弱電解質(zhì)的電離平衡（解析版）-2025年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)講義（新教材新高考）

備戰(zhàn)2025年高考化學(xué)【一輪-考點(diǎn)精講精練】復(fù)習(xí)講義

考點(diǎn)46弱電解質(zhì)的電離平衡

疆本講?講義概要

一.弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

二.電離平衡常數(shù)及應(yīng)用

知識(shí)精講

三.電離度

四.一元強(qiáng)酸（堿）與一元弱酸（堿）的比較

選擇題：20題建議時(shí)長(zhǎng)：60分鐘

課后精練

實(shí)際時(shí)長(zhǎng)：________分鐘

非選擇題：5題

吆夯基?知識(shí)精講________________________________________________________

一.弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

1.電離平衡的概念

在一定條件下（如溫度、壓強(qiáng)等），當(dāng)弱電解質(zhì)電離的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程達(dá)

到平衡狀態(tài)。

2.電離平衡的建立與特征

一動(dòng)一

-U（電離）=。（結(jié)合）wo

-等」

平衡狀態(tài)

特征—定：各組分濃度保持恒定不變

—變：條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)

（1）開始時(shí)，V（電離）最大，而V（結(jié)合）為。。

（2）平衡的建立過程中，v（電離）〉v（結(jié)合）。

（3）當(dāng)v（電離）=v（結(jié)合）時(shí)，電離過程達(dá)到平衡狀態(tài)。電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，即ImolCH3coOH

電離同時(shí)則有ImolCH3COOH分子形成。

3.電離平衡的影響因素

電離平衡也屬于平衡體系，具有平衡體系的一切特征，也受外界條件如溫度、濃度等的影響，其變化

也適用平衡移動(dòng)原理來解釋。

(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定了其電離程度的大小，通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。

(2)外因：

①溫度：電離是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離程度越大。

②濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，越易電離。(越稀越電離)

a.同一弱電解質(zhì)，稀釋溶液時(shí)，電離平衡將向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大，但溶液中離子濃度不

一定變大，如：弱酸HA溶液稀釋時(shí)，c(HA)、c(H+)、c(A-)均減小(參與平衡建立的微粒)，但c(OH-)會(huì)增

大。

b.增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，但電解質(zhì)的電離程度減小。

③同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方

向(逆向)移動(dòng)。

④反應(yīng)離子：加入能與電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離方向移動(dòng)。

1

以0.1molL-CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對(duì)CH3COOH=金CH3coCT+H+的影響。

改變條件平衡移動(dòng)方向"(H+)c(H+)C(CH3COO-)導(dǎo)電能力Ka

加水稀釋向右增大減小減小減弱不變

加入少量冰醋酸向右增大增大增大增強(qiáng)不變

通入HCl(g)向左增大增大減小增強(qiáng)不變

力口NaOH(s)向右減小減小增大增強(qiáng)不變

加CH3coONa(s)向左減小減小增大增強(qiáng)不變

加入鎂粉向右減小減小增大增強(qiáng)不變

升高溫度向右增大增大增大增強(qiáng)增大

電離平衡移動(dòng)過程中粒子濃度比值變化的判斷:

①同一溶液，濃度比等于物質(zhì)的量比。如HF溶液：(由濃度比變成物質(zhì)的量比)

c(H+)c(”+>c(F—)K

②將濃度比換算成含有某一常數(shù)的式子，然后分析。如HF溶液：~^=(由a

Cytir)C^rirj,Cyr)CQr)

兩個(gè)變量轉(zhuǎn)變?yōu)橐粋€(gè)變量)

(3)外界條件對(duì)電離平衡影響的四個(gè)“不一定”

①加水稀釋電解質(zhì)時(shí)，溶液中離子的離子濃度不一定減小。如因?yàn)闇囟炔蛔?，Kw=c(H+>c(OH-)不變,

稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶液中的c(H+)減小，故c(OH-)增大。

②電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小。如對(duì)于NHsHOK^NHj+OH-,平衡后，通入

氨氣，。郃氏-氏。)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消除這種改變，再次達(dá)到平衡時(shí),

c(NH3?玲。)比原平衡時(shí)大。

③電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，如在CH3co0H溶液中加水稀釋或加少量NaOH固體，都

會(huì)引起平衡右移，但c(H+)比原平衡時(shí)要小。

④電離平衡右移，電離程度也不一定增大，如增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡向右移動(dòng)，弱電解質(zhì)的

