鲁科版高考化学一轮复习第8章第43讲弱电解质的电离教学课时学案

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弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡
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。
3．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：弱电解质电离一般是吸热的，故升温，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：用同一弱电解质配制溶液，增大溶液的浓度，电离平衡正向移动，溶液中离子的浓度增大，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡正向移动，电离程度增大，但溶液中离子的浓度减小。
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反应离子：加入能与弱电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡正向移动，电离程度增大。
①电离平衡向右移动，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移。
②电离平衡向右移动，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电离平衡向右移动，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，都会引起平衡向右移动，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时小。
以0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH>0的影响(忽略因反应放出的热对溶液温度的影响)。
[答案] ①增大 减小 减弱 不变 ②增大 增大 增强 不变 ③增大 增大 增强 不变 ④减小 减小 增强 不变 ⑤减小 减小 增强 不变 ⑥减小 减小 增强 不变 ⑦增大 增大 增强 增大
1．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入适量的物质是( )
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
C [若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NHeq \\al(＋,4))增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，c(OH－)减小，④不符合题意；电离属于吸热过程，加热，平衡向正反应方向移动，⑤不符合题意；加入MgSO4固体发生反应，溶液中c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，⑥不符合题意。]
2．一定温度下，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：cB．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：cC．若用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大
D．a～b段导电能力增强的主要原因是CH3COOH电离程度增大，b～c段导电能力减弱的主要原因是溶液体积增大，离子浓度减小
D [A项，由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b；B项，加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c>b>a；C项，用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小。]
3．H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是( )
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
C [加水促进H2S的电离，由于溶液体积增大，氢离子浓度减小，A错误；B项反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时，溶液显酸性，因H2SO3酸性比H2S强，故pH减小，错误；滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，生成了强酸，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。]
4．常温下将浓度为0.1 ml·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)eq \f(cH＋,cHF)：__________、eq \f(cF－,cHF)：__________。
(2)eq \f(cF－·cH＋,cHF)________、eq \f(cHF·cOH－,cF－)________。
[解析] (1)eq \f(cH＋,cHF)＝eq \f(nH＋,nHF)，eq \f(cF－,cHF)＝eq \f(nF－,nHF)或eq \f(cF－,cHF)＝eq \f(cF－·cH＋,cHF·cH＋)＝eq \f(KaHF,cH＋)。
(2)eq \f(cF－·cH＋,cHF)＝Ka(HF)，eq \f(cHF·cOH－,cF－)＝eq \f(cHF·cOH－·cH＋,cF－·cH＋)＝eq \f(KW,KaHF)。
[答案] (1)变大 变大 (2)不变 不变
加水稀释粒子浓度比值变化分析模型
(1)同一溶液中，粒子浓度比等于物质的量比。如HF溶液：eq \f(cH＋,cHF)＝eq \f(nH＋,nHF)。(由浓度比较变成物质的量比较)
(2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：eq \f(cH＋,cHF)＝eq \f(cH＋·cF－,cHF·cF－)＝eq \f(Ka,cF－)。(由两变量转变为一变量)
