人教版高三化学一轮复习讲练测试题及答案第十二章　第46讲　弱电解质的电离平衡

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大单元四
第十二章 水溶液中的离子反应
与平衡
第46讲 弱电解质的电离平衡
[复习目标] 1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
1.电离平衡的建立
(1)弱电解质的电离是吸热过程。
(2)电离平衡建立的过程：
2.影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因
①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
②温度：温度越高，电离程度越大。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。
[应用举例]
以0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)⥫⥬CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0的影响，完成下表：
1.强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子( )
2.一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B++OH-( )
3.Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同( )
4.电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小( )
5.25 ℃时，0.1 ml·L-1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小( )
答案 1.√ 2.× 3.√ 4.× 5.×
一、证明弱电解质的方法
1.下列事实能证明HA是弱酸的是( )
①0.1 ml·L-1 HA溶液中通入HCl气体，c(A-)减小
②常温下，0.1 ml·L-1 HA溶液中：c(H+)Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
3.电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
1.弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( )
2.常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强( )
3.室温下向10 mL 0.1 ml·L-1的氨水中加水稀释后，溶液中c(OH−)·c(NH4+)c(NH3·H2O)不变( )
答案 1.× 2.× 3.√
一、依据电离常数比较弱酸(或碱)的相对强弱
1.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 。
(2)相同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HCO3−、CO32−、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为
。
答案 (1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
(2)S2->CO32−>ClO->HS->HCO3−>HCOO-
二、利用Ka书写化学(离子)方程式
2.结合上题中电离常数的数值，按要求完成方程式：
(1)往次氯酸钠的溶液中通入少量CO2的离子方程式为 。
(2)往硫化钠的溶液中通入过量CO2的离子方程式为 。
答案 (1)ClO-+CO2+H2O===HClO+HCO3−
(2)S2-+2CO2+2H2O===H2S+2HCO3−
解析 (1)根据Ka的相对大小可知，酸性由强到弱的顺序：H2CO3>HClO>HCO3−，根据由强酸制弱酸的原理：CO2(即H2CO3)与ClO-反应可生成HClO，而HCO3−的酸性弱于HClO，所以HCO3−与过量的ClO-无法进一步反应生成CO32−和HClO，所以离子方程式为ClO-+CO2+H2O===HClO+HCO3−。(2)根据Ka的相对大小可知，酸性由强到弱的顺序为H2CO3>H2S>HCO3−>HS-，根据由强酸制弱酸的原理：过量CO2(即H2CO3)与S2-反应可生成H2S，由于CO2过量，在溶液中形成HCO3−，所以离子方程式为S2-+2CO2+2H2O===H2S+2HCO3−。
(1)已知Ka的相对大小书写方程式的步骤
①先根据Ka的数据将酸性由强到弱进行排序；
②再根据由强制弱的原理推导产物；
③最后根据量的相对多少检查产物与过量物质能否继续反应，若能继续反应则产物推导错误；若不能继续反应，则产物推导正确。
(2)CO2与盐反应的总结：CO2过量则产物为HCO3−；CO2少量则产物多数情况为CO32−，但CO2与NaClO、Na[B(OH)4]、苯酚钠溶液反应，CO2少量时产物为HCO3−。
三、微粒浓度比值判断
3.常温下，将0.1 ml·L-1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(1)c(CH3COOH)c(H+) ；
(2)c(CH3COO−)c(CH3COOH) ；
(3)c(CH3COO−)c(H+) ；
(4)c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH) ；
(5)c(CH3COO−)c(CH3COOH)·c(OH−) 。
答案 (1)变小 (2)变大 (3)变小 (4)不变 (5)不变
解析 (1)将该式变为c(CH3COOH)·c(CH3COO−)c(H+)·c(CH3COO−)=c(CH3COO−)Ka，Ka为常数，稀释时c(CH3COO-)减小，比值变小，或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(H+)增大，因此其比值变小。
(2)将该式变为c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH)·c(H+)=Kac(H+)，Ka为常数，稀释时c(H+)减小，比值变大，或稀释时醋酸的电离平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO-)增大，因此其比值变大。
(5)将该式变为c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH)·c(OH−)·c(H+)=KaKw，故其比值不变。
判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
(1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，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。
(2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO-)趋近于0，c(H+)趋于10-7ml·L-1，故比值变小。
(3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常数与某种粒子浓度相乘或相除的关系。
1.(2023·天津，11)下表列出25 ℃时不同羧酸的pKa(即-lg Ka)。根据表中的数据推测，结论正确的是( )
A.酸性强弱：CH2ICOOH>CH2BrCOOH
B.对键合电子的吸引能力强弱：FBr，B错误；F是吸电子基团，F原子个数越多，吸电子能力越强，使得羧基中O—H极性越强，更易电离，酸性增强，则25 ℃时的pKa大小：CHF2COOHNH4+
B.N2H5+>CH3COOH>NH4+
C.NH3>N2H4>CH3COO-
D.CH3COOH>N2H5+>NH4+
答案 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===N2H5++CH3COO-中，酸性：CH3COOH>N2H5+，反应N2H5++NH3===NH4++N2H4中，酸性：N2H5+>NH4+，故酸性：CH3COOH>N2H5+>NH4+。
3.(2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 ml·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 ml
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO32−+2H+===H2O+CO2↑
答案 C
解析 醋酸属于弱电解质，则含0.1 ml醋酸的溶液中CH3COO-的粒子数小于6.02×1022，A错误；加入少量CH3COONa固体，使电离平衡逆向移动，抑制醋酸的电离，溶液的c(H+)减小，pH升高，故B错误；根据元素守恒，n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1 ml，故C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸的规律，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子方程式中不能拆写，故D错误。
4.(2025·辽宁东港一中高三期中)常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1 ml·L-1CH3COOH溶液、0.1 ml·L-1HCOOH溶液的说法正确的是( )
A.c(H+)：CH3COOH>HCOOH
B.等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH>CH3COOH
C.HCOOH可能与NaOH发生反应：H++OH-===H2O
D.将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，c(CH3COOH)c(CH3COO−)·c(H+)保持不变
答案 D
解析 甲酸的电离常数较大，酸性更强，故相同浓度的溶液中c(H+)∶CH3COOHpH(H2CO3)>pH(HCN)
B.冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小
C.NaCN中通入少量CO2发生的化学反应为NaCN+CO2+H2O===HCN+NaHCO3
D.稀释HCN溶液过程中，c(CN−)c(HCN)减小
答案 C
解析 由电离常数Ka的关系可知，酸性：CH3COOH>H2CO3>HCN，所以应有pH(CH3COOH)Ka(HA)；由于y>0.5c0，则K2=Ka(HB)Ka(HIn)>1，Ka(HB)>Ka(HIn)。改变条件
平衡移动方向
n(H+)
c(H+)
导电能力
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
升高温度
向右
增大
增大
增强
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡常数(25 ℃)
Ka=1.8×10-4
Ka1=1.1×10-7
Ka2=1.3×10-13
Ka1=4.5×10-7
Ka2=4.7×10-11
Ka=4.0×10-8
羧酸
CH3COOH
CH2FCOOH
CH2ClCOOH
CH2BrCOOH
pKa
4.76
2.59
2.87
2.90
弱酸化学式
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数
1.75×10-5
6.2×10-10
Ka1=4.5×10-7
Ka2=4.7×10-11
酸
电离平衡常数(25 ℃)
碳酸
Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11
次溴酸
Ka=2.4×10-9