電離程度減小。

4.電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動(dòng)離子的濃度和離子所帶電荷數(shù)，自由移動(dòng)離子的濃度越

大、離子所帶電荷數(shù)越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

比較對(duì)象導(dǎo)電性原因

同濃度的氫氧化鈉溶液氫氧化鈉是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離；一水

氫氧化鈉溶液大于氨水溶液

與氨水溶液合氨是弱電解質(zhì)，部分電離；

H2c2。4的Kal=5.9x10-2

同濃度的醋酸溶液與草

醋酸溶液小于草酸溶液CH3COOH的&=1.79X10-5

酸溶液

電離常數(shù)：H2c2（）4>CH3coOH

氫氧化鈉極稀溶液與0」氫氧化鈉極稀溶液小于0.1氫氧化鈉極稀溶液的離子濃度小于01

mol-LT氨水溶液mol-L-1氨水溶液mol-L-1氨水溶液的離子濃度；

將冰醋酸和稀醋酸分別加水稀釋，其導(dǎo)電能力隨加水量的變化曲線如圖所示:

(1)0A段隨加水量的增多，導(dǎo)電能力增強(qiáng)，其原因是冰醋酸發(fā)生了電離，溶液中離子濃度增大。

(2)AB段導(dǎo)電能力減弱，原因是隨著水的加入，溶液的體積增大，離子濃度減小，導(dǎo)電能力減弱。

二.電離平衡常數(shù)及應(yīng)用

1.概念：

在一定條件下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)一元弱酸或

一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一

個(gè)常數(shù)，該常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸的電離平衡常數(shù)用&表示，弱堿的電離

平衡常數(shù)用&表示)。

2.表達(dá)式(在此計(jì)算公式中，離子濃度都是平衡濃度)

c(H+)-c(父)

⑴對(duì)于一元弱酸HA：HAuiIF+A-,電離平衡常數(shù)氏=-----------=

c)

c(8+)-c(0/T)

(2)對(duì)于一元弱堿BOH：BOH^^B++OH-,電離平衡常數(shù)a=--------——--------。

_c(CHC00yc(H+)

例如：①一元弱酸的電離平衡常數(shù)：CH3coOHuCH3co0-+H+3

"C(CH3COOH)

②一元弱堿的電離平衡常數(shù)：NH3-HO^^NHj+OH-KB

2C(NH3-H2O)

③多元弱酸的電離平衡常數(shù)：多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用乂、

&等來分別表示

c(HCOiyc(H+\多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較為Kal?&2,第

H2c。3==H++HC03/=二-----~~-

“”。3)一級(jí)電離程度較大，第一步電離產(chǎn)生的H+,對(duì)第

c(”+)?c(C。/)二級(jí)、第三級(jí)電離起抑制作用，因此，多元弱酸的

HCO3一=H++COrK^=~————-

c(HCOg)酸性主要由第一步電離決定。

④弱堿的電離平衡常數(shù)：由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用難溶物的溶度

積常數(shù)。

3.意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)酸或堿的酸性或堿性相對(duì)越強(qiáng)。

4.特點(diǎn)

（1）某弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與該弱電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的,

故溫度升高，K增大。

（2）電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)電離程度的相對(duì)強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越

強(qiáng)。

礴ggMWT酸（堿）性越強(qiáng)

（3）多元弱酸是分步電離的，各步電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系為通常（1>>（2,故多元弱酸

的酸性一般取決于其第一步電離。多元弱堿的情況與多元弱酸類似。

5.影響因素

（1）內(nèi)因（決定因素）：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

（2）外因：電離平衡常數(shù)只受溫度影響，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。

6.電離平衡常數(shù)的四大應(yīng)用

（1）判斷弱酸（或弱堿）的相對(duì)強(qiáng)弱。電離常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強(qiáng)。如常溫下，CH3co0H的&=1.75x10

T,HC1O的&=2.95*10-8,則酸性強(qiáng)弱為CH3coOH>HC1O。

（2）判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強(qiáng)弱。弱酸或弱堿的電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)鹽的水解程度越小，鹽溶液的堿

