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2020版新一线高考化学（苏教版）一轮复习讲义：第1部分专题8第1单元弱电解质的电离平衡
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第一单元 弱电解质的电离平衡
考纲定位
核心素养
1.理解弱电解质在水中的电离平衡。
2．能利用电离平衡常数进行相关计算。
3．了解水的电离、离子积常数。
1.平衡思想——认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2．科学探究——能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究。
3．模型认知——利用“三段式”模型进行电离常数的有关计算，揭示电离平衡的定量规律。
考点一| 弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的概念
一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到平衡状态。
(2)电离平衡的建立与特征
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。
2．影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素。
(2)外因
①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。
[深度归纳] 外界条件对电离平衡影响的四个不一定
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，KW＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的
c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。
(3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
(4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小。
3．水的电离
(1)水的电离
(2)水的离子积
提醒：在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在Kw的表达式中，c(H＋)、
c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
4．c(H＋)与c(OH－)的反比关系图象
(1)A、B线表示的温度A
提醒：(1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同；(2)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
5．外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移
动方向
Kw
水的电
离程度
c(OH－)
c(H＋)
外加
酸
逆
不变
减小
减小
增大
酸碱
碱
逆
不变
减小
增大
减小
外加
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)水溶液中存在Kw＝c(H＋)·c(OH－)，该式中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。( )
(2)向水中加入酸式盐，溶液呈酸性，是因为促进了水的电离。
( )
(3)25 ℃时，0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液加水稀释后，c(H＋)与c(OH－)的乘积变大。( )
答案：(1)× (2)× (3)×
考法1 电离平衡及其影响因素
1．一定温度下，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
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
2．常温下将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀释，下列各量如何变化？(填“变大”“变小”或“不变”)
(1)c(H＋)______、c(OH－)______、c(F－)______、c(HF)______。
(2)________、________、________。
(3)______、______。
答案：(1)变小 变大 变小 变小 (2)变大 变大 变大 (3)不变 不变
判断某粒子浓度比值时，可采用粒子物质的量之比判断，或换算出与常数表达式有关的浓度关系，进而判断。如HF电离：＝或＝＝。
考法2 水的电离和Kw的应用
3．(2019·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋
H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×
10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是 ( )
A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的水电离出的c(H＋)减小
D [A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1；D项，加H2O稀释，c(H＋)减小，H＋对H2O电离的抑制减小，c(H＋)H2O增大。]
(1)酸溶液：c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O＝c（OH－）。
(2)碱溶液：c（OH－）H2O＝c（H＋）H2O＝c（H＋）。
(3)水解呈酸性的盐溶液：c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O＝
c（H＋）。
(4)水解呈碱性的盐溶液：c（OH－）H2O＝c（H＋）H2O＝
c（OH－）。
考点二| 电离常数与电离度
1．电离常数
(1)电离常数表达式
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。
③H2CO3的第一步电离常数为Ka1＝，第二步电离常数为Ka2＝。
(2)电离常数意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(3)电离常数的特点
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，其理由是前一步电离出的H＋抑制下一步的电离，故其酸性主要决定于第一步电离。
2．电离度(α)
(1)表达式
α＝×100%
或α＝×100%
(2)影响因素
温度的
影响
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
浓度的
影响
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
1．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)弱酸加水稀释，平衡右移，电离常数增大。( )
