（通用版）2019版高考化學一輪復(fù)習 第八章 水溶液中的離子平衡學案.doc

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第八章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離 　教材復(fù)習——打牢基礎(chǔ)，基穩(wěn)才能樓高 強、弱電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的電離平衡 1．強、弱電解質(zhì) (1)概念 (2)與化合物類型的關(guān)系 強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的建立 ①開始時，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為。 ②平衡的建立過程中，v(電離)v(結(jié)合)。 ③當v(電離)v(結(jié)合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。 (2)電離平衡的特征 (3)外界條件對電離平衡的影響 電離平衡屬于動態(tài)平衡，當外界條件改變時，電離平衡會發(fā)生移動，平衡移動遵循勒夏特列原理。 ①一般結(jié)論 外界條件 電離平衡移動方向 電離程度變化 溫度 升高溫度 向移動 增大 濃度 稀釋溶液 向移動 增大 相同離子 加入與弱電解質(zhì) 相同離子的強電解質(zhì) 向移動 減小 加入能與電解質(zhì)離子反應(yīng)的物質(zhì) 向移動 增大 ②實例 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0為例： 改變條件 平衡移 動方向 n(H＋) c(H＋) 導(dǎo)電能力 Ka 加水稀釋 → 增大 減小 減弱 不變 加入少量冰醋酸 增大 增大 增強 不變 通入HCl(g) 增大 增大 增強 不變 加入NaOH(s) 減小 減小 增強 不變 加入鎂粉 減小 減小 增強 不變 升高溫度 增大 增大 增強 增大 [對點練習] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)HClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質(zhì)() (2)弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子，而強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子(√) (3)同濃度的鹽酸和醋酸溶液，二者pH相同(室溫下)() (4)25 ℃時，pH相同的NaOH溶液和氨水，c(NaOH)＞c(氨水)() (5)稀釋弱電解質(zhì)溶液時，所有粒子濃度都一定會減小() (6)電離平衡右移，電解質(zhì)分子一定減少，離子濃度一定增大() (7)溫度不變，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，CH3COOH電離平衡左移(√) (8)pH相同的鹽酸和醋酸溶液，用NaOH完全中和時，醋酸消耗NaOH的量多(√) 2．下列事實不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液顯紅色 ②用HNO2溶液做導(dǎo)電實驗，燈泡很暗 ③等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時，HNO2中和堿的能力強 ④0.1 molL－1HNO2溶液的pH＝2 ⑤HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體 A．①⑤　　　　　　　 　B．②⑤ C．②③ D．③④ 解析：選B　強弱電解質(zhì)與其溶液的導(dǎo)電性強弱沒有必然聯(lián)系，②符合題意；HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體，說明HNO2酸性強于H2CO3，不能證明HNO2是弱酸，即不能證明是弱電解質(zhì)，⑤符合題意。 3．某酸堿指示劑是一種有機酸，其在水溶液中的電離平衡與其呈現(xiàn)顏色相關(guān)：HIn(紅色)H＋＋In－(黃色)，若向含此指示劑的5 mL 0.1 molL－1的鹽酸中加入10 mL 0.1 molL－1的NaOH溶液，則溶液的顏色變化為(　　) A．紅色變?yōu)闊o色 B．黃色變?yōu)闊o色 C．紅色變?yōu)辄S色 D．黃色變?yōu)榧t色 解析：選C　由題給信息可知，在鹽酸中該指示劑的電離平衡逆向移動，溶液呈紅色，當加入NaOH溶液后，因堿過量，混合溶液呈堿性，指示劑的電離平衡正向移動，溶液的顏色由紅色變?yōu)辄S色。 電離度　電離平衡常數(shù)(簡稱電離常數(shù)) 1．電離度 (1)概念 在一定條件下的弱電解質(zhì)達到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總分子數(shù)的分數(shù)。 (2)表示方法 α＝100% 也可表示為α＝100% (3)影響因素 溫度的影響 升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大； 降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小 濃度的影響 當弱電解質(zhì)溶液濃度增大時，電離度減小； 當弱電解質(zhì)溶液濃度減小時，電離度增大 2．電離常數(shù) (1)概念：電離平衡的常數(shù)叫做電離常數(shù)。 (2)表達式 ①對于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，電離常數(shù)Ka＝。 ②對于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，電離常數(shù)Kb＝。 (3)特點 多元弱酸各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3，故其酸性取決于第一步電離。 (4)影響因素 電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高溫度，K值增大。 (5)意義 ―→―→ 如相同條件下常見弱酸的酸性強弱： H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。 [對點練習] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“””)。 (1)當弱電解質(zhì)的濃度增大時，電離度增大() (2)在1 molL－1的CH3COOH溶液中，升高溫度，電離度增大(√) (3)H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka＝() (4)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱(√) (5)不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)(K)不同() (6)電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大() (7)電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大() (8)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大() (9)溫度不變，向氨水中加入NH4Cl，NH3H2O的電離平衡左移，電離常數(shù)減小() 2．下表是幾種常見弱酸的電離常數(shù)(25 ℃) 弱酸 電離方程式 電離常數(shù)K CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.2610－5 H2CO3 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO K1＝4.3110－7 K2＝5.6110－11 H2S H2SH＋＋HS－ HS－H＋＋S2－ K1＝9.110－8 K2＝1.110－15 H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO H2POH＋＋HPO HPOH＋＋PO K1＝7.5210－3 K2＝6.2310－8 K3＝4.210－13 回答下列問題： (1)K只與溫度有關(guān)，當溫度升高時，K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關(guān)系？________________________________________________________________________。 (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最強的是________，最弱的是________。 (4)多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應(yīng)的電離常數(shù)，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律是K1∶K2∶K3≈1∶105∶1010，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是 ________________________________________________________________________。 答案：(1)增大 (2)相同溫度下K值越大，對應(yīng)酸的酸性越強 (3)H3PO4　HS－ (4)上一級電離出的H＋對下一級電離有抑制作用 [基礎(chǔ)過關(guān)練] 1．能證明乙酸是弱酸的實驗事實是(　　) A．CH3COOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2 B．0.1 molL－1 CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2 D．0.1 molL－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅 解析：選B　A項只能證明乙酸具有酸性，不能證明其為弱酸，不符合題意；CH3COONa溶液顯堿性，說明其為強堿弱酸鹽，故可以證明乙酸是弱酸，B項符合題意；C項可以證明乙酸的酸性比碳酸強，但是不能證明其為弱酸，不符合題意；D項可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其為弱酸，不符合題意。 2．已知達到電離平衡的0.1 molL－1的氨水，為了促進NH3H2O的電離，同時使溶液的pH增大，應(yīng)采取的措施是(　　) A．加入一定量的水　　　　　 　B．加熱溶液 C．加入少量NaOH D．通入氨氣 解析：選B　加熱能促進NH3H2O的電離且使溶液的pH增大。 3．關(guān)于常溫下pH＝2的醋酸溶液，下列敘述正確的是(　　) A．c(CH3COOH)＝0.01 molL－1 B．c(H＋)＝c(CH3COO－) C．加水稀釋100倍后，溶液pH＝4 D．加入CH3COONa固體，可抑制CH3COOH的電離 解析：選D　由溶液的pH＝2可知，c(H＋)＝0.01 molL－1，但醋酸為弱酸，只能部分電離，題中未給出此條件下醋酸的電離度，無法計算c(CH3COOH)，A項錯誤；根據(jù)電荷守恒，存在：c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，B項錯誤；加水稀釋100倍后，醋酸電離程度增大，10－4 molL－1＜c(H＋)＜0.01 molL－1,2＜pH＜4，C項錯誤；加入CH3COONa固體，溶液中c(CH3COO－)增大，CH3COOH的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動，D項正確。 4．將濃度為 0.1 molL－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 molL－1 HF 溶液中存在電離平衡：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＝＝1－，由于c(H＋)減小，c(OH－)增大，故減??；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．已知25 ℃時有關(guān)弱酸的電離常數(shù)如下表： 弱酸化學式 HX HY H2CO3 電離常數(shù) 7.810－9 3.710－15 Ka1＝4.310－7 Ka2＝5.610－11 下列推斷正確的是(　　) A．HX、HY兩種弱酸的酸性：HX＞HY B．