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2020版高考新创新一轮复习化学通用版学案：第八章第一节弱电解质的电离平衡
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第八章 水溶液中的离子平衡
第一节
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。
考点(一) 弱电解质的电离 【点多面广精细研】
1．强、弱电解质
2．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的电离方程式：
H2CO3 H＋＋HCO、HCO H＋＋CO。
②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3的电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
(2)酸式盐
在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。如
NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；
NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO；
在熔融状态时NaHSO4===Na＋＋HSO。
3．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
(2)电离平衡的特征
(3)外界条件对电离平衡的影响
以弱电解质HB的电离为例：HBH＋＋B－。
①温度：弱电解质电离吸热，升高温度，电离平衡向右移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。
③相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，如NaB、HCl，电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入能与电离出的离子反应的物质，如加入NaOH，电离平衡向右移动，电离程度增大。
[小题练微点]
1．判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)HCl为强电解质，故盐酸中不存在电离平衡( )
(2)在氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡( )
(3)电离平衡右移，弱电解质的电离程度一定增大( )
(4)向0.1 mol·L－1 HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小
(5)稀醋酸加水稀释时，溶液中所有离子的浓度均减小( )
答案：(1)× (2)× (3)× (4)√ (5)×
2．分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀释时导电能力的变化图。
提示：
[学霸微提醒]
(1)常见的强电解质
①六大强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。
②四大强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。
③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。
(2)电离平衡“三提醒”
①稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。
②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。
③电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如稀醋酸中加入冰醋酸。
(3)影响电解质溶液导电能力的因素
①离子浓度；②电荷浓度。
外界条件对电离平衡移动的影响
1.下列关于电解质溶液的说法正确的是( )
A．(2016·四川高考)0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NA
B．(2016·江苏高考)室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强
C．(2016·全国卷Ⅲ)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
D．(2018·北京高考)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－
解析：选D A项，CH3COOH为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数小于0.05NA，错误；B项，CH3COOH溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，导电能力减弱，错误；C项，加水稀释时，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，c(H＋)增大，c(CH3COOH)减小，＝＝，因Ka不变，c(CH3COO－)减小，故比值变大，错误；D项，常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1，说明NH3·H2O是弱电解质，电离方程式应用可逆号表示，正确。
2．(2019·吉安联考)某温度下，在饱和氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。
(1)若增大压强，则溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)若通入NH3，则平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。
(3)若加水，则平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动，溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)若加入氢氧化钠固体，则溶液中的c(NH)________(填“增大”“减小”或“不变”)，溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
解析：(1)若增大压强，气体的溶解度增大，氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向右移动，则pH增大。(2)向饱和氨水中通入NH3，NH3不再溶解，所以电离平衡不移动。(3)加水，氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向右移动，但是溶液的体积增大的程度比OH－的物质的量增大的程度大，所以OH－浓度减小，则pH减小。(4)加氢氧化钠，则氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向左移动，溶液中的c(NH)减小，c(OH－)增大，pH增大。
答案：(1)增大 (2)不 (3)向右 减小 (4)减小 增大
[归纳拓展]
1．从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡
(1)从定性角度分析电离平衡
应该理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。
(2)从定量角度分析电离平衡
当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断，应采用电离常数定量分析。
2．以CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH＞0为例，判断外界条件对电离平衡的影响
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
电离程度
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
增大
加入少量
冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
减小
通入HCl(g)
增大
增大
增强
不变
减小
加入NaOH(s)
减小
减小
增强
不变
增大
加入镁粉
减小
减小
增强
不变
