-弱电解质的电离平衡高考题分类整理

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电离与水解高考试题大全

电离与水解1.弱电解质的电离平衡强电解质在溶液中完全电离,不存在电离平衡.弱电解质在溶液中电离时,不完全电离,存在电离平衡.当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时,则建立了电离平衡.其平衡特点与化学平衡相似.（“逆,等,动,定,变”）2. 影响电离平衡的因素：升高温度,电离程度增大.稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动.3.水解规律：有弱才水解,谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解,都弱都水解,两强不水解.4. 影响盐类水解的因素：决定因素是盐的结构和性质.①温度：盐类水解是吸热,升温,水解程度增大.②浓度：水解过程是一个微粒总量（不考虑水分子）增加的过程,因而加水稀释,平衡向右移动,水解程度加大,而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小.③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱,肯定促进盐的水解,加入酸,抑制盐的水解；水解显碱性的同理.总之水解平衡遵从化学平衡移动原理.5. 守恒规律：电荷守恒,物料守恒,物料守恒电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷数相等,即溶液不显电性.物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和.质子守恒：水电离的特征是c (H+)= c (OH-)）例题讲解：盐类水解的原理及影响因素：1.在25.C时,在浓度为1mol/L的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的溶液中,测得其c（NH4+）分别为a、b、c（单位为mol/L）,下列判断正确的是（）A. a=b=c B a﹥b﹥c C a﹥c﹥b D c﹥a﹥b2.相同温度、相同物质的量浓度的4种溶液：顺序排列,正确的是（）A．④①③② B．①④③② C．①②③④ D．④③①②3.温度相同、浓度均为 mol/L的①（NH4）2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤⑥CH3COONa溶液,它们的pH值由小到大的排列顺序是（）A. ③①④②⑥⑤B. ①③⑥④②⑤C. ③②①⑥④⑤D. ⑤⑥②④①③溶液中离子浓度的大小比较：1.下列溶液中各微粒的浓度关系不．正确的是( )(A) mol·L－1 HCOOH溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－) = c(H＋)(B)1 L mol·L－1 CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：))＞c (Cu 2＋)＞c (H ＋)＞c (OH －) (C ) m o l ·L －1NaHC O3溶液中：c (N a＋)＋c (H ＋)＋c (H 2C O3) =c(D)等体积、等物质的量浓度的NaX 和弱酸HX 混合后的溶液中： c (Na ＋)＞c (HX)＞c (X －)＞c (H ＋)＞c (OH －) 2.25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表：弱酸化学式 CH 3COOH HCN H 2CO 3 电离平衡常数 ×l0-5 ×l0-10K 1=×l0-7 K 2=×l0-11下列叙述正确的是 A ．向冰醋酸中逐滴加水,则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH 均先增大后减小 B ．等物质的量浓度的各溶液pH 的大小关系为： pH(Na 2CO 3)＞pH(NaCN)＞pH(NaHCO 3) ＞pH(CH 3COONa) C ．a mol·L －1 HCN 溶液与b mol·L －1NaOH 溶液等体积混合,充分反应后所得溶液中 c (Na ＋)＞c (CN －),则a 一定小于bD ．浓度均为 mol ·L -1的NaHCO 3和Na 2CO 3混合溶液中有关微粒的浓度关系为： c (OH －) = c (H ＋) ＋0.5 c (HCO 3－) ＋1.5 c (H 2CO 3)－0.5c (CO 32－)3.下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol·L －1 CH 3COONH 4溶液：c(NH 4＋)—c(CH 3COO —)=c(CH 3COOH)—c(NH 3·H 2O) B ． mol·L －1 NaHCO 3溶液：c(OH —)= c(H+)+c(HCO 3—)+2c(H 2CO 3) C ．25℃时,BaCO 3饱和溶液(Ksp =×l0-9)：c(Ba 2+)= c(C032-)> c(H +)= c(OH -) D ．25℃时,NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液[pH=7, c(Cl -)= mol·L －1] c(NH 4+) =c(NH 3·H 2O)> c(H 十)= c(OH -) 4. 25℃时,将氨水与氯化铵溶液混合得到 c (NH 3·H 2O)＋c (NH 4＋) = mol·L －1的混合溶液.溶液中c (NH 3·H 2O)、c (NH 4＋)与pH 的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述一定正确的是 A ．W 点表示溶液中：c (NH 4＋) ＋c (H ＋) ＝ c (Cl －)＋c (OH －) B ．pH ＝溶液中：c (Cl －)＋c (OH －)＋c (NH 3·H 2O)＜ mol·L －1 C ．pH ＝溶液中：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (OH －)＞c (H ＋)D ．向W 点所表示1L 溶液中加入固体（忽略溶液体积变化）：c (Cl －)＞c (Na ＋)＞c (OH －) ＞c (NH 4＋) ＞c (H ＋) 5. 常温下,向L-1 NaOH 溶液中逐滴加入L-1 CH 3COOH 溶液,曲线如右图所示,有关粒子浓度关系正确的是A ．只有在A 、B 间任一点,溶液中才有： c(Na +)+c(H +)＝c(CH 3COO －)+(OH －)B ．在B 点,a ＞25,且有c(Na+)＝c(CH 3COO －)＞c(OH －)＝c(H +)C ．在C 点：c(CH 3COO －)＞c(Na +)＞c(H +)＞c(OH －)D ．在D 点：c(CH 3COO －)+c(CH 3COOH)＝c(Na +) 6. 常温下,用 mol ·L —1HCl 溶液滴定 mL 浓度为 mol ·L —1 Na 2CO 3溶液,所得滴定曲线如右图所示.下列说法正确的是 A ．当V ＝0时：c (H ＋)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝c (OH －) B ．当V ＝5时：c (CO 32—)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝2c (Cl －) C ．当V ＝10时：c (Na ＋)＞c (HCO 3－)＞c (CO 32—)＞c (H 2CO 3) D ．当V ＝a 时：c (Na ＋)＞c (Cl －)＞c (H ＋)＝c (OH －)24 6 8 10 12V /mL pH7. 下列有关溶液中粒子浓度的关系式中,正确的是A ．pH 相同的①CH 3COONa 、②NaHCO 3、③ONa 三份溶液中的c (Na ＋)：③＞②＞①B ．·L －1某二元弱酸强碱盐NaHA 溶液中： c (Na +)=2c (A 2-)＋c (HA -)＋c (H 2A)C ．右图中pH ＝7时：c (Na ＋)＞c (CH 3COO －) ＞c (OH －)＝c (H ＋)D ．右图中a 点溶液中各离子浓度的关系是： c (OH －)＝c (H ＋)＋c (CH 3COO －)＋2c (CH 3COOH) 8. 已知乙酸（HA ）的酸性比甲酸（HB ）弱,在物质的量浓度均为L 的NaA 和NaB 混合溶液中,下列排序正确的是(OH-)>c (HA)>c (HB)>c (H +) B. c (OH -)>c (A -)>c (B -)>c (H +)C. c (OH -)>c (B -)>c (A -)>c (H +)D. c (OH -)>c (HB)>c (HA)>c (H +)9. 向体积Va 的·1L - C 3H COOH 溶液中加入体积为Vb 的·1L -KOH 溶液,下列关系错误的是 A. Va ＞Vb 时：c （C 3H COOH ）+c （C 3H COO ―）＞c （K +） B ．Va=Vb 时：c （C 3H COOH ）+ c （H +）=c （O H -）C ．Va<Vb 时：c （C 3H COO ―）＞c （K +）＞c （O H -）＞c （H +）D. Va 与Vb 任意比时：c （K +）+ c （H +）= c （O H -）+ c （C 3H COO ―） 10.常温下,将amol·L -l NaHCO 3与b mol·L -l NaOH （0<a<,0<b<）等体积混合.下列有关混合溶液的推论正确的是（）A ．