苏教版高考化学一轮复习专题8溶液中的离子反应第23讲弱电解质的电离平衡学案

这是一份苏教版高考化学一轮复习专题8溶液中的离子反应第23讲弱电解质的电离平衡学案，共24页。学案主要包含了课标要求等内容，欢迎下载使用。
第23讲　弱电解质的电离平衡
【课标要求】　1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(Ka、Kb)进行相关计算。
考点1　弱电解质的电离平衡

1．弱电解质：包括弱酸、弱碱、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、水等。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的特征(也适用于勒夏特列原理)

①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．影响电离平衡的因素
(1)内因：由弱电解质本身的性质决定，电解质越弱，其电离程度越小。
(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方向移动。
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋　ΔH>0的影响。
实例
(稀溶液)
CH3COOH⇌H＋＋CH3COO－　ΔH＞0
改变条件
平衡移动方向

n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka

(稀溶液)
CH3COOH⇌H＋＋CH3COO－　ΔH＞0
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量





冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
←
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
→
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
增强
不变
升高温度
→
增大
增大
增强
增大
加





CH3COONa(s)
←
减小
减小
增强
不变

　(1)强电解质的溶液一定比弱电解质的溶液导电性强。(　　)
(2)强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物。(　　)
(3)稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小。(　　)
(4)常温下，向pH＝2的醋酸溶液中加入醋酸铵固体，可抑制醋酸的电离。(　　)
(5)常温下由0.1 mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液存在BOH===B＋＋OH－。(　　)
(6)稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×

1．25℃时，稀释0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，溶液中所有离子浓度都降低吗？请阐述判断的理由__________________________________________。
答案：不是，c(CH3COO－)、c(H＋)降低，水的电离被抑制程度降低，则c(OH－)增大[或温度不变，Kw不变，c(H＋)降低，c(OH－)必然增大]
2．请画出冰醋酸稀释时，溶液的导电能力随加水量的变化图。
答案：


题组一　改变条件，平衡移动，判结果变化
1．(双选)在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1的醋酸溶液至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列始终保持增大趋势的是(　　)
A．c(H＋)·c(CH3COOH)　　　　 B．
C． D．
解析：稀释过程中c(H＋)、c(CH3COOH)都减小，则c(H＋)·c(CH3COOH)也减小，故A项错误；在同一溶液中＝，稀释过程中n(CH3COOH)减小、n(H＋)增大，其比值一定增大，故B项正确；温度不变，稀释过程中Kw不变，c(H＋)减小，则一定增大，故C项正确；在同一溶液中＝，稀释过程中n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，比值一定减小，故D项错误。
答案：BC
2．25 ℃时不断将水滴入0.1 mol·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是(　　)

解析：稀释时氢氧根离子浓度下降，pH下降，趋近于7，但不可能小于7，故A项错误；随着水的滴入，电离度始终增大，故B项错误；随着水的滴入，离子浓度下降，导电能力下降，故C项正确；温度不变，Kb不变，故D项错误。
答案：C
3．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
解析：向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A项错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸酸性强，因此溶液pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C项正确；加入少量CuSO4，发生反应：Cu2＋＋S2－===CuS↓，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D项错误。
答案：C
题组二　平衡移动，结果变化，判采取措施
4．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O⇌NH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热
⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤　　　　　　　　 B．③⑥
C．③ D．③⑤
解析：若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向左移动，c(OH－)减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向右移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向左移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，且c(OH－)减小，④不符合题意；电离属吸热过程，加热平衡向右移动，c(OH－)增大，⑤不符合题意；加入少量MgSO4固体，发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥不符合题意。
答案：C
5．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋，要使溶液中的值增大，可以采取的措施是(　　)
①加少量烧碱溶液　②升高温度　③加少量冰醋酸
④加水
A．①② B．①③
C．②④ D．③④
解析：本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①③会使的值减小。
答案：C
题组三　电离平衡与溶液导电能力
6．向溶液中加入新物质时，其导电性(I)符合图示变化趋势的实验操作是(　　)


A．乙酸溶液中通入氨气至过量
B．澄清的石灰水中通入CO2至过量
C.亚硫酸中通入氯气至过量
D．氨水中通入氯化氢气体
答案：B
7.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(　　)



解析：HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加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，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，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，有下降趋势。
答案：D
[归纳总结]
影响电解质溶液的导电能力的主要因素
电解质溶液的导电能力主要取决于离子的浓度、离子在电场中的运动速率以及离子所带的电荷数目。
(1)相同条件下溶液的离子浓度越大，其导电能力越强。
(2)相同离子浓度时，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力越强。
(3)温度越高，溶液的导电能力越强。