性（或酸性）越弱。如醋酸的兄=1.75x10-5,次氯酸的Ka=2.95xl0-8,則相同濃度的醋酸鈉和次氯酸鈉溶液

的pH：醋酸鈉〈次氯酸鈉。

（3）判斷反應(yīng)能否發(fā)生或者判斷產(chǎn)物是否正確。一般強(qiáng)酸能將弱酸從其鹽溶液中置換出來。

如：常溫下，H2cCh和HC1O的電離常數(shù)分別為

H2CO3：<1=4.4X10-7,HC1O：33.0X10-8

Ka2=4.7xl()Tl

故酸性：H2CO3>HC1O>HCO3

因此：①HC10與NaHCO3溶液不反應(yīng)。

②HC1O與Na2c。3溶液反應(yīng)：COr+HClO=HCO3+ClQ-=

③向NaClO溶液中通入CO2：CH”+H2O+CC)2=HC1O+HCO式反應(yīng)方程式與通入CO2的量無

關(guān))。

(4)判斷溶液微粒濃度比值的變化。利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷。

+

cCCH.COO)C(C//3COO)-C(H)Ka

如：mol-L-CH3COOH溶液中加水稀釋，記初麗=即而而而=訴’加水稀釋時(shí)，

C(CHCOO-)

c(H+)減小，&不變,則或也3。。。//)%大。

三.電離度及其計(jì)算

1.電離度

(1)概念：在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百

分比。

(2)表示方法

—已電離的弱電解質(zhì)的濃度xo_己電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)X。

1%

0二弱電解質(zhì)的初始濃度-100%(或溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)/00)

(3)影響因素

升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，電離度增大；

溫度

降低溫度，電離平衡向左移動(dòng)，電離度減小。

當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時(shí)，電離度減??；

濃度

當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時(shí)，電離度增大。

(4)意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱

電解質(zhì)的電離程度越大。

(5)電離度(㈤與電離平衡常數(shù)((、&)之間的關(guān)系

①一元弱酸(以CH3coOH為例)

設(shè)常溫下，濃度為cmol【T的醋酸的電離度為a

CH3coOHCH3COO+H+

起始(mol[T)c00

轉(zhuǎn)化(mol?LT)C'aC'aC'a

平衡(mol?LT)c—ca^cC'aC'a

ca-caK____

a+

A-aca~、ot一,c(H)=ca=dKa-co

cv

c、

②一元弱堿(如NH3H2O,電離常數(shù)為&)

2

同理可得：Kb=ca,c(OH-)=ca=JK//C。

2.有關(guān)電離常數(shù)計(jì)算的四種題型(以弱酸HX為例)

(1)己知c始(HX)和c(H+),求電離常數(shù)。

HXH++X-

起始mol/LC始(HX)00

轉(zhuǎn)變mol/Lc(H+)c(H+)c(H+)

平衡mol/Lc始(HX)—c(H+)c(H+)c(H+)

m,"—c(”+>c(X-)_C2(H+)

c(HX)c始(HX)—c(H+)

由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理：c始(HX)—c(H+戶c始(HX),則居之

C2(H+)

—代入數(shù)值求解即可。

c始(HX)

(2)已知c始(HX)和電離常數(shù)，求c(H+)。

c2(H+)c2(W+),_________

同理可得Ka=則。3+)=而與兩，代入數(shù)值求解即可。

—X)—)C始(HX)

(3)特定條件下的Ka或Kb的有關(guān)計(jì)算

25。(2時(shí)，amol-LT弱酸鹽NaA溶液與bmolL1的強(qiáng)酸HB溶液等體積混合，溶液呈中性，則HA的

電離常數(shù)及求算三步驟:

第一步一電荷守恒：

CL-b

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)+c(B-)一c(A-)=c(Na+)—c(B-)=—^―

aaa—b

第二步一元素質(zhì)量守恒：c(HA)+c(A-)=--c(HA)=]-----o

IO—xa-b

c(H+>c(a-)2

第三步一a=

c(7M)aa-b

2——2

(4)利用分布系數(shù)圖像計(jì)算弱酸的電離常數(shù)

某二元弱酸(H?A)溶液中，H2A>HA、A2-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)3(x)隨pH的變化如圖所示:

■C(x)

已知6(x)=c(“2a)+c(H/T)+c(42-)

8

o.

o.6

o.5

s4

s2

二元弱酸中存在電離平衡:

±+

H2A^=H+HA-Kal

HA-^^H+4-A2-心

*H2A)=a(HA-)即C(HA-)=C(H2A)

a點(diǎn)(pH=1.5)：c(H+)-c(HA-)

K「c”)—聽廠I。一

5(HA-)=(5(A2-),即c(HA-)=c(A2-)

b點(diǎn)(pH=4)：c(”+)?cQ42-)