若a=b,则c （OH —）=c （H +）+2c （H 2CO 3）+C （HCO 3-）B ．若a=2b,则c （Na +）>c （CO 32—）>c （HCO 3—）>c （OH —）C ．若b=2a,则c （Na +）>c （CO 32-）>c （HCO 3-）>c （OH —）>c （H +）D ．若34c （Na +）=c （CO 32-）+c （HCO 3-）+c （H 2CO 3）,则可推出a=3b真题再现：1.下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是A ．pH=2的HA 溶液与pH=12的MOH 溶液任意比混合：c (H +) + c (M +) == c (OH -) + c (A -)B ．pH 相等的CH 3COONa 、NaOH 和Na 2CO 3三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3)C ．物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合： c (CH 3COO -) +2c (OH -) == 2c (H +) + c (CH 3COOH)D ．·L -1的NaHA 溶液,其pH=4：c (HA -)＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 2.下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是：A ．室温下,向·L －NH 4HSO 4 溶液中滴加NaOH 溶液至中性： c(Na ＋)>c((SO 42－)>c(NH 4＋)>c(OH －)＝c(H ＋)B ．·L －1NaHCO 3溶液： c(Na ＋)>c(OH －)>c((HCO 3－)>c(H ＋)p H0 5 10 20 a V (CH 3COOH)/mL12 874 · 用 mol/L CH 3COOH 溶液滴定20 mL L NaOH 溶液的滴定曲线C ．Na 2CO 3溶液：c(OH －)－c(H ＋)＝c((HCO 3－)+2c(H 2CO 3)D ．25℃时,,pH ＝、浓度均为·L －1的CH 3COOH 、CH 3COONa 混合溶液：c(CH 3COO －)＋c(OH －)<c(CH 3COOH)＋c(H ＋)3.常温下,用 1mol L -•NaOH 溶液滴定 mL 1mol L -• 3CH COOH 溶液滴定曲线如右图.下列说法正确的是 A. 点①所示溶液中：B. 点②所示溶液中：C. 点③所示溶液中：D. 滴定过程中可能出现4.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A.在·L -1NaHCO 3溶液中：c(Na +)> c(HCO 3+)> c(CO 32-)> c(H 2CO 3) B.在·L -1Na 2CO 3溶液中：c(OH -)- c(H +)= c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3) C.向 mol ·L -1NaHCO 3溶液中加入等体积·L -1NaOH 溶液： c(Na +)= c(CH 3COO -)> c(CH 3COOH)> c(H +)= c(OH -)D.常温下,CH 3COONa 和CH 3COOH 混合溶液[pH=7, c(Na +)=·L -1]： c(CO 32-)> c(HCO 3-)> c(OH -)> c(H +)5. 25℃,有c(CH 3COOH)＋c(CH 3COO －)= mol ·L －1的一组醋酸和醋酸钠混合溶液,溶液中c(CH 3COOH)、c(CH 3COO －)与pH 值的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述正确的是=溶液中：c(CH 3COOH)＞c(CH 3COO －)＞c(H ＋)＞c(OH －) 点表示溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)=c(CH 3COO －)＋c(OH －)=溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)－c(OH －)＋c(CH 3COOH)= mol ·L －1 D.向W 点所表示溶液中通入气体(溶液体积变化可忽略)：c(H ＋)=c(CH 3COOH)＋c(OH －)6. 25℃时,下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol ·L －1CH 3COONa 溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合：c (Na ＋)=c (Cl －)＞c (CH 3COO －)＞c (OH －)B ． mol ·L －1 NH 4Cl 溶液和 mol ·L －1 氨水等体积混合（pH ＞7）：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (Cl －)＞c (OH －)C ． mol ·L －1 Na 2CO 3溶液和 mol ·L －1 NaHCO 3溶液等体积混合：32c (Na ＋) = c (CO 32－) + c (HCO 3－) + c (H 2CO 3) D ． mol ·L －1 Na 2C 2O 4溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合（H 2C 2O 4为二元弱酸）： 2c (C 2O 42－) + c (HC 2O 4－) + c (OH －) = c (Na ＋) + c (H ＋)7.一定温度下,三种碳酸盐MCO 3(M ：Mg 2＋、Ca 2＋、Mn 2＋)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示.已知: pM=-lg c(M),pc(CO 32－)= -lg cc(CO 32－).下列说法正确的是A．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大B．a 点可表示MnCO3的饱和溶液,且c(Mn2＋)= c(CO32－)C．b 点可表示CaCO3的饱和溶液,且c(Ca2＋)<c(CO32－)D．c 点可表示MgCO3的不饱和溶液,且c(Mg2＋)<c(CO32－)8. 常温时,将V1mL c1mol/L的氨水滴加到V2mL c2mol/L的盐酸中,下述结论中正确的是：A．若混合溶液的pH＝7,则c1V1>c2V2B．若V1＝V2,c1＝c2,则混合液中c(NH4+)=c(Cl－)C．若混合液的pH＜7,则混合液中c(NH4+)＞c(Cl－)＞C(H+)＞C(OH－)D．若V1＝V2,且混合液的pH＜7,则一定有c1＜c29. 现有a mol/LNaX和b mol/LNaY两种盐溶液．下列说法不正确的是（若是溶液混合,则忽略混合时的体积变化）（）A．若a=b且pH（NaX）＞pH（NaY）,则酸性HX＞HYB．若a=b且c（X-）=c（Y-）+c（HY）,则酸性HX＞HYC．若a＞b且c（X-）=c（Y-）,则酸性HX＜HYD．若a=L且两溶液等体积混合,则c（X-）+c（HX）=L10. 25℃时,向10mL L KOH溶液中滴加L苯酚溶液,混合溶液中粒子浓度关系正确的是>7时,c(C6H5O-)>c(K+)>c(H＋)>c(OH―)<7时,c(K+)>c(C6H5O-)> c(H＋)>c(OH―)[C6H5OH(aq)]=10mL时,c(K+)=c(C6H5O-)>c(OH―)=c(H＋)D. V[C6H5OH(aq)]=20mL时,c(C6H5O-)+c(C6H5OH)= 2c(K+)11. 室温下,向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH＝7(通入气体对溶液体积的影响可忽略),溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是A．向mol·L－1 NH4HCO3溶液中通入CO2：c(NH4＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)B．向mol·L－1 NaHSO3溶液中通入NH3：c(Na＋)＞c(NH4＋)＞c(SO32－)C．mol·L－1 Na2SO3溶液通入SO2：c(Na＋)＝2[c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3)]D．mol·L－1 CH3COONa溶液中通入HCl：c(Na＋)＞c(CH3COOH)＝c(Cl－)12 .H2C2O4为二元弱酸.20℃时,配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4-）+ c（C2O42-）= mol·L-1的H 2C2O4和NaOH混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随PH的变化曲线如右图所示.下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是A．PH=的溶液中：c（H2C2O4）+ c（C2O42-）> c（HC2O4-）B．c（Na+）= mol·L-1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH-）+ c（C2O42-）C．c（HC2O4-）= c（C2O42-）的溶液中：c（Na+）> mol·L-1+ c（HC2O4-）D．PH=的溶液中：c（Na+）>2 c（C2O42-）。