增大
升高温度
增大
增大
增强
增大
增大
强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
3．(2015·全国卷Ⅰ)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：选D A项，由图像知，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，MOH为强碱，而ROH的pH<13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱，MOH的碱性强于ROH的碱性，正确；B项，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，溶液浓度越小，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：b点大于a点，正确；C项，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，正确；D项，由于MOH发生完全电离，升高温度，c(M＋)不变；ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，升高温度，促进电离平衡正向移动，c(R＋)增大，减小，错误。
4．(2019·安顺适应性检测)已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4。现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A．曲线Ⅰ为次氯酸稀释时pH变化曲线
B．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗次氯酸的体积较小
C．a点时，若都加入相同大小的锌粒，此时与氢氟酸反应的速率大
D．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
解析：选B 常温下Ka(HClO)
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。
2．图像法理解一强一弱的稀释规律
(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
3.弱酸(碱)的判断
(1)设计实验证明BOH(如NH3·H2O)是一元弱碱的方法
①室温下，测0.1 mol·L－1 BOH的pH，若pH＝13，则BOH为强碱，若pH<13，则BOH为弱碱。
②配制BCl的溶液，测其pH，若pH＝7，则BOH为强碱，若pH<7，则BOH为弱碱。
③配制pH＝12的BOH的溶液，加水稀释100倍，若稀释后溶液的pH＝10，则BOH为强碱，若稀释后溶液的pH>10，则BOH为弱碱。
(2)设计实验证明HA是一元弱酸的方法
实验方法
结论
①测0.01 mol·L－1HA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测相同pH的HA和盐酸稀释相同倍数前后的pH变化
若HA溶液的pH变化比盐酸的小，则HA为弱酸
④测等体积、等pH的HA和盐酸中和NaOH的量
若HA溶液消耗NaOH的量比盐酸的多，则HA为弱酸
⑤测等体积、等物质的量浓度的HA和盐酸分别与颗粒大小相同的锌粒反应的速率
若HA溶液与Zn粒反应比盐酸的速率慢，则HA为弱酸
⑥测等体积、等pH的HA和盐酸分别与足量的锌粒反应产生H2的量
若HA溶液与足量的锌粒反应最终产生H2的量比盐酸的多，则HA为弱酸
1．(2019·湖北百校联考)已知，反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使增大，可加入( )
A．NaCl固体 B．水
C．CaCO3固体 D．NaOH固体
点拨：①弱酸不能制强酸，因此不能由HClO反应生成H2CO3。
②c(HClO)＝，要使c(HClO)增大，可使V减小或n(HClO)增大。
解析：选C 加入NaCl固体c(Cl－)增大，导致平衡逆向移动，c(HClO)减小，A错误；加水平衡正向移动，但根据勒夏特列原理，HClO浓度会减小，B错误；加CaCO3固体可消耗HCl，使平衡正向移动，HClO浓度增大，C正确；加NaOH固体可消耗HCl和HClO，使HClO浓度减小，D错误。
2．(2019·广州模拟)25 ℃时，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是( )
A．溶液中OH－的物质的量浓度
B．
C．溶液中的
D．CH3COOH的电离程度
点拨：溶液的导电能力与自由移动离子的浓度和所带电荷的多少有关。
解析：选B 加水稀释0.2 mol·L－1的醋酸溶液时，c(H＋)减小，c(OH－)增大，A项错误；c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，溶液导电能力减小，B项正确；溶液中n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，＝，则增大，C项错误；加水稀释电离平衡正向移动，CH3COOH的电离程度增大，D项错误。
3．为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。
(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法______________________________________________________(填“正确”或“不正确”)，并说明理由__________________________________。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足什么关系？______________________。
(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，溶液颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O 是弱电解质？________(填“能”或“否”)，并说明原因________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)若NH3·H2O是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。(2)若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1 000 mL，其pH＝a－2。因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2
(4)取一张pH试纸，再用玻璃棒蘸取0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，滴在pH试纸上，显色后跟标准比色卡比较测出pH，pH<7(方案合理即可)
考点(二) 电离度与电离常数 【点多面广精细研】
1．电离度
(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的弱电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。
(2)表达式：α＝×100%。
(3)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
(4)影响因素
温度的影响
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；
降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度的影响
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；
当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
2.电离常数
(1)概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数。
(2)表达式
①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，
电离常数Ka＝。
②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，
电离常数Kb＝。
③对于多元弱酸，以H2CO3为例：
