2019版高考化学一轮精选教师用书苏教专用：专题81第一单元　弱电解质的电离平衡


第一单元　弱电解质的电离平衡

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进行相关计算。
　弱电解质的电离平衡

[知识梳理]
一、强、弱电解质
1．概念

2．与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价化合物。
3．电离方程式的书写
(1)弱电解质
①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
(2)酸式盐
①强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
二、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)，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，且溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到了平衡。
2．电离平衡的特征

3．电离平衡的影响因素
(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因
①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，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，电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
[自我检测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子。(　　)
(2)氨气溶于水，当c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(　　)
(3)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强。(　　)
(4)由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－。(　　)
解析：(2)NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－，NH3·H2O电离出的c(OH－)与c(NH)永远相等，不能表明NH3·H2O电离处于平衡状态；(3)溶液导电能力与电解质强弱无关；(4)由于0.1 mol·L－1一元碱BOH中OH－的浓度小于0.1 mol·L－1，所以BOH应属于弱碱，其电离方程式应为BOHB＋＋OH－。
答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)×
2．判断下列电离方程式的书写是否正确，如有错误请在横线上改正。
(1)H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO(　　)
________________________________________________________________________
(2)Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－(　　)
________________________________________________________________________
(3)水溶液中NaHSO4的电离：NaHSO4===Na＋＋HSO(　　)
________________________________________________________________________
(4)熔融状态下NaHSO4的电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO(　　)
________________________________________________________________________
答案：(1)×　H2CO3H＋＋HCO、HCOH＋＋CO
(2)√
(3)×　NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
(4)×　NaHSO4===Na＋＋HSO

(1)电解质、非电解质都属于化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。常见的电解质有部分氧化物、酸、碱、盐、水等。
(2)电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，关键是看在水溶液中是否完全电离。
①与溶解性无关。例如：BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。醋酸能与水互溶但不能完全电离，是弱电解质。
②与溶液的导电性无必然联系。溶液的导电性与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。

　(2015·高考全国卷Ⅰ，13，6分)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
[解析]　由图像分析浓度为0.10 mol·L－1的MOH溶液，在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，则MOH为强碱，而ROH的pH<13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱。
A．MOH的碱性强于ROH的碱性，A正确。
B．曲线的横坐标lg越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a点，弱碱ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：b点大于a点，B正确。
C．若两溶液无限稀释，则溶液的pH接近于7，故两溶液的c(OH－)相等，C正确。
D．当lg＝2时，溶液V＝100V0，溶液稀释100倍，由于MOH发生完全电离，升高温度，c(M＋)不变；ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，c(R＋)增大，故减小，D错误。
[答案]　D

试从上题图像的变化分析，等物质的量浓度的MOH和ROH溶液稀释相同倍数时，哪个pH变化大？若是等pH的两种同元数电解质溶液稀释相同倍数时，强、弱电解质哪个pH变化大？
答案：MOH溶液pH变化大。两种同元数电解质溶液稀释相同倍数时，无论等物质的量浓度稀释还是等pH稀释，都是强电解质溶液pH变化较大，弱电解质溶液pH变化较小。(上述规律也可以反过来用于确定电解质的相对强弱)

