【同步讲义】高中化学（鲁科版2019）选修第一册--第16讲 弱电解质的电离平衡 讲义

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第16讲 弱电解质的电离平衡
目标导航

课程标准
课标解读
1．了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。
2．理解影响弱电解质的因素对电离平衡移动的影响。
3．了解常见的弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
1．增大电解质在水溶液中存在电离平衡；能正确书写弱电解质的电离方程式；能用动态平衡的观点看待和分析电离平衡移动。
2．通过分析、推理等方法认识电离平衡常数的意义；建立强弱电解质的判断和“强酸制弱酸”的思维模型。
3．了解常见的弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
知识精讲

知识点01 电离平衡常数
1．电离平衡状态
（1）建立过程

（2）电离平衡
①建立条件：一定温度、浓度
②平衡状态：弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（3）特点：弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行且速率相等。
2．电离平衡常数（电离常数）
（1）概念：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。
（2）表达式：弱酸用Ka表示；弱碱用Kb表示。
①醋酸电离：CH3COOHH++CH3COO－，Ka＝
②碳酸第一步电离：H2CO3H++HCO3－ Ka1＝；
③碳酸第二步电离：HCO3－H++CO32－ Ka2＝，且Ka1＞Ka2。
④氨水电离：NH3·H2ONH4++OH－ Kb＝。
（3）影响因素：只与温度有关，由于电离过程是吸热过程，升温，K值增大。
（3）应用
①相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱
②K越大，表示弱电解质的电离程度越大，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对越强。
3．电离度
（1）概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子数（包括已电离的和未电离的）的百分率。
（2）表达式：α＝×100%。
【即学即练1】在醋酸溶液中，CH3COOH电离达到平衡的标志是（ ）。
A．溶液显电中性
B．溶液中检测不出CH3COOH分子存在
C．氢离子浓度恒定不变
D．c（H+）＝c（CH3COO－）
【解析】选C。无论是否达到平衡状态，溶液都呈电中性，故A错误；CH3COOH为弱电解质，为可逆过程，溶液中应存在CH3COOH分子，故B错误；氢离子浓度恒定不变，说明正逆反应速率相等，达到平衡状态，故C正确；由于醋酸的电离程度未知，达到平衡时c（H+）与c（CH3COO－）关系不确定，且c（H+）＝c（CH3COO－）不符合溶液电中性原则，故D错误。
【即学即练2】下列关于电离平衡常数（K）的说法中正确的是（ ）。
A．电离平衡常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱
B．电离平衡常数（K）与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数（K）不同
D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为：K1＜K2＜K3
【解析】选A。电离平衡常数只和温度有关，K表示弱电解质的电离能力，它越大，表示弱电解质越易电离，反之，越难。
知识点02 影响电离平衡的因素
1．内因（主要原因）：电解质本身的性质决定的。
2．外因
因素
影响结果
温度
升高温度，电离平衡正向移动
浓度
加水稀释，电离平衡正向移动
外加物质
加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动（同离子效应）
加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动
【即学即练3】对某弱酸稀溶液加热时，下列叙述错误的是（ ）。
A．pH降低 B．弱酸分子浓度减少
C．溶液c（OH－）增大 D．溶液导电性增强
【解析】选C。弱酸电离是吸热反应，加热，促进电离，使电离平衡向正向移动，c（H+）增大，c（电解质）减小，c（OH－）减小，溶液中离子浓度大，导电能力加强。
能力拓展

