2019届二轮复习 弱电解质的电离 学案（全国通用）

第10讲　弱电解质的电离

最新考纲
考向分析
1.认识弱电解质是存在电离平衡的，并会运用电离度、平衡常数多角度分析弱电解质的电离平衡。
2．能运用平衡模型解释化学现象，揭示现象的本质和规律。
3．能发现和提出有探究价值的弱电解质电离平衡的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解。
4．应具有严谨求实的科学态度，具有探索未知、崇尚真理的意识；赞赏化学对社会发展的重大贡献，具有可持续发展意识和绿色化学观念，能对与电离平衡有关的社会热点问题做出正确的价值判断。
1.重点考查弱电解质的电离移动和溶液酸碱性的判断，常考查：
(1)弱电解质电离平衡移动结果的判断。
(2)酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出c(H＋)或c(OH－)大小分析。
2．常考查：
(1)由Ka或Kb求pH。
(2)根据信息计算弱电解质的平衡常数。
(3)中和滴定原理的拓展与应用。

考点一　弱电解质的电离平衡
Z (课前)
1．(2017·全国Ⅱ卷·12)改变0.1mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝]。
下列叙述错误的是(　D　)

A．pH＝1.2时， c(H2A)＝c(HA－)
B．lg[K2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)
D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
[解析]　本题考查水溶液中的离子平衡。解答本题的关键是明确δ(X)与溶液pH的对应关系，以及H2A、HA－、A2－的浓度与pH的大小关系。从图象中可以看出pH＝1.2时，δ(H2A)＝δ(HA－)，则c(H2A)＝c(HA－)，A项正确；根据HA－H＋＋A2－，可确定K2(H2A)＝，从图象中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)，即lg[K2(H2A)]＝lgc(H＋)＝－4.2，B项正确；从图象中可以看出pH＝2.7时，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，则c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C项正确；从图象中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol·L－1，而c(H＋)＝10－4.2mol·L－1，D项错误。
2．(2015·海南)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(　B　)

[解析]　因为浓度越大，弱电解质的电离程度越小，因此，随着浓度增大，电离度逐渐减小，C、D不符合题意；等浓度时，弱电解质越弱，电离程度越小(即Ka越小，电离程度越小)，则A不符合题意，B符合题意。
3．(2018·天津·6)LiH2PO4是制备电池的重要原料。室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始(H2PO)的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO的分布分数δ随pH的变化如图2所示。下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是(　D　)

图1 图2
A．溶液中存在3个平衡
B．含P元素的粒子有H2PO、HPO和PO
C．随c初始(H2PO)增大，溶液的pH明显变小
D．用浓度大于1 mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4
[解析]　D对：H3PO4与Li2CO3反应生成LiH2PO4和LiHCO3，因为H3PO4浓度大于1 mol·L－1，则可得到LiH2PO4浓度也大于1 mol·L－1。根据图1可知：当LiH2PO4的浓度大于1 mol·L－1时其pH＝4.66；根据图2可知当pH＝4.66时H2PO的分布分数达到0.994，即H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4。A错：LiH2PO4溶液中存在H2PO的电离平衡、HPO的电离平衡、H2PO的水解平衡、H2O的电离平衡等至少4个平衡。B错：LiH2PO4溶液中含P元素的粒子有H2PO、HPO、PO和H3PO4。C错：LiH2PO4溶液的pH随着H2PO初始浓度的增大逐渐减小，但当H2PO的浓度增大到10－1 mol·L－1时，浓度再增大，溶液的pH基本不变。
R (课堂)

知能补漏
1．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

a．加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。
b．加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸

a．加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。
b．加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
2．有关电离平衡常数计算答题模板(以弱酸HX为例)
　HX　　　　H＋　＋X－
起始/(mol·L－1): c(HX) 0 0
平衡/(mol·L－1): c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则K＝
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K＝或c(H＋)＝。
3．弱电解质平衡移动的“三个不一定”
(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。
(3)对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度不一定减小，可能先增大后减小。
B (课后)
1．室温下，将10.00 mL 5.000 0 mol·L－1醋酸滴入100.00 mL蒸馏水中，溶液中c(H＋)和温度随着加入醋酸体积的变化曲线如图所示，下列有关说法正确的是(　C　)

