高考化学一轮复习第9章水溶液中的离子反应与平衡第42讲弱电解质的电离平衡学案

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第42讲 弱电解质的电离平衡
1．认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能动态地分析电离平衡的移动。
2．理解电离常数的含义，并能利用电离常数进行相关计算。
考点一 弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的概念
在一定条件(如温度、浓度等)下，当 eq \(□,\s\up1(1)) ________________________的速率和 eq \(□,\s\up1(2)) ________________________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) eq \(□,\s\up1(5)) ________，而v(结合)为 eq \(□,\s\up1(6)) ______。
(2)平衡的建立过程中，v(电离) eq \(□,\s\up1(7)) ________v(结合)。
(3)当v(电离) eq \(□,\s\up1(8)) ____v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．外界条件对电离平衡的影响
以0.1 ml·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋ ΔH>0的影响。
[答案自填] eq \(□,\s\up1(1)) 弱电解质分子电离成离子 eq \(□,\s\up1(2)) 离子结合成分子 eq \(□,\s\up1(3)) ＝ eq \(□,\s\up1(4)) ≠ eq \(□,\s\up1(5)) 最大 eq \(□,\s\up1(6)) 0 eq \(□,\s\up1(7)) > eq \(□,\s\up1(8)) ＝ eq \(□,\s\up1(9)) 正向
eq \(□,\s\up1(10)) 增大 eq \(□,\s\up1(11)) 减小 eq \(□,\s\up1(12)) 减小 eq \(□,\s\up1(13)) 增大 eq \(□,\s\up1(14)) 正向 eq \(□,\s\up1(15)) 增大
eq \(□,\s\up1(16)) 增大 eq \(□,\s\up1(17)) 增大 eq \(□,\s\up1(18)) 减小 eq \(□,\s\up1(19)) 逆向 eq \(□,\s\up1(20)) 增大 eq \(□,\s\up1(21)) 增大
eq \(□,\s\up1(22)) 减小 eq \(□,\s\up1(23)) 减小 eq \(□,\s\up1(24)) 逆向 eq \(□,\s\up1(25)) 减小 eq \(□,\s\up1(26)) 减小 eq \(□,\s\up1(27)) 增大
eq \(□,\s\up1(28)) 减小 eq \(□,\s\up1(29)) 正向 eq \(□,\s\up1(30)) 增大 eq \(□,\s\up1(31)) 增大 eq \(□,\s\up1(32)) 增大 eq \(□,\s\up1(33)) 增大
1．(2024·深圳观澜中学高三阶段测试)下列对氨水中存在的电离平衡 NH3·H2O⇌NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋OH－的叙述正确的是( )
A．加水后，溶液中n(OH－)增大
B．加入少量浓盐酸，电离平衡正向移动，溶液中c(OH－)增大
C．加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动
D．加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )减小
解析：选A。A．向氨水中加入水，促进一水合氨电离，溶液中n(OH－) 增大，A正确；B．向氨水中加入少量浓盐酸，盐酸电离产生的氢离子和氢氧根离子反应，导致溶液中c(OH－)减小，B错误；C．向氨水中加入少量浓NaOH溶液，氢氧根离子浓度增大，一水合氨的电离平衡逆向移动，C错误；D．向氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )增大，D错误。
2．下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是________。
①常温下NaNO2溶液的pH大于7
②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗
③HNO2和NaCl不能发生反应
④常温下0.1 ml·L－1 HNO2溶液的pH＝2.1
⑤常温下pH＝3的HNO2溶液和pH＝11的NaOH溶液等体积混合，pH小于7
⑥常温下pH＝2的HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3.1
解析：常温下NaNO2溶液的pH大于7，表明NaNO2是强碱弱酸盐，说明亚硝酸是弱电解质，①正确；用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，可能是因为溶液中溶质的浓度太小，不能说明亚硝酸是弱电解质，②错误；HNO2和NaCl不能发生反应，只能说明HNO2的酸性弱于HCl的，不能说明HNO2是弱电解质，③错误；常温下0.1 ml·L－1 HNO2溶液的pH＝2.1，表明亚硝酸在溶液中部分电离，说明亚硝酸是弱电解质，④正确；常温下pH＝3的HNO2溶液和pH＝11的NaOH溶液等体积混合，pH小于7，表明亚硝酸在溶液中部分电离，说明亚硝酸是弱电解质，⑤正确；常温下pH＝2的HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3.1，表明亚硝酸在溶液中部分电离，稀释100倍后其电离程度增大，说明亚硝酸是弱电解质，⑥正确。