考点2　电离平衡常数、电离度

1．电离平衡常数
(1)表达式
①填写下表

一元弱酸(HA)
一元弱碱(BOH)
电离
方程式
HA⇌A－＋H＋
BOH⇌B＋＋OH－
电离常数
表达式
Ka＝

Kb＝
②碳酸是二元弱酸
a．电离方程式是H2CO3⇌H＋＋HCO，HCO⇌H＋＋CO。
b．电离平衡常数表达式：
Ka1＝，Ka2＝。
c．比较大小： Ka1≫Ka 2。
(2)影响因素

2．电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的分数。
(2)表示方法
α＝×100%
也可表示为α＝×100%
(3)影响因素
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。

　(1)电离平衡右移，电离常数一定增大。(　　)
(2)H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka＝。(　　)
(3)在相同的温度下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　　)
(4)在相同的温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。(　　)
(5)对于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)变小。(　　)
(6)室温下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中不变。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√

1．同一温度下，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，有人认为Ka1、Ka2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响平衡常数因素的角度阐明你的观点。
________________________________________________________________________

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。
答案：这种观点不正确，电离常数与温度有关，与溶液的H＋浓度无关
2．部分弱酸的电离平衡常数如下表：

弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡
常数/25 ℃
K＝1.77×10－4
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
3.0×10－8
按要求书写离子方程式：
(1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
(2)将少量CO2气体通入NaClO溶液中
____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中
____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
答案：(1)2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
(2)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO
(3)CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO

题组一　应用电离常数判断酸性强弱
1．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式
HX
HY
H2CO3
电离平
衡常数
7.8×10－9
3.7×10－15
K1＝4.4×10－7
K2＝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．结合H＋的能力：CO>Y－>X－>HCO
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
解析：根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3>HX>HCO>HY，则结合H＋的能力：Y－>CO>X－>HCO，故A正确、C、D错误；酸越弱，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，故B错误。
答案：A
2．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．K(HCN)< K(HNO2)< K(HF)
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，亚硝酸的酸性大于氢氰酸而小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10－4，故B错误。
答案：B
题组二　应用电离常数判断粒子浓度比值的变化
3．常温下，将0.1 mol·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)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________。
解析：(1)将①式变为
＝；
(2)此式为Ka；
(3)将③式变为＝Ka/c(H＋)；
(4)将④式变为
＝。
答案：(1)变小　(2)不变　(3)变大　(4)不变
题组三　利用电离常数与Qc的关系，判断平衡移
动方向
4．试用平衡移动原理、Qc分别解释弱电解质溶液加水稀释时平衡移动的方向(以CH3COOH电离平衡为例)。
_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案：①稀释弱电解质溶液时，溶液总浓度减小，电离平衡将向着增大溶液总浓度的正向移动。
②稀释一倍时，Qc＝＝Ka，此时Qc＜Ka，故电离平衡向正向移动
题组四　电离度及其应用
5．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是(　　)


解析：根据甲、乙的电离平衡常数知，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH④>②>③　(2)③>②>④>①
(3)0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中，H2SO4第一步电离产生的H＋抑制了第二步的电离
　电离常数的求法及其相关计算

授课提示：对应学生用书第166页

一、电离常数的求法
1．电离常数表达式法
[典例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⇌HCO＋H＋的平衡常数K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
[解析]　H2CO3⇌H＋＋HCO
K1＝＝≈4.2×10－7。
[答案]　4.2×10－7
2．特殊点法
[典例2]　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)＝]。lg[K2(H2A)]＝________。

[策略技巧]　在微粒浓度或物质的量或含量等随pH或时间等变化的图像中，两种微粒的交叉点往往是计算平衡常数的首选点。交叉点时两种微粒浓度相等，平衡常数公式中该两种微粒数值抵消，简化了计算。
[解析]　可由图中pH＝4.2的交叉点进行计算，此时c(HA－)＝c(A2－)，则K2(H2A)＝＝c(H＋)＝10－4.2，所以，lg [K2(H2A)]＝－4.2。
[答案]　－4.2
3．利用图像中有确定坐标值的点计算
[典例3]　常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。Ka2(H2X)＝________。