化学弱电解质的电离平衡归纳总结

弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一;主要的题型为选择题;偶有简答题;尚未出现过综合性的大题;涉及此内容的考点将基本不变;热点将常考常新;跨学科的综合性大题将有可能出现..从近几年高考命题规律来看;今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高;这是这部分内容在教材中的地位决定的;有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点..命题规律：1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的范例;在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视;近五年的高考题也承继了这个传统..考查的主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；依据电离平衡移动理论;解释某些问题..同浓度或PH强弱电解质的比较;如氢离子浓度大小;起始反应速率;中和碱的能力、稀释后的PH的变化等..2．水的电离与溶液的PH以水的电离和溶液 pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力;仍将是将来考试的热点..考试内容包括：1．已知 pH 的强酸、强碱混合;或已知浓度的强酸、强碱混合;计算溶液的 pH2．已知pH或c的强弱酸碱混合;分析溶液的酸碱性..3．已知混合溶液的pH;推断混合前的酸碱的各种可能;或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH;求混合比例..4．中和滴定接近终点时;溶液pH计算..5．在新情景下;考查水电离平衡及K..w3. 盐类水解考查的内容有：1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；3．pH大小的比较；4．离子浓度大小的比较等..另外;判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解..其中命题的热点是离子浓度大小的比较..在高考试题中;特别是选择题;常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起;具有一定的综合性..态下都不导电的化合物叫非电解质..⑵注意：①要注意“或”字、“和”字..电解质是二者有一;非电解质是二者都不..②要注意“化合物”三个字..其意义有两点：Ⅰ必须是纯净物;混合物不能叫电解质..例如;盐酸能导电;但因其为混合物;故盐酸不能称为电解质..Ⅱ必须是纯净物中的化合物.. 单质既不是电解质;也不是非电解质..例如;Al能导电;但不能称电解质；同理;金刚石不导电也不能称非电解质..③电解质必须是自身电离去导电..例如;NH3、酸性氧化物CO2、SO2等虽然溶于水后都能导电且又是化合物;但在水溶液中不是它们本身发生电离;故它们不是电解质应为非电解质..2．强电解质与弱电解质比3．弱电解质的电离平衡⑴定义：弱电解质在水溶液中部分电离是因为分子在溶剂的作用下断键离解成离子;另一方面阴、阳离子也相应结合形成分子..在一定温度下;弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时所达到的平衡状态称之为电离平衡..⑵电离平衡的特征：“等”分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等；“定”末电离的分子的浓度与己电离的离子的浓度;保持一定；“动”分子不断电离;离子不断结合成分子成为动态平衡；“变”当外界条件改变;电离平衡就可能遭到破坏..⑶影响电离平衡的因素：温度：因电离平衡过程是吸热的;温度升高;电离平衡向电离方向移动..浓度：增大分子的浓度;电离平衡向电离方向移动；增大离子浓度;电离平衡向结合成分子的方向移动..二、水的电离和水的离子积1．水的电离水是一种极弱的电解质;存在有以下电离平衡：H2O H++OH—25℃时;cH+=cOH—=10—7mol·L—12．水的离子积：KW= cH+·cOH—=10—14 25℃理解KW时要注意:1 KW与温度有关;因为水的电离过程是吸热过程;所以温度升高;有利于水的电离;KW 增大..如100℃时;KW=10—12..2 KW不仅适用于纯水;还适用于酸性或碱性的稀溶液..不管哪种溶液有cH+H2O =cOH—H2O；如酸性溶液中：|CH+酸+cH+H2O|·cOH—H2O=KW碱性溶液中：|CH+碱+cH+H2O|·cOH—H2O=KW3．影响水电离平衡的因素⑴酸、碱：在纯水中加人酸或碱;均使水的电离平衡左移;此时若温度不变;KW不变;cH+发生改变;pH也随之改变；若向水中加入酸;则..H+增大;cOH—变小;pH变小..⑵温度:若升温;由于水电离吸热;升温将促进水的电离;故平衡右移;cH+、cOH—同时增大;pH变小;但由于cH+与..cOH—始终保持相等;故纯水在温度高于25℃;pH<7;但仍显中性..⑶易水解的盐：在纯水中加人能水解的盐;不管水解后溶液显什么性;不变..均促进水的电离;使水的电离程度增大;但只要温度不变;KW⑷其它因素：如向水中加入活泼金属;由于与水电离出的H+直接作用;因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动三、溶液的酸碱性和pH１．PH：水溶液里H+浓度的负对数叫做pH;即pH=-lgcH+..表示方法：pH=-lgcH+溶换算：cH+=10—pH适用范围：pH为0~14的稀溶液..液酸碱指示剂：粗略测定溶液pH范围的测定方法 pH试纸：粗略测定溶液pH整数pH pH计：精确测定溶液pH有效数字有关简一元弱酸、一元弱碱的pH计算单计算强酸、强碱的单一、混合溶液的pH计算２．溶液的酸碱性取决于溶液中的cH+与cOH—的相对大小cH+>cOH—酸性cOH—>cH+碱性cH+=cOH—中性在25℃时中性溶液：cH+=cOH—=10—7mol/L;pH=7..酸性溶液：cH+>cOH—;cH+>10—7mol/L;pH<7..碱性溶液：cH +<cOH —;cH +<10—7mol/L;pH>7.. ３．常用酸碱指示剂及其变色范围四、中和滴定的原理;仪器及操作步骤.. 1．中和滴定的概念1定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法.. 2原理：在中和反应中使用一种已知浓度的酸或碱溶液与未知浓度的碱或酸溶液完全中和;测出二者所用的体积;根据化学方程式中酸碱物质的量的比求出未知溶液的浓度..3关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全反应..4中和滴定的仪器及试剂酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸 2．酸碱中和滴定实验1仪器1准备：①滴定管：a．检验酸式滴定管是否漏水；b．洗涤滴定管后要用标准溶液洗涤2~3次;并排除管尖嘴处的气泡； c．用漏斗注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处；d．将液面调节到“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度记下刻度..②锥形瓶：只用蒸馏水洗涤;不能用待测液润洗..③移液管：转移少量溶液用;其洗涤方法与滴定管相同..2滴定：①用移液管或碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中;滴人2~3滴指示剂..②用左手握活塞旋转开关;右手不断旋转振荡锥形瓶;眼晴注视锥形瓶中溶液的颜色变化至橙色或粉红色出现;记下刻度..3计算：每个样品作2~3次;取平均值求出结果..五、盐类的水解１．实质：盐中弱弱酸根或弱碱根离子与水电离出的H+或OH—结合生成难电离的分子或离子;破坏水的电离平衡２．条件：盐中必须有弱根盐必须溶于水３．特征：属可逆反应;其逆反应为酸碱中和符合化学平衡规律水解程度一般微弱重点内容突破重点一、电解质导电的条件由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别;因此;强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定..此时常常需用数学思维方法如极值法强弱电解质的这一考点也会.. 可见;电解质并不一定导电;导电的物质不一定是电解质..产生自由移动的离子是电解质导电的前提..而电解质能产生自由移动的离子;是电解质的内因;还必须具备一定的外因条件;这就是强极性分子水或受热使电解质呈熔化状态..离子浓度大;导电能力强..电解质的导电性:根据导电机理不同;可将导体分为：a ．金属导体：其导电过程属物理现象;温度升高时电阻加大；b ．电解质溶液或熔化状态导体：在导电的同时要发生化学变化;温度升高时电阻变小;电解质溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定..由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别;因此;强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定;这一导电实验是理化学科的结合点;同时弱电解质的有关量也会因电离程度发生变化而难以确定其大小;此时常常需用数学思维方法如极值法迸行处理..所以;强弱电解质的这一考点也会成为“3+X ”综合测试命题的素材重点二、影响水电离平衡的因素1酸、碱：在纯水中加入酸或碱;均使水的电离平衡左移;此时若温度不变;K W 不变；α水变小；H +发生改变;pH 也随之改变；若向水中加入酸;则H +增大;OH —变小;pH 变小..2温度：若升温;由于水电离吸热;升温将促进水的电离;故平衡右移;H +、OH —同时增大;pH 变小;但由于H +与OH —始终保持相等;故仍显中性.. 3易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐;不管水解后溶液显什么性；均促进水的电离;使水的电离度增大;但只要温度不变;K W 不变..4其它因素：如向水中加入活泼金属;由于与水电离出的H +直接作用;因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动.. 重点三、有关pH 的计算pH 的计箕计算设浓度为c mol/L;cH +=nc mol ·L —1 pH=-lgnc ②强碱溶液;如 BOH n ;设浓度为 c mol ·L —1cH +=错误! ..pH=-lgcH +=14+lgnc..③一元弱酸溶液;设浓度为c mol/L;则有：cH +<c mol/L pH>-lgc ④一元弱碱溶液;则为cOH —<c;cH +>错误! pH<14+lgc 2．酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合 cOH —混=错误! ③酸碱混合一者过量错误! = 错误!④酸碱的pH 之和与H +与OH —浓度比较 pH 酸+pH 碱=14;cH +酸=cOH —碱pH 酸+pH 碱<14;cH +酸> cOH —碱pH 酸+pH 碱>14;cH +酸< cOH—碱推导：pH 酸+pH 碱=-lgcH +酸+ lgcH +碱=-lgcH +酸·cH +碱=-lgcH +酸·错误! =14- lg错误!．有关溶液的pH 的注意问题lpH 是溶液酸碱性的量度;常温下pH=7溶液呈中性;pH 减小;溶液的酸性增强；pH 增大;溶液的碱性增强..2pH 范围在0~14之间;pH=0的溶液并非无H +;而是H +=1mol ·L —1..Ph=14的溶液井非无OH —;而是OH —=1 mol ·L —1..pH 每增大1个单位;H +减小到原来的1/10;而OH —增大到原来的10倍..pH 改变n 个单位;H +或OH—增大到原来的10n 倍或减小到原来的1/10n ..3当H +>l mol ·L —1时;pH 为负数；OH —>1 mol ·L —1时;Ph>14;对于H +或OH —大于l mol ·L —1的溶液;用pH 表示反而不方便;所以pH 仅适用于H +或OH —≤1 mol ·L —1的稀溶液..4也可以用pOH 来表示溶液的酸碱性;pOH 是OH —离子浓度的负对数..pOH=-lgOH —;因为OH —·H +=10—14;若两边均取负对数得：pH+pOH=14.. 