答案：①④⑤⑥
3．常温下，①100 mL 0.01 ml·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”回答下列问题。
(1)c(CH3COO－)：①________②。
(2)电离程度：①________②。
(3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率：①________②；反应结束生成相同状况下H2的体积：①________②。
(4)与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积：①________②。
答案：(1)＜ (2)＞ (3)＜ ＝ (4)＝
考点二 电离平衡常数
1．电离平衡常数
2.用科学近似法处理关于电离常数的相关计算(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。
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)，Ka＝ eq \f(c2(H＋),c(HX)) ，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
由于Ka值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，c(H＋)＝ eq \r(Ka·c(HX)) ，代入数值求解即可。
3．电离度
[答案自填] eq \(□,\s\up1(1)) 增大 eq \(□,\s\up1(2)) 大 eq \(□,\s\up1(3)) 大 eq \(□,\s\up1(4)) 小 eq \(□,\s\up1(5)) 大
一、电离常数的定性分析
1．下列关于电解质的说法正确的是( )
A．向0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中 eq \f(c(H＋),c(CH3COOH)) 减小
B．室温下向10 mL 0.1 ml·L－1的氨水中加水稀释后，溶液中 eq \f(c(OH－)·c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ),c(NH3·H2O)) 不变
C．等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和 NaHCO3溶液混合： eq \f(c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ),c(H2CO3)) ＜ eq \f(c(CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ),c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ))
D．将浓度为0.1 ml·L－1 HF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka(HF)保持不变， eq \f(c(F－),c(H＋)) 始终增大
解析：选B。B项，NH3·H2O的电离常数Kb＝ eq \f(c(OH－)·c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ),c(NH3·H2O)) ，温度不变，Kb不变，正确；C项，等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合，根据电离常数有Ka1＝ eq \f(c(H＋)·c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ),c(H2CO3)) 、Ka2＝ eq \f(c(H＋)·c(CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ),c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )) ，同一溶液中c(H＋)相等，c(H＋)＝Ka1· eq \f(c(H2CO3),c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )) ＝Ka2· eq \f(c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ),c(CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) )) ，而Ka1＞Ka2，故 eq \f(c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ),c(H2CO3)) ＞ eq \f(c(CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ),c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )) ，错误；D项，0.1 ml·L－1的HF溶液加水不断稀释，平衡HF⇌H＋＋F－正向移动，n(H＋)、n(F－)均增大，但由于溶液中还存在水的电离，故n(H＋)增大的程度比n(F－)增大的程度大，所以 eq \f(c(F－),c(H＋)) 减小，错误。
2．部分弱酸的电离平衡常数见下表。
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－、HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 、CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(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，下列离子方程式不正确的是______________________________________________________(填序号)。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ＋2HClO
③硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
④碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
答案：(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
(2)S2－＞CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ＞ClO－＞HS－＞HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ＞HCOO－
(3)①②③
二、电离常数的定量计算
3．(1)CO2是一种廉价的碳资源，可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH＝13，则CO2主要转化为________(写离子符号)；若所得溶液中 c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )∶c(CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) )＝2∶1，则溶液中c(H＋)＝________。(室温下，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7；Ka2＝4.7×10－11)
(2)常温下，向a ml·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b ml·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，CH3COOH的电离常数Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)。
(3)常温下，将a ml·L－1 CH3COOH溶液与b ml·L－1 Ba(OH)2 溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在 2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，该混合溶液中CH3COOH的电离常数Ka＝____________(用含a和b的代数式表示)。
(4)亚硫酸的电离常数为Ka1、Ka2，改变0.1 ml·L－1亚硫酸溶液的pH，平衡体系中含硫元素微粒的物质的量分数δ与pH的关系如下图所示， eq \f(Ka1,Ka2) ＝________。
解析：(1)CO2与足量NaOH溶液反应后溶液pH＝13，CO2主要转化为CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ；电离常数Ka2＝ eq \f(c(H＋)·c(CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ),c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )) ＝4.7×10－11，又 c(HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )∶c(CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) )＝2∶1，即Ka2＝ eq \f(1,2) ×c(H＋)，故c(H＋)＝9.4×10－11 ml·L－1。
(2)溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，元素守恒：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)＝ eq \f(b,2) ml·L－1。
Ka＝ eq \f(10－7×\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(\f(a,2)－\f(b,2))),\f(b,2)) ＝ eq \f(10－7(a－b),b) 。
(3)溶液中存在电荷守恒：2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，又c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b ml·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
Ka＝ eq \f(10－7×b,\f(a,2)－b) ＝ eq \f(2b×10－7,a－2b) 。
(4)c(H2SO3)＝c(HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )时，Ka1(H2SO3)＝c(H＋)＝10－2，当c(SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) )＝c(HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) )时，Ka2(H2SO3)＝c(H＋)＝10－7， eq \f(Ka1,Ka2) ＝ eq \f(10－2,10－7) ＝105。
答案：(1)CO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) 9.4×10－11 ml·L－1
(2) eq \f(10－7(a－b),b)
(3) eq \f(2b×10－7,a－2b) (4)105
考点三 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
