A.H2SO3溶液中存在c(H+)>c()>c()>c(OH-)
B.将0.40 mol·L-1 H2SO3溶液稀释到0.20 mol·L-1,c()几乎不变
C.BaCl2溶液与H2SO3溶液混合后出现的白色浑浊中不含有BaSO3
D.存在反应Ba2++H2SO3+H2O2===BaSO4↓+2H++H2O是出现白色沉淀的主要原因
3.(2022·湖北卷)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:N2+NH3===N+N2H4,N2H4+CH3COOH===N2+CH3COO-。下列酸性强弱顺序正确的是( )
A.N2>N2H4>N
B.N2>CH3COOH>N
C.NH3>N2H4>CH3COO-
D.CH3COOH>N2>N
4.(2023·浙江卷1月)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+H2OR3NH++OH-
B.pH=5的废水中c(HCOO-)∶c(HCOOH)=18
C.废水初始pH<2.4,随着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
5.(2022·广东卷)食醋是烹饪美食的调味品,有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时,HAc的Ka=1.75×10-5=10-4.76。
(1)配制250 mL 0.1 mol·L-1的HAc溶液,需5 mol·L-1 HAc溶液的体积为________ mL。
(2)某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设 稀释HAc溶液或改变Ac-浓度,HAc电离平衡会发生移动。
设计方案并完成实验 用浓度均为0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制总体积相同的系列溶液,测定pH,记录数据。
序号 V(HAc) /mL V(NaAc) /mL V(H2O) /mL n(NaAc)∶ n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
①根据表中信息,补充数据:a=________,b=________。
②由实验Ⅰ和Ⅱ可知,稀释HAc溶液,电离平衡______(填“正”或“逆”)向移动;结合表中数据,给出判断理由:___________________________________________________________。
③由实验Ⅱ~Ⅷ可知,增大Ac-浓度,HAc电离平衡逆向移动。
实验结论 假设成立。
(3)小组分析上表数据发现:随着的增大,c(H+)的值逐渐接近HAc的Ka。
查阅资料获悉:一定条件下,按=1配制的溶液中,c(H+)的值等于HAc的Ka。
对比数据发现,实验Ⅷ中pH=4.65与资料数据Ka=10-4.76存在一定差异;推测可能由物质浓度准确程度不够引起,故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。
①移取20.00 mL HAc溶液,加入2滴酚酞溶液,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定至终点,消耗溶液体积为22.08 mL,则该HAc溶液的浓度为________ mol·L-1。画出上述过程的滴定曲线示意图并标注滴定终点。
②用上述HAc溶液和0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液配制等物质的量的HAc与NaAc的混合溶液,测定pH,结果与资料数据相符。
(4)小组进一步提出:如果只有浓度均约为0.1 mol·L-1的HAc和NaOH溶液,如何准确测定HAc的Ka 小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。
Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液,用NaOH溶液滴定至终点,消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ ____________________,测得溶液的pH为4.76
实验总结 得到的结果与资料数据相符,方案可行。
(5)根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途:___________________________________________________________
___________________________________________________________。
考向二 分布分数图像
6.(2024·山东卷)常温下Ag(Ⅰ)-CH3COOH水溶液体系中存在反应Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq),平衡常数为K。已知初始浓度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L-1,所有含碳物种的摩尔分数与pH变化关系如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法正确的是( )
A.曲线Ⅱ表示CH3COOH的变化情况
B.CH3COOH的电离平衡常数Ka=10-n
C.pH=n时,c(Ag+)= mol·L-1
D.pH=10时,c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L-1
第33讲 电离平衡
微考点·核心突破
考点1
知识梳理
1.水溶液里 熔融
2.全部 部分 离子 全部 部分 不可逆 可逆 强酸 强碱 弱酸 弱碱
3.(1)H2SO4===2H++S
(2)①CH3COOHCH3COO-+H+
②H2CO3HC+H+,HCC+H+
③Fe(OH)3Fe3++3OH-
(3)①NaHSO4===Na++H++S
②NaHCO3===Na++HC HCH++C
思维辨析
1.× 提示:NH3溶于水与水发生反应生成了NH3·H2O,NH3·H2O发生电离产生了自由移动的离子,所以溶液导电,NH3在溶液中未发生电离,故不是电解质。
2.√ 提示:电解质的强弱与其溶解度大小没有必然联系。
3.× 提示:HCl是共价化合物但属于强电解质。
4.× 提示:Cu属于单质,电解质指的是化合物。
5.× 提示:电解质溶液的导电性取决于离子浓度和离子所带电荷数的多少。
知识对练
1.C 解析 盐酸是混合物,不属于电解质也不属于非电解质,A项错误;NH3是非电解质,NH3·H2O属于弱电解质,B项错误;BaSO4是强电解质,H3PO4是弱酸,属于弱电解质,C2H5OH在水溶液和熔融状态下不能电离出离子,属于非电解质,C项正确;H2O属于弱电解质,D项错误。
2.C 解析 常温下亚硝酸钠溶液的pH>7,溶液呈碱性,说明亚硝酸钠是强碱弱酸盐,则亚硝酸是弱酸,A项不符合题意;常温下0.1 mol/L亚硝酸溶液的pH约为2,说明该亚硝酸溶液中氢离子浓度接近0.01 mol/L,小于0.1 mol/L,则说明亚硝酸部分电离,为弱电解质,B项不符合题意;亚硝酸溶液中滴加紫色石蕊溶液变红色,说明亚硝酸溶液显酸性,但是不能说明亚硝酸部分电离,所以不能证明亚硝酸为弱电解质,C项符合题意;常温下pH=3的亚硝酸稀释100倍,稀释后溶液的pH约为4.5,说明亚硝酸稀释过程中还存在电离平衡,则亚硝酸为弱电解质,D项不符合题意。
3.A 解析 常温下,1 mol·L-1 HCOOH溶液中c(H+)约为1×10-2 mol·L-1,说明HCOOH部分电离,则HCOOH为弱电解质,A项正确;甲酸能与Na2CO3反应放出CO2,则HCOOH的酸性强于H2CO3,但不能判断甲酸是否为弱电解质,B项错误;等体积、等浓度的甲酸和NaOH溶液完全反应,证明甲酸是一元酸,不能判断甲酸是否为弱电解质,C项错误;题目未指明强酸是一元酸,且未指明甲酸和强酸的浓度,故无法判断甲酸是否为弱电解质,D项错误。
4.B 解析 同浓度时CH3COOH溶液的pH小,说明其酸性较强,A项错误;水电离出的c(H+)均为10-11 mol·L-1,因此两种酸溶液中c(H+)=10-3 mol·L-1,由于酸性CH3COOH>HX,故酸的浓度HX>CH3COOH,B项正确;由于CH3COONa和NaX溶液浓度相同且X-的水解程度大,故pH大小NaX>CH3COONa,C项错误;pH均为3的CH3COOH溶液与HX溶液相比,HX溶液浓度大,故消耗NaOH溶液的体积HX>CH3COOH,D项错误。
考点2
知识梳理
一、1.(1)电离成离子 离子结合成分子 (2)动态 分子 离子
2.(1)电离 电离过程是吸热过程 (2)大 (3)左 减小 增大
二、3.增大 减小 减小 增大
三、1.(1) (2)
2.易 强 3.只有温度 大
思维辨析
1.√
2.× 提示:加水稀释,CH3COOHH++CH3COO-平衡右移,所以pH小于4大于3。
3.× 提示:若H2A为弱酸,在NaHA溶液中存在两个平衡HA-H++A2-(电离)、HA-+H2OH2A+OH-(水解),当水解程度大于电离程度时溶液显碱性,当电离程度大于水解程度时溶液显酸性。
4.× 提示:溶液酸性减弱,pH增大。
5.√ 提示:CH3COOH的电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀释时,电离平衡正向移动,减小,故减小。
知识对练
5.C 解析 在NH3·H2O溶液中存在电离平衡NH3·H2ON+OH-,当加水稀释时,电离平衡正向移动,使电离出的n(N)增大,溶液中的n(NH3·H2O)减小,则=的值增大,A项错误;加水稀释,电离平衡正向移动,OH-的物质的量增大,B项错误;加水稀释时,温度不变,Kb=的值不变,C项正确;加水稀释,c(N)减小,D项错误。
6.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。
7.C 解析 加水促进电离,但氢离子浓度减小,A项错误;通入过量SO2气体发生反应2H2S+SO2===3S↓+2H2O,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,但c(H+)增大,溶液pH减小,C项正确;加入少量硫酸铜固体,发生反应H2S+Cu2+===CuS↓+2H+,H+浓度增大,D项错误。
8.D 解析 HCl为强电解质,CH3COOH为弱电解质,滴加NH3·H2O溶液,NH3·H2O先与HCl反应生成同样为强电解质的NH4Cl,但溶液体积不断增大,溶液稀释,所以电导率下降。当HCl被中和完后,NH3·H2O继续与CH3COOH反应生成强电解质CH3COONH4,所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后,继续滴加弱电解质NH3·H2O,电导率变化不大,因为溶液被稀释,电导率有下降趋势。
9.D 解析 K=1.75×10-5是25 ℃醋酸的电离平衡常数,电离平衡常数只与温度有关,与浓度无关,即25 ℃条件下,向该溶液中加入一定量的盐酸时,K应为1.75×10-5,A项错误;25 ℃条件下,温度不变,K不变,应为1.75×10-5,B项错误;标准状况下,温度为0 ℃,温度降低,K值减小,C项错误;弱电解质的电离是吸热过程,升高温度,促进电离,K值增大,D项正确。