3．关于溶液pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液;如H n A;设浓度为C mol ·L —1;H +=nC;pH=-lgnC.. ②强碱溶液;如BOH n ;设浓度为C mol ·L —1;H +=错误!;pH=14+lgnC.. ③一元弱酸溶液;设浓度为C mol ·L —1;电离度为α;H +=C α..pH=-lgC α.. ④一元弱碱溶液;pH=-lgH +=14+lgC α 2酸碱混合PH 值计算2若pH 1+ pH 2>14;则V 酸：V 碱13 若pH 1+ pH 2<14;则V 酸：V 碱=1：10 知识综合视窗关于溶液的pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液;如H n A;设浓度为c mol/L.. cH +=nc mol ·L —l ;pH=-lgcH +=-lgnc②强碱溶液;如BOH n ;设浓度为c mol ·L —l ;cH +=错误!；Ph=-lgcH +=14+lgnc ③一元弱酸溶液;设浓度为 c mol/L;电离度为α则有：cH +=c α;pH=-lgcH +=-lgc α..④一元弱碱溶液;pH 吕-lgcH +=14+ lgc α.. 2酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合 cOH —混=错误!cH +混 cOH —混5．酸碱中和滴定的误差分析用标准液滴定待测液时;进行误差分析要归结为对标准液体积的影响;若使标准液的消耗体积变小;则会导致测定结果相对实际浓度偏小;若使标准液消耗体积变大;则导致测定结果偏大..如导致偏大的有：滴定管未用标准液润洗、锥形瓶用待测液润洗、滴定前装标准液的滴定管尖嘴处有气泡而滴定后消失等;导致偏小的有:指示剂变色后又立即复原就停止滴定、摇动锥形瓶时有液体溅出、转移待测液的滴定管或移液管未用待测液润洗等..重点四、1．盐类水解1盐类水解的实质：盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH—生成弱电解质;从而促进水的电离..2盐类水解的规律：①谁弱谁水解;谁强呈谁性;越弱越水解;都弱都水解;两强不水解..②盐对应的酸或碱越弱;水解程度越大;溶液碱性或酸性越强..2—③多元弱酸根;正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多;如CO3—水解程度大几个数量级;溶液的碱性更强..比HCO33盐类水解的特点：①吸热反应升温;水解程度增大..②多元弱酸根离子分步水解;以第一步为主..③双水解程度比单水解程度大..④单水解与一般的双水解因程度很小;故书写其离子方程式时不能用“=”“↑”“↓”等符号..规律：弱水解;显强性;弱的程度越大;水解能力越强盐的浓度较小;水解程度较大温度越高;水解程度越大应用：判断溶液的酸碱性判断不同弱电解质的相对强弱比较溶液中离子浓度：同一溶液中不同离子浓度比较不同溶液申相同离子浓度比较解释某些化学现象及在生活生产中的应用表示方法：单水解：一元弱酸弱碱相应的盐强碱与多元弱酸组成的正盐；分步表示；如Na 3PO 4;PO 43—+H 2O HPO 42—+OH —HPO 42—+H 2O H 2PO 42—+OH — H 2PO 42—+H 2OH 3PO 4+OH —强酸与多元弱碱组成的正盐：简化为一步表示：如：AlCl 3：Al 3++3H 2OAlOH 3+3H +双水解：一般能进行到底;不用可逆号;沉淀、气体一般要标出;常见的明显双水解的离子：Al 3+、Fe 3+与CO 32—、HCO 3—、S 2—、HS —、AlO 2—的对应组合..如AlCl 3与Na 2CO 3溶液混合;可表示为：2A13++3CO 32—+3H 2O 错误!2AlOH 3↓+3CO 2↑知识综合视窗1．水解互促而彻底反应的盐1条件：强酸弱碱盐与强碱弱酸盐在水溶液中相遇时;弱碱阳离子水解生成的碱与弱酸阴离子水解生成的酸若发生中和反应;则水解互促而形成水解平衡;如NH 42CO 3；若不发生中和反应;则水解互促最终彻底反应生成弱酸和弱碱;如Na 2S 和AlCl 3混合时;生成H 2S 和AlOH 3..但要注意;如果水解所生成的氢氧化物的溶解度小于两种盐按复分解反应方式进行所生成的难溶物的溶解度时;将水解互促而彻底生成弱酸和弱碱；反之;将按复分解反应方式进行..如Na 2S 与CuCl 2混合时;因为CuS 溶解度大于CuOH 2溶解度;不会生成H 2S 、CuOH 2;而生成CuS..2常见离子：Al 3+与HCO 3—、CO 32—、HS —、S 2—、AlO 2—、ClO —等；AIO 2—与Al 3+、Fe 3+、NH 4+等；Fe 3+与AlO 2—、ClO —等；NH 4+与SiO 32—;它们均能彻底水解生成弱酸和弱碱..2．蒸干盐溶液所得物质的判断1考虑盐是否分解..如加热蒸干CaHCO 32;因其分解;所得固体应是CaCO 3..2考虑氧化还原反应..如加热蒸干Na 2SO 3溶液;因Na 2SO 3易被氧化;所得固体应是Na 2SO 4..3盐水解生成挥发性酸时;蒸干后一般得到弱碱;如蒸干AlCl 3溶液;得AlOH 3..盐水解生成不挥发性酸;蒸干后一般仍为原物质.. 4盐水解生成强碱时;蒸干后一般得到原物质..Na 2CO 3等..有时要多方面考虑;如加热蒸干NaClO 溶液时;既要考虑水解;又要考虑HClO 的分解;所得固体是NaCl..清单一水的电离水是一种极弱的电解质;它能发生微弱的电离.. O H++OH—;25℃时H2①cH+=cOH—=1×10—7mol·L—1=cH+cOH—=l×10—14②KW③pH=-lgcH+=72．盐类水解应用盐类水解应用极其广泛;它包括：1混施化肥；2泡沫灭火剂；溶液止血剂；3FeCl34明矾净水；Cl焊接金属；5NH46判断溶液酸碱性；7比较盐溶液离子浓度的大小；8判断离子共存；9配制盐溶液；10制备胶体；11物质的制备；12试剂的贮存13物质的鉴别等..盐类水解的应用一1判断盐溶液中离子种类及浓度大小时考虑盐水解..如Na 2S 溶液中有Na +、S 2—、HS —、H+、H 2S 、H 2O;其浓度大小为： Na +>S 2—>HS —；2判断离子能否共存于同一溶液中;要考虑离子间能否发生双水解;如Al 3+与AlO 2—、Fe 3+与AlO 2—、HCO 3—与 S 2—、NH 4+与AlO 2—、Fe 3+与 HCO 3—、Al 3+与HCO 3—、Al 3+与CO 32—等就不能大量共存..3用于判断盐溶液显酸性或中性或碱性;如Na 2CO 3溶液的碱性比NaHCO 3溶液的碱性强；4判断盐溶液中水的电离度的大小； 5盐与盐溶液反应产物的判断；盐类水解的应用二1鉴别物质时考虑盐类双水解;如NaOH 、Na 2CO 3、KI 、OH、NaS 、AgNO3、KSCN 、H2S 、NaCl 9种物质水溶液可用FeCl 3溶液鉴别.. 2 FeCl 3等溶液的配制可加n 滴稀盐酸；3长时间保存某些盐溶液;防止水解变质;常加几滴酸或碱； 4制取某些无水盐;如用MgCl 2·6H 2O 制无水MgCl 2 .. 盐类水解的应用三1泡沫灭火器的反应原理； 2制备胶体;如FeOH 3胶体的制备；3化肥的施用;如铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH4++CO 32—+H 2ONH 3·H 2O+HCO 3—4明矾、绿矾净水； 5NH4Cl 作焊药；6苏打粉用于面粉的发酵.. 规律总结清单三溶液中离子浓度相对大小的比较 1．微粒浓度比较1要考虑盐类水解..大多数盐类的单水解是微弱的;一般认为与其同溶液对应的弱酸或弱碱的电离相比;电离程度大于水解程度..如溶液中相同浓度的CH 3COOH 、CH 3COONa 、CH 3COOH 的电离程度大于水解程度;类似的还有NH 3·H 2O 与NH 4Cl 等;但HCN 和KCN 不同；CN —的水解程度大于HCN 的电离程度..2电荷守恒..溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数..如NaF 溶液中Na ++H —=F —+OH —..3物料守恒..①溶液中某元素的各种存在形式守恒;即原子守恒;如0.l mol ·L —1的Na 2CO 3溶液中;CO32—+HCO 3—+H 2CO 3= 0.l mol ·L —1..②溶液中水电离产生的H +、OH —数目应该相同;如Na 2S 溶液中;OH —=H ++HS —+2H 2S.. 分为三种类型①单一溶液中离子浓度相对大小的比较..如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小;判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：若为NH 4Cl 等盐中的阴、阳离子价数相等;离子浓度为不水解的离子>水解的离子>水解后呈某性的离子如H +或OH —>水解后呈某性的对应离子如在NH 4Cl 溶液中Cl —>NH 4+>H +>OH —若为Na 2CO 3等盐中的阴、阳离子的价数不等时;判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析;对于多元弱酸根的水解;则是有几价则水解几步;在分步水解中以第一步水解为主;如在Na 2CO 3溶液中Na +>CO 32—>OH —>HCO 3—.. ②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较..③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较;其解题规律首先是判断两种电解质能否反应;混合后溶液的酸碱性；其次是看反应是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题；最后比较离子浓度相对大小..2．判断溶液中离子浓度相对大小的两个守恒①电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷总数相等;即电解质溶液呈电中性..如：NaHCO 3溶液中Na ++H +=OH —+HCO 3—+2CO 32—②物料守恒：指电解质溶液中某一组分的原始浓度起始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和..如：NaHCO 3溶液中Na += HCO 3—+2CO 32—+H 2CO 3;Na 2S 溶液中Na +=2｛S 2—+HS —+H 2S ｝ 3．在分析溶液中粒子之间的等量关系时要抓住电荷守恒和元互素的原子个数守恒这两个关键..以 Na 2CO 3溶液为例;它的水溶液里存在着哪些平衡粒子间存在着哪些等量关系Na 2CO 3溶于水完全电离：Na 2CO 3错误!2Na ++CO 32—；且存在着如下平衡：l CO 32—+H 2OHCO 3—+OH —；2 HCO 3—+H 2OH 2CO 3+OH —；3H 2OH ++OH —..在 Na 2CO 3溶液里除存在粒子 H 2O 、H 2CO 3分子外;还有 Na +、H +、HCO 3—、CO 32—和OH —;根据溶液呈电中性这一原则可得电解质溶液中所有阳离子浓度乘以各自化合价的总数后的和等于所有阴离子浓度乘以各自化合价的总数后的和;也就是电荷平衡..据此;在 Na 2CO 3溶液中的电荷平衡式为 Na ++H +=HCO 3—+OH —+2CO 32—；另外;由于溶液中Na +=2CO 32—起始;根据碳原子个数守恒的关系可得CO 32—起始 =CO 32—+HCO 3—+H 2CO 3;则有Na +=2CO 32—+2HCO 3—+2H 2CO 3;这就是 Na 2CO 3溶液中的粒子平衡式物料守恒;即在平衡体系中;某一成分的浓度等于该成分各种形式的浓度之和..4．盐的水解对水的电离的影响;要始终相信水无论在何种情况下;每电离出l molH +就会同时电离出l mol 的OH —如：CH 3COONa 溶液显碱性;其OH —完全由H2O 电离产生..同时水也电离出等量的H +;只不过一部分H +被CH 3COO—结合成了CH 3COOH;才造成了cOH —>cH +;但溶液中的H +不是水电离的全部H +..5．水解离子方程式的书写;可根据水解是中和反应的逆反应来写;只要对应酸碱中和反应的离子方程;颠倒过来;等号改为可逆号即可..。