A．a～b段，醋酸电离过程为放热过程
B．c～d段，c(H＋)增加，醋酸电离程度增大
C．c点时，加入等体积等浓度的NaOH溶液，则c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．d点时，c(H＋)>c(CH3COOH)
[解析]　a～b段，醋酸电离过程为吸热过程，电解质溶于水，扩散过程(电离)吸热，水合过程(形成水合离子)放热，A错误；c～d段，醋酸浓度增大，c(H＋)增加，醋酸电离程度减小，B错误；c点时，加入等体积等浓度的NaOH溶液，根据物料守恒，有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，C正确；醋酸是弱酸，电离是微弱的，在溶液中主要以分子的形式存在，故d点时，c(H＋)后者
D．等物质的量浓度的碳酸溶液和醋酸溶液比较，pH：前者>后者
[解析]　由电离常数可知酸性：CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO。A项中应生成HCO；B项中CH3COOH少量，也只生成HCO；C项中碳酸溶液pH小；D项中CH3COOH比H2CO3易电离，故醋酸溶液pH小。
考点二　溶液的酸碱性
Z (课前)
1．(2016·全国Ⅰ卷·12)298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10 mol·L－1氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是(　D　)

A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0 mL
C．M点处的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)
D．N点处的溶液中pHc(HY)
D．b点时酸碱恰好完全反应
[解析]　未加氧化钠时，相同浓度溶液中，HX的lg＝12，而HY的lgc(HY)，故C正确；HY为0.01 mol，b点加入NaOH为0.008 mol，二者按物质的量1∶1反应，故HY有剩余，故D错误。
3．(2018·丹阳一模)CuSO4溶液与K2C2O4溶液混合反应，产物之一是只含一种阴离子的蓝色钾盐水合物。通过下述实验确定该晶体的组成。
步骤a：称取0.672 0 g样品，放入锥形瓶，加入适量2 mol·L－1稀硫酸，微热使样品溶解。再加入30 mL水加热，用0.200 0 mol·L－1 KMnO4溶液滴定至终点，消耗8.00 mL。
步骤b：接着将溶液充分加热，使淡紫红色消失，溶液最终呈现蓝色。冷却后，调节pH并加入过量的KI固体，溶液变为棕色并产生白色沉淀CuI。用0.250 0 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定至终点，消耗8.00 mL。
已知涉及的部分离子方程式为
步骤a：2MnO＋5C2O＋16H＋===2Mn2＋＋8H2O＋10CO2↑
步骤b：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2
I2＋2S2O===2I－＋S4O
(1)已知室温下CuI的Ksp＝1.27×10－12，欲使溶液中c(Cu＋)≤1.0×10－6 mol·L－1，应保持溶液中c(I－)≥_1.27×10－6__mol·L－1。
(2)MnO在酸性条件下，加热能分解为O2，同时生成Mn2＋。该反应的离子方程式为 4MnO＋12H＋4Mn2＋＋5O2↑＋6H2O　。
若无该操作，则测定的Cu2＋的含量将会_偏高__(填“偏高”“偏低”或“不变”)。
(3)步骤b用淀粉溶液作指示剂，则滴定终点观察到的现象为_溶液由蓝色变为无色，且半分钟内不变色__。
(4)通过计算可确定样品晶体的组成为_K2Cu(C2O4)2·H2O__。
[解析]　(1)CuI的Ksp＝1.27×10－12＝c(Cu＋)×c(I－)，c(I－)＝＝1.27×10－12÷c(Cu＋)，由于溶液中c(Cu＋)≤1.0×10－6 mo1·L－1，则c(I－)≥1.27×10－6 mol·L－1。
(2)Mn的化合价由＋7降低到＋2，降低了5价；生成氧气，氧元素的化合价由－2升高到0，升高了4价，可配平方程式为4MnO＋12H＋4Mn2＋＋5O2↑＋6H2O。若不加热除去高锰酸根离子，高锰酸根离子能够氧化碘离子，使得碘单质的物质的量增加，测定铜离子含量偏高。
(3)根据反应I2＋2S2O===2I－＋S4O，当反应结束时，溶液的蓝色消失变成无色溶液，所以滴定终点是溶液由蓝色变为无色，且半分钟内不变色。
(4)根据反应2MnO＋5C2O＋16H＋===2Mn2＋＋8H2O十10CO2↑、2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2、I2＋2S2O===2I－＋S4O
可得关系式：
2MnO　～　5C2O　2S2O　～　I2　～　2Cu2＋
2 5 2 2
n(C2O) n(Cu2＋)
n(C2O)＝4×10－3 mol、n(Cu2＋)＝2×10－3 mol，根据电荷守恒原理：n(K＋)＝4×10－3 mol，
根据质量守恒原理m(H2O)＝0.672 0－39×4×10－3—64×2×10－3—88×4×10－3＝0.036(g)，n(H2O)＝2×10－3 mol，n(K＋)∶n(Cu2＋)∶n(C2O)∶n(H2O)＝2∶1∶2∶1，化学式为K2Cu(C2O4)2·H2O。