(2)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。( )
(3)升温，弱电解质的电离度和电离常数均增大。( )
(4)弱酸的浓度越大，酸性越强，电离度和电离常数均越大。( )
(5)弱酸加水稀释，电离度增大。( )
答案：(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)√
2．25 ℃ 0.01 mol·L－1的HA溶液的pH为5，则HA的电离度为________，电离常数为________。
答案：0.1% 1×10－8
考法1 电离常数及应用
1．(2019·宿州模拟)硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反应：H3BO3(aq)＋H2O(l) [B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下列说法正确的是( )
化学式
电离常数(25 ℃)
H3BO3
K＝5.7×10－10
H2CO3
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
CH3COOH
K＝1.75×10－5
A．将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生
B．将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生
C．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：前者>后者
D．等物质的量浓度的碳酸钠溶液和醋酸钠溶液比较，pH：前者>后者
D [由电离常数可知酸性：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO。则A项中生成HCO，B项中CH3COOH少量，也只生成HCO，C项中碳酸pH小，D项中，CH3COO－水解程度小于CO的水解程度，醋酸钠溶液pH较小。]
2．下表是几种常见弱酸的电离常数(25 ℃)
弱酸
电离方程式
电离常数K
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
K1＝9.1×10－8
K2＝1.1×10－15
(1)25 ℃时，CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－的电离程度(即酸性)由强到弱的顺序为_____________________________________。
(2)将CH3COOH溶液加入少量Na2CO3溶液中，反应的离子方程式为___________________________________________________________
___________________________________________________________。
(3)将少量CO2通入足量的Na2S溶液中，反应的离子方程式为_____
____________________________________________________________。
(4)将H2S通入Na2CO3溶液中，反应的离子方程式为
_________________________________________________________
_______________________________________________________。
解析：根据电离常数越大，电离程度越大，相应的粒子酸性越强，可知酸性为CH3COOH>H2CO3>H2S>HCO>HS－。根据“强酸制弱酸”原理，可以写出有关离子方程式。
答案：(1)CH3COOH>H2CO3>H2S>HCO>HS－
(2)2CH3COOH＋CO===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O
(3)CO2＋2S2－＋H2O===2HS－＋CO
(4)H2S＋CO===HS－＋HCO
考法2 电离度与电离常数的有关计算
3．pH是溶液中c(H＋)的负对数，若定义pC是溶液中微粒物质的量浓度的负对数，则常温下，某浓度的草酸(H2C2O4)水溶液中pC(H2C2O4)、pC(HC2O)、pC(C2O)随着溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是( )
A．曲线Ⅰ代表HC2O的浓度随着pH增大先变小后变大
B．草酸的电离常数Ka1＝1×10－1.3；Ka2＝1×10－4.3
C．pH＝4时，c(HC2O)>c(C2O)>c(H2C2O4)
D．＝10－3
A [曲线Ⅰ代表HC2O的浓度随着pH增大先变大后变小，pC(HC2O)越大，HC2O的浓度越小，A错误；当pH＝1.3时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，草酸的电离常数Ka1＝＝c(H＋)＝1×10－1.3，当pH＝4.3时，c(HC2O)＝c(C2O)，同理Ka2＝＝c(H＋)＝1×10－4.3，B正确；pH＝4时，作垂线交三条曲线，得三个点，pC(HC2O)c(C2O)>c(H2C2O4)，C正确；＝＝＝＝10－3，D正确。]
4．25 ℃，0.01 mol·L－1的HA酸液的电离常数为1×10－8，则溶液的c(H＋)约为________，电离度为________。
解析：≈＝1×10－8，c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，α＝×100%＝0.1%。
答案：1×10－5 mol·L－1 0.1%
5．(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H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
(2)25 ℃时，将a mol·L－1的CH3COONa溶液与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，溶液呈中性，则CH3COOH的电离常数为________(用含a的代数式表示)。
(3)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]。
(4)25 ℃时，将a mol·L－1 CH3COOH溶液与0.01 mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，溶液中2c(Ba2＋)===c(CH3COO－)，则CH3COOH的Ka为________。
解析：(1)由H2CO3H＋＋HCO得
K1＝＝≈4.2×10－7。
(2)根据电荷守恒知
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)＋c(CH3COO－)
因溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，
c(CH3COO－)＝(－) mol·L－1
c(CH3COOH)＝＝ mol·L－1
Ka＝＝(a－0.01)×10－5。
(3)根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，