考法01 电离平衡移动
【典例1】（2021·苏州高二检测）0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－+H+，加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起（ ）。
A．溶液的pH增大
B．CH3COOH电离程度变大
C．溶液的导电能力减弱
D．溶液中c平（OH－）减小
【解析】选A。CH3COOH溶液中存在平衡CH3COOHCH3COO－+H+。当加入水时，溶液中CH3COOH、CH3COO－、H+的浓度都减小，c平（OH－）变大，溶液的pH增大。因为溶液变稀，所以CH3COOH电离程度变大。当加入CH3COONa晶体时，发生CH3COONaCH3COO－+Na+，使得溶液中c平（CH3COO－）变大，平衡CH3COOHCH3COO－+H+左移，CH3COOH电离程度变小，c平（H+）减小，由于加入了Na+，导电能力增强。
【知识拓展】弱电解质的电离平衡及影响因素
1．弱电解质的电离平衡
类型
实例
一元弱酸
HFH++F－
一元弱碱
NH3·H2ONH4++OH－
多元弱酸
分步电离，分步写出：H2CO3H++HCO3－，HCO3－H++CO32－
多元弱碱
分步电离，一步写出：Cu（OH）2Cu2++2OH－
2．影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质，如相同条件下CH3COOH电离程度大于H2CO3。
（2）外因：以CH3COOHCH3COO－+H+ΔH＞0为例：
影响因素
移动方向
n（H+）
c平（H+）
c平（CH3COO-）
Ka
pH
导电能力
升温
（不考虑挥发）
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
加冰醋酸
右
增大
增大
增大
不变
减小
增强
加入其
他物质
CH3COONa固体
左
减小
减小
增大
不变
增大
增强
通入HCl气体
左
增大
增大
减小
不变
减小
增强
NaOH固体
右
减小
减小
增大
不变
增大
增强
加水稀释
右
增大
减小
减小
不变
增大
减弱
【特别提醒】
（1）弱酸或弱碱的电离平衡向右移动，其电离程度不一定增大，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大。
（2）弱酸或弱碱加水稀释时，溶液中不一定所有离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，c平（OH－）增大，其他离子浓度均减小。
（3）对于浓的弱电解质溶液，如冰醋酸加水稀释的过程弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度先增大后减小。
（4）分析弱电解质微粒浓度变化时，要注意平衡移动时相关量的变化程度与溶液体积变化程度的相对大小。
考法02 强弱电解质的比较
【典例2】（2021~2022江苏盐城高二上学期期末）某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH相同、体积均为V0的两种酸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．曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液
B．溶液中水的电离程度：b点小于c点
C．相同体积a点的两种酸分别与NaOH溶液恰好中和后，溶液中n（NO2－）＞n（CH3COO－）
D．由c点到d点，溶液中保持不变（其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子）
【解析】选C。由电离常数可知，HNO2和CH3COOH都是弱酸，并且醋酸的酸性更弱。pH相同、体积均为V0的两种酸溶液中，醋酸的物质的量比亚硝酸大。相同pH的弱酸加水稀释，酸性越强的酸，pH变化越大，所以曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A选项正确；从图中可以看出，溶液的pHb点小于c点，说明c（H+）b点比c点大，c（OH－）c点比b点大，从而说明溶液中水的电离程度c点比b点大，B选项正确；相同体积a点的两种酸，醋酸的物质的量大，分别与NaOH溶液恰好中和后，溶液中n（NO2－）＜n（CH3COO－），C选项错误；＝＝，D由c点到d点，弱酸的电离常数和水的电离常数都不变，所以不变，即保持不变，D选项正确。
【知识拓展】弱电解质强弱判断
1．弱电解质的判断方法
（1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验，导电性弱的为弱电解质。
（2）浓度与pH的关系。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液，其pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。
（3）稀释前后的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。
（4）利用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液变红，再加CH3COONa固体，颜色变浅，证明CH3COOH是弱电解质。
（5）在相同浓度、相同温度下，比较与金属反应的速率的快慢。如将锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸溶液中，起始速率前者比后者快。
2．一元强酸与一元弱酸的比较
（1）相同物质的量浓度、相同体积时。

c平（H+）
pH
中和碱
的能力
与足量金属反应
产生H2的量
与金属反应
开始时速率
一元强酸
大
小
相同
相同
大
一元弱酸
小
大
小
（2）相同pH、相同体积时