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝；
HCOH＋＋CO Ka2＝。
(3)意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，所对应弱电解质的酸性或碱性相对越。
(4)特点
①电离常数只与温度有关，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，K增大。
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第步电离。
[小题练微点]
1．判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)当弱电解质的浓度增大时，电离度增大( )
(2)在1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，升高温度，电离度增大( )
(3)电离平衡右移，电离常数一定增大( )
(4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝( )
(5)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱( )
(6)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大( )
(7)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( )
答案：(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
2．已知0.1 mol·L－1 HCOOH溶液中存在电离平衡HCOOHHCOO－＋H＋，请画出HCOOH电离度(α)、电离常数与温度的关系图像。
提示：
3．已知25 ℃时，下列酸的电离常数：
物质名称
醋酸
氢氰酸
氢氟酸
甲酸
电离常数K
1.75×10－5
4.93×10－10
7.2×10－4
1.77×10－4
则物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的上述溶液中c(H＋)最大的是( )
A．醋酸 B．氢氰酸
C．氢氟酸 D．甲酸
解析：选C 由题表中数据可知，氢氟酸的K最大，物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的四种溶液中c(H＋)最大的是氢氟酸。
[学霸微提醒]
(1)电离平衡正向移动，电离度不一定增大。
(2)电离平衡正向移动，电离常数不一定发生变化。
(3)电离度增大时，电离常数不一定增大；电离常数增大时，电离度一定增大。
电离度和电离常数的应用
1．(2015·海南高考)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 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CH3COOH
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数
(25 ℃)
1.8×10－5
4.9×10－10
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
A.CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存
B．CH3COO－＋HCN===CH3COOH＋CN－不能发生
C．相同物质的量浓度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH较大
D．pH＝a的上述3种酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，则醋酸中加入水的体积最小
解析：选C CH3COO－、HCO和CN－均水解显碱性，相互之间不发生反应，A正确；由Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)可知酸性：CH3COOH>HCN，弱酸不能制强酸，B正确；由于电离常数：HCN>HCO，根据“越弱越易水解”可知C错误；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3种酸溶液，加入相同体积的水，CH3COOH溶液pH变化最大，则pH变化相同的情况下，CH3COOH溶液中加入水的体积最小，D正确。
3．(2015·福建高考)25 ℃，两种酸的电离常数如表。
Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10－2
6.3×10－8
H2CO3
4.2×10－7
5.6×10－11
(1)HSO的电离常数表达式K＝___________________________________________。
(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为
________________________________________________________________________。
解析：由H2SO3和H2CO3的电离常数可知酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HCO，故H2SO3溶液与NaHCO3溶液反应可放出CO2气体，反应的离子方程式为H2SO3＋HCO===HSO＋H2O＋CO2↑。
答案：(1)
(2)H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O
[归纳拓展] 电离常数的应用
应用
举例
(1)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
(2)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
(3)判断溶液中粒子浓度比值的变化
在NH4Cl溶液中加水稀释，如何变化？分子分母同时乘以c(OH－)，可得，该比值只与温度有关，温度不变，比值不变
(4)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：NaF
H2CO3的K2＝4.7×10－11，HCO的水解常数：Kh＝＝≈2.3×10－8>K2＝4.7×10－11 ，故NaHCO3水解程度大于电离程度
电离常数的相关计算
4.(1)(2017·天津高考)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__________mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至 1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。
(2)(2017·江苏高考)H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。
H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝________(pKa1＝－lg Ka1)。
(3)(2016·全国卷Ⅱ)联氨(又称肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，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)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为________________。
解析：(1)设氨水中c(OH－)＝x mol·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(OH－)降至 1.0×10－7mol·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 mol·L－1，则＝＝0.62。(2)Ka1＝，K仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH＝2.2时计算，此时c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。(3)将H2OH＋＋OH－ Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2H K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－ Ka1＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。类比NH3与H2SO4形成酸式盐的化学式NH4HSO4可知，N2H4与H2SO4形成的酸式盐的化学式应为N2H6(HSO4)2。