相同條件下溶液的堿性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．結(jié)合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 解析：選A　根據(jù)電離常數(shù)可知，酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，則結(jié)合H＋的能力：Y－＞CO＞X－＞HCO，A項正確、C項錯誤；酸越弱，其對應(yīng)鹽的水解能力越強，故相同條件下溶液的堿性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，B項錯誤；HX與HY的電離常數(shù)不相等，所以其酸性不相同，D項錯誤。 6．部分弱酸的電離常數(shù)如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 電離常數(shù) (25 ℃) 1.7710－4 K1＝1.310－7 K2＝7.110－15 K1＝4.410－7 K2＝4.710－11 3.010－8 按要求書寫離子方程式： (1)將少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)將少量CO2氣體通入到NaClO溶液中：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)將少量CO2氣體通入到Na2S溶液中：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：(1)2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ (2)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO (3)CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO 7．已知：CH3COOHCH3COO－＋H＋達到電離平衡時，電離常數(shù)可以表示為Ka＝；CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－達到水解平衡時，水解平衡常數(shù)可以表示為Kh＝(式中各粒子濃度均為平衡時濃度)。 (1)對于任意弱電解質(zhì)來講，其電離常數(shù)Ka、對應(yīng)離子的水解平衡常數(shù)Kh以及水的離子積常數(shù)KW的關(guān)系是____________________，由此可以推斷，弱電解質(zhì)的電離程度越小，其對應(yīng)離子的水解程度____________。 (2)由于CH3COOH的電離程度很小，計算時可將CH3COOH的平衡濃度看成是CH3COOH溶液的濃度，則c molL－1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝_______(不為0)。 (3)現(xiàn)用某未知濃度(設(shè)為c′)的CH3COOH溶液及其他儀器、藥品，通過實驗測定一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)，需測定的數(shù)據(jù)有(用簡要的文字說明)： ①實驗時的溫度； ②____________； ③用_______________(填一種實驗方法)測定溶液濃度c′。 解析：(1)根據(jù)Ka＝，Kh＝，可知二者的乘積等于KW。 (2)題中強調(diào)c(H＋)不為0是為了防止從“計算時可將CH3COOH的平衡濃度看成是CH3COOH溶液的濃度”得到“CH3COOH不電離”的錯誤結(jié)論。由于CH3COOH電離出的CH3COO－與H＋濃度近似相等，平衡時c(CH3COOH)又可看成是c(CH3COOH)溶液的濃度c，則Ka＝，c(H＋)＝ molL－1。 (3)要測定Ka，則必須分別用pH換算 c(H＋)和用酸堿中和滴定的方法測定c′。 答案：(1)KaKh＝KW　越大　(2) molL－1 (3)②溶液的pH　③酸堿中和滴定 　高考研究——把握考情，方向不對努力白費 考 綱 要 求 高 頻 考 點 1.了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2．理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡。 3．能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算。 1.電離常數(shù)的計算與應(yīng)用 5年3考 2.強、弱電解質(zhì)比較的方法與圖像 5年2考 考點一　電離常數(shù)的計算與應(yīng)用 [高考這樣考] 1．(2017天津高考節(jié)選)H2S和SO2會對環(huán)境和人體健康帶來極大的危害，工業(yè)上采取多種方法減少這些有害氣體的排放，回答下列方法中的問題。 用氨水除去SO2 已知25 ℃，NH3H2O的Kb＝1.810－5，H2SO3的Ka1＝1.310－2，Ka2＝6.210－8。若氨水的濃度為2.0 molL－1，溶液中的c(OH－)＝____________molL－1。將SO2通入該氨水中，當c(OH－)降至1.010－7 molL－1時，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。 解析：設(shè)氨水中c(OH－)＝x molL－1，根據(jù)NH3H2O的Kb＝，則＝1.810－5，解得x＝6.010－3。根據(jù)H2SO3的Ka2＝，則＝，當c(OH－)降至1.010－7molL－1時，c(H＋)為1.010－7 molL－1，則＝＝0.62。 答案：6.010－3　0.62 2．(2015福建高考節(jié)選)25 ℃，兩種酸的電離常數(shù)如下表。 酸 Ka1 Ka2 H2SO3 1.310－2 6.310－8 H2CO3 4.210－7 5.610－11 (1)HSO的電離常數(shù)表達式K＝________________。 (2)0.10 molL－1Na2SO3溶液中離子濃度由大到小的順序為_______________。 (3)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為 ________________________________________________________________________。 解析：(1)HSO的電離平衡為HSOSO＋H＋，則其電離常數(shù)表達式為K＝。 (2)SO發(fā)生水解，生成HSO和OH－，HSO再進一步水解生成H2SO3和OH－，故離子濃度大小關(guān)系為c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＞c(HSO)＞c(H＋)。 (3)由電離常數(shù)可知酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HCO，結(jié)合“強酸制弱酸”原理知：H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O。 答案：(1) (2)c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＞c(HSO)＞c(H＋) (3)H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O [師說高考] 知考情 高考對電離常數(shù)的考查主要涉及電離常數(shù)的概念、簡單計算及其應(yīng)用。常將弱電解質(zhì)的電離常數(shù)及影響電離平衡的外界因素與圖像結(jié)合在一起，考查考生對弱電解質(zhì)電離常數(shù)、濃度對弱電解質(zhì)電離的影響等基礎(chǔ)知識掌握的熟練程度 明學法 復(fù)習時，要牢固樹立“平衡”的意識，電離常數(shù)不過是化學平衡常數(shù)的一種特殊情況，靈活遷移運用化學平衡常數(shù)的相關(guān)知識 [過關(guān)這樣練] 1．已知室溫時，0.1 molL－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是(　　) A．該溶液的pH＝4 B．升高溫度，溶液的pH增大 C．此酸的電離常數(shù)約為110－7 D．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍 解析：選B　A項，c(H＋)＝0.1%0.1 molL－1＝10－4 molL－1，pH＝4；B項，因HA在水中有電離平衡，升高溫度促進平衡向電離的方向移動，c(H＋)增大，pH減??；C選項， 　　　 　HA　　　　H＋　?。　－ 　 起始(molL－1) 0.1　　　　　　0　　　　　 0 　 平衡(molL－1) 0.1(1－0.1%)　0.10.1%　 0.10.1% K＝＝＝＝110－7；D項，c(H＋)＝10－4 molL－1，所以水電離出的c(H＋)水＝10－10 molL－1，前者是后者的106倍。 2．25 ℃時，用0.1 molL－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 molL－1的NaOH溶液，當?shù)渭覸 mL CH3COOH溶液時，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的電離常數(shù)為Ka，忽略混合時溶液體積的變化，下列關(guān)系式正確的是(　　) A．Ka＝　　　 　B．V＝ C．Ka＝ D．Ka＝ 解析：選A　混合溶液的pH＝7，說明醋酸過量，c(CH3COOH)≈ molL－1，根據(jù)電荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝molL－1，則Ka＝＝，A項正確。 3．氯在飲用水處理中常用作殺菌劑，且HClO的殺菌能力比ClO－強。25 ℃時氯氣氯水體系中存在以下平衡關(guān)系： Cl2(g)Cl2(aq)　　　　　　　　　　K1＝10－1.2 Cl2(aq)＋H2OHClO＋H＋＋Cl－ K2＝10－3.4 HClOH＋＋ClO－ Ka＝？ 其中Cl2(aq)、HClO和ClO－分別在三者中所占分數(shù)(α)隨pH變化的關(guān)系如圖所示。下列表述正確的是(　　) A．Cl2(g)＋H2O2H＋＋ClO－＋Cl－　K＝10－10.9 B．在氯處理水體系中，c(HClO)＋c(ClO－) ＝c(H＋)－c(OH－) C．用氯處理飲用水時，pH＝7.5時殺菌效果比pH＝6.5時差 D．氯處理飲用水時，在夏季的殺菌效果比在冬季好 解析：選C　Cl2(g)＋H2O2H＋＋ClO－＋Cl－，K＝K1K2Ka，由圖可得Ka＝10－7.5，故K值為10－12.1，A項錯誤；根據(jù)電荷守恒得，c(H＋)＝c(OH－)＋c(ClO－)＋c(Cl－)，而c(HClO)由于部分電離而不等于c (Cl－)，B項錯誤；已知HClO的殺菌能力比ClO－強，從圖中可知，c(HClO)在pH＝7.5時比在pH＝6.5時低，則殺菌效果較差，C項正確；夏季溫度高，氯的溶解能力變差，殺菌效果也變差，D項錯誤。 4．常溫下，向a molL－1CH3COONa溶液中，滴加等體積的b molL－1的鹽酸，使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka＝____________。 解析：由電荷守恒和物料守恒可得 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－) CH3COOHCH3COO－　　　?。　　＋ molL－1　molL－1　　10－7 molL－1 Ka＝)＝。 答案： 5．已知： (1)25 ℃時，弱電解質(zhì)的電離常數(shù)： Ka(CH3COOH)＝1.810－5，Ka(HSCN)＝0.13；難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)：Ksp(CaF2)＝1.510－10。 (2)25 ℃時，2.010－3 molL－1氫氟酸水溶液中，調(diào)節(jié)溶液pH(忽略體積變化)，得到c(HF)、c(F－)與溶液pH的變化關(guān)系，如下圖所示： 請根據(jù)以上信息回答下列問題： 25 ℃時，HF電離常數(shù)的數(shù)值Ka≈________，列式并說明得出該平衡常數(shù)的理由________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：10－3.45(或3.510－4) Ka＝，當c(F－)＝c(HF)時，Ka＝c(H＋)，查圖中的交點處即為c(F－)＝c(HF)，故所對應(yīng)的pH即為Ka的負對數(shù) 1．已知c(HX)始和c(H＋)，求電離常數(shù) 　　　　　　 HX　　 　　 H＋　 ＋　X－ 起始(molL－1)：c(HX)始 0 0 平衡(molL－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 則Ka＝＝。 