盐城市2024届高三化学二轮专题复习讲义（13）-专题三第六讲 电离和水解平衡

这是一份盐城市2024届高三化学二轮专题复习讲义（13）-专题三第六讲 电离和水解平衡，共8页。
【复习目标】
1．了解电离度，学会简单计算，能从定性和定量两个方面理解电离平衡常数。
2．能从图像视角判断强弱电解质在稀释、反应条件下溶液中离子浓度、导电性、电离度、pH变化等方面的异同。
3．了解水的离子积、溶液的酸碱性、pH等概念。
4．理解盐类水解的概念、条件、本质、特点和规律，认识影响盐类水解的根本因素是内因，理解外因对盐类水解影响的结果。
【重点突破】
1．了解中和滴定的原理及实验操作、中和滴定曲线的绘制。能用数据、图表、符号等描述实验证据并据此进行分析推理形成结论;能对实验方案、实验过程和实验结论进行评价，提出进一步探究的设想。
2．认识盐类的水解平衡在实际生产、生活以及实验中的应用。
【真题再现】
例1．（2023·湖南卷）常温下用浓度为0.0200ml·L-1的NaOH标准溶液滴定浓度均为0.0200ml·L-1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定过程中溶液的pH随 的变化曲线如图所示。下列说法错误的是
A．Ka(CH3COOH)约为10-4.76
B．点a：c(Na+)=c(Cl－) =c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)
C．点b：c(CH3COOH)＜c(CH3COO－)
D．水的电离程度：a＜b＜c＜d
解析：

根据CH3COOHCH3COO－+H+，可近似认为a点c(H+)=c(CH3COO－)，又a点pH=3.38，c(H+)=10－3.38 ml·L-1，故Ka(CH3COOH)≈eq \f(10-3.38×10-3.38,0.0100)＝10-4.76，A项正确；a点HCl恰好被完全中和，由物料守恒可得溶液中c(Na+)=c(Cl－) =c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)，B项正确；b点溶液pH＜7，即以CH3COOH的电离为主，即溶液中c(CH3COOH)＜c(CH3COO－)，C项正确；a、b两点溶液呈酸性，水的电离均受到抑制，溶液pH越小，水的电离受抑制程度越大，c点酸碱恰好完全中和，CH3COO－水解促进水的电离，d点NaOH过量，又抑制水的电离，故D项错误。
答案：D
例2．（2022·全国乙卷）常温下，一元酸的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中， H+与A－离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中，当达到平衡时，下列叙述正确的是（ ）
A．溶液Ⅰ中 B．溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的之比为
解析：A项，常温下溶液I的pH=7.0，则溶液I中c(H+)=c(OH-)=1×10-7ml·L-1，c(H+)＜c(OH-)＋c(A-)，错误；B项，常温下溶液II的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1ml·L-1，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，则=1.0×10-3，解得=，正确；C项，根据题意，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，错误；D项，常温下溶液I的pH=7.0，溶液I中c(H+)=1×10-7ml·L-1，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液I中c总(HA)=(104+1)c(HA)，溶液II的pH=1.0，溶液II中c(H+)=0.1ml·L-1，Ka==1.0×10-3，c总(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液II中c总(HA)=1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，溶液I和II中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104，错误。
答案：B
例3．（2017·全国卷Ⅱ）改变0.1 ml·L-1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中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)=eq \f(cx,cH2A+ cHA-+ cA2-)]。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+)
解析：A项，由题图知pH=1.2时，c(H2A)=c(HA-)，正确；B项，由pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)，可得K2(H2A)= eq \f(cH＋·cHA2-,cHA-)=c(H+)，lg [K2(H2A)]=lg c(H+)=-4.2，正确；C项，由题图可知，pH=2.7时c(HA-)>c(H2A)=c(A2-)，正确；D项，由题图可知，pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)≈0.5 ml·L-1，而c(H+)=10-4.2 ml·L-1，错误。
答案：D
小结：
【知能整合】
1．电离有关知识的各种判断
2．分布系数图及分析[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）为纵坐标的关系曲线]
3．溶液pH计算的一般思维模型
4．氧化还原滴定知识与思路
（1）原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
（2）试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
（3）指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类：a氧化还原指示剂。b专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝。c自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
5．一元强碱(NaOH)溶液滴定二元弱酸(H2A)溶液的图像基本命题点