1．下列说法不正确的是(　B　)
A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡
B．导电能力强的溶液其溶质是强电解质
C．溶质为同一弱电解质的溶液，当温度不同时，其导电能力也不相同
D．强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
[解析]　在溶液中，比较电解质导电能力的强弱应在相同浓度的条件下进行，故B项错误。
2．(2018·潍坊高密一模)H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　C　)
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，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，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]　加水稀释，平衡向右移动，但c(H＋)减小，A项错误；SO2过量会产生较多的H2SO3，而H2SO3的酸性比H2S强，溶液pH减小，B项错误；滴加新制氯水，Cl2＋H2S===S↓＋2HCl，HCl的生成，使溶液pH减小，C项正确；加入少量CuSO4固体，Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋，溶液中c(H＋)增大，D项错误。
3．25 ℃时，向0.2 mol·L－1的氨水中加水稀释，则图中的y轴可以表示(　B　)

①电离程度　②c(NH3·H2O)　③c(NH)　④c(H＋)　⑤溶液的导电能力　⑥pH　⑦NH3·H2O的电离常数Kb　⑧c(H＋)·c(OH－)
A．①②③⑤ B．②③⑤⑥
C．②③⑥⑦ D．①②⑤⑥
[解析]　加水稀释，NH3·H2O的电离程度增大，①错误；加水稀释虽然促进了NH3·H2O的电离，但由于溶液体积增大得更多，故c(NH3·H2O)、c(NH)、c(OH－)均减小，c(H＋)增大，②、③正确，④错误；溶液中离子浓度减小，导电性减弱，⑤正确；c(OH－)减小，pH减小，⑥正确；NH3·H2O的电离常数Kb＝只与温度有关，温度不变，Kb不变，⑦错误；c(H＋)·c(OH－)＝Kw，只受温度影响，温度不变，c(H＋)·c(OH－)保持不变，⑧错误；综上分析，B项正确。
4．(2018·山东沂水二模)高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数，从表格中数据判断以下说法中不正确的是(　C　)
酸
HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka
3.0×10－8
6.3×10－9
1.6×10－9
4.2×10－10
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸
C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO
D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
[解析]　根据电离常数知，在冰醋酸中这几种酸都不完全电离，A正确；在冰醋酸中，高氯酸的电离常数最大，所以高氯酸的酸性最强，B正确；在冰醋酸中硫酸存在电离平衡，所以其电离方程式为H2SO4H＋＋HSO，C不正确；这四种酸在水中都完全电离，在冰醋酸中电离程度不同，所以水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱，D正确。
5．pH＝12的X、Y两种碱溶液各10 mL，分别稀释至1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　A　)

A．若10H2CO3>HClO。
(2)电离平衡常数越小，同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力越强，即结合H＋由强到弱的顺序为CO>ClO－>HCO>CH3COO－。
(3)醋酸溶液浓度越小，c(H＋)越小；电离平衡常数＝c(H＋)·c(CH3COO－)/c(CH3COOH)，稀释过程中c(CH3COO－)减小，c(H＋)/c(CH3COOH)增大；c(H＋)·c(OH－)不变；醋酸稀释时，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(OH－)/c(H＋)增大；不变。升高温度，醋酸电离平衡右移，c(H＋)增大；升高温度，醋酸电离平衡右移c(H＋)/c(CH3COOH)增大；升高温度c(H＋)·c(OH－)增大；升高温度，c(H＋)增大，c(OH－)减小，c(OH－)/c(H＋)减小；升高温度，K＝增大。
14．(2018·衡水调研)已知25 ℃时弱电解质电离平衡常数：
Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。
(1)将20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液和20 mL、0.10 mol·L－1的HSCN溶液分别与0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积V与时间t的关系如图。

反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是_因为Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反应速率快__；反应结束后所得溶液中c(SCN－)_>__c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“