n(NH)＝n(NO)＝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 mol·L－1，
得c＝ mol·L－1。
(4)根据电荷守恒知：c(H＋)＋2c(Ba2＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，因为
2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)故c(H＋)===c(OH－)＝10－7 mol·L－1，c(CH3COO－)＝2× mol·L－1。根据物料守恒知c(CH3COOH)＝ mol·L－1＝
mol·L－1。
所以，Ka＝＝。
答案：(1)4.2×10－7 (2)(a－0.01)×10－5 (3) (4)
25 ℃时，a mol·L－1弱酸盐NaA溶液与b mol·L－1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka求算三步骤
(1)电荷守恒 c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）＋c（B－）⇒
c（A－）＝c（Na＋）－c（B－）＝。
(2)物料守恒 c（HA）＋c（A－）＝⇒c（HA）＝－。
(3)Ka＝＝。
专项突破(二十) 强酸(碱)与弱酸(碱)的判断与性质比较
1．弱电解质的判断方法
方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释100倍后，1
(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞试剂，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>7。
方法四：根据等体积、等pH的酸中和碱的量判断。如消耗的碱越多，酸越弱。
2．一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的一般性质比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较
项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱
的能力
与足量Zn反应产生H2的量
开始与金
属反应的
速率
一元强酸
大
小
相同
相同
大
一元弱酸
小
大
小
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较
项目
酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱
的能力
与足量Zn
反应产生
H2的量
开始与金
属反应的
速率
一元强酸
相同
小
小
少
相同
一元弱酸
大
大
多
说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
[综合体验]
1．下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是( )
①常温下，NaNO2溶液的pH>7
②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗
③HNO2不能与NaCl反应
④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2
⑤1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH＝2.2
⑥1 L pH＝1的HNO2和1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH溶液多
⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中c(OH－)增大
⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)增大
A．①②③⑦ B．①③④⑤
C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧
C [②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝
2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO，是弱酸；⑥依据
HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知，c(HNO2)大于c(HCl)，而溶液中c(H＋)相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中c(OH－)增大，说明电离平衡移动；⑧不论是强酸还是弱酸，加水稀释，溶液中c(H＋)均减小，而c(OH－)增大。]
2．现有浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液。下列判断中正确的是( )
A．若三种溶液中c(H＋)分别为a1 mol·L－1、a2 mol·L－1、
a3 mol·L－1，则它们的大小关系为a2＝a1＝a3
B．等体积的以上三种酸溶液分别与过量的NaOH溶液反应，若生成的盐的物质的量依次为b1 mol、b2 mol、b3 mol，则它们的大小关系为b1＝b2
D．分别与Zn反应，开始时生成H2的速率分别为v1、v2、v3，其大小关系为v2>v1>v3
D [HCl、H2SO4是强电解质，完全电离，CH3COOH是弱电解质，部分电离，由三种酸溶液中的浓度知，它们的大小关系为a2＝2a1，a1大于a3，A项错误；等浓度等体积的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液分别与过量NaOH溶液反应生成盐的物质的量的大小关系为b1＝b2＝b3，B项错误；分别用三种酸溶液中和一定量的NaOH溶液生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为V1、V2、V3，则其大小关系为V1＝V3＝2V2，C项错误；硫酸中c(H＋)为0.2 mol·L－1，盐酸中c(H＋)为0.1 mol·L－1，醋酸中c(H＋)小于0.1 mol·L－1，分别与Zn反应，开始时生成H2的速率的大小关系为
v2>v1>v3，D项正确。]
3．现有pH＝2的醋酸甲和pH＝2的盐酸乙：
(1)取10 mL的甲溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡________
(填“向左”“向右”或“不”)移动；若加入少量的冰醋酸，醋酸的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动；若加入少量无水醋酸钠固体，待固体溶解后，溶液中的值将________(填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(2)相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，各稀释100倍。稀释后的溶液，其pH大小关系为pH(甲)________pH(乙)(填“大于”“小于”或“等于”)。若将甲、乙两溶液等体积混合，溶液的pH＝________。