K「c(/M—)—M)—I。-,

四.一元強(qiáng)酸(堿)與一元弱酸(堿)的比較

弱電解質(zhì)與強(qiáng)電解質(zhì)的根本區(qū)別在于弱電解質(zhì)不完全電離，存在電離平衡，常用以下幾種形式進(jìn)行比

較。

1.一元強(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)的比較

(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

\項(xiàng)目

溶液的中和堿與活潑金屬反應(yīng)開始與金屬反應(yīng)

c(H+)pH

的速率

酸X.導(dǎo)電性的能力產(chǎn)生H2的量

鹽酸大小強(qiáng)大

相同相同

醋酸溶液小大弱小

(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

\項(xiàng)目

溶液的中和堿與活潑金屬反應(yīng)開始與金屬反應(yīng)

c(H+)C(酸)

的速率

酸導(dǎo)電性的能力產(chǎn)生H2的量

鹽酸小小少相同，反應(yīng)過程

相同相同

醋酸溶液大大多中醋酸的快

2.一元強(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)稀釋圖像比較

(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

H

pt7叫

a7

6

。

加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸

PH

7

a

b

。

V'V(水)

加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多

3.一元弱酸和一元強(qiáng)酸與金屬的反應(yīng)（以鹽酸和醋酸為例）圖像

實(shí)驗(yàn)操作圖像

HCl(aq)/^^

同體積、同濃度的鹽酸和醋酸分別

與足量Zn反應(yīng)/Z/CH3COOH(aq)

0"min

，(也)

CH3COOH(aq)

「

同體積、同pH的鹽酸和醋酸分別與

足量Zn反應(yīng)

0t/min

4.實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)

實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)思路：以判斷室溫下某酸（HA）是否為弱酸為例

實(shí)驗(yàn)方法結(jié)論

pH=2,HA為強(qiáng)酸

①測(cè)0.01molL-1HA溶液的pH

pH>2,HA為弱酸

pH=7,HA為強(qiáng)酸

②測(cè)NaA溶液的pH

pH>7,HA為弱酸

③相同條件下，測(cè)相同濃度的HA和HC1（強(qiáng)若HA溶液的導(dǎo)電能力比HC1（強(qiáng)酸）溶液的弱，則

酸）溶液的導(dǎo)電能力HA為弱酸

④測(cè)相同pH的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍

若HA溶液的pH變化較小，則HA為弱酸

數(shù)前后的pH變化

⑤測(cè)等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別若HA溶液反應(yīng)過程中產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生H2

與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的快慢及H2的量的量較多，則HA為弱酸

⑥測(cè)等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和

若HA溶液耗堿量大，則HA為弱酸

等濃度堿溶液所需消耗的堿的量

若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸；

⑦從升高溫度后pH的變化判斷

若升高溫度，溶液的pH變化幅度小，則是強(qiáng)酸；

巡提能?課后精練_________________________________________________

1.分析化學(xué)中將“滴定分?jǐn)?shù)”定義為：所加滴定劑與被滴定組分的物質(zhì)的量之比。常溫下，以O(shè).lOmoLLT

NaOH溶液為滴定液滴定O.lOmoLLT一元酸HA溶液，滴定曲線如圖所示。下列敘述正確的是

-6

A.Ka（HA）?1.9xlO

B.a點(diǎn)：c（HA）＞c（A-）

C.b點(diǎn):c（Na+）=c（HA）+c（A-）=0.10mol-L-1

D.c點(diǎn)：c（A-）＞c（Na+）＞c（0H-）＞c（H+）

【答案】A

【詳解】A.同濃度的一元堿NaOH與一元酸HA反應(yīng)，恰好反應(yīng)時(shí)是1：1,體積相同，所以當(dāng)反應(yīng)處于y

點(diǎn)時(shí)，可認(rèn)為是NaOH加入0.95mol,未反應(yīng)的HA是0.05mol,此時(shí)溶液體積為V,則

10晨火

K(HA)=V=1.9x10-6,A正確;