c平（H+）
c平（酸）
中和碱
的能力
与足量金属反应
产生H2的量
与金属反应
开始时速率
一元强酸
相同
小
小
少
相同
一元弱酸
大
大
多
【特别提醒】
（1）弱电解质的电离是微弱的，在溶液中主要以弱电解质分子的形式存在。
（2）电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸。
（3）多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的H+对下一步的电离起到抑制作用。
（4）弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大，而是减小的。
考法03 电离常数的应用
【典例3】（2022·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中的HA的电离度［］为
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。常温下溶液I的pH＝7.0，则溶液I中c（H+）＝c（OH－）＝1×10－7mol/L，c（H+）＜c（OH－）+c（A－），A错误；常温下溶液II的pH＝1.0，溶液中c（H+）＝0.1mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总（HA）＝c（HA）+c（A－），则＝1.0×10－3，解得＝，B正确；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，C错误；常温下溶液I的pH＝7.0，溶液I中c（H+）＝1×10－7mol/L，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+）＝0.1mol/L，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，D错误。
【知识拓展】电离平衡常数的应用
1．比较弱酸的酸性强弱
（1）相同条件下，K值越大，电离程度越大，酸性越强。
（2）酸性越强，越容易电离；其相应的酸根离子结合H+越困难，碱性越弱。
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
/（mol·L－1）
1.7×10－5
Ka1＝4.2×10－7
Ka2＝5.6×10－11
4.7×10－8
①酸性强弱顺序：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－
②结合H+的能力：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－
2．判断复分解反应能否进行
（1）规则：相对强的酸（碱）制取相对弱的酸（碱）
（2）Na2CO3溶液中加入过量次氯酸
①满足“强酸（HClO）制弱酸（HCO3－）”原理：Na2CO3+HClONaHCO3+NaClO
②不满足“强酸（HClO）制弱酸（H2CO3）”原理：Na2CO3+2HClONaHCO3+CO2↑+H2O
3．判断粒子浓度比值的变化
（1）适用范围：分子、分母等变大或变小
（2）常用方法：分子和分母同乘以某个相同的量，尽可能转化成含平衡常数的代数式
（3）应用举例：加水稀释弱酸HA溶液，c平（H+）、c平（A－）、c平（HA）减小，不容易判断变化趋势
①变形：＝＝
②判断：稀释时Ka（HA）不变，c平（H+）减小，则变大
4．计算电离度（α）
（1）方法：“三段式”：假设酸的起始浓度为c，电离度为α：

HA

H+
+
A－
起始mol/L
c

0

0
变化mol/L
cα

cα

cα
平衡mol/L
c－cα

cα

cα
（2）忽略：一般认为c－cα≈c（电离常数很小）
（3）将相关数据代入平衡常数表达式：Ka＝＝≈＝cα2
（4）常用公式
①一元弱酸：c平（H+）＝cα＝c×＝
②一元弱碱：c平（OH－）＝cα＝c×＝
【特别提醒】
（1）电离常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
（2）电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能定量判断电离平衡的移动方向。
（3）在运用电离常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。
分层提分

题组A 基础过关练
1．（2021·泰安高二检测）下列有关“电离平衡”的叙述中正确的是（ ）。
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，反应条件改变时，平衡可能会发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各离子的浓度相等
【解析】选C。A项，达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度均不变，但未必相等；B项，达到电离平衡时，分子仍然要电离为离子，离子也要结合为分子，只是二者速率相等，即电离平衡是动态平衡；D项，达到电离平衡时，电解质溶液中各离子的浓度不变，但不一定相等。
2．室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是（ ）。
A．0.1mol·L－1氨水能使无色酚酞溶液变红色
B．0.1mol·L－1氨水pH小于0.1mol·L－1NaOH溶液的pH
C．0.1mol·L－1NaOH溶液的导电能力比0.1mol·L－1氨水的导电能力强
D．0.1mol·L－1氨水的pH小于13
【解析】选A。0.1mol·L－1的氨水可以使酚酞溶液变红，只能说明氨水具有碱性，但不能说明电离程度，不能说明NH3·H2O为弱电解质，故选A；0.1mol·L－1氨水pH小于0.1mol·L－1NaOH溶液的pH，可说明一水合氨为弱电解质，故不选B；在相同条件下，氨水溶液的导电性比强碱溶液弱，可说明一水合氨部分电离，能说明NH3·H2O为弱电解质，故不选C；0.1mol·L－1氨水的pH小于13，说明未完全电离，能说明NH3·H2O为弱电解质，故不选D。
3．表示正确的HF的电离平衡常数表达式是（ ）。
A．c平（H+） B．Ka（HF）
C． D．
【解析】选D。电离平衡常数等于生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比，注意电离平衡常数只与温度有关。氢氟酸是弱酸，在水溶液里存在电离平衡HFH++F－，所以其电离平衡常数＝。
4．（2021·合肥高二检测）一元弱酸HA（aq）中存在下列电离平衡：HAA－+H+。将1.0molHA加入1.0L水中，如图中，表示溶液中HA、H+、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是（ ）。