电离常数及其有关计算
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HAH＋＋A－，可表示为Ka＝eq \f(cH＋·cA－,cHA)。
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝eq \f(cOH－·cB＋,cBOH)。
③多元弱酸，如H2A的Ka1＝eq \f(cH＋·cHA－,cH2A)，Ka2＝eq \f(cH＋·cA2－,cHA－)。
(2)电离常数意义：相同条件下，Ka(Kb)值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性(碱性)相对越强。
(3)电离常数的影响因素
①电离常数本质上与弱电解质相对强弱有关。
②外因：只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，Ka(Kb)增大。
③多元弱酸或多元弱碱是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，其理由是前面电离出的H＋或OH－抑制后面各步的电离，故其酸性或碱性主要取决于第一步电离。
2．电离常数[Ka(Kb)]与电离度(α)的计算模板
(1)一元弱酸(以CH3COOH为例)
设常温下，浓度为c ml·L－1的醋酸的电离度为α
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/(ml·L－1) c 0 0
转化/(ml·L－1) c·α c·α c·α
平衡/(ml·L－1) c－cα≈c c·α c·α
Ka＝eq \f(cα·cα,c)＝cα2、α＝eq \r(\f(Ka,c))，c(H＋)＝cα ml·L－1＝eq \r(Ka·c) ml·L－1。
(2)一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)
同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα ml·L－1＝eq \r(Kb·c) ml·L－1。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)弱电解质加水稀释，平衡右移，电离度增大，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)HF溶液中加NaOH溶液，HF的电离常数增大。( )
(4)HF的电离常数与F－的水解常数互为倒数。( )
(5)25 ℃时，浓度均为0.1 ml/L的HA与NaA混合液呈碱性是因为Ka(HA)[答案] (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√
2．25 ℃时，0.1 ml/L的HA溶液的pH＝3，则HA的电离度为______，电离常数为______ ml·L－1。
[答案] 1.0% 1.0×10－5
电离常数的应用
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－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为______________________________。
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCOeq \\al(－,3)===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===COeq \\al(2－,3)＋2HClO
③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCOeq \\al(－,3)＋HClO
④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
⑤碳酸钠滴入少量甲酸溶液中：2HCOOH＋COeq \\al(2－,3)===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
(4)25 ℃，相同浓度的下列溶液
①Na2S ②Na2CO3 ③NaHCO3 ④NaClO
pH由大到小的顺序为____________(填“序号”)。
[解析] (3)①因HClO酸性比H2CO3(H2O＋CO2)弱，不能发生；②因HClO比HCOeq \\al(－,3)的Ka大，HClO与COeq \\al(2－,3)反应，该反应应为CO2＋H2O＋ClO－===HClO＋HCOeq \\al(－,3)；④H2S与ClO－发生氧化还原反应；⑤少量甲酸，生成HCOeq \\al(－,3)。
[答案] (1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO
(2)S2－>COeq \\al(2－,3)>ClO－>HS－>HCOeq \\al(－,3)>HCOO－ (3)①②④⑤ (4)①>②>④>③
电离平衡常数(K)的三大应用
(1)判断弱电解质的相对强弱，K越大，相对越强。
(2)判断盐溶液中酸碱性强弱，K越大，对应的盐水解程度越小，呈现的酸、碱性越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，K较大的酸或碱能制K较小的酸或碱。
电离常数的有关计算
类型1 混合溶液中的Ka/Kb计算
特定条件下的Ka或Kb的有关计算
25 ℃时，a ml·L－1弱酸盐NaA溶液与b ml·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按如下三步骤求算：
(1)电荷守恒 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－)⇒c(A－)＝c(Na＋)－c(B－)＝eq \f(a－b,2) ml·L－1。
(2)物料守恒 c(HA)＋c(A－)＝eq \f(a,2) ml·L－1⇒c(HA)＝eq \f(a,2) ml·L－1－eq \f(a－b,2) ml·L－1＝eq \f(b,2) ml·L－1。