高考化学复习弱电解质的电离平衡含答案及解析

弱电解质的电离平衡(时间:45分钟满分:100分)一、选择题(本题包括12小题,每小题5分,共60分,每小题只有一个选项符合题目要求)1.25 ℃时加水稀释10 mL pH=11的氨水,下列判断正确的是( ).A.原氨水的浓度为10-3 mol·L-1B.溶液中·减小C.氨水中NH3·H2O的电离程度增大,溶液中所有离子的浓度均减小D.再加入10 mL pH=3的盐酸充分反应后,混合液的pH肯定大于7答案D2.(2018·东阳中学检测)下列各溶液中,离子的物质的量浓度关系正确的是( ).A.pH=4的醋酸溶液中:c(H+)=0.4 mol·L-1B.饱和碳酸氢钠溶液中(已知碳酸氢钠溶液呈碱性):c(Na+)=c(HC-)C.饱和食盐水中:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)D.pH=12的纯碱溶液中:c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1答案C解析pH=4的醋酸溶液中,c(H+)=10-4mol·L-1,A不正确;饱和碳酸氢钠溶液中(已知碳酸氢钠溶液呈碱性),因为碳酸氢根既能水解又能电离(以水解为主,所以溶液显碱性),导致c(Na+)>c(HC-),所以B不正确;饱和食盐水呈电中性,根据电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),C正确;纯碱溶液中,因碳酸根离子水解而使溶液呈碱性,所以c(OH-)>c(H+),常温下pH=12的纯碱溶液中,c(H+)=1.0×10-12mol·L-1,根据水的离子积可以求出c(OH-)=--mol·L-1=1.0×10-2mol·L-1,D不正确。

3.下列物质在指定条件下的电离方程式书写正确的是( )A.Na2CO3溶于水Na2CO3N+CB.Al(OH)3的酸式电离Al(OH)3H++Al-+H2OC.NaHS溶于水HS-的电离HS-+H2O H2S+OH-D.NaHSO4加热熔化NaHSO4Na++HS-答案D解析A项,应为Na2CO32Na++C;B项,应用可逆号;C项,是HS-水解的离子方程式。

弱电解质的电离平衡习题(含解析)

弱电解质的电离平衡一、选择题1。

下表中物质的分类组合完全正确的是(）编号 A B C D强电解质Ba（OH）2盐酸HClO4BaSO4弱电解质HI CaCO3HClO NH3•H2O非电解质SO2NH3Cl2乙醇A、碘化氢在水中能完全电离，所以是强电解质,故A错误．B、盐酸是混合物所以不属于电解质；溶于水的碳酸钙能完全电离,所以属于强电解质，故B错误．C、氯气是单质不是化合物，所以氯气不是非电解质，故C错误．D、溶于水的硫酸钡能完全电离，所以硫酸钡是强电解质；氨水在水中只有部分电离，所以属于弱电解质;乙醇的水溶液不导电,所以是非电解质,故D正确．故选D．2.（2014•嘉定区一模)下列说法正确的是（)A．电解质溶液的浓度越大，其导电性能一定越强B．强酸和强碱一定是强电解质，不论其水溶液浓度大小,都能完全电离C．强极性共价化合物不一定都是强电解质D．多元酸、多元碱的导电性一定比一元酸、一元碱的导电性强解：A．溶液的导电能力与离子浓度与离子的电荷有关，浓度越大、所带电荷越多,导电能力越强，弱电解质在溶液中部分电离,电解质溶液浓度大，弱电解质的电离程度反而小，如冰醋酸浓度很大,但电离出来的离子却很少，导电能力弱,故A错误；B．98.3%浓硫酸是强酸硫酸的溶液，由于水太少，硫酸大部分以硫酸分子的形式存在，故B错误;C．氟的非金属性最强,HF强极性共价化合物，但HF在水溶液中部分电离，为弱电解质,故C 正确；D．溶液的导电能力与离子浓度与离子的电荷有关，浓度越大、所带电荷越多，导电能力越强,与几元酸碱无关，如磷酸是三元酸，但其为弱酸，同浓度电离出的离子浓度不及二元酸硫酸,故D错误；故选C．3。

（2012•中山模拟)已知0。

1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH⇌CH3COO-+H+,要使溶液中值增大，可以采取的措施是（）A．加少量烧碱溶液B．降低温度C．加少量冰醋酸 D．加水:A．加入少量烧碱溶液，反应生成CH3COO—，c（H+）减小，由于CH3COO—对CH3COOH的电离起到抑制作用,则c(H+)/c（CH3COOH)值减小,故A错误;B．醋酸的电离是吸热反应，降低温度,抑制醋酸电离，平衡向逆反应方向移动，则c（H+）/c（CH3COOH）值减小，故B错误；C．加入少量冰醋酸，醋酸浓度增大，弱电解质的浓度越大，电离程度越小，则c（H+）/c（CH3COOH)值减小，故C错误；D．加水稀释促进醋酸电离，则氢离子的物质的量增大，醋酸分子的物质的量减小，所以c(H+）/c（CH3COOH）值增大,故D正确;故选D．4．相同条件下，有pH=4的盐酸、硫酸、醋酸三瓶溶液，说法错误的是(）A．设三种溶液的物质的量浓度依次为c1、c2、c3,则其关系是c3＞c1＞c2B．取上述盐酸和醋酸等体积混合，pH仍为4C．取相同体积的三种酸分别加入蒸馏水稀释到pH=6，需水的体积依次为V1、V2、V3，则V3＞V1＞V2D．完全中和体积、物质的量浓度均相同的KOH溶液时，需三种酸的体积依次为V1、V2、V3，则V1=V2＞V3课时作业p242 135。