　判断弱电解质的方法
1．下列事实不能证明氨水是弱碱的是(　　)
A．pH＝11的氨水加入水稀释到原溶液体积的100倍时，pH>9
B．氯化铵溶液呈酸性
C．常温下0.01 mol/L氨水的pH＝10.6
D．体积相同的0.1 mol/L氨水和0.1 mol/L NaOH溶液中和盐酸的量相同
解析：选D。A项，若氨水为强碱，必完全电离，则pH＝11的氨水加入水稀释到原溶液体积的100倍时，pH应等于9；B项，氯化铵溶液呈酸性，说明NH发生水解反应生成了弱电解质NH3·H2O，“有弱才水解”；C项，常温下0.01 mol/L氨水的pH＝10.6，说明氨水不能完全电离，若完全电离，pH应等于12；D项，无论氨水碱性强弱，等体积、等浓度的氨水和NaOH溶液中和盐酸时最终电离出的n(OH－)相同，它们的中和能力相同。
2．(2018·莆田一模)醋酸是电解质，下列事实能说明醋酸是弱电解质的组合是(　　)
①醋酸与水能以任意比互溶
②醋酸溶液能导电
③醋酸溶液中存在醋酸分子
④0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大
⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2
⑥0.1 mol/L醋酸钠溶液的pH＝8.9
⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始时醋酸产生H2速率慢
A．②⑥⑦　　　　　　　　 B．③④⑤⑥
C．③④⑥⑦ D．①②
解析：选C。醋酸溶液中存在CH3COOH分子，说明醋酸部分电离，存在电离平衡，是弱电解质，③正确。0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大，说明醋酸溶液中c(H＋)小于盐酸，是弱电解质，④正确。0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH＝8.9，说明CH3COO－发生了水解，CH3COOH是弱电解质，⑥正确。相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液与Zn反应，醋酸反应慢，说明其中c(H＋)小，是弱电解质，⑦正确。

强电解质和弱电解质的证明实验
[以证明某酸(HA)为弱酸为例]
实验方法
结论
(1)测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH
pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸
(2)测NaA溶液的pH
pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸
(3)相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性
导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸
(4)往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体
开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸
(5)测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化
pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸
　影响弱电解质电离平衡的因素
3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋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
⑥MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
解析：选C。①使平衡逆向移动，c(OH－)减小；②④⑥使平衡正向移动，c(OH－)减小；⑤使平衡正向移动，c(OH－)增大；只有③使平衡逆向移动且c(OH－)增大。
4．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：选C。加水，电离平衡虽向右移动，但因溶液体积变大，c(H＋)减小，A项错误；通入少量SO2，因发生SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，平衡向左移动，溶液pH增大，但通入过量SO2，最终溶液为饱和亚硫酸溶液，溶液pH减小，B项错误；加入新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===S↓＋2HCl，平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，C项正确；加入CuSO4后，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，溶液中c(H＋)变大，D项错误。

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，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
如对于CH3COOHCH3COO－＋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；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；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
　电离平衡常数

[知识梳理]
一、电离平衡常数(又称电离常数)
1．常见弱碱和弱酸的电离平衡常数(25 ℃)
弱电解质
电离方程式
电离平衡常数
NH3·H2O
NH3·H2O
NH＋OH－
Kb＝1.8×10－5
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
Ka＝1.8×10－5
HClO
HClOH＋
＋ClO－
Ka＝3.0×10－8
2.CH3COOH的酸性大于HClO的酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离平衡常数越大，则电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。
3．电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。相同条件下，电离平衡常数越大，则电离程度越大。多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
4．外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
5．碳酸(二元弱酸)
(1)电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
(2)电离平衡常数表达式：Ka1＝，Ka2＝。
(3)比较大小：Ka1>Ka2。
二、有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
1．已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。
HX　　　　　H＋　＋　X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝。
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)，则Ka＝，代入数值求解即可。
2．已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX　　　　　H＋　＋　X－
起始 c(HX) 0 0
平衡 c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝。
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)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。
三、电离度
1．弱电解质的电离度α＝×100%。
2．一般而言，相同温度下，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。
[自我检测]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)电离常数受溶液浓度的影响。(　　)
(2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　　)
(3)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。(　　)
(4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×
2．[2016·高考全国卷Ⅱ，26(4)]联氨(N2H4)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：N2H4的第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2H＋OH－，则电离平衡常数Kb＝＝＝＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。联氨是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐为N2H6(HSO4)2。
答案：8.7×10－7　N2H6(HSO4)2

(1)电离平衡常数除了可以用于比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。
(2)在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。

　25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平
衡常数
1.8×10－5
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
3.0×10－8
请回答下列问题：
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为____________________________。
(2)同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为______________________________。
(3)将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出反应的离子方程式：_______________________。
(4)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“大于”“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是________________________________________。