ac(HA)0.05

V

B.a點(diǎn)滴定分?jǐn)?shù)為0.50,此時(shí)溶液中成分為NaA和HA,且二者濃度相等，pH＜7,說明HA的電離程度

大于NaA的水解程度，所以c（HA）＜c（A。，B錯(cuò)誤；

C.b點(diǎn)滴定分?jǐn)?shù)為1.00,二者恰好完全反應(yīng)，但是體積變成原來的二倍，則濃度降為原來的一倍，所以

c（Na+）=c（HA）+c（A-）=0.05mol-L_1,C錯(cuò)誤；

++

D.c點(diǎn)氫氧化鈉過量，溶液溶質(zhì)為NaOH和NaA,由電荷守恒可知：c（Na）+c（H）=c（0H-）+c（A-）,c

點(diǎn)溶液為堿性：c（0H-）＞c（H+）,貝l]c（Na+）＞c（A-）,D錯(cuò)誤；

故選Ao

5

2.25。（3時(shí)，已知Ka（HA尸1.8x10"、Ka（HB）=1.75xl0-,則下列敘述正確的是

A.因Ka（HA）＞Ka（HB）,故NaB溶液的pH大于NaA溶液的pH

B.等pH的HA、HB溶液分別稀釋100倍，溶液中c（A）＞c（B-）

C.向NaB溶液中滴加HA溶液至pH=7時(shí)，c（B）c（HA）＞c（Ajc（HB）

D.等物質(zhì)的量濃度的NaA和NaB混合溶液中，c（OHj=c（H+）+c（HA）+c（HB）

【答案】D

【詳解】A.NaA、NaB溶液的pH還與濃度有關(guān)，相同濃度時(shí)NaB溶液的pH大于NaA溶液的pH,但選

項(xiàng)中濃度未知，A項(xiàng)錯(cuò)誤；

B.pH相同的HA、HB中A-和B-的濃度相同，加水稀釋100倍時(shí)，越弱越電離，由于HB的酸性更弱，電

離程度更大，則溶液中C（A]＜C（B],B項(xiàng)錯(cuò)誤；

C遭=齦*^,故C（A）C（HB）＞C（B）C（HA）,C項(xiàng)錯(cuò)誤；

D.根據(jù)質(zhì)子守恒，溶液中失去質(zhì)子數(shù)等于得到質(zhì)子數(shù)，A-和B-得到質(zhì)子生成HA和HB,結(jié)合H?。得失質(zhì)

子，可寫出質(zhì)子守恒關(guān)系式c（OH）=c（H+）+c（HA）+c（HB）,D項(xiàng)正確；

答案選D。

3.在相同溫度下，100mL0.01moll-CH3co0H溶液與10mL0.1mol[TCH3co0H溶液相比，前者一

定大于后者的是

A.中和時(shí)所需NaOH的量B.電離程度

C.c（H+）D."（CH3coOH）

【答案】B

【詳解】A.兩溶液中的醋酸與NaOH反應(yīng)時(shí)所能電離出的H+的物質(zhì)的量相等，中和時(shí)消耗NaOH的量相

同，A不選；

B.弱酸的濃度越小，其電離程度越大，對(duì)于兩溶液而言，則O.Olmol/LCH3coOH溶液中CH3COOH的電

離程度大于O.lmol/LCH3coOH溶液，B選；

C.O.Olmol/LCHjCOOH溶液中CH3coOH的電離程度大于O.lmol/LCH3coOH溶液，O.Olmol/LCH3coOH溶

液中〃（H+）、〃（CH3coeT）較大，但c（H+）較小,C不選；

D.在兩溶液中均有"仁也（2。。-）+"（€：1138。田=0.00111101,弱酸的濃度越小，〃（CH3coeT）越大，

”（CH3coOH）越小，即O.Olmol/LCH3co0H溶液中"（CH3coOH）小，D不選；

故答案為：Bo

4.在25P時(shí)兩種酸的電離常數(shù)如下:H2cCh：KH=4.2XIO7埠=5.6><IO-";

H2S：K"=5.7xlO-8K2=L2xIO-。,則下列反應(yīng)可能發(fā)生的是

A.NaHCCh+NaHS—Na2cO3+H2STB.H2S+Na2CO3NaHS+NaHCO3

C.Na2S+H2O+CO2Na2CO3+H2STD.H2S+NaHCO3NaHS+H2CO3

【答案】B

118

【分析】25℃時(shí)兩種酸的電離常數(shù)如下:H2co3：KiI=4.2xl（p7,Ki2=5.6X10-；H2S：Kij=5.7xlQ-,

15

Ki2=1.2xl0-,可知碳酸與氫硫酸都是弱酸，電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)，所以酸性

H2CO3>H2S>HCO；>HS-,據(jù)此回答。

【詳解】A.H2S>HCO；,不符合強(qiáng)酸制弱酸原理，A錯(cuò)誤；

B.H2S>HCO；,所以H2s與Na2cO3反應(yīng)能生成NaHS和NaHCOs，B正確；

C.H2S>HCO；,所以H2cO3與Na2s反應(yīng)不生成Na2co3,應(yīng)該生成NaHCXLC錯(cuò)誤;