10.D 解析 根据题目所给数据可知结合质子的能力C>ClO-,而氯水少量,则溶液中氢离子量较少,所以全部氢离子被C结合不会有HClO生成,A项错误;氯气与水反应生成HCl和HClO,而结合质子的能力ClO->HC,所以HClO的氢离子不会失去,最终产物中应有HClO,而不是ClO-,B项错误;结合质子的能力ClO->HC,所以向Na2CO3溶液中滴加过量HClO不会有CO2生成,C项错误;结合质子的能力ClO->HC,向NaClO溶液中通入少量CO2,反应生成碳酸氢钠和次氯酸,D项正确。
11.A 解析 根据电离平衡常数可知酸性H2CO3>HX> HC>HY,A项正确,C、D两项错误;酸的酸性越弱,其对应的盐的水解能力越强,故相同条件下溶液的碱性NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3,B项错误。
考点3
知识对练
12.答案HA H+ + A-
起始 c 0 0
转化 c·α c·α c·α
平衡 c·(1-α) c·α c·α
Ka==,α很小,可认为1-α≈1,则Ka=c·α2。
13.答案 (1)4.2×10-7 (2)中 (3) (4)
解析 (1)由H2CO3H++HC得Ka1==≈4.2×10-7。(2)氨水与HCl等体积混合,电荷守恒关系式为c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(N)=c(Cl-),故有c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。
NH3·H2O N + OH-
1×10-7
则电离常数Kb==。(3)根据2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-),由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b mol·L-1,所以c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。
CH3COOH CH3COO- + H+
b 1×10-7
Ka==。(4)根据溶液呈中性可知c(OH-)=c(H+)=1×10-7 mol·L-1,n(N)=n(N)=a mol,设加入氨水的浓度为c mol·L-1,混合溶液的体积为V L,由Kb===2×10-5,得c=。
14.答案 (1)10-1.2 (2)10-4.2 (3)1 000
解析 (1)由题中图像可知pH=1.2时,c(HC2)=c(H2C2O4),则Ka1=10-1.2。(2)pH=4.2时,c(HC2)=c(C2),则Ka2=10-4.2。(3)由电离常数表达式可知===103=1 000。
微充电·素养提升
母题 B 解析 由题图知,H3AsO3水溶液中存在H3AsO3、H2As、HAs等,则H3AsO3是三元弱酸,分步发生电离,以第一步电离为主,电离方程式为H3AsO3H++H2As,A项错误;H3AsO3第一步的电离常数为Ka1=,由题图知,H3AsO3和H2As的分布分数相等时,溶液的pH=9.2,即c(H3AsO3)=c(H2As)时,c(H+)=10-9.2 mol·L-1,则Ka1=c(H+)=10-9.2,B项正确;H3AsO3溶液呈酸性,则其pH<7,C项错误;pH=12时,c(OH-)>c(H+),溶液中c(H2As)+2c(HAs)+3c(As)+c(OH-)>c(H+),D项错误。
衍生 D 解析 从图像中可看出pH=1.2时,δ(H2A)=δ(HA-),即c(H2A)=c(HA-),A项正确;电离常数K2(H2A)=,当pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-),即lg[K2(H2A)]=lgc(H+)=-4.2,B项正确;由图像可知,当pH=2.7时,c(HA-)>c(H2A)=c(A2-),C项正确;当pH=4.2时,δ(A2-)=δ(HA-),则c(HA-)=c(A2-)=0.05 mol·L-1,c(H+)=10-4.2 mol·L-1,故c(HA-)=c(A2-)>c(H+),D项错误。
微真题·把握方向
1.B 解析 硼砂水解生成等物质的量浓度的B(OH)3和Na[B(OH)4],硼酸遇水发生转换B(OH)3+2H2OH3O++,根据物料守恒c(Na+)={c[B(OH)3]+c[B(OH]},A项错误;根据已知,硼酸遇水发生转换B(OH)3+2H2OH3O++,其中的H+是由水提供的,B项正确;25 ℃时,B(OH)3+2H2OH3O++,Ka==5.8×10-10,c(H+)===×10-6,因lg≈0.38,pH≈6-0.38≈5.62,C项错误;B(OH)3的电离平衡常数为Ka=5.8×10-10,B(OH的水解平衡常数Kh===×10-4,水解程度大于电离程度,显碱性,D项错误。
2.C 解析 亚硫酸是二元弱酸,存在二次电离,电离方程式为H2SO3H++HS、H++S,则溶液中c(H+)>c()>c()>c(OH-),A项正确;由已知可知Ka2 Ka1,H2SO3溶液以第一步电离为主,则c(H+)≈c(HS)Ka2=≈c(S),温度不变K不变,则稀释时亚硫酸根离子浓度基本不变,B项正确;加入双氧水之前,生成的白色浑浊为BaSO3沉淀,C项错误;过氧化氢具有强氧化性,可以将+4价硫元素氧化为+6价硫酸根离子,则存在反应BaSO3+H2O2===BaSO4↓+H2O,则出现白色沉淀的主要原因是生成BaSO4沉淀,D项正确。
3.D 解析 根据复分解反应的规律,强酸能制得弱酸,根据酸碱质子理论,给出质子(H+)的物质是酸,则反应N2H4+CH3COOH===N2+CH3COO-中,酸性CH3COOH>N2,反应N2+NH3===N+N2H4中,酸性N2>N,故酸性CH3COOH>N2>N。
4.D 解析 活性成分R3N中N原子能与水电离出的H+形成配位键,因此在水中存在平衡R3N+H2OR3NH++OH-,A项正确;pH=5的废水中,c(H+)=10-5 mol·L-1,根据甲酸的Ka==1.8×10-4,得===18,B项正确;废水初始pH<2.4,随着pH下降,c(H+)增大,电离平衡HCOOHHCOO-+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项正确;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离子较少,活性成分主要以R3N形态存在,D项错误。
5.答案 (1)5.0
(2)①3.00 33.00 ②正 实验Ⅱ相较于实验Ⅰ,醋酸溶液稀释了10倍,而实验Ⅱ的pH增大值小于1
(3)①0.110 4
(4)向滴定后的混合液中加入20.00 mL HAc溶液
(5)HClO:作漂白剂和消毒液(或其他合理答案)
解析 (1)溶液稀释过程中,溶质的物质的量不变,因此250 mL×0.1 mol·L-1=V×5 mol·L-1,解得V=5.0 mL。(2)①实验Ⅶ的溶液中n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4,V(HAc)=4.00 mL,因此V(NaAc)=3.00 mL,即a=3.00,由实验Ⅰ可知,溶液最终的体积为40.00 mL,因此V(H2O)=40.00 mL-4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL,即b=33.00。②实验Ⅰ所得溶液的pH=2.86,实验Ⅱ的溶液中c(HAc)为实验Ⅰ的,稀释过程中,若不考虑电离平衡移动,则实验Ⅱ所得溶液的pH=2.86+1=3.86,但实际溶液的pH=3.36<3.86,说明稀释过程中,溶液中n(H+)增大,即电离平衡正向移动。(3)①滴定过程中发生反应HAc+NaOH===NaAc+H2O,由反应方程式可知,滴定至终点时,n(HAc)=n(NaOH),因此22.08 mL×0.100 0 mol·L-1=20.00 mL×c(HAc),解得c(HAc)=0.110 4 mol·L-1。滴定过程中,当V(NaOH)=0时,溶液的pH=2.86,当V(NaOH)=11.04 mL时,n(NaAc)=n(HAc),溶液的pH=4.76,当V(NaOH)=22.08 mL时,达到滴定终点,溶液中的溶质为NaAc溶液,Ac-发生水解,溶液呈弱碱性,当NaOH溶液过量较多时,c(NaOH)无限接近0.1 mol·L-1,溶液pH接近13,因此可画出滴定曲线。(4)向20.00 mL的HAc溶液中加入V1 mL NaOH溶液达到滴定终点,滴定终点的溶液中溶质为NaAc,当=1时,溶液中c(H+)的值等于HAc的Ka,因此可再向溶液中加入20.00 mL HAc溶液,使溶液中n(NaAc)=n(HAc)。(5)不同的无机弱酸在生活中应用广泛,如HClO具有强氧化性,在生活中可用于漂白和消毒,H2SO3具有还原性,可用作还原剂,在葡萄酒中添加适量H2SO3可用作防腐剂,H3PO4具有中强酸性,可用作食品添加剂,同时在制药、生产肥料等行业有广泛用途。
6.C 解析 在溶液中存在平衡CH3COOHCH3COO-+H+(①)、Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)(②),Ag+的水解平衡为Ag++H2OAgOH+H+(③),随着pH的增大,c(H+)减小,平衡①③正向移动,c(CH3COOH)、c(Ag+)减小,pH较小时(约小于7.8)CH3COO-浓度增大的影响大于Ag+浓度减小的影响,CH3COOAg浓度增大,pH较大时(约大于7.8)CH3COO-浓度增大的影响小于Ag+浓度减小的影响,CH3COOAg浓度减小,故曲线Ⅰ表示CH3COOH的摩尔分数随pH变化的关系,曲线Ⅱ表示CH3COO-的摩尔分数随pH变化的关系,曲线Ⅲ表示CH3COOAg随pH变化的关系,A项错误;由题图可知,当c(CH3COOH)=c(CH3COO-)时(即曲线Ⅰ和曲线Ⅱ的交点),溶液的pH=m,则CH3COOH的电离平衡常数Ka==10-m,B项错误;pH=n时,=10-m,c(CH3COO-)==10n-mc(CH3COOH),Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)的K=,c(Ag+)=,由图可知pH=n时,c(CH3COOH)=c(CH3COOAg),代入整理得c(Ag+)= mol·L-1,C项正确;根据物料守恒,pH=10时溶液中c(Ag+)+c(CH3COOAg)+c(AgOH)=0.08 mol·L-1,D项错误。(共114张PPT)
第33讲
大单元七 水溶液中的离子反应与平衡
电离平衡
目
标
速
览
1.认识弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.认识电离平衡常数，会电离平衡常数的相关计算。3.会电离平衡常数的相关应用。
考点1 强电解质 弱电解质
微考点/核心突破
第一部分
1.电解质与非电解质
水溶液里
熔融
2.强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质
定义 溶于水后_______电离的电解质 溶于水后_______电离的电解质
化合物 类型 _______化合物及部分共价化合物 某些共价化合物
电离程度 _______电离 _______电离
全部
部分
离子
全部
部分
电离过程 ________过程，无电离平衡 _____过程，存在电离平衡
溶液中存 在的分子 和离子(水 分子不计) 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