高考化学弱电解质的电离平衡

2.电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(碱)的相对强弱。电离常数越⑥ 大 ,酸性(或碱性)越强。 (2)判断盐溶液的酸(碱)性强弱。电离常数越大,对应盐的水解程度越⑦
小 ,盐溶液的碱(酸)性越⑧ 弱。 (3)判断复分解反应能否发生。一般遵循“强酸制弱酸”规律。 (4)判断粒子浓度比值的变化。 (5)判断电离平衡的移动方向。当Qc>K时,平衡⑨ 逆向移动;当Qc=K 时,达到平衡状态;当Qc<K时,平衡⑩ 正向移动。
自主测评 1.判断正误(正确的画“√”,错误的画“✕”)。
(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= c2 (H ) c(CO32 ) ( ✕ ) c(H2CO3 )
2.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)影响电离平衡的外界条件
外界条件
温度
升高温度
浓度
稀释溶液
加入含有与弱电解质相同离子的强电解质
加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质
电离平衡移动方向向⑨ 右移动向右移动向左移动
向右移动
电离程度变化 ⑩ 增大增大减小
7.已知:NH3·H2O NH 4 +OH- ΔH>0,对于0.1 mol·L-1的氨水,改变条件时,请将正确结果填入下表空白处:
改变的条件
平衡移动方向
n(OH-)
c(OH-)
导电能力
Kb
加NaOH固体

专题九弱电解质的电离平衡

专题二弱电解质的电离平衡考纲要求：1、掌握电离平衡状态的概念。

2、掌握影响电离平衡的因素。

考点精讲与典型例题考点一：弱电解质的电离平衡1、电离平衡状态：在一定条件下（如温度、浓度），当电解质分子：时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。

2、电离平衡的特点：例1：物质的量浓度相同的盐酸和醋酸，下列说法中正确的是（）A、盐酸氢离子浓度大B、醋酸氢离子浓度大C、盐酸氢离子的物质的量多D、醋酸氢离子物质的量大例2：（05全国卷Ⅱ）相同体积的pH =3的强酸溶液和弱酸溶液分别跟足量的镁完全反应，下列说法正确的是（）A．弱酸溶液产生较多的氢气B．强酸溶液产生较多的氢气C．两者产生等量的氢气 D．无法比较两者产生氢气的量例3：氢离子浓度都为1×10—2mol/L的盐酸和醋酸各100 mL分别稀释2倍后，再分别加入0.03 g锌粉，在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是（）A.醋酸与锌反应放出氢气多B.盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多C.醋酸与锌反应速率大D.盐酸和醋酸分别与锌反应的速率一样大考点二：影响电离平衡的因素3、影响电离平衡的因素：（1）内因：（2）外因：例5：（2010年北京顺义）关于0.1mol·L-1CH3COOH溶液，下列说法中正确的是（）①加水稀释时，溶液中所有离子浓度都减小。

②加入少量0.1 mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+) 减小。

③加入少量CH3COONa固体，因为醋酸钠水解显碱性，所以平衡向正反应方向移动。

④加入少量CH3COONa固体，因为醋酸钠会电离出很多的醋酸根离子，所以平衡向逆反应方向移动。

⑤若加入少量的冰醋酸，则氢离子浓度减小⑥若加入少量的冰醋酸，醋酸溶液的电离程度减小。

A、④⑥B、①②C、①②③④⑥D、都正确例6：用水稀释0.1mol·L-1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）A、c(OH-)/c(NH3·H2O)B、c(NH3·H2O)/c(OH-)C、 c (OH-)D、H+的物质的量★★★选学考点三：电离度1、电离度2、经验公式例7：一定温度下，A、B两瓶乙酸的浓度分别是1mol/L和0.1mol/L，则A、B两瓶乙酸溶液中[H+]之比 10（填“<”、“>”或“=”），并简述理由。

高考化学复习专题训练—弱电解质的电离平衡(含解析)

高考化学复习专题训练—弱电解质的电离平衡（含解析）A组基础必做题1．下列说法正确的一组是(B)①不溶于水的盐都是弱电解质②可溶于水的盐都是强电解质③0.5mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度为0.5mol·L－1④强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴阳离子⑥熔融的电解质都能导电A．①③⑤⑥B．只有④⑤C．②④⑤⑥D．只有③⑥[解析]①电解质的强弱与溶解性无关，不溶于水的盐可能是强电解质，CaCO3、BaSO4均是强电解质，故①错误；②绝大多数的盐属于强电解质，少部分盐属于弱电解质，如醋酸铅是易溶于水的弱电解质，故②错误；③0.5mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度不一定为0.5mol·L－1，如醋酸不完全电离，H＋浓度小于0.5 mol·L－1，故③错误；④H＋浓度与酸的浓度、分子中氢离子的个数以及电离程度有关，与电解质的强弱无关，所以强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度，故④正确；⑤电解质溶液中的自由移动的阴阳离子在外加电场的作用下定向移动而导电，故⑤正确；⑥酸为共价化合物，在熔融态时均以分子形式存在，不能电离，没有自由移动的离子，均不导电；只有溶于水时才电离出离子而导电，故⑥错误。

2．(2022·河南南阳模拟)下列实验事实能说明HNO2是弱电解质的是(B)①HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应④0.1mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015mol·L－1⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱⑥取0.1mol·L－1HNO2溶液200mL，加水至体积为2L，pH＜2A．②④③B．④⑤⑥C．①③④D．①④⑤⑥[解析]①HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体，说明亚硝酸酸性大于碳酸，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸是弱酸，故错误；②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸是弱酸，故错误；③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应，但不能说明亚硝酸为弱酸，只能说明二者不具备复分解反应条件，故错误；④0.1mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015mol·L－1，则亚硝酸部分电离，为弱电解质，故正确；⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱，HCl是强电解质，则亚硝酸电离程度小于HCl，所以亚硝酸为弱电解质，故正确；⑥取0.1mol·L－1HNO2溶液200mL，加水至体积为2L，pH＜2，说明亚硝酸存在电离平衡，为弱酸，故正确。

高中化学专题12弱电解质的电离平衡(学生版)2021年高考化学真题和模拟题分类汇编(36题)

专题12 弱电解质的电离平衡2021年化学高考题一、单选题1．（2021·全国高考真题）HA 是一元弱酸，难溶盐MA 的饱和溶液中2c (M )+随c(H +)而变化，M +不发生水解。

实验发现，298K 时+2+c (M -c(H ))为线性关系，如下图中实线所示。

下列叙述错误的是A ．溶液pH 4=时，-4-1c(M )<3.010mol L +⨯⋅ B ．MA 的溶度积度积-8sp K (MA)=5.010⨯C ．溶液pH=7时，+--+c(M +c(H =c(A +c ))(OH )) D ．HA 的电离常数4a -K (HA) 2.010≈⨯2．（2021·浙江）下列物质属于弱电解质的是 A ．CO 2 B ．H 2O C ．HNO 3 D ．NaOH3．（2021·湖南高考真题）常温下，用10.1000mol L -⋅的盐酸分别滴定20.00mL 浓度均为10.1000mol L -⋅三种一元弱酸的钠盐()NaX NaY NaZ 、、溶液，滴定曲线如图所示。

下列判断错误的是A ．该NaX 溶液中：()()()()NaX OH H +--+>>>c c c cB ．三种一元弱酸的电离常数：a a a (HX)(HY)(HZ)>>K K KC ．当pH 7=时，三种溶液中：()()()XY Z ---==c c cD ．分别滴加20.00mL 盐酸后，再将三种溶液混合：()()()()()X Y Z H OH ---+-++=-c c c c c4．（2021·浙江高考真题）实验测得10 mL 0.50 mol·L -1NH 4Cl 溶液、10 mL 0.50mol·L -1CH 3COONa 溶液的pH 分别随温度与稀释加水量的变化如图所示。

已知25 ℃时CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数均为1.8×10-5.下列说法不正确．．．的是A ．图中实线．．表示pH 随加水量的变化，虚线．．表示pH 随温度的变化'B ．将NH 4Cl 溶液加水稀释至浓度0.50xmol·L -1，溶液pH 变化值小于lgx C ．随温度升高，K w 增大，CH 3COONa 溶液中c(OH - )减小，c (H +)增大，pH 减小D ．25 ℃时稀释相同倍数的NH 4Cl 溶液与CH 3COONa 溶液中：c (Na +)-c (CH 3COO - )=c (Cl -)-c (NH 4+)5．（2021·浙江高考真题）下列物质属于强电解质的是 A ．KOH B ．H 3PO 4 C ．SO 3 D ．CH 3CHO二、多选题6．（2021·山东高考真题）赖氨酸[H 3N +(CH 2)4CH(NH 2)COO -，用HR 表示]是人体必需氨基酸，其盐酸盐(H 3RCl 2)在水溶液中存在如下平衡：H 3R 2+1K H 2R +2K HR3K R -。