【解析】选C。根据弱酸HA的电离平衡知，HA浓度由大到小，排除D项；A－、H+浓度由0增大，排除了A、B；平衡时，HA减少量等于A－的增加量。
5．在HNO2溶液中存在如下平衡：HNO2H++NO2－，向该溶液中加入少量的下列物质后，能使电离平衡向右移动的是（ ）。
A．NaOH溶液 B．硫酸溶液
C．NaNO2溶液 D．NaHSO4溶液
【解析】选A。根据平衡HNO2H++NO2－，加入NaOH溶液会和氢离子反应，消耗氢离子，所以平衡正向移动，故A正确；加入硫酸溶液会增大氢离子浓度，所以平衡逆向移动，故B错误；加入亚硝酸钠，增大了NO2－浓度，NO2－平衡逆向移动，故C错误；加入硫酸氢钠溶液会增大氢离子浓度，所以平衡逆向移动，故D错误。
6．（2021·安庆高二检测）0.10mol·L－1HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为（ ）。
A．1.0×10－5 B．1.0×10－7
C．1.0×10－8 D．1.0×10－9
【解析】选A。电离出的的HA的物质的量浓度为：c（HA）＝0.10mol·L－1×1%＝1.0×10－3mol·L－1，根据：HAH++A－，则平衡时：c平（H+）＝c平（A－）＝1.0×10－3mol·L－1，c平（HA）＝0.10mol·L－1－1.0×10－3mol·L－1≈1.0×10－1mol·L－1，将有关数据带入平衡常数表达式得：K＝＝1.0×10－5。
7．A物质的化学式为M（OH）2，将其溶于水制成稀溶液，该溶液呈中性，在溶液中存在：M2++2OH－M（OH）22H++MO22－。回答以下题目一律用“增大”“减小”“不变”填空：
（1）在其他条件不变的情况下，25℃时，在蒸馏水中加入A物质后，与加入前比较：由水电离出的c（OH－）_______，c（H+）_______，水的电离度_______，Kw_______。
（2）25℃时，向A的稀溶液中加入少量的烧碱固体，则水的电离度_______，溶液的pH_______。
（3）室温下，甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1mol/L和0.1mol/L，则甲、乙两瓶氨水中c（OH－）之比为_______10（填大于、等于或小于）。
【解析】（1）①因为A的溶液呈中性，所以25℃时，在蒸馏水中加入A物质后，对水的电离无影响，所以由水电离出的c（OH－）、c（H+）、水的电离度、Kw均不变；（2）25℃时，向A的中性稀溶液中加入少量的烧碱固体，相当于碱性溶液，碱对水的电离起抑制作用，水的电离程度减小；（3）氨水的浓度越小，则电离度越大，遵循越稀越电离的原理，0.1mol/L的氨水比较容易电离，氢氧根浓度大与1mol/L氨水中氢氧根离子浓度的，所以这个比值应该小于10。
【答案】（1）不变；不变；不变；不变（2）减小；增大（3）小于
8．氨水的主要成分是NH3·H2O，已知在25℃时，氨水中NH3·H2O的电离常数Kb＝1.8×10－5mol·L－1，回答下列问题：
（1）氨水中NH3·H2O的电离常数表达式Kb＝________。
（2）当向该氨水中加入一定量的NaOH溶液时，Kb值________。
（3）若该氨水的起始浓度为0.01mol·L－1，则达到电离平衡时溶液中OH－的物质的量浓度是________。
【解析】电离常数只与温度有关，与浓度无关。NH3·H2O的电离常数较小，平衡时氨水中c平（NH3·H2O）近似等于起始浓度0.01mol·L－1，则c平（OH－）≈c平（NH4+）＝＝mol·L－1≈4.2×10－4mol·L－1。
【答案】（1）Kb＝（2）不会（3）4.2×10－4mol·L－1
题组B 能力提升练
1．（2021·镇江高二检测）已知7.2×10－4mol·L－1、4.6×10－4mol·L－1、4.9×10－10mol·L－1分别是三种酸的电离平衡常数的值。若这三种酸可发生如下反应：
①NaCN+HNO2HCN+NaNO2
②NaCN+HFHCN+NaF
③NaNO2+HFHNO2+NaF
则下列叙述中不正确的是（ ）。
A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4mol·L－1
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10mol·L－1
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN的大，比HF的小
【解析】选B。根据强酸制弱酸的原理，题给三个反应中，第①个反应说明酸性HNO2＞HCN，第③个反应说明酸性HF＞HNO2，故HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。相同条件下，酸的酸性越强，电离平衡常数越大，据此可以将三个电离平衡常数与酸对应起来。
2．已知：H2CO3H++HCO3－，K1＝4.3×10－7；HCO3－H++CO32－，K2＝5.6×10－11；HClOH++ClO－，K＝3.0×10－8，根据上述电离常数分析，下列各式中错误的是（ ）。
A．Ca（ClO）2+2HCl＝CaCl2+2HClO
B．Ca（ClO）2+H2O+CO2＝CaCO3↓+2HClO
C．NaClO+H2O+CO2＝NaHCO3+HClO
D．2NaClO+H2O+CO2＝Na2CO3+2HClO
【解析】选D。电离平衡常数越大，酸性越强，所以酸性H2CO3＞HClO＞HCO3－。盐酸是强酸，次氯酸是弱酸，根据强酸制备弱酸，反应可以发生，故A正确；酸性H2CO3＞HClO，碳酸钙不能溶于HClO，反应可以发生，故B正确；酸性H2CO3＞HClO＞HCO3－，根据强酸制备弱酸，反应可以发生，故C正确；酸性H2CO3＞HClO＞HCO3－，根据强酸制弱酸，次氯酸钠与水、二氧化碳反应应该生成次氯酸与碳酸氢钠，反应为NaClO+H2O+CO2＝NaHCO3+HClO，故D错误。
3．（2021·郴州高二检测）pH相等的盐酸（甲）和醋酸（乙），分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是（ ）。
A．反应开始时的速率：甲＞乙
B．反应结束时，c平（H+）：甲＝乙
C．反应开始时，酸的物质的量浓度：甲＝乙
D．反应所需时间：甲＞乙
【解析】选D。A项，盐酸（甲）和醋酸（乙）两种溶液中氢离子浓度相等，所以开始反应速率相等，错误；B项，若最后锌全部溶解且放出气体一样多，可能是盐酸恰好反应而醋酸过量，也可能是盐酸和醋酸都过量，则反应后溶液的c平（H+）：乙＞甲，错误；C项，c平（H+）相等的盐酸（甲）和醋酸（乙），醋酸是弱电解质，氯化氢是强电解质，所以反应开始时，c（HCl）＜c（CH3COOH），错误；D项，反应过程中，醋酸电离导致醋酸中氢离子浓度减小的速率小于盐酸中氢离子浓度减小的速率，所以盐酸反应的速率小于醋酸，所以反应所需时间：甲＞乙，D正确。
4．（2022·浙江6月选考）关于反应Cl2（g）+H2O（l）H+（aq）+Cl－（aq）+HClO（aq）△H＜0，达到平衡后，下列说法不正确的是（ ）。
A．升高温度，氯水中的c（HClO）减小
B．氯水中加入少量醋酸钠固体，上述平衡正向移动，c（HClO）增大
C．取氯水稀释，增大
D．取两份氯水，分别滴加AgNO3溶液和淀粉KI溶液，若前者有白色沉淀，后者溶液变蓝色，可以证明上述反应存在限度
【解析】选D。HClO受热易分解，升高温度，HClO分解，平衡正向移动，c（HClO）减小，A选项正确；氯水中加入少量醋酸钠固体，醋酸根离子和氢离子结合生成醋酸分子，氢离子浓度减小，平衡正向移动，c（HClO）增大，B选项正确；氯水中存在如下关系：c（Cl－）＝c（HClO）+c（ClO－），则＝＝1+＝1+＝1+，氯水稀释，平衡Cl2（g）+H2O（l）H+（aq）+Cl－（aq）+HClO（aq）正向移动，n（H+）增多，c（H+）均减小，则增大，C选项正确；氯水中加硝酸银产生白色沉淀，证明溶液中有氯离子，氯水中加淀粉碘化钾溶液，溶液变蓝，证明生成了碘单质，溶液中有强氧化性的物质，而氯气和次氯酸都有强氧化性，不能证明反应物和生成物共存，即不能证明上述反应存在限度，D选项错误。
5．（双选）某温度下，相同pH的氨水和氢氧化钠溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是（ ）。