答案：(1)6.0×10－3 0.62 (2)2.2
(3)8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
电离度、电离常数与c(H＋)、c(OH－)的关系
设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为α。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/(mol·L－1) c 0 0
变化/(mol·L－1) cα cα cα
平衡/(mol·L－1) c－cα≈c cα cα
Ka＝＝cα2→α＝ ，c(H＋)＝cα＝。
同理：对于一元弱碱(如NH3·H2O)，Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。
1．如表所示是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
酸
HX
HY
HZ
浓度/(mol·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
A．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度增大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大
C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)
点拨：NaZ溶液中Z－水解的离子方程式为Z－＋H2OHZ＋OH－，水解平衡常数Kh＝只随温度变化，是Kh的倒数，也不会因为加水或盐酸而改变。
解析：选D 电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，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；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 mol·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，故Ka5>Ka4>Ka3，D项正确。
2．(2019·上海普陀区一模)运用表中电离常数判断，可以发生的反应是( )
酸
电离常数(25 ℃)
碳酸
Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11
次溴酸
Ka＝2.4×10－9
A．HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO
解析：选A 相同温度下，酸的电离常数越大，酸性越强，一般来说，强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸，根据题表中数据知，酸性强弱顺序是H2CO3>HBrO>HCO，所以只有A能发生。
3.(2019·梅州模拟)T ℃时，向浓度均为1 mol·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＝≈；②pKa＝－lg Ka。
A．酸性：HA>HB
B．a点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·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
审题：特别注意纵坐标为pH的2倍，a点纵坐标为4，即溶液的pH为2。
解析：选D 从图中得到，浓度相等的时候，HB溶液的pH更高，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 mol·L－1，a点溶液的横坐标为－1，即lg c(HA)＝－1，所以c(HA)＝0.1 mol·L－1，B项正确；从图中得到，1 mol·L－1的HB溶液的pH＝2.5，即c(H＋)＝10－2.5 mol·L－1，所以Ka≈＝＝10－5，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值不变，D项错误。
第一节
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。
考点(一) 弱电解质的电离 【点多面广精细研】
1．强、弱电解质
2．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的电离方程式：
H2CO3 H＋＋HCO、HCO H＋＋CO。
②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3的电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
(2)酸式盐
在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。如
NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；
NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO；
在熔融状态时NaHSO4===Na＋＋HSO。
3．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
(2)电离平衡的特征
(3)外界条件对电离平衡的影响
以弱电解质HB的电离为例：HBH＋＋B－。
①温度：弱电解质电离吸热，升高温度，电离平衡向右移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。
③相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，如NaB、HCl，电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入能与电离出的离子反应的物质，如加入NaOH，电离平衡向右移动，电离程度增大。
[小题练微点]
1．判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)HCl为强电解质，故盐酸中不存在电离平衡( )
(2)在氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡( )
(3)电离平衡右移，弱电解质的电离程度一定增大( )
(4)向0.1 mol·L－1 HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小
(5)稀醋酸加水稀释时，溶液中所有离子的浓度均减小( )
答案：(1)× (2)× (3)× (4)√ (5)×
2．分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀释时导电能力的变化图。
提示：
[学霸微提醒]
(1)常见的强电解质
①六大强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。
②四大强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。
③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。
(2)电离平衡“三提醒”
①稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。
②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。
③电离平衡右移，电离程度也不一定增大，如稀醋酸中加入冰醋酸。
(3)影响电解质溶液导电能力的因素
①离子浓度；②电荷浓度。
外界条件对电离平衡移动的影响
1.下列关于电解质溶液的说法正确的是( )
A．(2016·四川高考)0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NA
B．(2016·江苏高考)室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强