弱电解质的电离平衡---专题复习

【学习目标】1、会判断强弱电解质、会书写电离方程式。

2、说出电离常数的意义和影响因素，会书写其表达式。

3、说出影响电离平衡的外界条件，并会判断移动方向。

【知识点一】强弱电解质的比较和判断1、为什么0.1mol/L的盐酸比0.1mol/L的醋酸的导电能力强？2、强电解质和弱电解质的本质区别是什么？电解质电离的条件是溶于水或熔融状态，为什么区别强弱电解质不根据熔融状态呢？在溶液中强弱电解质的成分有什么区别？弱电解质的溶液中主要的微粒是什么？3、强电解质的溶解度、溶液的导电能力一定比弱电解质强吗？4、哪些类别的物质是强电解质？哪些类别的物质是弱电解质？5、写出下列物质的电离方程式①CH3COOH②NH3•H2O③Fe(OH)3④AlCl3⑤(NH4)2SO4⑥H2CO3⑦H3PO4 【由此可总结】1、强电解质一定比弱电解质强，不一定强。

2、电离方程式书写注意事项：【知识点二】弱电解质的电离平衡在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答：1、“O”点为什么不导电？2、在a点溶液中存在什么过程？3、为什么从0→a溶液的导电能力增强？b点导电能力最强？从b点到c点导电能力减弱？从b点到c点溶液中所有离子的浓度都减小吗？4、画出v--t图像【由此归纳】电离平衡过程的建立和特征【知识点三】影响电离平衡的因素1、举例说明影响弱电解质电离平衡的因素。

2、平衡移动方向和电离程度的关系。

【知识点四】电离常数1、书写“知识点一”中①②⑥⑦弱电解质的电离常数表达式，2、影响因素【难点突破】1、常温下，将a mol·L-1的氨水与0.1mol·L-1的盐酸等体积混合，当溶液中c（NH4+）＝c(Cl-）时，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数bK=mol·L-1。

2、常温下，CH3COO-的水解常数Kh=5.9×10-10，求CH3COOH 的电离常数Ka？【当堂达标】1、下列物质的分类组合全部正确的是()。

2014年—2023年高考化学弱电解质的电离平衡真题汇编+答案

2014年—2023年高考化学弱电解质的电离平衡真题汇编+答案（真题部分）1.(2023浙江1月选考,13,3分)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。

工业废水中的甲酸及其盐,通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N,R为烷基)因静电作用被吸附回收,其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸K a=1.8×10-4),下列说法不正确．．．的是()A.活性成分R3N在水中存在平衡:R3N+H2O R3NH++OH-B.pH=5的废水中c(HCOO-)∶c(HCOOH)=18C.废水初始pH<2.4,随pH下降,甲酸的电离被抑制,与R3NH+作用的HCOO-数目减少D.废水初始pH>5,离子交换树脂活性成分主要以R3NH+形态存在2.(2022湖北,12,3分)根据酸碱质子理论,给出质子(H+)的物质是酸,给出质子的能力越强,酸性越强。

已知:N2H5++NH3N H4++N2H4 N2H4+CH3COOHN2H5++CH3COO-下列酸性强弱顺序正确的是()A.N2H5+>N2H4>N H4+B.N2H5+>CH3COOH>N H4+C.NH3>N2H4>CH3COO-D.CH3COOH>N2H5+>N H4+3.(2022湖北,15,3分)下图是亚砷酸As(OH)3和酒石酸(H2T,lg K a1=-3.04,lg K a2=-4.37)混合体系中部分物种的c-pH图(浓度:总As为5.0×10-4 mol·L-1,总T为1.0×10-3 mol·L-1)。

下列说法错误的是()A.As(OH)3的lg K a 1为-9.1B.[As(OH)2T]-的酸性比As(OH)3的强C.pH=3.1时,As(OH)3的浓度比[As(OH)2T]-的高D.pH=7.0时,溶液中浓度最高的物种为As(OH)34.(2022全国乙,13,6分)常温下,一元酸HA 的K a (HA)=1.0×10-3。

高考化学重点复习专项：弱电解质的电离平衡考点归纳

例如：在醋酸的电离平衡 CH3COOH
CH3COO-+H +
A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但 c(CH 3COOH) 、c(H +)、c(CH 3COO -)变小；
B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动， c(CH 3COOH) 、 c(H +)、 c(CH 3COO -)均增大但电离程
四、一元强酸、弱酸的比较
相同体积、相同物质的量浓度的比较
酸的浓度
C（ H +）
一元强酸（ HCl ）和一元弱酸（ CH 3COOH ）
pH
开始与金中和碱的与活泼金
属反应的能力
属反应产
速率
生 H2 的量
一元强酸相同
大
小
大
相同
相同
一元弱酸
小
大
小
相同体积、相同 pH 的比较一元强酸（ HCl ）和一元弱酸（ CH3COOH ）
1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因 ①温度 : 升高温度，由于电离过程吸热
,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度 : 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所
以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
水稀释至体积 V, pH 随的变化如图所示 ,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 =2 时，若两溶液同时升高温度，则

水溶液中的离子平衡专题17道高考题答案详解和要点提示

第一部分：弱电解质的电离平衡1. (海南化学卷第6题，3分)已知室温时，O.1mo1/L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=4C •此酸的电离平衡常数约为 1 X10-71•答案：B10c(H+)=c(OH-)=1 10 ，由HA电离出的c(H+)约为水电离出的要点1 : 一元弱酸的电离方程式为HA -------- H+ +A-;溶液中的c(H+)=c(HA) •;溶液的pH= - lg {c(H +)}要点2 :一元弱酸的电离方程式为HA -------- 1H+ +A-，此酸的电离平衡常数• c(H)平衡?c(A )平衡{c(HA)? } ?{c(HA)? }小人、K c( HA) -----------c(HA)平衡c(HA)?(1 ) (1 )要点3 :一元弱酸的电离方程式为HA H+ +A-,由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的倍数关c(H)溶液c(HA)? c(HA) ?c(H )水c(OH)水Kwc(H )溶液B •升高温度，溶液的pH增大D .由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍详解：0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，说明HA是弱酸，其电离方程式为HA ------- 1H+ +A-;c(H+)=c(HA)4 丄0.1mol/L 0.1% 1 10 mol / L , pH=-lg{c(H +)}=4,A 不符合题意；HA 是弱酸，弱酸的电离是吸热的，升温促进电离，电离度增大，c(H+)随之增大，lg{c(H+)}也增大，-lg{c(H +)}减小，pH减小，B符合题意；电离平衡时c(A -)= c(H +)= 1 10 4 mol / L ,c(HA)=0.1mol/L- 1 10 4 mol/L 〜0.1mol/L;此酸的电离平衡常数K c(H)?c(A)c(HA)1 1041 1040.11 107,C不符合题意；酸的存在抑制了水的电离，使得水电离出来的c(H+)=c(OH-)远小于1 10 7 mol/L,酸电离出来的c(H +)= 1410 4 mol / L远大于水电里出来的c(H+)，溶液中的c(H+)可以忽略水电离出来的c(H+);溶液中的c(H +)= 1 10 4mol / L ,KW c(H ) ?c(OH );1 10 14 1 10 4c(OH );c(OH ) 1 10141 1041 1010,水电离出来的c(H+)的106倍,D不符合题意。

高考热点——弱电解质的电离平衡

若ｎ一ａ，一６，即混合前两溶液中：ｂ
ＣＨ。ＣＯＯＨ与ＮａＨ物质的量相等，两Ｏ则
者恰好完全反应生成ｃＨ。ｃｏＯＮａ，应后的溶液因反ＣＨｓＣＯＯＮａ水解而呈碱性，选项Ｃ错；反应后的故因溶液显碱性，ｃｏＨ一）ＣＨ）由电荷守恒可知选有（＞（，项Ａ也不正确；项Ｂ也由电荷守恒推知混合溶液中选ｃｃＨ３（ＣｏＯ一）＝ＣＮａ，也不选；ＣＨ。ｏｏＨ与＝（）故＝若ＣＮａＯＨ恰好完全反应，得溶液呈碱性，使混合溶所若
泄漏天机
●
高考热点
质的量与醋酸相等当同种金属与不问的酸溶液反
应时，（ｃＨ）大小决定反应初始速率的大小，酸的而
溶液中可电离的Ｈ（括还未电离的Ｈ）物质的包的
② 用ＨＮｏ溶液做导电实验，泡很暗；灯弱电解质的电离平衡是考查考生能力的好题材，有关试题也是区分度较好的试题之一．笔者认为弱电解质的电离平衡仍然是近几年高考的热点． ③ ０１ｔｏ・Ｌ的ＨＮｏ２溶液的ｐ一２１．！ｏＨ．；
④ ＮａＮＯ。和Ｈ。ｏ反应，成ＨＮＯｚＰ生；
⑤ ｐ－３的ｆＮ溶液稀释至１０倍后，Ｈ小于５Ｈ二｛０ｐ．