A．Ⅰ为氨水稀释时的pH变化曲线
B．a、b、c三点溶液的导电性：c＞b＝a
C．a、b、c三点溶液中水的电离程度：c＝b＞a
D．用相同浓度的盐酸分别与等体积的b、c处溶液恰好完全反应，消耗盐酸的体积：Vb＝Vc
【解析】选AC。某温度下，相同pH的氨水和氢氧化钠溶液，氨水中存在未电离的分子，加水稀释时，平衡向电离的方向移动，而NaOH完全电离，加水稀释时，氢氧根离子浓度减小的程度比氨水大，故I为氨水稀释的图像，II为NaOH稀释时的图像。分析可知，Ⅰ为氨水稀释时的pH变化曲线，A说法正确；a、b、c三点pH越大，离子浓度越大，导电能力越强，则溶液的导电性：a＞c，B说法错误；a、b、c三点均为碱溶液，pH越大，对水的电离抑制程度越大，溶液中水的电离程度：b＝c＞a，C说法正确；pH相同，氨水中存在未电离的分子，则氨的物质的量大于NaOH，用相同浓度的盐酸分别与等体积的b、c处溶液恰好完全反应，氨水消耗盐酸的体积大，即Vb＞Vc，D说法错误。
6．（双选）已知室温时，0.1mol·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1×10－6mol·L－1
D．由HA电离出的c酸（H+）约为水电离出的c水（H+）的106倍
【解析】选BC。0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，说明溶液中c平（H+）＝0.1×0.1%mol·L－1＝10－4mol·L－1，pH＝4，A项正确；升温促进电离，溶液的pH减小，故B项错误；此酸的电离平衡常数约为K＝＝mol·L－1＝1×10－7mol·L－1，故C项错误；由HA电离出的c酸（H+）约为10－4mol·L－1，所以c水（H+）＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，所以由HA电离出的c酸（H+）约为水电离出的c水（H+）的106倍，故D项正确。
7．25℃时，几种酸的电离平衡常数见下表：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.7×10－5mol·L－1
K1＝4.2×10－7mol·L－1
K2＝5.6×10－11mol·L－1
4.7×10－8mol·L－1
回答下列问题：
（1）下列四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是________；（填编号）
A．CO32－ B．ClO－ C．CH3COO－ D．HCO3－
（2）下列反应不能发生的是________；
A．CO32－+2CH3COOH2CH3COO－+CO2↑+H2O
B．ClO－+CH3COOHCH3COO－+HClO
C．CO32－+2HClOCO2↑+H2O+2ClO－
D．2ClO－+CO2+H2OCO32－+2HClO
（3）用蒸馏水稀释0.10mol·L－1的醋酸溶液，则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是________；
A． B．
C． D．
（4）将体积均为10mLpH＝2的醋酸溶液与一元酸HX的溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中溶液pH的变化如图所示，则HX的电离平衡常数______（填“大于”“等于”或“小于”，下同）醋酸的平衡常数，稀释后，HX溶液中水电离出来的c水（H+）________醋酸溶液中水电离出来的c水（H+）。