(3)各取25 mL的甲、乙两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和至pH＝7，则消耗的NaOH溶液的体积大小关系为V(甲)________V(乙)(填“大于”“小于”或“等于”)。
(4)取25 mL的甲溶液，加入等体积pH＝12的NaOH溶液，反应后溶液中c(Na＋)、c(CH3COO－)的大小关系为c(Na＋)________c(CH3COO－)
(填“大于”“小于”或“等于”)。
解析：(1)根据勒夏特列原理可知，加水稀释后电离平衡正向移动；若加入冰醋酸，相当于增加了反应物浓度，因此电离平衡也正向移动；加入醋酸钠固体后，溶液中醋酸根离子浓度增大，抑制了醋酸的电离，故的值减小。(2)由于在稀释过程中醋酸继续电离，故稀释相同的倍数后pH(甲)小于pH(乙)。HCl和CH3COOH溶液的pH都是2，溶液中的H＋浓度都是0.01 mol·L－1，设CH3COOH的原浓度为
c mol·L－1，混合后平衡没有移动，则有：
CH3COOHH＋＋CH3COO－
c－0.01 0.01 0.01
0.01
由于温度不变醋酸的电离常数不变，结合数据可知醋酸的电离平衡确实未发生移动，因此混合后溶液的pH仍等于2。(3)取体积相等的两溶液，醋酸的物质的量较多，用NaOH稀溶液中和至相同pH时，消耗NaOH溶液的体积V(甲)大于V(乙)。(4)两者反应后醋酸过量，溶液显酸性，根据电荷守恒可得c(Na＋)小于c(CH3COO－)。
答案：(1)向右 向右 减小 (2)小于 2 (3)大于 (4)小于
专项突破(二十一) 强、弱电解质的相关图象
1．一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图象
实验操作
图象
同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
2．一元强酸(碱)或弱酸(碱)稀释图象分析
(1)a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图象，要深刻理解以下4点：
①对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pH
③加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。
④稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。
(2)体积相同、浓度相同的盐酸与醋酸加水
稀释图象如图
若稀释相同倍数，二者浓度仍相同，仍然是盐酸的pH小，但差变小。
提醒：不论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，碱溶液的pH不能等于或小于7，都只能趋近于7。
[典例导航]
(2015·全国卷Ⅰ，T13)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示，下列叙述错误的是
( )
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大
[思路点拨] ①lg＝2时，稀释100倍，根据MOH、ROH的pH变化⇒MOH为强碱、ROH为弱碱。
②加水稀释，促进弱碱的电离⇒ROH的电离程度b>a。
③lg＝2时，升高温度，弱碱ROH的电离程度增大，强碱无影响，故
c(M＋)基本不变，c(R＋)增大⇒减小。
答案：D
若b点对应的pH＝10，则①ROH的电离度约为________。
②该温度下，ROH的电离常数为________。
答案：①10% ②×10－4(或1.1×10－5)
[综合体验]
1．(2019·开封联考)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，则如图所示符合客观事实的是( )
C [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，而c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1,1 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，错误；B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。]
2．(2019·成都模拟)某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断错误的是( )
A．a的数值一定大于9
B．Ⅱ为氨水稀释时溶液的pH变化曲线
C．稀释后氨水中水的电离程度比NaOH溶液中水的电离程度大
D．完全中和相同体积的两溶液时，消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH)
1．(2016·全国卷Ⅲ，T13)下列有关电解质溶液的说法正确的是
( )
A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中
减小
B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中
增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
D [A项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝
，则＝，加水稀释，K不变，
c(CH3COO－)减小，故比值变大。B项，CH3COONa溶液中存在水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，K＝，升高温度，水解平衡正向移动，K增大，则(1/K)减小。C项，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)。D项，向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于＝＝，Ksp仅与温度有关，故不变。]
2．(2017·全国卷Ⅰ，T28(1))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浓度的亚硫酸
C．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
D [A能：氢硫酸不能与NaHCO3溶液反应，说明酸性：H2SH2CO3。
B能：相同浓度时导电能力越强，说明溶液中离子浓度越大，酸的电离程度越大，故可判断酸性：H2S
3．(2016·全国卷Ⅱ，T26(4))联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋
H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为____________。
解析：将H2OH＋＋OH－ Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2H K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－ Kal＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。类比NH3与H2SO4形成酸式盐的化学式NH4HSO4可知，N2H4与H2SO4形成的酸式盐的化学式应为N2H6(HSO4)2。