（1）图1：常考Ka1、Ka2的计算或求其数量级：根据曲线交点及对应的pH可求Ka1、Ka2。
（2）图2：常考M、N哪条线表示lgeq \f(cHA-,cH2A)与pH或lgeq \f(cA2-,c HA-)与pH的关系，Ka1、Ka2的计算或数量级：可根据图2中所示的虚线与直线的交点来求，交点处的c(HA-)=c(H2A)，c(A2-)=c(HA-)，再结合交点对应pH的大小，可知线N表示lgeq \f(cHA-,cH2A)，线M表示lgeq \f(cA2-,c HA-)。利用虚线与直线交点对应的pH也可求出Ka1、Ka2或其数量级。
（3）图3：常考哪条线表示-lgeq \f(cH+,cH2A)与-lgc(HA-)或-lgeq \f(cH+,c HA-) 与-lg c(A2-)的关系，Ka1、Ka2的计算或数量级：可根据X、Y点对应的横坐标、纵坐标的值相加之后和的大小来求。Ka1(H2A)≫Ka2(H2A)，则X点为一级电离的某一点，设X点横坐标、纵坐标值之和为x，则-lgeq \f(cH+,cH2A)+[-lg c(HA-)]=x，-lg eq \f(cH＋·cHA-,cH2A)=x，可得Ka1=10-x。同理Y点为二级电离的某一点，设Y点横、纵坐标值之和为y，则-lgeq \f(cH+,c HA-)+[-lg c(A2-)]=y，-lgeq \f(cH＋·cHA2-,cHA-)=y，可得Ka2=10-y。假设成立。
【体系再构】
【随堂反馈】
基础训练
1．在0.1 ml·L-1的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离且使H＋浓度增大，应采取的措施是
A．升温 B．降温 C．加入NaOH溶液 D．加入稀盐酸
2．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，溶液中氢离子浓度减小
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增大
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
3．下列说法不正确的是
A．pH＞7的溶液不一定呈碱性
B．中和pH和体积均相等的氨水、NaOH溶液，所需HCl的物质的量相同
C．相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液中，c(OH-)相等
D．氨水和盐酸反应后的溶液，若溶液呈中性，则c(Cl-)=c(NH4+)
4．室温下，下列操作可以使0.01 ml·L-1L NH3·H2O溶液中c(NH4+)增大的是
A．加入少量H2O B．加入少量NaOH固体
C．通入少量HCl气体 D．降低温度
5．部分弱酸的电离平衡常数如表所示：
下列选项错误的是
A．等体积等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含阴离子总数前者大于后者
B．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+COeq \\al(2－,3)=== SOeq \\al(2－,3)+H2CO3
C．中和等体积等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．CN-+H2O+CO2===HCN+
拓展训练
6．在相同温度时100 mL 0.01 ml·L-1醋酸溶液与10 mL 0.1 ml·L-1醋酸溶液相比较。下列数值前者大于后者的是
A．中和时所需NaOH的量 B．电离度
C．H＋的物质的量浓度 D．CH3COOH的物质的量
7．室温下，对氢离子浓度、体积均相同的HCl溶液和CH3COOH溶液分别采取以下措施。下列有关叙述正确的是
A．加适量的CH3COONa晶体，两溶液的氢离子浓度减小
B．使温度升高20 ℃，两溶液的氢离子浓度不变
C．加水稀释2倍，两溶液的氢离子浓度增大
D．加足量的Zn充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多
8．25 ℃时，有关水的电离，下列叙述正确的是
A．向水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变
9．如图为某实验测得0.1 ml·L-1NaHCO3溶液在升温过程中（不考虑水挥发）的pH变化曲线。下列说法正确的是
A．a点溶液的c(OH-)比c点溶液的小
B．a点时，Kw＜Ka1(H2CO3) ·Ka2(H2CO3)
C．b点溶液中，c(Na+)=c (HCOeq \\al(－,3))+2c (COeq \\al(2－,3))
D．ab段，pH减小说明升温抑制了 HCOeq \\al(－,3)的水解
10．常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。
（1）温度升高，NH3·H2O的电离平衡向________(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是________（填字母）。
a．电离常数 b．电离度 c．c(OH－) D．c(NH3·H2O)
（2）表中c(OH－)基本不变的原因是_______________________________________________。
（3）常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是________（填字母，下同）。
A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小 C．c(OH－)减小 D．c(NH4+)减小
（4）氨水溶液中，下列做法能使c(NH4+)与c(OH－)比值变大的是________。
A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢 C．加入少量固体氢氧化钠
【巩固练习】答案
1．A 2．A 3．B 4．C 5．B 6．B 7．A 8．B 9．A
10．（1）右 a
（2）氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变
（3）AD
（4）AB
【课后作业】
1．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
2．二氧化碳的过量排放可对海洋生物的生存环境造成很大影响，其原理如下图所示。下列叙述错误的是
A．海水酸化能引起HCO3-浓度增大、CO32-浓度减小
B．海水酸化能促进CaCO3的溶解，导致珊瑚礁减少
C．CO2能引起海水酸化，其原理为HCO3-H++CO32
D．使用太阳能、氢能等新能源可改善珊瑚的生存环境