(3)Ka＝eq \f(cH＋·cA－,cHA)＝eq \f(10－7×\f(a－b,2),\f(b,2))。
2．(1)25 ℃时，用0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L－1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，则Ka为____________ ml·L－1(用含V的式子表示)。
(2)25 ℃时，向含a ml NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________ ml·L－1(用含a和b的代数式表示)[已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 ml·L－1]。
(3)常温下，将a ml·L－1的CH3COOH溶液与b ml·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液的pH为7，则该混合液中CH3COOH的电离常数Ka＝________ ml·L－1(用含a和b的代数式表示)。
[解析] (1)根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可得，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝eq \f(0.1×20,20＋V) ml·L－1，混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，c(CH3COOH)≈eq \f(0.1V－20,20＋V) ml·L－1，则Ka＝
eq \f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq \f(2×10－7,0.1V－2) ml·L－1。
(2)根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 ml·L－1，n(NHeq \\al(＋,4))＝n(NOeq \\al(－,3))＝a ml。设加入氨水的浓度为c ml·L－1，混合溶液的体积为V L
由Kb＝eq \f(cNH\\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)＝eq \f(\f(a,V) ml·L－1×10－7 ml·L－1,\f(bc,V) ml·L－1)＝2×10－5 ml·L－1，得c＝eq \f(a,200b)。
(3)根据电荷守恒：2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，
c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝2×eq \f(b ml·L－1,2)＝b ml·L－1，
c(CH3COOH)＝eq \f(a,2) ml·L－1－b ml·L－1＝(eq \f(a,2)－b) ml·L－1，
c(H＋)＝1×10－7 ml·L－1，
Ka＝eq \f(b×10－7,\f(a,2)－b) ml·L－1＝eq \f(2b×10－7,a－2b) ml·L－1。
[答案] (1)eq \f(2×10－7,0.1V－2) (2)eq \f(a,200b) (3)eq \f(2b×10－7,a－2b)
类型2 根据图像灵活确定电离常数Ka/Kb
3．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2Oeq \\al(－,4)＋H＋ Ka1，HC2Oeq \\al(－,4)C2Oeq \\al(2－,4)＋H＋ Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2Oeq \\al(－,4)、C2Oeq \\al(2－,4)三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
则常温下：
(1)Ka1＝________ ml·L－1。
(2)Ka2＝________ ml·L－1。
(3)pH＝2.7时，溶液中eq \f(c2HC2O\\al(－,4),cH2C2O4·cC2O\\al(2－,4))＝________。
[解析] (1)由图像可知pH＝1.2时，c(HC2Oeq \\al(－,4))＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10－1.2 ml·L－1。(2)pH＝4.2时，c(HC2Oeq \\al(－,4))＝c(C2Oeq \\al(2－,4))，则Ka2＝10－4.2 ml·L－1。(3)由电离常数表达式可知eq \f(c2HC2O\\al(－,4),cH2C2O4·cC2O\\al(2－,4))＝eq \f(Ka1,Ka2)＝eq \f(10－1.2,10－4.2)＝103＝1 000。
[答案] (1)10－1.2 (2)10－4.2 (3)1 000
4．甲胺(CH3NH2)是一种应用广泛的一元弱碱，其电离方程式为CH3NH2＋H2OCH3NHeq \\al(＋,3)＋OH－。常温下，向20.0 mL 0.10 ml·L－1的甲胺溶液中滴加V mL 0.10 ml·L－1的稀盐酸，混合溶液的pH与相关粒子浓度的关系如图所示。
则常温下，甲胺的电离常数表达式Kb＝_____________，其数值为________。
[解析] Kb＝eq \f(cCH3NH\\al(＋,3)·cOH－,cCH3NH2)，a点时，pH＝10.6，c(OH－)＝eq \f(10－14,10－10.6) ml·L－1＝10－3.4 ml·L－1，lg eq \f(cCH3NH\\al(＋,3),cCH3NH2)＝0，c(CH3NHeq \\al(＋,3))＝c(CH3NH2)，故Kb＝10－3.4 ml·L－1。
[答案] eq \f(cCH3NH\\al(＋,3)·cOH－,cCH3NH2) 10－3.4
利用图像求电离常数的步骤(以HA为例)
一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