答案：8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
第一单元 弱电解质的电离平衡
考纲定位
核心素养
1.理解弱电解质在水中的电离平衡。
2．能利用电离平衡常数进行相关计算。
3．了解水的电离、离子积常数。
1.平衡思想——认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2．科学探究——能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究。
3．模型认知——利用“三段式”模型进行电离常数的有关计算，揭示电离平衡的定量规律。
考点一| 弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的概念
一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到平衡状态。
(2)电离平衡的建立与特征
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。
2．影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素。
(2)外因
①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。
[深度归纳] 外界条件对电离平衡影响的四个不一定
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，KW＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的
c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。
(3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
(4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小。
3．水的电离
(1)水的电离
(2)水的离子积
提醒：在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在Kw的表达式中，c(H＋)、
c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
4．c(H＋)与c(OH－)的反比关系图象
(1)A、B线表示的温度A
提醒：(1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同；(2)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
5．外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移
动方向
Kw
水的电
离程度
c(OH－)
c(H＋)
外加
酸
逆
不变
减小
减小
增大
酸碱
碱
逆
不变
减小
增大
减小
外加
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)水溶液中存在Kw＝c(H＋)·c(OH－)，该式中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。( )
(2)向水中加入酸式盐，溶液呈酸性，是因为促进了水的电离。
( )
(3)25 ℃时，0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液加水稀释后，c(H＋)与c(OH－)的乘积变大。( )
答案：(1)× (2)× (3)×
考法1 电离平衡及其影响因素
1．一定温度下，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
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
2．常温下将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水稀释，下列各量如何变化？(填“变大”“变小”或“不变”)
(1)c(H＋)______、c(OH－)______、c(F－)______、c(HF)______。
(2)________、________、________。
(3)______、______。
答案：(1)变小 变大 变小 变小 (2)变大 变大 变大 (3)不变 不变
判断某粒子浓度比值时，可采用粒子物质的量之比判断，或换算出与常数表达式有关的浓度关系，进而判断。如HF电离：＝或＝＝。
考法2 水的电离和Kw的应用
3．(2019·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋
H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×
10－2 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是 ( )
A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的水电离出的c(H＋)减小
D [A项，Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1；D项，加H2O稀释，c(H＋)减小，H＋对H2O电离的抑制减小，c(H＋)H2O增大。]
(1)酸溶液：c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O＝c（OH－）。
(2)碱溶液：c（OH－）H2O＝c（H＋）H2O＝c（H＋）。
(3)水解呈酸性的盐溶液：c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O＝
c（H＋）。
(4)水解呈碱性的盐溶液：c（OH－）H2O＝c（H＋）H2O＝
c（OH－）。
考点二| 电离常数与电离度
1．电离常数
(1)电离常数表达式
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。
③H2CO3的第一步电离常数为Ka1＝，第二步电离常数为Ka2＝。
(2)电离常数意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(3)电离常数的特点
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，其理由是前一步电离出的H＋抑制下一步的电离，故其酸性主要决定于第一步电离。
2．电离度(α)
(1)表达式
α＝×100%
或α＝×100%
(2)影响因素
温度的
影响
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
浓度的
影响
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
1．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)弱酸加水稀释，平衡右移，电离常数增大。( )