[解析]　(1)～(2)电离平衡常数越大，酸性越强；电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。
(3)根据电离平衡常数可以判断：酸性H2CO3＞HClO＞HCO，H2CO3可以和ClO－反应生成HCO和HClO，所以少量CO2与NaClO溶液反应生成HCO和HClO。
(4)根据图像分析知，起始时两种溶液中c(H＋)相同，故c(较弱酸)＞c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H＋)一直大于较强酸的c(H＋)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。
[答案]　(1)CH3COOH>H2CO3>HClO
(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－
(3)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO
(4)大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大

(1)根据电离平衡常数知，上述电解质均为弱电解质，常温下0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是________(填序号)。
A．c(H＋)　　　　　　　　 B．c(H＋)/c(CH3COOH)
C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)/c(H＋)
E.
若该溶液升高温度，上述表达式的数据增大的是________。
(2)上述例题中H2CO3的电离平衡常数Ka1、Ka2差别很大的原因(从电离平衡的角度解释)：____________________________________________________。
答案：(1)A　ABCE
(2)第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用

利用电离平衡常数解题的思维模型


　电离平衡常数及其应用
1．(2018·沧州高三月考)液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是(　　)
A．c(A＋)随温度的升高而降低
B．35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)
C．AB的电离程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)
D．AB的电离是吸热过程
解析：选D。由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，任何温度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B错；由25 ℃和35 ℃时的电离平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的电离是吸热过程，D正确。
2．运用电离平衡常数判断下列可以发生的反应是(　　)
酸
电离平衡常数(25 ℃)
碳酸
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
次溴酸
Ka＝2.4×10－9
①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO
A．①③ B．②④
C．①④ D．②③
解析：选C。根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，①中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＞Ka2(碳酸)＝5.6×10－11，能发生；④中Ka(次溴酸)＝2.4×10－9＜Ka1(碳酸)＝4.3×10－7，能发生；②和③都不能发生。
3．(1)25 ℃时，若向a mol·L－1的HA溶液中，滴加等体积的b mol·L－1的NaOH溶液，使溶液呈中性，用含a和b的代数式表示HA的电离平衡常数Ka＝________。
(2)在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应完后溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显______性(填“酸”“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________________________________。
解析：(1)溶液呈中性，c(H＋)＝10－7mol·L－1，溶液等体积混合，根据电荷守恒可知c(A－)＝0.5b mol·L－1，则c(HA)＝0.5(a－b) mol·L－1，则 Ka＝＝。
(2)所发生反应的化学方程式为NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，由电荷守恒可知：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以 c(OH－)＝c(H＋)，故溶液显中性。Kb＝，c(NH)＝c(Cl－)＝0.005 mol·L－1，c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。c(NH3·H2O)＝ mol·L－1－c(NH)＝(－0.005) mol·L－1。所以Kb＝＝。
答案：(1)　(2)中　
　强酸与弱酸的比较与判断
4．(2015·高考海南卷)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：选B。电离常数一氯乙酸大于乙酸，故一氯乙酸的酸性比乙酸的酸性强，即同温、同浓度时，一氯乙酸的电离度大于乙酸；随着浓度增大，电离度均减小，B项符合题意。
5．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　)