1．一元强酸与一元弱酸的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较。
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较。
2.一元强酸与一元弱酸的稀释图像比较
(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。
1．下列说法不正确的是(忽略溶液混合时体积变化)( )
A．相同温度下，pH相等的氨水、NaOH溶液中，c(OH－)相等
B．pH＝4的醋酸的物质的量浓度大于pH＝5的醋酸的10倍
C．pH均为4的盐酸和氯化铵溶液等体积混合后，所得溶液的pH＝4
D．用同浓度的NaOH溶液分别与等体积、等pH的盐酸和醋酸恰好完全反应，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大
解析：选D。A．相同温度下，水的离子积相等，pH相等的氨水、NaOH溶液中，c(H＋)相等，故溶液中c(OH－)相等，A正确；B．醋酸为弱酸，不完全电离，浓度越大，电离程度越小，pH＝4 的醋酸的物质的量浓度为 eq \f(10－4,α1) ml·L－1(α1为电离度)，pH＝5的醋酸的物质的量浓度为 eq \f(10－5,α2) ml·L－1(α2为电离度)，故前者比后者的10倍还大，B正确；C．pH均为4的盐酸和氯化铵溶液等体积混合的瞬间，c(H＋)＝1.0×10－4 ml·L－1，不发生变化，铵根离子和一水合氨的浓度瞬间变为原来的二分之一，二者的比值不变，故所得溶液中水的电离平衡没有移动，氯化铵的水解平衡没有移动，混合溶液中c(H＋)＝1.0×10－4 ml·L－1，pH＝4，C正确；D．醋酸是弱酸，等体积、等pH的盐酸和醋酸中醋酸的物质的量大于盐酸的物质的量，故用同浓度的NaOH溶液分别与等体积、等pH的盐酸和醋酸恰好完全反应，醋酸消耗NaOH溶液的体积更大，D错误。
2.在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与 2 mL 2 ml·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线
B．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率
C．反应中醋酸的电离被促进，两溶液最终产生的氢气总量基本相等
D．1 ml·L－1NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大
解析：选C。A．盐酸为一元强酸，醋酸为一元弱酸，2 mL 2 ml·L－1的盐酸和醋酸中，盐酸中 c(H＋)大，与镁条反应的速率大，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；B．可以通过曲线的斜率比较二者的反应速率大小，从题图可以看出，100 s 后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁反应已接近结束，c(H＋)较小，反应速率减小，故B错误；D．由于氯化氢和醋酸的物质的量相同，故用1 ml·L－1NaOH溶液完全中和时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故D错误。
3．(2024·河源高三期末)某温度下，将pH和体积均相同的HCl和CH3COOH溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A．稀释前溶液中溶质的浓度：c(HCl)＞c(CH3COOH)
B．溶液中水的电离程度：b点＜c点
C．从b点到d点，溶液中c(H＋)·c(OH－)逐渐增大
D．在d点和e点均存在：c(H＋)＜c(酸根阴离子)
解析：选B。A．稀释前两溶液的pH相等，由于CH3COOH部分电离，因此稀释前溶液中溶质的浓度：c(CH3COOH)＞c(HCl)，故A错误；B．b点pH小于c点pH，说明c点酸性弱，对水的电离抑制程度小，水的电离程度大，因此溶液中水的电离程度：b点＜c点，故B正确；C．从b点到d点，由于温度不变，因此溶液中c(H＋)·c(OH－)不变，故C错误；D．在d点和e点均存在电荷守恒：c(H＋)＝c(酸根阴离子)＋c(OH－)，因此存在：c(酸根阴离子)＜c(H＋)，故D错误。
1．(2022·新高考湖北卷)根据酸碱质子理论，给出质子 eq \b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(H＋)) 的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。已知：N2H eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(5)) ＋NH3===NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(5)) ＋CH3COO－。下列酸性强弱顺序正确的是( )
A．N2H eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(5)) >N2H4>NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4))
B．N2H eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(5)) >CH3COOH>NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4))
C．NH3>N2H4>CH3COO－
D．CH3COOH>N2H eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(5)) >NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4))
答案：D
2．(2022·新高考福建卷)探究醋酸浓度与电离度(α)关系的步骤如下，与相关步骤对应的操作或叙述正确的是( )