(2)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。( )
(3)升温，弱电解质的电离度和电离常数均增大。( )
(4)弱酸的浓度越大，酸性越强，电离度和电离常数均越大。( )
(5)弱酸加水稀释，电离度增大。( )
答案：(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)√
2．25 ℃ 0.01 mol·L－1的HA溶液的pH为5，则HA的电离度为________，电离常数为________。
答案：0.1% 1×10－8
考法1 电离常数及应用
1．(2019·宿州模拟)硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反应：H3BO3(aq)＋H2O(l) [B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。下列说法正确的是( )
化学式
电离常数(25 ℃)
H3BO3
K＝5.7×10－10
H2CO3
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
CH3COOH
K＝1.75×10－5
A．将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生
B．将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生
C．等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较，pH：前者>后者
D．等物质的量浓度的碳酸钠溶液和醋酸钠溶液比较，pH：前者>后者
D [由电离常数可知酸性：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO。则A项中生成HCO，B项中CH3COOH少量，也只生成HCO，C项中碳酸pH小，D项中，CH3COO－水解程度小于CO的水解程度，醋酸钠溶液pH较小。]
2．下表是几种常见弱酸的电离常数(25 ℃)
弱酸
电离方程式
电离常数K
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
K1＝9.1×10－8
K2＝1.1×10－15
(1)25 ℃时，CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－的电离程度(即酸性)由强到弱的顺序为_____________________________________。
(2)将CH3COOH溶液加入少量Na2CO3溶液中，反应的离子方程式为___________________________________________________________
___________________________________________________________。
(3)将少量CO2通入足量的Na2S溶液中，反应的离子方程式为_____
____________________________________________________________。
(4)将H2S通入Na2CO3溶液中，反应的离子方程式为
_________________________________________________________
_______________________________________________________。
解析：根据电离常数越大，电离程度越大，相应的粒子酸性越强，可知酸性为CH3COOH>H2CO3>H2S>HCO>HS－。根据“强酸制弱酸”原理，可以写出有关离子方程式。
答案：(1)CH3COOH>H2CO3>H2S>HCO>HS－
(2)2CH3COOH＋CO===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O
(3)CO2＋2S2－＋H2O===2HS－＋CO
(4)H2S＋CO===HS－＋HCO
考法2 电离度与电离常数的有关计算
3．pH是溶液中c(H＋)的负对数，若定义pC是溶液中微粒物质的量浓度的负对数，则常温下，某浓度的草酸(H2C2O4)水溶液中pC(H2C2O4)、pC(HC2O)、pC(C2O)随着溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是( )
A．曲线Ⅰ代表HC2O的浓度随着pH增大先变小后变大
B．草酸的电离常数Ka1＝1×10－1.3；Ka2＝1×10－4.3
C．pH＝4时，c(HC2O)>c(C2O)>c(H2C2O4)
D．＝10－3
A [曲线Ⅰ代表HC2O的浓度随着pH增大先变大后变小，pC(HC2O)越大，HC2O的浓度越小，A错误；当pH＝1.3时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，草酸的电离常数Ka1＝＝c(H＋)＝1×10－1.3，当pH＝4.3时，c(HC2O)＝c(C2O)，同理Ka2＝＝c(H＋)＝1×10－4.3，B正确；pH＝4时，作垂线交三条曲线，得三个点，pC(HC2O)
4．25 ℃，0.01 mol·L－1的HA酸液的电离常数为1×10－8，则溶液的c(H＋)约为________，电离度为________。
解析：≈＝1×10－8，c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，α＝×100%＝0.1%。
答案：1×10－5 mol·L－1 0.1%
5．(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H2CO3HCO＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)。
(2)25 ℃时，将a mol·L－1的CH3COONa溶液与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，溶液呈中性，则CH3COOH的电离常数为________(用含a的代数式表示)。
(3)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]。
(4)25 ℃时，将a mol·L－1 CH3COOH溶液与0.01 mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，溶液中2c(Ba2＋)===c(CH3COO－)，则CH3COOH的Ka为________。
解析：(1)由H2CO3H＋＋HCO得
K1＝＝≈4.2×10－7。
(2)根据电荷守恒知
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)＋c(CH3COO－)
因溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，
c(CH3COO－)＝(－) mol·L－1
c(CH3COOH)＝＝ mol·L－1
Ka＝＝(a－0.01)×10－5。
(3)根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，