D.H2CO3>H2S,所以不能由H2s和NaHCOs生成H2co3,D錯(cuò)誤。

答案選B。

5.下列有關(guān)說法不正確的是

A.25℃,用pH試紙測(cè)得某氯水的pH為5

B.任何溫度下，利用H+和OIF濃度的相對(duì)大小均可判斷溶液的酸堿性

C.25℃,pH=12的NaOH溶液，由水電離出的c(0fr)=l()T2moi/L

D.pH=3的醋酸溶液與pH=3的鹽酸等體積混合，混合液的pH=3

【答案】A

【詳解】A.氯水具有漂白性，故不能用pH試紙測(cè)氯水的pH,故A錯(cuò)誤；

B.任何溫度下，只要c(H+尸c(OH)溶液就顯中性，c(H+)>c(OH),溶液就顯酸性，c(OET)>c(H+),溶液

就顯堿性，故B正確；

C.堿溶液中氫氧根幾乎全部來自于堿的電離，而氫離子來自于水的電離，由pH=12可得，

|2

c(H+)=10-mol/L,而由水電離出的氫離子和水電離出的氫氧根的濃度相同，所以c(OIF)=10*mol/L,

故C正確；

D.因?yàn)榇姿崾侨蹼娊?，存在CH3coOHUCH3coeT+H+,加入pH=3的鹽酸，體積增加一倍，則

c(CH3coO)和c(CH3co0H)的濃度減少一倍，溫度不變，K是定值不變，則K=5與點(diǎn)黑獸中混

C(CH3COOH)

合液氫離子濃度不變，醋酸和醋酸根離子濃度變?yōu)樵瓉淼囊话?，所以混合后氫離子濃度不變，溶液的

pH=3,故D正確；

故選Ao

6.關(guān)于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法中正確的是

A.相同物質(zhì)的量濃度的兩游液中c(H+)相同

B.相同物質(zhì)的量的兩溶液中和氫氧化鈉的物質(zhì)的量相同

C.pH=3的兩溶液稀釋100倍，pH均變?yōu)?

D.兩溶液中分別加入少量對(duì)應(yīng)的鈉鹽固體，c(H+)均減小

【答案】B

【詳解】A.醋酸為弱電解質(zhì)，在水中不能完全電離，鹽酸為強(qiáng)電解質(zhì)，在水中能完全電離，故兩者溶液中

c(H+)不相同，A錯(cuò)誤；B.相同物質(zhì)的量的兩溶液含有相同物質(zhì)的量的H+,中和氫氧化鈉的物質(zhì)的量相同，

B正確；C.醋酸為弱電解質(zhì)，稀釋溶液會(huì)促進(jìn)醋酸電離，pH不會(huì)增加至5,C錯(cuò)誤；D.氯化鈉和醋酸鈉

均為強(qiáng)電解質(zhì)，所以溶液中c(H+)不變，D錯(cuò)誤。故選擇B。

7.已知二甲胺KCH3)2NH-H2。]在水中的電離與一水合氨相似，下列關(guān)于常溫下pH=12的二甲胺溶液的敘述

正確的是

+

A.C(OH-)=C[(CH3)2NH2]

4(飆)2甌]

B.加水稀釋時(shí)增大

C[(CH3),NH-H2O]

C.與pH=2的鹽酸等體積混合后，溶液呈中性

D.加入氫氧化鈉固體可抑制二甲胺的電離，電離常數(shù)a變小

【答案】B

【詳解】A.二甲胺在水中電離出氫氧根離子，水也電離出氫氧根離子，則pH=12的二甲胺溶液中

+

C(OH-)>C[(CH3)2NH2],故A錯(cuò)誤；

C[(CH3)2NH-]KB

B.由電離常數(shù)公式可知，溶液中COH,二甲胺溶液加水稀釋時(shí)，溶液中氫氧根離

C[(CH3)?NH-H2OP()

KC[(CH3)2NH^]

子濃度減小，電離常數(shù)不變，則恐比值增大,比值增大，故B正確;

C[(CH3)2NH-H2O]