解析：选C。A．中和滴定时眼睛应始终注视锥形瓶内溶液颜色的变化，A错误；B．配制不同浓度的CH3COOH溶液时，容量瓶不需要干燥，B错误；C．CH3COOH的电离平衡只受温度影响，因此测定步骤Ⅱ中所得溶液的pH时应在相同温度下测定，C正确；D．电离度是指弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原电解质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分数，因此CH3COOH的电离度计算式为α＝ eq \f(c(H＋),c\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(CH3COOH))) ×100%，D错误。
3．(2022·高考全国乙卷)常温下，一元酸HA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
解析：选B。溶液Ⅰ的pH＝7.0，呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，A项错误；溶液Ⅱ中， eq \f(c(A－),c总(HA)) ＝ eq \f(c(A－),c(HA)＋c(A－)) ＝ eq \f(1,\f(c(HA),c(A－))＋1) ＝ eq \f(1,\f(c(H＋),Ka(HA))＋1) ＝ eq \f(10－3,10－1＋10－3) ＝ eq \f(1,101) ，B项正确；HA可以自由通过隔膜，溶液Ⅰ、Ⅱ中c(HA)应相等，C项错误；溶液Ⅰ、Ⅱ中c(HA)相等，由Ka(HA)＝ eq \f(c(A－)·c(H＋),c(HA)) ，可得cⅠ(A－)·cⅠ(H＋)＝cⅡ(A－)·cⅡ(H＋)， eq \f(cⅠ(A－),cⅡ(A－)) ＝ eq \f(cⅡ(H＋),cⅠ(H＋)) ＝ eq \f(10－1,10－7) ＝106，溶液Ⅰ中， eq \f(cⅠ(A－),cⅠ总(HA)) ＝ eq \f(10－3,10－7＋10－3) ≈1，cⅠ总(HA)＝cⅠ(A－)，同理溶液Ⅱ中，cⅡ总(HA)＝101cⅡ(A－)，故 eq \f(cⅠ总(HA),cⅡ总(HA)) ＝ eq \f(cⅠ(A－),101cⅡ(A－)) ＝ eq \f(106,101) ≈104，D项错误。
4．(2023·新高考湖南卷)常温下，用浓度为0.020 0 ml·L－1的NaOH标准溶液滴定浓度均为0.020 0 ml·L－1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定过程中溶液的pH随η eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\c1(η＝\f(V(标准溶液),V(待测溶液)))) 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)CH3COOH
C．25 ℃时，浓度均为0.1 ml·L－1的CH3COONa溶液和NaCN溶液的pH：CH3COONa>NaCN
D．25 ℃时，pH均为3的CH3COOH与HCN溶液各100 mL，与等浓度的NaOH溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积：CH3COOH>HCN
解析：选B。同温、同浓度时，CH3COOH溶液的pH小，酸性较强，A错误；25 ℃时，水电离出的c(H＋)均为10－11 ml·L－1，因此两种酸溶液中c(H＋)＝10－3 ml·L－1，由于酸性强弱：CH3COOH>HCN，故酸的浓度：HCN>CH3COOH，B正确；CH3COONa溶液和NaCN溶液浓度相同且CN－水解程度大，故pH：NaCN>CH3COONa，C错误；pH均为3的CH3COOH溶液与HCN溶液相比，HCN溶液浓度大，故消耗NaOH溶液的体积：HCN>CH3COOH，D错误。
6．(2024·韶关质检)溴甲基蓝(用HBb表示)指示剂是一元弱酸，HBb为黄色，Bb－为蓝色。下列叙述正确的是( )
A．0.01 ml·L－1 HBb溶液的pH＝2
B．HBb溶液的pH随温度升高而减小
C．向NaOH溶液中滴加HBb指示剂，溶液显黄色
D．0.01 ml·L－1 NaBb溶液中，c(H＋)＋c(Na＋)＝c(Bb－)＋c(HBb)
解析：选B。A．HBb为一元弱酸，0.01 ml·L－1 HBb溶液中氢离子浓度小于0.01 ml·L－1，故溶液的pH＞2，A错误；B．升高温度促进弱电解质的电离，HBb溶液的pH随温度升高而减小，B正确；C．向NaOH溶液中滴加HBb指示剂，发生酸碱中和反应，导致溶液中Bb－浓度增大，溶液显蓝色，C错误；D．0.01 ml·L－1 NaBb溶液中，存在元素守恒c(Na＋)＝c(Bb－)＋c(HBb)，D错误。
7．已知25 ℃时，部分弱酸的电离平衡常数见下表：
下列反应能发生的是( )
A．2CH3COOH＋SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ===H2O＋SO2↑＋2CH3COO－
B．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO
C．H2SO3＋ClO－===HClO＋HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3))
D．HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ＋CH3COO－===CH3COOH＋SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3))