C．(2016·全国卷Ⅲ)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
D．(2018·北京高考)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－
解析：选D A项，CH3COOH为弱电解质，在水溶液中部分电离，0.1 L 0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液中含有的H＋数小于0.05NA，错误；B项，CH3COOH溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，导电能力减弱，错误；C项，加水稀释时，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋右移，c(H＋)增大，c(CH3COOH)减小，＝＝，因Ka不变，c(CH3COO－)减小，故比值变大，错误；D项，常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1，说明NH3·H2O是弱电解质，电离方程式应用可逆号表示，正确。
2．(2019·吉安联考)某温度下，在饱和氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。
(1)若增大压强，则溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)若通入NH3，则平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。
(3)若加水，则平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动，溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)若加入氢氧化钠固体，则溶液中的c(NH)________(填“增大”“减小”或“不变”)，溶液的pH________(填“增大”“减小”或“不变”)。
解析：(1)若增大压强，气体的溶解度增大，氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向右移动，则pH增大。(2)向饱和氨水中通入NH3，NH3不再溶解，所以电离平衡不移动。(3)加水，氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向右移动，但是溶液的体积增大的程度比OH－的物质的量增大的程度大，所以OH－浓度减小，则pH减小。(4)加氢氧化钠，则氨水中电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－向左移动，溶液中的c(NH)减小，c(OH－)增大，pH增大。
答案：(1)增大 (2)不 (3)向右 减小 (4)减小 增大
[归纳拓展]
1．从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡
(1)从定性角度分析电离平衡
应该理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。
(2)从定量角度分析电离平衡
当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断，应采用电离常数定量分析。
2．以CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH＞0为例，判断外界条件对电离平衡的影响
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
电离程度
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
增大
加入少量
冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
减小
通入HCl(g)
增大
增大
增强
不变
减小
加入NaOH(s)
减小
减小
增强
不变
增大
加入镁粉
减小
减小
增强
不变
增大
升高温度
增大
增大
增强
增大
增大
强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
3．(2015·全国卷Ⅰ)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：选D A项，由图像知，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，MOH为强碱，而ROH的pH<13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱，MOH的碱性强于ROH的碱性，正确；B项，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，溶液浓度越小，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：b点大于a点，正确；C项，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，正确；D项，由于MOH发生完全电离，升高温度，c(M＋)不变；ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，升高温度，促进电离平衡正向移动，c(R＋)增大，减小，错误。
4．(2019·安顺适应性检测)已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4。现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A．曲线Ⅰ为次氯酸稀释时pH变化曲线
B．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗次氯酸的体积较小
C．a点时，若都加入相同大小的锌粒，此时与氢氟酸反应的速率大
D．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小
解析：选B 常温下Ka(HClO)
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。
2．图像法理解一强一弱的稀释规律
(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
3.弱酸(碱)的判断
(1)设计实验证明BOH(如NH3·H2O)是一元弱碱的方法
①室温下，测0.1 mol·L－1 BOH的pH，若pH＝13，则BOH为强碱，若pH<13，则BOH为弱碱。
②配制BCl的溶液，测其pH，若pH＝7，则BOH为强碱，若pH<7，则BOH为弱碱。
③配制pH＝12的BOH的溶液，加水稀释100倍，若稀释后溶液的pH＝10，则BOH为强碱，若稀释后溶液的pH>10，则BOH为弱碱。
(2)设计实验证明HA是一元弱酸的方法
实验方法
结论
①测0.01 mol·L－1HA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测相同pH的HA和盐酸稀释相同倍数前后的pH变化
若HA溶液的pH变化比盐酸的小，则HA为弱酸
④测等体积、等pH的HA和盐酸中和NaOH的量
若HA溶液消耗NaOH的量比盐酸的多，则HA为弱酸
⑤测等体积、等物质的量浓度的HA和盐酸分别与颗粒大小相同的锌粒反应的速率
若HA溶液与Zn粒反应比盐酸的速率慢，则HA为弱酸
⑥测等体积、等pH的HA和盐酸分别与足量的锌粒反应产生H2的量
若HA溶液与足量的锌粒反应最终产生H2的量比盐酸的多，则HA为弱酸
1．(2019·湖北百校联考)已知，反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使增大，可加入( )
A．NaCl固体 B．水
C．CaCO3固体 D．NaOH固体
点拨：①弱酸不能制强酸，因此不能由HClO反应生成H2CO3。
②c(HClO)＝，要使c(HClO)增大，可使V减小或n(HClO)增大。
解析：选C 加入NaCl固体c(Cl－)增大，导致平衡逆向移动，c(HClO)减小，A错误；加水平衡正向移动，但根据勒夏特列原理，HClO浓度会减小，B错误；加CaCO3固体可消耗HCl，使平衡正向移动，HClO浓度增大，C正确；加NaOH固体可消耗HCl和HClO，使HClO浓度减小，D错误。
2．(2019·广州模拟)25 ℃时，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是( )