高考化学总复习第七章第一节弱电解质的电离平衡试题(含解析)

高考化学总复习第七章第一节弱电解质的电离平衡试题（含解析）一、单项选择题1．有关电解质与非电解质的陈述，合理的是()A．在水溶液中能导电的化合物都是电解质B．在熔融状态下不导电的化合物都是非电解质C．氨水为混合物，不属于电解质D．硫酸溶于水能导电，所以浓硫酸为电解质解析：在水溶液中能导电，且导电的离子全部来自化合物自身，这样的化合物为电解质。

共价化合物有的虽为电解质，但由于熔融时不能电离成自由移动的离子，所以不能导电。

浓硫酸是混合物，不属于电解质，纯硫酸才是电解质。

答案：C1题变式1－1.电解质有强弱之分，二者的区别在于其电离程度的差异。

下列对强、弱电解质的描述，不正确的是()A．强电解质是指在水溶液中能完全电离的电解质B．在水溶液中离子浓度小的电解质为弱电解质C．在水溶液中只能部分电离的电解质为弱电解质D．强酸、强碱和绝大部分盐类为强电解质解析：离子浓度的大小并不能作为判断电解质强弱的依据，因为起始浓度小的电解质，即使完全电离，电离产生的离子浓度也很小。

答案：B2．下列实验事实不能证明醋酸是弱酸的是()A．常温下，测得醋酸钠溶液的pH>7B．常温下，测得0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝4C．常温下，将pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍，测得pH<4D．常温下，将物质的量浓度相同的醋酸溶液与氢氧化钠溶液等体积混合后恰好中和解析：证明是弱电解质可以从电离和所对应的盐溶液是否水解两个角度解题。

A项是所对应的溶液发生水解，可以；B项说明醋酸在水溶液中不完全电离，可以；C项是加水促进醋酸的电离，可以；D项只能证明醋酸是一元酸，不能证明其是弱酸，D项错。

答案：D2题变式2－1.下列事实可证明NH3·H2O是弱碱的是()A．NH3·H2O能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁B．铵盐受热易分解C．0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液可以使酚酞试液变红D．0.1 mol·L－1氯化铵溶液的pH约为5解析：证明NH3·H2O是弱电解质的原理有两个：一是证明NH3·H2O 不能完全电离，溶液中存在电离平衡；二是证明NH3·H2O 与强酸反应所对应的盐溶液水解具有弱酸性。

高三化学弱电解质的电离试题答案及解析

高三化学弱电解质的电离试题答案及解析1. 下列有关说法正确的是A ．常温下，0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液的pH=1B ．铅蓄电池在放电过程中，负极质量增加，正极pH 减少C ．反应CO 2(g)+C(s)=2CO(g)在低温下不能自发进行，则其△H ＞0D ．常温下，向AgCl 浊液中加入少量NaCl 饱和溶液，则c(Ag +)、Ksp(AgCl)均减小【答案】C【解析】A 、醋酸是弱酸，水溶液中部分电离，所以pH>1，错误；B 、铅蓄电池在放电过程中，负极是Pb 发生氧化反应，质量减小，正极是PbO 2发生还原反应，结合硫酸生成硫酸铅和水，pH 增大，错误；C 、反应CO 2(g)+C(s)=2CO(g)的△S>0，低温下不能自发进行，所以其△H ＞0，正确；D 、AgCl 浊液中加入少量NaCl 饱和溶液，有氯化银沉淀析出，氯离子浓度增大，c(Ag +)减小，但温度不变，Ksp(AgCl)不变，错误，答案选C 。

【考点】考查弱电解质溶液的pH 判断，反应自发理论的应用，电化学原理的应用，溶解平衡理论2. 已知某温度下CH 3COOH 和NH 3•H 2O 的电离常数相等，现向10mL 浓度为0.1mol•L‾1的CH 3COOH 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 ．c （NH 4+）/c （NH 3•H 2O ）先增大再减小C ．c （CH 3COOH ）与c （CH 3COO‾）之和始终保持不变D ．当加入氨水的体积为10mL 时，c(NH 4+)=c(CH 3COO‾)【答案】D【解析】A 、水的电离程度先增大，恰好完全反应后，再滴加氨水，水的电离程度减小，错误；B 、因为NH 3•H 2O 的电离常数K b = c （H +）•c （NH 4+）/c （NH 3•H 2O ），所以c （NH 4+）/c（NH 3•H 2O ）=K b / c （H +），因为K b 不变，c （H +）逐渐减小，所以c （NH 4+）/c （NH 3•H 2O ）始终增大，错误；C 、随着氨水的增多，溶液的体积变大，c （CH 3COOH ）与c （CH 3COO‾）之和逐渐减小，错误；D 、当加入氨水的体积为10mL 时，CH 3COOH 和NH 3•H 2O 恰好完全反应，因为CH 3COOH 和NH 3•H 2O 的电离常数相等，所以CH 3COONH 4呈中性，所以c(NH 4+)=c(CH 3COO‾)，正确。

弱电解质的电离平衡(高考化学)全国版试题

专题十六弱电解质的电离平衡考点1 弱电解质的电离平衡1.[2021贵州贵阳摸底考试]下列能说明乙酸是弱电解质的是 ( )A.乙酸溶液能导电B.室温下,0.01 mol ·L -1乙酸溶液的pH>2 C.乙酸可以与金属钠反应放出氢气 D.乙酸溶液能使紫色石蕊试液变红2.已知25 ℃时,H 2A 的K a1=4.0×10-4、K a2=5.0×10-11,HB 的K a =2.0×10-5。

下列说法正确的是 ( )A.常温下,相同浓度溶液的pH:H 2A<HBB.升高Na 2A 溶液的温度,c(Na +)c(A 2−)减小C.HB 能与NaHA 溶液反应生成H 2AD.常温下,相同浓度溶液的碱性:Na 2A<NaB考点2 电离常数及其应用3.[2020福建福州八县一中联考]已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表所示。

H 2CO 3H 2SO 3HClOK a1=4.4×10-7 K a1=1.29×10-2 K a =4.7×10-8 K a2=4.7×10-11 K a2=6.24×10-8下列说法正确的是( )A.常温下,相同浓度的H 2SO 3溶液和H 2CO 3溶液的酸性,后者更强B.向Na 2CO 3溶液中通入少量SO 2:2C O 32−+SO 2+H 2O 2HC O 3-+S O 32−C.向NaClO 溶液中通入少量CO 2:2ClO -+CO 2+H 2O2HClO+C O 32−D.向氯水中分别加入等浓度的NaHCO 3溶液和NaHSO 3溶液,均可提高氯水中HClO 的浓度4.[2021山东威海测试]室温下,将 10 mL 浓度均为 1 mol ·L -1的 CH 3NH 2、NH 2OH 两种一元碱溶液分别加水稀释,曲线如图,V 是溶液体积(mL),pOH=-lg c (OH -)。

高考化学十年真题专题汇编解析-弱电解质的电离平衡

题型一：弱电解质的电离平衡1.(2019·天津·5)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和体积均相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。

下列叙述正确高考化学十年真题专题汇编解析－弱电解质的电离平衡的是A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液B.溶液中水的电离程度:b点>c点C.从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)D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同【答案】C【解析】本题考查弱电解质溶液的稀释图像分析，考查的核心素养是变化观念与平衡思想。

根据HNO2和CH3COOH的电离常数，可知酸性：HNO2＞CH3COOH。

相同pH的两种酸溶液，稀释相同倍数时，弱酸的pH变化较小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的c(H+)大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点＜c点，B项错误；溶液中＝，从c点到d点，HA的电离平衡正向移动，但KW、Ka(HA)的值不变，故不变，C项正确；相同体积a点的两溶液中，由于c(CH 3COOH)＞c(HNO 2)，故n(CH 3COOH)＞n(HNO 2)，因此与NaOH 恰好中和后，溶液中n(Na +)不同，D 项错误。

【解后反思】对于pH 相同的两种酸溶液：①酸性越弱，其物质的量浓度越大；②稀释相同倍数时，酸性越弱，其对应溶液的pH 变化越小；③相同体积的两种酸溶液，酸性越弱，中和NaOH 的能力越强。

2.(2018·天津·3)下列叙述正确的是()A ．某温度下，一元弱酸HA 的K a 越小，则NaA 的K h (水解常数)越小B ．铁管镀锌层局部破损后，铁管仍不易生锈C ．反应活化能越高，该反应越易进行D ．不能用红外光谱区分C 2H 5OH 和CH 3OCH 3【答案】B【解析】本题是对化学理论进行的综合考查，需要对每一个选项的理论表述进行分析，转化为对应的化学原理，进行判断。