解析：选B。根据表中数据可知，酸性强弱：H2SO3>CH3COOH>HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) >HClO，可利用强酸制弱酸，据此分析解题。A．酸性强弱：H2SO3>CH3COOH，反应2CH3COOH＋SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) ===H2O＋SO2↑＋2CH3COO－不能发生；B．酸性强弱：CH3COOH>HClO，反应ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO能发生；C．HClO具有氧化性，可将H2SO3氧化为H2SO4，反应H2SO3＋ClO－===HClO＋HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 不能发生；D．酸性强弱：CH3COOH>HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，反应HSO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ＋CH3COO－===CH3COOH＋SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(3)) 不能发生。
8．常温下，部分酸的电离常数见下表：
(1)c(H＋)相同的三种酸，酸的浓度由大到小的顺序为_________________。
(2)若HCN的起始浓度为0.01 ml·L－1，平衡时c(H＋) 约为____________ml·L－1。若要使此溶液中HCN的电离程度增大且c(H＋)也增大，可采用的方法是____________。
(3)中和等量的NaOH，消耗等pH的氢氟酸和硫酸的体积分别为a L、b L，则a________b(填“大于”“小于”或“等于”，下同)。中和等物质的量浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要NaOH的物质的量为n1、n2，则n1________n2。
(4)向NaCN溶液中通入少量CO2，发生反应的离子方程式为__________________________________________________________________。
(5)设计实验证明氢氟酸比盐酸的酸性弱：__________________________。
解析：(1)根据三种酸的电离常数可知，酸性强弱：HF>H2CO3>HCN>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，因此c(H＋)相同的三种酸，酸的浓度由大到小的顺序为c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)。(2)设c(H＋)＝x ml·L－1，根据HCN⇌H＋＋CN－，Ka＝ eq \f(c(H＋)·c(CN－),c(HCN)) ＝ eq \f(x·x,0.01－x) ＝6.2×10－10，解得x≈ eq \r(6.2) ×10－6；弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，能够促进HCN的电离，电离程度增大，c(H＋)也增大。(3)中和等量的NaOH，需要消耗等量的H＋，当氢氟酸和硫酸的pH相等时，由于硫酸是强酸，氢氟酸为弱酸，氢氟酸的浓度大于硫酸，需要消耗氢氟酸的体积小于硫酸的体积，即a小于b。氢氟酸为一元酸、硫酸为二元酸，中和等物质的量浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要NaOH的物质的量之比为1∶2，即n1小于n2。(4)由于酸性强弱：H2CO3>HCN>HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ，向NaCN溶液中通入少量CO2反应生成HCN和NaHCO3，离子方程式为CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) 。(5)证明氢氟酸比盐酸的酸性弱可以使用的方法有：①测定等物质的量浓度的两种酸的pH，氢氟酸的pH大；②等物质的量浓度的两种酸分别与Zn反应，开始时氢氟酸冒气泡慢；③测定等物质的量浓度的两种溶液的导电性，连接氢氟酸的灯泡较暗等。
答案：(1)c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF) (2) eq \r(6.2) ×10－6 升高温度 (3)小于 小于 (4)CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) (5)测定等物质的量浓度的两种酸的pH，氢氟酸的pH大(答案合理即可)
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9．(2024·汕头金禧中学高三测试)甘氨酸在水溶液中主要以如下所示的Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三种微粒形式存在，且存在以下电离平衡：
已知：常温下甘氨酸的Ka1＝10－2.35，Ka2＝10－9.78，当氨基酸主要以两性离子存在时溶解度最小。下列说法不正确的是( )
A．甘氨酸晶体易溶于水，难溶于乙醚、苯等溶剂
B．甘氨酸钠溶液中存在：H2N—CH2—COO－＋H2O⇌H2N—CH2—COOH＋OH－
C．pH＝2的甘氨酸盐酸盐溶液中c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)＝10－0.35
D．向饱和甘氨酸钠溶液中滴加盐酸至pH＝6，可能会析出固体
解析：选C。A．甘氨酸为极性分子，分子中的氨基和羧基都能与水分子间形成氢键，所以甘氨酸晶体易溶于水，难溶于乙醚、苯等溶剂，A正确；B．羧酸为弱酸，羧酸根离子易发生水解，故甘氨酸钠溶液中存在水解平衡：H2N—CH2—COO－＋H2O⇌H2N—CH2—COOH＋OH－，B正确；C．pH＝2的甘氨酸盐酸盐溶液中， eq \f(c(Ⅱ)×10－2,c(Ⅰ)) ＝10－2.35，故c(Ⅰ)∶c(Ⅱ)＝100.35，C不正确；D．向饱和甘氨酸钠溶液中滴加盐酸至pH＝6，此时氨基酸主要以两性离子存在，溶解度最小，可能会析出固体，D正确。