C.pH=12的二甲胺溶液與pH=2的鹽酸等體積混合后，二甲胺溶液過量，溶液呈堿性，故C錯(cuò)誤；

D.電離常數(shù)是溫度函數(shù)，溫度不變電離常數(shù)不變，則常溫下向pH=12的二甲胺溶液加入氫氧化鈉固體時(shí),

電離常數(shù)不變，故D錯(cuò)誤；

故選B。

26

8.已知：常溫下，Ka(HA)=3.OxlO^,Kal(H2B)=4.3xlO,Ka2(H2B)=5.6xl0o下列說法正確的是

A.NaOH與等濃度等體積的HA、H?B溶液完全反應(yīng)，消耗NaOH的物質(zhì)的量前者更大

B.pH=a的NaA溶液中，水電離出的c(0IT)為此"moLL—

C.向NaA溶液中滴加少量H?B溶液的離子方程式為A-+H2B=HB-+HA

D.向Na?B溶液中滴加等濃度等體積的鹽酸，充分反應(yīng)后溶液呈堿性

【答案】C

【詳解】A.等濃度等體積的HA、H2B溶液中n(HA)=n(H2B),但HzB是二元酸，所以H2B溶液完全反應(yīng)

時(shí)消耗NaOH的物質(zhì)的量大，A錯(cuò)誤；

B.NaA是弱酸強(qiáng)堿鹽，溶液呈堿性，設(shè)pH=a=8,c(H+)=10-8,溶液中c(OH)與水電離出的c(OH］相

Kwin-14

等，即水電離出的c(OH-)=mTJ=m_=10-6>io-8mol/L,B錯(cuò)誤；

C.酸的電離平衡常數(shù)Kai(H2B)>Ka(HA)>Ka2(HzB),酸的酸性H2B>HA>HB-,根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸規(guī)律可知，

NaA和HB反應(yīng)的離子方程式為A-+H?B=HB-+HA,C正確；

D.向Na2B溶液中滴加等濃度等體積的鹽酸，充分反應(yīng)后得到NaCl和NaHB的混合溶液，NaCl溶液呈中

K1Q14

性，HB-的水解常數(shù)Kh=<7(1126)=5.6x10-6,即HB-的電離程度大于其水解程度，溶

液呈酸性，D錯(cuò)誤；

故選Co

9.實(shí)驗(yàn)室用CH3coOH和CH3cH20H反應(yīng)制備CH3coOCH2cH一設(shè)義表示阿伏加德羅常數(shù)的值。下列說

法正確的是

A.ImolCH3cHjOH中子總數(shù)為20%

B.18g冰水混合物中所含的氫鍵數(shù)小于2名

1

C.O.lmolL-CH3COOH溶液的H+數(shù)目為。-1義

D.46gCH3cH20H充分反應(yīng)后生成CH3coOCH2cH3的分子數(shù)為以

【答案】B

【詳解】A.ImolCH3cH218OH含有22moi中子，則中子數(shù)為22NA，故A項(xiàng)錯(cuò)誤；

B.18g冰水混合物即ImolH?。，ImolH2。最多含有2moi氫鍵，但H?。中除了氫鍵外，還存在范德華力，

會(huì)影響氫鍵的數(shù)量，則含有的氫鍵數(shù)可能小于2NA，故B項(xiàng)正確；

C.缺少CH3coOH溶液的體積，無法計(jì)算H+數(shù)目，故C項(xiàng)錯(cuò)誤；

D.CH3co0H和CH3cH20H反應(yīng)生成CH3coOCH2cH3,為酯化反應(yīng)，不完全轉(zhuǎn)化，生成CH3coOCH2cH3

的分子數(shù)小于NA，故D項(xiàng)錯(cuò)誤；

故答案選B。

10.室溫下，往lOmLO.hnol/LNaOH溶液中加入下列試劑，所得溶液仍呈堿性的是

A.10mLpH=4qH2SC)4B_10mLpH=1的CH3coOH

C.22.4LCl2D_10mLO.lmol/LNaHSO3

【答案】D

【分析】10mLO.lmol/LNaOH中,n(NaOH)=n(OH-)=0.Imol/Lxl0xl0_3L=lO^mol。

+-3-3

【詳解】A.10mLpH=l的H2so4中，n(H)=0.lmol/Lxl0xl0L=10mol,10mLO.lmol/LNaOH

中，n(OH-)=0.1mol/LxlOxlO_3L=10-3mol,n(H*)=mOH1則混合后顯中性，A錯(cuò)誤；

B.因?yàn)镃H3coOH是弱電解質(zhì)，部分電離，貝口OmLpH=1的CH3coOH中，

+-33

n(CH3COOH)?n(H)=0.Imol/Lx10x10L=1O_mol,因此混合后CH3coOH過量較多，顯酸性，B錯(cuò)