与物质类 别的关系 (1)绝大多数的盐 (2)_______ (3)_______ (1)水
(2) _______
(3) _______
不可逆
可逆
强酸
强碱
弱酸
弱碱
3.电离方程式的书写
(1)强电解质，如H2SO4：___________________。
(2)弱电解质。
①一元弱酸，如CH3COOH：___________________________。
②多元弱酸，分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：_______________________________________。
③多元弱碱，一步完成，如Fe(OH)3：________________________。
H2SO4===2H++S
CH3COOH CH3COO-+H+
H2CO3 HC+H+,HC C+H+
Fe(OH)3 Fe3++3OH-
(3)酸式盐。
①强酸的酸式盐，如NaHSO4溶于水：________________________。
②弱酸的酸式盐，如NaHCO3：______________________________、
__________________________。
NaHSO4===Na++H++S
NaHCO3===Na++HC
HC H++C
思维辨析
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
1.因为NH3的水溶液能够导电，所以NH3属于电解质。( )
2.BaSO4难溶于水，但它是强电解质。( )
提示：NH3溶于水与水发生反应生成了NH3·H2O，NH3·H2O发生电离产生了自由移动的离子，所以溶液导电，NH3在溶液中未发生电 离，故不是电解质。
提示：电解质的强弱与其溶解度大小没有必然联系。
3.强电解质是离子化合物，弱电解质是共价化合物。( )
4.Cu能导电，属于强电解质。( )
5.强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强。( )
提示：HCl是共价化合物但属于强电解质。
提示：Cu属于单质，电解质指的是化合物。
提示：电解质溶液的导电性取决于离子浓度和离子所带电荷数的多少。
实验：强电解质和弱电解质的实验探究
实验操作：分别测定等浓度的盐酸与醋酸溶液的pH；然后分别进行等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应，观察现象。
实验现象(或数据)与结论
酸的浓度 0.1 mol·L-1的盐酸 0.1 mol·L-1的醋酸溶液
酸的pH 1 >1
与镁条的 反应现象 剧烈反应，产生大量气泡 相比盐酸，反应平缓，产生少量气泡
实验 结论 ①等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液与镁条反应剧烈程度不同，表明溶液中H+的浓度不相同，即HCl和CH3COOH在水溶液中电离程度不同
②由盐酸与醋酸溶液的pH可知，0.1 mol·L-1盐酸中c(H+)=0.1 mol·L-1，说明HCl在水溶液中完全电离；0.1 mol·L-1醋酸溶液中c(H+)<0.1 mol·L-1，说明CH3COOH在水溶液中部分电离
1.电解质强弱的本质
(1)电解质强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，关键是看在水溶液中是否完全电离。
(2)电解质强弱与溶解性无关。如BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。醋酸能与水互溶但不能完全电离，是弱电解质。
(3)电解质强弱与溶液的导电性无必然联系，溶液的导电性与溶液中的离子浓度、离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。
2.几个概念
“电解”“电离”和“通电”的区别：“电解”指在通电条件下，电解质发生氧化还原反应的过程，而“电离”是在水溶液中或熔融状态下电解质离解成自由移动离子的过程，没有发生氧化还原反 应；“通电”指接通电源，它是电解反应的条件。
3.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。
(1)测定一定浓度的HA溶液的pH。
(2)与同浓度盐酸比较导电性。
(3)与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
(3)从等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH是弱酸可用下面两个现象。
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。
现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。
现象：pH>7。
角度一 强、弱电解质
1.下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是( )
选项 A B C D
强电解质 盐酸 NaCl BaSO4 HNO3
弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3
非电解质 C6H12O6 (葡萄糖) CO2 C2H5OH H2O
盐酸是混合物，不属于电解质也不属于非电解质，A项错误；NH3是非电解质，NH3·H2O属于弱电解质，B项错误；BaSO4是强电解质，H3PO4是弱酸，属于弱电解质，C2H5OH在水溶液和熔融状态下不能电离出离子，属于非电解质，C项正确；H2O属于弱电解质，D项错误。
解析
2.下列事实不能证明亚硝酸(HNO2)是弱电解质的是( )
A.常温下NaNO2溶液的pH>7
B.常温下0.1 mol/L HNO2溶液的pH约为2
C.亚硝酸溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液变红色
D.常温下将pH=3的HNO2溶液加水稀释至100倍，稀释后溶液的pH约为4.5
常温下亚硝酸钠溶液的pH>7，溶液呈碱性，说明亚硝酸钠是强碱弱酸盐，则亚硝酸是弱酸，A项不符合题意；常温下0.1 mol/L亚硝酸溶液的pH约为2，说明该亚硝酸溶液中氢离子浓度接近0.01 mol/L，小于0.1 mol/L，则说明亚硝酸部分电离，为弱电解质，B项不符合题意；亚硝酸溶液中滴加紫色石蕊溶液变红色，说明亚硝酸溶液显酸性，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸为弱电解质，C项符合题意；常温下pH=3的亚硝酸稀释100倍，稀释后溶液的pH约为4.5，说明亚硝酸稀释过程中还存在电离平衡，则亚硝酸为弱电解质，D项不符合题意。
解析
3.甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质可以证明它是弱电解质的是( )
A.常温下，1 mol·L-1甲酸溶液中的c(H+)约为1×10-2mol·L-1
B.甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳
C.10 mL 1 mol·L-1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应
D.甲酸溶液与锌反应比强酸溶液与锌反应缓慢
常温下，1 mol·L-1 HCOOH溶液中c(H+)约为1×10-2 mol·L-1，说明HCOOH部分电离，则HCOOH为弱电解质，A项正确；甲酸能与Na2CO3反应放出CO2，则HCOOH的酸性强于H2CO3，但不能判断甲酸是否为弱电解质，B项错误；等体积、等浓度的甲酸和NaOH溶液完全反应，证明甲酸是一元酸，不能判断甲酸是否为弱电解质，C项错误；题目未指明强酸是一元酸，且未指明甲酸和强酸的浓度，故无法判断甲酸是否为弱电解质，D项错误。
解析
4.25 ℃时，0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的pH=3，0.1 mol·L-1 HX溶液的pH=4。下列说法正确的是( )
A.CH3COOH与HX均为弱酸，且酸性：HX>CH3COOH
B.25 ℃时，水电离出的c(H+)均为10-11 mol·L-1的两种酸，酸的浓 度：HX>CH3COOH
C.25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COONa和NaX溶液，pH大 小：CH3COONa>NaX
D.25 ℃时，pH均为3的CH3COOH与HX溶液各100 mL与等浓度的NaOH溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积：CH3COOH>HX
同浓度时CH3COOH溶液的pH小，说明其酸性较强，A项错误；水电离出的c(H+)均为10-11 mol·L-1，因此两种酸溶液中c(H+)= 10-3 mol·L-1，由于酸性CH3COOH>HX，故酸的浓度HX> CH3COOH，B项正确；由于CH3COONa和NaX溶液浓度相同且X-的水解程度大，故pH大小NaX>CH3COONa，C项错误；pH均为3的CH3COOH溶液与HX溶液相比，HX溶液浓度大，故消耗NaOH溶液的体积HX>CH3COOH，D项错误。
解析
考点2 电离平衡、电离平衡
常数及应用
微考点/核心突破
第一部分
电离成离子
离子结合成分子
动态
分子
离子
2.影响电离平衡的因素
(1)温度：升高温度，平衡向_______方向移动，这是因为__________
_____________。
(2)浓度：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越____。
(3)其他物质对电离平衡的影响：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，电离平衡向____移动。c(H+)_______，c(CH3COO-)_______。
电离
电离过程
是吸热过程
大
左
减小
增大
3.影响因素
温度的 影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度_______；
降低温度，电离平衡向左移动，电离度_______
浓度的 影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度_______；
当弱电解质溶液浓度减小时，电离度_______
增大
减小
减小
增大
三、电离平衡常数
1.概念
(1)一元弱酸HA在溶液中存在如下电离平衡：HA H++A-，电离
常数可表示为Ka=______________。
(2)一元弱碱在溶液中存在如下电离平衡：BOH B++OH-，电离常
数可表示为Kb=______________。
2.K的意义
相同温度下，K值越大，表示该弱电解质越_____电离，所对应的弱酸或弱碱相对越______。
3.影响电离常数的因素
影响电离常数的因素___________。温度越高，K值越______。
易
强
只有温度
大
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
1.中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相 等。( )
2.常温下，将pH=3的醋酸稀释到原体积的10倍后，溶液的pH=4。
( )
提示：加水稀释，CH3COOH H++CH3COO-平衡右移，所以pH小于4大于3。