n(NH)＝n(NO)＝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 mol·L－1，
得c＝ mol·L－1。
(4)根据电荷守恒知：c(H＋)＋2c(Ba2＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，因为
2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)故c(H＋)===c(OH－)＝10－7 mol·L－1，c(CH3COO－)＝2× mol·L－1。根据物料守恒知c(CH3COOH)＝ mol·L－1＝
mol·L－1。
所以，Ka＝＝。
答案：(1)4.2×10－7 (2)(a－0.01)×10－5 (3) (4)
25 ℃时，a mol·L－1弱酸盐NaA溶液与b mol·L－1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka求算三步骤
(1)电荷守恒 c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）＋c（B－）⇒
c（A－）＝c（Na＋）－c（B－）＝。
(2)物料守恒 c（HA）＋c（A－）＝⇒c（HA）＝－。
(3)Ka＝＝。
专项突破(二十) 强酸(碱)与弱酸(碱)的判断与性质比较
1．弱电解质的判断方法
方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释100倍后，1
(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞试剂，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>7。
方法四：根据等体积、等pH的酸中和碱的量判断。如消耗的碱越多，酸越弱。
2．一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的一般性质比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较
项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱
的能力
与足量Zn反应产生H2的量
开始与金
属反应的
速率
一元强酸
大
小
相同
相同
大
一元弱酸
小
大
小
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较
项目
酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱
的能力
与足量Zn
反应产生
H2的量
开始与金
属反应的
速率
一元强酸
相同
小
小
少
相同
一元弱酸
大
大
多
说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
[综合体验]
1．下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是( )
①常温下，NaNO2溶液的pH>7
②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗
③HNO2不能与NaCl反应
④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2
⑤1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH＝2.2
⑥1 L pH＝1的HNO2和1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH溶液多
⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中c(OH－)增大
⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)增大
A．①②③⑦ B．①③④⑤
C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧
C [②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝
2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO，是弱酸；⑥依据
HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知，c(HNO2)大于c(HCl)，而溶液中c(H＋)相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中c(OH－)增大，说明电离平衡移动；⑧不论是强酸还是弱酸，加水稀释，溶液中c(H＋)均减小，而c(OH－)增大。]
2．现有浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液。下列判断中正确的是( )
A．若三种溶液中c(H＋)分别为a1 mol·L－1、a2 mol·L－1、
a3 mol·L－1，则它们的大小关系为a2＝a1＝a3
B．等体积的以上三种酸溶液分别与过量的NaOH溶液反应，若生成的盐的物质的量依次为b1 mol、b2 mol、b3 mol，则它们的大小关系为b1＝b2
D．分别与Zn反应，开始时生成H2的速率分别为v1、v2、v3，其大小关系为v2>v1>v3
D [HCl、H2SO4是强电解质，完全电离，CH3COOH是弱电解质，部分电离，由三种酸溶液中的浓度知，它们的大小关系为a2＝2a1，a1大于a3，A项错误；等浓度等体积的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液分别与过量NaOH溶液反应生成盐的物质的量的大小关系为b1＝b2＝b3，B项错误；分别用三种酸溶液中和一定量的NaOH溶液生成正盐，若需要酸溶液的体积分别为V1、V2、V3，则其大小关系为V1＝V3＝2V2，C项错误；硫酸中c(H＋)为0.2 mol·L－1，盐酸中c(H＋)为0.1 mol·L－1，醋酸中c(H＋)小于0.1 mol·L－1，分别与Zn反应，开始时生成H2的速率的大小关系为
v2>v1>v3，D项正确。]
3．现有pH＝2的醋酸甲和pH＝2的盐酸乙：
(1)取10 mL的甲溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡________
(填“向左”“向右”或“不”)移动；若加入少量的冰醋酸，醋酸的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动；若加入少量无水醋酸钠固体，待固体溶解后，溶液中的值将________(填“增大”“减小”或“无法确定”)。
(2)相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，各稀释100倍。稀释后的溶液，其pH大小关系为pH(甲)________pH(乙)(填“大于”“小于”或“等于”)。若将甲、乙两溶液等体积混合，溶液的pH＝________。
(3)各取25 mL的甲、乙两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和至pH＝7，则消耗的NaOH溶液的体积大小关系为V(甲)________V(乙)(填“大于”“小于”或“等于”)。