1．一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
2．图像法理解一强一弱稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
强弱电解质的判定
弱电解质判断的四角度(以弱酸为例)
角度一：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 ml·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：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角度三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可用以下现象判断：
(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。
角度四：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。
1．为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙、丁四位同学分别设计以下实验进行探究。
(1)甲同学取一定体积的HF溶液，滴入2滴紫色石蕊溶液，显红色，再加入NaF固体观察到的现象是________________，则证明HF为弱酸。
(2)乙同学取10 mL未知浓度的HF溶液，测其pH为a(a<5)，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL。再测其pH为b，若要认为HF为弱酸，则a、b应满足的关系是b<________(用含a的代数式表示)。
(3)丙同学用pH试纸测得室温下0.10 ml·L－1的HF溶液的pH为2，则测定HF为弱酸，由丙同学的实验数据可得室温下HF的电离平衡常数约为________ ml·L－1。
(4)丁同学用pH试纸测室温下0.1 ml/L NaF溶液的pH________7，则说明HF为弱酸，其理由是____________________________________(写离子方程式)。
[答案] (1)红色变浅 (2)a＋2 (3)1×10－3 (4)> F－＋H2OHF＋OH－
一强一弱的比较
2．(2022·北京模拟)关于室温下pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液，下列叙述正确的是( )
A．氨水中的c(NHeq \\al(＋,4))与NaOH溶液中的c(Na＋)相同
B．温度均升高20 ℃(不考虑挥发)，两溶液的pH均不变
C．加水稀释相同的倍数后，两种溶液的pH不再相同
D．与等物质的量浓度的盐酸反应，恰好中和时所消耗的盐酸的体积相同
AC [B项，氨水升温，电离程度变大，c(OH－)增大，pH变大，错误；D项，pH相同的氨水浓度大于NaOH溶液的浓度，消耗的盐酸的体积不相同，错误。]
3．某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4 ml·L－1和1.7×10－5 ml·L－1。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的电离程度：b点>c点
C．从c点到d点，溶液中eq \f(cHA·cOH－,cA－)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n(Na＋)相同
C [加相同体积水，曲线Ⅱ对应的pH变化较大，代表较强的酸，即HNO2，A错误；酸溶液中pH越小，水的电离程度越小，即b点4．浓度均为0.10 ml·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lgeq \f(V,V0)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lgeq \f(V,V0)＝2时，若两溶液同时升高温度，则eq \f(cM＋,cR＋)增大
D [由图像可知0.1 ml·L－1的MOH溶液的pH＝13，说明MOH完全电离，为强碱，同理判断ROH为弱碱，所以前者的碱性大于后者，A正确；ROH为弱电解质，溶液越稀越易电离，所以电离程度b点大于a点，B正确；当两溶液无限稀释下去，相当于纯水，所以二者氢氧根离子浓度相等，C正确；当lgeq \f(V,V0)＝2时，MOH溶液的pH＝11，ROH溶液的pH＝10，MOH溶液不存在电离平衡，ROH溶液存在电离平衡，升高温度，M＋浓度无影响，R＋浓度增大，所以eq \f(cM＋,cR＋)减小，D错误。]
(1)酸、碱溶液稀释与ΔpH的关系
①ΔpH相同，强酸或强碱稀释的倍数小于弱酸或弱碱稀释的倍数。
②稀释相同倍数，强酸或强碱的ΔpH大于弱酸或弱碱的ΔpH。
(2)酸、碱稀释过程中的pH变化图像
1．(2022·浙江1月选考，T17)已知25 ℃时，二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是( )
A．在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B．向0.1 ml·L－1的H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH＝3，则H2A的电离度为0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c(A2－)>c(HA－)
D．取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100 mL，则该溶液pH＝a＋1
B [由H2A的电离常数可知A2－的水解程度大于HA－，故水的电离程度前者大于后者；pH＝3时，由Ka1＝eq \f(cH＋·cHA－,cH2A)＝1.3×10－7可求得eq \f(cHA－,cH2A)＝1.3×10－4，即H2A的电离度为0.013%；pH＝11时，由Ka2＝eq \f(cH＋·cA2－,cHA－)＝7.1×10－15可求得eq \f(cA2－,cHA－)＝7.1×10－4，即c(A2－)2．(2022·全国乙卷，T13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是( )