解析：选C。由于起始时pH相同，随反应的进行，因中强酸存在电离平衡，可继续电离出H＋，故中强酸产生H2的体积多，且在相同时间内，中强酸的反应速率快。

一元强酸与一元弱酸的比较的常用方法

浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHA 0.01 mol·L－1＝c(HA) 开始与金属反应的速率
HA>HB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA＝HB
HA 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
HA＝HB
HA c(A－)与c(B－)的大小
c(A－)>c(B－)
c(A－)＝c(B－)
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA：不变
HB：变大
HA：不变
HB：变大
加水稀释10倍后
3＝pHHA 3＝pHHA>
pHHB>2
溶液的导电性
HA>HB
HA＝HB
水的电离程度
HA HA＝HB
[课后达标检测]
一、选择题
1．(2018·南昌模拟)下列关于强、弱电解质的叙述中，错误的是(　　)
A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡
B．溶液导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质
C．同一弱电解质的溶液，当温度或浓度不同时，其导电能力也不同
D．纯的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
解析：选B。强电解质在水中完全电离，不存在电离平衡，A正确；强、弱电解质取决于其在水溶液中能否完全电离，B错误；弱电解质溶液的导电能力与离子的浓度和离子所带的电荷数有关，当浓度不同时，离子的浓度不同，所以导电能力不同，当温度不同时，弱电解质的电离程度不同，导电能力也不同，C正确；属于离子化合物的强电解质，液态时能导电，如NaCl，属于共价化合物的强电解质，液态时不导电，如AlCl3、HCl等，D正确。
2．下列物质在水溶液中的电离方程式不正确的是(　　)
A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
B．H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO
C．AlCl3===Al3＋＋3Cl－
D．NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
解析：选A。A项NaHCO3是强电解质，但HCO不能完全电离，故其电离方程式应为NaHCO3===Na＋＋HCO。
3．(2016·高考上海卷)能证明乙酸是弱酸的实验事实是(　　)
A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
B．0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2
D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
解析：选B。A.只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B.该盐水溶液显碱性，可以证明乙酸是弱酸，正确；C.可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，错误；D.可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。
4．下列说法中正确的是(　　)
A．SO2的水溶液可以导电，说明SO2是电解质
B．常温下，向氨水中加水稀释，溶液中减小
C．常温下，等体积pH＝a的醋酸与pH＝b的NaOH溶液恰好中和时，a＋b>14
D．pH与体积都相同的盐酸和醋酸分别与足量锌反应，消耗锌的质量相等
解析：选C。本题从多种角度考查弱电解质的电离问题。SO2的水溶液可以导电，是因为SO2与水反应生成的H2SO3发生电离，只能说H2SO3是电解质，A项错误；NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝，＝，加水稀释时，电离平衡正向移动，c(OH－)减小，Kb只随温度的变化而改变，温度不变，Kb也不变，因此增大，B项错误；假设等体积的醋酸和氢氧化钠都是0.1 mol/L，两者能恰好完全中和，醋酸的pH大于1，氢氧化钠溶液的pH为13，即a＋b>14，C项正确；pH相同的盐酸和醋酸中醋酸的物质的量浓度大，消耗的锌多，D项错误。
5．在相同温度时，100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是(　　)
A．中和时所需NaOH的量
B．电离的程度
C．H＋的物质的量浓度
D．CH3COOH的物质的量
解析：选B。100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液相当于是把10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液稀释10倍得到的，根据弱酸稀释时的变化可分析得出结论。
6．pH＝2.0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＝7.0，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则下列说法正确的是(　　)