lg或lg
[策略技巧]　在微粒浓度或物质的量或含量等随pH或时间等变化的图像中，若某点(如起点、交叉点等)有确定的坐标值，可以用该点数据来计算相关平衡常数。
[解析]　题中Kal＝，Ka2＝，由于Ka1＞Ka2，所以lgKa1＞lgKa2，即是lg＞lg，当pH相同时，lg＞lg，对照图中任意等pH点可得，M线表示lg、N线表示lg。计算Ka2可选M线上(0，5.4)、(－0.4，5.0)、(－0.8，4.6)等有确定坐标值的点计算，如(0，5.4)点，lgKa2(H2X)＝lg＝lg＋lgc(H＋)＝0－5.4＝－5.4，Ka2(H2X)＝10－5.4。
[答案]　10－5.4
4．守恒法
[典例4]　25℃时，将a mol NH4NO3溶于水，向该溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，则所滴加氨水的浓度为________mol/L(NH3·H2O的电离平衡常数取Kb＝2×10－5 mol/L)。
[策略技巧]　对于电离平衡或水解平衡常数，若不方便建立平衡三段式计算，可先根据溶液中的电荷守恒、物料守恒等关系找出各微粒的浓度，再代入平衡常数的定义式中计算。
[解析]　依题意溶液呈中性c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol/L，由电荷守恒c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(NO)，得c(NH)＝c(NO)＝ mol/L(设混合后溶液为V L，所滴加氨水的浓度为c mol/L)；由加入的总氮元素(除硝酸根)的物料守恒c(NH3·H2O)＋c(NH)＝，则此时溶液中c(NH3·H2O)＝－＝ mol/L；将上述浓度代入Kb＝＝＝2×10－5，得c＝。
[答案]　
5．类“盖斯定律”法
[典例5]　联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，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)。
[策略技巧]　已知多个相关反应的平衡常数，可用“盖斯定律”法将多个方程式相加或相减，得到目标方程式，对应方程式的K是相乘或相除的关系，若目标方程式系数是已知方程式的n倍，则目标方程式K是已知方程式K的n次方。
[解析]　由①N2H4＋H＋⇌N2H，K＝8.7×107，②H2O⇌H＋＋OH－，Kw＝1.0×10－14，①②两方程式相加得，③N2H4＋H2O⇌N2H＋OH－，方法类似利用盖斯定律计算反应热，反应③即是联氨第一步电离反应的平衡常数K′＝K×Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。
[答案]　8.7×10－7
二、利用电离常数计算c(H＋)
[典例6]　已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离。求：
(1)溶液的pH＝________；
(2)室温时，Ka(HA)＝________。
[策略技巧]　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)－c(H＋)≈c(HX)。
[解析]　(1)c(H＋)＝c(HA)已电离＝0.1 mol·L－1×0.1%＝1×10－4 mol·L－1，pH＝4。
(2)设HA电离出的c(H＋)＝x mol·L－1，忽略水电离出的H＋，根据：
　　　　　　　　　HA ⇌ H＋ ＋ A－
c0/(mol·L－1)　　　0.1　 0　 　0
c变/(mol·L－1) x x x
c平/(mol·L－1) 0.1－x x x
Ka(HA)＝＝＝1×10－7。
[答案]　(1)4　(2)1×10－7
考点3　一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较



1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
　　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。
3．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多

题组一　强酸与弱酸的多角度比较
1．按要求画出下列图像：
Ⅰ.相同体积，相同浓度的①盐酸、②醋酸。
(1)加入足量的Zn，画出H2体积的变化图像

(2)加水稀释，画出pH的变化图像

Ⅱ.相同体积，相同pH的①盐酸、②醋酸。
(1)加入足量的Zn，画出H2体积的变化图像：

(2)加水稀释，画出pH的变化图像：

答案：


2．在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸　c．醋酸三种酸：
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________(用字母表示，下同)。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是________。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________。
(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为________，反应所需时间的长短关系是________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是_______________________________________________________________。
(7)将c(H＋)相同体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积由大到小的顺序是________。
答案：(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b　(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b　(7)c>a＝b
题组二　一强一弱的图像比较
3．pH＝2的两种一元酸X和Y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为VX、VY，则(　　)

A．X为弱酸，VX＜VY　　　 B．X为强酸，VX＞VY
C．Y为弱酸，VX＜VY D．Y为强酸，VX＞VY
解析：分析图像可知，X、Y两酸的溶液稀释10倍，X pH增大1，则X为强酸，Y的pH增大的范围小于1，则Y为弱酸，c(Y)＞c(X)，体积相同的pH＝2的X、Y两酸的溶液被NaOH溶液滴定至pH＝7，则Y消耗NaOH溶液的体积多。
答案：C
题组三　弱电解质的判断方法
4．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、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的盐酸和醋酸各10 mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出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________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案：(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全电离
(2)盐酸的pH＝5，醋酸的pH1。
2．弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1c点
C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)
D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
解析：由Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)可知，酸性HNO2>CH3COOH。pH相同的两种酸稀释相同倍数时，酸性强的酸pH变化大，所以曲线Ⅱ为HNO2，A错；b、c两点处，b点酸性强，对水的电离抑制程度大，所以水的电离程度：c点>b点，B错；从c点到d点，＝＝，Kw和Ka是两个常数，只要温度不变，比值也不变，C对；a点pH相同，则CH3COOH的浓度大，恰好中和时消耗的NaOH多，所以溶液中n(Na＋)多，D错。
答案：C
3．(2015·高考全国卷Ⅰ)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V 0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
解析：根据题图信息可判断MOH是强碱，而ROH为弱碱，A项正确；ROH是弱碱，加水稀释时，电离程度增大，B项正确；若两溶液无限稀释，pH最终无限接近于7，它们的c(OH－)相等，C项正确；当lg＝2时，两溶液同时升温，由于ROH是弱碱，c(R＋)增大，c(M＋)不变，则减小，D项错误。
答案：D