3.为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A是强酸。( )
4.稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液pH减小。( )
提示：若H2A为弱酸，在NaHA溶液中存在两个平衡HA- H++A2- (电离)、HA-+H2O H2A+OH-(水解)，当水解程度大于电离程度时溶液显碱性，当电离程度大于水解程度时溶液显酸性。
提示：溶液酸性减弱，pH增大。
5.CH3COOH溶液加水稀释后，溶液中的值减小。( )
提示：CH3COOH的电离方程式为CH3COOH CH3COO-+H+，加水稀释时，电离平衡正向移动，减小，故减小。
实验：CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小比较
实验 操作 如图所示，向盛有2 mL 1 mol·L-1
醋酸的试管中滴加1 mol·L-1
Na2CO3溶液
实验 现象 有气泡产生
解释 反应生成了CO2，化学方程式为2CH3COOH+Na2CO3===
2CH3COONa+H2O+CO2↑
实验 结论 CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)
总结 相同温度下，等浓度的弱酸(或弱碱)的电离常数[对于多元弱酸(或弱碱)来说，通常只考虑第一步电离的电离常数]越大，其酸性 (或碱性)越强；同样，相同温度下，等浓度的弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)越强，其电离常数或第一步电离的电离常数越大。
1.类比法在电离平衡中的应用。
勒夏特列原理同样适用于弱电解质的电离平衡，因此电离平衡的移动可以类比于化学平衡的移动；电离平衡常数、水解平衡常数及溶度积均可类比于化学平衡常数，均为温度的函数。
2.对于物质的量浓度均为c的一元强酸和一元弱酸，因为其电离程度不同，故有c(H+)强酸=c，而c(H+)弱酸3.用化学平衡理论分析处理弱电解质的电离平衡问题时，应该深刻理解勒夏特列原理：平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变，只是一定程度上减弱这种改 变。如加水稀释CH3COOH溶液时，尽管H+的物质的量增多，但由于溶液体积增大的程度更大，故c(H+)仍会减小。
角度二 外界条件对电离平衡的影响
5.将0.1 mol·L-1的NH3·H2O溶液加水稀释，下列说法正确的是( )
A.的值减小
B.OH-的物质的量减小
C.的值不变
D.N的浓度增大
在NH3·H2O溶液中存在电离平衡NH3·H2O N+OH-，当加水稀释时，电离平衡正向移动，使电离出的n(N)增大，溶液中的n(NH3·H2O)减小，则=的值增大，A项错误；加水稀释，电离平衡正向移动，OH-的物质的量增大，B项错误；加水稀释时，温度不变，Kb=的值不变，C项正确；加水稀释，c(N)减小，D项错误。
解析
6.已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2O H2CO3 H++
HC，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
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。
解析
7.H2S水溶液中存在电离平衡H2S H++HS-和HS- H++S2-。若向H2S溶液中( )
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
加水促进电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入过量SO2气体发生反应2H2S+SO2===3S↓+2H2O，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，但c(H+)增大，溶液pH减 小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S+Cu2+===
CuS↓+2H+，H+浓度增大，D项错误。
解析
角度三 导电性变化曲线分析
8.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是( )
HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O溶液，NH3·H2O先与HCl反应生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，NH3·H2O继续与CH3COOH反应生成强电解质CH3COONH4，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，电导率有下降趋势。
解析
角度四 影响电离平衡常数的因素及其应用
9.已知25 ℃时醋酸溶液中各微粒间存在下述关系：K=
=1.75×10-5，下列有关说法可能成立的是( )
A.25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=8×10-5
B.25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K=2×10-4
C.标准状况下，醋酸溶液中K=1.75×10-5
D.升高到一定温度，K=7.2×10-5
K=1.75×10-5是25 ℃醋酸的电离平衡常数，电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，即25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K应为1.75×10-5，A项错误；25 ℃条件下，温度不变，K不变，应为1.75×10-5，B项错误；标准状况下，温度为0 ℃，温度降低，K值减小，C项错误；弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，促进电离，K值增大，D项正确。
解析
10.根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是( )
化学式 HClO H2CO3
电离平衡常数 Ka=3×10-8 Ka1=4×10-7
Ka2=4×10-11
A.向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：C+Cl2+H2O===HC+Cl-+
HClO
B.向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HC+Cl2===Cl-+ClO-+2CO2↑
+H2O
C.向Na2CO3溶液中滴加过量HClO：C+2HClO===2ClO-+H2O+
CO2↑
D.向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+NaClO+H2O===NaHCO3+
HClO
根据题目所给数据可知结合质子的能力C>ClO-，而氯水少 量，则溶液中氢离子量较少，所以全部氢离子被C结合不会有HClO生成，A项错误；氯气与水反应生成HCl和HClO，而结合质子的能力ClO->HC，所以HClO的氢离子不会失去，最终产物中应有HClO，而不是ClO-，B项错误；结合质子的能力ClO-> HC，所以向Na2CO3溶液中滴加过量HClO不会有CO2生成，C项错误；结合质子的能力ClO->HC，向NaClO溶液中通入少量CO2，反应生成碳酸氢钠和次氯酸，D项正确。
解析
11.已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如表：
弱酸化学式 HX HY H2CO3
电离平 衡常数 7.8×10-9 3.7×10-15 Ka1=4.4×10-7
Ka2=4.7×10-11
下列推断正确的是( )
A.HX、HY两种弱酸的酸性：HX>HY
B.相同条件下溶液的碱性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3
C.向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY+C===
HC+Y-
D.HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
根据电离平衡常数可知酸性H2CO3>HX> HC>HY，A项正确，C、D两项错误；酸的酸性越弱，其对应的盐的水解能力越强，故相同条件下溶液的碱性NaY>Na2CO3>NaX>NaHCO3，B项错误。
解析
考点3 电离常数的有关计算
微考点/核心突破
第一部分
1.电离平衡常数的计算步骤
(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。
(2)根据题干信息，结合电荷守恒、元素质量守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。
(3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
(2)已知c(HX)始和电离常数，求c(H+)。
同理可得Ka=≈，
则c(H+)=，代入数值求解即可。
角度五 电离常数的有关计算
12.已知25 ℃时，某浓度为c的一元弱酸HA的电离度为α，求该温度下HA的电离常数(Ka)。
解析
13.(1)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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
HC+H+的电离常数Ka1=__________(已知：10-5.60=2.5×10-6)。
(2)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(N)=c(Cl-)，则溶液呈________(填“酸”
“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数
Kb=___________。
4.2×10-7
中
(3)常温下，将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混 合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-)，则该混合溶液
中醋酸的电离常数Ka=__________(用含a和b的代数式表示)。
(4)25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴
加氨水的浓度为________ mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5]
解析
解析
解析
则常温下：
(1)Ka1=______。
(2)Ka2=______。
(3)pH=2.7时，溶液中=_________。
10-1.2
10-4.2
1 000
(1)由题中图像可知pH=1.2时，c(HC2)=c(H2C2O4)，则Ka1= 10-1.2。(2)pH=4.2时，c(HC2)=c(C2)，则Ka2=10-4.2。(3)由电离常数表达式可知===103=1 000。
解析
技法模型——分布系数图像分析与
电离平衡常数的妙解
微充电/素养提升
第二部分
【方法归纳】