10．利用电导法测定某浓度醋酸电离的ΔH、Ka随温度变化曲线如下图所示。已知整个电离过程包括氢键断裂、醋酸分子解离、离子水合。下列有关说法不正确的是( )
A．理论上ΔH＝0时，Ka最大
B．25 ℃时，c(CH3COOH)最大
C．电离的热效应较小是因为分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当
D．CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因
解析：选B。理论上ΔH＝0时，电离程度最大，H＋和CH3COO－ 浓度最大，Ka最大，A项正确；由题图可知，25 ℃ 时，Ka最大，CH3COOH的电离程度最大，平衡时CH3COOH分子的浓度最小，B项错误；分子解离吸收的能量与离子水合放出的能量相当，即断开化学键吸收的能量与离子水合放出的能量相当，此时，电离的热效应较小，C项正确；断开氢键需要消耗能量，但随温度升高，氢键的作用越来越弱，CH3COOH溶液中存在氢键是ΔH随温度升高而减小的主要原因，D项正确。
11.常温下，向20 mL浓度均为0.1 ml/L的HCl、CH3COOH混合液中滴加0.1 ml/L的氨水，测得混合液的导电能力与加入的氨水的体积(V)关系如图所示。下列说法错误的是( )
A．a→b时反应为H＋＋NH3·H2O===NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋H2O
B．b→d过程中水的电离程度：先增大后减小
C．b点离子浓度：c(Cl－)>c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )>c(H＋)>c(CH3COO－)
D．c点溶液呈中性
解析：选D。a→b时溶液导电能力减弱到最低，为氨水与盐酸的反应，离子数量不变但溶液体积增大，故发生的反应为H＋＋NH3·H2O===NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋H2O，A正确；b→d过程溶液导电能力先增大后减小，为氨水与醋酸反应至氨水过量，对水的电离的抑制程度先减小后增大，故水的电离程度先增大后减小，B正确；b点时氨水与盐酸完全反应，为等浓度的氯化氨和醋酸溶液，离子浓度：c(Cl－)>c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )>c(H＋)>c(CH3COO－)，C正确；c点为等浓度的氯化铵和醋酸铵溶液，氯化铵为强酸弱碱盐，水解呈酸性，醋酸铵为弱酸弱碱盐，水解呈中性，故c点溶液呈酸性，D错误。
12．(2022·新高考广东卷)食醋是烹饪美食的调味品，有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时，HAc的Ka＝1.75×10－5＝10－4.76。
(1)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。
(2)小组分析上表数据发现：随着 eq \f(n(NaAc),n(HAc)) 的增加，c(H＋) 的值逐渐接近HAc的Ka。
查阅资料获悉：一定条件下，按 eq \f(n(NaAc),n(HAc)) ＝1配制的溶液中，c(H＋)的值等于HAc的Ka。
对比数据发现，实验Ⅷ中pH＝4.65与资料数据Ka＝10－4.76存在一定差异；推测可能由物质浓度准确程度不够引起，故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。
(ⅰ)移取20.00 mL HAc溶液，加入2滴酚酞溶液，用0.100 0 ml·L－1 NaOH溶液滴定至终点，消耗体积为22.08 mL，该HAc溶液的浓度为________ml·L－1。
(ⅱ)用上述HAc溶液和0.100 0 ml·L－1NaOH溶液，配制等物质的量的HAc与NaAc混合溶液，测定pH，结果与资料数据相符。
(3)小组进一步提出：如果只有浓度均约为0.1 ml·L－1的HAc和NaOH溶液，如何准确测定HAc的Ka？小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。
实验总结 得到的结果与资料数据相符，方案可行。
(4)根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途：____________________________________________________________________。
解析：(1)①实验Ⅶ中，n(NaAc)∶n(HAc)＝3∶4，两种溶液的浓度相等，当V(HAc溶液)＝4.00 mL时，V(NaAc溶液)＝3.00 mL，为保证溶液的总体积为40.00 mL，V(H2O)＝40.00 mL－4.00 mL－3.00 mL＝33.00 mL。②由实验Ⅰ、Ⅱ的数据分析，实验Ⅱ中HAc的浓度为实验Ⅰ中的 eq \f(1,10) ，但是pH没有从2.86变为3.86，H＋浓度相对变大(实际pH为3.36)，说明稀释HAc时，促进了HAc的电离。(2)NaOH 与HAc以物质的量之比为1∶1反应，c(HAc)·V(HAc溶液)＝c(NaOH)·V(NaOH溶液)，c(HAc)＝0.100 0 ml·L－1×22.08 mL÷20.00 mL＝0.110 4 ml·L－1。(3)醋酸的电离平衡：HAc⇌H＋＋Ac－，平衡常数Ka＝ eq \f(c(H＋)·c(Ac－),c(HAc)) ，当c(Ac－)＝c(HAc)时，Ka＝c(H＋)，故在实验Ⅱ中，向20.00 mL HAc溶液中加入 eq \f(V1,2) mL NaOH溶液，反应后的溶液中Ac－和HAc浓度相等，测定溶液的pH，即可得出Ka。(4)HClO 为弱酸，可以用于自来水的杀菌消毒。