A．溶液中OH－的物质的量浓度
B．
C．溶液中的
D．CH3COOH的电离程度
点拨：溶液的导电能力与自由移动离子的浓度和所带电荷的多少有关。
解析：选B 加水稀释0.2 mol·L－1的醋酸溶液时，c(H＋)减小，c(OH－)增大，A项错误；c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，溶液导电能力减小，B项正确；溶液中n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，＝，则增大，C项错误；加水稀释电离平衡正向移动，CH3COOH的电离程度增大，D项错误。
3．为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。
(1)甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法______________________________________________________(填“正确”或“不正确”)，并说明理由__________________________________。
(2)乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足什么关系？______________________。
(3)丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，溶液颜色变________(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O 是弱电解质？________(填“能”或“否”)，并说明原因________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)若NH3·H2O是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。(2)若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1 000 mL，其pH＝a－2。因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2
(4)取一张pH试纸，再用玻璃棒蘸取0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，滴在pH试纸上，显色后跟标准比色卡比较测出pH，pH<7(方案合理即可)
考点(二) 电离度与电离常数 【点多面广精细研】
1．电离度
(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的弱电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。
(2)表达式：α＝×100%。
(3)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
(4)影响因素
温度的影响
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；
降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度的影响
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；
当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
2.电离常数
(1)概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数。
(2)表达式
①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，
电离常数Ka＝。
②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，
电离常数Kb＝。
③对于多元弱酸，以H2CO3为例：
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝；
HCOH＋＋CO Ka2＝。
(3)意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，所对应弱电解质的酸性或碱性相对越。
(4)特点
①电离常数只与温度有关，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，K增大。
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第步电离。
[小题练微点]
1．判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)当弱电解质的浓度增大时，电离度增大( )
(2)在1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，升高温度，电离度增大( )
(3)电离平衡右移，电离常数一定增大( )
(4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝( )
(5)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱( )
(6)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大( )
(7)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( )
答案：(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
2．已知0.1 mol·L－1 HCOOH溶液中存在电离平衡HCOOHHCOO－＋H＋，请画出HCOOH电离度(α)、电离常数与温度的关系图像。
提示：
3．已知25 ℃时，下列酸的电离常数：
物质名称
醋酸
氢氰酸
氢氟酸
甲酸
电离常数K
1.75×10－5
4.93×10－10
7.2×10－4
1.77×10－4
则物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的上述溶液中c(H＋)最大的是( )
A．醋酸 B．氢氰酸
C．氢氟酸 D．甲酸
解析：选C 由题表中数据可知，氢氟酸的K最大，物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的四种溶液中c(H＋)最大的是氢氟酸。
[学霸微提醒]
(1)电离平衡正向移动，电离度不一定增大。
(2)电离平衡正向移动，电离常数不一定发生变化。
(3)电离度增大时，电离常数不一定增大；电离常数增大时，电离度一定增大。
电离度和电离常数的应用
1．(2015·海南高考)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 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CH3COOH
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数
(25 ℃)
1.8×10－5
4.9×10－10
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
A.CH3COO－、HCO、CN－在溶液中可以大量共存
B．CH3COO－＋HCN===CH3COOH＋CN－不能发生
C．相同物质的量浓度的Na2CO3和NaCN溶液，后者pH较大
D．pH＝a的上述3种酸溶液，加水后溶液的pH仍相同，则醋酸中加入水的体积最小
解析：选C CH3COO－、HCO和CN－均水解显碱性，相互之间不发生反应，A正确；由Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)可知酸性：CH3COOH>HCN，弱酸不能制强酸，B正确；由于电离常数：HCN>HCO，根据“越弱越易水解”可知C错误；pH相同的CH3COOH、HCN、H2CO3 3种酸溶液，加入相同体积的水，CH3COOH溶液pH变化最大，则pH变化相同的情况下，CH3COOH溶液中加入水的体积最小，D正确。
3．(2015·福建高考)25 ℃，两种酸的电离常数如表。
Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10－2
6.3×10－8
H2CO3
4.2×10－7