【解析】从题给电离平衡常数可得出酸性强弱为CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－。（1）对应酸越弱结合氢离子能力越强，所以结合氢离子能力A＞B＞D＞C。（2）根据相对强的酸可制相对弱的酸原理分析可得，A、B反应能发生，C、D反应不能发生。（3）用蒸馏水稀释0.10mol·L－1的醋酸溶液，A选项，＝，加水稀释，平衡正向移动，n（H+）增大，n（CH3COOH）减小，比值减小，故不选；B选项，＝，加水稀释平衡正向移动，n（CH3COOH）减小，n（CH3COO－）增大，所以比值增大，故选；C选项，加水稀释，c平（H+）减小，Kw不变，所以减小，故不选；D选项，加水稀释，c平（H+）减小，c平（OH－）增大，所以减小，故不选。（4）体积均为10mL的pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX的溶液分别加水稀释至1000mL，加水稀释变化大的酸性相对较强，因此根据稀释过程pH变化可知，HX的酸性比醋酸强，则HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX溶液酸性比醋酸溶液酸性弱，对水电离抑制程度比醋酸抑制水电离的能力弱，因此HX溶液中水电离出来的c水（H+）大于醋酸溶液中水电离出来的c水（H+）。
【答案】（1）A＞B＞D＞C（2）CD（3）B（4）大于；大于
8．（2021·南京高二检测）联氨是一种应用广泛的化工原料，分子式为N2H4，是各种大型电厂锅炉循环用水的化学除氧剂。并具有很高的燃烧热，可用作火箭和燃料电池的燃料。在联氨的分子中，由于有两个亲核的氮和四个可供置换的氢（H2N－NH2），可以合成各种衍生物，其中包括塑料发泡剂、抗氧剂、各种聚合物、农药、除草剂和药品等。被越来越多地应用于航天、化工、制药等领域。