分布系数图像简称分布曲线，是指以pH为横坐标，分布系数即组分的平衡浓度占总浓度的分数为纵坐标，分布系数与溶液pH之间的关系曲线。
举例 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以草酸为例) 三元弱酸(以H3PO4为例)
弱电解 质分布 系数图
δ δ0、δ1分别为CH3COOH、CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2分布系数、δ2为C2分布系数 δ0为H3PO4分布系数、δ1为H2P分布系数、δ2为HP分布系数、δ3为P分布系数
含义 当pHpKa时，主要存在形式是CH3COO-。δ0与δ1曲线相交在δ0=δ1=0.5处，此时c(CH3COOH)=c(CH3COO-)，即pH=pKa 当溶液的pH=1.2时，δ0=δ1，pH=4.2时，δ1=δ2，当pH<1.2时，H2C2O4占优势；在1.24.2时，C2为主要存在形式 当溶液的pH=2时，δ0=δ1，pH=7.1时，δ1=δ2，pH=12.2时，δ2=δ3；当pH<2时，H3PO4占优势；在212.2时，P为主要存在形式
离子 方程 式 pH由2到6发生反应的离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O pH由4到6发生反应的离子方程式为HC2+OH-===C2+H2O pH由11到14发生反应的离子方程式为HP+OH-===P+H2O
求 lg K Ka=，从图可知，c(CH3COO-)= c(CH3COOH)时，pH=pKa=4.76。 Ka=c(H+)=10-4.76，lg Ka=-4.76 Ka2=，从图可知，c(C2)= c(HC2)时pH=4.2，Ka2=c(H+)=10-4.2， lg Ka2=-4.2 Ka3=，从图可知，
c(HP)=c(P)时pH=12.2，Ka3=
c(H+)=10-12.2，
lg Ka3=-12.2
本类题纵坐标是溶液中存在的微粒的物质的量浓度或物质的量分 数，横坐标是溶液的pH。解答本类试题时一般分三步分析：
第一步总体读图，通过观察弄清纵坐标的含义及单位，弄清各微粒浓度变化；
第二步是识图，分析特殊点的图像含义，如曲线的起点、终点、交叉点、极值点、转折点等，分析曲线的变化趋势如斜率的大小及升降；
第三步是分析，进行信息提取，挖掘隐含信息、排除干扰信息、提炼有用信息，在统摄信息的基础上进行逻辑推理或运用数据计算分析。
【母题】 亚砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，可以用于治疗白血病。常温下，H3AsO3水溶液中含砷微粒的分布分数(平衡时某微粒的浓度占各含砷微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。下列说法正确的是
( )
A.H3AsO3的电离方程式为H3AsO3 3H++As
B.H3AsO3第一步的电离常数为Ka1，则有Ka1=10-9.2
C.H3AsO3溶液的pH约为9.2
D.pH=12时，溶液中c(H2As)+2c(HAs)+3c(As)+c(OH-) =c(H+)
由题图知，H3AsO3水溶液中存在H3AsO3、H2As、HAs等，则H3AsO3是三元弱酸，分步发生电离，以第一步电离为主，电离方程式为H3AsO3 H++H2As，A项错误；H3AsO3第一步的电离常数为Ka1=，由题图知，H3AsO3和H2As的分布分数相等时，溶液的pH=9.2，即c(H3AsO3)=c(H2As)时，c(H+)= 10-9.2 mol·L-1，则Ka1=c(H+)=10-9.2，B项正确；H3AsO3溶液呈酸 性，则其pH<7，C项错误；pH=12时，c(OH-)>c(H+)，溶液中c(H2As)+2c(HAs)+3c(As)+c(OH-)>c(H+)，D项错误。
解析
【衍生】 (全国卷Ⅱ)改变0.1 mol·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( )
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+)
从图像中可看出pH=1.2时，δ(H2A)=δ(HA-)，即c(H2A)=c(HA-)，A项正确；电离常数K2(H2A)=，当pH=4.2时，c(HA-)= c(A2-)，即lg[K2(H2A)]=lgc(H+)=-4.2，B项正确；由图像可知，当pH=2.7时，c(HA-)>c(H2A)=c(A2-)，C项正确；当pH=4.2时，δ(A2-) =δ(HA-)，则c(HA-)=c(A2-)=0.05 mol·L-1，c(H+)=10-4.2 mol·L-1，故c(HA-)=c(A2-)>c(H+)，D项错误。
解析
微真题/把握方向
第三部分
下列说法正确的是( )
A.硼砂稀溶液中c(Na+)=c[B(OH)3]
B.硼酸水溶液中的H+主要来自水的电离
C.25℃时，0.01 mol·L-1硼酸水溶液的pH≈6.38
D.等浓度、等体积的B(OH)3和Na[B(OH)4]溶液混合后，溶液显酸性
解析
解析
2.(2024·浙江卷1月)常温下，将等体积、浓度均为0.40 mol·L-1的BaCl2溶液与新制H2SO3溶液混合，出现白色浑浊；再滴加过量的H2O2溶液，振荡，出现白色沉淀。
已知：H2SO3 Ka1=1.4×10-2、Ka2=6.0×10-8；
Ksp(BaSO3)=5.0×10-10、Ksp(BaSO4)=1.1×10-10。
下列说法不正确的是( )
A.H2SO3溶液中存在c(H+)>c()>c()>c(OH-)
B.将0.40 mol·L-1 H2SO3溶液稀释到0.20 mol·L-1，c()几乎不变
C.BaCl2溶液与H2SO3溶液混合后出现的白色浑浊中不含有BaSO3
D.存在反应Ba2++H2SO3+H2O2===BaSO4↓+2H++H2O是出现白色沉淀的主要原因
亚硫酸是二元弱酸，存在二次电离，电离方程式为H2SO3
H++HS H++S，则溶液中c(H+)>c()>
c()>c(OH-)，A项正确；由已知可知Ka2 Ka1，H2SO3溶液以第一步电离为主，则c(H+)≈c(HS)Ka2=≈c(S)，温度不变K不变，则稀释时亚硫酸根离子浓度基本不变，B项正确；加入双氧水之前，生成的白色浑浊为BaSO3沉淀，C项错误；过氧化
解析
氢具有强氧化性，可以将+4价硫元素氧化为+6价硫酸根离子，则存在反应BaSO3+H2O2===BaSO4↓+H2O，则出现白色沉淀的主要原因是生成BaSO4沉淀，D项正确。
解析
3.(2022·湖北卷)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：N2+NH3===N+N2H4，N2H4+CH3COOH===N2+CH3COO-。下列酸性强弱顺序正确的是
( )
A.N2>N2H4>N
B.N2>CH3COOH>N
C.NH3>N2H4>CH3COO-
D.CH3COOH>N2>N
根据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，根据酸碱质子理论，给出质子(H+)的物质是酸，则反应N2H4+CH3COOH===N2+
CH3COO-中，酸性CH3COOH>N2，反应N2+NH3===N+
N2H4中，酸性N2>N，故酸性CH3COOH>N2>N。
解析
4.(2023·浙江卷1月)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，随着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
活性成分R3N中N原子能与水电离出的H+形成配位键，因此在水中存在平衡R3N+H2O R3NH++OH-，A项正确；pH=5的废水中，c(H+)=10-5 mol·L-1，根据甲酸的Ka==1.8×10-4，得===18，B项正确；废水初始pH<2.4，随着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
解析
减少，C项正确；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离子较少，活性成分主要以R3N形态存在，D项错误。
解析
5.(2022·广东卷)食醋是烹饪美食的调味品，有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时，HAc的Ka=1.75×10-5=10-4.76。
(1)配制250 mL 0.1 mol·L-1的HAc溶液，需5 mol·L-1 HAc溶液的体积为_______ mL。
(2)某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设 稀释HAc溶液或改变Ac-浓度，HAc电离平衡会发生移 动。
5.0
设计方案并完成实验 用浓度均为0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液，测定pH，记录数据。
序号 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL V(H2O)/mL n(NaAc)∶n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
①根据表中信息，补充数据：a=_______，b=________。
②由实验Ⅰ和Ⅱ可知，稀释HAc溶液，电离平衡______(填“正”或“逆”)向移动；结合表中数据，给出判断理由：________________
_____________________________________________________。
③由实验Ⅱ~Ⅷ可知，增大Ac-浓度，HAc电离平衡逆向移动。
3.00
33.00
正
实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的pH增大值小于1
实验结论 假设成立。
(3)小组分析上表数据发现：随着的增大，c(H+)的值逐渐接近HAc的Ka。
查阅资料获悉：一定条件下，按=1配制的溶液中，c(H+)的值等于HAc的Ka。
对比数据发现，实验Ⅷ中pH=4.65与资料数据Ka=10-4.76存在一定差 异；推测可能由物质浓度准确程度不够引起，故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。
①移取20.00 mL HAc溶液，加入2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定至终点，消耗溶液体积为22.08 mL，则该HAc溶液的浓度为___________ mol·L-1。画出上述过程的滴定曲线示意图并标注滴定终点。
0.110 4
答案
②用上述HAc溶液和0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液配制等物质的量的HAc与NaAc的混合溶液，测定pH，结果与资料数据相符。
(4)小组进一步提出：如果只有浓度均约为0.1 mol·L-1的HAc和NaOH溶液，如何准确测定HAc的Ka 小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。
实验总结 得到的结果与资料数据相符，方案可行。
(5)根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途：