由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，則Ka＝，代入數(shù)值求解即可。 2．已知c(HX)始和電離常數(shù)，求c(H＋) 由Ka＝≈，則： c(H＋)＝，代入數(shù)值求解即可。 考點二　強、弱電解質(zhì)比較的方法與圖像 [高考這樣考] 1．(2015海南高考)下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.810－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.410－3)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是(　　) 解析：選B　兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì)，在溫度不變、濃度相等時，電離程度CH3COOH＜CH2ClCOOH，排除A、C；當濃度增大時，物質(zhì)的電離程度減小，排除D選項，正確選項是B。 2．(2010山東高考)某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。據(jù)圖判斷正確的是(　　) A．Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH值變化曲線 B．b點溶液的導(dǎo)電性比c點溶液的導(dǎo)電性強 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　鹽酸為強電解質(zhì)，醋酸為弱電解質(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，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。 [師說高考] 知考情 高考中，對本部分內(nèi)容?？疾橐辉獜娝崤c一元弱酸的比較，題型有選擇題、非選擇題。形式上常以圖像形式呈現(xiàn)，內(nèi)容上常常涉及中和能力、電離能力及稀釋過程中各種量的變化與對比等 明學法 復(fù)習強弱電解質(zhì)的比較時，可以鹽酸與CH3COOH，NaOH和NH3H2O為例，使問題具體化，更容易理解掌握。特別強調(diào)的是，電解質(zhì)的總濃度與其電離出的c(H＋)、c(OH－)的區(qū)別，如pH相等的鹽酸和CH3COOH，與等物質(zhì)的量濃度的HCl和CH3COOH不同 [備考這樣辦] 1．從兩方面突破一元強酸與一元弱酸的比較 (1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 酸　　 c(H＋) pH 中和堿的能力 與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反應(yīng)的速率 一元強酸 大 小 相同 相同 大 一元弱酸 小 大 小 (2)相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 比較項目 酸　 c(H＋) c(酸) 中和堿的能力 與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量 開始與金屬反應(yīng)的速率 一元強酸 相同 小 小 少 相同 一元弱酸 大 大 多 [說明]　一元強堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。 2．用圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律 (1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多 (2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大 加水稀釋相同的pH，醋酸加入的水多 [過關(guān)這樣練] 1．(2018東北師大附中月考)已知HCl為強酸，下列對比實驗不能用于證明CH3COOH為弱酸的是(　　) A．對比等濃度的兩種酸溶液的pH B．對比等濃度的兩種酸溶液與相同大小鎂條反應(yīng)的初始速率 C．對比等濃度、等體積的兩種酸溶液，與等量NaOH溶液反應(yīng)后放出的熱量 D．對比等濃度、等體積的兩種酸溶液，與足量Zn反應(yīng)，生成H2的體積 解析：選D　A項，強酸完全電離，弱酸部分電離，存在電離平衡，在濃度相等的條件下鹽酸的pH小于醋酸溶液的pH，可用于證明CH3COOH為弱酸；B項，在濃度相等的條件下，鹽酸中H＋濃度大，與金屬鎂反應(yīng)的初始速率快，可用于證明CH3COOH為弱酸；C項，醋酸是弱酸，存在電離平衡，電離吸熱，與氫氧化鈉反應(yīng)放出的熱量要小于等量的鹽酸與氫氧化鈉反應(yīng)放出的熱量，可用于證明CH3COOH為弱酸；D項，等濃度、等體積的兩種酸溶液，與足量Zn反應(yīng)，生成H2的體積相等，不能用于比較二者酸性強弱。 2．MOH和ROH兩種一元堿，其水溶液分別加水稀釋時，pH變化如圖所示。下列敘述中正確的是(　　) A．在X點時，ROH完全電離 B．在X點時，c(M＋)＞c(R＋) C．MOH是一種強堿 D．稀釋前，c(ROH)＝10c(MOH) 解析：選A　由圖可知，pH＝13的ROH溶液稀釋100倍，pH變?yōu)?1，則ROH為強堿，故X點時ROH完全電離，A項正確；在X點，pH相同，則c(OH－)相同，由電荷守恒可知，c(M＋)＝c(R＋)，B項錯誤；由圖可知，pH＝12的MOH溶液稀釋100倍，pH變?yōu)?1，則MOH為弱堿，C項錯誤；ROH為強堿，稀釋前濃度為0.1 molL－1，MOH為弱堿，稀釋前MOH的濃度大于0.01 molL－1，則稀釋前c(ROH)＜10c(MOH)，D項錯誤。 3．常溫下，將一定濃度的鹽酸和醋酸加水稀釋，溶液的導(dǎo)電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法中正確的是(　　) A．兩溶液稀釋前的濃度相同 B．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH由大到小順序為a＞b＞c C．a(chǎn)點的KW值比b點的KW值大 D．