A．x为弱酸，VxVy
C．y为弱酸，VxVy
解析：选C。由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2.0时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7.0时需NaOH溶液的体积要比x大。
7．常温下，将0.1 mol·L－1的醋酸溶液加水稀释至原来体积的10倍，下列有关叙述正确的是(　　)
A．CH3COOH的电离平衡常数增大为原来的10倍
B．CH3COO－与CH3COOH的浓度之比增大为原来的10倍
C．CH3COO－与H＋的浓度之积减小为原来的
D．CH3COOH与CH3COO－的浓度之和减小为原来的
解析：选D。电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，A项错误；随着醋酸溶液的稀释，醋酸的电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋正向移动，且CH3COOH、CH3COO－、H＋浓度均减小，CH3COOH浓度小于原来的，CH3COO－、H＋浓度大于原来的，B、C项错误；根据物料守恒，CH3COOH与CH3COO－ 的浓度之和减小为原来的，D项正确。
8．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，下列叙述错误的是 (　　)
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7
D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
解析：选B。根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，所以pH＝4，A正确；因HA在水中存在电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H＋)将增大，pH会减小，B错误；可由平衡常数表达式算出Ka＝≈＝1×10－7，C正确；溶液中c(H＋)≈c酸(H＋)＝10－4 mol·L－1，所以c水(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1，c酸(H＋)约是c水(H＋)的106倍，D正确。
9．(2018·杭州七校联考)已知25 ℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是(　　)
酸
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离
平衡
常数
Ka＝
1．75×10－5
Ka＝
2．98×10－8
Ka1＝
4．30×10－7
Ka2＝
5．61×10－11
Ka1＝
1．54×10－2
Ka2＝
1．02×10－7
A.25 ℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3
B．将0.1 mol·L－1的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小
C．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO
D．少量SO2通入CH3COONa溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋2CH3COO－===SO＋2CH3COOH
解析：选A。根据表中数据可知，酸性：亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。A项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，溶液中氢氧根离子浓度越大，pH越大，水解程度：CH3COO－＜SO＜ClO－＜CO，所以碱性最强的是Na2CO3，正确；B项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小，由于Kw不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C项，少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子，正确的离子方程式为2Ca2＋＋2SO2＋2H2O＋2ClO－===2CaSO4↓＋4H＋＋2Cl－，错误；D项，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反应生成醋酸和亚硫酸氢根离子，反应的离子方程式为SO2＋H2O＋CH3COO－===HSO＋CH3COOH，错误。
10．已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O 的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　)
A．水的电离程度始终增大
B.先增大再减小
C．c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和始终保持不变
D．当加入氨水的体积为10 mL时，c(NH)＝c(CH3COO－)
解析：选D。A.醋酸显酸性，水的电离平衡受到抑制。在滴加NH3·H2O的过程中，酸性减弱，水的电离程度受到抑制的程度减小，电离程度增大，当CH3COOH反应完后，加入的NH3·H2O会抑制水的电离，电离程度减小，故该选项错误。
B．在向醋酸中滴加氨水的过程中，碱性增强酸性减弱，c(OH－)一直增大。由NH3·H2ONH＋OH－可知，Kb＝，则＝，而Kb是常数，故一直减小，该选项错误。
C．n(CH3COOH)与n(CH3COO－)之和保持不变，但溶液的体积是增大的，故c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和逐渐减小，该选项错误。
D．当加入氨水10 mL时，两者恰好完全反应生成CH3COONH4，由CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等可知，CH3COO－和NH的水解程度也相等，c(NH)＝c(CH3COO－)，该选项正确。
二、非选择题
11．一定温度下，

冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如图所示，请回答：
(1)O点不导电的原因：______________________________________________。
(2)a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序是________________。
(3)H＋的物质的量最大的点是________(填“a”“b”或“c”)点。
(4)若使c点溶液中的c(CH3COO－)增大，可以采取下列措施中的________(填序号)。
A．加热　　　　　　　　　 B．加很稀的NaOH溶液
C．加NaOH固体 D．加水
E．加固体CH3COONa F．加入锌粒
解析：(1)冰醋酸中无自由移动的离子，所以在O点时不导电。(2)pH的大小与c(H＋)有关，pH大则c(H＋)小。溶液的导电能力与离子浓度有关，在醋酸溶液中离子来源于醋酸的电离，醋酸溶液的导电能力越强，说明c(H＋)越大。(3)溶液稀释过程中，电离平衡向电离方向移动，氢离子的物质的量增大。(4)若使c(CH3COO－)增大，可以采取措施促进CH3COOH的电离平衡向电离方向移动。A、B、C、D、F选项均可以达到使电离平衡向电离方向移动的目的。B、D项虽然能使CH3COOH的电离平衡向电离方向移动，但是稀释占据了主导作用，导致c(CH3COO－)减小。E项中虽然CH3COOH的电离受到抑制，但加入的CH3COO－能使c(CH3COO－)增大。
答案：(1)无自由移动的离子　(2)b＜a＜c　(3)c　(4)ACEF
12．甲、乙两位同学设计用实验确定某酸HA是弱电解质，溶液中存在电离平衡，且改变条件平衡发生移动。实验方案如下：
甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒于两支试管中，同时加入0.1 mol·L－1的HA溶液、稀盐酸各10 mL，按如图装好，观察现象。
乙：Ⅰ.用pH计测定浓度均为0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸的pH；
Ⅱ.再取浓度均为0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸各2滴(1滴约为 mL)分别稀释至100 mL，再用pH计测其pH变化。
(1)乙的方案中说明HA是弱电解质的理由是测得0.1 mol·L－1 的HA溶液的pH________1(填“>”“<”或“＝”)；甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是________(填字母)。
A．加入两种稀酸后，两个试管上方的气球同时鼓起，且一样大
B．加入HA溶液的试管上方的气球鼓起慢
C．加入稀盐酸的试管上方的气球鼓起慢
(2)乙同学设计的实验第________步(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)，能证明改变条件弱电解质电离平衡发生移动。甲同学为了进一步证明弱电解质电离平衡移动的情况，设计如下实验：
①使HA的电离程度和c(H＋)都减小，c(A－)增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中加入________试剂(填选项字母，下同)。
②使HA的电离程度减小，c(H＋)和c(A－)都增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中加入________试剂。
A．NaA固体(可完全溶于水)
B．1 mol·L－1 NaOH溶液
C．1 mol·L－1 H2SO4
D．2 mol·L－1 HA
答案：(1)>　B　(2)Ⅱ　①A　②D
13．现有pH＝2的醋酸甲和pH＝2的盐酸乙。
(1)取10 mL甲溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)，若加入少量的冰醋酸，醋酸的电离平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)，若加入少量无水醋酸钠固体，待固体溶解后，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)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c(H＋)/c(CH3COOH)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，溶液中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，则有
　　　　 CH3COOHH＋　＋　CH3COO－
c－0.01 0.01 0.01
(c－0.01)/2 0.01 0.01/2
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，经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
14．(1)一定温度下，向1 L 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固体，则醋酸的电离平衡向________(填“正”或“逆”)方向移动；溶液中的值________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)氨气的水溶液称为氨水，其中存在的主要溶质微粒是NH3·H2O。
已知：a.常温下，醋酸和NH3·H2O的电离平衡常数均为1.74×10－5；
b．CH3COOH＋NaHCO3===CH3COONa＋CO2↑＋H2O。
则CH3COONH4溶液呈________性(填“酸”“碱”或“中”，下同)，NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3
溶液中物质的量浓度最大的离子是____________(填化学式)。
(3)99 ℃时，Kw＝1.0×10－12，该温度下测得0.1 mol·L－1Na2A溶液的pH＝6。
①H2A在水溶液中的电离方程式为_______________________________________。
②该温度下，将0.01 mol·L－1H2A溶液稀释20倍后，溶液的pH＝________。
③体积相等、pH＝1的盐酸与H2A溶液分别与足量的Zn反应，产生的氢气________。
A．盐酸多　　　　　　　　B．H2A多
C．一样多 D．无法确定
④将0.1 mol·L－1H2A溶液与0.2 mol·L－1氨水等体积混合，完全反应后溶液中各离子浓度从大到小的顺序为___________________________________________。
解析：(1)CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋， 加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，平衡左移；CH3COOH的电离平衡常数Ka＝，温度不变，电离平衡常数不变，故的值不变。
(2)弱酸弱碱盐溶液酸碱性的判断要根据对应的弱酸和弱碱的电离平衡常数的大小，电离平衡常数越大，其对应离子水解的程度越小。
(3)99 ℃时，Kw＝1.0×10－12，该温度下测得0.1 mol·L－1Na2A溶液的pH＝6，说明溶液呈中性，即A2－不水解，故H2A为强酸，在水溶液中完全电离。
答案：(1)逆　不变　(2)中　碱　NH
(3)①H2A===2H＋＋A2－　②3　③C
④c(NH)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－)