___________________________________________。
HClO:作漂白剂和消毒液(或其他合理答案)
Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液，用NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ __________________________________________，测得溶液的pH为4.76
向滴定后的混合液中加入20.00 mL HAc溶液
(1)溶液稀释过程中，溶质的物质的量不变，因此250 mL× 0.1 mol·L-1=V×5 mol·L-1，解得V=5.0 mL。(2)①实验Ⅶ的溶液中n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4，V(HAc)=4.00 mL，因此V(NaAc)=3.00 mL，即a=3.00，由实验Ⅰ可知，溶液最终的体积为40.00 mL，因此V(H2O)=40.00 mL-4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL，即b=33.00。 ②实验Ⅰ所得溶液的pH=2.86，实验Ⅱ的溶液中c(HAc)为实验Ⅰ的，稀释过程中，若不考虑电离平衡移动，则实验Ⅱ所得溶液的
解析
pH=2.86+1=3.86，但实际溶液的pH=3.36<3.86，说明稀释过程 中，溶液中n(H+)增大，即电离平衡正向移动。(3)①滴定过程中发生反应HAc+NaOH===NaAc+H2O，由反应方程式可知，滴定至终点时，n(HAc)=n(NaOH)，因此22.08 mL×0.100 0 mol·L-1=20.00 mL×c(HAc)，解得c(HAc)=0.110 4 mol·L-1。滴定过程中，当V(NaOH)=0时，溶液的pH=2.86，当V(NaOH)=11.04 mL时，n(NaAc)=n(HAc)，溶液的pH=4.76，当V(NaOH)=22.08 mL时，达
解析
到滴定终点，溶液中的溶质为NaAc溶液，Ac-发生水解，溶液呈弱碱性，当NaOH溶液过量较多时，c(NaOH)无限接近0.1 mol· L-1，溶液pH接近13，因此可画出滴定曲线。(4)向20.00 mL的HAc溶液中加入V1 mL NaOH溶液达到滴定终点，滴定终点的溶液中溶质为NaAc，当=1时，溶液中c(H+)的值等于HAc的Ka，因此可再向溶液中加入20.00 mL HAc溶液，使溶液中n(NaAc)=
解析
n(HAc)。(5)不同的无机弱酸在生活中应用广泛，如HClO具有强氧化性，在生活中可用于漂白和消毒，H2SO3具有还原性，可用作还原剂，在葡萄酒中添加适量H2SO3可用作防腐剂，H3PO4具有中强酸性，可用作食品添加剂，同时在制药、生产肥料等行业有广泛用途。
解析
考向二 分布分数图像
6.(2024·山东卷)常温下Ag(Ⅰ)-CH3COOH水溶液体系中存在反应Ag++CH3COO- CH3COOAg(aq)，平衡常数为K。已知初始浓度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L-1，所有含碳物种的摩尔分数与pH变化关系如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法正确的是( )
A.曲线Ⅱ表示CH3COOH的变化情况
B.CH3COOH的电离平衡常数Ka=10-n
C.pH=n时，c(Ag+)= mol·L-1
D.pH=10时，c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L-1
解析
解析
解析课时微练(三十三) 电离平衡
基础训练
1.《博物新编》有关于磺强水制法的记载:“以铅作一密炉,炉底贮以清水,焚硝磺于炉中,使硝磺之气重坠入水,然后将水再行蒸炼,一如蒸酒甑油之法,务使水汽尽行升散,则所存者是磺强水矣。”(“硝”指KNO3,“磺”指硫黄)下列有关磺强水的说法正确的是( )
A.“焚硝磺”时发生的是氧化还原反应
B.磺强水是一种易挥发的强电解质
C.0.01 mol·L-1的磺强水溶液的pH=2
D.磺强水溶液中不存在分子
2.下列事实中,不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是( )
A.氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应,而亚硫酸可以
B.氢硫酸的导电能力低于相同温度下相同浓度的亚硫酸
C.室温下0.10 mol·L-1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D.氢硫酸的还原性强于亚硫酸
3.已知次磷酸(H3PO2)为一元酸,欲证明它是弱电解质,下列操作方法不正确的是( )
A.用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实验,比较灯泡的亮度
B.用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液,比较消耗碱液的体积
C.加热滴有酚酞试液的NaH2PO2溶液,溶液颜色变深
D.常温下,稀释0.1 mol·L-1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍,测得pH在4~5之间
4.已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等,现向10 mL浓度为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中( )
A.水的电离程度始终增大
B.先增大再减小
C.c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和始终保持不变
D.当加入氨水的体积为10 mL时,c(N)=c(CH3COO-)
5.HA为一元弱酸,其电离是吸热过程。常温条件下,平衡体系中各成分的组成分数δδ(X)=,其中X为HA或A-与pH的关系如图所示。下列说法正确的是( )
A.δ2为HA的分布曲线
B.HA的电离常数的数量级为10-4
C.pH=5时,溶液中c(HA)>c(A-)
D.若升高温度,a点向左移动
6.已知7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数(25 ℃)。若已知下列反应可以发生反应NaCN+HNO2HCN+NaNO2、NaCN+HFHCN+NaF、NaNO2+HFHNO2+NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( )
①K(HF)=7.2×10-4 ②K(HNO2)=4.9×10-10 ③根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序:HFA.①② B.②③
C.①③ D.①④
7.一定温度下,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-1NaOH溶液中和,消耗NaOH溶液体积:c8.某化学小组利用DIS技术对0.100 6 mol·L-1醋酸溶液在不同温度下进行电导率测定,得到了如图所示的曲线。下列说法正确的是( )
A.配制0.100 6 mol·L-1醋酸溶液用到的部分仪器是量筒、烧杯、胶头滴管、容量瓶
B.298 K时,醋酸的电离平衡常数为1.670
C.温度高于298 K,电离平衡常数降低的原因是醋酸电离过程的焓变ΔH<0
D.该小组的结论:随着温度升高,弱电解质的电离平衡常数都是先增大后减小
能力训练
9.磷是重要的元素,能形成多种含氧酸和含氧酸盐。回答下列问题:
Ⅰ.亚磷酸(H3PO3)是二元酸,H3PO3溶液中存在电离平衡H3PO3H++H2P。亚磷酸与足量NaOH溶液反应生成水和Na2HPO3。
(1)写出亚磷酸钠(Na2HPO3)中磷元素的化合价:________。
(2)亚磷酸与少量NaOH溶液反应的离子方程式为____________________________________。
(3)亚磷酸具有强还原性,可使碘水褪色,该反应的化学方程式为________________________________。
Ⅱ.已知:①次磷酸(H3PO2)是一种一元弱酸;②常温下,电离平衡常数Ka(H3PO2)=5.9×10-2,
Ka(CH3COOH)=1.8×10-5。
(4)下列说法正确的是________(填字母)。
A.次磷酸的电离方程式为H3PO2H++H2P
B.NaH2PO2属于酸式盐
C.浓度均为0.1 mol·L-1的次磷酸(H3PO2)与盐酸相比前者导电能力强
D.0.1 mol·L-1 NaH2PO2溶液的pH比0.1 mo1·L-1 CH3COONa溶液的pH小
10.为了证明醋酸是弱电解质,甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验:0.1 mol·L-1醋酸溶液、0.1 mol·L-1盐酸、pH=3的盐酸、pH=3的醋酸溶液、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。
(1)甲取出10 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液,用pH试纸测出其pH=a,确定醋酸是弱电解质,则a应该满足的关系是______________,理由是____________________________________。
(2)乙分别取pH=3的醋酸溶液和盐酸各1 mL,分别用蒸馏水稀释到100 mL,然后用pH试纸分别测定两溶液的pH,则可认定醋酸是弱电解质,判断的依据是______________________________。
(3)丙分别取pH=3的盐酸和醋酸溶液各10 mL,然后加入质量相同、规格相同的锌粒,醋酸溶液放出H2的速率快,则认定醋酸是弱电解质,你认为这一方法正确吗 ________,请说明理由:________________________________________________________________________。
(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验,也论证了醋酸是弱酸的事实,该同学的实验操作和现象是___________________________________________________________________________。
11.硫及其化合物在日常生活、工业生产中都非常普遍。
(1)在水中,硫酸是一种强酸,但实际上只有第一步电离是完全的,第二步电离并不完全,电离方程式可表示为H2SO4H++HS、HSH++S。
①25 ℃时,Na2SO4溶液的pH________(填“>”“<”或“=”)7。
②0.100 mol·L-1的稀硫酸中,c(H+)=0.109 mol·L-1,求硫酸第二步电离的电离常数:________________________________________________________________________
(写出计算过程,结果保留三位有效数字)。
(2)液态水中,水存在自偶电离H2O+H2OH3O++OH-。平常书写的H+,实际上是纯水或水溶液中H3O+的缩写。如HCl在水中电离,完整写法是HCl+H2OH3O++Cl-。
①液态的醋酸(用HAc表示)中,同样存在HAc的自偶电离,其方程式可表示为________________________________。