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
B．溶液Ⅱ中的HA的电离度eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\c1(\f(cA－,c总HA)))为eq \f(1,101)
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4
B [A项，常温下，溶液Ⅰ中pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，错误；B项，常温下溶液Ⅱ的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 ml/L，Ka＝eq \f(cH＋·cA－,cHA)＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，则eq \f(0.1cA－,c总HA－cA－)＝1.0×10－3，解得eq \f(cA－,c总HA)＝eq \f(1,101)，正确；C项，HA可以自由穿过膜，故溶液Ⅰ、Ⅱ中c(HA)相等，错误；D项，溶液Ⅰ中eq \f(10－7[c总HA－cHA],cHA)＝1.0×10－3，c总(HA)＝(104＋1) c(HA)，溶液Ⅱ中eq \f(0.1[c总HA－cHA],cHA)＝1.0×10－3，c总(HA)＝1.01c(HA)，故二者之比为(104＋1)∶1.01≈104，错误。]
3．(2022·广东选择性考试，T17节选)某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设。稀释HAc溶液或改变Ac－浓度，HAc电离平衡会发生移动。设计方案并完成实验用浓度均为0.1 ml·L－1的HAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液；测定pH，记录数据。
(1)根据表中信息，补充数据：a＝________，b＝________。
(2)由实验Ⅰ和Ⅱ可知，稀释HAc溶液，电离平衡________(填“正”或“逆”)向移动；结合表中数据，给出判断理由：________________________________ _________________________________________________________________。
(3)由实验Ⅱ～Ⅷ可知，增大Ac－浓度，HAc电离平衡逆向移动。
实验结论假设成立。
[答案] (1)3.00 33.00 (2)正 实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的pH增大值小于1
T ℃时，向浓度均为1 ml·L－1的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH。所得溶液pH的两倍(2pH)与溶液浓度的对数(lg c)的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
已知：①HA的电离常数：Ka＝eq \f(cH＋·cA－,cHA－cA－)≈eq \f(c2H＋,cHA)；
②pKa＝－lg Ka。
A．酸性：HA>HB
B．a点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 ml·L－1，c(H＋)＝0.01 ml·L－1
C．T ℃时，弱酸HB的pKa≈5
D．弱酸的Ka随溶液浓度的降低而增大
D [从图中得到，浓度相等的时候，HB溶液的pH更大，说明HB的酸性更弱，A项正确；a点溶液的纵坐标为4，即溶液的pH为2(注意纵坐标为pH的2倍)，所以c(H＋)＝0.01 ml·L－1，a点溶液的横坐标为－1，即lg c(HA)＝－1，所以c(HA)＝0.1 ml·L－1，B项正确；从图中得到，1 ml·L－1的HB溶液的pH＝2.5，即c(H＋)＝10－2.5 ml·L－1，所以Ka≈eq \f(c2H＋,cHA)＝eq \f(10－2.52,1) ml·L－1＝10－5 ml·L－1，pKa≈5，C项正确；Ka是电离常数，其数值只与温度相关，温度不变，Ka不变，D项错误。]
课时分层作业(四十三) 弱电解质的电离
一、选择题(每小题只有一个选项符合题目要求)
1．(2021·浙江6月选考，T19)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
B [25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 ml·L－1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得此时溶液pH<7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。]
2．由于血液中存在如下平衡过程：CO2(g)CO2(aq)、CO2(aq)＋H2O(l) H2CO3(aq)、H2CO3(aq)H＋(aq)＋HCOeq \\al(－,3)(aq)，使血液的pH维持在7.35～7.45。如超出这个范围会造成酸中毒(pH过低)或碱中毒(pH过高)，急性中毒时需静脉注射NH4Cl或NaHCO3进行治疗。下列叙述正确的是( )
A．血液中CO2浓度过高会导致酸中毒，使血液中eq \f(cHCO\\al(－,3),cH2CO3)的值增大
B．治疗碱中毒时，患者需降低呼吸频率，以增加血液中CO2浓度
C．急性酸中毒时，救治方式是静脉注射NH4Cl溶液
D．酸或碱中毒时，会导致血液中的酶发生水解
[答案] B
3．将浓度为0.1 ml·L－1 HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是( )
①c(H＋) ②c(F－) ③c(OH－) ④Ka(HF) ⑤KW ⑥eq \f(cF－,cH＋) ⑦eq \f(cH＋,cHF)
A．①⑥ B．②④
C．③⑦ D．④⑤
C [HF溶液加水稀释c(H＋)、c(F－)、c(HF)均减小，Ka、KW均不变，根据KW＝c(H＋)·c(OH－)，c(OH－)增大，再根据eq \f(cH＋,cHF)＝eq \f(nH＋,nHF)，可知eq \f(cH＋,cHF)增大；c(H＋)比c(F－)减小的倍数小，eq \f(cF－,cH＋)减小。]