5.6×10－11
(1)HSO的电离常数表达式K＝___________________________________________。
(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为
________________________________________________________________________。
解析：由H2SO3和H2CO3的电离常数可知酸性：H2SO3>H2CO3>HSO>HCO，故H2SO3溶液与NaHCO3溶液反应可放出CO2气体，反应的离子方程式为H2SO3＋HCO===HSO＋H2O＋CO2↑。
答案：(1)
(2)H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O
[归纳拓展] 电离常数的应用
应用
举例
(1)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
(2)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
(3)判断溶液中粒子浓度比值的变化
在NH4Cl溶液中加水稀释，如何变化？分子分母同时乘以c(OH－)，可得，该比值只与温度有关，温度不变，比值不变
(4)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：NaF
H2CO3的K2＝4.7×10－11，HCO的水解常数：Kh＝＝≈2.3×10－8>K2＝4.7×10－11 ，故NaHCO3水解程度大于电离程度
电离常数的相关计算
4.(1)(2017·天津高考)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__________mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至 1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。
(2)(2017·江苏高考)H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。
H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝________(pKa1＝－lg Ka1)。
(3)(2016·全国卷Ⅱ)联氨(又称肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，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)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为________________。
解析：(1)设氨水中c(OH－)＝x mol·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(OH－)降至 1.0×10－7mol·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 mol·L－1，则＝＝0.62。(2)Ka1＝，K仅与温度有关，为方便计算，在图中取pH＝2.2时计算，此时c(H2AsO)＝c(H3AsO4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－2.2，pKa1＝2.2。(3)将H2OH＋＋OH－ Kw＝1.0×10－14、N2H4＋H＋N2H K＝8.7×107相加，可得：N2H4＋H2ON2H＋OH－ Ka1＝Kw·K＝1.0×10－14×8.7×107＝8.7×10－7。类比NH3与H2SO4形成酸式盐的化学式NH4HSO4可知，N2H4与H2SO4形成的酸式盐的化学式应为N2H6(HSO4)2。
答案：(1)6.0×10－3 0.62 (2)2.2
(3)8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
电离度、电离常数与c(H＋)、c(OH－)的关系
设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为α。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/(mol·L－1) c 0 0
变化/(mol·L－1) cα cα cα
平衡/(mol·L－1) c－cα≈c cα cα
Ka＝＝cα2→α＝ ，c(H＋)＝cα＝。
同理：对于一元弱碱(如NH3·H2O)，Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。
1．如表所示是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
酸
HX
HY
HZ
浓度/(mol·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
A．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度增大，且Ka1>Ka2>Ka3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大
C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)
点拨：NaZ溶液中Z－水解的离子方程式为Z－＋H2OHZ＋OH－，水解平衡常数Kh＝只随温度变化，是Kh的倒数，也不会因为加水或盐酸而改变。
解析：选D 电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，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；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 mol·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，故Ka5>Ka4>Ka3，D项正确。
2．(2019·上海普陀区一模)运用表中电离常数判断，可以发生的反应是( )
酸
电离常数(25 ℃)
碳酸
Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11
次溴酸
Ka＝2.4×10－9
A．HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
B．2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
C．HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
D．NaBrO＋NaHCO3===Na2CO3＋HBrO
解析：选A 相同温度下，酸的电离常数越大，酸性越强，一般来说，强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸，根据题表中数据知，酸性强弱顺序是H2CO3>HBrO>HCO，所以只有A能发生。
3.(2019·梅州模拟)T ℃时，向浓度均为1 mol·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＝≈；②pKa＝－lg Ka。
A．酸性：HA>HB
B．a点对应的溶液中：c(HA)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝0.01 mol·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
审题：特别注意纵坐标为pH的2倍，a点纵坐标为4，即溶液的pH为2。
解析：选D 从图中得到，浓度相等的时候，HB溶液的pH更高，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 mol·L－1，a点溶液的横坐标为－1，即lg c(HA)＝－1，所以c(HA)＝0.1 mol·L－1，B项正确；从图中得到，1 mol·L－1的HB溶液的pH＝2.5，即c(H＋)＝10－2.5 mol·L－1，所以Ka≈＝＝10－5，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值不变，D项错误。
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