②用醋酸作溶剂时,硫酸是一种二元弱酸。将少量H2SO4溶于冰醋酸中,第一步电离的完整写法是____________________________________。
若保持温度不变,关于该所得溶液,下列说法正确的是________(填字母)。
A.加入少量冰醋酸,c(HS)与c(S)均减小
B.加入少量H2SO4,H2SO4的电离程度增大
C.加入少量NaAc固体,c(HS)与c(S)的比值减小
D.加入少量Na2SO4固体,c(Ac-)减小
课时微练(三十三) 电离平衡
1.A 解析 依题意,KNO3分解生成NO2、O2,S与O2反应生成SO2,NO2+SO2===NO+SO3,SO3+H2O===H2SO4,“焚硝磺”时,N元素和S元素的价态均发生了变化,A项正确;硫酸的沸点较高,属于难挥发的强电解质,B项错误;0.01 mol·L-1的磺强水溶液中c(H+)=0.02 mol·L-1,pH<2,C项错误;磺强水溶液中存在水分子,D项错误。
2.D 解析 两种酸的还原性与酸性的相对强弱无关。
3.A 解析 NaCl和NaH2PO2都属于强电解质,所以用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实验,比较灯泡的亮度,不能证明H3PO2是弱电解质,A项错误;因盐酸为强酸,若滴定时次磷酸溶液消耗NaOH溶液的体积大于等体积、等pH的盐酸消耗NaOH溶液的体积,则说明次磷酸为弱电解质,B项正确;若次磷酸为弱电解质,则NaH2PO2溶液呈碱性,加热促进其水解,滴有酚酞试液的NaH2PO2溶液颜色变深,C项正确;常温下,若次磷酸为一元强酸,则把0.1 mol·L-1次磷酸溶液稀释至原溶液体积的100倍,pH应为3,而现测得pH在4~5之间,说明次磷酸没有完全电离,为弱电解质,D项正确。
4.D 解析 酸碱会抑制水的电离,能水解的盐会促进水的电离,所以滴加过程中水的电离程度先增大,当CH3COOH反应完后,加入的NH3·H2O会抑制水的电离,水的电离程度减小,A项错误;在向醋酸中滴加氨水的过程中,碱性增强酸性减弱,c(OH-)一直增大,由NH3·H2ON+OH-可知K=,则=,而K是常数,故一值减小,B项错误;n(CH3COOH)与n(CH3COO-)之和保持不变,但溶液的体积是增大的,故c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和逐渐减小,C项错误;当加入氨水10 mL时,两者恰好完全反应生成CH3COONH4,由CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等可知,CH3COO-和N的水解程度也相等,故c(N)=c(CH3COO-),D项正确。
解题有据 电离平衡移动造成离子浓度变化的判断
对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用两种方法分析:第一种方法是将浓度之比转化为物质的量进行比较,这样分析起来可以忽略溶液体积的变化,只需分析微粒数目的变化即可。第二种方法是“凑常数”,解题时将某些离子的浓度比值关系乘以或除以某种离子的浓度,将会转化为一个常数与某种离子浓度相乘或相除的关系。
5.D 解析 结合图像分析可知A项错误;a点,c(HA)=c(A-),pH=4.76,即c(H+)=10-4.76mol·L-1,Ka(HA)==c(H+)=10-4.76=100.24×10-5,即Ka(HA)的数量级为10-5,B项错误;结合图像可知pH=5时,溶液中c(A-)>c(HA),C项错误;HA的电离是吸热过程,则温度升高,Ka增大,即c(H+)增大,则pH减小,a点向左移动,D项正确。
6.B 解析 相同温度下,酸的电离常数越大,该酸的酸性越强,结合“强酸制取弱酸”分析可知,酸性HF>HNO2>HCN,所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10-4,故②③错误。
7.C 解析 A项,由导电能力知c(H+):b>a>c,故pHc>a>b;B项,加水体积越大,越利于CH3COOH电离,故电离程度c>b>a;C项,用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH,相当于稀释a点溶液,c(H+)增大,pH偏小;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。
8.C 解析 配制0.100 6 mol·L-1醋酸溶液要用酸式滴定管或移液管,不能用量筒,A项错误;电离平衡常数K=1.670×10-5,B项错误;由图可知,对于电离度α或是电离平衡常数Ka,温度对其造成的影响均与高中化学教材的表述不完全一致。造成上述实验结果的原因可能是醋酸分子间容易通过氢键作用(25~40 kJ·mol-1)形成稳定性较高的二聚分子,而醋酸本身的电离焓仅为3.73 kJ·mol-1(25 ℃)。因此,醋酸在溶液中的电离过程除解离过程(吸热)和水合过程(放热)之外,还需要考虑醋酸分子之间的氢键作用。在低温时,醋酸分子之间较多的以氢键缔合形成二聚醋酸,此时醋酸的电离首先需要吸热来破坏作用力较强的氢键,因此,整个电离过程的焓变ΔH>0;当升高到一定温度后,二聚醋酸分子的含量大为减少,分子间的氢键作用不占主导地位,反而由于自由离子的水合过程所释放的能量大于醋酸分子解离过程所吸收的能量,从而表现为电离过程的焓变ΔH<0,于是醋酸的电离度α和电离平衡常数Ka就出现了上述随温度变化的情况,C项正确;弱电解质的电离与温度、浓度、溶剂、自身的性质等很多因素有关,并不都是随着温度升高电离平衡常数都是先增大,后减小,D项错误。
9.答案 (1)+3 (2)H3PO3+OH-===H2P+H2O
(3)H3PO3+I2+H2O===2HI+H3PO4 (4)AD
解析 (4)次磷酸为一元弱酸,则电离方程式为H3PO2H++H2P,A项正确;NaH2PO2属于正盐,B项错误;次磷酸为一元弱酸,则浓度均为0.1 mol·L-1的次磷酸(H3PO2)与盐酸相比前者导电能力弱,C项错误;由信息②可知H3PO2的酸性比醋酸强,则0.1 mol·L-1 NaH2PO2溶液的pH比0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液的pH小,D项正确。
10.答案 (1)a>1 醋酸是弱酸,不能完全电离
(2)稀释后盐酸的pH=5,醋酸溶液的pH<5
(3)正确 醋酸是弱酸,随着反应的进行,醋酸不断电离,c(H+)变化小,因此醋酸溶液产生H2的速率比盐酸快
(4)将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量水配成溶液,再分别滴入酚酞溶液,CH3COONa溶液变成浅红色,NaCl溶液不变色
解析 (1)若醋酸是弱酸,则其不能完全电离,电离出的c(H+)<0.1 mol·L-1,pH=a>1。(2)若醋酸为弱酸,稀释促进电离,c(H+)=10-3 mol·L-1的醋酸稀释到原来的100倍,稀释后醋酸的c(H+)>10-5 mol·L-1,则醋酸的pH<5,而HCl为强酸,用蒸馏水稀释到100 mL,盐酸的pH=5。(3)分别加入质量相同、规格相同的锌粒,若醋酸为弱酸,与锌反应消耗氢离子的同时,醋酸不断电离,H+得到补充,因此醋酸溶液产生氢气的速率比盐酸快。(4)CH3COONa是强碱弱酸盐,加入水中会发生水解,溶液显碱性,将CH3COONa晶体、NaCl晶体溶于适量水配成溶液,分别滴入酚酞溶液,CH3COONa溶液变成浅红色,NaCl溶液不变色。
11.答案 (1)①> ②第一步完全电离,可电离出0.100 mol·L-1的H+,故第二步电离出0.009 mol·L-1的H+和S,c(HS)=(0.100-0.009) mol·L-1=0.091 mol·L-1,Ka2===1.08×10-2
(2)①HAc+HAcH2Ac++Ac-
②H2SO4+HAcH2Ac++HS AC
解析 (1)①根据HSH++S,25 ℃时,Na2SO4溶液中硫酸根离子水解生成硫酸氢根离子和氢氧根离子,导致溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度,因此溶液的pH>7。(2)①根据H2O+H2OH3O++OH-分析液态的醋酸(用HAc表示)中同样存在HAc的自偶电离,其方程式可表示为HAc+HAcH2Ac++Ac-;②将少量H2SO4溶于冰醋酸中,硫酸电离出的氢离子与HAc结合成H2Ac+,因此第一步电离的完整写法是H2SO4+HAcH2Ac++HS。③若保持温度不变,加入少量冰醋酸,由于溶液体积增大占主要因素,因此c(HS)与c(S)均减小,A项正确;加入少量H2SO4,平衡正向移动,由于硫酸浓度增大占主要因素,因此H2SO4的电离程度减小,B项错误;加入少量NaAc固体,Ac-与氢离子结合,硫酸氢根离子电离程度增大,硫酸氢根离子浓度减小,硫酸根离子浓度增大,则c(HS)与c(S)的比值减小,C项正确;加入少量Na2SO4固体,抑制硫酸氢根离子电离,增大了HAc的自偶电离,则c(Ac-)增大,D项错误。(共36张PPT)
课时微练(三十三)
电离平衡
1.《博物新编》有关于磺强水制法的记载：“以铅作一密炉,炉底贮以清水，焚硝磺于炉中，使硝磺之气重坠入水，然后将水再行蒸炼，一如蒸酒甑油之法，务使水汽尽行升散，则所存者是磺强水矣。”
(“硝”指KNO3，“磺”指硫黄)下列有关磺强水的说法正确的是( )
A.“焚硝磺”时发生的是氧化还原反应
B.磺强水是一种易挥发的强电解质
C.0.01 mol·L-1的磺强水溶液的pH=2
D.磺强水溶液中不存在分子
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依题意，KNO3分解生成NO2、O2，S与O2反应生成SO2，NO2+SO2===NO+SO3，SO3+H2O===H2SO4，“焚硝磺”时，N元素和S元素的价态均发生了变化，A项正确；硫酸的沸点较高，属于难挥发的强电解质，B项错误；0.01 mol·L-1的磺强水溶液中c(H+)=0.02 mol·L-1，pH<2，C项错误；磺强水溶液中存在水分 子，D项错误。
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2.下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是( )
A.氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B.氢硫酸的导电能力低于相同温度下相同浓度的亚硫酸
C.室温下0.10 mol·L-1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D.氢硫酸的还原性强于亚硫酸
两种酸的还原性与酸性的相对强弱无关。
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3.已知次磷酸(H3PO2)为一元酸，欲证明它是弱电解质，下列操作方法不正确的是( )
A.用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实 验，比较灯泡的亮度
B.用一定浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、等pH的盐酸和次磷酸溶液，比较消耗碱液的体积
C.加热滴有酚酞试液的NaH2PO2溶液，溶液颜色变深
D.常温下，稀释0.1 mol·L-1次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得pH在4~5之间