4．某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－(25 ℃时，Ka＝1.0×10－2)，下列有关说法正确的是( )
A．常温下NaHA溶液的pH>7
B．稀释0.1 ml·L－1 H2A溶液，因电离平衡向右移动而导致c(H＋)增大
C．在0.1 ml·L－1的H2A溶液中加入Na2A(s)，c(H＋)变小，pH变小
D．若0.1 ml·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 ml·L－1，则0.1 ml·L－1 的H2A中c(H＋)<0.12 ml·L－1
D [A项，HA－只电离不水解，NaHA溶液呈酸性，pH<7，错误；B项，稀释后c(H＋)减小，错误；C项，c(H＋)变小，pH变大，错误。]
二、选择题(每小题有一个或两个选项符合题目要求)
5．电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量。常温下，将相同体积的盐酸和氨水分别加水稀释，溶液的电导率随加入水的体积V(H2O)变化的曲线如图所示，下列说法正确的是( )
A．曲线Ⅱ表示盐酸加水稀释过程中溶液电导率的变化
B．a、b、c三点溶液的pH：a>b>c
C．将a、b两点溶液混合，所得溶液中：c(Cl－)＝c(NHeq \\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)
D．氨水稀释过程中，eq \f(cNH\\al(＋,4),cNH3·H2O)不断减小
AB [加水稀释时，一水合氨进一步电离，导电能力变化较小，则曲线Ⅰ为氨水稀释曲线，故A正确；盐酸显酸性，氨水显碱性，导电能力越大，说明离子浓度越大，则a、b、c三点溶液的pH：a>b>c，故B正确；将a、b两点溶液混合，由于氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，c(Cl－)6．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
A．在相同温度下，HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度越低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则eq \f(cZ－,cHZ·cOH－)变小，若加少量盐酸，则eq \f(cZ－,cHZ·cOH－)变大
C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)D．在相同温度下，Ka5>Ka4>Ka3
D [相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 ml·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为HZ>HY>HX，D项正确；电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，eq \f(cZ－,cHZ·cOH－)是Z－水解平衡常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B项错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C项错误。]
7．常温下，向10 mL b ml·L－1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.01 ml·L－1的NaOH溶液，充分反应后，溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)，下列说法不正确的是( )
A．b＝0.01
B．混合后溶液呈中性
C．CH3COOH的电离常数Ka＝eq \f(10－9,b－0.01) ml·L－1
D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度逐渐减小
AD [若b＝0.01，反应后恰好生成CH3COONa，c(CH3COO－)8．常温下，浓度均为0.1 ml·L－1体积均为V0 mL的HA、HB溶液分别加水稀释至体积为V mL的溶液。稀释过程中，pH与lg eq \f(V,V0)的变化关系如图所示。下列叙述正确的是 ( )
A．pH随lgeq \f(V,V0)的变化始终满足直线关系
B．溶液中水的电离程度：a>b>c
C．该温度下，Ka(HB)≈10－6 ml·L－1
D．分别向稀释前的HA、HB溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7时，c(A－)＝c(B－)
C [A项，随lgeq \f(V,V0)的增大，pH无限接近7，但不能使pH>7，错误；B项，HA、HB抑制H2O电离，pH越大，抑制程度越小，H2O的电离程度越大，H2O的电离程度b>a>c，错误；C项，利用a点，Ka＝eq \f(10－4×10－4,0.1×10－1－10－4) ml·L－1≈10－6 ml·L－1，正确；D项，根据图示可知HA为强酸，HB为弱酸，加NaOH溶液呈中性时，c(A－)>c(B－)，错误。]
三、非选择题
9．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。
(1)写出亚磷酸的电离方程式：_________________________________________、_________________________________________________。
(2)表示pH与lg eq \f(cHPO\\al(2－,3),cH2PO\\al(－,3))的变化关系的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________ ml·L－1，Ka2＝________ ml·L－1。