(4)取25 mL的甲溶液，加入等体积pH＝12的NaOH溶液，反应后溶液中c(Na＋)、c(CH3COO－)的大小关系为c(Na＋)________c(CH3COO－)
(填“大于”“小于”或“等于”)。
解析：(1)根据勒夏特列原理可知，加水稀释后电离平衡正向移动；若加入冰醋酸，相当于增加了反应物浓度，因此电离平衡也正向移动；加入醋酸钠固体后，溶液中醋酸根离子浓度增大，抑制了醋酸的电离，故的值减小。(2)由于在稀释过程中醋酸继续电离，故稀释相同的倍数后pH(甲)小于pH(乙)。HCl和CH3COOH溶液的pH都是2，溶液中的H＋浓度都是0.01 mol·L－1，设CH3COOH的原浓度为
c mol·L－1，混合后平衡没有移动，则有：
CH3COOHH＋＋CH3COO－
c－0.01 0.01 0.01
0.01
由于温度不变醋酸的电离常数不变，结合数据可知醋酸的电离平衡确实未发生移动，因此混合后溶液的pH仍等于2。(3)取体积相等的两溶液，醋酸的物质的量较多，用NaOH稀溶液中和至相同pH时，消耗NaOH溶液的体积V(甲)大于V(乙)。(4)两者反应后醋酸过量，溶液显酸性，根据电荷守恒可得c(Na＋)小于c(CH3COO－)。
答案：(1)向右 向右 减小 (2)小于 2 (3)大于 (4)小于
专项突破(二十一) 强、弱电解质的相关图象
1．一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图象
实验操作
图象
同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应
2．一元强酸(碱)或弱酸(碱)稀释图象分析
(1)a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图象，要深刻理解以下4点：
①对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pH
③加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。
④稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。
(2)体积相同、浓度相同的盐酸与醋酸加水
稀释图象如图
若稀释相同倍数，二者浓度仍相同，仍然是盐酸的pH小，但差变小。
提醒：不论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，碱溶液的pH不能等于或小于7，都只能趋近于7。
[典例导航]
(2015·全国卷Ⅰ，T13)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示，下列叙述错误的是
( )
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大
[思路点拨] ①lg＝2时，稀释100倍，根据MOH、ROH的pH变化⇒MOH为强碱、ROH为弱碱。
②加水稀释，促进弱碱的电离⇒ROH的电离程度b>a。
③lg＝2时，升高温度，弱碱ROH的电离程度增大，强碱无影响，故
c(M＋)基本不变，c(R＋)增大⇒减小。
答案：D
若b点对应的pH＝10，则①ROH的电离度约为________。
②该温度下，ROH的电离常数为________。
答案：①10% ②×10－4(或1.1×10－5)
[综合体验]
1．(2019·开封联考)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，则如图所示符合客观事实的是( )
C [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，而c(CH3COOH)>0.01 mol·L－1,1 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，错误；B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。]
2．(2019·成都模拟)某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断错误的是( )
A．a的数值一定大于9
B．Ⅱ为氨水稀释时溶液的pH变化曲线
C．稀释后氨水中水的电离程度比NaOH溶液中水的电离程度大
D．完全中和相同体积的两溶液时，消耗相同浓度的稀硫酸的体积V(NaOH)
1．(2016·全国卷Ⅲ，T13)下列有关电解质溶液的说法正确的是
( )
A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中
减小
B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中
增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
D [A项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝
，则＝，加水稀释，K不变，
c(CH3COO－)减小，故比值变大。B项，CH3COONa溶液中存在水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，K＝，升高温度，水解平衡正向移动，K增大，则(1/K)减小。C项，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)。D项，向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于＝＝，Ksp仅与温度有关，故不变。]
2．(2017·全国卷Ⅰ，T28(1))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浓度的亚硫酸
C．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
D [A能：氢硫酸不能与NaHCO3溶液反应，说明酸性：H2S
B能：相同浓度时导电能力越强，说明溶液中离子浓度越大，酸的电离程度越大，故可判断酸性：H2S
3．(2016·全国卷Ⅱ，T26(4))联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋
H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为____________。
解析：将H2OH＋＋OH－ Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2H K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－ Kal＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。类比NH3与H2SO4形成酸式盐的化学式NH4HSO4可知，N2H4与H2SO4形成的酸式盐的化学式应为N2H6(HSO4)2。
答案：8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
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