答案：(1)①3.00 33.00 ②正 实验Ⅱ中HAc的浓度为实验Ⅰ中的 eq \f(1,10) ，稀释10倍后，假设电离平衡不移动，理论pH为 3.86，实际pH为3.36，说明稀释HAc时，促进了HAc的电离 (2)0.110 4
(3)移取20.00 mL HAc溶液，向其中加入 eq \f(V1,2) mL NaOH溶液 (4)HClO、杀菌消毒(答案合理即可) 改变条件
平衡移
动方向
n(H＋)
c(H＋)
c(CH3COO－)
电离
程度
加水稀释
eq \(□,\s\up1(9)) ____
eq \(□,\s\up1(10)) ____
eq \(□,\s\up1(11)) ____
eq \(□,\s\up1(12)) ____
eq \(□,\s\up1(13)) ____
加冰醋酸
eq \(□,\s\up1(14)) ____
eq \(□,\s\up1(15)) ____
eq \(□,\s\up1(16)) ____
eq \(□,\s\up1(17)) ____
eq \(□,\s\up1(18)) ____
通入
HCl(g)
eq \(□,\s\up1(19)) ____
eq \(□,\s\up1(20)) ____
eq \(□,\s\up1(21)) ____
eq \(□,\s\up1(22)) ____
eq \(□,\s\up1(23)) ____
加醋酸
钠固体
eq \(□,\s\up1(24)) ____
eq \(□,\s\up1(25)) ____
eq \(□,\s\up1(26)) ____
eq \(□,\s\up1(27)) ____
eq \(□,\s\up1(28)) ____
升高温度
eq \(□,\s\up1(29)) ____
eq \(□,\s\up1(30)) ____
eq \(□,\s\up1(31)) ____
eq \(□,\s\up1(32)) ____
eq \(□,\s\up1(33)) ____
概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数
表达式
弱酸HA⇌H＋＋A－，Ka＝ eq \f(c(H＋)·c(A－),c(HA))
弱碱BOH⇌B＋＋OH－，Kb＝ eq \f(c(B＋)·c(OH－),c(BOH))
影响因素
只与温度有关，且温度升高，K值 eq \(□,\s\up1(1)) ________
应用
(1)相同条件下，弱酸(或弱碱)的Ka(或Kb)越大，电离程度越 eq \(□,\s\up1(2)) ______，c(H＋)[或c(OH－)]越 eq \(□,\s\up1(3)) ______，酸性(或碱性)越强；反之，酸性(或碱性)越弱
(2)多元弱酸的Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算c(H＋)或比较酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离
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分子总数的百分比
表示式
α＝ eq \f(已电离的弱电解质分子数,溶液中原有弱电解质的分子总数) ×100%，也可表示为α＝ eq \f(弱电解质的某离子浓度,弱电解质的初始浓度) ×100%
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 eq \(□,\s\up1(4)) ______
(2)相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越 eq \(□,\s\up1(5)) ______
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
比较
项目
c(H＋)
pH
中和碱
的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金属
反应的速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸
小
大
小
比较
项目
c(H＋)
c(酸)
中和碱
的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金属
反应的速率
盐酸
相同
小
弱
少
相同
醋酸
大
强
多
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
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
选项
步骤
操作或叙述
A
Ⅰ.用NaOH标准溶液标定CH3COOH溶液浓度
滴定时眼睛应始终注视滴定管中的液面
B
Ⅱ.用标定后的溶液配制不同浓度的
CH3COOH溶液
应使用干燥的容量瓶
C
Ⅲ.测定步骤Ⅱ中所得溶液的pH
应在相同温度下测定
D
Ⅳ.计算不同浓度溶液中CH3COOH的电离度
计算式为α＝
eq \f(c(H＋),c\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(CH3COO－))) ×100%
化学式
CH3COOH
H2SO3
HClO
电离平
衡常数
1.75×10－5
Ka1＝1.4×10－2
Ka2＝6.0×10－8
4.0×10－8
化学式
HF
HCN
H2CO3
电离
常数
Ka＝6.3×10－4
Ka＝6.2×10－10
Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
序号
V(HAc
溶液)/mL
V(NaAc
溶液)/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
Ⅰ
移取20.00 mL HAc溶液，用NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ
________________________________________________________________________，测得溶液的pH为4.76