[解析] Ka1＝eq \f(cH2PO\\al(－,3)·cH＋,cH3PO3)，Ka2＝eq \f(cHPO\\al(2－,3)·cH＋,cH2PO\\al(－,3))，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同eq \f(cH2PO\\al(－,3),cH3PO3)或eq \f(cHPO\\al(2－,3),cH2PO\\al(－,3))时，曲线Ⅱ对应的c(H＋)较大，为第一步电离(Ka1)，曲线Ⅰ对应的c(H＋)较小，为第二步电离(Ka2)，选用曲线Ⅱ中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝eq \f(cH2PO\\al(－,3)·cH＋,cH3PO3)＝10×10－2.4 ml·L－1＝10－1.4 ml·L－1，选用曲线Ⅰ中的特殊点A计算Ka2，Ka2＝eq \f(cHPO\\al(2－,3)·cH＋,cH2PO\\al(－,3))＝10－1×10－5.5 ml·L－1＝10－6.5 ml·L－1。
[答案] (1)H3PO3H2POeq \\al(－,3)＋H＋ H2POeq \\al(－,3)HPOeq \\al(2－,3)＋H＋
(2)Ⅰ (3)10－1.4 10－6.5
10．(1)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5 ml·L－1，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2 ml·L－1，Ka2＝6.2×10－8 ml·L－1。
①若氨水的浓度为2.0 ml·L－1，溶液中的c(OH－)＝________ ml·L－1。
②将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 ml·L－1时，溶液中的c(SOeq \\al(2－,3))/c(HSOeq \\al(－,3))＝_________________________________。
③将稀盐酸加入氨水中，当lg eq \f(cNH\\al(＋,4),cNH3·H2O)＝0时，溶液中的c(OH－)＝________ ml·L－1。
(2)2.0×10－3 ml·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图。
则25 ℃时，HF电离常数Ka(HF)＝________________________ (列式求值)。
[解析] (1)①设氨水中c(OH－)＝x ml·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝eq \f(cNH\\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)，则eq \f(x·x,2) ml·L－1＝1.8×10－5 ml·L－1，解得x＝6.0×10－3。
②根据H2SO3的Ka2＝eq \f(cSO\\al(2－,3)·cH＋,cHSO\\al(－,3))，则eq \f(cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝eq \f(Ka2,cH＋)，当c(OH－)降至1.0× 10－7 ml·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 ml·L－1，
则eq \f(cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝eq \f(6.2×10－8,1.0×10－7)＝0.62。
③lg eq \f(cNH\\al(＋,4),cNH3·H2O)＝0时，c(NHeq \\al(＋,4))＝c(NH3·H2O)，根据Kb表达式，c(OH－)＝Kb＝1.8×10－5 ml·L－1。
(2)Ka(HF)＝eq \f(cH＋·cF－,cHF)＝eq \f(10－4×1.6×10－3,4.0×10－4) ml·L－1＝4×10－4 ml·L－1。
[答案] (1)①6.0×10－3 ②0.62 ③1.8×10－5
(2)eq \f(cH＋·cF－,cHF)＝eq \f(10－4×1.6×10－3,4.0×10－4) ml·L－1＝4×10－4 ml·L－1改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
①加水稀释
向右
______
______
______
______
②加入少量冰醋酸
向右
______
______
______
______
③通入HCl(g)
向左
______
______
______
______
④加NaOH(s)
向右
______
______
______
______
⑤加CH3COONa(s)
向左
______
______
______
______
⑥加入镁粉
向右
______
______
______
______
⑦升高温度
向右
______
______
______
______
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡常
数(25 ℃)
/(ml·L－1)
Ka＝1.77
×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
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
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
加水稀释到相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
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
序号
V(HAc)/mL
V(NaAc)/mL
V(H2O)/mL
n(NaAc)∶n(HAc)
pH
Ⅰ
40.00
/
/
0
2.86
Ⅱ
4.00
/
36.00
0
3.36
…
Ⅶ
4.00
a
b
3∶4
4.53
Ⅷ
4.00
4.00
32.00
1∶1
4.65
酸
HX
HY
HZ
浓度/(ml·L－1)
0.12
0.2
0.9
1
1
电离度
0.25
0.2
0.1
0.3
0.5
电离常数
Ka1
Ka2
Ka3
Ka4
Ka5