3．醋酸的电离方程式为CH3COOH(aq)H+(aq)+CH3COO-(aq) ΔH>0，25℃时，0.1ml·L-1醋酸溶液中存在下述关系： ，下列说法正确的是
A．该温度下0.01ml·L-1醋酸溶液Ka①=②=③=④
B．将②、③溶液混合后，pH=7，消耗溶液的体积：②④>①>②
5．pH＝2的A、B两种酸溶液各取1mL，分别加水稀释到1000mL，其溶液的pH与溶液体积(V)的关系如图所示。下列说法不正确的是
A．稀释后X溶液的c(H＋)比Y溶液小
B．a＝5时，X是强酸，Y是弱酸
C．若X、Y都是弱酸，则5＞a＞2
D．X、Y两种酸溶液物质的量浓度一定相等
6．准确移取20.00 mL某待测NaOH溶液于锥形瓶中，用0.1000 ml·L-1盐酸滴定。用酚酞作指示剂，下列说法错误的是
A．常温下，0.100 0 ml·L-1L盐酸pH＝1
B．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，再用盐酸润洗
C．随着盐酸的滴入，锥形瓶中溶液pH逐渐变小
D．当滴入最后半滴盐酸时，溶液由无色变为浅红色，且30 s内不褪色，即为滴定终点
7．常温下，以酚酞作指示剂，用0.1 ml·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL ml·L-1的二元酸H2A溶液。溶液中pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系如图所示。[A2−的分布系数为]下列说法正确的是 ）
A．当V(NaOH)＝0 mL时，c(HA－)＋c(A2－)=0.2 ml·L-1
B．当V(NaOH)＝20.00 mL时，c(Na+)>c(HA－)＋2c(A2－)
C．常温下，A2－的水解常数值为1.0×10－12
D．当V(NaOH)＝30.00 mL时，c(HA－)＋c(H+)＝c(A2－)＋c(OH－)
8．已知25 ℃时，向0.100 ml·L-1 H3PO4溶液中滴加NaOH溶液，各含磷微粒的物质的量分数随pH变化的关系如图所示。
（1）25 ℃，pH＝3时溶液中c(H3PO4)∶c(H2PO4－)＝________。
（2）当溶液pH由11到14时，所发生反应的离子方程式为___________________________。
9．用中和滴定法测定烧碱的纯度，若烧碱中含有与酸不反应的杂质，根据实验回答问题：
（1）将准确称量好的2.0 g烧碱样品配成100 mL待测液，需要的主要玻璃仪器除量筒、烧杯、玻璃棒外，还必须用到的仪器有__________、__________。
（2）用碱式滴定管量取10.00 mL待测液，置于锥形瓶中，同时滴加1～2滴指示剂。化学上常选用的指示剂有酚酞或________。
（3）用0.2010 ml·L-1 标准盐酸滴定待测烧碱溶液，滴定时左手旋转酸式滴定管的玻璃活塞，右手不停地摇动锥形瓶，两眼注视________________，直到滴定到终点，若选择酚酞作指示剂，判断滴定终点的标志是________________________________________。
（4）根据下列数据，测得c(NaOH)＝__________。烧碱的纯度＝________。
（5）以标准的盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，以下引起待测液浓度偏小的是 ___（填字母）。
a. 读数时，滴定前平视，滴定后俯视
b. 未用待测液润洗碱式滴定管
c. 用待测液润洗锥形瓶
d. 不小心将标准液滴在锥形瓶外面
e. 滴定接近终点时，用少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁

【课后作业】答案
1．C 2．C 3．B 4．A 5．D 6．D 7．C
8．（1）1∶10(或0.1) (2) HPO42－＋OH－===PO43－＋H2O
9．（1）100 mL容量瓶 胶头滴管
（2）甲基橙
（3）锥形瓶中溶液颜色的变化 当滴入最后半滴盐酸时，溶液恰好由红色变为无色，且半分钟内不复原
（4）0.4020 ml·L-1 80.4%
（5）ab应用
举例
判断弱酸酸性(或弱碱碱性)的相对强弱
K(HF)>K(HClO)；同浓度溶液的酸性：HF>HClO
判断酸与盐反应是否能发生(强酸制弱酸)
K1(H2CO3)>K(HClO)；Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO
判断溶液中粒子浓度比值的变化
在NH4Cl溶液中加水稀释，eq \f(cNH3·H2O·cH＋,cNH\\al(＋,4))如何变化？分子分母同时乘以c(OH－)，可得eq \f(Kw,KbNH3·H2O)，该比值只与温度有关，温度不变，比值不变
判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱
K(HF)>K(CH3COOH)[盐所对应的酸(或碱)越弱，盐水解的程度越大，盐的碱(或酸)性越强]；同浓度盐溶液的碱性：NaFK2＝4.7×10－11 ，故NaHCO3水解程度大于电离程度
一元弱酸
(以CH3COOH为例)
二元酸
(以草酸H2C2O4为例)
δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数
δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2Oeq \\al(－,4)分布系数、δ2为C2Oeq \\al(2－,4)分布系数
随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式
同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
H2SO3
电离平衡(25℃)
Ka=1.77×10-4
Ka=4.9×10-10
Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.6×10-11
Ka1=1.54×10-2
Ka2=1.02×10-7
温度
/℃
c(NH3·H2O)
/( ml·L-1)
电离常数
电离度
/%
c(OH－)
/( ml·L-1)
0
16.56
1.37×10－5
9.098
1.507×10－2
10
15.16
1.57×10－5
10.18
1.543×10－2
20
13.63
1.71×10－5
11.2
1.527×10－2
滴定
次数
待测液体积
/mL
标准盐酸体积/mL
滴定前读数
滴定后读数
第一次
10.00
0.50
20.40
第二次
10.00
4.00
24.10
第三次
10.00
1.00
24.10