a(chǎn)點水電離的c(H＋)大于c點水電離的c(H＋) 解析：選D　A項，稀釋前，兩種溶液的導(dǎo)電能力相同，則溶液中離子濃度相同，醋酸是弱電解質(zhì)，所以醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，錯誤；B項，導(dǎo)電能力越強，c(H＋)越大，而溶液的pH越小，pH大小順序應(yīng)為b＞a＞c，錯誤；C項，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，錯誤。 [課堂即時練] 1．(2018濰坊模擬)相同體積的pH＝3的強酸HA溶液和弱酸HB溶液分別跟等質(zhì)量的鎂充分反應(yīng)，下列說法錯誤的是(　　) A．剛開始時兩種溶液中產(chǎn)生H2的速率相同 B．若有一種溶液中鎂有剩余，則有剩余的是強酸溶液 C．若兩種溶液中鎂均無剩余，則兩者產(chǎn)生等量的氫氣 D．若兩種溶液中鎂均有剩余，則兩者產(chǎn)生等量的氫氣 解析：選D　兩酸溶液的pH相等，則n總(HA)＜n總(HB)。A項，pH相等即c(H＋)相等，開始反應(yīng)時速率相等，正確；B項，因n總(HA)＜n總(HB)，若有一種溶液中鎂有剩余，則HA溶液消耗鎂少，鎂與其反應(yīng)有剩余，正確；C項，若鎂均無剩余，鎂完全反應(yīng)，兩溶液產(chǎn)生H2量相等，正確；D項，兩種溶液中鎂均有剩余，則酸完全反應(yīng)，因n總(HA)＜n總(HB)，故產(chǎn)生H2的量不相等，錯誤。 2．將c(H＋)相同的鹽酸和醋酸溶液分別用蒸餾水稀釋至原來體積的m倍和n倍，稀釋后兩溶液的c(H＋)仍相同， 則m和n的關(guān)系是(　　) A．m＞n　　　　　　　 　B．m＜n C．m＝n D．不能確定 解析：選B　因為醋酸是弱酸，加水后電離正向進行，醋酸電離程度增大，c(H＋)減小的較少；鹽酸是強酸在水中完全電離，加水后，c(H＋)減小的較大，所以要使稀釋后兩溶液pH相同，就必須使m＜n。 3．(2018邯鄲一中檢測)對室溫下c(H＋)相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是(　　) A．加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 B．使溫度都升高20 ℃后，兩溶液的pH均不變 C．加水稀釋2倍后，兩溶液的pH均減小 D．加足量的鋅充分反應(yīng)后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣一樣多 解析：選A　鹽酸是強電解質(zhì)，不存在電離平衡，而醋酸是弱電解質(zhì)，存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，當分別加入適量CH3COONa晶體后，鹽酸中發(fā)生反應(yīng)：H＋＋CH3COO－CH3COOH，而醋酸中由于c(CH3COO－)增大，電離平衡左移，兩溶液中c(H＋)均減小，pH均增大，故A項正確；當溫度都升高20 ℃后，醋酸的電離平衡右移，c(H＋)增大，pH減小，鹽酸的pH不變，B項不正確；加水稀釋后，兩溶液的c(H＋)均減小，故pH均增大，C項不正確；c(H＋)相同、體積相同的醋酸和鹽酸，醋酸濃度大，與足量的鋅反應(yīng)產(chǎn)生的H2多，故D項不正確。 4．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)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 molL－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為強酸，Vx＞Vy C．y為弱酸，Vx＜Vy D．y為強酸，Vx＞Vy 解析：選C　由圖像可知x稀釋10倍，pH變化1個單位(從pH＝2變化為pH＝3)，故x為強酸，而y稀釋10倍，pH變化小于1個單位，故y為弱酸，排除選項A、D；pH都為2的x、y，前者濃度為0.01 molL－1，而后者大于0.01 molL－1，故中和至溶液為中性時，后者消耗堿的體積大，故選項C正確。 5．(2017衡陽三模)室溫下，pH相差1的兩種一元堿溶液A和B，分別加水稀釋時，溶液的pH變化如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．稀釋前，c(A)＝10c(B) B．稀釋前，A溶液中由水電離出的OH－的濃度大于10－7 molL－1 C．用醋酸中和A溶液至恰好完全反應(yīng)時，溶液的pH為7 D．在M點，A、B兩種堿溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度相等 解析：選D　由圖知，B為弱堿，稀釋前，設(shè)c(AOH)＝0.1 molL－1，則c(BOH)＞0.01 molL－1，則c(AOH)＜10c(BOH)，A錯誤；稀釋前A溶液中OH－濃度大于B溶液中OH－濃度，堿抑制水的電離，則A溶液中由水電離出的OH－的濃度小于10－7 molL－1，B錯誤；用醋酸中和A溶液至恰好完全反應(yīng)時，醋酸是弱酸，生成的醋酸根離子水解顯堿性，C錯誤；M點A、B溶液pH相同，氫氧根離子濃度相同，所以M點A、B兩種堿溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度相等，D正確。 6．(1)碳酸：H2CO3，Ki1＝4.310－7，Ki2＝5.610－11 草酸：H2C2O4，Ki1＝5.910－2，Ki2＝6.410－5，等濃度草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是____________。 若將等濃度的草酸溶液和碳酸溶液等體積混合，溶液中各種離子濃度大小的順序正確的是________。(選填編號) a．c(H＋)＞c(HC2O)＞c(HCO)＞c(CO) b．c(HCO)＞c(HC2O)＞c(C2O)＞c(CO) c．c(H＋)＞c(HC2O)＞c(C2O)＞c(CO) d．c(H2CO3)＞c(HCO)＞c(HC2O)＞c(CO) (2)已知：KW＝1.010－14，Al(OH)3 AlO＋H＋＋H2O　K＝2.010－13。Al(OH)3溶于NaOH溶液反應(yīng)的平衡常數(shù)等于________。 解析：(1)根據(jù)電離常數(shù)可知草酸的酸性強于碳酸，則等濃度草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是草酸。a項，草酸的一、二級電離常數(shù)均大于碳酸，所以草酸的電離程度大于碳酸，因此溶液中c(H＋)＞c(HC2O)＞c(C2O)＞c(HCO)＞c(CO)，正確；b項，根據(jù)a中分析可知b錯誤；c項，根據(jù)a中分析可知c正確；d項，根據(jù)a中分析可知d錯誤。 (2)由已知得Al(OH)3溶于NaOH溶液反應(yīng)的平衡常數(shù) K＝＝＝＝20。 答案：(1)草酸溶液　ac　(2)20 7．25 ℃時，電離常數(shù)： 化學式 CH3COOH H2CO3 HCN 電離常數(shù) 1.810－5 K1：4.310－7 K2：5.610－11 4.910－10 請回答下列問題： (1)物質(zhì)的量濃度為0.1 molL－1的下列四種物質(zhì)： a．Na2CO3　　 b．NaCN　 c．CH3COONa　　　　 d．NaHCO3 pH由大到小的順序是____________(填編號)。 (2)25 ℃時，在0.5 molL－1的醋酸溶液中由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的________倍。 (3)寫出向氰化鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式： ________________________________________________________________________。 (4)25 ℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合液pH＝6，則溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝__________________(填準確數(shù)值)。 (5)25 ℃時，將a molL－1的醋酸與b molL－1氫氧化鈉等體積混合，反應(yīng)后溶液恰好顯中性，用a、b表示醋酸的電離常數(shù)為__________________。 解析：(1)酸越弱，對應(yīng)酸根離子的水解程度越大，所以pH由大到小的順序是a＞b＞d＞c。(2)Ka(CH3COOH)＝＝＝1.810－5，c(CH3COOH)≈0.5 molL－1，則c(H＋)≈310－3 molL－1，由水電離出的c(H＋)約為 molL－1，故由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的＝9108倍。(3)酸性強弱順序為H2CO3＞HCN＞HCO，所以向氰化鈉溶液中通入少量CO2的離子方程式為CN－＋CO2＋H2O===HCO＋HCN。(4)25 ℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合溶液pH＝6，c(H＋)＝10－6 molL－1，c(OH－)＝10－8 molL－1，則溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝10－6 molL－1－10－8 molL－1＝9.910－7 molL－1。(5)25 ℃時，將a molL－1的CH3COOH與b molL－1NaOH溶液等體積混合，反應(yīng)后溶液恰好顯中性，此時c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 molL－1，c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝ molL－1，剩余的c(CH3COOH)＝ molL－1，則Ka＝＝ 。 答案：(1)a＞b＞d＞c　(2)9108 (3)CN－＋CO2＋H2O===HCO＋HCN (4)9.910－7 molL－1　(5) [課下達標練] 1．(2018廊坊檢測)稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動，同時使c(OH－)增大，應(yīng)加入適量的物質(zhì)是(　　) ①NH4Cl固體　②硫酸?、跱aOH固體?、芗铀♂尅、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③④　　　　　　　 　B．③⑥ C．③ D．③⑤ 解析：選C?、偌尤隢H4Cl固體，平衡左移，c(OH－)減??；②加入H2SO4，c(OH－)減小，平衡右移；③加入NaOH固體，平衡左移，c(OH－)增大，符合題意；④加水稀釋，平衡右移，c(OH－)減??；⑤加熱，平衡右移，c(OH－)增大；⑥加入MgSO4固體，c(OH－)減小，平衡右移。 2．下列說法正確的是(　　) A．電離常數(shù)受溶液濃度的影響 B．電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱 C．電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大 D．H2CO3的電離常數(shù)表達式：Ka＝ 解析：選B　電離常數(shù)是溫度的函數(shù)，與溶液濃度無關(guān)，A項錯誤；電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱，B項正確；酸溶液中c(H＋)大小既跟酸的電離常數(shù)有關(guān)，還跟酸的濃度有關(guān)，C項錯誤；碳酸是分步電離的，第一步電離常數(shù)表達式為Ka1＝，第二步電離常數(shù)表達式為Ka2＝，D項錯誤。 3．(2018廣州綜合測試)對于常溫下0.1 molL－1氨水和0.1 molL－1醋酸溶液，下列說法正確的是(　　) A．0.1 molL－1氨水的pH＝13 B．0.1 molL－1氨水加水稀釋，溶液中c(H＋)和c(OH－)都減小 C．0.1 molL－1醋酸溶液中：c(H＋)＝c(CH3COO－) D．0.1 molL－1醋酸溶液與0.1 molL－1NaOH溶液等體積混合所得溶液中：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 解析：選D　NH3H2O為弱電解質(zhì)，不能完全電離，故0.1 molL－1氨水的pH＜13，A項錯誤；0.1 molL－1氨水加水稀釋，其溶液中c(OH－)減小，c(H＋)增大，B項錯誤；醋酸溶液中存在電荷守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，0.1 molL－1醋酸溶液中有c(H＋)＞c(CH3COO－)，C項錯誤；0.1 molL－1醋酸溶液與0.1 molL－1NaOH溶液等體積混合后，恰好完全反應(yīng)生成CH3COONa，CH3COONa溶液中CH3COO－水解，使溶液顯堿性，故溶液中離子濃度的大小順序為c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，D項正確。 