誤；

C.室溫下22.4LCU大約是0.93mol,OSmolJ與10-。！NaOH發(fā)生反應(yīng)后，氯氣剩余較多，所得溶液

不呈堿性，C錯(cuò)誤；

3-3

D.10mLO.lmol/LNaHSOs中，n(NaHSO3)=0.lmol/Lxl0xl0-L=10mol,NaHSC)3與NaOH恰好完

全反應(yīng)生成亞硫酸鈉，亞硫酸鈉由于亞硫酸根離子的水解顯堿性，D正確；

故選D。

11.25。(2時(shí)，有濃度均為O.lmoLLT的4種溶液：

①鹽酸②HF溶液③NaOH溶液④氨水

5

已知：25。(3時(shí)，電離平衡常數(shù)Ka(HF)=6.8xlOT,Kb(NH3-H2O)=1.7x10-

下列說法不正確的是

A.溶液pH：③〉④，②〉①

B.水電離出的H+濃度：①二③4^)〈④

C.②和④等體積混合后的溶液中：c(NH：)>c(Fj>c(OHj>c(H+)

D.VamL①和VbmL③混合后溶液pH=2(溶液體積變化忽略不計(jì))，則丫「乂=11:9

【答案】c

【詳解】A.鹽酸為強(qiáng)酸、HF為弱酸，NaOH是強(qiáng)堿，NHsNO是弱堿，因此等濃度的鹽酸、HF溶液、

NaOH溶液、氨水pH由大小為NaOH溶液、氨水、HF溶液、鹽酸，故A正確；

45

B.四種溶液中水的電離都受到抑制，Ka（HF）=6.8xl0-＞Kb（NH3-H2O）=1.7xl0-,NaOH是強(qiáng)堿、鹽酸

是強(qiáng)酸，因此抑制程度由大到小為①二③〉②〉④，因此水電離出的氫離子濃度①=③＜②＜④，故B正

確；

45

C.②和④等體積混合后溶質(zhì)為NH4F,Ka（HF）=6.8xlO-＞Kb（NH3-H2O）=1.7xl0-,則鏤根離子水解

程度大于氟離子，溶液中：c（Fj＞c（NH：）＞c（H+）＞c（0Hj,故C錯(cuò)誤；

D.VamL鹽酸和VbmLNaOH溶液混合后溶液pH=2,則

-1-3-1-3

0.Imol-LVx10L-0.Imol-LVx10L2,,T-、，、，…

------------"0"+…L—m°1/U求得VW.%故D正確；

故答案為：Co

12.乳酸是一種重要的化工原料，可用于制備聚乳酸（PLA）生物可降解性塑料。已知常溫下，乳酸的電離常

數(shù)（=1.4x10-4。下列有關(guān)說法正確的是

A.乳酸稀溶液加水稀釋的過程中，溶液中c（OH-）減小

B.在乳酸稀溶液中滴加少量鹽酸，乳酸的電離平衡逆向移動(dòng)，4H+）變小

C.恒溫下，在乳酸稀溶液中滴加少量NaOH溶液，乳酸的電離常數(shù)（＞L4xlOT

D.常溫下，體積為10mLpH=3的醋酸溶液和乳酸溶液分別加水稀釋至1000mL,若稀釋后溶液的pH：

醋酸＜乳酸，則電離常數(shù)：醋酸〈乳酸

【答案】D

【詳解】A.乳酸為弱酸，加水稀釋后氫離子濃度降低，常溫下，Kw值恒定，故氫氧根濃度增大，A錯(cuò)誤;

B.乳酸為弱酸，電離產(chǎn)生氫離子，在乳酸稀溶液中滴加少量鹽酸，氫離子濃度增大，乳酸的電離平衡逆向

移動(dòng)，B錯(cuò)誤；

C.溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，C錯(cuò)誤；

D.相同pH值的酸稀釋相同倍數(shù)時(shí)，酸性弱的酸的pH值變化小，若稀釋后溶液的pH：醋酸＜乳酸，則電

離常數(shù)：醋酸＜乳酸，D正確；

故選D。

c(HA-)cA2)

13.常溫下，向二元弱酸H2A溶液中，滴加NaOH溶液，混合溶液中l(wèi)gX[X=^R或卡苜]與pH的

變化關(guān)系如下圖所示，下列說法不正確的是

A.直線a表示lg￡_^與pH的變化關(guān)系

C(H2A)

B.室溫下NaHA溶液呈堿性

c2(HA)

C.加入NaOH溶液的過程中，訴書J不變

2

D.當(dāng)溶液中pH>4.2時(shí)，c(A-)>c(HA