（1）联氨为二元弱碱，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+N2H5+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________。
（2）氨是合成硝酸、铵盐和氮肥的基本原料，回答下列问题：氨的水溶液显弱碱性，其原因为____________________________________________（用离子方程式表示），0.1mol·L－1的氨水中加入少量的NH4Cl固体，溶液的pH______________（填“升高”或“降低”）；若加入少量的明矾，溶液中的NH4+的浓度________（填“增大”或“减小”）。
（3）25℃，两种酸的电离平衡常数如下表。

Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10－2
6.3×10－8
H2CO3
4.2×10－7
5.6×10－11
①HSO3－的电离平衡常数表达式K＝________。
②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_________________。
【解析】（1）将H2OH++OH－Kw＝1.0×10－14、N2H4+H+N2H5+K＝8.7×107相加，可得：N2H4+H2ON2H5++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。（2）氨水中存在NH3·H2ONH4++OH－，所以溶液呈碱性，当加入少量的明矾，Al3+和OH－反应使平衡右移，NH4+浓度变大。（3）①电离平衡常数等于电离出的离子平衡浓度的乘积与弱电解质的平衡浓度的比值。②根据电离平衡常数的大小可判断H2SO3的酸性强于碳酸，且H2SO3的Ka2＜H2CO3的Ka1，故反应可放出CO2气体，H2SO3+HCO3－HSO3－+CO2↑+H2O。
【答案】（1）8.7×10－7；N2H6（HSO4）2
（2）NH3·H2ONH4++OH－；降低；增大
（3）①②H2SO3+HCO3－HSO3－+CO2↑+H2O
题组C 培优拔尖练
1．（2021·双鸭山高二检测）室温下向10mL0.1mol·L－1的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是（ ）。
A．溶液中导电离子的数目减小
B．溶液中不变
C．醋酸的电离程度增大，c平（H+）也增大
D．醋酸的电离常数K随醋酸浓度减小而减小
【解析】选B。加水稀释，醋酸的电离平衡正向移动，溶液中离子数目增多，因此溶液中导电离子的数目增多，A错误；表示醋酸的电离平衡常数，温度不变，则常数不变，B正确；加水稀释，醋酸的电离平衡正向移动，醋酸的电离程度增大，溶液酸性减弱，所以c平（H+）减小，C错误；醋酸的电离常数K只与温度有关系，温度不变，常数不变，D错误。
2．电离度是描述弱电解质电离程度的物理量，电离度＝×100%。现取20mLc（H+）＝1×10－3mol·L－1的CH3COOH溶液，加入0.2mol·L－1的氨水，测得溶液导电性的变化如图所示，则加入氨水前CH3COOH的电离度为（ ）。

A．0.5% B．1.5% C．0.1% D．1%
【解析】选D。由图象可知当加入10mL氨水时，溶液的导电性最强，即此时两者恰好完全反应，则有20mL×c平（CH3COOH）＝0.2mol·L－1×10mL，则c平（CH3COOH）＝0.1mol·L－1，故CH3COOH的电离度为×100%＝1%。
3．（双选）常温下有体积相同的四种溶液：①pH＝3的CH3COOH溶液；②pH＝3的盐酸；③pH＝11的氨水；④pH＝11的NaOH溶液。下列说法正确的是（ ）。
A．若将四种溶液稀释100倍，则溶液pH大小顺序：③＞④＞①＞②
B．③和④分别用等浓度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的体积：③＞④
C．①与②分别与足量镁粉反应，生成H2的量：①＜②
D．②和③混合，所得混合溶液的pH大于7
【解析】选BD。pH＝3的CH3COOH溶液中c（CH3COOH）＞10－3mol·L－1，pH＝3的盐酸中c（HCl）＝10－3mol·L－1，pH＝11的氨水中c（NH3·H2O）＞10－3mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c（NaOH）＝10－3mol·L－1。A项，稀释促进弱电解质的电离，则若将四种溶液稀释100倍，溶液pH大小顺序：③＞④＞②＞①，错误；B项，由于氨水的浓度大于氢氧化钠的浓度，所以等体积的③和④分别用等浓度的硫酸溶液中和，消耗硫酸溶液的体积：③＞④，正确；C项，由于醋酸的浓度大于盐酸，则等体积的①与②分别与足量镁粉反应，生成H2的量：①＞②，错误；D项，②和③混合，碱的物质的量远远大于酸的物质的量，所以所得混合溶液的pH大于7，正确。
4．（2021~2022湖北十堰高二上学期期末）向体积均为1 L，pH均等于2的盐酸和醋酸（HAc）中，分别投入0.28g铁粉，则下图中的曲线符合反应事实的是（ ）。