4．某溫度下，相同體積、相同pH的氨水和氫氧化鈉溶液加水稀釋時的pH變化曲線如圖所示，下列判斷正確的是(　　) A．a(chǎn)點導(dǎo)電能力比b點強 B．b點的KW值大于c點 C．與鹽酸完全反應(yīng)時，消耗鹽酸體積Va>Vc D．a(chǎn)、c兩點c(H＋)相等 解析：選D　pH：b點大于a點，所以溶液中的離子濃度b點大于a點，即導(dǎo)電能力b點大于a點，A錯誤；b點和c點的溫度相同，其KW相等，B錯誤；由圖像中曲線的變化趨勢知，a點是NaOH溶液，c點是氨水，pH相同時c(NH3H2O)遠大于c(NaOH)，結(jié)合溶液的體積c點大于a點，故消耗鹽酸體積VaKa2>Ka3＝0.01 B．室溫時，若在NaZ溶液中加水，則變小，若加少量鹽酸，則變大 C．含等物質(zhì)的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液： c(Z－)Ka4>Ka3 解析：選D　相同溫度下電離度隨溶液濃度的增大而減小，結(jié)合表中數(shù)據(jù)判斷，當HX的濃度為1 molL－1時，HX的電離度小于0.1，故三種酸的酸性強弱順序為HZ>HY>HX，D項正確；電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A項錯誤；依據(jù)Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常數(shù)的倒數(shù)，其只隨溫度的變化而變化，B項錯誤；依據(jù)“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C項錯誤。 7．(2018泉州質(zhì)檢)硼酸(H3BO3)在水中的電離方程式為H3BO3＋H2O[B(OH)4]－＋H＋。常溫下，0.1 molL－1H3BO3溶液的pH＝5.0。下列有關(guān)說法正確的是(　　) A．用該溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，用甲基橙作指示劑 B．加水稀釋時，減小 C．常溫下，加入等體積、pH＝9的NaOH溶液后，溶液呈中性 D．常溫下，向該溶液滴加NaOH溶液至pH＝7時，c(Na＋)＝c([B(OH)4]－)＞c(H＋)＝c(OH－) 解析：選D　硼酸為弱酸，與NaOH反應(yīng)生成強堿弱酸鹽，故達到滴定終點時溶液顯堿性，應(yīng)用酚酞作指示劑，A項錯誤；加水稀釋時，電離平衡正向移動，但c(H＋)、c([B(OH)4]－)均減小，根據(jù)硼酸的電離常數(shù)Ka＝，則＝，Ka不變，故增大，B項錯誤；加入等體積、pH＝9的NaOH溶液，H3BO3過量，得到H3BO3和Na[B(OH)4]的混合溶液，溶液呈酸性，C項錯誤；向該溶液滴加NaOH溶液至pH＝7時，則c(H＋)＝c(OH－)，根據(jù)電荷守恒，可得c(Na＋)＝c([B(OH)4]－)，D項正確。 8．常溫下，向10 mL b molL－1的CH3COOH溶液中滴加等體積的0.01 molL－1的NaOH溶液，充分反應(yīng)后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，下列說法不正確的是(　　) A．b＞0.01 B．混合后溶液呈中性 C．CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝ D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中，水的電離程度逐漸減小 解析：選D　反應(yīng)后溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，根據(jù)電荷守恒：c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，說明醋酸過量，b＞0.01，A、B正確；pH＝7，c(H＋)＝10－7molL－1，Ka＝＝＝，C正確；在整個滴加過程中水的電離程度先變大后逐漸減小，因為酸、堿抑制水的電離，D錯誤。 9．(2018山西四校聯(lián)考)常溫下，某酸HA的電離常數(shù)：Ka＝110－5，下列說法正確的是(　　) A．HA溶液中加入NaA固體后，減小 B．常溫下，0.1 molL－1HA溶液中水電離出的c(H＋)為10－13 molL－1 C．NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反應(yīng)，存在關(guān)系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常溫下，0.1 molL－1NaA溶液的水解常數(shù)Kh為10－9 解析：選D　＝＝，KW、Ka只與溫度有關(guān)，故不變，A項錯誤；常溫下，0.1 molL－1HA溶液中c(H＋)小于0.1 molL－1，則水電離出的c(H＋)大于10－13 molL－1，B項錯誤；NaA溶液與HCl溶液恰好完全反應(yīng)，根據(jù)物料守恒，有2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)＋c(Cl－)，C項錯誤；常溫下，0.1 molL－1NaA溶液的水解常數(shù)Kh＝＝＝10－9，D項正確。 10．(2018漯河模擬)常溫下，濃度均為0.10 molL－1、體積均為V0的HA和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示，下列敘述正確的是(　　) A．該溫度下HB的電離平衡常數(shù)約等于1.1110－5 B．當lg＝3時，若兩溶液同時升高溫度，則減小 C．相同條件下NaA溶液的pH大于NaB溶液的pH D．溶液中水的電離程度：a＝c＞b 解析：選A　根據(jù)圖像可知，稀釋100倍時HB的濃度變?yōu)?.001 molL－1，而此時溶液中c(H＋)為10－4 molL－1，即發(fā)生電離的HB是10－4 molL－1，該溫度下HB的電離平衡常數(shù)K＝＝≈1.1110－5，A正確；當lg＝3時，HA溶液的pH＝4，HB溶液的pH＞4，HA是強酸，HB是弱酸，升高溫度，對c(A－)無影響，而HB溶液中存在電離平衡，升高溫度，電離正向移動，c(B－)濃度增大，增大，B錯誤；HA為強酸，HB為弱酸，NaB溶液顯堿性，NaA溶液顯中性，相同條件下NaA溶液的pH小于NaB溶液的pH，C錯誤；酸電離出的c(H＋)越大