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NaCl和NaH2PO2都属于强电解质，所以用物质的量浓度相同的NaCl溶液和NaH2PO2溶液进行导电性实验，比较灯泡的亮度，不能证明H3PO2是弱电解质，A项错误；因盐酸为强酸，若滴定时次磷酸溶液消耗NaOH溶液的体积大于等体积、等pH的盐酸消耗NaOH溶液的体积，则说明次磷酸为弱电解质，B项正确；若次磷酸为弱电解质，则NaH2PO2溶液呈碱性，加热促进其水解，滴有酚酞试液的NaH2PO2溶液颜色变深，C项正确；常温下，若次磷酸
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电离平衡移动造成离子浓度变化的判断
对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用两种方法分析：第一种方法是将浓度之比转化为物质的量进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。第二种方法是“凑常数”，解题时将某些离子的浓度比值关系乘以或除以某种离子的浓度，将会转化为一个常数与某种离子浓度相乘或相除的关系。
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6.已知7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数(25 ℃)。若已知下列反应可以发生反应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( )
①K(HF)=7.2×10-4 ②K(HNO2)=4.9×10-10 ③根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序：HFA.①② B.②③ C.①③ D.①④
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相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，结合“强酸制取弱酸”分析可知，酸性HF>HNO2>HCN，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10-4，故②③错误。
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7.一定温度下，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-1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c1
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A项，由导电能力知c(H+)：b>a>c，故pHc>a>b；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度c>b>a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H+)增大，pH偏小；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。
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8.某化学小组利用DIS技术对0.100 6 mol·L-1醋酸溶液在不同温度下进行电导率测定，得到了如图所示的曲线。下列说法正确的是( )
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A.配制0.100 6 mol·L-1醋酸溶液用到的部分仪器是量筒、烧杯、胶头滴管、容量瓶
B.298 K时，醋酸的电离平衡常数为1.670
C.温度高于298 K，电离平衡常数降低的原因是醋酸电离过程的焓变ΔH<0
D.该小组的结论：随着温度升高，弱电解质的电离平衡常数都是先增大后减小
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配制0.100 6 mol·L-1醋酸溶液要用酸式滴定管或移液管，不能用量筒,A项错误;电离平衡常数K=1.670×10-5，B项错误；由图可知,对于电离度α或是电离平衡常数Ka,温度对其造成的影响均与高中化学教材的表述不完全一致。造成上述实验结果的原因可能是醋酸分子间容易通过氢键作用(25~40 kJ·mol-1)形成稳定性较高的二聚分子,而醋酸本身的电离焓仅为3.73 kJ·mol-1(25 ℃)。因此，醋酸在溶液中的电离过程除解离过程(吸热)和水合过程(放热)之外，还需要考虑醋酸分子之间的氢键作用。在低温时,醋酸分子之间较多的以氢键缔合
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形成二聚醋酸，此时醋酸的电离首先需要吸热来破坏作用力较强的氢键，因此，整个电离过程的焓变ΔH>0；当升高到一定温度后，二聚醋酸分子的含量大为减少，分子间的氢键作用不占主导地位，反而由于自由离子的水合过程所释放的能量大于醋酸分子解离过程所吸收的能量，从而表现为电离过程的焓变ΔH<0，于是醋酸的电离度α和电离平衡常数Ka就出现了上述随温度变化的情况，C项正确;弱电解质的电离与温度、浓度、溶剂、自身的性质等很多因素有关,并不都是随着温度升高电离平衡常数都是先增大，后减小，D项错误。
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能力训练
+3
H3PO3+OH-===H2P+H2O
H3PO3+I2+H2O===2HI+H3PO4
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AD
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10.为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1 mol·L-1醋酸溶液、0.1 mol·L-1盐酸、pH=3的盐 酸、pH=3的醋酸溶液、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。
(1)甲取出10 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH=a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是 ，理由是_________
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a>1
醋酸是弱
酸，不能完全电离
(2)乙分别取pH=3的醋酸溶液和盐酸各1 mL，分别用蒸馏水稀释到100 mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是 。
(3)丙分别取pH=3的盐酸和醋酸溶液各10 mL，然后加入质量相同、规格相同的锌粒，醋酸溶液放出H2的速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗 ，请说明理由：______________
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稀释后盐酸的pH=5，醋酸溶液的pH<5
正确
醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，c(H+)变化小，因此醋酸溶液产生H2的速率比盐酸快
(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是_______________
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将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量水配成溶液，再分别滴入酚酞溶 液，CH3COONa溶液变成浅红色，NaCl溶液不变色
(1)若醋酸是弱酸,则其不能完全电离,电离出的c(H+)<0.1 mol·L-1, pH=a>1。(2)若醋酸为弱酸，稀释促进电离，c(H+)=10-3 mol·L-1的醋酸稀释到原来的100倍，稀释后醋酸的c(H+)>10-5 mol·L-1，则醋酸的pH<5，而HCl为强酸，用蒸馏水稀释到100 mL，盐酸的pH=5。(3)分别加入质量相同、规格相同的锌粒，若醋酸为弱酸，与锌反应消耗氢离子的同时，醋酸不断电离，H+得到补充，因此醋酸溶液产生氢气的速率比盐酸快。
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(4)CH3COONa是强碱弱酸盐，加入水中会发生水解，溶液显碱 性，将CH3COONa晶体、NaCl晶体溶于适量水配成溶液，分别滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液变成浅红色，NaCl溶液不变色。
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②0.100 mol·L-1的稀硫酸中，c(H+)=0.109 mol·L-1，求硫酸第二步电离的电离常数：___________________________________________
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(写出计算过程，结果保留三位有效数字)。
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第一步完全电离，可电离出0.100 mol·L-1的H+，
故第二步电离出0.009 mol·L-1的H+和S，c(HS)=(0.100-
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②用醋酸作溶剂时，硫酸是一种二元弱酸。将少量H2SO4溶于冰醋酸中，第一步电离的完整写法是 。
若保持温度不变，关于该所得溶液，下列说法正确的是 (填字母)。
A.加入少量冰醋酸，c(HS)与c(S)均减小
B.加入少量H2SO4，H2SO4的电离程度增大
C.加入少量NaAc固体，c(HS)与c(S)的比值减小
D.加入少量Na2SO4固体，c(Ac-)减小
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AC
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度不变，加入少量冰醋酸，由于溶液体积增大占主要因素，因此c(HS)与c(S)均减小，A项正确；加入少量H2SO4，平衡正向移动，由于硫酸浓度增大占主要因素，因此H2SO4的电离程度减小，B项错误；加入少量NaAc固体，Ac-与氢离子结合，硫酸氢根离子电离程度增大，硫酸氢根离子浓度减小，硫酸根离子浓度增大，则c(HS)与c(S)的比值减小，C项正确；加入少量Na2SO4固体，抑制硫酸氢根离子电离，增大了HAc的自偶电离，则c(Ac-)增大，D项错误。
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