【解析】选C。根据题所给的各物质的量及醋酸为弱酸可知，铁与酸反应时，铁全部反应，故产生的氢气的体积相同，但反应开始后，醋酸中的c（H+）大于盐酸的，则醋酸与铁反应的速率快，C正确。随着反应的进行，c（H+）减小，反应速率都将减小，故A错误。反应结束后醋酸有剩余，故B、D错误。
5．（2021~2022福建漳州高二上学期期末）某化学兴趣小组的同学通过实验比较等体积（200mL）0.55mol/L硫酸、1.1mol/L盐酸、1.1mol/L醋酸分别与过量金属反应生成氢气的速率请你协助完成如下实验，并回答相关问题。
（1）实验用品：仪器（略）、药品（除给定的三种酸溶液外，在Na、Mg、Fe三种金属中选择最合适的一种，并说明理由）。选择的金属是________________，不选其它两种金属的理由是________________________________。
（2）实验原理：（用离子方程式表示）________________________________。
（3）甲同学设计的实验装置，乙同学认为该装置不能控制三个反应在同一时间发生，并作了相应的改进。你认为乙同学改进的措施是：__________________。

（4）按改进后的装置进行实验，实验中HCl与金属反应产生H2质量随时间变化的关系见下图：

计算实验在80~120s范围内HCl的平均反应速率为___________（忽略溶液体积变化）。
（5）请在答题卡的框图中，画出HAc、H2SO4与金属反应产生H2质量随时间变化关系的预期结果示意图。
（6）量筒的规格由________决定。
（7）对盐酸和醋酸反应图象的异同，你的解释是_______________________________
________________________________________________________________。
【解析】（1）Na太活泼，能和水反应产生氢气，影响实验结论；Fe与酸反应的速率较慢，实验时间较长．故镁较合适；（2）镁与硫酸、盐酸反应实质为，镁与氢离子反应，置换出氢气，反应离子方程式为Mg+2H+Mg2++H2↑，醋酸是弱电解质，应写化学式，离子方程式为Mg+2CH3COOHMg2++CH3COO－+H2↑；（3）保证同时向三烧瓶内加入酸，可同时用分液漏斗分别向烧瓶中加入酸液；（4）由图可知，80~120s范围内生成氢气的质量为0.21g－0.18g＝0.03g，n（H2）＝＝0.015mol，根据关系式：2HCl～H2↑，所以n（HCl）＝2n（H2）＝2×0.015mol＝0.03mol，所以△c（HCl）＝＝0.15mol/L，所以v（HCl）＝＝0.00375mol/（L·min）。（5）硫酸中氢离子浓度大于醋酸中氢离子浓度，反应速率硫酸比醋酸快，两种提供的氢离子的物质的量相等，最后生成的氢气一样多．HAc、H2SO4与金属反应产生H2质量随时间变化关系的示意图为：。（6）量筒用于测量生成氢气的体积，氢气的体积取决于酸溶液的体积；（7）醋酸中存在电离平衡，反应开始时c（H+）小于盐酸，故反应速率也小于盐酸．由于醋酸、盐酸最终提供的H+的物质的量相等，故最后的得到H2体积相等。
【答案】（1）Mg、由于Na太活泼，能和水反应产生氢气，影响实验结论；Fe与酸反应的速率较慢，实验时间较长。
（2）Mg+2H+Mg2++H2↑；Mg +2CH3COOHMg2++CH3COO－+H2↑
（3）同时用分液漏斗分别向烧瓶中加入酸液
（4）mol/（L·s）或0.00375mol/（L·min）
（5）
（6）酸液的体积
（7）醋酸中存在电离平衡，反应开始时c（H+）小于盐酸，故反应速率也小于盐酸。由于醋酸、盐酸最终提供的H+的物质的量相等，故最后的得到H2体积相等。